1ºB/C - 4-nov-2008 - IES Medina Albaida

EXAMEN DEL TEMA 7
LA TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA
EXAMEN DEL TEMA 7
LA TEORÍA CINÉTICO-MOLECULAR DE LA MATERIA
Páginas 218-269 del libro de texto
Páginas 218-269 del libro de texto
Recuperación 1º de Bachillerato - Martes, 4 de noviembre de 2008
Se pide:
* claridad en la exposición, sin omitir explicaciones
* limpieza y orden en cada pregunta, cuestión, ejercicio o problema
* adaptar la respuesta en cada caso al enunciado propuesto
* utilizar las unidades adecuadas
* cuidar la ortografía
1.- [doble] Enuncia correctamente la hipótesis de Avogadro y deduce la conclusión que se
extrae de la misma para cualquier gas a P y T constantes entre los valores de n y V.
2.- [doble] Dos recipientes cerrados de igual volumen contienen dos gases distintos en las
mismas condiciones de P y T. La masa del gas A (desconocido) es de 1’325 g y la masa
del gas B (metano, CH4) es de 0’707 g. Datos: MC=12 MH=1 MO=16 MS=32. Deduce
de forma razonada cuál de estos gases es el gas A: SO2, CO2, O3 ó C2H6.
3.- El etanol (CH3CH2OH) reacciona con el oxígeno para dar CO2 y H2O. En una experiencia
48 g de etanol reaccionan con 96 g de oxígeno produciendo 54 g de agua. Sabiendo las
masas atómicas: MC=12 MH=1 y MO=16. Calcula razonándolo:
3a) la masa de dióxido de carbono que se obtiene en dicha reacción,
3b) la masa de oxígeno necesaria para reaccionar con 10 g de etanol.
4.- Un compuesto tiene la siguiente composición centesimal: 24’2% de C, 4’0% de H y el resto
de Cl. Un litro de dicho compuesto gaseoso, medido a 710 torr (= mm Hg) y 110 ºC
tiene una masa de 3’085 g. Datos: MC=12 MH=1 MCl=35’5. Deduce razonadamente:
4a) su fórmula empírica,
4b) su masa molecular,
4c) su fórmula molecular.
5.- [doble] Los elementos X e Y se combinan formando dos compuestos distintos. En el
compuesto A hay un 44’06% de X y un 55’94% de Y, en el compuesto B hay un
34’43% de X y un 65’57% de Y. Escribe el enunciado de la ley de las proporciones
múltiples de Dalton y deduce de forma razonada si se cumple o no dicha ley.
6.- Un recipiente cerrado contiene una mezcla de 6’4 g de CH4, 4’4 g de C3H8 y 16 g de O2.
Datos: MC=12 MH=1 MO=16. Deduce de forma razonada:
6a) la fracción molar de cada uno de los gases en la mezcla,
6b) el porcentaje en volumen de los mismos.
7.- [doble] Explica como prepararías 500 mL de una disolución de hidróxido sódico de
concentración 0’2 M (ó 0’2 mol/L), si dispones de un bote con lentejas de NaOH sólido
del 90% de riqueza. Sabiendo que MNa=23 MO=16 y MH=1.
8.- La densidad de un gas en c.n. es 1’53 g/L. Calcula su densidad a 100 ºC y 1 atm.
Expresa el resultado en g/cm3 y en unidades S.I. Dato: R = 0’082 atm.L/mol.K.
9.- [doble] Hay dos disoluciones de HCl, una de concentración 2 mol/L (2 M) y la otra de
concentración 6 mol/L. ¿Qué volumen de cada una de ellas hay que mezclar para
preparar 500 cm3 de una disolución de HCl de concentración 3 M (ó 3 mol/L)?
10.- En estado sólido, las moléculas de ciclooctaazufre, S8, están formadas por “coronitas” de
8 átomos de azufre. Sabiendo que MS=32, calcula de forma razonada:
10a) El número de átomos de azufre que hay en 2’56 g de S8,
10b) el número de moles de S8 que hay en esa misma masa de ciclooctaazufre.
Recuperación 1º de Bachillerato - Martes, 4 de noviembre de 2008
SOLUCIONES:
1) “Volúmenes iguales de diferentes gases, medidos en las mismas condiciones de P y T, tienen el
mismo nº de moles, y en consecuencia, el mismo nº de moléculas”. De aquí se deduce que “El
volumen de un gas a P y T constantes es directamente proporcional al nº de moles: V = k.n”.
2) Como hay volúmenes iguales a las mismas P y T, deducimos que ambos gases, A y el CH4 tienen el
mismo nº de moles. El nº de moles de CH4 es: n(CH4) = m(g)/Mmol = 0’707/16 = 0’04418 moles.
El nº de moles de A será el mismo: 0’04418 moles, de aquí deducimos la Mmol de A:
Mmol = m(g)/nA = 1’325/0’04418 = 29’98 ≈ 30 g/mol. Deduciendo la Mmol de cada uno de los
gases que nos dan vemos que la única posibilidad es el etano, C2H6, cuya Mmol = 30 g/mol.
3a) De la ley de conservación de la masa de Lavoisier: 48 g C2H6O + 96 g O2 = 54 g H2O + X g CO2
deducimos que la masa formada del gas CO2 es: m = (48 + 96 – 54) g = 90 g de CO2.
3b) Por una simple proporción, si 48 g de C2H6O precisan 96 g de O2, 10 g de C2H6O necesitarán:
m = 96*10/48 = 20 g de O2.
4a) En 100 g de compuesto hay 24’2 g de C, 4’0 g de H y 71’8 g de Cl. El nº de moles de átomos son:
nC = m(g)C/MC = 24’4/12 = 2’03, nH = m(g)H/MH = 4’0 y nCl = m(g)Cl/MCl = 71’8/35’5 = 2’02,
con lo que deducimos que cada mol de átomos de C se combina con dos moles de átomos de H
y con un mol de átomos de Cl y por tanto su fórmula empírica será CH2Cl.
4b) El nº de moles de gas son: n = P.V/R.T = (710/760).1/(0’082*(273+110)) = 0’02974, y como
equivalen a 3’085 g, deducimos que: Mmol = m(g)/n = 3’085/0’02974 g/mol = 103’7 g/mol.
4c) La masa que corresponde a la fórmula empírica es: Memp = MC+2.MH+MCl = 12+2+35’5 = 49’5
g/mol. Como Mmol = n*(Memp) n = Mmol/Memp = 103’7/49’5 = 2’09 ≈ 2, y de aquí deducimos
que la fórmula molecular es: (CH2Cl)*2 = C2H4Cl2 (un dicloroetano)
5) En 100 g de A hay 44’06 g de X y 55’94 g de Y y en 100 g del B, 34’43 g de X y 65’57 g de Y. (Si dos
elementos X e Y se combinan en distintas condiciones para formar dos compuestos definidos, A
y B, la relación de las masas de Y que reaccionan con la misma masa de X es un cociente de
números enteros sencillos). En B por 34’43 g de X hay 65’57 g de Y, luego por 44’06 g de X
habría: 44’06.65’57/34’43 g = 83’91 g, de aquí: mY(en A)/mY(en B) = 55’94/83’91 = 0’666 = 2/3,
relación de números enteros sencillos, y se demuestra que se cumple la ley de Dalton.
6a) El nº de moles de cada gas se deduce dividiendo su masa en g por su Mmol: n(CH4) = 6’4/16 = 0’4,
n(C3H8) = 4’4/44 = 0’1 y n(O2) = 16/32 = 0’5. La suma total de moles es: nT = 0’4+0’1+0’5 = 1.
Las fracciones molares son los cocientes del nº de moles de cada componente por el nº total de
moles, luego: x(CH4) = 0’4, x(C3H8) = 0’1 y x(O2) = 0’5.
6b) Como los % en volumen para gases son los mismos que los % en moles, deducimos que:
%mol(CH4) = (n(CH4)/nT).100% = (0’4/1).100% = 40%, %mol(C3H8) = 10% y %mol(O2) = 50%.
Luego hay un 40% en volumen de CH4 (metano), un 10% de C3H8 (propano) y un 50% de O2.
7) El nº de moles de NaOH = V(L).M = 0’5 L * 0’2 M = 0’1 moles. Como la MNaOH = 23+16+1 = 40 g/mol,
la masa de NaOH puro necesaria es: m(NaOH) = nNaOH*MNaOH = 0’1mol*40 g/mol = 4 g. El producto
es del 90% de riqueza y la masa a pesar es mayor, pues solo el 90% de la misma es NaOH:
mproducto*(90/100) = mNaOH = 4 g mproducto = mNaOH*100/90 = 400/90 = 4’44 g de NaOH del bote.
La pesamos bien, la disolvemos con agua destilada en un vaso de precipitados, la vertemos con
una varilla a un matraz aforado de 500 mL, enjuagamos varias veces el vaso con agua destilada
y vertemos todo al matraz, enrasamos, y ¡ya está preparada!
8) Si imaginamos 1 L habrá 1’53 g de gas. El volumen a 100 ºC (P cte) lo calculamos así: Vi/Ti = Vf/Tf,
luego: Vf = Vi*Tf/Ti = 1*373/273 = 1’366 L. Como la masa del gas sigue siendo la misma, la
densidad del gas ahora será: d = m/V = 1’53 g/1’366 L = 1’12 g/L (aproximadamente).
9) Si llamamos x a los L de la 1ª e y a los de la 2ª se cumplirá que: x+y=0’5. Además, como se necesitan
0’5*3=1’5 moles para preparar los 500 mL de disolución 3M, la suma de los productos de los
V(L) sus M nos da las moles: x*2+y*6=1’5. Resolviendo el sistema: x = 0’375 L e y = 0’125 L.
10a) nº moles de S = m(g)S/MS = 2’56/32 = 0’08 nº átomos de S = nS*NA = 0’08*6’02.1023 = 4,82.1021
10b) nº moles de S8 = m(g)S/Mmol = 2’56/(8*32) = 2’56/256 = 0’01