PRACTICA #2 VALOR 20 PUNTOS

PRACTICA #3 VALOR _5 PUNTOS
Ejercicios Propuestos para resolver y entregar el
día del examen:( están en color azul)
Parte 1
..
1.
Calcular la molaridad de 25.0 gramos de KBr disueltos en 750.0 mL.
2.
80.0 gramos de glucosa (C6H12O6, masa molar = 180. g/mol) es disuelta en suficiente
cantidad de agua para hacer 1.00 L de disolución. Cual es la molaridad?
3.
Determine la molaridad de las siguientes soluciones:
a) 4.67 moles de Li2SO3 disueltas para formar 2.04 litros de disolución.
b) 0.0348 gramos de PbCl2 para formar 45.0 mL de disolución
c) 4.783 gramos de Na2CO3 para formar 10.00 litros de disolución.
d) 0.897 gramos de (NH4)2CO3 para formar 250 mL de disolución..
Determine el número de moles de cada sustancias necesaria para preparar las siguientes
soluciones:
a) 2.35 litros de una disolución que tiene una concentración de 2.00 M Cu(NO3)2.
b) 16.00 mL de una disolución con una concentración de 0.415-molar Pb(NO3)2
c) 3.00 L de una disolución de 0.500 M MgCO3
d) 6.20 L de una disolución que tiene 3.76 M Na2O
4.a
4.b
¿Cómo usted prepararía 10 mL de 0.050 M de HCl de una solución de HCl 0.10 M?
M1V1 = M2V2
5.
Resolver los siguientes ejercicios de solución;
1. Si una disolución 1.00 M NaCl esta disponible. Cuantos mililitros es necesario para
preparar 100.0 mL a una concentración 0.750 M
2. Que volumen de 0.250 M KCl es necesario para preparar 100.0 mL de una disolución 0.100
M?
3. La concentración del HCl es 12.0 M. que volumen es necesario sacar para preparar 2.00 L
de una disolución diluida 1.00 M ?
4. Si de 2.00 L de NaNO3 0.800 M debe ser preparada una disolución a una concentración
de 1.50 M. Cuantos mL es requerido para preparar la solución?
6.
Preguntas cortas.
a.
b.
C.
d.
7.
¿Que significa STP?
Oxigeno liquido hierve a -183 OC, ¿Cuánto representa dicha temperatura en
kelvin?
Cinco ejemplos de elementos que representan gases a temperatura ambiente.
Enunciar la ley de Charles.Que efecto ocurre en un globo que se deja en el sol?
¿Cuantos mililitros de 0.1256 M NaOH se requleren para obtener 1.852 g de NaOH?
a)
b)
c)
d)
Parte # 2
369 InL
2.71 rnL
49.2 mL
590 mL
Tema de gases.
En ciertas condiciones de presión y temperatura, la mayoría de las sustancias
pueden existir en cualquiera de los tres estados de la materia:_sólido, líquido
y gaseoso
Se considera condiciones normales de presión y temperatura: 1 atmósfera y
25 grados Celsius.
Los compuestos se pueden clasificar en dos categorías: iónicos y
moleculares. Los compuestos iónicos no existen como gases a 25 grados
Celsius y 1 atm porque los cationes y aniones en un sólido iónico están
enlazados por fuerzas electrostáticas muy fuertes. Para superar estas
atracciones se necesita aplicar una gran cantidad de energía que en la práctica
significa calentar muy fuerte al sólido. En condiciones normales, lo único
que se puede lograr es fundir el sólido; por ejemplo el NaCl se funde a
temperatura alta: 801 grados Celsius.
Algunos de los compuestos moleculares son gases CO, CO2, HCl, NH3, y
CH4 pero la mayoría de los compuestos moleculares son líquidos o sólidos a
temperatura ambiente. Sin embargo, por calentamiento se pueden convertir
en gases mucho más fácil que los compuestos iónicos. Mientras mayores
sean las fuerzas de atracción entre las moléculas, menor es la posibilidad de
que un compuesto pueda existir como gas a temperatura ordinaria.
Los elementos que son gases en condiciones atmosféricas normales: H, He,
N, O, F, Ne, Cl, Ar, Kr, Xe, Rn
Los elementos que existen como moléculas gaseosas diatómicas: H2, N2, O2,
F2, y Cl2
El alótropo del oxígeno que a temperatura ambiente es gas: O3
Los elementos que existen a temperatura ambiente como gases
monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn
Propiedades físicas:
Gas que es esencial para la vida: O2
Gases que son venenosos mortales: H2S, y HCN
Gases que son menos tóxicos: CO, NO2, O3, SO2
Gases que son químicamente inertes; esto es, no reaccionan con ninguna otra
sustancia. He, Ne y Ar
La mayoría de los gases son incoloros a excepción del F2, Cl2 y NO2
Diferencia entre gas y vapor:
Un gas es una sustancia que normalmente se encuentra en el estado gaseoso a
temperaturas y presiones ordinarias.
Un vapor es la forma gaseosa de cualquier sustancia que es líquida o sólida a
temperatura y presión normales.
Presión de un gas:
Vivimos en el fondo de un océano de aire cuya composición en volumen es
casi 78% de N2, 21% de O2 y 1% de otros gases. (Ar y CO2)
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en
contacto, dado que las moléculas gaseosas están en constante movimiento y
chocan con la superficie
Un barómetro es un instrumento que mide la presión atmosférica.
El manometro es:
La presión atmosférica estándar es 1 atmósfera
Nota: Corregir el ejercicio que fue presentado anteriormente:
1.
El volumen de un gas a presión estándar (1 atm.), es 540 mL.
Calcular la presión del gas en Torr si el volumen es 742 mL.
y la temperatura es constante.
La ciencia tiene conocimiento que la primera persona que reconoció la
existencia de la presión atmosférica fue Evangelista Torricelli (1608- 1647)
Qué elemento es usado en los barómetros por su altísima densidad en
comparación con la de otros líquidos: el mercurio Hg.
La unidad fundamental de presión en el sistema internacional (SI), es Pascal
(Pa)
P
fuerza
,
area
1 pascal  1
N
m2
Para la conversión de una atmósfera a pascal se utiliza el factor de
conversión:
1 atm. = 101,325 Pa
1 atm. = 1.01325 x 105 Pa
1 atm. = 1.01325 x 102 kPa
Problemas y ejercicios
Conversión.
a.
La presión externa de un avión que vuela a gran altitud es considerablemente
menor que la presión atmosférica a nivel del mar. El aire dentro de la cabina
debe, por ello, ser presurizado para proteger a los pasajeros. Cuál es la presión
en atmósferas en la cabina si en el barómetro se lee 698 mmHg.?
 1 atm 
presion  698 m m Hg
  0.918 atm.
 760 m m Hg
b.
La presión atmósferica en San Juan en cierto día fue 722 mmHg. Cuál fue la
presión en kPa?
1 atm. = 1.01325 x 105 Pa = 760 mmHg ó
1 atm. = 1.01325 x 102 kPa = 760 mmHg
1.01325x 102 kPa 
presion  722 m m Hg
  96.26 kPa
 760 m m Hg 
las leyes de los gases.
Una muestra de un gas puede describirse en término de 4 variables: Presión,
Volumen, Temperatura y número de moles. Las variables son
interdependiente: cualquiera de ellas puede ser determinada al conocer las
otras tres.
El el siglo XVII el científico británico que estudió cuantitativamente el
comportamiento de los gases, analizando la relación presión-volumen se llamó
Robert Boyle.
El volumen de una cantidad fija de un gas mantenido a temperatura constante es
inversamente proporcional a la presión del gas. Esta ley se conoce como la ley de:
Boyle
La gráfica que muestra la relación de la ley de Boyle esta en el texto usado para la
clase.
Ya los valores individuales de presión y volumen pueden variar grandemente para
una muestra dada de gas, mientras la temperatura permanece constante y la cantidad
de gas no cambie, P multiplicado por V es siempre igual a la misma constante. En
consecuencia, para una misma muestra de gas en dos conjuntos diferentes de
condiciones se puede escribir la ecuación: P1V1 = P2V2 = k,
Problemas y ejercicios de las leyes de los gases:
Resolvemos el ejercicio :
2.
l volumen de un gas es 5.80 L, medido a 1 Atm. ¿Cuál es la
presión del gas en mmHg?, si el volumen cambia a 9.65 L y la
temperatura se mantiene constante.
a.
b.
c.
d.
e.
f.
Datos:
V1 = 5.80 L
P1 = 1 atm.
P2 = ? mm. Hg
V2 = 9.65 L
T = constante.
Ecuación
P1V1 = P2V2
Despejo para la variable P2
P2 
P1 V1
V2
P2 
760
m m Hg5.80L 
 456.79 m m Hg
9.65L
Otro de los Ejercicios que presentamos:
3.
Un gas ocupando un volumen de 725 ml, a una presión de 0.970
Atm. se le permite expandirse a una presión constante hasta
que su presión sea 0.541 Atm. ¿Cuál es el volumen final?
En este ejercicio la oración que esta en azul está errónea . El
estudiante debió escribir a temperatura constante. Por eso para
resolverlo debemos hacer lo siguiente:
Datos:
V1 = 725. mL
P1 = 0.970 atm.
P2 = 0.541 atm.
V2 = ?
T = constante.
P2 
P1 V1
V2
P2 
0.970
atm725m L
 1299.9m L
0.541atm
GASES
EJERCICIOS.
8
9.
El volúmen de un gas a presión estándar (1 Torr), es 540 mL.
Calcular la presión del
gas en Torr si el volúmen es 742 mL. y la temperatura es constante.
Contestación: P2= 0.7278 Torr
El volúmen de un gas es 5.80 L, medido a 1 Atm. ¿Cuál es la presión del gas en mm. Hg?, si
el volúmen cambia a 9.65 L y la temperatura se mantiene constante.
Contestación: P2= 456.79 mmHg.
10.
11.
12.
13.
14.
Un gas ocupando un volumen de 725 ml, a una presión de o.970 Atm. se le permite
expandirse a una presión constante hasta que su presión sea 0.54
volumen final?
Contestación: V2 =1299.9 mL
Una nuestra de aire ocupa 3.8 L cuando la presión es 1.2 Atm.
a)
¿Qué volúmen ocupa a 6.6 Atm.
b)
¿Qué presión se requiere en orden, para poder comprimirlo a 0.075 L? ( la
temperatura se mantendrá constante).
Contestación:V2 =0.69 L
P2 = 60.8 Atm.
Una muestra de H tiene un volúmen de 6.20 L a una presión de
volúmen si el gas es comprimido a una
presión de 3.00 Atm?
Contestación: V2 =2.17 L
Jerry infló un globo cuya capacidad es de 0.65 L al nivel del mar, y se desplazó 7.8 Kms. En
la nueva región, la presión es
volúmen
final del globo?
Contestación:
V2 =1.182 L
Una muestra de O2(g)
Cuál es el nuevo
volumen del gas si la temp. y la cantidad del gas se mantiene constante siendo la presión:
Contestación:
V2 =8.24 L
CHARLES
15.
Una muestra de monoxido de carbono ocupa 250 L. a una temp. de 100 grados C. Calcule
la temperatura del gas cuando este posee 140 L.
Contestación:
T2 =208.8 K
16.
Una muestra de gas ocupa un volumen de 125 cm 3 a una presión de 737 mmHg y una temp.
de 30 grados ¿ Cuál será el nuevo volumen del gas si la presión se mantiene constante y la
temperatura:
a) aumenta a 60 grados
b) se reduce a 0 grados.
Contestación:
V2 =137.4 cm3
V2 =113.74 cm3
17.
En condiciones de presión constante, una muestra de hidrógeno gaseoso inicialmente a 88
grados Celsius y 9.6 L se enfrió hasta su volumen final de 3.4 L Cuál es su temperatura
final?
Contestación:
T2 =127.85 K
Una cantidad de 36.4 L de metano gaseoso se calienta desde 25 grados Celsius hasta 88
grados Celsius ¿ Cuál es su volumen?
Contestación:
V2 =44.1 L
17.
18.
Miller calentó cloro gaseoso de 25 a 150 grados Celsius, a presión constante. El había
tomado inicialmente 225 mL de muestra ¿ Cuál es el volumen final?
19.
Una muestra de 452 mL de gas fluor es calentado de 22 grados Celsius a 187 grados C a
presión constante. ¿Cuál es el volumen final?
Contestación:
V2 =704.8 mL
Relación volumen-cantidad: ley de Avogadro
Científico italiano que completó los estudios de Boyle, y de Charles y Gay Lussac
se llamó Amadeo Avogadro
A presión y temperatura constante, el volumen de un gas es directamente
proporcional al número de moles del gas presente. Esta se conoce como la ley de :
Avogadro
Ecuación del gas ideal:
Resumiendo las leyes de los gases que hemos analizado:
Ley de Boyle
V
1
P
Ley de Charles V  T
Ley de Avogadro V  n
n y T cons tan tes 
n y P constantes
P y T constantes
Combinando estas tres expresiones para formar una sola ecuación:
V
nT
P
V R
nT
P
PV  nRT
R se conoce como la constante de proporcionalidad de los gases o constante
general de los gases.
Algunas característicos del gas ideal
El gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento presión-volumentemperatura se puede describir completamente por la ecuación del gas ideal.
Las moléculas de un gas ideal no se atraen ni repelen entre sí y su volumen es
despreciable en comparación con el del recipiente que las contiene.
El gas ideal no existe en la naturaleza
Las condiciones 0 grado Celsius y 1 atm. Se llaman temperatura y presión estándar,
que a menudo se abrevia TPE.
4.
A TPE, un mol de gas ideal, independientemente de que sea
atómico o molecular, ocupa 22.414 L
1 mol de O2 = 32.00 g de O2 y ocupa 22.414 L
1 mol de He = 4.003 g He y ocupa 22.414 L
1 mol de CH4 =16.04 g CH4 y ocupa 22.414 L
Ejercicios:
5.
V=?
n = 2.12 moles
P = 6.54 atm.
Calcular el volumen en litros ocupado por 2.12 moles
de NO a
6.54 atm. y 76 grados Celsius.
PV = nRT
nRT
V =-------
T = 76 grados Celsius
P
(2.12 moles)(0.082 atm.L/K mol)(349 K)
V = ---------------------------------------6.54 atm
V = 9.28 L
6.
Cuánto es el volumen que ocupa 3.50 g Cl2 (g) a 45 oC y 745 mmHg.
PV = nRT
V=?
m = 3.50g Cl2
P = 745 mmHg.
T = 45 grados celsius
nRT
V =------P
(0.0494 moles)(0.082 atm.L/K mol)(318 K)
V = ---------------------------------------9.980 atm
V = 1.32 L
(1mol cl2)
n = 3.50 g Cl2 ----------- = 0.0494 moles cl2
70.9 g cl2
1 atm
P = 745 mmHg ----------= 0.980 atm
760 mmHg.
Cálculos de densidad
D=m/V
densidad
Masa molar de una sustancia gaseosa
M masa molar
n=m/M
LEY DE LOS GASES IDEALES. (PV = nRT)
20.
Calcular el volumen en litros ocupado por 2.12 moles de NO a 6.54 atm. y 76 grados
celsius.
Contestación:
V = 9.28 L
21..
Cuánto es el volumen que ocupa 3.50 g Cl2 (g) a 45 grados C y 745 mmHg.
Contestación:
V = 1.32 L
22.
Un matraz volumétrico de 1.0 L contiene O2 (g) a condiciones
NOTA:
STP., y luego se
El volumen y el número de moles es constante.
Contestación: P2 =1.36 atm.
23.
Cuál es el peso molecular de un gas si 1.81 g del gas ocupa un volumen de 1.52 L a 25
grados Celsius y 737 mmHg.?
Contestación: Pm = 30.0 g/mol.
24.
Una muestra de 6.9 moles de monóxido de carbono esta presente en un recipiente de un
.) si la temperatura es de 62 grados
Celsius?
Contestación:
P= 6.24 atm.
Todos los ejercicios tienen que tener el método de solución o los cálculos para evaluarlos con puntuación.
EJERCICIOS DE ESTEQUIOMETRIA DE GASES Y PRESIONES PARCIALES
Para entregar. (también)
Ejercicios resueltos:
7.
Una muestra natural contiene 8.24 moles de metano (CH 4), 0.421 moles de etano (C2H6) y
0.116 moles de propano (C3H8). Si la presión total de los gases en 1.37atm. ¿Cuáles son
las presiones parciales de los gases?
Datos:
8.24 moles de metano (CH 4)
0.421 moles de etano (C2H6)
0.116 moles de propano (C3H8)
PT = 1.37 atm
X CH 4 
8.24 m oles CH 4
 0.94
8.24 CH 4  0.421C 2 H 6  0.116 C3 H 8
X C2 H 6 
0.421
 0.047
8.24CH 4  0.421C 2 H 6  0.116 C 3 H 8
X C3 H 8 
0.116
 0.013
8.24CH 4  0.421C 2 H 6  0.116C 3 H 8
P CH 4  (0.94)(1.37atm)  1.29atm.
P C 2 H 6  (0.047)(1.37atm)  0.06atm.
P C 3 H 8  (0.013)(1.37atm.)  0.02atm.
8.
Una mezcla de He y Ne se recolectó sobre agua a 28º C y 745 mmHg. Si la presión parcial
del He es 368 mmHg, ¿Cual es la presión parcial de Ne? Nota: La presión de vapor de
agua a 28º C es igual 28.3 mmHg.
Datos:
Mezcla de los gases
T = 28º C ------- + 273.15 =301.1528º K
PT = 745 mmHg
1 atm
 0.98atm.
760 m m Hg
He :
1 atm
P  368m m Hg
 0.48atm.
760 m m Hg
H 2O :
T  28C       273.15  301.15 K
1 atm
P  28.3 m m Hg
0.037atm.
760m m Hg
P  He  0.48
P  H 2 O  0.037
0.517
PNe  0.98atm.  0.48He  0.037H 2O  0.46atm
0.46
7 m m Hg
 349.6 PHe
1 atm.
9.
Un frasco de 2.5 L a 15 º C contiene una mezcla de Nitrógeno, Helio Neon a las presiones
parciales siguientes N = 0.32atm., He = 0.15atm., Ne = 0.42atm.
a) Calcular la PT de la mezcla.
b) Calcular el volumen en Litros a STP ocupado por He y Ne si el nitrógeno se remueve selectivamente.
Datos:
Volumen del frasco –V=2.5L
T=15 º C -------- + 273.15 = 288.15ºK
PN = 0.32atm.
PHe=0.15atm.
PNe=0.42atm.
PTotal =0.89atm.
N= 14.01g
Ne= 20.18g
He= 1.008g
35.19g
35.19
1 m ol
 5.84m ol
6.02 x 1023
PV  nRT
V
25.
(5.84m ol)(0.0821atm * L
m ol* K
0.89atm
)(288.15 K )
 155.22 m ol
L
Calcular el volumen de amoníaco gaseoso medido a 525 Torr y 28 grados Celsius que es producido por la
completa reacción de 30 gramos de “Quicklime” (CaO) con un exceso de una solución de cloruro de
amonio (NH4Cl)
CaO(s) + 2 NH4Cl (aq)---- 2NH3(g) + CaCl2(ac) + H2O (l)
26.
Considere la reacción de 20.0 g de oxido de Calcio con dióxido de Carbono
CaO(s) + CO2 (g) ----- CaCO3 (s)
Si tiene 5.5 Litros de CO2 a 7.50 atm. y 22 grados Celsius. ¿Cree usted que tiene suficiente
dióxido de carbono para reaccionar con todo el CaO?
27.
la oxidación del Amoníaco,
4 NH3(g) + 5O2 (g) ------- 4 NO(g) + 6 H2O (l)
¿Cuántos litros de O2, medido a 18 grados Celsius y 1.10 atm, puede ser usado para producir 50
litros de NO a la misma condición?
28.
La presión parcial del N2, O2 y Ar en aire seco es 570, 153 y 6 torr, respectivamente. ¿Cuál es la fracción
molar de estos tres gases.
29.
Una mezcla de 40.0 gramos de O2 y 40.0 gramos de He tiene una presión total de 0.900 atm. ¿cuál es la
presión parcial del O2 y He en la mezcla?
30.
La presión de vapor de agua a 35 grados C es 42.175 mmHg. La presión de vapor del útil alcohol
(C2H5OH) a 35 grados Celsius es 100.5 mmHg. Cuál es la presión de vapor de la solución preparada
disolviendo 250 g de C2H5OH en 375 g de H2O.
31.
Un frasco de 5.0L contiene N2 a una presión parcial de 0.28 atm, He a una presión parcial de 0.12 atm, y
Ne a una presión de 0.56 atm. Cuál es la presión total de la mezcla? Cuál es la fracción molar de cada
gas?
Resp. Presión total = 0.96 atm
X N2 = 0.29
X He = 0.12
X Ne = 0.58
32.
Una mezcla particular de gases tiene la siguiente composición: 13.9 g de H2, 64.8 g N2 y 78.7 g NH3.
Determine la presión parcial de cada gas y la presión total de la mezcla si los gases están en un recipiente
de 25.0 L a 150 grados C.
33.
La densidad de un gas se encontró que era 3.79 g/L a 45 grados C y a una presión de 2.25 atm. Cuál es la
masa molar del gas.?
34.
Cuál es el volumen de 3.57 g de O2 a una temperatura de 18.5 grados C. y con una presión de 0.563 atm?
35
Si se dejan reaccionar 165 g de Oxido de etileno con 75.0 g de agua, calcule (a) el rendi
miento teorico del etil6n glicol en gramos, (b) Ia cantidad de moles de reactivo en exceso
que queda al final de Ia reacción y (c) el porcentaje de rendimiento Si en realidad se ob
tienen 215 g de etilen glicol.
C2H4O + H20 ------- C2H602
TERMOQUIMICA:
Calor específico
La cantidad de calor recibido o cedido por un cuerpo se calcula mediante la siguiente fórmula
Q=m·c·(Tf-Ti)
Donde m es la masa, c es el calor específico, Ti es la temperatura inicial y Tf la temperatura final

Si Ti>Tf el cuerpo cede calor Q<0

Si Ti<Tf el cuerpo recibe calor Q>0
Ejercicios:
36.
¿Qué cantidad de calor se precisa comunicar a 5 litros de agua para que su temperatura
aumente 25ºC?
Sol: 125000 cal
37.
Calcular la cantidad de calor que hay que suministrar a 100 litros de agua para que su
temperatura aumente 15 grados Celsius
38.
Conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de SO3(g) y SO2(g), -395 KJ/mol y –270
KJ/mol, respectivamente, calcular el calor a volumen constante, a 700 K, de la reacción:
SO2 (g) + ½ O2 (g)  SO3 (g),
39.
Calcular la entalpía estándar de formación del óxido de zinc a partir de los datos
siguientes:
a) H 2 SO 4 ( aq ) + Zn ( s ) —> ZnSO 4 ( aq ) + H 2 ( g ) ; /\ H = - 80,1 Kcal
b) 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g ) –> 2 H 2 O ( l ) ; /\ H = -136,6 Kcal
c) H 2 SO 4 ( aq ) + ZnO ( s ) —> ZnSO 4 ( aq ) + H 2 O ( l ) ; /\ H = - 50,52 Kcal
40.
41.
Se calienta un trozo de hielo de 250 gramos que se encuentra a –20 ºC hasta transformarlo
en vapor de agua a 110 ºC. ¿Qué cantidad de calor se necesita?.
Sol: 183650 cal
Halla la cantidad de vapor a 100 ºC que se debe añadir a 62 gramos de hielo a –10 ºC para
que la temperatura final en el equilibrio térmico sea de 60 ºC.
Sol: 15,5 gramos
42.
EL Cobre metálico tiene un calor especifico de 0.385 J/g·C. Calcular la cantidad de
calor requerida para aumentar la temperatura de 22.8 g de Cu desde 20.0C hasta
875C.
43.
El Etanol pasa por una combustión con el oxigeno para producir el gas dióxido de
carbono y agua líquida. La entalpias estándar de combustión del etanol,
C2H5OH(l), es -1366.8 kJ/mol. Dado los calores estándar de combustión para el ∆Hr
[CO2(g)] = -393.5 kJ/mol y el ∆Hr [H2O(l)] = -285.8 kJ/mol, ¿cual es la entalpia
estándar de formación para el etanol ?