Sistema periódico y modelos atómicos

Puedes seguir usando los apuntes de la página web o bien los resúmenes de http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Apuntes/apun1B.htm

Debes conocer:

a) ¿Cómo construyó Mendeleieff la tabla periódica?

b) En los modelos atómicos de Thomson, Rutherford y de orbitales tienes que conocer:

        - ¿qué experimentos llevaron a los científicos a crear esos modelos para el átomo?

        - ¿qué experimentos les llevaron a pensar que el modelo podía estar equivocado?

        - Dibujar según los diferentes modelos los átomos conociendo su número atómico y su número másico.

c) En el modelo de capas y orbitales debes conocer:

        - los orbitales que tiene cada capa.

        - La forma de colocar los electrones en las capas y orbitales.

d) Utilizar la configuración para predecir propiedades (ganar o perder electrones, metal - no metal, valencia, situación en la tabla ) de un átomo de número atómico conocido.

Algunos ejercicios:

1.       ¿Qué experimentos clave sirvieron para determinar la configuración o situación de los electrones en la corteza del átomo?. Estos experimentos dieron lugar a los modelos de Thomson, Rutherford y modelo orbital..

2.       Explicar  que orbitales tienen  (y las forma de ellos) de la capa n=1  K    y n=2  L.

3.    Explicar los orbitales de  la cuarta capa electrónica los átomos. n=4 Capa:N.

4.       ¿Porqué los números 2, 6, 10 y 14 ordenan la tabla periódica?

5.       ¿Qué tiene en común la configuración electrónica de los miembros de un grupo o familia?

6.       ¿Qué tiene en común la configuración electrónica de los miembros de un periodo?

7.       ¿Cuál será más grande el átomo de Fluor o el de Cloro?    ¿Cuál será más grande el átomo de Potasio o el de Calcio?

8.       Qué átomo necesitará más energía para ionizarse ¿el Potasio o el Cloro?  

9.      Indicar las partículas que componen los átomos de:

²³₁₁ Na^{+       37}₁₇ Cl^-      y  ⁴⁰₁₈Ar   Indicar la configuración electrónica de estos átomos.

10.   Indicar la configuración electrónica de los átomos de  Be, Mg y Ca. ¿Es lógico que formen un mismo grupo o familia en la tabla periódica?

11.   ¿La configuración electrónica de los gases nobles que tiene de especial?

12.   Tenemos un átomo de Aluminio. Escribir su configuración electrónica. Escribir la configuración electrónica de un átomo que tenga propiedades parecidas al Aluminio. Comprueba el resultado en la tabla periódica.

13.   Indica si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, en estado excitado, o si no son válidas.

1s2 2s2 2p3 3s1	3s1	1s2 2s2 2p4
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1	1s2 2s3 2p6 3s3	1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 4s1

14.  El     Na        tiene A=23 y Z=11     tiene ...... protones, ...... neutrones y ..... electrones. Su configuración electrónica es: …….

Pertenece a la zona ....... grupo ...... y período .....  . ¿Por qué?

15.  La masa atómica del cobre es de 63,546 u. Los dos isótopos de cobre que se encuentran en la naturaleza tienen las siguientes masas: , 62,9298 u; , 64,9278 u. Calcula el porcentaje de  cada uno que se encuentra en la naturaleza.

16.    El elemento Z=81 tiene dos isótopos con 122 y 124 neutrones, cuya abundancia es de 29,5% y 70,5% respectivamente. Identifica el elemento y calcula la masa atómica que aparece en la tabla.

17.  Dada la configuración electrónica externa 3p⁴ , Sabiendo que la configuración dada pertenece a un átomo neutro, ¿a qué zona, grupo y período pertenece? ¿Por qué? ¿De qué elemento se trata?

18.  Dados dos átomos, el X (Z = 11 y A = 23) y el Y (Z = 35 y A = 80)
Averiguar nº de protones, nº de neutrones, nº de electrones, Configuración electrónica periodo grupo, indicar si son metales o no metales.

19.  Dados dos átomos: el A y el B de nº atómico 19 y 9 respectivamente. Averiguar
a) configuración electrónica b) periodo y grupo c) tipo de ión que formará

20. Escribe la configuración electrónica del Radio (Z = 88). ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

2. Escribe la configuración electrónica del 74W. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

3. Escribe la configuración electrónica del 94Pu. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

4. Escribe la configuración electrónica del 52Te2-. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

5. Escribe la configuración electrónica del 78Pt2+. ¿Cuáles son los electrones de interés en química?

2 Reacciones químicas.

Vamos a seguir repasando. Ahora las reacciones químicas.

2. Reacciones químicas. Estequiometría

Como siempre puedes usar la página web o los apuntes de http://web.educastur.princast.es/proyectos/fisquiweb/Apuntes/apun1B.htm En la reacción hay que señalar una serie de aspectos importantes: ·         Aparecen los reactivos separados de los productos  separados por una flecha que indica el sentido de la reacción (si aparecen dos flechas en sentidos opuestos la reacción es “reversible”). ·         La reacción está igualada de manera que los átomos son los mismos en la derecha e izquierda.  Esto obliga a que el número de moléculas que intervienen haya que buscarlo por tanteo. Los coeficientes estequiométricos  es la cantidad (en número) de cada sustancia que interviene en la reacción. La fórmula de cada molécula no se puede cambiar ya que cambiaríamos de sustancia. ·         Una vez que sabemos la cantidad de cada sustancia podemos averiguar los gramos de forma sencilla.  Con la tabla periódica averiguamos las masas molares y con ellas los gramos de cada sustancia que intervienen. ·         Para averiguar los volúmenes  de cada sustancia que intervienen tenemos dos posibilidades. Si son gases podemos utilizar la fórmula p.V=n.R.T ; siempre podemos utilizar (si la conocemos) la densidad para averiguar el volumen conociendo la masa y viceversa. ·         Las cantidades que ponemos en una reacción química puede ocurrir qué no estén en la proporción correcta que viene dada por los coeficientes. Un trabajo previo importante es averiguar si la proporción es correcta y localizar el reactivo que está en exceso. En los datos del reactivo que está en exceso lo primero que habrá que hacer es calcular lo de verdad reacciona. El reactivo que no está en exceso se llama limitante. ·         Algunos datos de los problemas pueden venir en  gramos o en litros. Siempre se pueden calcular los moles para utilizar la reacción. ·         Algunos reactivos  pueden ser impuros o mezclas. Habrá que calcular siempre la cantidad de producto puro que disponemos. Con la cantidad pura y los porcentajes podré calcular la cantidad real. Por ejemplo.  En el motor Renault de la foto se han quemado 100L de combustible con un rendimiento del 95%. Cuantos L de dióxido de carbono en las condiciones de la carrera se han producido. a) Sabemos en la reacción que 2 moles de gasolina producen 16 moles de dióxido de carbono. b) Hemos quemado 100 L de gasolina. Su densidad es 0,7 kg/L   Es decir hemos quemado 100.0,7=70kg = 70000g de gasolina c)El rendimiento es del 95%, es decir se han quemado solo 66500g de gasolina. d) La masa molar media de la gasolina es 114g , por tanto la cantidad de sustancia (moles) es  66500/114= 583 moles. e) Si 2 moles producen 16 de dióxido; 583 moles producirán 4670 moles de dióxido de carbono. f) Para calcular los L utilizo la ley de los gases con p =1 atm; t=20ºC ;  V= 4670. 0,082 . 293 / 1 = 112000 L se han producido. g) También puedo conocer los g de dióxido de carbono M=48g    4670.48= 224000g =224 kg CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS IES La Magdalena. Avilés. Asturias 1.    A 400 0C el nitrato amónico se descompone en monóxido de dinitrógeno y vapor de agua. a)    Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso. b)    Calcular los gramos de agua que se formarán en la descomposición de 8,00 g de nitrato amónico. Sol: a) NH4NO3  à  N2O + 2 H2O ; b) 3,60 g de H2O 2.    El carbonato cálcico reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua a)    Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso. b)    ¿Qué volumen de dióxido de carbono medido a 20 0C y 700 mm de Hg se desprenderá cuando reaccionen 10,0 g de carbonato de calcio? Sol: a) CaCO3  + 2 HCl à CaCl2 + CO2 + H2O; b) 2,6 L de CO2 3.    Se trata un exceso de hidróxido de sodio en disolución con 1,12 L de cloruro de hidrógeno gaseoso medidos a 30 0C y 820 mm de Hg a)    Escribir la ecuación ajustada correspondiente al proceso b)    ¿Qué peso de NaCl se obtendrá supuesta completa la reacción? Sol: a) NaOH + HCl à NaCl + H2O; b) 2,85 g de NaCl 4.    Se queman 5 litros de metano (gas). Calcular los litros de oxígeno necesarios y el volumen de dióxido de carbono obtenido si todos los gases se miden en las mismas condiciones de P  y T Sol: a) 10 litros de O2 ; 5 litros de CO2 5.    En el proceso Mond para purificar el níquel se produce el níquel tetracarbonilo , Ni (CO)4 , mediante la reacción Ni + 4 CO à Ni (CO)4 a)    Calcular el volumen de monóxido de carbono necesario para combinarse con 1 kg de níquel si se supone medido a 300 0 C y 2 atm de presión. b)    Una vez terminada la reacción se determina la cantidad de Ni (CO)4 obtenida, obteniéndose 2 326,2 g ¿Cuál es el rendimiento del proceso? Sol: a) 1600 litros de CO; b) 80% 6.    En la síntesis del amoniaco: Nitrógeno + Hidrógeno à Amoniaco, reaccionan 10 g de nitrógeno. Calcular el volumen de amoniaco obtenido (medido en c.n.) si el rendimiento del proceso es del 40 %. Sol: 6,4 litros de NH3 7.    El ácido nítrico se puede preparar por reacción entre el nitrato de sodio y el ácido sulfúrico según la siguiente reacción: Nitrato de sodio  + Ácido sulfúrico à Sulfato de sodio  + Ácido nítrico Si se quieren preparar 100 g de ácido nítrico ¿qué cantidad de  ácido sulfúrico se debe emplear suponiendo un rendimiento del 70 % para el proceso? Sol : 111,1 g de H2SO4 8.    En un recipiente se introducen  1,5 litros de propano (C3H8) y 10 litros de oxígeno y se inicia la combustión de la mezcla. a)    ¿Cuál es el reactivo limitante? b)    ¿Cuál será la composición de la mezcla final? Sol: a) Reactivo limitante: C3H8 b) 4,5 L CO2 ( 34,6 % vol)  6,0 L H2O (g) (46,2 % vol), 2,5 L O2 19,2% vol) 9.    Se mezclan 2 L de cloro gas medidos a 97 0 C y 3 atm con 3,45 g de sodio metal y se dejan reaccionar hasta completar la reacción. Calcular a)    Los gramos de cloruro de sodio obtenidos. b)    Los gramos de los reactivos no consumidos Sol: a) 8,9 g de NaCl b) 8,3 g de Cl2 10.  Con el fin de obtener cloruro de hidrógeno se hacen reaccionar 0,92 moles de ácido sulfúrico y 1,49 moles de cloruro de sodio. a)    Indicar cuál es el reactivo limitante y la cantidad del otro que hay en exceso b)    Calcular la masa de sulfato de sodio obtenida Sol: a) Reactivo limitante: NaCl. Exceso: 16,9 g de H2SO4  b) 105, 8 g 11.  Cuando se calienta una mezcla de clorato potásico y azufre se produce una reacción muy exotérmica que conduce a la formación de cloruro potásico y dióxido de azufre. Si la mezcla contiene 10 g de clorato potásico y 5 g de azufre ¿qué reactivo estará en exceso? ¿qué cantidad de dióxido de azufre se formará? Sol: Reactivo en exceso: S ; 7,8 g de SO2 12.  Calcular la pureza, en % en peso,  de una muestra de sulfuro de hierro(II), sabiendo que al tratar 0,5 g de la muestra con ácido clorhídrico se desprenden 100 mL de sulfuro de hidrógeno gas, medidos a 27 0C y 760 mm de Hg. El otro producto de la reacción es cloruro de hierro(II) Sol: 74 % 13.  Calcular la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato cálcico es del 85,3 % , que se necesita para obtener, por reacción con un exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono medidos a 18 0C y 752 mm Hg Sol : 48,6 g 14.  En el análisis de una blenda, en la que todo el azufre se encuentra combinado cono ZnS, se tratan 0,94 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. Una vez filtrado y secado el precipitado pesa 1,9 g. Calcular el % de ZnS en la muestra analizada. Sol : 84,0% 15.  Si el estaño forma parte de una aleación, y de 1 kg de la misma se obtienen 38,2 g de dióxido de estaño, hallar el % de estaño de la aleación Sol: 3,0% 16.  Una disolución que contiene 0,5 g de de hidróxido de calcio se neutraliza con ácido clorhídrico 0,1 M. Calcular el volumen de ácido necesario Sol:  135 mL de ácido 0,1 M 17.  El ácido sulfúrico reacciona con el peróxido de bario para dar sulfato de bario y agua oxigenada. Calcular el volumen de ácido sulfúrico 4 M necesario para obtener 5,0 g de peróxido de hidrógeno. Sol: 36,8 mL 18.  ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 1,5 M es necesario para reaccionar con 2,5 g de magnesio? Sol: 137,1 mL 19.  El hidróxido de sodio reacciona con el tricloruro de hierro para dar cloruro de sodio y un precipitado pardo de hidróxido de hierro(III) . Si a una disolución de tricloruro de hierro se le añaden 20 mL de disolución 0,75 M de hidróxido de sodio ¿qué masa de hidróxido de hierro(III) se obtendrá? Sol: 0,53 g Y ahora los problemas que puedes intentar: 1..    Ajustar la siguiente reacción química: Azufre sólido (S8) reacciona con difluor  gas (F2) para dar hexafluoruro de azufre  gas(SF6). En que proporción en moles, gramos y litros reaccionan las dos sustancias. Solución:en moles 1:24; en gramos 256:912; en litros 0,128:537 2.    Quemamos 10 g de metano con exceso de oxígeno y se forman 19,8 g de agua y cierta cantidad de dióxido de carbono. Escribe la reacción y ajústala. Con 10 g de metano cuanto oxígeno habrá reaccionado y cuanto agua se debería formar. ¿Cuál será el rendimiento de la reacción? Solución: CH4 + 2 O2-----C O2  +2H2O  39,68g de O2 y 22,5g de H2O.   88% 3.    Calcula la masa de cloruro de plata AgCl que puede obtenerse de 200g de tricloruro de aluminio AlCl3 y la cantidad suficiente de nitrato de plata  AgNO3 de acuerdo con la reacción AgNO3 + AlCl3 ------ 3 AgCl3  +  Al(NO3)3        Solución: 645g 4.    ¿Cuántos gramos de cloro se producirán en la descomposición de 64 g de cloruro de oro (III) AuCl3 en la reacción      AuCl3  ------ Au   +  Cl2.    Solución: 22,4g 5.    La gasolina es una mezcla de hidrocarburos aunque podemos asimilarla en su comportamiento al octano C8H18. Su combustión produce dióxido de carbono que como sabemos contribuye de forma importante al efecto invernadero. Cuantos gramos y litros de este gas produce de media un coche al año.  Solución:280000L 600Kg 6.    En la reacción entre el aluminio sólido y el iodo gas (I2) se produce ioduro de aluminio (AlI3). Si en la reacción utilizamos 1,2  g de aluminio y 2,4 g de iodo ¿Cuál será el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de reactivos sobrarán? ¿Qué cantidad de ioduro de formará? Solución: iodo es el limitante, sobran 0,43 g de aluminio, se forman 3,17g de ioduro. 7.    Se mezclan 10 g de ácido clorhídrico (cloruro de hidrógeno HCl) con 70 g de agua y se forma una disolución cuya densidad a 20ºC es 1,06 g /cm3. Calcula el porcentaje en masa que tiene de ácido, la concentración en g/L y la molaridad (moles/litro). Solución: 12,5%  de ácido; 133 g/L;  3,9 moles/L. 8.    Cuantos gramos de hidróxido sódico (NaOH, sosa caústica) se necesitan para preparar 250 cm3 de una disolución de concentración 0,3 M. Solución: 3g. 9. El zinc reacciona con el ácido clorhídrico (HCl) para dar cloruro de zinc (ZnCl2) e hidrógeno gaseoso (H2). Escribir la reacción y ajustarla. Si reaccionan 2,23 g de Zinc con 100 cm3 de una disolución 0,5M de ácido  ¿sobrará algún reactivo? ¿Cuántos litros de gas se formarán en condiciones normales?. Solución: 2HCl + Zn ----  H2   + ZnCl2  sobra Zn  0,56L de H2. 10. Se quiere obtener 12L de gas de oxígeno en condiciones normales por descomposición térmica de clorato de potasio KClO3.  La reacción solo tiene un rendimiento del 98,5%. ¿Cuántos gramos de clorato de potasio necesito? Escribir la reacción. Solución:   2KClO3 -----   2KCl    +  3O2   44,8 g de clorato 11. Se hacen reaccionar en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110 ºC una mezcla gaseosa compuesta de 5 g de H2 y 10 g del O2 para formar H2O también gaseosa. Escribir la reacción que tiene lugar, el reactivo que sobra, los g de agua que se formarán y  la presión de cada componente de la mezcla una vez realizada la reacción. Solución: 2H2 + O2 ---- 2H2O  Sobra Hidrógeno  11.25g de agua Pagua=14atm PH2=59 atm  12. Cuando arde el carbono con oxígeno se obtiene dióxido de carbono (C02). Calcula lo siguiente al arder 60 g de carbono: a.     La masa de oxígeno necesario. b.    La cantidad de sustancia de dióxido de carbo­no que se forma. 13. El consumo energético diario de un astronauta se basa en 810 g de sacarosa (C12H22011). La reac­ción química que se produce es la siguiente: sacarosa (s) + oxígeno (g)------ dióxido de carbono (g) + agua (g) Escribe la ecuación química correspondiente y cal­cula la masa de oxígeno que necesitará diariamen­te el astronauta. 14. Una de las sustancias que se utiliza para la obten­ción de cristal es el carbonato de sodio (Na2CO3). Pero como este producto es escaso en la naturale­za, se utilizan otras dos que son más abundantes: carbonato de calcio (se encuentra en el mármol) y cloruro de sodio (sal). La expresión del proceso es la siguiente: CaCO3 +NaCl----Na2CO3 + CaCl2 Para que 2 kg de carbonato de calcio reaccio­nen,¿qué cantidad de cloruro sódico se preci­sa? ¿Qué masa de carbonato de sodio obtendre­mos? 15. El hierro se oxida con el oxígeno (O2) y da óxido de hierro (FeO). Para que se oxiden totalmente 279 g de hierro, calcula la cantidad de sustancia de oxígeno que ha reaccionado y la masa del óxido de hierro que se ha formado. 16. Para realizar la electrólisis del cloruro sódico (Na Cl) derretido las productos de la reacción son sodio líquido (Na) y cloro gaseoso (Cl2). Calcula la masa y el volumen del cloro gaseoso (siendo la presión 1 atm y la temperatura 20 0C) que obtendríamos de 585 g de cloruro sódico. 17. Se han hecho reaccionar dentro de un reactor 280 g de nitrógeno (N2) y 280 g de hidrógeno (H2) para obtener amoníaco (NH3). a)¿Cuál es el reactivo limitante? b)¿Cuál es la cantidad de sustancia de amoníaco que se ha obtenido? c)En condiciones normales, ¿cuál será el volumen del amoníaco? 18. Para que 5,6 g de hierro reaccionen con el oxíge­no necesario, ¿qué masa del compuesto Fe3 O4 obtendremos? 19. Cuando se ponen en contacto una 0,5l de una disolución de cloruro de hidrógeno (ácido clorhídrico) y un trozo de zinc se produce una reacción que da lugar al cloruro de zinc e hidrógeno. Teniendo en cuenta que la concentración de cloruro de hidrógeno en la disolución es 0,1 mol/l , calcula: a.   La masa de zinc que ha reaccionado. b.   La cantidad de sustancia del hidrógeno obteni­do y su volumen en condiciones normales.  20. Si descomponemos un gas denominado clorato po­tásico (KClO3) mediante calor; podemos obtener oxígeno. Calcula la masa de oxígeno obtenido al descomponer 3 moles de clorato potásico.

Trabajos para el verano

Comenzamos el trabajo de verano.
Los trabajos que voy a ir poniendo van a ser de química ya que la mayoría de vosotros preferís examinaros solo de química. Si alguno queréis examinaros de física también me tenéis que enviar un correo a la dirección de siempre alumnopalacios@gmail.com.

Comenzamos con el mol.

Para estudiar:

página de estudio.

Y en la página comenzamos con fórmula químicas, el mol, moles y gases y fórmulas empíricas y moleculares.

También puedes consultar estos apuntes   y estos otros.


Problemas:
En las páginas anteriores hay algunos problemas resueltos. Puedes mirarlos antes. Si algún problema no te sale me envías un correo.

1.    Calcular el número de átomos y moléculas presentes en:

a)    En 0,5 moles de SO₂.

b)    En 14,0 g de nitrógeno (gas)

c)    En 4,0 g de hidrógeno (gas)

Sol: a) 9,03.10²³ átomos; 3,01.10²³ moléculas de SO₂

b) 6,02.10²³ átomos de N; 3,01.10²³ moléculas de N₂

c) 2.41. 10²⁴ átomos de H; 1,20. 10²⁴ moléculas de H₂

2.     Se tienen 8,5 g de amoniaco  y eliminamos 1,5 10²³ moléculas.

a)    ¿Cuántos moles de amoniaco quedan?

b)    ¿Cuántas moléculas de amoniaco quedan?

c)    ¿Cuántos gramos de amoniaco quedan?

Sol: a) 0,25 moles de NH₃ ; b) 1.5 10²³ moléculas ; c) 4,3 g de NH₃

3.    En estado gaseoso las moléculas de azufre están formadas por formadas por agrupamientos de ocho átomos (S₈).  Si consideramos una muestra de 5 g de azufre gaseoso, calcular:

a)    El número de moles de moléculas (S₈)

b)    El número de moléculas de azufre contenidas en la muestra.

c)    El número de átomos de azufre.

Sol: a) 0,02 moles de S₈; b) 1,20. 10²² moléculas S₈ ; c) 9,62. 10²² átomos de S;

4.    Para realizar cierta reacción se necesitan 0,25 moles de zinc y el doble de ácido clorhídrico.

a)    ¿Qué masa deberíamos pesar de cada sustancia?

b)    Si en vez de ácido clorhídrico puro disponemos de ácido del 36 % de pureza (36 g de HCl /100 g ácido), cuánto deberíamos tomar?

Sol: a) 16,34 g de Zn y 18,25 g de HCl ; b) 50,69 g de ácido del 36%

5.    Determinar el número de moles presentes en cada caso:

a)    80 g de hierro

b)    50 litros de CO₂ medido en c.n.

c)    10 litros de NH₃ medidos a 800 mm y 20 ⁰C

Sol  a) 1,43 moles de Fe ; b) 2,23 moles de CO₂ ; c) 0,47 moles de NH₃

6.    Calcular el número de moléculas presentes en 1 cm³ de gas en c.n.  (Número de Loschmidt) ¿Importa la naturaleza del gas para el cálculo?

Sol: 2,7 10¹⁹ moléculas

7.    Calcular el número de moléculas de agua presentes en 1 cm³ de agua líquida (d = 1 g/cm³). Compara el resultado con el del ejercicio anterior ¿qué conclusión extraes de la comparación?

Sol: 3,3  10²² moléculas de H₂O

8.    Una botella de acero de 5 litros contiene oxígeno en c.n. ¿Qué cantidad de oxígeno deberá introducirse para que, manteniendo constante la temperatura, la presión se eleve a 4 atm?

Sol: 21,45 g de O₂

9.    Una muestra de hidrógeno ocupa un volumen de 4,5 litros a 770 mm y 50 ⁰C. Calcular:

a)    El volumen que ocuparía en c.n.

b)    Manteniendo el mismo recipiente ¿qué habría que hacer para que la presión fuera como máximo  de 700 mm?

c)    La presión que ejercería si se trasvasa a  un recipiente de 1,25 L manteniendo T=cte

Sol: a) 3,855 litros; b) Bajar la temperatura hasta 293, 7 K (20,4⁰C); c) 2772 mm (3,65 atm)

10.  Un recipiente rígido de 28 L contiene He. Si la presión ejercida por el gas es de 1780 mm y su temperatura 30 ⁰C:

a)    ¿Qué masa de He hay en el recipiente?

b)    Si la presión máxima que pueden soportar las paredes del recipiente es de 3 atm ¿Cuál sería el límite de temperatura al que se podría trabajar sin que se rompa el recipiente?

Sol: a) 10, 56 g He ; b) 388 K (115 ⁰C)

11.  2, 49 g de un compuesto gaseoso se recogen en un recipiente de 2,18 litros a 27 ⁰ C y 949 hPa de presión. (1 atm = 1013 hPa)

a)    Calcular el número de moles de gas presentes en el recipiente.

b)    La masa molecular del gas

Sol : a) 0,083 moles  ; b) 30 g/mol

12.  Un recipiente de 5 L  contiene 14,0 g de nitrógeno a la temperatura de 127 ⁰C. La presión exterior es de 760 mm. Se abre el recipiente hasta que se iguale la presión con la del exterior. Calcular:

a)    La cantidad de nitrógeno que sale

b)    La temperatura que debería tener el nitrógeno que queda en el recipiente si se desea que su presión sea la inicial.

Sol : a) 9,73 g de N₂ ; b) 1312 K (1039 ⁰C)

13.  En un recipiente de 5 L en el que se ha hecho previamente el vacío se inyectan 5,32 g de aire. Si la presión ejercida es de 894 hPa (1 atm = 1013 hPa) y la temperatura 20 ⁰C

a)    ¿Cual es la densidad del aire en c.n?

b)    ¿Cuál será su densidad a 760 mm y 70 ⁰ C?

Sol: a) 28,96 g/mol; b) 1,29 g/L; c) 1,03 g/L

14.  ¿Cuál es la masa molecular de un gas cuya densidad en c.n. es 3,17 g/L?

Sol: 71 g/mol

15.  A presión normal, ¿cuál es la temperatura a la que se deben calentar 1,29 g de aire para que ocupen un volumen de 1,29 litros?

DATO: M_aire= 28,96 g/mol

Sol:  353 K (80⁰ C)

16.  Dos esferas A y B de 5 y 10 litros de capacidad respectivamente, contienen oxígeno gaseoso a la temperatura de 20 ⁰C. La esfera A contiene 96 g y la B 64 g. Calcular la presión de equilibrio si ambas se ponen en comunicación.

Sol: 8 atm

17.  El aire, aunque es una mezcla de gases, se puede considerar como “un gas”. Calcula la “masa molecular”  del aire sabiendo que su densidad es 1,29 g/L en c.n.

Sol: 28,87 g/mol

18.  Se dispone de una muestra de un gas, cuya composición centesimal es: 82,76 % de C y 17,24% de H.

3,0 g de este mismo gas recogidos en un matraz de 2,0 litros y a 20 ⁰C ejercen una presión de 608 hPa.

Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular para dicho gas.

DATO: 1 atm = 1.013 hPa

Sol: F. empírica: (C₂H₅)_n . F. molecular: C₄H₁₀

19.  En un matraz de 1,0 l de capacidad se recogen 1,6 g de gas. Se mide su temperatura y presión obteniéndose 18 ⁰C y 1.273 hPa, respectivamente. Si el análisis del gas arroja una composición centesimal de 80 % de carbono y 20% de hidrógeno. Determinar su fórmula empírica y su fórmula molecular.

Sol: F. empírica: (CH₃)_n . F. molecular: C₂H₆

20.  Determinar la fórmula empírica y molecular de un compuesto gaseoso sabiendo que su composición centesimal es 85,7 % de C y 14,3 % de H y que su densidad en condiciones normales es de 1,26 g/l.

Sol: F. empírica: (CH₂)_n . F. molecular: C₂H₄