TEMA 24 - quimica basica

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TEMA 24: PROBLEMAS Y EJERCICIOS
Mario Melo Araya
[email protected]
1. PRODUCTOS DIMENSIONALES Y UNIDADES “SI” COHERENTES.
Aplicaciones del Tema 3
1.1 El momentum o cantidad de movimiento p de un cuerpo de masa m que se mueve
con velocidad v, es, por definición, p = m v. Hallar la dimensión física SI y la unidad
SI coherente de p.
1.2 El peso P de un cuerpo de masa m, en un lugar en donde la aceleración de gravedad
es g, es, por definición, P = m g. Hallar la dimensión física SI de P y su unidad SI
coherente.
1.3 La energía potencial Ep que tiene un cuerpo de peso mg, que se encuentra a una altura
h de la superficie terrestre, es, por definición, Ep = mgh. Hallar la dimensión física SI
de Ep y su unidad SI coherente.
1.4 La energía cinética Ek que tiene un cuerpo de mas m, que se mueve con una
velocidad v, es, por definición, Ek = ½ mv2 . Hallar la dimensión física SI de Ek y
su unidad SI coherente.
1.5 La masa molar M de una substancia química es. por definición, la masa de una
cantidad unitaria de la substancia. La ecuación que la define es M = m / n. Hallar la
dimensión física SI de M y su unidad SI coherente.
1.6 La concentración ci de un soluto i de una disolución, por definición, es la cantidad
de soluto i contenido en una cantidad unitaria de volumen de disolución. La ecuación que
la define es ci = ni / V. Hallar la dimensión física Si de ci y su unidad SI coherente.
1.7 La molalidad bi de un soluto i de una disolución, por definición, es la cantidad de
soluto i contenido en una cantidad unitaria de masa de solvente. La ecuación que la
define es bi = ni / m1 en donde el subíndice 1 indica al solvente. Hallar la dimensión
física SI de bi y su unidad SI coherente.
1.8 Para una cantidad n de un gas que se comporta idealmente, en un determinado
estado de equilibrio termodinámico, los valores del volumen V, de la presión p y de la
temperatura termodinámica T, deben satisfacer la ecuación de estado pV = nRT. Hallar
la dimensión física SI de R y su unidad SI coherente.
1.9 Hallar las dimensiones de los parámetros a y b de Van der Waals, en la ecuación de
estado
2

 p 

a n2
V2



V
 n b   nRT
Ayuda: para que la ecuación sea dimensionalmente correcta, el término an2 / V2 debe
tener las dimensiones de p, y el término nb, las dimensiones de V.
1.10 La fuerza F entre dos cargas eléctricas Q1 y Q2
distancia r, viene dada por la ecuación
 1
F  
 4 
O

en el vacío, separadas una
  Q1 Q2 
 
  r 2 

Hallar la dimensión física SI de la constante εo (permitividad del vacío) y su unidad SI
coherente.
1.11 La intensidad E de un campo eléctrico en un punto es igual a la fuerza F que el
campo ejerce sobre la unidad de carga eléctrica Q colocada en dicho punto, E = F / Q.
Hallar la dimensión física SI de E y su inidad SI coherente.
2. FACTORES UNITARIOS DE CONVERSION DE UNIDADES.
Conocimientos previos: Tema 5.15. En todos los ejercicios propuestos deben usarse los
correspondientes factores unitarios de conversión de unidades. Usar las equivalencias de
unidades de las Tablas 6-2. 6-3. 6-4. 6-5 y 6-6 del Tema 6.
2.1 Expresar en metros la altura de 30.000 ft
2.2 Expresar en libras la masa de 500 g
2.3 Expresar en kilogramos la masa de 140 lb
2.4 Expresar en atm la presión de 720 mmHg
2.5 Expresar en metros la longitud de 45.0 in
2.6 Expresar en m/s la velocidad de 90 km/h
2.7 Expresar en kg/m3 la densidad de 1.420 g/dm3
2.8 Expresar en milibares la presión de 755.5 mmHg
2.9 Expresar en kWh la energía de 842 kJ
2.10 Expresar en Psi la presión de 750 mmHg
3
2.11 La velocidad del sonido en el aire es de 340.0 m/s. Expresar esta velocidad
km/h b) en ft/s c) en mile/h
a) en
2.12 La masa de un átomo Na es de 8.416 38 x 10-26 lb. Expresar esta masa atómica en
gramos y en unidades u.
2.13 La masa de un átomo Ag es de 107.870 u. Expresar esta masa atómica en gramos y
en libras.
2.14 La masa de una molécula de glucosa es de 180.158 u. Expresar esta masa molecular
en gramos y en libras.
2.15 La masa de una molécula de agua es de 2.991 51 x 10-23 g. Expresar esta masa
molecular en unidades u y en libras.
2.16 Expresar en nanometros la longitud de onda de 5 680 Å.
2.17 Expresar en pascales la presión de 0.010 mmHg.
2.18 Expresar en megajoule la energía de 100 kWh
2.19 Expresar la presión de 100 kPa en atm y en mmHg
2.20 Expresar en kilojoule la energía de 212 kcal.
3. PREFIJOS “SI”
Aplicaciones del Tema 4-10
Expresar las siguientes cantidades en las adecuadas unidades SI prefijadas.
3.01 F = 4.5 x 10-8 N
3.02 W = 2.1 x 10-7 J
3.03 F = 2.5 dyn
3.04 F = 42 x 105 N
3.05 n = 0.002 5 mol
3.06 V = 3.1 x 10-5 m3
3.07 l = 5.60 x 10-5 cm
4
3.08 n = 0.034 8 mmol
3.09 n = 0.000 008 25 mol
3.10 n = 84 900 mol
3.11 A = 14 500 mm2
3.12 A = 0.000 25 m2
Expresar las siguientes cantidades, en la correspondiente unidad SI coherente, reemplazando los prefijos SI por los correspondientes factores exponenciales.
3.13 l = 3.0 x 104 μm
3.14 m = 47.1 mg
3.15 A = 9.74 cm2
3.16 υ = 431 ps-1
3.17 υ = 823 ns-1
3.18 W = 3.42 kJ
3.19 m = 3.1 x 102 g
3.20 V = 150 mm3
3.21 V = 4.52 x 104 cm3
3.22 n = 3.56 μmol
3.23 n = 2.43 x 103 mmol
3.24 A = 3.5 x 105 cm2
4. CALCULO DE N Y n A PARTIR DE NA.
Aplicaciones del Tema 10.
4.02 Calcular el número N de moléculas I2 que hay en 0.40 kmol de I2
4.02 Calcular el número N de moléculas SO2 que hay en 30 mmol de SO2
5
4.03 Calcular el número N de iones Ag+ que hay en 0.50 μmol de Ag+
4.04 Calcular el número N de átomos C que hay en 3.5 lbmol de C
4.05 Calcular el número N de átomos Cu que hay en 8.5 Mmol de Cu
4.06 Calcular el número N de moléculas H2O que hay en 2.5 mol de H2O
4.07 Calcular el número N de iones K+ que hay en 7.3 nmol de K+
4.08 Calcular la cantidad n de átomos Zn que contiene 9.0 x 1027 átomos Zn
4.09 Calcular la cantidad n de iones Ag+ que contiene 1.8 x 1021 iones Ag+
4.10 Calcular la cantidad n de moléculas NH3 que contiene 2.1 x 1024 moléculas NH3
5. MASAS DE ENTIDADES ELEMENTALES.
Aplicaciones del Tema 11.
5.01 Considerando que el carbono natural contiene 98.893 % de C-12 y 1.107 % de
C-13, cuyas masas isotópicas son 12.000 000 u y 13.003 354 u, respectivamente, calcular
la masa atómica media del carbono natural.
5.02 Expresar la masa atómica media del carbono natural, igual a 12.011 15 u, en
UMAf y en UMAq.
5.03
El cloro natural contiene los isótopos Cl-35 y Cl-37, cuyas masas isotópicas son
34.968 855 u y 36.965 896 u, respectivamente. Calcular los porcentajes molares
de estos isótopos si la masa atómica del cloro natural es de 35.453 u.
5.04
Calcular la masa isotópica del cloro-35 en unidades u y en UMAq si en la escala
física es de 34.979 975 UMAf.
5.05
El boro natural contiene un 80.39 % de B-11 y 19.61 % de B-10. La masa
atómica media del boro es de 10.811 u. Calcular la masa isotópica del B-10 si la
del B-11 es de 11.009 u.
5.06
El nitrógeno natural contiene un 99.633 7 % de N-14 y un 0.366 3 % de N-15,
cuyas masas isotópicas son 14.003 1 u y 15.000 1 u, respectivamente. Calcular
la masa atómica media del N natural en unidades u, en UMAq y en UMAf.
6
5.07
Con ayuda de una Tabla de Masas Atómicas, calcular las masas moleculares
expresadas en unidades u y en gramos, de las siguientes substancias moleculares:
a) C3H8O2 b) P2O5 c) CH3NO2 d) P4
5.08
Con ayuda de una Tabla de Masas Atómicas, calcular las masas fórmula, expresadas en unidades u y en kilogramos, de los siguientes compuestos iónicos: a)
AgNO3 b) KMnO4 c) Cu(NO3)2 d) Fe2(SO4)3
6. ECUACIONES QUIMICAS Y RAZONES ESTEQUIOMETRICAS.
Aplicación del Tema 14.
6.01 Dada la siguiente ecuación química:
4 NH3 + 3 O2
a)
b)
c)
d)
e)
→
2 N2
+ 6 H2O
Expresar la cantidad de NH3 en función de la cantidad de O2 y de N2
Expresar la cantidad de N2 en función de la cantidad de NH3 y de O2
Calcular la cantidad de O2 que reacciona con 2.8 Mmol de NH3
Calcular la cantidad de N2 que se obtiene a partir de 3.8 lbmol de NH3
Calcular el número de moléculas O2 que reaccionan con 2.40 kmol de NH3
6.02 Dada la siguiente ecuación química:
C3H8 + 5 O2
a)
b)
c)
d)
→
3 CO2
+ 4 H2O
Expresar la cantidad de C3H8 en función de la cantidad de O2 y de CO2
Expresar la cantidad de CO2 en función de la cantidad de C3H8 y de O2
Expresar la cantidad de C3H8 en función del número de moléculas O2
Expresar el número de moléculas CO2 en función de la cantidad de O2
7. RELACION ENTRE m Y n. MASA MOLAR.
Aplicación del Tema 12.
7.01 Calcular la masa molar del Cu(NO3)2 expresada en mg/mmol y en lb/lbmol.
7.02 Calcular la masa de 0.251 mmol de KMnO4
7.03 Calcular la cantidad de HNO3 cuya masa es de 325 lb
7.04 Calcular la cantidad de P4 cuya masa es de 320 kg
7
7.05 Calcular la masa de 1.20 x 1021 moléculas de Cl2
7.06 Calcular el número de iones Ag+ que hay en una solución que contiene 45.8 μg de
iones Ag+
7.07 Dada la siguiente ecuación química:
Fe2O3 + 3 CO
→
2 Fe +
3 CO2
a) Calcular la masa de Fe que se obtiene a partir de 5.00 Mmol de Fe2O3
b) Calcular la masa de Fe que se obtiene a partir de 480 kg de Fe2O3
c) Calcular la cantidad de CO necesaria para producir 842 g de Fe
d) Calcular la masa de Fe2O3 que reaccionan con 2.85 x 1027 moléculas CO
8. ESTEQUIOMETRIA DE UNA FORMULA QUIMICA.
Aplicaciones del Tema 15.
8.01 Un óxido de nitrógeno contiene 4.822 g de N combinado con 13.779 g de O. Su
masa molar es 108.0 g/mol. Hallar su fórmula molecular.
8.02 Una hemocianina aislada del cangrejo, contiene 0.32 % en masa de Cu. Si la molécula de hemocianina contiene sólo un átomo Cu, calcular su masa molar y su masa
molecular
8.03 Por calentamiento, 12.40 g de CdSO4 v H2O dejan un residuo de 7.75 g de sal
deshidratada. Hallar el valor de v.
8.04 El análisis químico de un compuesto orgánico reportó la siguiente composición
porcentual en masa: 31.44 % de C; 1.31 % de H; 18.34 % de N; 48.91 % de O. La
masa molar determinada fue de 229.1 g/mol. Hallar la fórmula molecular del compuesto.
8.05 Un compuesto iónico contiene, según el análisis químico, 24.68 % en masa de K,
34.81 % en masa de Mn y 40.51 % en masa de O. Hallar su fórmula química.
8.06 Un compuesto iónico tiene la siguiente composición porcentual en masa: 38.71 %
de Ca, 20.00 % de P y 41.29 % de O. Hallar su fórmula química.
8.07 1,254 g de una substancia orgánica nitrogenada dan lugar a 3.556 g de CO 2 y
0.850 g de H2O en un horno de combustión. Por otra parte, 0.878 g de la substancia
libera 120 cm3 de N2, medidos sobre agua a 233.0 ºC y 747 mmHg. La presión de
vapor del agua a esa temperatura es de 21.1 mmHg. Por otra parte, además, se encuentra
8
que la densidad de la substancia, en estado de vapor, con respecto al aire es de 3.21.
Hallar la fórmula molecular de la substancia.
9. DISOLUCIONES.
Aplicación del Tema 16.
9.01 Una disolución contiene los componentes A, B y C. Si las fracciones molares de
los componentes A y B son 0.25 y 0.45, respectivamente, ¿cuál es la fracción molar del
componente C?
9.02 5 ml de una disolución contiene 2 mmol de un soluto. ¿Cuál es su concentración,
expresada en mol/l?
9.03 ¿Qué cantidad de HNO3 están contenidos en 20 ml de una disolución con una
concentración de HNO3 igual a 0.5 mol/l?
9.04 La concentración de un soluto B de una disolución es de 3.0 mol/dm3 . Calcular el
número de moléculas del soluto contenidas en 2.0 cm3.
9.05 La fracción molar de un soluto es de 0.15 ¿Qué cantidad de soluto se encuentra:
a) en 1 kmol de disolución b) en 1 mmol de disolución c) en 1 mol de disolución?
9.06 Una disolución contiene 35 % en masa de un soluto. ¿Qué masa de soluto se
encuentra a) en 1 kg de disolución, b) en 1 mg de disolución, c) en 1 lb de disolución?
9.07 5.0 cm3 de una disolución contiene 2.4 x 1021 iones Ag+ ¿Cuál es la concentración de Ag+?
9.08 Se disuelven 7.20 g de NaOH en 32.80 g de agua, resultando una disolución de
densidad 1.200 g/cm3. Calcular a) el porcentaje en masa de NaOH b) la concentración
de NaOH c) la molalidad de NaOH.
9.09 Qué volumen de una disolución que contiene 87.69 % en masa de H2SO4 y de
densidad 1.800 g/cm3 deberán medirse para preparar 500 cm3 de otra más diluída de
concentración 1.20 mmol/cm3?
9.10 Una disolución de NaOH contiene 47.33 % en masa de NaOH y una densidad de
1.500 g/cm3. Calcular a) la concentración de NaOH b) la molalidad de NaOH c) la
concentración másica de NaOH.
9.11 Se tiene una disolución que contiene 60.17 % en masa de H2SO4 y de densidad
1.500 g/cm3. Calcular a) la concentración másica de H2SO4 b) la concentración (de
cantidad) de H2SO4 c) la molalidad de H2SO4 d) la fracción molar de H2SO4 e) la
masa de esta solución que se requiere para preparar 200 g de otra más diluída que sólo
contenga 10.0 % en masa de H2SO4 f) el volumen de esta disolución que se requiere
9
para preparar 500 cm3 de otra que contenga 0.500 mol/dm3 de H2SO4 g) la masa de
H2SO4 que se encuentra en 1 kg y en 1 lb de disolución h) la cantidad de H2SO4 que se
encuentra en 1 kmol yen 1 lbmol de disolución.
9.12 Se disuelven 2.50 g de FeCl3 en agua hasta obtener 50.0 cm3 de solución. Calcular
la concentración de FeCl3, la de Fe3+ y la de Cl-.
9.13
Se desea preparar 400 g de solución que contenga 10.0 % en masa de Na2CO3.
Calcular a) las masas de Na2CO3∙10H2O y de agua que se requieren b) el porcentaje en
masa de sal hidratada que contendría la solución preparada c) la masa de sal anhidra y de
sal hidratada que habria en 1 lb de solución d) la masa de sal anhidra que habría en 25.0
kg de solución.
9.14 24.3 cm3 de una solución acuosa que contiene 80.70 % en masa de H2SO4 y cuya
densidad es de 1.735 g/cm3, se diluyen en agua hasta 200.0 cm3, resultando una
disolución de densidad 1.105 g/cm3. Calcular a) el porcentaje en masa de H2SO4 de la
solución diluida b) la concentración másica de H2SO4 de la solución diluida c) la
molalidad de H2SO4 de la solución diluida d) la concentración de H2SO4 de la solución
diluida y e) la fracción molar de H2SO4 de la solución diluida.
10. ESCALAS TERMOMETRICAS.
Aplicación del Tema 18.
10.1 Expresar en kelvin las siguientes temperaturas: a) 0 ºC
b) 100 ºC c) -273.15 ºC.
10.2 Expresar la temperatura de 42.0 ºC a) en ºF b) en K c) en ºR
10.3 Expresar la temperatura de 450 ºR
a) en ºC b) en ºF c) en K
11. SISTEMAS GASEOSOS CONSIDERANDO COMPORTAMIENTO IDEAL
Aplicación del Tema 21.
11.01 Se introducen 10 moles de Cl2 en un recipiente de 10 litros a 25 ºC. ¿Cuál sería su
presión si se considera comportamiento ideal?
11.02 En un recipiente se introduce una cierta cantidad de gas y se calienta hasta 127 ºC.
En otro recipiente, cuya capacidad es 5 veces mayor que la del anterior se introduce la
misma cantidad del mismo gas y se calienta hasta 227 ºC. ¿Qué relación existe entre las
presiones de ambos recipientes si se considera comportamiento ideal?
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11-03 Una cierta cantidad de gas, que se comporta idealmente, ocupa un volumen de 2
litros en el estado normal. ¿Qué volumen ocupará esa misma cantidad de gas si se duplica
la temperatura termodinámica y se disminuye la presión a la mitad?
11.04 En un diagrama p-V tome 3 puntos que representen 3 estados de equilibrio de una
cierta cantidad de gas, que se comporta idealmente, de modo que los tres puntos se
encuentren en diferentes isotermas, isobaras e isocoras. Represente, luego, esos mismos
estados en diagramas p-T y V-T.
11.05 Combine las leyes de Boyle y de Gay-Lussac, trabajando con diagramas de estado
p-V, p-T y V-T.
11.06 Un recipiente de 250 cm3 de capacidad contiene He a una presión de 1 250 hPa y
a una temperatura de 25.0 ºC. Calcular la masa de He, su densidad en esas condiciones y
el número de átomos He.
11.07 Un gas, que se comporta idealmente, tiene una densidad de 1.753 g/dm3 a 700
Torr y 22.0 ºC. Calcular su masa molar.
11.08 Usando las densidades normales, dadas en el Apéndice, calcular los volúmenes
molares normales de varios gases y comparar los valores obtenidos con el valor ideal de
22.413 8 dm3/mol. Buscar explicaciones a las diferencias halladas.
11.09 A partir de la ley combinada, pV/T = K(m), deducir la ecuación de estado pV =
nRT.
11.10 Por medio de la ecuación 10 (Tema 22, Página 8) calcular las densidades
normales del SO2, C2H2, NH3, Cl2, C2H6, HCl, CH4, etc. y comparar los valores
obtenidos con los dados en el Apéndice. Buscar explicaciones a las discrepancias halladas.
11.11 Una cierta cantidad de gas, ocupa un volumen de 78.5 cm3 a la temperatura de
22.0 ºC. ¿Qué volumen ocupará a 100 ºC y a la misma presión si se supone
comportamiento ideal?
11.12 Se mezclan 0.20 moles de N2 (g) con 0.40 moles de O2 (g) y 010 moles de Ar
(g) en un recipiente de 10 litros de capacidad. Calcular la presión de la mezcla a 20 ºC,
suponiendo comportamiento ideal.
11
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS Y EJERCICIOS
1.1 dim p = M L T-1;
kg m s-1
1.2 dim p = M L T-2;
kg m s-2
1.3 dim Ep = M L2 T-2; kg m2 s-2
1.4 dim Ek = M L2 T-2; kg m2 s-2
1.5 dim M = M N-1 ;
1.6 dim ci = N L-3;
kg mol-1
mol m-3
1.7 dim bi = N M-1; mol kg-1
1.8 dim R = M L2 T-2 Θ-1 N-1;
kg m2 s-2 K-1 mol-1
1.9 dim a = M L5 T-2 N-2;
dim b = L3 N-1
1.10 dim εo = M-1 L-3 T4 I2;
kg-1 m-3 s4 A2
1.11 dim E = M L T-3 I-1 ;
kg m s-3 A-1
2.1 h = 9 144 m
2.2 m = 1.10 lb
2.3 m = 63.5 kg
2.4 p = 0.947 atm
2.5 l
= 1.14 m
2.6 v = 25 m/s
2.7 ρ = 1.420 kg/m3
2.8 p = 1 007 mbar
2.9 W = 0.234 kWh
2.10 p = 14.5 Psi
12
2.11 v = 1 224 km/h = 1 115 ft/s = 760.7 mile/h
2.12 mNa = 22.989 8 u = 3.817 61 x 10-23 g
2.13 mAg = 1.791 25 x 10-22 g = 3.949 03 x 10-25 lb
2.14 mgluc = 2.991 64 x 10-22 g = 6.595 44 x 10-25 lb
2.15 mH2O = 18.015 u = 6.595 1 x 10-26 lb
2.16 λ = 568 nm
2.17 p = 1.3 Pa
2.18 E = 360 MJ
2.19 p = 0.987 atm = 750 mmHg
2.20 E = 887 kJ
3.01 F = 45 nN
3.02 W = 0.21 μJ
3.03 F = 25 μN
3.04 F = 4.2 MN
3.05 n = 2.5 mmol
3.06 V = 31 cm3
3.07 l = 560 nm
3.08 n = 34.8 μmol
3.09 n = 8.25 μmol
3.10 n = 84.9 kmol
3.11 A = 1.45 dm2
3.12 A = 2.5 cm2
13
3.13 l = 3.0 x 10-2 m
3.14 m = 4.71 x 10-5 kg
3.15 A = 9.74 x 10-4 m2
3.16 v = 4.31 x 1014 s-1
3.17 v = 8.23 x 1011 s-1
3.18 W = 3.42 x 103 J
3.19 m = 0.31 kg
3.20 V = 1.50 x 10-7 m3
3.21 V = 4.52 x 10-2 m3
3.22 n = 3.56 x 10-6 mol
3.23 n = 2.43 mol
3.24 A = 35 m2
4.01 N (I2) = 2.4 x 1026
4.02 N (SO2) = 1.8 x 10 22
4.03 N (Ag+)
= 3 x 1017
4.04 NC
= 9.6 x 1026
4.05 NCu
= 5.1 x 1030
4.06 N (H2O) = 1.5 x 1024
4.07 N (K+)
= 4.4 x 1015
4.08 nZn = 15 kmol
4.09 n (Ag+) = 3.0 mmol
4.10 n (NH3) = 3.5 mol
14
5.01 mC
= 12.011 1 u
5.02 mC
= 12.014 97 UMAf
= 12.011 6 UMAq
5.03 x (Cl-35) = 75.76 %
x (Cl-37)
= 24.24 %
5.04 m (Cl-35) = 34.968 855 u = 34.970 166 UMAq
5.05 m (B-10) = 9.999 u
5.06 mN = 14.006 7 u = 14.007 2 UMAq = 14.011 2 UMAf
5.07a
m (C3H8O2) = 76.096 01 u = 1.263 61 x 10-22 g
5.07b
m (P2O5) = 141.944 6 u = 2.357 07 x 10-22 g
5.07c
m (CH3NO2)
5.07d
m (P4) = 123.895 2 u = 2.057 35 x 10-22 g
5.08a
m (AgNO3) = 169.874 9 u = 2.820 87 x 10-25 kg
5.08b
m (KMnO4) = 158.037 7 u = 2.624 31 x 10-25 kg
5.08c
m (Cu(NO3)2) = 187.549 8 u = 3.114 37 x 10-25 kg
5.08d
m (Fe2(SO4)3)
6.01a
n (NH3)
6.01b
n (N2)
=
1
6.01c
n (O2)
=
3
6.01d
n (N2)
=
1
6.01e N (O2)
=
NA n (O2) = NA 3/4 n (NH3) = 1.08 x 1027
= 61.040 56 u = 1.013 61 x 10-22 g
= 399.878 8 u = 6.640 22 x 10-25 kg
4
=
/3 n (O2)
/2 n (NH3) =
/4 n (NH3) =
/2 n (NH3) =
1
6.02a n (C3H8)
=
6.02b
= 3 n (C3H8)
n (CO2)
= 2 n (N2)
/5 n (O2) =
=
2
3
1
1
/3 n (O2)
/4 2.8 Mmol = 2.1 Mmol
/2 3.8 lbmol = 1.9 lbmol
/3 n (CO2)
3
/5 n (O2)
15
6.02c n (C3H8)
6.02d
=
1
1
/5 n (O2) =
N (CO2) = NA n (CO2)
/5 N (O2) / NA
= NA
3
/5 n (O2)
7.1
M (Cu(NO3)2)
= 187.549 8 mg/mmol = 187.549 8 lb/lbmol
7.2
m (KMnO4) = M (KMnO4) n (KMnO4) = 158.037 7 mg/mmol x 0.251 mmol
= 39.7 mg
m (HNO3)
7.3 n (HNO3) = ────────
M (HNO3)
7.4 n (P4)
325 lb
= ───────────── = 5.16 lbmol
63.013 lb lbmol-1
= 2.58 kmol
M (Cl2) N (Cl2)
7.5 m (Cl2) = ────────────
NA
70.906 mg mmol-1 x 1.20 x 1021
= ────────────────────── =
6.022 x 1020 mmol-1
= 141 mg
7.6
N (Ag+) = NA
m ( Ag+)
───────
M (Ag+)
7.7a
mFe = MFe 2 n (Fe2O3)
7.7b
m(Fe2O3)
mFe = MFe 2 ────────
M (Fe2O3)
7.7c
nCO
= 2.56 x 1017
= 558 Mg
= 336 kg
3
mFe
= ── ──── = 22.6 mol
2
MFe
16
7.7d
1
N (CO)
m(Fe2O3) = M (Fe2O3) ── ───────
3
NA
8.1
N2O5
8.2
M
8.3
v (H2O) = 7
8.4
C6 H3 N3 O7
8.5
KMnO4
8.6
Ca3(PO4)2
8.7
Mcomp = Maire x dcomp,aire = 93.2 g/mol
vC
= 1.98 x 104 g/mol
m (CO2) M (comp)
= ─────────────
M (CO2) m (comp)
vH =
vN
vO
=
=
= 252 kg
m = 1.98 x 104 u
= 6.005
→
6
2 m (H2O) M (comp)
────────────── = 7.013 →
M (H2O) m (comp)
2 p (N2) V (N2) M (comp)
───────────────── = 0.988 5
R T (N2) m (comp)
M comp - (6 MC + 7 MH + MN )
─────────────────────
MO
Fórmula química: C6 H7 N
7
→
= 0.009
1
→
0
17
9.01
xC
= 0.30
9.02
c
= 0.4 mol/dm3
9.03
n (HNO3) = 10 mmol
9.04
NB = 3.6 x 1021
9.05
a) n = 0.15 kmol
b) n = 0.15 mmol
9.06
a) m = 0.35 kg
b) m = 0.35 mg
9.07
c (Ag+) = 0.80 mmol/ml
9.08a
wNaOH = 0.18 = 18 %
9.08b
cNaOH = 5.40 mol/dm3
9.08c
bNaOH = 5.49 mol/kg
9.09
Vs.c.
9.10a
cNaOH = 17.75 mol/dm3
9.10b
bNaOH = 22.47 mol/kg
9.10c
ρNaOH = 0.710 g/cm3
9.11
a) ρ (H2SO4) = 0.902 6 g/cm3
b) c (H2SO4) = 9.20 mol/dm3
c) b (H2SO4) = 15.40 mol/kg
d) x (H2SO4) = 0.217 2
e) m = 33.24 g
f) V = 27.2 cm3
h) n (H2SO4) = 0.217 2 kmol
c (FeCl3)
c (Cl-)
9.13
c) m = 0.35 lb
= 37.30 cm3
g) m(H2SO4) = 0.601 7 kg
9.12
c) n = 0.15 mol
y m (H2SO4) = 0.601 7 lb
y n (H2SO4) = 0.217 2 lbmol
= c (Fe3+) = 0.308 mmol/cm3
= 3 c (FeCl3) = 0.924 mmol/cm3
a) mSH = 108 g
ma = 292 g
b) wSH = 0.27 = 27 %
c) mSA = 0.100 lb
mSH = 0.27 lb
18
d) mSA = 2.50 kg
9.14
a) w (H2SO4) = 0.154 0
b) ρ (H2SO4) = 0.170 2 g/cm3
c) b (H2SO4)
= 1.856 mol/kg
d) c (H2SO4) = 1.735 mol/dm3
e) x (H2SO4) = 0.032 4
10.1
a) T = 273.15 K
b) T = 373.15 K
c) T = 0 K
10.2
a) tF = 107.6 ºF
b) T = 315.15 K
c) T = 567.27 ºR
10.3
a) t
b) tF = - 9.67 ºF
c) T = 250 K
= -23.15 ºC
11.1 p (Cl2) = 24 atm
11.2 4 : 1
11.3
V = 8 dm3
11.6
mHe = 50.5 mg
11.7
M = 46.09 g/mol
11.11 V = 99.2 cm3
11.12
p = 1.7 x 105 Pa
ρHe = 0.201 8 g/dm3
NHe = 7.60 x 1021
19
APENDICE
DENSIDADES NORMALES DE ALGUNOS GASES
GAS
ρº / kg m-3
Acetileno (C2H2)
1.170 8
Aire
1.292 8
Amoníaco (NH3)
0.770 8
Argón
1.783 7
Azufre dióxido (SO2)
2.926 8
Carbono dióxido (CO2)
1.976 8
Carbono monóxido (CO)
1.250 1
Cloro (Cl2)
3.214
Etano (C2H6)
1.356 7
Etileno (C2H4)
1.260 4
Fluor (F2)
1.696
Helio (He)
0.178 47
Hidrógeno (H2)
0.089 89
Hidrógeno cloruro (HCl)
1.639 4
Hidrógeno sulfuro (H2S)
1.539 2
Kriptón (Kr)
3.744
Metano (CH4)
0.716 7
Neón (Ne)
0.900 6
Nitrógeno (N2)
1.250 46
Oxígeno (O2)
1.428 9
20