LAS SUSTANCIAS Y SU IDENTIFICACIÓN

1
PRESENTACIÓN
LAS SUSTANCIAS Y SU IDENTIFICACIÓN
PRESENTACIÓN
Esta unidad se supone adquirido en cursos anteriores
el conocimiento de la estructura de la materia.
Se ofrece un recordatorio detallado sobre los cálculos
de cantidad de materia, expresados en mol o en gramos.
Es importante que el alumno asuma el rigor que debe
sustentar el trabajo científico y para ello se propone seguir
los pasos que permitieron establecer la teoría atómica
de Dalton. Usando las leyes ponderales y volumétricas
se concluye con la primera teoría deducida sobre
la existencia del átomo.
Sobre la identificación de sustancias se trabaja primero sobre
las fórmulas que corresponden a cada sustancia, cómo
calcularlas a partir del análisis de la masa aislada de cada
elemento. Se introduce al alumno en las diferentes técnicas
que se usan en laboratorios para identificar las sustancias
(espectroscopía y espectrometría).
ESQUEMA DE LA UNIDAD
Leyes ponderales:
– Lavoisier.
– Proust.
Leyes fundamentales
de la química
– Dalton.
Teoría atómica
Leyes volumétricas:
– Gay‑Lussac.
– Hipótesis de Avogadro.
– Masa molecular relativa.
– Mol.
– Composición centesimal.
Identificación
de sustancias
La fórmula como
identificativo
Espectroscopia:
Técnica
de análisis
¿Qué es espectro?
¿Qué es isótopo?
– Absorción atómica.
– Absorción infrarroja.
Espectrometría:
– Masa isótopos.
– Masa iones.
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1
PROBLEMAS RESUELTOS
LEYES PONDERALES
PROBLEMA RESUELTO 1
El hierro y el oxígeno forman un compuesto. Se realizan una serie de experiencias en las que se combinan
determinadas cantidades de los dos elementos; en cada caso se mide la cantidad de óxido que se forma y las
cantidades de hierro y oxígeno que sobran. Completa los huecos que faltan en la tabla siguiente:
Experiencia
Hierro
(g)
A
5,58
B
7,44
C
12
D
Oxígeno
(g)
Óxido de hierro
(g)
Hierro que
sobra (g)
Oxígeno que
sobra (g)
7,98
0
2,64
0
0
2,24
0
1,42
6,1
3,2
8,5
La información que obtenemos de cada experiencia es:
• En la experiencia B se indican las cantidades de oxígeno y hierro que se combinan sin que sobre de ninguno
de los elementos. Estas cantidades indican la proporción en que se combinan el oxígeno y el hierro.
De acuerdo con la ley de conservación de la masa, la cantidad de óxido de hierro que se forma es la suma
de las cantidades de los elementos que se combinan:
7,44 + 3,2 = 10,64 g
• En la experiencia A se indica la cantidad de hierro que se combina, sin que sobre nada, y la cantidad de óxido
de hierro que se forma. Por diferencia entre estas dos cantidades calculamos la cantidad de oxígeno
que se combina.
7,98 g de óxido - 5,58 g hierro = 2,4 g de oxígeno se combinó
Como nos dice que sobran 2,64 g de oxígeno, la cantidad que había inicialmente será la que se combinó más
la que sobró:
2,4 g de oxígeno se combina + 2,64 g de oxígeno sobra = 5,04 g oxígeno había inicialmente
• En la experiencia C la cantidad de hierro inicial y la que sobra nos permite conocer la cantidad de hierro
que se combina: 12 g de hierro inicial - 2,24 g hierro sobra = 9,76 g de hierro se combinan
Utilizando las proporciones que deducimos de la experiencia B podremos calcular la cantidad de oxigeno
que reacciona y de óxido que se obtiene.
9,76 g de hierro ?
10,64 g óxido de hierro
= 13,96 g óxido de hierro
7,4 g de hierro
Como no sobra nada de oxígeno, la cantidad de este elemento que reacciona es la que había inicialmente:
13,96 g óxido de hierro - 9,76 g hierro = 4,2 g de oxígeno
• En la experiencia D sabemos la cantidad de oxígeno que había inicialmente y la que sobra; por diferencia,
podremos calcular la que reaccionó:
8,5 g de oxígeno inicial - 6,1 g óxígeno sobra = 2,4 g de oxígeno se combinan
Utilizando las proporciones que deducimos de la experiencia B podremos calcular la cantidad e hierro
que reacciona y de óxido que se obtiene.
2,4 g de oxígeno ?
10,64 g óxido de hierro
= 3,43 g óxido de hierro
7,44 g de oxígeno
7,98 g óxido de hierro - 2,4 g oxígeno se combinan = 1,03 g de hierro se combinan
La cantidad de hierro que se combina sumada a la que sobra nos dirá la cantidad de hierro que había inicialmente:
1,03 g de hierro se combinan + 1,42 g hierro sobra = 2,45 g de hierro inicial
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DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bto. Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.
1
PROBLEMAS RESUELTOS
LEYES PONDERALES
Resumen
Experiencia
Hierro
(g)
Oxígeno
(g)
Óxido de hierro
(g)
Hierro que
sobra (g)
Oxígeno que
sobra (g)
A
5,58
5,04
7,98
0
2,64
B
7,44
3,2
10,64
0
0
C
12
4,2
13,96
2,24
0
D
2,45
8,5
3,43
1,42
6,1
ACTIVIDADES
1
El hierro y el oxígeno pueden formar dos óxidos
diferentes. Se analizó la composición de una serie
de experiencias y se encontraron los siguientes
resultados:
Muestra
Oxígeno
(g)
Hierro
(g)
A
3,2
7,44
con la formación de lluvia ácida. Experiencias
realizadas en el laboratorio determinan que cuando
se hacen reaccionar 4 L de gas nitrógeno con 8 L
de gas oxígeno, se forman 8 L de ese gas, estando
todos los gases en idénticas condiciones de presión
y temperatura. Sabiendo que el oxígeno y el nitrógeno
forman moléculas diatómicas, justifica la molécula
del gas que se forma.
B
1,6
5,58
Sol.: NO2
C
3,2
3,2
D
0,8
2,79
3
Entre las muestras anteriores localiza:
a)
Dos que se refieran al mismo compuesto.
b) Dos que se refieran a compuestos diferentes que
cumplan la ley de las proporciones múltiples.
Sol.: N2: sobran 4 L, O2: se consume todo;
NO2: se forman 4 L
e) Una muestra cuyo análisis revela un compuesto
imposible.
d) Si la fórmula de uno de los óxidos es FeO, ¿Cuál es la
del otro?
Sol.: a) B y D; b) A y B, A y D; c) C; d) Fe203
2
Cuando el nitrógeno reacciona con el oxígeno forma
una serie de óxidos, uno de los cuales está relacionado
En una experiencia de laboratorio se pusieron
en condiciones de reaccionar 8 L de gas nitrógeno
y 8 L de gas oxígeno. Determina la cantidad del óxido
de nitrógeno del que se hablaba en el ejercicio
anterior se podrá obtener si todos los gases se
encuentran en las mismas condiciones de presión
y temperatura.
4
El cloro y el cobre forman dos compuestos, el CuCI
y el CuCI2. Analizada una muestra de CuCl se han
encontrado 5 g de cobre y 2,8 g de cloro. Si la muestra
fuese de CuCI2 y tuviese 10 g de cobre. ¿Cuál sería
la masa de cloro?
Sol.: 11,2 g
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1
PROBLEMAS RESUELTOS
LA TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA
PROBLEMA RESUELTO 2
El sulfato de amonio (NH4)2SO4, es una sustancia que se utiliza como abono. Para abonar un terreno
se han sintetizado 2 kg de esta sustancia. Calcula:
a)
Los moles de oxígeno que se han utilizado.
b)Los gramos de azufre que se añaden al terreno.
c)Los átomos de hidrógeno que contienen.
d)La masa de abono que deberíamos utilizar si queremos añadir al terreno un billón de billones (1024) átomos
de nitrógeno.
e)La composición centesimal del sulfato de amonio
Datos: M(N) = 14,01 g/mol; M(H) = 1,008 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; M(S) = 32,06 g/mol
Inicialmente tenemos que determinar la masa molar del sulfato de amonio, La estequiometría del compuesto
nos permitirá establecer el resto de las relaciones. También tenemos que conocer que en 1 mol hay
6,022 ? 1023 partículas.
M((NH4)2SO4) = (14,01 +1,008 ? 4) ? 2 + 32,06 + 16,00 ? 4 = 132,1 g/mol
1 mol
2 ? 103 g de (NH4)2SO4 ?
= 15,14 mol (NH4)2SO4
132,1 g
a) 15,14 mol de (NH 4) 2 SO 4 ?
4 mol O
= 60,5 mol de O
1 mol de (NH 4) 2 SO 4
b) 15,14 mol de (NH 4) 2 SO 4 ?
32,06 g de S
= 484,2 g de S
1 mol de (NH 4) 2 SO 4
c) 15,14 mol de (NH 4) 2 SO 4 ?
8 mol H
6,022 ? 10 23 átomos
?
= 7,3 ? 10 25 átomos de H
1 mol de (NH 4) 2 SO 4
1 mol
d) 10 24 átomos de H ?
1 mol de (NH4) 2 SO 4 132,1 1 g de (NH 4) 2 SO 4
1 mol de H
?
?
= 27,4 g de (NH 4) 2 SO 4
6,022 ? 10 23 24 átomos de H
1 mol de H
1 mol de (NH 4) 2 SO 4
e)
Se trata ele determinar los gramos de cada elemento que hay cada 100 g de compuesto:
2 ? 14,01 g de N
? 100 = 21,2 % de N
132,1 g de (NH 4) 2 SO 4
8 ? 1,008 g de H
? 100 = 6,1% de H
132,1 g de (NH 4) 2 SO 4
32,06 g de S
? 100 = 24,3 % de S
132,1 g de (NH 4) 2 SO 4
4 ? 16,06 g de O
? 100 = 48,4 % de O
132,1 g de (NH 4) 2 SO 4
ACTIVIDADES
1
Una de las características a tener en cuenta
en un abono es su riqueza en nitrógeno.
Determina si es más rico el nitrato de potasio, KNO3,
o el cloruro de amonio, NH4CI.
3
Sol.: 69,92 % de Fe en Fe203;
77,72 % de Fe en FeO
Sol.: r iqueza del KN03, 13,85 %;
riqueza del NH4Cl: 26,77 %
4
2
En una bombona tenemos 10 g de gas oxígeno, O2.
Calcula cuántas moléculas y cuántos átomos
de oxígeno tenemos. ¿Y si el gas fuese Argón?
Sol.: m
oléculas O2: 1,88 ? 1023; átomos O: 3,76 ? 1023;
átomos de Ar: 1,51 ? 1023
36
Cuando el hierro se combina con oxígeno forma dos
óxidos, de fórmula Fe2O3 y FeO. Calcula el porcentaje
en hierro de cada uno de ellos.
Para hacer una preparación necesitamos 1,23 g
de nitrógeno que los vamos a obtener del nitrato de
calcio, Ca(NO3)2. ¿Cuántos gramos de ese compuesto
debemos utilizar?
Sol.: 5,1 g
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PROBLEMAS RESUELTOS
FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS
PROBLEMA RESUELTO 3
El potasio forma una oxisal con cloro y oxígeno. Al calentar 5 g de la oxisal se desprende oxígeno
dejando un residuo de 3 g de otra sal de cloro y potasio. Se disuelve en agua esta segunda sal y se le añade
nitrato de plata, AgNO3, en exceso obteniéndose 5,77 g un sólido que resulta ser AgCI. Determina la fórmula
química de las dos sales que forma el potasio.
Nota: el potasio no forma compuesto insoluble con el ion nitrato.
Datos: Las masas atómicas relativas se encuentran en la tabla periódica.
Siguiendo la serie de las reacciones podremos determinar la cantidad
de K, O y CI que hay en cada una de las dos sales de potasio.
KxClyOz
"
KwClp
O2 +
5g
De esta reacción deducimos que en la muestra de la oxisal hay 2 g de O.
3g
Si determinamos la cantidad de CI que hay en el AgCI que se formó, podremos conocer la cantidad de CI que había
en la sal KwClp y en KxClyOz. Por diferencia, podremos conocer la cantidad de K que hay en cada una de esas sales.
MAgCl = 107,9 + 35,45= 143,4 g/mol
KxClyOz
KwClp
35,45 g Cl
5,77 g Ag Cl ?
= 1,43 g Cl
143,4 g Ag Cl
5g
3g
1,57 g K
1,43 g Cl
2gO
1,57 g K
1,43 g Cl
3 g de KwClp - 1,43 g Cl = 1,57 g de K
Conocida la proporción en masa en que se combinan los elementos en cada uno de los compuestos, obtendremos
la proporción en moles para llegar a determinar su fórmula.
La fórmula de la oxisal será del tipo: KxClyOz.
x = 1,57 g de K ?
1 mol de K
1 mol de Cl
= 0,04 mol de K ; y = 1,43 g de Cl ?
= 0,04 mol de Cl ;
39,1 g de K
35,45 g de Cl
1 mol de O
z = 2 g de O ?
= 0,125 mol de O
16 g de O
La fórmula del compuesto es del tipo: K0,04CI0,04O0,125.
Los subíndices deben ser números enteros sencillos que mantengan esta proporción. Para encontrarlos
dividimos ambos números por el más pequeño:
K 0,04 Cl 0,04 O 0,125 & K1Cl1O 3,1 & KClO3
0,04
0,04
0,04
La fórmula de la otra sal es del tipo: KwClp
1 mol de K
1 mol de Cl
w = 1,57 g de K ?
= 0,04 mol de K ; p = 1,43 g de Cl ?
= 0,04 mol de Cl
39,1 g de K
35,45 g de Cl
la fórmula del compuesto es del tipo, K0,04Cl0,04 & KCl.
ACTIVIDADES
1
El nitrato de cadmio cristaliza en forma de hidrato.
Cuando se calientan 3 g de la sal hidratada a 110 °C
hasta peso constante se obtiene un residuo de 2,36 g.
Determina la fórmula del hidrato.
2
Un óxido de cromo tiene un 68 % de cromo. Determina
su fórmula.
Sol.: Cr2O3
Sol.: Cd(NO3)2 ? 4H2O
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1
MÁS PROBLEMAS
FICHA 1
LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Nombre:
Curso:
Fecha:
EJEMPLO
Tenemos dos muestras de compuestos diferentes formados por los mismos elementos.
Un análisis del primero revela que nuestra muestra contiene 95,85 gramos de cloro y 129,6 gramos de oxígeno.
El análisis de la segunda muestra da como resultado 127,8 gramos de cloro y 57,6 gramos de oxígeno.
Comprueba que se cumple la ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).
En el primer compuesto por cada gramo de oxígeno hay x gramos de cloro:
95,85 g de Cl
x g de Cl
=
129,6 g de O
1 g de O
& x = 0,74
g de Cl
g de O
En el segundo compuesto, por cada gramo de oxígeno hay y gramos de cloro:
127,8 g de Cl
y g de Cl
=
57,6 g de O
1 g de O
& y = 2,22
g de Cl
g de O
Las cantidades de cloro que reaccionan con un gramo de oxígeno en cada compuesto están en relación:
g de Cl
1
g de O
=
3
g de Cl
2,22
g de O
0,74
Una relación sencilla de enteros. Se cumple, por tanto, la ley de proporciones múltiples (o de Dalton).
PROBLEMAS PROPUESTOS
1
Existen tres óxidos de azufre en los que los porcentajes de azufre son 66,67 %, 57,14 % y 40 %, respectivamente.
Comprueba si se cumple la ley de las proporciones múltiples.
2
La formación de 2 L de vapor de agua exige la participación de 2 L de hidrógeno y 1 L de oxígeno (todos los gases
en las mismas condiciones de presión y temperatura). Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a) De las proporciones anteriores se deduce que en este caso no se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier.
b) De las proporciones anteriores se deduce que se cumple la ley de los volúmenes de combinación de Gay‑Lussac.
c) De las proporciones anteriores se deduce que en una reacción química el número de moléculas puede variar.
d) En los 2 L de vapor de agua hay el mismo número de moléculas que en los 2 litros iniciales de hidrógeno.
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1
MÁS PROBLEMAS
FICHA 2
LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA
Nombre:
Curso:
Fecha:
PROBLEMAS PROPUESTOS
3
Un químico ha obtenido en su laboratorio un compuesto y al analizar su composición ha comprobado que contiene
45,77 g de cinc y 22,45 g de azufre. Otro químico ha obtenido el mismo compuesto mediante un procedimiento
diferente, y en su caso el compuesto está formado por 71,92 g de cinc y 35,28 g de azufre. Comprueba si
se cumple la ley de las proporciones definidas.
4
El dióxido de cloro, ClO2, es un gas que se utiliza en la industria del papel como agente blanqueante;
tiene también una acción germicida, por lo que se emplea en la potabilización del agua. Se puede obtener
en el laboratorio haciendo reaccionar los gases cloro y oxígeno. (La formulación de este compuesto es una excepción
a las normas IUPAC).
En la tabla siguiente se muestran los datos correspondientes a algunas experiencias de su fabricación en el laboratorio.
Completa los datos que faltan teniendo en cuenta que en todos los casos, tanto los gases que reaccionan como
los que se obtienen se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura.
Experiencia
cloro (L)
oxígeno (L)
dióxido
de cloro (L)
cloro
que sobra (L)
oxígeno
que sobra (L)
A
3
6
6
0
0
0
0
B
5
C
3
D
3
3
2
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1
MÁS PROBLEMAS
FICHA 3
MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA
Nombre:
Curso:
Fecha:
EJEMPLO
El dióxido de nitrógeno es un gas tóxico que se produce en combustiones a temperaturas elevadas como las
que tienen lugar en los motores de los coches. Debido a los problemas pulmonares que produce, la Unión Europea
establece un máximo de 40 microgramos por metro cúbico en el aire. Calcula el número de moléculas de dióxido
de nitrógeno que habrá en el aire por metro cúbico cuando se alcance dicho máximo.
La masa molecular del dióxido de nitrógeno es:
M(NO2) = 14,01 + 16,00 ? 2 = 46,01 u
Un mol de dióxido de nitrógeno tiene una masa de 46,01 g. Como en el máximo de contaminación permitida hay
40 mg/m3, hay:
g de NO 2
mol
m3
= 8,69 ? 10-7 3
m
g de NO 2
46,01
mol
40 ? 10-6
Cada mol tiene el número de Avogadro de moléculas, NA = 6,022 · 1023. Por tanto el número de moléculas de dióxido
de nitrógeno por metro cúbico que hay en el aire es:
8,69 ? 10-7
moléculas
mol
moléculas
? 6,022 ? 10 23
= 5,23 ? 017
3
m
m3
mol
PROBLEMAS PROPUESTOS
5
Considera un cubo vaso de agua lleno hasta el borde. Si suponemos que el volumen es de 300 cm3, calcula:
a) El número de moléculas de agua que hay en el vaso.
b) El número de átomos de hidrógeno y de oxígeno que hay en el vaso.
Datos: M (H) = 1,008 g/mol; M (O) = 16,00 g/mol; dH O = 1 g/cm3.
2
6
Calcula, en gramos, la masa de una molécula de ácido sulfúrico.
Datos: M (H) = 1,008 g/mol; M (O) = 16,00 g/mol; M (S) = 32,06 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.
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1
MÁS PROBLEMAS
FICHA 4
MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA ‑ FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS
Nombre:
Curso:
Fecha:
PROBLEMAS PROPUESTOS
7
Ordena de mayor a menor masa las siguientes cantidades:
a) 50 mol de ácido nítrico.
c) 1027 átomos de helio.
b) 1026 moléculas de dióxido de carbono.
d) 5 kg de hierro.
Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(He) = 4,003 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(N) = 14,01 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol;
M(Fe) = 55,85 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.
8
La fórmula molecular de la cafeína es C8H10N4O2. Calcula
a) La masa molecular de la cafeína.
b) La masa de un mol de cafeína.
c) El número de moléculas de cafeína que hay en 100 g de esta sustancia.
d) Los átomos de hidrógeno que hay en 100 g de cafeína.
Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(N) = 14,01 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.
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1
MÁS PROBLEMAS
FICHA 5
FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS
Nombre:
Curso:
Fecha:
EJEMPLO
El análisis de un compuesto ha ofrecido los siguientes resultados: 168 gramos de carbono, 28,2 g de hidrógeno
y 224 g de oxígeno. Sabiendo que su masa molecular es de 60,032 unidades de masa atómica, calcula su fórmula
empírica y molecular.
Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol.
Sabemos que la masa de un mol de átomos de carbono es 12,00 g, la de un mol de átomos de hidrógeno es 1,008 g
y la de un mol de átomos de oxígeno es de 16,00 g. Así que en el análisis de ese compuesto se tiene:
168 g de C
= 14 mol de átomos de C
g de C
12,00
mol
28,2 g de H
= 27,98 mol de átomos de H
g de H
1,008
mol
224 g de O
= 14 mol de átomos de O
g de O
16,00
mol
En la fórmula los átomos están en la proporción 14 : 28 : 14. Simplificando: 1 : 2 : 1. Y la fórmula empírica es CH2O.
Para continuar hasta encontrar la fórmula molecular necesitamos la masa molecular del compuesto:
M(CnH2nOn) = 12,00 ? n + 1,008 ? 2n + 16,00 ? n = 30,016 n = 60,03 u & n =
60,032
=2
30,016
Luego la fórmula molecular del compuesto es C2H4O2.
PROBLEMAS PROPUESTOS
9
La glicerina se utiliza en la industria de los cosméticos y también en la farmacéutica. Tenemos una muestra de glicerina
que contiene 576 g de carbono, 128 mol de átomos de hidrógeno y 2,89 ? 1025 átomos de oxígeno. Sabiendo que un mol
de glicerina tiene una masa de 92,06 g, calcula su fórmula molecular.
Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.
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MÁS PROBLEMAS
FICHA 6
LEYES PONDERALES ‑ MEDIDAS DE CANTIDAD ‑ FÓRMULAS
Nombre:
Curso:
Fecha:
PROBLEMAS PROPUESTOS
10 En un determinado óxido de azufre el porcentaje de azufre corresponde al 40% de la masa total del óxido.
Calcula su fórmula empírica.
Datos: M(O) = 16,00 g/mol; M(S) = 32,06 g/mol.
11 Al calentar una masa de 3,971 g de cobre se observa que reacciona exactamente con 1,000 g de oxígeno. Al cambiar
las condiciones experimentales, 1,000 g de oxígeno reacciona totalmente en este caso con 7,942 g de cobre.
a) ¿Qué cantidad de óxido de cobre se formará en cada ensayo?
b) ¿Se cumple la ley de proporciones múltiples?
c) Calcula la composición centesimal en cada caso.
d) Escribe la fórmula empírica de cada uno de los óxidos.
Datos: M(O) = 16,00 g/mol; M(Cu) = 63,55 g/mol.
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