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: Maire= 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
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