2 CÁLCULOS QUÍMICOS EJERCICIOS PROPUESTOS 2. Se hacen reaccionar 6 g de azufre y 6 g de hierro. a) Se obtendrán 2 g de producto? Se cumplirá la ley de Lavoisier? b) De qué reactivo sobrará? (g S) x ( g S) a) No, pues g de azufre reacciona siempre con,75 g de hierro: x 3,43 g S.,7 5 (g Fe) 6 ( g Fe) Reaccionarán 3,43 g de azufre y 6 g de hierro, obteniéndose 3,43 6 9,43 g de producto, cumpliéndose la ley de Lavoisier. b) Sobrará: 6 3,43 2,57 g S. 2.2 Se hacen reaccionar 7,5 g de azufre y hierro en exceso. Qué cantidad de sulfuro de hierro (II) (FeS) se formará? Usamos la misma proporción del ejemplo, es decir: a partir de 6 g de azufre se obtienen 6,5 g de sulfuro de hierro (II). Así pues: 6 ( g S) 7,5 (g S) x 20,6 g de FeS 6, 5 ( g FeS) x (g FeS) 2.3 Dada la reacción de producción del amoníaco: a) Interpreta la reacción dibujando en los matraces los átomos que intervienen en el proceso. Escribe la reacción y ajústala. b) Sería posible que cada matraz representara kg de sustancia? Y que mostrara m 3 de gas? a) N 2 3 H 2 2 NH 3 b) Sería posible con medidas de volumen solamente. 2.4 En el siguiente gráfico cada matraz representa el mismo volumen. Crees que se corresponde con el proceso siguiente? Cloro hidrógeno cloruro de hidrógeno Escribe la reacción y ajústala. Sería posible si fueran agregados moleculares de un solo átomo, pero no es así. La verdadera reacción es: Cl 2 H 2 2 HCl
2.5 Calcula la masa de un billón de átomos de oro. M at del Au: 96,97 u Por tanto, 0 2 átomos serán: 0 2 96,97,66 0 24 3,27 0 0 g. 2.6 La fórmula del ácido ascórbico (vitamina C) es C 6 H 8 O 6. Cuántos moles y moléculas habrá en 0 g de vitamina C? Cuántos átomos de hidrógeno se pueden obtener? M m (C 6 H 8 O 6 ) 76 u 0 Número de moles 5,68 0 76 2 mol 5,68 0 2 6,022 0 23 3,42 0 22 moléculas. Se pueden obtener: 8 3,42 0 22 2,74 0 23 átomos de H. 2.7 En el ejercicio resuelto, calcula la cantidad de nitrato de plata que se consume. 0,04 moles de Zn reaccionan con 2 0,04 0,08 moles de AgNO 3. 0,08 69,8 3,6 g de AgNO 3 2.8 A partir de la cantidad de Zn(NO 3 ) 2 obtenida, verifica que se cumple la ley de conservación de la masa. En total, el proceso es: 2,6 g de Zn 3,6 g de AgNO 3 8,6 g de Ag 7,6 g de Zn(NO 3 ) 2 6,2 g cte. 2.9 Se echan 50 g de carburo de calcio sobre agua y se obtiene acetileno (C 2 H 2 ) según el siguiente proceso: CaC 2 H 2 O Ca(OH) 2 + C 2 H 2 a) Qué cantidad máxima se puede lograr? b) Si se han obtenido 6 g, cuál fue el rendimiento del proceso? a) Los moles de CaC 2 se calculan dividiendo entre su masa molar (64 g/mol): n CaC2 5 0 0,78 mol. 64 Los mismos moles se obtienen de C 2 H 2. Si su masa molar es 26 g/mol, queda: 0,78 26 20,3 g. 6 b) Si se han obtenido 6 g, queda un rendimiento de 00 78,8%. 2 0,3 2.0 A partir de los datos del ejercicio resuelto 3: a) Calcula la masa de propano que sobra. Puede utilizarse otro dato, que no sean los 50 moles de O 2, para hallar la masa de agua formada? b) Identifica el reactivo limitante cuando reaccionan 40 g de propano con 70 g de oxígeno. a) Sobran 2 moles, es decir, 2 44 88 g de propano. Podemos usar como dato los moles de propano, pero solo los que se gastan, es decir 0 moles. ( mol propano) La proporción queda: 4 ( mol agua) x 40 moles de agua. 0 ( mol propano) x( mol agua) b) Calculamos los moles: n C3H8 4 0 0,9 moles de C 44 3 H 8 ;n O2 70 5,3 moles de O 32 2. (mol propano) A partir de la cantidad de metano, 5 ( mol oxígeno) x 4,5 moles de O 0,9 (mol propano) 2 se gastan. x( mol oxígeno) Así pues, sobra oxígeno y el reactivo limitante es el propano.
2. Al quemar 0 moles de aluminio en presencia de 0 moles de oxígeno se obtiene alúmina (Al 2 O 3 ). a) Escribe y ajusta la ecuación del proceso. Habrá oxígeno suficiente? b) Identifica el reactivo limitante y calcula la cantidad de reactivo sobrante y la masa de alúmina formada. a) 2 Al 3 2 O 2 Al 2 O 3 La proporción queda: 2 ( mol Al),5 (mol O2) x 7,5 moles de O 2 se necesitan. 0 ( mol Al) x (mol O2) En consecuencia, sobran 2,5 moles de oxígeno, que son: 2,5 32 80 g. b) El reactivo limitante es el aluminio. Se formarán 5 moles de Al 2 O 3 que son: 5 02 50 g. 2.2 Halla el volumen que ocupan 00 g de vapor de agua medidos a presión atmosférica y 00 C. Aplicando la ecuación de los gases ideales: p V n R T V 00 0,082 373 V 69,9 L 8 2.3 Una cantidad de gas ocupa 5 L a 3 atm de presión. Qué volumen ocupará a 5 atm si no cambia T? Puede utilizarse directamente la proporción: p V cte. T Que en el caso de T cte, se convierte en la ecuación de Boyle: pv p V 3 5 5 V V 3 L 2.4 a) Qué densidad tiene el nitrógeno, N 2, en c. n.? Y el gas butano (C 4 H 0 )? b) En caso de un escape de butano, el gas se situará cerca del suelo o cerca del techo? a) mol de cualquier gas en c. n. ocupa un volumen de 22,4 L. Así: La densidad de mol de N 2 (28 g) es: d m V 28 g,25 g/l 22,4 L La densidad de mol de C 4 H 0 (58 g) es: d m V 58 g 2,6 g/l 22,4 L b) En consecuencia, si hay un escape de butano, este se posará sobre el suelo, ya que es más denso que el aire. 2.5 El ejercicio resuelto 5 se puede solucionar de las dos formas que se indican: pasando litros a moles y sin pasar a moles. Relaciona estas posibilidades de resolución con la hipótesis de Avogadro para los gases. Recordemos la conclusión de Avogadro: volúmenes iguales de cualquier gas, en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. Así pues, es equivalente establecer entre las sustancias reaccionantes una, en moléculas y en volumen.
2.6 Se queman en aire 200 L de gas metano (CH 4 ) para dar CO 2 (g) y H 2 O (g). Si todos los gases están en c. n. de presión y temperatura: a) Qué volumen de O 2 se consumirá en el proceso? b) Qué volumen de vapor de agua se obtendrá? Ajustamos la ecuación: CH 4 (g) 2O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (g). Estableciendo la proporción directamente en litros, resulta que 200 L de metano necesitan 400 L de oxígeno para reaccionar y dan 400 L de vapor de agua en c. n. 2.7 A partir de la proporción en gramos establecida en la fórmula Na,4 S, calcula la fórmula empírica del sulfuro de sodio. Tomamos el esquema de resolución propuesto en el texto: La fórmula empírica es: Na 2 S Masa Gramos de elemento m ( g) n Relación con atómica (en 00 g de compuesto) Matóm ica ( g/mol) el menor Na 23 g/mol,4, 4 0, 0609 0,0609 mol 2 23 0, 0325 S 32 g/mol 0,0325 mol 0, 0325 3 2 0, 0325 2.8 Busca en internet la estructura desarrollada del ácido caproico y su nombre sistemático. Los ácidos de masa molar baja (hasta diez átomos de carbono) son líquidos incoloros, de olor muy desagradable. El olor del vinagre se debe al ácido acético; el de la mantequilla rancia al ácido butírico. El ácido caproico (hexanoico) se encuentra en el pelo y secreciones del ganado caprino. Los ácidos C5 a C0 se dice que poseen olores a cabra. Otros datos del ácido hexanoico, en http://www.mtas.es/insht/ipcsnspn/nspn67.htm. 2.9 a) Qué residuo seco dejará una muestra de 2,5 g de CoCl 2 6H 2 O al calentarla? b) Qué indicaría la presencia de sales hidratadas en Marte? c) Determina el porcentaje de Co en el CoCl 2 6H 2 O. a) Calculamos la masa molar de la sal hidratada: 237,9 (g CoCl 2 6H 2 O) 29,9 (g CoCl 2) 58,9 2 35,5 6 (2 6) 237,9 g/mol 2,5 (g CoCl 2 6H 2 O) x (g CoCl 2) x 6,83 g CoCl 2 (residuo seco) b) La presencia de sales hidratadas indica que en su proceso de formación ha intervenido el agua, lo cual delataría su presencia. Para más detalles consulta http://astrobiologia.astroseti.org/nai.php?id=53. 58,9 c) % Co 00 24,76% 2 37,9
CIENCIA APLICADA 2.20 Qué reacción tiene lugar cuando se calienta la piedra caliza? Por qué la recogida de gases sobre mercurio permitió a Priestley descubrir gases que de otro modo pasaban inadvertidos? El texto explica el resultado de la reacción: se desprende CO 2 (g) y se forma óxido de calcio. CaCO 3 CaO (s) CO 2 (g) Todos los gases citados son muy solubles en agua, con lo que al pasar a través de ella quedan disueltos y no se pueden recoger aislados. 2.2 Utiliza la citada página de internet (y otras que puedes buscar) para explicar el método sobre cómo licuar aire. Para licuar el aire se utiliza el aparato de Linde, que consta esencialmente de un compresor, terminado en un recipiente cerrado. Se empieza por comprimir el aire a 200 atm. El calor producido por la compresión se elimina en el serpentín refrigerado por agua o salmuera. El aire frío, altamente comprimido, se expande luego hasta 20 atm en el recipiente y en el serpentín de enfriamiento, por el exterior del cual sube nuevamente al compresor. La descompresión produce un descenso de temperatura de unos 50 C aproximadamente. Se repite la operación indefinidamente y la temperatura baja progresivamente en el recipiente hasta que el aire se condensa de modo continuo. Se saca dicho líquido por medio de un grifo y se conserva a la presión atmosférica en frascos especiales de paredes aisladas a la temperatura de 9 C. EJERCICIOS DE APLICACIÓN 2.22 Indica cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera: a) La ley de conservación de la masa es debida a Avogadro. b) Volúmenes iguales de cualquier gas contienen el mismo número de moléculas. c) Al calentar estaño en presencia de aire, la masa final es igual a la inicial. d) Al calentar estaño en presencia de aire, la masa final del calcinado es mayor que la del estaño. Es correcta la opción d). Cuando se calienta estaño en presencia de aire, la masa final del calcinado es mayor que la del estaño. 2.23 Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y por qué: a) El número de átomos de H que hay en 0,75 moles de sacarosa (C 2 H 22 O ) es de 6,5. b) El número de átomos de C que hay en 0,75 moles de sacarosa (C 2 H 22 O ) es de 5,4 0 24. c) La masa molar de la sacarosa se puede expresar como de 342 u/mol. d) El número de moles de O que hay en 0,75 moles de sacarosa (C 2 H 22 O ) es de 8,25. a) Falsa: la cifra aportada, 6,5, son moles y no átomos. b) Verdadera: 2 0,75 N A 5,4 0 24. c) Falsa: la expresión correcta es 342 g/mol o u/molécula. d) Verdadera: son 0,75 8,25 moles.
2.24 Hacemos pasar una corriente de oxígeno a través de g de cobre en polvo y se forman 3,77 g de óxido de cobre (II). Cuáles de las siguientes proporciones son imposibles y por qué? a) g de Cu 3,77 g de O 3,77 g de CuO b) 4 g de Cu g de O 5 g de CuO c) 6 g de Cu 2,5 g de O 8,5 g de CuO d) 6,35 g de Cu,6 g de O 7,95 g de CuO a) Falsa: no cumple el principio de conservación de la masa. b) Verdadera, la proporción es: c) Falsa: Al hacer la proporción resulta: Por tanto, reaccionan solo,5 g de O: ( g 4 ( g Cu) Cu) 3,77 ( g CuO) x x 5 g CuO ( g CuO) ( g 6 ( g Cu) Cu) 3,77 ( g CuO) x x 7,5 g CuO ( g CuO) 6 (g de Cu),5 (g de O) 7,5 (g de CuO) d) Verdadera: (g Cu) 3,77 ( g CuO) x 7,95 g CuO 6,35 (g Cu) x ( g CuO) 2.25 Sin usar la calculadora, ordena las muestras de menor a mayor número de átomos de oxígeno de 6 g de mol de CO 2 y 3 0 23 moléculas de O 3. Expresando todas las cantidades en número de átomos de O, tenemos: 6 g de O mol de O, es decir, 6,022 0 23 átomos de O mol de CO 2 2 moles de O, es decir, 2 6,022 0 23 = 2,044 0 23 átomos de O 3 0 23 moléculas de O 3 3 3 0 23 átomos de O, es decir, 9 0 23 átomos de O Así pues, el orden sería: 6 g de O 3 0 23 moléculas de O 3 mol de CO 2. 2.26 Completa la tabla siguiente. Sustancia Moles Masa Átomos de carbono N. o de moléculas C 3 H 8 9 0 23,5,5 44 66 g 3 9 0 23 27 0 23 9 0 23 N A 240 Pb(CO 3 ) 2 0,73 240 g 2 4,4 0 3 27,2 23 8,8 0 23 0,73 N A 4,4 0 23 2.27 Completa la tabla siguiente. Sustancia Moles Masa Volumen (c. n.) N. o de moléculas C 2 H 2 (g),5,5 26 39 g,5 22,4 33,6 L,5 9,03 0 23 35 NO 2 (g),56 2 2,4,56 46 7,8 g 35 L,56 N A 9,4 0 23
2.28 Calcula las cantidades siguientes: a) Los átomos de Cl en 75 g de sal común. b) El volumen que ocupan 000 kg de NH 3 (g) medidos a 500 C y 800 atmósferas. c) La masa correspondiente a 20 L de CO 2 (g) medidos a 25 C y a una presión de 800 mm de mercurio. d) Los átomos de C en 20 L de CO 2 (g) en c. n. ( molnacl) 6,022 0 23 (moléculas NaCl) (átomo Cl) a) 75 (g NaCl) 7,72 0 5 8,5 (g NaCl) ( molécula NaCl) 23 átomos de Cl (mol NaCl) b) p V nrt 800 V 6 0 0,082 (273 500) V 4660,7 L 7 c) p V nrt 8 00 m 20 0,082 298 m 37,9 g 760 4 4 20 d) N 2 2,4 A 5,4 0 23 átomos de C 2.29 Ajusta los procesos y calcula la composición en porcentaje de los compuestos del apartado d). a) C 4 H 0 O 2 CO 2 H 2 O b) Cu AgNO 3 Ag Cu(NO 3 ) 2 c) P 4 O 2 P 2 O 3 d) Ca 3 P 2 H 2 O Ca(OH) 2 PH 3 a) C 4 H 0 3 O 2 2 4CO 2 5H 2 O b) Cu 2 AgNO 3 2 Ag Cu(NO 3 ) 2 c) P 4 3O 2 2P 2 O 3 d) Ca 3 P 2 6H 2 O 3 Ca(OH) 2 2PH 3 A partir de las masas moleculares se calcula la composición en tantos por ciento: Ca 3 P 2 : % Ca 20 62 00 66%; % P 00 34% 82 82 2 H 2 O: % H 00,%; % O 6 00 88,9% 8 8 Ca(OH) 2 : % Ca 4 0 00 54,; % O 3 2 2 00 43,2%; % H 00 2,7% 74 74 7 4 PH 3 :%P 3 3 00 9,2%; % H 00 8,8% 34 3 4 PROBLEMAS DE SÍNTESIS 2.30 Qué ecuación describe mejor el proceso? a) A B 2 A 2 B b) A 4 2B 4AB c) A 2 4B 2AB 2 d) A B 2 AB 2 La ecuación que mejor describe el proceso es d): A B 2 AB 2.
2.3 Puede referirse el dibujo al proceso siguiente: bromo hidrógeno bromuro de hidrógeno? No puede ser, dado que la proporción en volumen es: 00 00 00 00 Lo cual solo se explica a partir de moléculas diatómicas según la reacción: Br 2 H 2 2 HBr. 00 00 00 2.32 Halla la fórmula molecular de un compuesto de fórmula empírica HCO 2 y de masa molar 90 g/mol. Determina su composición centesimal. Fórmula empírica: HCO 2. Fórmula molecular: (HCO 2 ) n. Así pues: masa fórmula molecular n masa fórmula empírica 90 n 45 n 2. Y queda: (HCO 2 ) 2 H 2 C 2 O 4. 2 Composición centesimal: %H 00 2,2 %; %C 2 4 00 26,7 %; %O 6 4 00 7, %. 9 0 90 90 2.33 Al quemar un trozo de cartón, las cenizas que quedan pesan menos que el cartón original, pero al quemar un trozo de cinta de magnesio, queda una ceniza blanca que pesa más. a) Interpreta este hecho. b) Escribe la reacción que tiene lugar al quemar magnesio en aire. Si hemos quemado 5 g de Mg, cuánto pesarán las cenizas obtenidas? a) El cartón forma CO 2 (g) y H 2 O (g) que escapan a la atmósfera. Sin embargo, el magnesio forma MgO, que pesa más debido al oxígeno adicionado, y no escapa del sistema por tratarse de un sólido. b) Mg (s) 2 O 2 (g) MgO (s) Masas molares (g/mol) 24,3 32 40,3 Mg (s) 2 O 2 (g) MgO (s) n los moles a gramos 5 0,2 mol 24,3 0,2 mol 0,2 40,3 8,46 g
2.34 Se dan a continuación los volúmenes molares (en L/mol) de un gas ideal a distintas presiones y temperaturas. Completa los huecos que faltan. Temperatura (K) Presión (atm) 30 300 50 300 000 4, 0,082 2,74 Establecemos proporciones del tipo: p V p V ; o bien se usa directamente la ecuación de los gases ideales, calculando el T T número de moles y usándolo en las demás casillas. Resulta: Temperatura (K) Presión (atm) 30 300 50 300 000 4, 24,6 82,2 0,37 0,82 2,74 0,04 0,082 0,274 2.35 Se calientan 8 g de un hidrato de FeCl 3 hasta que su masa final es de 4,8 g. Halla la fórmula del hidrato. Establecemos una proporción a partir de las masas molares del hidrato: FeCl 3 xh 2 O. En 62,3 8x (g de FeCl 3 xh 2 O) hay 62,3 (g de FeCl 3 ). En 8 (g de FeCl 3 xh 2 O) hay 4,8 (g de FeCl 3 ). 62,3 8x 6 2,3 x 6. Así, la fórmula del hidrato queda: FeCl 8 4,8 3 6H 2 O. 2.36 Halla las fórmulas empíricas siguientes: a) Estradiol: 79,37% de C, 8,88% de H,,75% de O. b) Urea: 20% de C, 6,7% de H, 26,6% de O, 46,7% de N. a) Estradiol Masa Masa (g) de elemento m n (mol) Relación con atómica (en 00 g de compuesto) Ma tómica el menor C 2 u 79,37 79, 37 2 6,642 6, 642 0 9, 7344 H u 8,88 8, 88 8,88 8,88 0 2,7344 O 6 u,75, 75 6 0,7344 0, 7344 0, 7344 Fórmula empírica: C 9 H 2 O. b) Urea Masa Masa (g) de elemento m n (mol) Relación con atómica (en 00 g de compuesto) Ma tómica el menor C 2 u 20 2 0,6667, 6667 2, 6625 H u 6,7 6,7 6, 7 6,7, 4 6625 O 6 u 26,6 2 6,6 6,6625, 6625, 6625 N 4 u 46,7 4 6,7 4 3,3357 3, 3357 2, 6625 Fórmula empírica: CH 4 ON 2.
2.37 El avinagramiento del vino se produce cuando el oxígeno oxida el etanol (C 2 H 6 O) para convertirlo en ácido acético (C 2 H 4 O 2 ) y agua. En cuánto aumentaría la masa de una botella de vino que contiene 75 g de etanol si este compuesto se convirtiera totalmente en ácido acético? a) Supón la botella de vino cerrada. b) Imagínala abierta. La reacción (ajustada) que tiene lugar es: C 2 H 6 O O 2 C 2 H 4 O 2 H 2 O. a) En el primer supuesto, el etanol toma el oxígeno del aire encerrado en la botella hasta que este se agota. Queda el nitrógeno del aire y el oxígeno pasa a formar parte del ácido formado; en cualquier caso, no se modifica la masa del sistema, ya que todo queda dentro de la botella. b) En el segundo caso, el sistema incorpora oxígeno del aire, que pasa a formar parte de las moléculas resultantes, con lo que habrá un aumento de masa. Veamos en qué cantidad: Masas molares (g/mol) 46 32 C 2 H 6 O O 2 C 2 H 4 O 2 H 2 O n los moles a gramos 7 5,63 mol 46,63 mol,63 32 52,6 g 2.38 Puede darse un proceso químico como el descrito si cada matraz representa g de sustancia? Y si cada uno representa L de gas? Si cada uno representa g de sustancia, el proceso se leería así: g 2 g 2 g, lo cual va contra la ley de conservación de la masa, y, por tanto, es imposible. El proceso sí es viable si viene dado en volumen, o en moles, lo cual es equivalente según la hipótesis de Avogadro. En efecto, ello sería posible para las reacciones siguientes, por ejemplo: O 2 2H 2 2H 2 O; O 2 2Cl 2 2Cl 2 O. 2.39 Si cada uno de los matraces anteriores representa 2 L de gas en condiciones normales, cuántas moléculas habrá entre todos ellos? 0 El volumen total serían 0 L, es decir: N 2 2,4 A 2,69 0 23 moléculas. PARA PENSAR MÁS 2.40 Las bolsas de aire de seguridad de los automóviles se inflan con nitrógeno gaseoso generado por la rápida descomposición de acida de sodio (NaN 3 ): NaN 3 (s) Na (s) N 2 (g) Si una bolsa de aire tiene un volumen de 38 L y debe llenarse con nitrógeno gaseoso a una presión de,5 atm y a una temperatura de 25 C, cuántos gramos de acida deben descomponerse? A partir de p V n R T,5 38 n 0,082 298 n 2,33 moles de N 2. Ajustamos la ecuación: 2 NaN 3 (s) 2Na(s) 3N 2 (g). Masas molares (g/mol) 65 23 28 2NaN 3 (s) 2 Na (s) 3N 2 (g) n los moles a gramos 2 3 2,33,55 mol,55 65 00,75 g 2,33 mol
2.4 En siderurgia, la cal viva (CaO) se combina con la sílice (SiO 2 ) presente en el mineral de hierro para dar una escoria fundida de fórmula CaSiO 3. a) Qué masa de escoria se obtiene a partir de una tonelada de sílice? Qué masa de cal viva es necesaria? b) La cal viva necesaria se puede obtener descomponiendo por calor la caliza (CaCO 3 ) para dar cal y CO 2. Qué a) A partir de la ecuación ajustada: CaO SiO 2 CaSiO 3. Masas molares (g/mol) 56 60 6 CaO SiO 2 CaSiO 3 n los moles a gramos 6 0 6 666,67 mol 60 6 666,67 mol 6 666,67 mol 6 666,67 56 0,93 0 6 g b) A partir de la ecuación ajustada: CaCO 3 CaO CO 2. 6 666,67 6,93 0 6 g Masas molares (g/mol) 00 56 44 CaCO 3 CaO CO 2 n los moles a gramos 6 666,67 mol 6 666,67 00,67 0 6 g 6 666,67 mol 2.42 El proceso comercial más importante para convertir N 2 del aire en compuestos nitrogenados se basa en la conocida como síntesis de Haber: N 2 (g) H 2 (g) NH 3 (g). Si el proceso industrial se realiza a 500 C y 000 atm de presión, cuántos gramos de amoníaco se obtienen a partir de m 3 de nitrógeno? A partir de la ecuación de Clapeyron: p V n R T 0 3 (atm) 0 3 (L) n 0,082 (atm L K mol ) (500 273) (K) n 5 776 moles de N 2 Ajustamos la ecuación: N 2 (g) 3H 2 (g) 2NH 3 (g). Masas molares (g/mol) 28 2 7 N 2 (g) 3H 2 (g) 2NH 3 (g) n los moles a gramos 5 776 mol 2 5 776 3 552 mol 3 552 7 536 384 g 2.43 El primer paso en la obtención del ácido nítrico de forma industrial (proceso de Ostwald) consiste en la oxidación del amoníaco según el siguiente proceso: NH 3 (g) 0 2 (g) 800 C NO (g) H 2 O(g) Ajusta el proceso y deduce cuántos litros de NO se obtienen con 500 L de NH 3 en las mismas condiciones de presión y temperatura. Al tener todos los datos en las mismas condiciones de presión y temperatura, podemos establecer la proporción en litros. Ajustamos el proceso: 2 NH 3 (g) 5 2 0 2 (g) 800 C 2 NO (g) 3H 2 O (g). Se ve que la proporción (en moles y en litros) de NO es la misma que de NH 3, por lo tanto la respuesta es obvia: se obtienen 500 L de NO.
2.44 Se queman 20 g de carbono en 20 L de O 2 en c. n. Cuál es el reactivo limitante? Escribimos la reacción ajustada: C (s) O 2 (g) CO 2 (g). 20 ( g) Calculamos los moles de C: n c,67 moles de C. 2 ( g/ mol) 20 ( L) Calculamos los moles de O 2 :n O2 0,89 mol de O 2. 22,4 (L/ mol) Si mol de C reacciona con mol de O 2, se gastarán los 0,89 moles de O 2 y quemarán igualmente 0,89 moles de C. Por tanto, sobran,67 0,89 0,78 moles de C y el reactivo limitante es el O 2. 2.45 Para entender mejor las leyes de los gases, consulta la siguiente dirección de Internet: www.e-sm.net/fq4eso8 Realiza la práctica que se muestra de la ley de Boyle-Mariotte. La Ley de Boyle-Mariotte considera que a temperatura constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión que soporta. La práctica permite visualizar lo que sucede con el volumen de un recipiente que se encuentra a temperatura constante, cuando se ve sometido a variaciones de presión. 2.46 Los camellos almacenan la grasa triestearina (C 57 H 0 O 6 ) en su giba. Además de constituir una fuente de energía, la grasa es una fuente de agua, ya que se produce la siguiente reacción: C 57 H 0 O 6 (s) O 2 (g) CO 2 (g) H 2 O (l) Qué masa de agua puede obtenerse a partir de kg de grasa? Ajustamos el proceso: C 57 H 0 O 6 (s) 6 3 O 2 2 (g) 57 CO 2 (g) 55 H 2 O (l) Masas molares (g/mol) 890 32 44 8 C 57 H 0 O 6 (s) 6 3 O 2 2 (g) 57 CO 2 (g) 55 H 2 O (l) n los moles a gramos 000,2 mol 890 55,2 6,6 mol 6,6 8 08,8 g TRABAJO EN EL LABORATORIO Qué conclusión se puede extraer de la experiencia A? Y de la experiencia B? En la experiencia A comprobamos que se cumple la Ley de conservación de la masa de Lavoisier. En el punto 3 la masa final no coincide con la inicial, pues hemos dejado escapar parte del producto formado en estado gaseoso. En la experiencia B comprobamos que se cumple la Ley de las proporciones definidas de Proust. 2 Consulta la siguiente dirección de Internet y describe diversos modos de obtener hidrógeno. www.e-sm.net/fq4eso9 Uno de los métodos es utilizar alguna fuente de energía para disociar el agua en oxígeno e hidrógeno. Generalmente, se realiza por electrolisis en condiciones de presión y temperatura extremas. Nuevas investigaciones están consiguiendo, mediante fotólisis, la transformación directa de la luz solar en energía química almacenada en forma de H 2.