PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA SOLUCIONES UNIDAD 6: …

SOLUCIONES "CONTESTA Y REPASA" U.D. 6 - LA MEDIDA DE LA MASA EN QUÍMICA UD 6 -

FISICA Y QUÍMICA. 1º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

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FÍSICA Y QUÍMICA. 1º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

SOLUCIONES UNIDAD 6: LA MEDIDA DE LA MASA EN QUÍMICA

1.- MASA MOLECULAR. NÚMERO DE AVOGADRO. CONCEPTO DE MOL

6.1. ¿Tiene la misma masa las moléculas de todos los compuestos? ¿Tienen la misma masa mil moléculas de diferentes compuestos? ¿Y un millón? ¿Por qué se introduce por tanto el concepto de mol? ¿Cómo definirías el concepto de mol?

Evidentemente no. La masa molecular va a depender del tipo y número de átomos que aparezcan en la

fórmula que nos indica la composición de la sustancia.

Por lo mismo que señalamos antes, tampoco tienen la misma masa ni mil ni un millón de moléculas de

diferentes sustancias.

El concepto de mol surge para poder tomar, al utilizar la balanza, el mismo número de moléculas de

diferentes sustancias.

Un mol de una sustancia es el número de Avogadro de moléculas o fórmulas moleculares de dicha

sustancia. Para calcular la masa que se corresponde con esa cantidad de moléculas para cada sustancia

basta con hallar la masa molecular de la sustancia y expresarla en gramos.

6.2. ¿Cuántos átomos hay en 2 moles de carbono? ¿Cuántas moléculas hay en 50 gramos de ácido sulfúrico?

En un mol de la sustancia que sea hay el número de Avogadro de unidades. En este caso diremos que el número de átomos que hay en dos moles de de carbono equivale a dos veces el número de Avogadro.

23 23 242 6 022 10 12 044 10 1 2044 10 C AÁtomos de carbono: n N , , = , átomos de carbono

Para conocer el número de moléculas que hay en 50 gramos de ácido sulfúrico, tenemos que conocer el número de moles que equivalen a esos 50 gramos. Calculamos el peso molecular del ácido sulfúrico y de ahí calculamos el número de moles (ns):

P.m. H2SO4: 2 H = 2x1= 2

1 S = 32 P.m.= 98 ; 1mol H2SO4= 98g 4 O = 16x4 = 64

500 51

98 s

s 2 4

m (g) gn , moles de H SO

P.m. (g) g

4

23 230 51 6 022 10 3 071 10 2H SO AMoléculas de ácido sulfúrico: n N , , , moléculas de ácido sulfúrico

6.3. Calcula la masa de un mol de: Agua, Oxígeno y Sulfato de aluminio Al2(SO4)3. ¿Cuántas moléculas o “fórmulas moleculares” hay en cada caso?

H2O : 2 H = 2 x 1uma = 2 umas 1 O = 16 umas.

P.m. H2O = 18 umas 1 mol de H2O = 18 gramos.

O2: 2 O = 2 x 16 umas = 32 umas

P.m. O2 = 32 umas 1 mol de O2 = 32 gramos

Al2(SO4)3: 2 Al = 2 x 27 = 54 3 S = 3 x 32 = 96 12 O = 12 x 16 = 192

P.m. Al2(SO4)3 = 342 umas 1 mol de Al2(SO4)3 = 342 gramos

En los tres casos hemos calculado la masa de un mol de la sustancia, por tanto en cada uno de esos gramos hay el mismo número de moléculas o fórmulas moleculares: el número de Avogadro.



2

6.4. Calcula el número de moles de las siguientes cantidades de masa: 36 g de Carbono ; 112 gramos de hierro ; 197 gramos de fosfato de cobre(II) Cu3(PO4)2

C: 1 C = 12 umas

P.m. C = 12 umas 1 mol de C = 12 gramos X moles = 36 gramos

X = 3 moles de C

Fe: 1Fe = 55,85 umas 1 mol de Fe = 55,85 gramos X moles = 112 gramos

X = 2,01 moles de Fe

Cu3(PO4)2: 3 Cu = 3 x 63,55 = 190,65 2 P = 2 X 30,97 = 61,94 8 O = 8 x 16 = 128

P.m. Cu3(PO4)2 = 380,59 umas 1 mol de Cu3(PO4)2 = 380,59 gramos X moles = 197 gramos X = 0,52 moles de Cu3(PO4)2

6.5. ¿Cuántas moléculas hay en 50 gramos de ácido sulfúrico? ¿Y en 500mL de agua?

P.m. H2SO4: 2 H = 2x1= 2

1 S = 32 P.m.= 98 ; 1mol H2SO4= 98g 4 O = 16x4 = 64

500 51

98 s

s 2 4

m (g) gn , moles de H SO

P.m. (g) g

4

23 230 51 6 022 10 3 071 10 2H SO AMoléculas de ácido sulfúrico: n N , , , moléculas de ácido sulfúrico

Teniendo en cuenta que la densidad del agua es 1kg/L, en 500mL de agua habrá un total de 0,5kg de agua, es decir 500 gramos de agua.

Calculamos el número de moles que son esos 500 gramos de agua:

Calculamos el peso molecular del agua:

2H O

2 H 2 1 2P.m. 2 16 18

1 O = 1 16=16

De donde:

50027 78

18 s

s

m (g) gn , moles

P.m.(g) g

Para calcular el número de moléculas multiplicamos 27,78 por el número de Avogadro que es el número de moléculas que hay en un mol de sustancia.

23 2527 78 6 022 10 1 673 10 2H O AMoléculas de agua: n N , , , moléculas de agua

6.6.- a) Calcula la masa de un mol de: Cloruro de calcio, hidróxido de magnesio y permanganato de amonio; b) Calcula la masa de 0,5 moles y de 3,22 moles en las dos primeras sustancias que aparecen en el apartado anterior; c) ¿Cuántas moléculas o “fórmulas moleculares” hay en cada caso?

Datos: Ar (H) = 1; Ar (O) = 16; Ar(N) = 14,01; Ar(Ca) = 40.08; Ar(Cl) = 35,45; Ar(Mg) = 24,31; Ar(Mn) = 54,94. a) CaCl2

1 Ca = 40,08 2 Cl = 2 x 35,45 = 70,90

P.m. CaCl2 = 110,98 umas 1 mol de CaCl2 = 110,98 gramos Mg(OH)2

1 Mg = 24,31 2 O = 2 x 16 = 32 2 H = 2 x 1 = 2

P.m. Mg(OH)2 = 58,31 umas 1 mol de Mg(OH)2 = 58,31 gramos



3

NH4MnO4

1 N = 14,01 4 H = 4 x 1 = 4 1 Mn = 54,94 4 O = 4 x 16 = 64

P.m. NH4MnO4 = 136,95 umas 1 mol de NH4MnO4 = 136,95 gramos

b) 1 mol de CaCl2 = 110,98 gramos 0,5 moles = X gramos

X = 55,49 gramos de CaCl2

1 mol de CaCl2 = 110,98 gramos 3,22 moles = Y gramos

Y = 357,36 gramos de CaCl2

1 mol de Mg(OH)2 = 58,31 gramos 0,5 moles = X gramos

X = 29,16 gramos de Mg(OH)2

1 mol de Mg(OH)2 = 58,31 gramos 3,22 moles = Y gramos

Y = 187,76 gramos de Mg(OH)2

Siempre que haya 0,5 moles de una sustancia habrá 0,5 · NA moléculas o fórmulas moleculares de esa sustancia (3,011 · 1023)

Siempre que haya 3,22 moles de una sustancia habrá 3,22 · NA moléculas o fórmulas moleculares de esa sustancia (2,000 · 1024)

2.- REPASO DE LAS LEYES DEL ESTADO GASEOSO.

6.7.- Cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 125 cc. a -25ºC ¿a qué temperatura debe calentarse el gas, manteniendo constante la presión, para que alcance un volumen de 200cc ?

DATOS: T1 = –25ºC = 248,16K

V1 = 125 cc

T2 = ¿x?

V2 = 200 cc

1 2 1 22

1 2 1

V V T (K)×V 248,16K×200cc = T (K) = = = 397,06K

T (K) T (K) V 125cc

T(ºC) = T(K) – 273,16 = (397,06 – 273,16)ºC = 123,90ºC

6.8.- En un recipiente se recogen 55cc de oxígeno a una temperatura de 20ºC y 2 atmósferas de presión ¿qué volumen ocuparía el mismo oxígeno a una presión de 1 atmósfera y una temperatura de 25ºC ?

DATOS: T1 = 20ºC = 293,16K

P1= 2atm

V1 = 55cc

T2 = 25ºC = 298,16K

P2= 1atm

V2 = ¿x?

1 1 2 2 1 1 22

1 2 1 2

P×V P ×V P×V ×T (K) 2atm×55cc×298,16K = V = = = 111,9 cc

T (K) T (K) T (K)×P 293,16K×1atm



4

3.- MOLES DE GASES.

6.9. ¿Cuántos moles son 60 gramos de O2? ¿Qué volumen ocupan en condiciones normales? ¿Qué volumen ocupan en condiciones estándar?

O2: 2 O = 2 x 16 umas = 32 umas

P.m. O2 = 32 umas 1 mol de O2 = 32 gramos X moles = 60 gramos X = 1,88 moles de O2

En condiciones normales: 1 mol ocupa 22,4 litros 1,88 moles ocupan Y

Y = 1,88 x 22,4 litros = 42,11 litros En condiciones estándar: 1 mol ocupa 22,7 litros 1,88 moles ocupan Z

Z = 1,88 x 22,7 litros = 42,68 litros

6.10. ¿Cuántos moles hay en 540cc de gas CO2 medidos en condiciones normales?

1 mol ocupa 22,4 litros X moles ocupan 0,54 litros

X = 0,54/22,4 = 0,024 moles

6.11. Calcula el volumen que ocupan 0,19 moles de un gas si la temperatura es de 125ºC y la presión de 1,5 atmósferas.

atm L0,19moles 0,082 (125 273)K

n R T mol KP V n R T V 4,13litrosP 1,5atm

6.12. Calcula la presión en atmósferas que ejercen 7,20 g de helio contenidos en un recipiente de 1,5 L a 20ºC

Calculamos el número de moles que se corresponden con los 7,20 gramos de helio:

He: 4umas 1 mol de He = 4g

7 20

4 s

s

m (g) ,n 1,8 moles de Helio

P.m.(g)

atm L1,8moles 0,082 (20 273)K

n R T mol KP V n R T P 28,83 atmV 1,5L

4.- DISOLUCIONES. CARACTERÍSTICAS GENERALES

6.13. ¿Cuál es el soluto y el disolvente en una disolución de sal común en agua? ¿Y en una disolución de alcohol y agua?

Una disolución de sal en agua es líquida, luego la sustancia que se mantiene en el mismo estado que la

disolución es el agua. El disolvente es el agua y el soluto la sal común.

Una disolución de alcohol y agua es líquida al igual que los dos componentes. En este caso para decir

cuál es el disolvente y cuál el soluto es necesario saber en qué proporción se encuentra cada uno. El que

se encuentre en mayor proporción es el disolvente y el que esté en menor es el soluto.

5.- CONCENTRACIÓN DE LAS DISOLUCIONES

6.14. Se disuelven 57 gramos de sulfato de cobre(II) en 300mL de agua. ¿Cuál es su concentración en “% en peso”?

DATOS: ms = 57g VH2O = 300mL dH2O= 1kg/L = 1g/mL

dH2O= mH2O/VH2O mH2O = dH2O · VH2O = 1g/mL · 300mL = 300gmd = 57g + 300g = 357g

57100 100 15 97

357

s

d

m g% en peso = , %

m g



5

6.15. En un matraz aforado de 500 ml se han disuelto 35g de cloruro de magnesio y se ha obtenido, añadiendo agua, 500ml de disolución. ¿Cuál es su concentración en g/l y en molaridad?

DATOS: Soluto MgCl2 ms : 35g Vd : 500 ml = 0,5 L

a) 3570

0 5

soluto

disolución

m (gramos)g g g

L V (litros) , L L

ss d

disolución

nº moles de soluto (n )M n M V (litros)

V (litros)

b)

ss

m (g)n

P.m.(g)

2

2

P.m. MgCl :

1Mg = 24,3 P.m. = 95,3 1mol de MgCl = 95,3g

2 Cl = 2 35,5 = 71,0

ss

m (g) gn , moles

P.m.(g) , g

350 367

95 3

s

d

n , molesM , M

V (L) 0,5L

0 3670 734

6.16. Se disuelven 4g de hidróxido de potasio en 20g de agua. ¿Cuál es la composición centesimal (% en peso) de la disolución?

DATOS: ms = 4g mH2O = 20g

md = 4g + 20g = 24g

100 s

d

m% en peso =

m

4100 100 16 67

24

s

d

m g% en peso = , %

m g

6.17. ¿Qué volumen de etanol hay en 300mL de una disolución de etanol en agua al 12,5% en volumen? Determina la fracción molar de alcohol y la de agua en la disolución. (Densidad del agua: 1kg/L; densidad del etanol: 0,78kg/L).

DATOS : VDISOLUCIÓN = 300mL % en VOL= 12,5%

En 300 mL de disolución hay: 37,5 mL de etanol y el resto es agua.

VETANOL = 37,5mL VAGUA = VDISOLUCIÓN – VETANOL = 300mL – 37,5mL = 262,5mL

Vamos a calcular ahora la masa de etanol y la de agua pues conocemos la densidad de cada uno (también sabemos que kg/L = g/mL):

mETANOL = dETANOL· VETANOL = 0,78g/mL · 37,5mL = 29,5gETANOL

mAGUA = dAGUA· VAGUA = 1g/mL · 262,5mL = 262,5gAGUA

A partir de los valores de la masa, podemos conocer el número de moles que tenemos de cada sustancia (nos basta saber el peso molecular de cada una):

s

d

V% en volumen =

V100

ds

%volumen V , mLV = , mL

100

12 5 30037 5

100



6

P.m. C2H6O: 2 C = 2 x 12 = 24

6 H = 6 x 1 = 6 p.m. = 46 luego 1mol de etanol = 46g

1 O = 1 x 16 = 16

29 50 64

46 ETANOL

ETANOL

m (g) ,n , moles de etanol

P.m.(g)

P.m. H2O: 2 H = 2 x 1 = 2

1 O = 1 x 16 = 16 p.m. = 18 luego 1mol de agua = 18g

262 514 58

18 AGUA

AGUA

m (g) ,n , moles de agua

P.m.(g)

Calculamos el número de moles totales y a partir de ese valor calculamos la fracción molar de cada

sustancia en la disolución:

nT = nAGUA + nETANOL = 14,58 + 0,64 = 15,22

14,580,958

15,22 AGUA

AGUA

T

n

n

0,640,042

15,22 ETANOL

ETANOL

T

n

n

6.18. ¿Cuál es la masa de sacarosa (C12H22O11) que se ha de disolver en agua para preparar 400mL de una

disolución 0,75M?

DATOS: Soluto Sacarosa: C12H22O11 [M] = 0,75M Vd = 400 mL = 0,4 L

a) Moles que se necesitan de sacarosa para hacer la disolución:

ss d

disolución

nº moles de soluto (n )M n M V (litros)= 0,75 0,4 = 0,3 moles de sacarosa

V (litros)

b) Gramos de sacarosa que suponen esos moles P.m. C12H22O11: 12 C = 12 x 12 = 144

22 H = 1 x 22 = 22 p.m. = 342 luego 1mol de sacarosa = 342g 11 O = 16 x 11 = 176

ss s s

m (g)n m (g) = n P.m.(g) = 0,3 342g = 102,6g

P.m.(g)

6.19. Se quieren preparar 250cc de una disolución 0,5M de yoduro de potasio. ¿Cómo lo haremos?

DATOS: Soluto: KI Vd = 250cc = 0,25 l. [M] = 0,5M

ss d

d

nM n M V (L)

V (L)

ns = 0,5M x 0,25 L = 0,125 moles

P.m. KI: 1K = 39,1

1I = 126,9 P.m.= 166,0 ; 1mol KI = 166,0g

ss s s

m (g)n m (g) n P.m.(g) , , , g

P.m.(g) 0 125 166 0 20 75

Cogeríamos 20,75g de KI y lo disolveríamos dentro de un matraz erlenmeyer en algo menos de 250cc de agua; lo pasaríamos todo a un matraz aforado de 250cc y completaríamos con agua hasta el aforo del cuello del matraz por medio de una pipeta.



7

6.20. Tenemos una disolución 0,75M de sulfato de cobre (II). Nos piden que tomemos 1,25 moles de dicha sustancia. ¿Qué volumen de disolución tendremos que coger?

DATOS : Soluto : CuSO4 [M] = 0,75M ns = 1,25moles

s sd

d

n n , molesM V (L) , L de disolución.

V (L) M , moles /L

1 251 67

0 75

6.21. Se quieren preparar 200cc de una disolución 0,75M de cloruro de cobre(II). ¿Cómo lo haremos? ¿Cuál será su concentración expresada en g/L?

a) DATOS: Soluto: CuCl2 [M] = 0,75M Vd = 200cc = 0,2 L

Calculamos en primer lugar el número de moles de CuCl2 que necesitamos utilizar:

0 75 0 2 0 15 s

s d 2

d

n molesM n M V (L) , , L , moles de CuCl

V (L) L

A continuación calculamos la masa que se corresponde con los 0,15 moles:

P.m. CuCl2 : 1 Cu = 63,5

2 Cl = 35,5 x 2 = 71 P.m.= 134,5 ; 1mol CuCl2= 134,5g

2

2 2 2

2

0 15 134 5 20 18 CuCl

CuCl CuCl CuCl 2

CuCl

m (g)n m (g) n P.m.(g) , , , g de CuCl

P.m. (g)

Cogeríamos 20,18g de CuCl2 y lo disolveríamos dentro de un matraz erlenmeyer en algo menos de 200cc de agua ; lo pasaríamos todo a un matraz aforado de 200 cc y completaríamos con agua hasta el aforo del cuello del matraz con una pipeta.

b) DATOS: ms = 20,18g Vd = 200cc = 0,2 L

20 18100 9

0 2

soluto

disolución

m (gramos)g , g g,

L V (litros) , L L

6.22. Tenemos una disolución de nitrato de plata en agua de 1,2% en peso y cuya densidad es de 1,05 g/cc ¿Cuál es su molaridad?

DATOS: Soluto: AgNO3 [% en peso] = 1,2% d= 1,05g/cc = 1,05kg/L

d d

m kgd 1,05 Esto significa que si tenemos 1 litro (V =1 litro) de disolución la masa es de 1,05kg (m = 1,05kg)

V L

1 2 1050100

100 100

dss 3

d

% en peso m (g)m (g) , g% en peso = m (g) 12,6 g de AgNO

m (g)

Significa que en un litro de disolución (Vd = 1l.) hay 12,6g de soluto (ms = 12,6g) Tenemos que calcular el número de moles de AgNO3 que corresponden a esos 12,6g.

P.m. AgNO3: 1 Ag = 107,9

1 N = 14 P.m.= 169,9 ; 1mol AgNO3 = 169,9g 3 O = 16x3 = 48

12 6

169 9 3

3

3

AgNO

AgNO 3

AgNO

m (g) , gn 0,074 moles de AgNO

P.m. (g) , g

Luego en un litro de disolución habrá 0,074 moles de soluto.

0 0740 074

s

d

n , molesM , M

V (L) 1L



8

6.23. Calcula la molalidad y la fracción molar de los componentes de una disolución formada por 2 gramos de etanol (C2 H6 O) y 90 gramos de agua.

Cálculo de la molalidad:

s

disolvente

nº moles de soluto (n )m

m (kg)

El soluto es el etanol, del cuál tenemos 2 gramos.

Vamos a calcular el número de moles de etanol (ns):

P.m. C2H6O: 2 C = 2 x 12 = 24

6 H = 6 x 1 = 6 p.m. = 46 luego 1mol de etanol = 46g

1 O = 1 x 16 = 16

20 043

46 ETANOL

ETANOL

m (g)n , moles de etanol

P.m.(g)

Masa de disolvente (agua) (en kg) = 0,09 kg

Por tanto el valor de la molalidad es:

0 0430 48

0 09

s

disolvente

nº moles de soluto (n ) ,m , m

m (kg) ,

Cálculo de la fracción molar de los componentes:

A partir de los valores de la masa, podemos conocer el número de moles que tenemos de cada sustancia (nos basta saber el peso molecular de cada una):

P.m. C2H6O: 46 luego 1mol de etanol = 46g

20 043

46 ETANOL

ETANOL

m (g)n , moles de etanol

P.m.(g)

P.m. H2O: 2 H = 2 x 1 = 2

1 O = 1 x 16 = 16 p.m. = 18 luego 1mol de agua = 18g

905

18 AGUA

AGUA

m (g)n moles de agua

P.m.(g)

Calculamos el número de moles totales y a partir de ese valor calculamos la fracción molar de cada

sustancia en la disolución:

nT = nAGUA + nETANOL = 5 + 0,043 = 5,043

50,991

5,043 AGUA

AGUA

T

n

n

0,0430,009

5,043 ETANOL

ETANOL

T

n

n

6.24. Calcula la molaridad y la molalidad de una disolución que resulta de mezclar 1 gramo de sulfato de sodio y 500 gramos de agua (Supón que la densidad de la disolución final es la del agua)

DATOS: Soluto Na2SO4 ms : 1g

md : 500g + 1g = 501g Vd = md/d = 501/1 = 501 mL

MOLARIDAD:

s

disolución

nº moles de soluto (n )M

V (litros)



9

2 4

2 4

P.m. Na SO :

2 Na = 2 23 = 46

1 S = 32 P.m. = 142 1mol de Na SO = 142g

4 O = 4 16 = 64

10 007

142 s

s

m (g) gn , moles

P.m.(g) g

0 0070 014

s

d

n , molesM , M

V (L) 0,501L

MOLALIDAD:

0 0070 014

0 500

s

disolvente

nº moles de soluto (n ) ,m , m

m (kg) ,

6.- DISOLUCIONES MOLÉCULARES E IÓNICAS. SOLUBILIDAD

6.25. ¿Cuáles de estas sustancias son electrolitos: NaCl, Cl2, Na, HCl, H2SO4, O2? ¿Por qué?

NaCl: Es un compuesto iónico que al disolverse en agua forma iones, por lo que es un electrolito.

Cl2: Es una sustancia covalente. Apenas es soluble en agua y en ella no se disocia en iones. No es

un electrolito.

Na: Es un metal. Insoluble en agua. No es un electrolito.

HCl: Es una sustancia covalente. El enlace covalente H–Cl es fuertemente heteropolar: el cloruro

de hidrógeno se comporta como ácido en disolución acuosa, de hecho se le llama ácido

clorhídrico, lo que significa que sus moléculas e disocian en iones (en este caso casi todas),

por lo que sí es un electrolito.

H2SO4: Al igual que en el caso anterior estamos ante un ácido cuyas moléculas, en disolución acuosa,

se disocian en su mayoría en iones, por lo que es un electrolito.

O2: Esta sustancia covalente es poco soluble en agua. De todas formas en el agua lo que ocurre

es que se mezclan las moléculas, por lo que no es un electrolito.

6.26. ¿Cuándo decimos que una disolución está saturada? ¿Qué es la solubilidad de un soluto en un disolvente?

Se llama disolución SATURADA a aquélla que no admite más cantidad de soluto.

SOLUBILIDAD de una sustancia en un determinado disolvente es la CONCENTRACIÓN de su disolución SATURADA. También la podemos definir como la cantidad máxima de una sustancia que se disuelve en una determinada cantidad de disolvente a una determinada temperatura.

6.27. ¿Qué masa de cristales de clorato de sodio precipitará si una disolución saturada en 100 gramos de agua se enfría de 200C a 00C? Explícalo. (Ayúdate de las curvas de solubilidad que aparecen en el apartado).

A 00C se disuelven 76 gramos de clorato de sodio en 100 gramos de agua, mucha menos cantidad que a 200C., temperatura a la cual se disuelven 102 gramos de clorato de sodio en 100 gramos de agua. Por eso si una disolución saturada de clorato de sodio se enfría desde 200C hasta 00C precipitará la siguiente cantidad de masa:

m(NaClO3)= solubilidad a 200C – solubilidad a 00C = 102g – 76g = 26g



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7.- PROPIEDADES COLIGATIVAS DE LAS DISOLUCIONES

6.28. Calcula la temperatura de congelación y de ebullición de una disolución acuosa preparada con 25,0 gramos de etilenglicol (C2 H6 O2) y 5 kilogramos de agua.

Datos: Kc del agua = 1,86 0C · mol–1 · kg; Ke del agua = 0,52 0C · mol–1 · kg

Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

Calculamos el peso molecular del etilenglicol:

2 6 2C H O

2 C = 2 12 =24

6 H 6 1 6 P.m. 24 6 32 62

2 O = 2 16 =32

De donde: 25

0 40362

ss

m (g) gn , moles

P.m.(g) g

Esta cantidad está en 5 kg de agua, por lo que la molalidad será:

s

disolv

n 0,403 molm 0,081

m (kg) 5 kg

El descenso crioscópico es:

1 1

f cT K m 1,86 ºC mol kg 0,081 mol kg 0,15ºC

Y el punto de congelación:

tc = 0 – 0,15 = –0,150C

El ascenso ebulloscópico es:

1 1

e eT K m 0,52 ºC mol kg 0,081 mol kg 0,04ºC

Y el punto de ebullición:

tc = 100 + 0,04 = 100,040C

6.29. Una disolución que contiene 2,0 gramos de un soluto no volátil en 10 gramos de alcanfor solidifica a 158 0C. Calcula la masa molecular del soluto (Tfusión alcanfor puro = 178 0C; Kc del alcanfor = 40,0 0C · mol–1 · kg)

f c

0

f

1

c

T K m

178 158 CT molm 0,5

K 40ºC mol kg kg

ss disolv

disolv

nm n m m (kg) 0,5 0,01 0,005moles

m (kg)

2400

0 005 s s

s

s

m (g) m (g) gn P.m.(g)

P.m.(g) n , mol

6.30. ¿Qué es la ósmosis? ¿Qué es una membrana semipermeable?

La ósmosis es el fenómeno físico que consiste en el paso de disolvente de la disolución de menor concentración a la de mayor concentración a través de la membrana semipermeable que las separa hasta que las concentraciones queden igualadas.

Una membrana es semipermeable es aquella membrana que permite el paso de moléculas de disolvente pero no de soluto.



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8.- FÓRMULAS EMPÍRICAS Y MOLECULARES. COMPOSICIÓN CENTESIMAL

6.31. Calcula la composición centesimal del ácido sulfúrico.

Calculamos el peso molecular del ácido sulfúrico (H2SO4):

2 H = 2 1=2

1 S 1 32 32 P.m. 2 32 64 98

4 O = 4 16=64

Para expresarlo en porcentaje, calculamos la cantidad de cada elemento correspondiente a 100 gramos de ácido:

2 4 2 4

2 4 2 4

2 4 2 4

HIDRÓGENO

2 g de H x g de Hx=2,041% de hidrógeno

98 g de H SO 100 g de H SO

AZUFRE

32 g de S x g de Sx=32,653% de azufre

98 g de H SO 100 g de H SO

OXÍGENO

64 g de O x g de Ox

98 g de H SO 100 g de H SO=65,306% de oxígeno

6.32. El análisis de una muestra de un compuesto puro presenta el siguiente resultado: 61,02% de carbono, 11,86% de hidrógeno, 27,12% de oxígeno. Calcula la fórmula empírica de dicho compuesto. Si la masa molecular del compuesto es 118, determina la fórmula molecular.

Calculamos los moles de cada elemento que existen en los 100g del hidrocarburo:

s

m(C)(g) 61,02n (C) 5,085 moles de C

Masa atómica (C) 12

s

m(H)(g) 11,86n (H) 11,86 moles de H

Masa atómica (H) 1

s

m(O)(g) 27,12n (O) 1,695 moles de O

Masa atómica (O) 16

Dividimos los tres valores por el menor:

5,085C : 3

1,695

11,86H : 7

1,695

1,695O : 1

1,695

Como los tres números son enteros: la fórmula empírica es C3H7O

La masa de la fórmula empírica es: 12·3 + 1·7 + 16 = 59.

La masa molecular será: 59·n, de donde:

118 = 59 · n n = 2, y la fórmula molecular será igual a la empírica multiplicada por dos:

Fórmula molecular: C6H14O2

6.33. Determina la fórmula empírica y molecular de un compuesto cuya masa molar es de 58g y está

formado por 82,8% de C y 17,2% de H.

Calculamos los moles de cada elemento que existen en los 100g del hidrocarburo:

s

m(C)(g) 82,8n (C) 6,9 moles de C

Masa atómica (C) 12

s

m(H)(g) 17,2n (H) 17,2 moles de H

Masa atómica (H) 1



12

Dividimos ambos valores por el menor:

6,9C : 1

6,9

17,2H : 2,5

6,9

Multiplicando por 2, los dos números son enteros

C: 1·2 = 2; H: 2,5·2 = 5. Por tanto la fórmula empírica es C2H5

La masa de la fórmula empírica es: 12·2 + 1·5 = 29.

La masa molecular será: 29·n, de donde:

58 = 29 · n n = 2, y la fórmula molecular será igual a la empírica multiplicada por 2:

Fórmula molecular: (C2H5)2 = C4H10

6.34. Calcula la composición centesimal del sulfato de sodio: Na2SO4.

Calculamos el peso molecular del sulfato de sodio (Na2SO4):

2 Na = 2 23 = 46

1 S 1 32 32 P.m. 46 32 64 142

4 O = 4 16 = 64

Para expresarlo en porcentaje, calculamos la cantidad de cada elemento correspondiente a 100 gramos de sulfato de sodio:

2 4 2 4

2 4 2 4

2 4 2 4

SODIO

46 g de Na x g de Hx=32,394% de sodio

142 g de Na SO 100 g de Na SO

AZUFRE

32 g de S x g de Sx=22,535% de azufre

142 g de Na SO 100 g de Na SO

OXÍGENO

64 g de O x g de O

142 g de H SO 100 g de H SO x=45,070% de oxígeno

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA SOLUCIONES UNIDAD 6: …

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