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Examen de Química – 1º Bachillerato – 5/12/2011 1. Un compuesto orgånico que contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno, tiene 64,83% de C y 13,51% de H. A la temperatura de 127o C dicho compuesto es gaseoso y 2 g del mismo encerrados en un volumen de 1 litro ejercen una presión de 674 mm de Hg. Calcular la fórmula molecular del compuesto. La composición centesimal del compuesto es:

Conocida la composiciĂłn centesimal tomamos 100 gr de compuesto y calculamos el nĂşmero de moles de ĂĄtomos de cada elemento: ( )

( )

( )

( )

( )

( )

Conocidos los moles de ĂĄtomos de cada elemento comparamos respecto al menor ( ) ( ) ( )

( ) ( )

( )

( )

( )

La fĂłrmula molecular tiene la forma ( compuesto:

( )

FĂłrmula EmpĂ­rica: đ??śđ??ť đ?‘‚

) , el valor de x se puede calcular a partir de la masa molar del (

)

Calculamos entonces la masa molar a partir de la ley de los gases ideales:

Por lo tanto,

, por lo tanto la fĂłrmula molecular serĂĄ:

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2. En una 1ª muestra, 8 gramos de azufre se combinan con oxígeno para formar 12 gramos de óxido. En una 2ª muestra, 12 gramos de azufre se combinan con 12 gramos de oxígeno. Y en una 3ª muestra, con 16 gramos de azufre obtenemos 40 gramos de óxido. a. ¿Se trata del mismo óxido? Razona la respuesta y enuncia la ley que has aplicado para demostrarlo. b. Enuncia la ley de las relaciones múltiples y demuestra si se cumple. a. Lo primero que tenemos que hacer es aplicar la ley de Lavoisier, o ley de conservación de la masa, que dice que “la masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que tenga lugar dentro de él”. Calculamos así la masa de cada elemento o compuesto en cada muestra: ( )

( )

(

)

( )

( )

(

)

( )

( )

(

)

Para saber si las tres muestras son del mismo compuesto aplicamos la ley de Proust, que dice que “cuando dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y constantes”. Si los tres compuestos fueran en realidad el mismo compuesto, al aplicar la ley de Proust, la relación de las masas de los elementos que los componen (oxígeno y azufre) debería ser constante: ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) Dado que la relación para las tres muestras no coincide, podemos concluir que corresponden a compuestos diferentes. b. Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton: “cuando dos sustancias simples se combinan para formar más de una sustancia compuesta, las masas de una de ellas que se combinan con una masa fija de la otra, guardan entre sí una relación dada por números sencillos”.

Si relacionamos las proporciones en masa para ambos compuestos obtenemos:

⁄ ⁄

Dado que están en relación de números enteros sencillos podemos afirmar que se cumple la ley de las proporciones múltiples. Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org


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3. Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco (NH3), que están a 200 K. a. ¿Cuántas moléculas de amoníaco hay? ¿Y cuántos moles de átomos de Hidrógeno? b. ¿A qué presión se encuentra el gas? c. Manteniendo el volumen constante, calcula la presión que alcanzará el amoníaco si la temperatura se aumenta hasta 300o C. Enuncia la ley de los gases que se cumple. d. Si mantenemos constante la P y la T del apartado c) y se introducen otros 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el recipiente? a. Para poder calcular las moléculas de amoniaco antes debemos saber el número de moles: ( ( El número de moléculas de

) )

(

)

será el producto del número de moles por el número de Avogadro:

Por otro lado, el número de moles de hidrógeno será:

( )

(

)

b. Aplicamos la ley de los gases ideales:

c. Mantenemos constante el volumen y la masa:

La segunda ley de Charles y Gay – Lussac dice que “a volumen constante, las presiones de una masa gaseosa son directamente proporcionales a las temperaturas absolutas”.

d. Ahora todo se mantiene constante salvo el volumen y los moles, que pasan a ser: (

)

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4. Hallar todas las expresiones de la concentración de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) del 18,43% en peso y densidad 1,130 g/ml. Calculamos primero el tanto por ciento en masa, que nos lo dan en el enunciado:

Calculamos ahora el volumen de la disolución a partir de la densidad de la disolución, ya que lo necesitaremos para el resto de cálculos: ( (

) )

(

(

)

)

Hemos supuesto una masa de 100 g, que será la que utilicemos como masa de la disolución. La cantidad tomada es arbitraria y no tiene influencia en el resultado final ya que estamos hablando de concentraciones, que deben ser constantes independientemente de la cantidad de disolución que tengamos. Tomando esos 10 g de masa de disolución, y teniendo en cuenta el tanto por ciento en masa sabemos que las masas de soluto y disolvente serán: (

)

(

)

Hallamos la concentración en masa:

(

(

)

)

(

)

Calculamos ahora la molaridad:

(

)

(

)

La molalidad será:

( (

) )

Para hallar el tanto por ciento en volumen tenemos que tener en cuenta que la densidad del disolvente (agua) es . Dado que la masa de agua que tenemos es , el volumen que ocupa es: (

( (

)

) )

Por lo tanto, el volumen de soluto será: (

)

(

)

(

)

Por lo tanto, el tanto por ciento en volumen será:

( (

) ) Camino de la Piedad, 8 - C.P. 40002 - Segovia - Tlfns. 921 43 67 61 - Fax: 921 44 34 47 www.maristassegovia.org | fuencisla@maristascompostela.org

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