Ejercicios resueltos de Química Tema 6 PDF

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Ejercicios con su solución de química ...

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TEMA 6. LA REACCIÓN QUÍMICA *6.1.- Se tienen 8,5 g de amoníaco y eliminamos 1.5x1023 moléculas. Calcule: a) ¿Cuántos moles de amoníaco quedan? b) ¿Cuántas moléculas de amoníaco quedan? c) ¿Cuántos gramos de amoníaco quedan? Datos: Pat. (N)=14; (H)=1 (s: 0.25, 1.5 x10 23, 4.25). Datos: falta el valor del número de Avogrado N=6,022 x 1023 moléculas/mol Resolución: En este problemas utilizamos el número de Avogrado. 1mol de NH 3 tiene de masa 17 gramos, luego 8,5 gramos son 0,5 moles y contienen 3,011 x 1023 moléculas. Si eliminamos 1,5 x 1023 quedan 1,511x 1023 moléculas de NH3 que son 0,2509 moles y en gramos 0,2509 x 17=4,2655 gramos *6.2.- Se tiene una muestra de glucosa pura (C 6 H12 O6) cuya masa es de 18 g. Halla: a) el nº de moles; b) el nº de moléculas de glucosa; c) el nº de átomos de C; d) el nº de átomos de O; e) el nº de átomos de H; f) la masa de una molécula de glucosa. Datos: Pat. C= 12 g/mol H=1 g/mol O=16 g/mol. Esta unidad es gramos por mol de átomos (s: 0,1 mol; 6,023 x 1022 moléculas; 3,61 x 1023 átomos de C y de O; 7,22 x 1023 átomos de H; 2,99 x 10-22 g). Resolución: La masa molecular de la glucosa es M=12x6+1x12+16x6=180 gramos/mol, en una masa de 18 gramos tendremos 0,1 mol de glucosa. De acuerdo con el número de Avogrado 0,1 mol serán 6,022 x 1022 moléculas y de átomos tendremos: 6,022 x 1022 x 6= 36,132 x 1022 átomos de carbono, 72,264 x 1022 átomos de hidrógeno y 36,132 x 1022 átomos de oxígeno. 6.3.- Calcule la molaridad y normalidad de una disolución de H 2SO4 de densidad 1,30g/ml que contiene un 32% en peso de SO 3. ¿Qué volumen de ácido neutraliza a 100 ml de disolución de NaOH 2N? Datos H=1, S=32, O=16, Na=23.( s : 5,20, 10,40, 19,23 ml.) Resolución: Para este problemas podemos partir de 1 litro de ácido. La masa será m=1000ml x 1,30 g/ml = 1.300 gramos, como tiene un 32% en peso de H2SO4 puro, habrá 416 gramos de SO3 que equivalen a 416 g de SO 3 x 98 (M de H 2SO4)/80(M de SO3) =509,6 gramos 509,6/98 (masa molecular del H2SO4) La molaridad será M= ----------------- = 5,20 molar 1 litro 509,6/49 (peso equivalente del H2SO4) La Normalidad será N= -----------------= 10,4 normal 1 litro De acuerdo con la ecuación de igualdad de equivalente utilizada en volumetría V a x10.4N =100 x 2N de donde Va= 19,23 ml *6.4.- Se prepara una disolución disolviendo 33 g de carbonato sódico 10 hidrato en 150 ml de agua. Calcule su molaridad y normalidad, y los ml de un ácido 3,10N necesarios para neutralizarla de acuerdo con la reacción 2H + + CO3= → H2O + CO2↑. Datos: C=12, O=16, Na=23. (s: 0.769,1,538, 74,43 ml) 1

Resolución: El carbonato sódico diez hidrato Na2CO3.10H2O tiene de masa molecular 23x2+12x1+16x3+10x18 (masa molecular del agua) = 286 gramos/mol, por lo tanto 33 gramos serían 33/286 moles= 0,1154 moles. Suponiendo que el volumen de la disolución es de 150 ml la molaridad sería M= 0,1154/0,15 = 0,769 molar. Para calcular la normalidad hay que conocer el número de equivalentes-gramos disueltos, en este caso el peso equivalente es la mitad del peso molecular ya que la sal tiene una carga eléctrica de dos (positiva 2Na+ o negativa CO3=) Pe=Pm/2. Por ello, el número de equivalentes es doble que el número de moles y la normalidad es 0,769x2=1,538 normal Para neutralizar la disolución se usa la ecuación de igualdad de equivalentes N 1V1= N2V2; 1,538 x 150 ml = 3,10 x V2, de donde V2=74,42 ml *6.5.- Calcule los gramos necesarios de H3PO4 para preparar 5 litros de disolución 0,3 N y 0,3 M. Datos: H=1, P=31, O=16 ( s: 49, 147 g) Resolución: El peso molecular del H3PO4 es Pm = 1x3+31+4x16=98 g/mol y el peso equivalente como tres hidrógenos ácidos es Pe= 98/3=32,667 g/equivalente. Mediante la fórmula de la normalidad se calcula el número de equivalentes y los gramos; números de equivalentes = NxV=0,3x5=1,5 y 1,5x32,667=49 gramos. De la fórmula de la molaridad se calculan las moles y los gramos; moles= M xV=0,3x5=1,5 y 1,5x98=147 gramos. 6.6.- Cómo prepararía en el laboratorio 100 ml de disolución de NaOH 2N a partir de una disolución de sosa al 30% en peso de densidad 1,05 g/ml. (s: tomar 25,39 ml y diluirlos hasta 100ml en matraz aforado). Resolución: En este problema se calcula primero la normalidad de la disolución de sosa al 30%. Si partimos de 100 gramos de disolución tenemos 30/40= 0,75 equivalentes de NaOH ya que el peso equivalente es 40 igual que el peso molecular porque tiene un solo OH-. El volumen se calcula dividiendo la masa por la densidad V=100g/1,05g/ml =95,24ml=0,09524 litros, con estos datos la normalidad de la disolución de NaOH al 30% es N=0,75/0,09524=7,875 normal. Se aplica la fórmula de igualdad de equivalente Vx7,875=100x2 de donde V=25,39ml. Se toman 25,39 ml con una pipeta y se diluyen con agua en un matraz aforado de 100ml. *6.7.- Una masa de 0,412g de un ácido de una planta necesita 42 ml de disolución de NaOH 0,2N para su neutralización. Calcule el peso equivalente y el peso molecular del ácido si es un ácido diprótido. (s: 49,05, 98,10). Resolución: Por la fórmula de igualdad de equivalentes encontramos que 0,412 gramos del ácido son neutralizados por 0,042 litros x 0,2N =8,4 x 10-3 equivalentes de NaOH, luego 0,412 gramos es la masa de 8,4 x 10-3 equivalentes, por lo que la masa de un equivalente de ácido es 0,412/8,4 x10-3= 49,05 g/eq. Como el ácido es diprótido (tiene 2 hidrógenos ácidos) el peso equivalente es igual al peso molecular dividido por 2 de donde Pm=Pe x 2= 98,10.

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6.8.- Una disolución de Ba(OH)2 fue valorada con disolución de HCl 0,1280 N. Para ello se necesitaron 46,25 ml del ácido para neutralizar 7,71 ml de la base. Calcule la normalidad de la base. (s: 0,768). Resolución: Utilizando la fórmula de igualdad de equivalentes 46,25 ml x 0,1280 = 7,71ml x N de donde N=0,768 ml. *6.9.- Una muestra de 0,5250 g que contiene pirita de hierro FeS 2, se oxida y el sulfato se precipita como BaSO4. Si se obtienen 0,4200 g de sulfato de bario, determine el factor gravimétrico y el % de pirita de hierro en la muestra analizada. Datos: O=16, S=32, Fe= 55,8 y Ba= 137,3. (s: 0,25675 y 20,54 %). Resolución: Los pasos en el análisis son: muestra (con FeS 2) → SO4=→ BaSO4↓ (señal) el analito es el S y la señal es BaSO 4, la estequiometría (proporción) de la reacción es de un FeS2 por cada dos de BaSO4, luego el factor gravimétrico se calcula así masa molecular del FeS2 119,8 f= ------------------------------------ = -------------- = 0,25675 2xmasa molecular de BaSO4 2 x 233,3 Los gramos de FeS2 se calcula multiplicando el peso de señal por el factor, gramos de FeS2 = 0,25675 x 0,4200= 0,1078 gramos y el % de pirita de hierro en la muestra es % = 0,1078/0,5250 x 100 = 20,54%. *6.10.- Una muestra de una sal de cloruro que pesa 0,6025 g se disolvió en agua y el cloruro se precipitó añadiéndole exceso de AgNO 3. El precipitado de AgCl una vez filtrado, lavado y secado pesó 0.7134 g. Calcule el factor gravimétrico y el % de Cloro en la muestra. Datos: Ag=107,9 y Cl=35,5 (hay un error no es 35,3). ((s: 0,2476 y 29,3%). Resolución: Los pasos en el análisis son. Muestra con Cl - (analito) se disuelve en agua y el Cl- (analito) → se precipita como AgCl↓ (señal) En este problema el factor gravimétrico tiene que relacionar la masa de Cl con la de la señal AgCl 35,5 Factor= ------------= 0,2476, los gramos de Cl= factor x masa de AgCl =0,1766 gramos 143,4 y % de cloro en la muestra =0,1766/0,6025x100=29,31 *6.11.- Un abono contiene Fe, una muestra de 0,4852 g se disolvió en medio ácido y el Fe se oxidó a Fe+3 y se precipitó como Fe2O3.2H2O. El precipitado se filtró y calcinó a Fe2O3 dando un peso de 0,2481g. Calcule el factor gravimétrico y el % de Fe en la muestra de abono. Datos: Fe=55,8 y O=16. (s: 0,699 y 35,75%). Resolución: Los pasos en el análisis son: Fe en la muestra (analito) → disolución como Fe3+→ precipitado de Fe2O3.2H2O↓ → se calcina a Fe2O3 (señal). El factor gravimétrico tiene que relacionar la masa atómica del Fe (analito) multiplicada por 2, con la masa molecular del Fe2O3 (señal). Factor = 2x55,8 /159,6 = 0,699, los gramos de Fe son gramos de Fe= factor por gramos de señal = 0,699x0,2481=0,1734 g y el % de Fe en la muestra es % de Fe= 0,1734/0,4852 x 100=35,74% 3

6.12.- Una muestra de caliza pesa 1,2456g, mediante reacciones químicas produce Fe2O3, CaSO4 y Mg2P2O7 en las cantidades de 0,0228, 1,3101 y 0,0551 g respectivamente. Determine los % de Fe, CaO y MgO en la muestra analizada. Datos: Fe=55,8, O=16, Ca=40, S=32, Mg=24,3 y P=31. (s: 1,28%, 43,30% y 1,60%). Resolución: En este problema hay tres determinaciones analíticas: analito Fe señal Fe2O3; analito CaO señal CaSO4 y analito MgO señal Mg2P2O7. Por lo tanto hay que calcular tres factores gravimétricos 2Fe/ Fe2O3; CaO/ CaSO4 y 2MgO/ Mg2P2O7 y con ellos las cantidades de analitos y sus % en la muestra. 2x55,8 f1= ---------=0,699; gramos de Fe=0,699 x 0,0228=0,016; % de Fe=1,28% 159,6 56 f2= ----------= 0,4118; gramos de CaO = 0,4118 x1,3101=0,5394; % de CaO=43,30% 136 2x40,3 f3= ---------- = 0,3621; gramos de MgO=0,3621x0,0551= 0,01996; %MgO=1,60% 222,6 *6.13.- Una muestra de superfosfato pesa 0,520g y contiene un 1,71% de humedad, la muestra se disuelve en agua y el fósforo se precipita como Mg 2P2O7, el precipitado después de filtrarse, lavarse y secarse, pesó 0,3183g. Calcule el % de P 2O5 en la muestra original húmeda y seca. Datos: Mg=24,3, P=31 y O=16. (s: 38,70% y 39,38%).Hay error en el resultado Resolución: Los pasos en el análisis son: muestra (P 2O5 analito) → el P se precipita en forma de Mg2P2O7↓ (señal). El factor gravimétrico relaciona la masa molecular del analito P2O5 con la masa molecular de la señal Mg2P2O7; f= 142/222,6=0,6379 Los gramos de analito se calculan multiplicando el factor por la masa de señal; gramos de P2O5= 0,6379 x 0,3183= 0,203 gramos. El % en la muestra húmeda se obtiene dividiendo la masa de señal por el peso de la muestra húmeda y multiplicando por 100; % de P2O5 en la muestra húmeda=0,203/0,520 x 100= 39,05%. Para calcular el % en la muestra seca hay que saber el peso de muestra seca peso muestra seca=0,520-0,520x1,71/100= 0,511 gramos y el % será % de P 2O5 en la muestra seca= 0,203/0,511x100=39,72% *6.14.- Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal en peso: 12.78% de C, 2.13% de H y 85.09 % de Br. Sabiendo que 3.2 gramos de dicho compuesto en estado gaseoso ocupan un volumen de 381.7 cc medido en condiciones normales, calcule su fórmula empírica y molecular. Datos: Pesos atómicos (C=12, H=1, Br=79,9) (s: (CH2Br)n , C2H4Br2) Resolución: Como la suma de porcentajes es 100 no hay porcentaje de oxígeno. Se dividen los porcentajes de los elementos por sus pesos atómicos y el cociente son átomos de esos elementos C=12,78/12=1,065; H=2,13/1=2,013 y Br=85,09/79,9=1,065, tenemos una primera proporción de átomos C 1,065H2,013Br1,065 y si dividimos por el menor sale C1H2Br1 esta es la fórmula empírica (menor proporción de átomos en la fórmula molecular) Para calcular la fórmula molecular tenemos que conocer la masa molecular y como es un gas y un mol de un gas ocupa, en condiciones normales, 22,4 litros calculamos 4

M=22.400/381,7 x 3,2= 187,8 gramos/mol. La fórmula molecular se obtiene calculando las veces que se repite la masa de la fórmula empírica, n x 93,9=187,8 de donde n=2 y la fórmula molecular será C2H4Br2 6.15.- La combustión total de una cierta cantidad de hidrocarburo generó 10.15 gramos de CO2 y 2.08 gramos de vapor de agua. Calcule la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que su peso molecular es 78.114. Datos: Pesos atómicos (C=12, H=1,008). (s: C6H6) Resolución: Como es un hidrocarburo sólo tiene carbono e hidrógeno. Se puede calcular la cantidad de átomos de carbono por los gramos de CO 2 formados, 1 mol de CO2 tiene de masa 44 gramos y contiene 1 atomogramo de carbono, 10,15 gramos tienen de nº de carbonos=10,15/44= 0,23. Se puede calcular la cantidad de átomos de hidrógeno por los gramos de vapor de agua formados, 1 mol de H2O tiene de masa 18,016 gramos y contiene 2 atomogramos de hidrógeno, 2,08 gramos tienen de nº de hidrógenos=2,08/18,016 x 2= 0,23. Luego la fórmula será C0,23H0,23 y dividiendo por 0,23 obtenemos la fórmula empírica C1H1. La fórmula molecular se obtiene calculando las veces que se repite la masa de la fórmula empírica, n (13,008) = 78,114 de donde n=6 y la fórmula molecular será C6H6 6.16.- 10 g de un hidrocarburo, que sólo contiene C e H, al quemarse producen 30,29 g de CO2 y 15,497 g de H 2O. Determine su fórmula empírica. Si la densidad es de 2,299 g/l a 27 ºC y 740 torr, determine su fórmula molecular. Datos: Pesos atómicos (C=12, H=1,008, O=16). (s. C4H10). Resolución: Igual que en el problema anterior calculamos la fórmula empírica. Número de átomos de carbono=30,29/44=0,688, número de átomos de hidrógeno=2 x 15,497/18,016= 1,720 y la primera proporción es C0,688 H1,720, dividiendo por el menor C1H2,5 y multiplicando por 2 obtenemos la fórmula empírica C2H5. La masa molecular se calcula por la ecuación general de los gases pv=nRT= m/M x RT de donde M=m/vxRT/p m/v es la densidad, luego M=dRT/p=2,299x0,082x(273+27)/740/760=58. Para conocer la masa molecular se calcula las veces que se repite el valor de la masa de la fórmula empírica, n (29) =58 de donde n=2 y la fórmula molecular es C4H10.

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