1.- Una mezcla de metano y acetileno (etino) se mezcla con oxigeno

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1.Una mezcla de metano y acetileno (etino) se mezcla con oxigeno y se quema totalmente. Al final de la
operación se recogen 2.20g de dióxido de carbono y 0.72g de agua. Calcular la cantidad en gramos de metano y
de acetileno que se ha quemado. Masas Atómicas: Carbono=12, Hidrogeno=1,Oxigeno=16
CH 4 +C 2 H 2 + 4.5O 2 -----Æ3CO 2 +H 2 O
O lo que es lo mismo:
CH 4 (g) + 2O 2 ----ÆCO 2 (g) + H 2 O(g)
C 2 H 2 (g)+2.5O 2 ----Æ2CO 2 +H 2 O
Xgr CH 4
1molCH 4 1molCO2 44 grCO2
1molC2 H 2 2CO2 44 grCO2
+ Ygr C 2 H 2
16 grCH 4 1molCH 4 1molCO2
26 grC 2 H 2 1molC2 H 2 1molCO2
2.75x+3.38y=2.20gr de dióxido de carbono
1molCH 4 2molH 2 O 18 grH 2 O
1molC2 H 2 1molH 2 O 18 grH 2 O
+Ygr C 2 H 2
16 grCH 4 1molCH 4 1molH 2 O
26 grC 2 H 2 1molC2 1molH 2 O
2.25x+0.69y=0.72gr de agua
Xgr CH 4
Resolución del sistema
2.75x+3.38y=2.20
2.25x+0.79y=0.72
2.75x+3.38 (
y=
0.72 − 2.25 x
0.69
0.72 − 2.25 x
) =2.20
0.79
2.75x+3.52-11.02x=2.20
-8.27x=-1.32
X=0.15gr CH 4
2.75(0.15)+3.38y=2.20
3.38y=1.78
Y=0.52grC 2 H 2
4.Una bombona de gas contiene 27,5% de propano y 72,5% de butano en masa. Calcule los litros de dióxido de carbono medidos a 25º y 1,2atm que se obtendrán cuando se quemen completamente 4,0g del gas de la
bombona anterior.
C3H8+5O2
3CO2+ 4H20
C4H10+13/202
4CO2+ 5H20
4g comp
27,5g C 3 H 8 1 mol C 3 H 8 3 mol CO 2
= 0,075moles CO 2
100g comp 44g C 3 H 8 1 mol C 3 H 8
4g comp
72,5g CH 4 1 mol C 4 H10 4mol CO 2
= 0,2moles CO 2
100g comp 58g C 4 H10 1mol C 4 H10
0,075 moles CO2 + 0,2 moles CO2 = 0,275 moles CO2
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PV = nRT ⇒ 1,2V = 0,275 ⋅ 0,082 ⋅ 298 ⇒ V =
6,72
= 5,6 litrosdeCO 2
1,2
5.-
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En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36´23% en masa de HCl,
densidad ´1´180 g/
. Calcule
La molaridad y la fracción molecular
M=
x
M de H2O=
x
x
x
= 11´71mol/l
x
x
=41´80 mol/l
En 1 litro de disolución hay 11,71 mol de HCl y 41,80 mol de H2O, el número total de moles es 53,51
11,71molHCl
La fracción molar de ácido HCl es
= 0,22
53,51molTotales
La fracción molar de agua H2O es
41,80molH 2 O
= 0,78
53,51molTotales
El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar un litro de disolución 2 molar.
Volumen diluido x M diluido= Vconcetra x Mconcetra
1x2=Vx11’71; Vconcentrado=
=0’17 M
6.Uno de los compuestos que contribuyen al olor de numerosos productos lácticos, como la leche o el queso
cheddar, es una cetona. La combustión de 3,0 g de este compuesto produjo 8,10 g de dióxido de carbono y 3,33 g
de agua. Sabiendo que el compuesto sólo contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, calcule su fórmula empírica.
Masas atómicas: Carbono = 12; hidrógeno = 1; oxígeno = 16.
La reacción sería así: cetona + O2 ⎯
⎯→ CO2 + H 2O
Para hallar la formula molecular de la cetona primero tenemos que saber de donde salen el C , H y O que componen la
centona.
El C de la cetona procede del CO2
El H de la cetona procede del H2O
El O de la cetona de la diferencia del peso total de la muestra menos los g de Carbono e Hidrógeno
Primero tendremos que averiguar qué cantidades de cada elemento hay en los compuestos que intervienen en la reacción. La cantidad de O se averiguará restando las cantidades de C y H que hayamos obtenido:
8,10 gCO2 ⋅
1molCO2 1molC
12 gC
⋅
⋅
= 2,209 gC hay en 8,10 g de
44 gCO2 1molCO2 1molC
3,33gH 2O ⋅
CO2
1molH 2 O 2molH
1gH
⋅
⋅
= 0,37 gH hay en 3,33 g de H 2O
18 gH 2 O 1molH 2O 1molH
3gcetona − (2,209 gC + 0,37 gH ) = 0,43 gO tiene la cetona
Para deducir la formula empírica hay que calcular qué proporción de cada elemento se encuentra en la molécula de cetona, es decir, cuantos átomos de cada elemento aparecen en la molécula; y dividir por la cantidad más pequeña para
saber la relación:
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2,209 gC 1molC
⋅
= 0,184
3gcetona 12 gC
0,37 gH 1molH
⋅
= 0,37
3 gcetona 1gH
0,421gO 1molO
⋅
= 0,026
3 gcetona 16 gO
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0,184
=7
0,026
0,37
= 14
0,026
0,026
=1
0,026
La formula empírica se deduce finalmente que es C7 H 14O .
9.Se mezclan 3 litros de oxígeno gas (O2), medidos a 87 oC y 3,0 atmósferas, con 7,30 g de magnesio metálico y se dejan reaccionar para formar óxido de magnesio. Suponiendo que la reacción es completa, calcular:
a) Qué reactivo está en exceso.
Lo primero de todo se calculan los moles de O2 con la fórmula de los gases ideales y se obtienen los gramos de O2.
Después se calcula como si reaccionara todo el Mg.
Suponemos que reacciona todo el Magnesio:
El reactivo en exceso es el O2, ya que para esa cantidad total de Mg hace falta menos O2 del que hay. Y el Reactivo
limitante es el Mg, con el haremos todos los cálculos.
b) Los moles de este reactivo que quedan sin reaccionar.
c) La masa de óxido de magnesio que se forma.
7,30 g Mg
1molMg 2molMgO 40 gMgO
= 12,17 gMgO
24 gMg 2molMg 1molMgO
9.Se mezclan 3 litros de oxígeno gas (O2) medidos a 87 ºC y 3.0 atmósferas, con 7.30 g de magnesio metálico y se dejan reaccionar para formar óxido de magnesio. Suponiendo que la reacción es completa, calcule:
Qué reactivo está en exceso.
Los moles de este reactivo que quedan sin reaccionar.
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La masa de óxido de magnesio que se forma
Masas atómicas: Oxígeno=16; Magnesio= 24.3; R=0.082atm 1mol-1k-1.
O2 + 2Mg
2MgO
P*V=n*R*T
3*3=n*0.082*360 n=0.30 moles oxigeno
1moloxigeno
=9.6g Oxigeno.
32 g
Supongamos que es el oxigeno el reactivo limitante
9.6 gr 0 2
1molO2 2molMg 24.3gMg
=14.56g Mg
32 gO2 1molO2 1molMg
Si teníamos 7.30 gramos de Mg y necesitamos 14.56 el reactivo limitante será el Mg
Así que haremos los cálculos con el reactivo limitante
1molMg 1moloxigeno 32 grOxigeno
=4.80gr O2
7.30 grMg
24.3gMg 2molesMg 1molOxigeno
Para saber cuantos gramos quedan sin reaccionar se los restaremos los 4.80 obtenidos ahora a la cantidad inicial
9.6-4.80= 4.79 gr O2 que son 0.14moles 02 que no reaccionan
Para adivinar la masa de MgO que se forma también haremos los cálculos con el reactivo limitante.
1molMg 2molesMgO 40.3 gMgO
7.30 gMg
= 12 g MgO
24.3 gMg 1molMg 1molMgO
10.Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 8 g. del
compuesto, se obtienen 15,6 g. de CO2 y 8 g. de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa
molecular es 90. Calcule:
Su fórmula empírica.
C→15’6 g. CO2
H→8 g. H2O
O→lo obtenemos del resto.
El primer paso es obtener los gramos de C, H y O a partir de los datos que nos dan:
1molCO2
1molC
12 gC
15'6 gCO2 •
•
•
= 4’25 g. Carbono
44 gCO2 1molCO2 1molC
2
1molH 2 O
2molH
1gH
8 g .H 2 O •
•
•
= 0’89 g. Hidrógeno
18 gH 2 O 1molH 2 O 1molH
8 g. O – 4’25 g. C – 0’89 g. H = 2,86 g. Oxígeno
Después pasamos esos gramos a moles:
4,25 gC 1molC 90 gComp
= 4molC
8 gComp 12 gC molComp
0,89 gH 1molH 90 gComp
= 10molH
8 gComp 1gH molComp
2,86 gOgH 1molO 90 gComp
= 2molO
8 gComp 16 gO molComp
C4H10O2
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10.Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 8 g del
compuesto se obtienen 15,6 g de CO2 y 8 g de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa molecular es 90. Calcule:
a) su fórmula empírica y
b) su fórmula molecular. Masas atómicas: C = 12,0; H = 1,0; O = 16. (2,5 puntos). Junio 2005.
C H O => PM.= 90
COMP + O2 ======Î CO2 + H2O
|
|
8g
15,6g
|
8g
a).Para hallar la fórmula empírica debemos calcular los moles de cada uno de los elementos del compuesto. Una vez k
tenemos los gramos pasamos a los moles/g del compuesto, y dividimos por el más pequeño así hallamos la fórmula empírica.
1molCO2 1molC 12 gC
15,6 gCO2 ⋅
⋅
⋅
= 4,25 gC
44 gCO2 1molCO2 1molC
8 gH 2O ⋅
1molH 2O 2molesH 1gH
⋅
⋅
= 0,88 gH
18 gH 2 O 1molH 2 O 1molH
8g COMP – (4,25gC + 0,88gH)= 2,87gO
4,25 gC 1molC 0,35molesC
⋅
=
8 gCOMP 12 gC
8 gCOMP
2
0,88 gH 1molH 0,88molesH
⋅
=
8 gCOMP 1gH
8 gCOMP
5
2,87 gO 1molO 0,17molesO
⋅
=
8 gCOMP 16 gO
8 gCOMP
1
Fórmula empírica:
C2H5O
b).Para saber la fórmula molecular debemos calcular con el peso molecular por cuánto tenemos que multiplicar la fórmula empírica. 90 = (24 + 5 + 16) · X;
X =
90
=2
45
Fórmula Molecular:
C4H10O2
11.El amoníaco gas se puede obtener calentando juntos cloruro de amonio e hidróxido de calcio sólidos. En
la reacción se forman también cloruro de calcio y agua. Se calientan una mezcla formada por 26,75g de cloruro
de amonio y 14,8 g de hidróxido de calcio, calcule:
a) cuantos litros de amoniaco, medidos a 0 ºC y 1,0 atmósferas, se formarán.
b) qué reactivo queda en exceso y qué cantidad.
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2 NH 4 Cl + Ca (OH ) 2 → 2 NH 3 + CaCl 2 + 2 H 2 O
a) SUPONIENDO que Reacciona TODO el Ca(OH)2 calculamos los gramos que usamos de cloruro de amonio en la reacción
1molCa (OH ) 2 2molesNH 4 Cl 53,5 gNH 4 Cl
14,8 gCa (OH ) 2 ×
×
×
= 21,4 gNH 4 Cl
74 gCa (OH ) 2 1molCa (OH ) 2 1molNH 4 Cl
Hay suficiente y sobra 26,75 -21,4 = 5,35 g de (NH4)Cl
Calculamos los moles de amoníaco, partiendo del reactivo limitante el Ca(OH)2
1molCa (OH )2 2molesNH 3
14,8 gCa (OH )2
= 0,4molesNH 3
74 gCa (OH )2 1molCa (OH )2
O de los gramos necesarios de NH4Cl
2molesNH 3
1molNH 4 Cl
21,4 gNH 4 Cl ×
×
= 0,4molesNH 3
53,5 gNH 4 Cl 2molesNH 4 Cl
Hallamos el volumen mediante la ecuación de los gases perfectos pasando la temperatura a grados kelvin es decir 273K
P ×V = n × R × T
1 × V = 0,4 × 0,082 × 273
V = 8,95litrosNH 3
b) el reactivo en exceso es el cloruro de amonio y lo que excede es 5,35g NH4Cl
11.El amoníaco, gas, se puede obtener calentando juntos cloruro de amonio e hidróxido de calcio sólidos.
En la reacción se forman también cloruro de calcio y agua. Si se calienta una mezcla formada por 26,75 g de cloruro de amonio y 14,8 g de hidróxido de calcio, calcule:
a) Cuántos litros de amoniaco, medidos a 0 ºC y 1,0 atmósferas, se formarán.
b) Qué reactivo queda en exceso y en qué cantidad.
Masas atómicas: nitrógeno = 14; hidrógeno = 1,0; oxígeno = 16; cloro = 35,5; calcio = 40, R = 0,082 atm l mol–1
K–1
(2,5 puntos). Junio 2005.
NH4Cl (s) + Ca(OH)2 (s) ⇒ NH3 (g) + CaCl2 (s) + H20 (l)
Ajustar ⇓ reacción
2NH4Cl (s) + Ca(OH)2 (s) ⇒ 2NH3 (g) + CaCl2 (s) + 2H20 (l)
26,75 g NH4Cl
14,8g Ca(OH)2
Masa molecular NH4Cl:
Masa molecular Ca(OH)2:
Masa molecular NH3:
Primero resuelvo el apartado b), para poder realizar los cálculos con el reactivo limitante. Compruebo cuál se encuentra
en exceso, hallando los gramos del otro compuesto a partir del primero; si obtenemos más gramos que los que nos dan,
ese será el reactivo limitante y habrá que calcular cuánto se encuentra en exceso el otro.
El reactivo limitante es Ca(OH)2 y el reactivo en exceso es NH4Cl en una cantidad de:
Los litros de NH3 que nos piden los podemos obtener de dos formas:
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1. A partir del reactivo limitante sacamos los moles de NH3 para poder aplicar la ecuación de los gases y así obtener el resultado.
2. Cuando tenemos el volumen a 0ºC y una presión de 1 atm, hablamos de condiciones normales y decimos que 1
mol del reactivo son 22,4 L, por lo que habrá que hallar a partir de los moles de NH3 cuantos litros tenemos.
12.Se dispone de 20 ml de una disolución de cloruro de cromo (III) que es 0,50 M.
a) ¿Cuántos gramos de cloruro de cromo(III) contiene?
Si a la disolución anterior le añadimos agua destilada hasta tener un volumen total de 1 litro:
b) Calcule la nueva concentración.
c) ¿Qué masa de cloruro de cromo(III) contiene la disolución diluida?
Datos:
Molaridad de la disolución= 0,5 M
Peso Molecular de CrCl 3 = 157 g
20 ml
a)
b)
c)
0,5molesCrCl3
157 gCrCl3
1L
×
×
= 1,57 gCrCl3
1L
1000ml 1molCrCl3
1,57 g/L
1,57 g CrCl 3
20ml
Los gramos de CrCl 3 no varían, pero si su concentración que disminuye al aumentar el agua
13.Determina el volumen de oxigeno, recogido a 25ºC y 1 atm de presión, obtenido a partir de 14,2 g de
KClO3 a través de la reacción: KClO3 (s)Æ KCl (s) + O2 (g)
Primero determinamos cuales son los datos y ajustamos la reacción para poder trabajar con ella.
2KClO3 (s)Æ 2KCl (s) + 3O2 (g)
14,2g
25ºC
1 atm
25ºC= 25º+273= 298K
Una vez ajustada la reacción pasamos los gramos de KClO3 a moles de ese mismo y de esos moles a moles de O2
haciendo uso de la proporción dada en la reacción ajustada.
1molKClO3 3mol O 2
14,2g KClO3
= 0,173moles O 2
122,6 g KClO3 2molKClO3
Con los moles de O2 y la formula de P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T conseguimos sacar el volumen de oxigeno que se necesita para
realizar la reacción.
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P⋅V = n ⋅R ⋅T
1atm ⋅ V = 0,173moles O 2 ⋅ 0,082 ⋅ 298K
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V=4,22 L O2
14.Por calentamiento de una muestra de 2,00 g de magnesio en presencia de nitrógeno puro en exceso se obtienen 2,77 g de un compuesto que solo contiene magnesio y nitrógeno. Determina la fórmula empírica de este
compuesto.
Masas molares: M(Mg) = 24,3 g/mol, M(N) = 14,0 g/mol.
Cogemos los gr. de Mg, que nos dan y los pasamos a moles de Mg:
2 gr de Mg
1 mol de Mg 0,0823 moles de Mg
=
2,77 gr de compuesto 24,3 Mg
2,77 gr de compuesto
Restamos la cantidad total de gr. de compuesto menos los gr. de Mg para hallar los gr. de N.
2,77 gr. de compuesto - 2 gr. de Mg = 0,77 gr. de N:
Cogemos los gr. de N, que nos dan y los pasamos a moles de N:
0,77 gr de N
1 mol de N
0,055 moles de N
=
2,77 gr de compuesto 14 gr de N 2,77 gr de compuesto
Cuando tenemos los moles dividimos ambas cantidades por el número de moles más bajo:
3
0,0823
0,055
= 1 mol de N
= 1,5 = moles Mg
0,055
2
0,055
Así conseguimos la fórmula empírica de este compuesto, y nos da tres átomos de Mg que reacciona con dos átomos de
N.
Mg 3 + N1 → Mg 3 N 2
2
23.Un compuesto A contiene únicamente C, H y S. Por una parte se lleva a cabo la combustión de una
muestra de 0,0116 g de dicho compuesto, obteniéndose 0,0226 g de CO2.. Por otra parte se lleva a cabo una reacción en la que con 0,223 g del compuesta A se obtienen 0,576 g de sulfato de bario, en el que todo el azufre proviene del compuesto A.
Determina la fórmula empírica de A. (2,5 puntos)
Masas atómicas: Carbono: 12; Oxígeno: 16; Azufre: 32; Bario: 137; Hidrógeno: 1. junio 2009; forzando mucho el
redondeo C4S1H10 ; S(CH2-CH3)2 sin forzar C16S4H41
Partiendo de los 0,0226 g de CO2 obtenemos los g de Carbono en 1 g de compuesto
0,0226 gCO2 molCO2 1molC 12 gC 0,53135 gC
=
0,0116 gCOMP 44 gCO2 1molCO2 molC
gCOMP
Partiendo de los 0,576 g de BaSO4 obtenemos los g de Azufre en 1 g de compuesto
0,576 gBaSO4 molBaSO4
1molS
32 gS 0,35474 gS
=
0,223 gCOMP 233 gBaSO4 1molBaSO4 molS
gCOMP
Por diferencia obtenemos los gramos del tercer elemento, el H
1 g COMP – (0,53135 gC + 0,35474 g S) = 0,11391 g H =
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0,11391gH
gCOMP
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Como lo que necesitamos es conocer la proporción en átomos, no en gramos, transformamos los gramos de los elementos a moles
Dividiendo todas las cantidades por el mas pequeño, se obtiene la proporción número de átomos, que naturalmente ha
de ser números enteros, no tiene sentido fraccionar un átomo
0,53135 gC 1molC 0,04428molC
=
………………3,99 de C …..4 de C
gCOMP 12 gC
gCOMP
0,35474 gS 1molS 0,011086molS
=
………………..1 de S
gCOMP 32 gS
gCOMP
0,11391gH 1molH 0,11391molH
=
………………..10,27 de H
gCOMP 1gH
gCOMP
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