Tema 1: La teoría atómico-molecular

DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA
FÍSICA Y QUÍMICA 1º DE BACHILLERATO
TEMA 1. La teoría atómico-molecular
► Leyes ponderales (las leyes clásicas de las reacciones químicas)
Reacción 1
Hidrógeno + oxígeno = agua
Estudia con detenimiento los datos experimentales que se refieren a las masas de
sustancias que intervienen en una reacción química. Responde luego las preguntas
que se formulan.
1
1g
8g
9g
2
4g
32g
36g
3
6,5g
52g
58,5g
4 11,1g
88,8g
99,9g
▪2.-¿Con cuánto oxígeno reaccionarán 1,5 g de hidrógeno? ¿Qué cantidad de agua
se formará?
5
200g
225g
▪3.-¿Qué harías para obtener 18 g de agua? ¿Y para obtener 540 g?
25g
▪1.-Encuentra dos leyes referentes a las masas que intervienen en las reacciones
químicas. Comprueba que se cumplen para todos los casos.
▪4.-Haces reaccionar 10 g de hidrógeno con 100 g de oxígeno. Explica lo que sucede y calcula la composición final
resultante.
▪5.-Al descomponer 100 g de bromuro de potasio se obtienen 32,9 g de potasio y 67,1 g de bromo. Si en otra
descomposición tenemos al final 27,5 g de bromo, ¿cuánto potasio hemos obtenido? [Sol: 13,5 g]
▪6.-El amoníaco está compuesto por nitrógeno e hidrógeno, de forma que 100,00 g de amoníaco se decomponen dando
lugar a 82,35 g de nitrógeno y 17,65 g de hidrógeno.
a) ¿Cuál es la composición centesimal del amoníaco?
b) Calcula la masa de hidrógeno que reacciona con 15,27 g de nitrógeno para producir amoníaco.
[Sol: 82,35% N y 17,65% H; 3,27 g]
▪7.-Tomamos 10,000 g de cloruro de plata puro y lo analizamos. Observamos que contiene 2,476 g de cloro y 7,524 g
de plata. A continuación, hacemos reaccionar la plata de una moneda de 4,836 g de masa y obtenemos 1,146 g de
cloruro de plata.
Deduce, mediante la ley de proporciones definidas, el porcentaje de plata de la moneda. [Sol: 17,83 %]
[Nota: Una moneda de plata no es plata pura. Sólo la parte pura de la moneda interviene en la reacción]
▪8.-El carbono se combina con oxígeno en dos proporciones en masa, 3:4 y 3:8. Con la primera forma monóxido de
carbono (CO), y con la segunda dióxido de carbono (CO2). Razona cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas:
a) 6 g de carbono reaccionan con 24 g de oxígeno para dar CO.
b) 12 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para dar CO.
c) 24 g de carbono reaccionan con 64 g de oxígeno para dar CO2.
d) 6 g de carbono reaccionan con 18 g de oxígeno para dar CO2.
Experimento Compuesto
Masa de
A
Masa de
B
1
1
20 g
15 g
2
2
35 g
52’5 g
3
3
50 g
112’5 g
▪9.-Estudia con detenimiento los datos experimentales que se
refieren a las masas de sustancias que intervienen en una reacción
química. ¿Se cumple la ley de las proporciones múltiples? Si es así,
propón las posibles fórmulas de los diferentes compuestos.
► La unidad de cantidad de sustancia: el mol
▪10.-¿Cuál es la masa molecular del carbonato de calcio, CaCO3? ¿Cuál es la masa de un mol de esta sustancia?
1
▪11-¿Cuántos moles de ácido sulfúrico, H2SO4 hay en 4,9 g de dicho ácido? ¿Cuántas moléculas hay?
▪12-¿Cuántos moles de agua, H2O son: a) 54 g; b) 3,6 g; c) ½ Kg;; d) 45cm3; e) ¼ litro?
▪13.-¿Cuántas moléculas de agua caben en un vaso (aproximadamente ¼ de litro)?
▪14.-Calcula la masa de 0,02 moles de sacarosa C12H22O11.
▪15.-¿Qué pesa más: 2 moles de NaOH o 1 mol de H2SO4?
▪16.-Calcula la masa de agua que contienen 0,23 moles de agua (Masas atómicas: Ar (O) = 16; Ar (H) = 1).
[Sol: 4,14 g]
▪17.-Ordena de menor a mayor el número de moléculas que contienen: a) 20 g de agua; b) 1025 moléculas de oxígeno;
c) 1,3 moles de dióxido de aluminio Al2O3 (Masas atómicas: Ar (O) = 16; Ar (H) = 1).
[Sol: b>c>a]
▪18.-¿Cuántos moles de nitrógeno hay en 1,2 · 1024 moléculas?
[Sol: 1,993]
▪19.-Calcula el número de átomos de contenidos en 12,23 mg de cobre. (Masa atómica: Ar (Cu) = 63,5).
[Sol: 1,160 · 1020 átomos]
▪20.-Calcula la masa en kilogramos de una molécula de glucosa, C6H12O6 (Masas atómicas: Ar (C) = 12; Ar (H) = 1;
Ar(O) = 16).
[Sol: 2,989 · 10–25]
► Composición centesimal y determinación de fórmulas
▪21.-Determina la composición centesimal del BaCO3.
Datos: Ar(Ba) = 137’3; Ar(C) = 12; Ar(O) =16.
[Sol: 69’59% deBa; 6’08% de C y 24’33% de O]
▪22.-Determina los gramos de germanio que podemos extraer de 8 gramos de dióxido de germanio.
Datos: Masas atómicas: Ge = 72’6; O = 16.
[Sol: 5’55 g]
▪23.-Calcula la composición centesimal del carbonato de sodio, Na2CO3.
Datos: Masas atómicas: Na = 23; C = 12; O = 16.
[Sol: 43’4 % de Na; 11’3 % de C; 45’3 % de O]
▪24.-El análisis de una muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado: 52’17% de carbono, 13’04 % de
hidrógeno y 34’78 % de oxígeno. a) Calcula la fórmula empírica de este compuesto. b) Calcula la fórmula molecular
sabiendo que su masa molecular es de 46 g/mol.
▪25.-El análisis de una muestra de un compuesto de carbono dio los siguientes porcentajes: 30’45 % de carbono, 3’83
% de hidrógeno, 45’69 % de cloro y 20’23 % de oxígeno. Se sabe que la masa molecular del compuesto es de 157
g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto de carbono?
▪26.-Joseph Louis Proust nació en Francia en 1754. Era hijo de boticario y pasó su juventud rodeado de sustancias
químicas. Realizando cuidados y elaborados análisis demostró en 1799 que el carbonato de cobre contenía
proporciones fijas en masa en carbono, oxígeno y cobre, sin influir para nada el método de preparación en el
laboratorio. La proporción era siempre 5 partes de cobre, 1 de carbono y 4 de oxígeno. Este estudio lo generalizó para
otros compuestos estableciendo así la llamada ley de las proporciones definidas o ley de Proust. Averigua la fórmula
empírica del carbonato de cobre a partir de las proporciones que encontró Proust.
Datos: Masas atómicas: Cu = 63’6; C = 12; O = 16.
2