Calcula el número de moles (0,25 puntos), moléculas (0,25 puntos

1. Calcula el número de moles (0,25 puntos), moléculas (0,25 puntos) y átomos (0,25 puntos)
que hay en un litro de oxígeno, O2, a 1,2 atm de presión y 30ºC de temperatura. R = 0,082
atm × l × mol-1 × K-1
El peso molecular del oxígeno, O2, es 16 × 2 = 32 u. Como nos dan los datos del
oxígeno gaseoso, podemos usar la ecuación de los gases ideales para obtener el número de
moles, teniendo en cuenta que la temperatura debe estar en Kelvin, T = (273 + 30) ºC =
303 K
p V  n  R T  n 
p V

R T
1,2 atm 1 l
 0,048 mol de O 2
atm  l
0,082
 303 K
mol  K
Sabiendo que un mol de moléculas contiene el número de Avogadro de moléculas, 6,022
× 1023, entonces los 0,048 mol de O2 contendrán
0,048 × 6,022 × 1023 = 2,89 × 1022 moléculas de O2
Y como cada molécula de O2 contiene 2 átomos,
2 × 2,89 × 1022 moléculas = 5,78 × 1022 átomos de O
A. Al quemar 3 g de antracita (cierto tipo de carbón) se obtienen 5,3 litros de CO 2 medidos en
condiciones normales. Calcular la cantidad de antracita.
Lo primero es calcular la masa de CO2 obtenido mediante la ecuación de los gases
ideales, sabiendo que el peso molecular del CO2 es 44 u, y que las condiciones normales
implican 1 atm y 273 K,
m
p  V  PM
p V  n  R T 
 R T  m 

PM
R T
1 atm  5,3 l 
44 g
mol
atm  l
0,082
 273 K
mol  K
 10,417g de CO2
Ejercicio nº 1.- (2 puntos) Un compuesto líquido muy volátil formado por azufre y flúor contiene un 25,23% de azufre. A
100ºC y 101 000 Pa, este compuesto, en estado gaseoso, tiene una densidad de 0,0083 g/cm 3. Halla:
a)
b)
La fórmula empírica
La fórmula molecular
Suponiendo que tenemos 100 g del compuesto de fórmula FxSy, tenemos:
1m ol  át
 0,789m ol  a´tom osS
32g
1m ol  átom os
(100g  25,23g ) F 
 3,935m ol  átom osO
19g
Re lación_ m ínim a_ átom os:
25,23gS 
0,789átom osS
 1S
0,789
3,935átom osF
 5átom os
0,789
Fórm ula_ em pírica: F5 S
Para calcular la fórmula molecular necesito conocer la masa molecular del compuesto,
para lo cual supongo comportamiento de gas ideal, aplicando la ley de los gases
perfectos en las condiciones indicadas:
T  100º C  373K
1atm
p  10100Pa 
 0,997atm
101325Pa
g 1000cm3
g
d  0,0083 3 
 8,3
1L
L
cm
m
m
p V  n  R  T 
 R T; p  M   R T  d  R T
M
V
g
atm  L
8,3  0,082
 373K
d  R T
g
L
m ol K
M 

 254,6
p
0,997atm
m ol
Así, la fórmula molecular es n veces la fórmula empírica:
g
g
 1  32
 127g / m ol
m ol
m ol
254,6 g / m ol  n  127g / m ol; n  2
Fórm ula_ m olecular: F10 S 2
M ( F5 S )  5  19
Ejercicio nº 2.- (1 punto) Se dispone de 10 L de dióxido de carbono medidos en c.n. Calcula:
a) El número de moléculas.
b) El número de átomos
Suponiendo comportamiento de gas ideal, conocemos que 1 mol de cualquier gas en c.n. ocupa un volumen de 22,4L y
conociendo el número de Avogadro (NA), tenemos:
1m ol xm ol

; x  0,45m oles
22,4 L 10L
6,023 1023 m oléculas
0,45m ol
 2,69  1023 m oléculasCO2
m ol
3átom os
2,69  1023 m oléculas
 8,01 1023 átom os
1m olécula
Ejercicio nº 3.- (1 punto) Un recipiente cerrado de 10 m3 contiene un gas a la presión de 750 mmHg y a la temperatura
de 20ºC.
a) ¿Cuál será la presión necesaria, en atm, en el interior del recipiente cuando el gas se calienta hasta alcanzar la
temperatura de 280ºC? Enuncia la ley utilizada.
Al ser un recipiente cerrado, el volumen se va a mantener constante (ya que los gases siempre ocupan el máximo
volumen posible, es decir, el del todo el recipiente en ambas condiciones), así como el número de moles, por lo que
según la ley de Charles y Gay-Lussac:
T1  20º C  293K
T2  280º C  553K
p1 p 2
p
750m m Hg
1atm

; p 2  T2  1  553K 
 1415,53m m Hg
 1,86atm
T1 T2
T1
293K
760m m Hg
Por lo que será una presión necesaria de 1,86 atm.
3. Un recipiente cerrado de 10 m3 contiene nitrógeno molecular a la presión de 750 mmHg y a la temperatura de
20ºC.
a) ¿Cuál será la presión necesaria, en atm, en el interior del recipiente si su volumen se hace doble y el gas se calienta
hasta alcanzar la temperatura de 280ºC? Enuncia la ley utilizada.
Sabiendo que el número de moles permanece constante, suponiendo comportamiento de
gas ideal según la ecuación de los gases perfectos tenemos que:
1atm
Estado1 : p1  750m m Hg
 0,987atm
760m m Hg
1000L
V1  10m 3
 104 L
1m 3
T1  20º C  293K
Estado2 : p 2 ?
V2  2 104 L
T2  280º C  553K
p1V1 p 2V2

; p 2  0,931atm  707,9m m Hg
T1
T2