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TEMA O: REPASO
1.Leyes Ponderales. 2.Cálculos con moles, gramos, átomos y moléculas. 3.Determinación de fórmulas empíricas y moleculares. 4.Leyes de los gases: Boyle, Charles y ley de los gases perfectos. 5.Disoluciones 5.1.Cálculos numéricos con disoluciones (molaridad, %(p/p), %/v/v) 5.2.Propiedades coligativas. 6.Estequiometría. 6.1.Sin factores limitantes. 6.2.Con factores limitantes.
1. LEYES PONDERALES.
Las leyes ponderales son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas. Estas leyes son las siguientes:
Ley de conservación de la masa (1773) ( Antoine Laurent Lavoisier (1743 – 1794) ). “En cualquier reacción química que ocurra en un sistema cerrado, la masa total de las sustancias existentes se conserva. O lo que es lo mismo, en una reacción química la masa de los reactivos (sustancias de partida) es la misma masa que la de los productos (sustancias finales)”
Ley de las proporciones definidas (1779) o ley de Proust ( Joseph Louis Proust (1754 – 1826) ). “Cuando se combinan químicamente dos o más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una proporción fija, con independencia de su estado físico y forma de obtención”
Como se deduce de la lectura de la ley de Proust, esta SOLO SE PUEDE APLICAR cuando estemos comparando masas de DOS elementos para formar el MISMO COMPUESTO
Ley de las proporciones múltiples, o de Dalton ( John Dalton (1766 – 1844) ) “Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos distintos. En ese caso, determinada cantidad fija de uno de ellos se combina con cantidades variables del otro elemento, de modo que las cantidades variables del segundo elemento guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.”
Como se deduce de la lectura de la ley de Dalton, esta SOLO SE PUEDE APLICAR cuando estemos comparando masas de DOS elementos para formar el DISTINTOS COMPUESTOS
2. CÁLCULOS CON MOLES, GRAMOS, ÁTOMOS Y MOLÉCULAS.
Los químicos no trabajan con átomos o moléculas aisladas en el laboratorio (no existe ninguna pinza que me permita coger un átomo o una molécula). Generalmente trabajan con muestras cuya masa puede expresarse en miligramos (mg) o en gramos (g).
Por lo tanto lo que nos interesa es tener una relación: gramos – nº de átomos o de moléculas para poder trabajar en el laboratorio, que si cogemos un gramo de un elemento o de un compuesto químico podamos saber los átomos o las moléculas, respectivamente, que tienen.
Esa referencia es el mol o cantidad de sustancia que por definición es: la cantidad de sustancia de un sistema material que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012kg de carbono-12; su símbolo es “mol”. Cuando se emplea la unidad mol, las entidades elementales deben ser especificadas y pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o agrupaciones especificadas de tales partículas.
Pero una vez que sabemos que es un mol la pregunta es ¿cuántas partículas hay en un mol de cualquier sustancia? La respuesta la dio Amedeo Avogadro: 6,023 x 10^23
MUCHO CUIDADO AL EXPRESAR LAS MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS M (^) mol(H (^) 2SO (^) 4) = 98,0079 uma o 98,0079 ⇒ M (^) mol(H (^) 2SO (^) 4) = 98,0079 g/mol
En el primer caso es la masa de una sola molécula y en el segundo caso es la masa de un mol de moléculas, es decir de 6,023 x 1023 moléculas de H 2 SO 4 , como puedes ver no es lo mismo aunque el número si lo sea.
3.DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES.
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Cada sustancia simple o compuesta se representa mediante una fórmula , escribiendo los símbolos de los átomos de los elementos constituyentes, afectados cada uno de un subíndice. Una fórmula es la representación abreviada de una sustancia y expresa su composición.
Cálculo de la fórmula empírica. 1.Conociendo el porcentaje de cada elemento en el compuesto y las masas relativas de los elementos podemos calcular el número relativo de átomos de cada elemento del compuesto dividiendo el tanto por ciento de cada elemento entre su masa atómica relativa. (esto es así porque suponemos que 100 gramos de compuesto y por tanto por ciento equivale a la masa del elemento en el compuesto). 2.Dividimos el resultado obtenido por el valor más pequeño de todos. (esto nos da la relación de átomos de cada elemento respecto a la de uno concreto) 3.Y si el resultado no es un número entero, como no podemos tener por ejemplo 0,9 átomos, se multiplican los resultados obtenidos por un número entero 2, 3, 4, etc. Hasta que todos sean números enteros. OJO TODOS LOS RESULTADOS SE MULTIPLICAN POR EL MISMO NÚMERO ENTERO ES UNA PROPORCIÓN.
Cálculo de la fórmula molecular. 1.Para calcular la fórmula molecular primero hemos de conocer la masa molecular del compuesto. 2.Después aplicamos la siguiente fórmula: masa molecular = masa (fórmula empírica) x n donde n es el número entero por el cual debemos multiplicar la fórmula empírica para obtener la fórmula molecular.
4. LEYES DE LOS GASES: BOYLE, CHARLES Y LEY DE LOS GASES PERFECTOS.
Ley de Boyle (1627 – 1691) A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas sobre las paredes del recipiente que lo contiene.
pV = K
p 1 ⋅ V 1 = p 2 ⋅ V (^2)
Ley de Charles y Gay – Lussac A presión constante, el volumen de una masa de gas es directamente proporcional a la temperatura.
V = K`T V 1 / T 1 = V 2 / T 2
A volumen constante, la presión de una masa de gas es directamente proporcional a la temperatura.
p = K`T p 1 / T 1 = p 2 / T 2 Si en la representación gráfica de la ley de Charles y Gay
- Lussac , para una masa determinada de gas y a un presión fija, cambiamos la presión y volvemos a representar la nueva relación temperatura – volumen, obtendremos otra recta con distinta pendiente (figura anexa). Sir Willian Thomsom , conocido como Lord Kelvin (1824 – 1907) , observó que, al prolongar las distintas rectas hasta un hipotético volumen cero, todas se encontraban en un punto común: - 273,15ºC
Observa que como no puede ir el valor de volumen de un gas por debajo del valor 0 y para ese valor de temperatura es el mencionado anteriormente – 273,15ºC , este establece un límite de temperatura por debajo del cual ninguna sustancia química puede estar. Es el llamado:
CERO ABSOLUTO DE TEMPERATURAS (0 Kelvin)
A partir de aquí define una nueva escala de temperatura que es la denominada escala absoluta de temperaturas o escala Kelvin: T = t + 273, (T (temperatura en grados Kelvin (K); t (temperatura en grados centígrados))
Si observamos en las dos leyes anteriores se ha condicionado alguna propiedad. En la ley de Boyle eran constantes la
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Fracción molar (x (^) s o xd) La fracción molar de cada componente de una disolución indican los moles de cada uno de ellos en relación con los moles totales (la suma total de los moles de todos los componentes) Es un tanto por uno sin unidades
5.2.Propiedades coligativas.
La adición de un soluto a un disolvente hace que se modifiquen algunas propiedades de este, como la densidad, índice de refracción, etc. Esta variación de las propiedades depende de la naturaleza del soluto y de su concentración. Pero existe un grupo de propiedades que dependen únicamente de la concentración y no de la naturaleza del soluto a las que llamamos: propiedades coligativas , entre las que se encuentran la presión de vapor, punto de congelación, punto de ebullición y presión osmótica. Vamos a pasar a analizarlas individualmente:
a)Presión de vapor de un líquido.
Experimentalmente se puede comprobar que: cuando se disuelve un soluto no volátil en un disolvente, disminuye la presión de vapor del disolvente. Es conocido como descenso de la presión de vapor de un líquido puro y fue Francois Marie Raoult (1887) relacionó ese descenso con la fracción molar de soluto.
∆ p = p^0 ⋅ X (^) s ⇒ p^0 – p´= p^0 ⋅ X (^) s pº Presión vapor disolvente puro p` Presión de vapor del disolvente en la disolución xs Fracción molar del soluto
b)Punto de congelación. (descenso crioscópico)
Experimentalmente se comprueba como la temperatura de fusión de un disolvente líquido puro desciende a medida que la cantidad de soluto que se disuelve en el mismo es mayor, es decir, el punto de congelación, o de fusión, de una disolución es inferior al del disolvente puro, al añadir un soluto no volátil a una disolución, disminuye la temperatura de congelación de la misma.
La variación de la temperatura de congelación tiene una relación directamente proporcional con la molalidad del soluto, y se expresa mediante la siguiente ecuación: ∆ T (^) c = Kc ⋅ m T (^) **c - T= Kc** ⋅^ **m** Tc Temperatura de congelación del disolvente puro T Temperatura de congelación de la disolución K (^) c Constante crioscópica molal (ºC⋅kg/mol; K⋅kg/mol) m molalidad del soluto
c)Punto de ebullición. (ascenso ebulloscópico)
Experimentalmente se comprueba como la temperatura de ebullición de un disolvente líquido puro aumenta a medida que la cantidad de soluto que se disuelve en el mismo es mayor, es decir, el punto de ebullición de una disolución es superior al del disolvente puro, al añadir un soluto no volátil a una disolución.
La variación de la temperatura de ebullición tiene una relación directamente proporcional con la molalidad del soluto, y se expresa mediante la siguiente ecuación: ∆ T (^) e = Ke m T (^) **e - T= - Ke m** Tc Temperatura de ebullición del disolvente puro T Temperatura de ebullición de la disolución K (^) c Constante ebulloscópica molal (ºC⋅kg/mol; K⋅kg/mol m molalidad del soluto d)Presión osmótica.
Cuando enfrentamos dos disoluciones de distinta concentración separadas por una membrana semipermeable (solo permite el paso del disolvente y no del soluto), se produce el paso de disolvente desde la disolución menos concentrada a la más concentrada hasta que las dos disoluciones equilibran sus concentraciones. El fenómeno se conoce como ósmosis.
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El paso del disolvente a través de la membrana provoca una presión adicional que se denomina: presión osmótica. En 1885 Van`t Hoff llegó a la conclusión de que la presión osmótica de las disoluciones diluidas se comporta de la misma manera que la presión de los gases ideales y obedece a la misma ecuación (p⋅V =n⋅R⋅T) que en nuestro caso puede ser escrita como:
Π V = nRT Π Presión osmótica V Volumen de la disolución n número de moles de soluto R constante de los gases T Temperatura de la disolución
6.ESTEQUIOMETRÍA.
6.1.Sin factores limitantes. Por estequiometría entendemos el estudio de las proporciones (en masa, en moles, en volumen) existentes entre las distintas sustancias que intervienen en la reacción química. Es decir, nos permite calcular las cantidades de sustancias que reaccionan y/o se producen, a partir de unos datos iniciales.
A la hora de realizar cálculos estequiométricos, seguimos unas reglas básicas:
- En primer lugar, escribimos la ecuación química completa debidamente ajustada (este paso es fundamental, y el que genera más fallos. Un error en la fórmula de alguna de las sustancias o en el ajuste, hará que todos los cálculos posteriores sean incorrectos).
- Ya que los coeficientes estequiométricos de la ecuación nos indican proporción entre moles de sustancias, debemos pasar el dato inicial a moles.
- Atendiendo al resultado que nos piden, debemos trabajar con la proporción existente entre la sustancia dato y la sustancia problema (nos la indican los coeficientes). Esto nos dará como resultado el número de moles de la sustancia problema.
- Finalmente, ese número de moles lo pasamos a la unidad que nos esté pidiendo el problema (masa, volumen, nº de moléculas...)
6.2. Con factores limitantes.
Reactivos impuros: Algunas sustancias no se encuentran puras al cien por cien, sino que contienen impurezas; de este modo, para trabajar con ellas, necesitamos disponer de un dato adicional: la riqueza (R) o tanto por ciento de sustancia pura que contienen. Así por ejemplo si nos dicen que tenemos una muestra de sulfuro de plomo (II) del 70% en riqueza, hemos de considerar que por cada 100 gramos de la muestra solo 70 gramos corresponderán al compuesto sulfuro de plomo (II).
Reactivo limitante: Es posible que inicialmente tengamos datos de dos o más reactivos. Lo más probable es que no se consuman ambos completamente. En cuanto uno de ellos se agote, la reacción finalizará, sobrando parte de cada uno de los otros. Ese reactivo que se agota en primer lugar se denomina reactivo limitante , y debemos identificarlo, ya que es con él con el que debemos trabajar, considerándolo el dato inicial.
Cuando de uno de los reactivos tenemos toda la cantidad necesaria (y de sobra) para completar la reacción (caso del oxígeno atmosférico en una combustión al aire libre, por ejemplo), se denomina reactivo en exceso.
Rendimiento de una reacción química: En teoría, una reacción química irreversible se da al 100%, es decir, el reactivo limitante reacciona completamente, se agota. Sin embargo, en la práctica, es posible que parte del reactivo quede sin reaccionar. Por ejemplo, en una cocina de butano, parte del butano se escapa sin arder, o cuando uno de los reactivos es un sólido en trozos gruesos, la parte interior puede que quede sin reaccionar.
El rendimiento de la reacción nos indica qué porcentaje del reactivo es el que realmente reacciona (y, por tanto, qué porcentaje de productos se forman, respecto a la cantidad teórica).
EJERCICIOS TEMA 0: REPASO
Nota: Las masas atómicas son datos de los problemas
1. Leyes Ponderales. P1. El azufre y el oxígeno reaccionan en la proporción matemática de masas de 1,5g de O / 1g de S. Indicar que ocurrirá al hacer reaccionar 4,25g de O con 5g de S. [R: Reacciona todo el oxígeno. Sobran 2,16 g S ] P2. Al analizar dos compuestos de calcio se obtiene el siguiente resultado:
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P21. Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo lo llenamos con amoniaco a la misma presión y temperatura. Razone cada una de las siguientes afirmaciones: (Selectividad 2007) a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de oxígeno que de amoniaco. b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos. c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos. P22. En tres recipientes de la misma capacidad, indeformables y a la misma temperatura, se introducen respectivamente 10 g de hidrógeno, 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno, los tres en forma molecular y en estado gaseoso. Justifique en cuál de los tres: (Selectividad 2007) a) Hay mayor número de moléculas. b) Es menor la presión. c) Hay mayor número de átomos. P23. Se tienen 8,5 g de amoniaco y se eliminan 1,5·10^23 moléculas: (Selectividad 2008) a) ¿Cuántas moléculas de amoniaco quedan? b) ¿Cuántos gramos de amoniaco quedan? c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan? P24. Un recipiente de 1 litro de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27 ºC y 0,1 atmósferas. Calcule: (Selectividad 2008) a) La masa de amoniaco presente. b) El número de moléculas de amoniaco en el recipiente. c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. P25. La fórmula del tetraetilplomo, conocido antidetonante para gasolinas, es Pb(C 2 H (^) 5)4. Calcule: (Selectividad 2008) a) El número de moléculas que hay en 12,94 g. b) El número de moles de Pb(C2H (^) 5) 4 que pueden obtenerse con 1 g de plomo. c) La masa, en gramos, de un átomo de plomo. P26. En 0’6 moles de clorobenceno (C 6 H 5 Cl): (Selectividad 2008) a) ¿Cuántas moléculas hay? b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno? c) ¿Cuántos moles de átomos de carbono?
3.Determinación de fórmulas empíricas y moleculares. P1. Tenemos 13,524 g de cobre al hacerlo reaccionar con oxígeno se obtienen 16,93 g de un óxido de cobre. ¿Cuál es la fórmula empírica del óxido? [R: CuO] P2. 2,32 g de un óxido de plata contienen 2,16 g de plata. Determinar la fórmula empírica de ese óxido. [R: Ag (^) 2O] P3. 0,4356 g de un compuesto orgánico, de masa molecular 60, originan por combustión 0,958 g de dióxido de carbono y 0,5218 g de agua. Hallar la fórmula molecular del compuesto. [R: C (^) 3H 8 O] P4. Un compuesto orgánico está formado por C e H. 5 gramos de una muestra se vaporizó, ocupando un volumen de 1575 mL a 760 mmHg y 27ºC. El análisis cuantitativo de una muestra similar indicó que contenía 4,616 g de C y 0,384 g de H. ¿de qué compuesto se trata? [R: C (^) 6H 6 (benceno) ] P5. Un compuesto contiene 24,255 % de C, 4,05% de H y 71,8% de Cl. Sabiendo que un litro de dicho compuesto gaseoso a 710 mmHg y 110 ºC pesa 3,085 g. A partir de dichos datos deduce su fórmula molecular. [R: C (^) 2H4Cl2] P6. La combustión de 2,573g de un compuesto orgánico dio 5,143 g de CO 2 y 0,9015 g de H (^) 2O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto si este sólo contenía C, H y O? [R: C (^) 7H6O 4 ] P7. Tenemos 2,354 g de un compuesto que contenía C, H, N y O dio por combustión 4,059 g de CO 2 y 0,968 g de H (^) 2O. Sabiendo que el porcentaje en nitrógeno es del 27,44%, ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? [R: C 6 H7N (^) 3O2] P8. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H (^) 4O. Si su masa molecular es 88: (Selectividad 2003) a) Determine su fórmula molecular. b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto.
4.Leyes de los gases: Boyle, Charles y ley de los gases perfectos. P1. Un gas ideal a 30ºC y 0,5 atm de presión ocupa un volumen de 50,5L. ¿Qué volumen ocupará a 1 atm de presión y 0ºC de temperatura? [R: V = 22,75L] P2. En un recipiente de 4L de capacidad, hay un gas a la presión de 6 atm. Calcula el volumen que ocuparía si el valor de la presión se duplicase, sin variar la temperatura. [R: V = 2L] P3. Un gas ocupa un volumen de 2L en condiciones normales de presión y temperatura; ¿qué volumen ocupará la misma masa de gas a 2 atm de presión y 50ºC de temperatura? [R: V = 1,181 L] P4. Un gas ocupa un volumen de 80cm^3 a 10ºC y 715 mmHg de presión, ¿qué volumen ocupará en condiciones normales? [R: V = 72,6 cm^3 ] P5. Tenemos 400 cm^3 de oxígeno en condiciones normales. ¿Qué presión ocupará un volumen de 500 cm^3 si la temperatura aumenta en 25ºC? [R: p = 0,87 atm] P6. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay: a) El mismo número de moles. b) Idéntica masa de ambos. c) El mismo número de átomos. Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas. (Selectividad 2002) P7. Calcule: (selectividad 2003) a) La masa, en gramos, de una molécula de agua. b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua. c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de H 2 , que están en condiciones normales de presión y temperatura. P8. Razone si en 5 litros de hidrógeno y en 5 litros de oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay: (Selectividad 2005) a) El mismo número de moles. b) Igual número de átomos. c) Idéntica cantidad de gramos. P9. Para un mol de agua, justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: (Selectividad 2006)
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a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22’4 litros. b) Contiene 6’02·1023 moléculas de agua. c) El número de átomos de oxígeno es doble que de hidrógeno. P10. En tres recipientes de 15 litros de capacidad cada uno, se introducen, en condiciones normales de presión y temperatura, hidrógeno en el primero, cloro en el segundo y metano en el tercero. Para el contenido de cada recipiente, calcule: (Selectividad 2006) a) El número de moléculas. b) El número total de átomos. P11. (Selectividad 2007) a) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 200 L de oxígeno molecular en condiciones normales de presión y temperatura? b) Una persona bebe al día 2 L de agua. Si suponemos que la densidad del agua es 1 g/mL ¿Cuántos átomos de hidrógeno incorpora a su organismo mediante esta vía? Masas atómicas: H = 1; O = P12. Se tienen dos recipientes de vidrio cerrados de la misma capacidad, uno de ellos contiene hidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Justifique : (Selectividad 2008) a) ¿Cuál de ellos contiene mayor número de moles? b) ¿Cuál de ellos contiene mayor número de moléculas? c) ¿Cuál de los recipientes contiene mayor masa de gas?
5.Disoluciones 5.1.Cálculos numéricos con disoluciones (molaridad, g/L, %(p/p), %(v/v)) P1. Se disuelven 50 g de amoniaco en agua hasta obtener 650 mL de disolución. Sabiendo que la densidad de la disolución resultante es 950 kg/m^3. Indicar la concentración de la misma en: g/L, molaridad y porcentaje másico (%). [R: 76,9 g NH (^) 3/L(disolución); 4,52 M (mol/L) NH3; 8,1% NH 3 ] P2. Se disuelven en agua 10 g de nitrato de plata hasta obtener 600 mL de disolución. ¿Cuál es la concentración en g/L y la molaridad de la disolución obtenida? [R: 16.6 g AgNO (^) 3/L(disolución); 0,1 M (mol/L) AgNO3] P3. Calcula la concentración en g/L,la molaridad y el porcentaje másico,de una disolución de KClO3, sabiendo que al evaporar 20mL de la misma, que pesaban 21g,se ha obtenido un residuo de 1,45 g de KClO3. [R: 0,6M(mol/L)KClO 3 ; 72,5 g KClO (^) 3/L(disolución); 7% KClO (^) 3] P4. Tenemos una disolución 0,693 M de ácido clorhídrico y necesitamos para una reacción 0,0525 moles de ácido. ¿Qué volumen debemos tomar? [R: 75 ml] P5. 9,013g de propanol se disuelven en una cantidad suficiente de agua para obtener 0,750 L. de disolución; 50mL de esta se diluyen a 500 mL. ¿Qué molaridad tienen las dos disoluciones? [R: 0,2 M y 0,02 M] P6. ¿Qué volumen de disolución de ácido nítrico al 36% y densidad 1,22 g/mL, es necesario para preparar 0,25 L. de disolución 0,25 M? [R: 9 mL] P7. ¿Qué concentración molar tendrá una disolución de ácido perclórico, si tomamos 50 mL de la misma y le añadimos agua hasta alcanzar un volumen final de 1 L y una concentración 0,5 M. [R: 10M] P8. Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL (Selectividad 2002) a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original? b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final? P9. (Selectividad 2002) a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO 3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1’22 g/mL. b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25M? P10. Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule: (Selectividad 2003) a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3. b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO 3 0’05 M. P11. Se toman 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico concentrado del 92 % de riqueza en peso y de densidad 1’80 g/mL y se diluye con agua hasta 100 mL. Calcule: (Selectividad 2004) a) La molaridad de la disolución concentrada. b) La molaridad de la disolución diluida. P12. Calcule: (Selectividad 2005) a) La molaridad de una disolución acuosa de ácido clorhídrico del 25 % en peso y densidad 0’91 g/mL. b) El volumen de la disolución del apartado anterior que es necesario tomar para preparar 1’5 L de disolución 0’1 M. P13. Una disolución acuosa de CH 3 COOH, del 10 % en peso, tiene 1’055 g/mL de densidad. Calcule: (Selectividad 2005) a) La molaridad. b) Si se añade un litro de agua a 500 mL de la disolución anterior, ¿cuál es el porcentaje en peso de CH (^) 3COOH de la disolución resultante? Suponga que, en las condiciones de trabajo, la densidad del agua es 1 g/mL. P13. Una disolución acuosa de H3PO 4 , a 20 ºC, contiene 200 g/L del citado ácido. Su densidad a esa temperatura es 1’15 g/mL. Calcule: (Selectividad 2006) a) La concentración en tanto por ciento en peso. b) La molaridad. P14. Una disolución de ácido acético tiene un 10 % en peso de riqueza y una densidad de 1’05g/mL. Calcule: (Selectividad 2006) a) La molaridad de la disolución. b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución anterior a un volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada. P15. Se disuelven 30 g de hidróxido de potasio en la cantidad de agua necesaria para preparar 250 mL de disolución. (Selectividad 2007) a) Calcule su molaridad. b) Se diluyen 250 mL de esa disolución hasta un volumen doble. Calcule el número de iones potasio que habrá en 50 mL de la disolución resultante. P16. Una disolución acuosa de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1’05 g/mL, a 20 ºC, y contiene 147 g de ese ácido en 1500 mL de disolución. Calcule: (Selectividad 2007) a) La fracción molar de soluto y de disolvente de la disolución.
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a)Reactivo limitante. P1. Algunos tipos de cerillas de madera emplean un sulfuro de fósforo, como material inflamable, para la cabeza de la cerilla. El sulfuro se prepara calentando una mezcla de azufre y fósforo rojo de acuerdo con el siguiente proceso: 4 P (s) + 3 S (s) ⇒ P 4 S 3 (s) En un experimento se mezclaron 25g de fósforo y 15 g de azufre. Calcula la masa de sulfuro de fósforo que podrá obtenerse. [R = 34,36 g P 4 S3] P2. El dióxido de azufre se oxida dando trióxido de azufre, de acuerdo con el proceso representado por la siguiente ecuación: 2 SO 2 (g) + O 2 (g) ⇒ 2 SO 3 (g) Determina el máximo volumen de trióxido de azufre que podría obtenerse al mezclar 150cc de dióxido de azufre y 70cc de oxígeno, medidos todos los volúmenes a la misma presión y temperatura. [R = 140 mL de SO3] P3. Calcula el volumen de hidrógeno, medido a 750 mmHg y 27ºC, obtenido al hacer reaccionar 0,6 g de magnesio con 50 mL de ácido clorhídrico 1,5M, de acuerdo con la siguiente ecuación química: [R = 623,2 mL de H2] Mg (s) + 2 HCl (ac) ⇒ MgCl 2 (ac) + H 2 (g) P4. En el lanzamiento de naves espaciales se emplea como combustible hidracina, N2H (^) 4, y como comburente peróxido de hidrógeno, H 2 O (^) 2. Estos dos reactivos arden por simple contacto según: (Selectividad 2007) N (^) 2H 4 (l) + 2 H 2 O 2 (l) → N 2 (g) + 4 H2O (g) Los tanques de una nave llevan 15000 kg de hidracina y 20000 kg de peróxido de hidrógeno. a) ¿Sobrará algún reactivo? En caso de respuesta afirmativa, ¿en qué cantidad? b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtendrá en condiciones normales de presión y temperatura?
b)Riqueza de una muestra. P1. El níquel reacciona con ácido sulfúrico según: (Selectividad 2002) Ni + H2SO 4 → NiSO 4 + H (^2) a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de H 2 SO (^4) P2. El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de sodio, según la reacción: 2 NaHCO 3 → Na (^) 2CO 3 + CO 2 + H (^) 2O Se descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso. Calcule: (selectividad 2003) a) El volumen de CO 2 desprendido, medido a 25ºC y 1’2 atm. b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene. P3. Al tratar 5 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm^3 de H (^) 2S, medidos en condiciones normales, según la ecuación: PbS + H 2 SO 4 → PbSO 4 + H (^) 2S Calcule: (Selectividad 2003) a) La riqueza de la galena en PbS. b) El volumen de ácido sulfúrico 0’5 M gastado en esa reacción. P4. Dada la reacción de descomposición del clorato de potasio: 2 KClO 3 → 2 KCl + 3 O 2 Calcule: (Selectividad 2004) a) La cantidad de clorato de potasio, del 98’5 % de pureza, necesario para obtener 12 L de oxígeno, en condiciones normales. b) La cantidad de cloruro de potasio que se obtiene en el apartado anterior. P5. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según: CaCO 3 + 2 HCl → CaCl 2 + CO 2 + H 2 O Calcule: (Selectividad 2004) a) Los gramos de cloruro de calcio obtenidos. b) El volumen de CO 2 medido a 17 ºC y a 740 mm de Hg. P6. La tostación de la pirita se produce según la reacción: 4 FeS 2 + 11 O 2 →2Fe (^) 2O 3 + 8 SO 2 Calcule: (Selectividad 2005) a) La cantidad de Fe2O 3 que se obtiene al tratar 500 kg de pirita de un 92 % de riqueza en FeS2, con exceso de oxígeno. b) El volumen de oxígeno, medido a 20 ºC y 720 mm de Hg, necesario para tostar los 500 kg de pirita del 92 % de riqueza. P7. El carbonato de calcio reacciona con ácido sulfúrico según: CaCO 3 +H (^) 2SO 4 → CaSO 4 + CO 2 +H (^) 2O (Selectividad 2008) a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1’84 g/mL y 96 % de riqueza en peso será necesario para que reaccionen por completo 10 g de CaCO3? b) ¿Qué cantidad de CaCO 3 del 80 % de riqueza en peso será necesaria para obtener 20 L de CO (^) 2,medidos en condiciones normales? P8. El clorato de potasio se descompone a alta temperatura para dar cloruro de potasio y oxígeno molecular: (Selectividad 2008) a) Escriba y ajuste la reacción. ¿Qué cantidad de clorato de potasio puro debe descomponerse para obtener 5 L de oxígeno medidos a 20ºC y 2 atmósferas? b) ¿Qué cantidad de cloruro de potasio se obtendrá al descomponer 60 g de clorato de potasio del 83 % de riqueza?
c)Rendimiento de una reacción. P1. La fermentación de la glucosa (C (^) 6H (^) 12O (^) 6) para producir etanol (C 2 H (^) 5OH) tiene lugar de acuerdo con la siguiente ecuación química: C6H 12 O 6 (s) ⇒ 2 C (^) 2H (^) 5OH (l) + 2 CO 2 (g) Suponiendo para la reacción un rendimiento del 30%, halla: a)La masa de etanol que se producirá a partir de 210g de glucosa. [R = 32,2g de etanol] b)La masa de glucosa necesaria para obtener 150g de etanol. [R = 978,26g de glucosa] P2.- Reaccionan 230 g de carbonato de calcio del 87 % en peso de riqueza con 178 g de cloro según: (Selectividad 2006) CaCO 3 (s) +2 Cl 2 (g) Cl 2 O (g) + CaCl 2 (s) + CO 2 (g)
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Los gases formados se recogen en un recipiente de 20 L a 10 ºC. En estas condiciones, la presión parcial del Cl2O es 1’ atmósferas. Calcule: a) El rendimiento de la reacción. b) La molaridad de la disolución de CaCl 2 que se obtiene cuando a todo el cloruro de calcio producido se añade agua hasta un volumen de 800 mL.
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