examen - física y química - 4º eso - 21-03-2012

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EXAMEN DE FÍSICA – 4º ESO

21 – 03 – 2012

Masas atómicas: 𝐶𝑎 = 40, 𝐶 = 12, 𝐶𝑙 = 35!5, 𝑍𝑛 = 65, 𝑁𝑎 = 23, 𝑂 = 16, 𝐻 = 1

1. Se hacen reaccionar 500 g de una piedra caliza que contiene un 60% de carbonato de calcio, con cloruro de hidrógeno. La reacción transcurre a 17 oC y 740 mm de Hg. Halla el volumen de anhídrido carbónico obtenido en las condiciones del problema. 1’5ptos

Reacción: carbonato cálcico + cloruro de hidrógeno -‐-‐-‐-‐-‐-‐-‐> anhídrido carbónico + agua

𝐶𝑎𝐶𝑂! + 2𝐻𝐶𝑙 − − − −> 𝐶𝑂! + 𝐶𝑎𝐶𝑙! + 𝐻!𝑂 Primero calculamos la cantidad de carbonato cálcico que tenemos:

60 % 𝑑𝑒 500 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂! = 0!6 ∗ 500 𝑔 = 300 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂! De la ecuación química deducimos que por cada mol de moléculas de carbonato cálcico obtendremos un mol de moléculas de anhídrido carbónico. Calculamos esta relación en gramos: 𝑃𝑚 𝐶𝑎𝐶𝑂! = 40 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 12 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 3 · 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 100 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑚 𝐶𝑂! = 12 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 2 · 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 44 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Un mol de carbonato cálcico: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐶𝑎𝐶𝑂! = 1 𝑚𝑜𝑙 · 100 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 100 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂! Un mol de anhídrido carbónico: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐶𝑂! = 1 𝑚𝑜𝑙 · 44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 44 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂!

Calculamos la proporción en masa en la que reaccionan ambos compuestos:

𝑚 𝐶𝑂!𝑚 𝐶𝑎𝐶𝑂!

=44 𝑔100 𝑔

=1125 ⟶ 𝑚 𝐶𝑂! =

1125

·𝑚 𝐶𝑎𝐶𝑂!

Como tenemos 300 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑎𝐶𝑂!:

𝑚 𝐶𝑂! =1125

· 300 𝑔 = 132 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑂!

Una vez conocida la masa que se forma de anhídrido carbónico podemos calcular el volumen que ocupa en las condiciones dadas:

𝑇 = 17 ℃ + 273℃ = 290 𝐾 𝑦 𝑃 = 740 𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔 ·1 𝑎𝑡𝑚

760 𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔= 0!97 𝑎𝑡𝑚

Aplicamos la ecuación de los gases ideales:

𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 ⟶ 𝑉 =𝑛𝑅𝑇𝑃

=𝑚𝑃𝑚 · 𝑅𝑇

𝑃=

132 𝑔44 𝑔 · 0!082 𝑎𝑡𝑚 · 𝑙

𝐾 ·𝑚𝑜𝑙 · 290 𝐾

0!97 𝑎𝑡𝑚

𝑽 = 𝟕𝟑!𝟓𝟓 𝒍 𝒅𝒆 𝑪𝑶𝟐



2. En la reacción: fósforo + ácido nítrico -‐-‐-‐-‐> ácido fosfórico + agua, indica qué elemento se oxida, cuál se reduce, cuál es el oxidante y cuál es el reductor. 1pto

𝑃 + 𝐻𝑁𝑂! − − − −> 𝐻!𝑃𝑂! + 𝐻!𝑂 + 𝑁𝑂!

𝑷 𝟎 + 𝐻 +1 𝑵 +𝟓 𝑂! −2 − − − −> 𝐻! +1 𝑷 𝟓 𝑂! −2 + 𝐻! +1 𝑂 −2 + 𝑵 +𝟒 𝑂! −2

𝑁!! + 1𝑒! − −> 𝑁!! El nitrógeno gana electrones, es el oxidante y queda reducido. 𝑃! − 5𝑒! − −> 𝑃!! El fósforo pierde electrones, es el reductor y queda oxidado.

3. El tetracloruro de carbono es un líquido de densidad 1!6 𝑔/𝑐𝑚!. ¿Cuántos átomos de cloro hay en 19!25 𝑐𝑚! de ese compuesto? 1’5ptos Calculamos la masa presente en 19!25 𝑐𝑚! 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!:

𝜌 =𝑚𝑉→ 𝑚 = 𝜌 · 𝑉 = 19!25 𝑐𝑚! · 1!6 𝑔/𝑐𝑚! = 30′8 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!

Calculamos también el peso molecular del compuesto:

𝑃𝑚 𝐶𝐶𝑙! = 12 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 4 · 35′5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 154 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Una vez que conocemos la masa y el peso molecular podemos calcular los moles:

𝑛 =𝑚𝑃𝑚

=30′8 𝑔

154 𝑔/𝑚𝑜𝑙= 0!2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!

A través de la fórmula vemos que en cada molécula de tetracloruro de carbono hay cuatro átomos de cloro:

𝑛º á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 =4 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝑙

1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!·6!022 · 10!" 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!

· 0!2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐶𝐶𝑙!

𝒏º á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 = 𝟒!𝟖𝟏𝟕𝟔 · 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝒄𝒍𝒐𝒓𝒐

4. Halla el pH de una disolución cuya concentración en iones 𝑂𝐻! es de 2 · 10!! 𝑀. La disolución de la que hablamos, ¿tiene carácter ácido o básico? 1pto Primero tendremos que calcular el pOH a partir de la concentración de iones 𝑂𝐻!:

𝑝𝑂𝐻 = − log 𝑂𝐻! = − log 2 · 10!! 𝑀 ≈ 2′7 Como podemos relacionar el pH con el pOH:

𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14 ⟶ 𝑝𝐻 = 14 − 𝑝𝑂𝐻 = 14 − 2′7

𝒑𝑯 = 𝟏𝟏!𝟑 ⟶ 𝑳𝒂 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒕𝒆𝒏𝒅𝒓á 𝒄𝒂𝒓á𝒄𝒕𝒆𝒓 𝒃á𝒔𝒊𝒄𝒐



5. Halla los gramos de cinc que reaccionan con 55 cm3 de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico. ¿Qué

volumen de hidrógeno, medido a 27oC y 740 mm de Hg se producen? 2ptos

𝑍𝑛 + 2𝐻𝐶𝑙 − − − −> 𝑍𝑛𝐶𝑙! + 𝐻! Primero tendremos que calcular los moles de ácido clorhídrico que tenemos en la disolución, antes expresamos su volumen en litros:

𝑉 = 55 𝑐𝑚! = 5!5 · 10!! 𝑙 ⟶ 𝑀 =𝑛 𝐻𝐶𝑙𝑉

⟶ 𝑛 𝐻𝐶𝑙 = 𝑀 · 𝑉 = 0!1 𝑀 · 5!5 · 10!! 𝑙

𝑛 𝐻𝐶𝑙 = 5!5 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 A partir de la reacción deducimos que por cada dos moles de ácido clorhídrico reacciona un mol de cinc:

𝑛 𝐻𝐶𝑙𝑛 𝑍𝑛

=21 ⟶ 𝑛 𝑍𝑛 =

12𝑛 𝐻𝐶𝑙

Calculamos los moles de cinc que reaccionan, como tenemos 5!5 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙:

𝑛 𝑍𝑛 =12· 5!5 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻𝐶𝑙 = 2!75 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑍𝑛

A partir de los moles y el peso molecular calculamos los gramos de cinc:

𝑛 =𝑚𝑃𝑚

⟶ 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 = 2!75 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 · 65 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝒎 ≈ 𝟎!𝟏𝟕𝟗 𝒈 𝒅𝒆 𝒁𝒏 Calculamos también el volumen de hidrógeno que se produce. Para ello, primero tendremos que obtener los moles formados en la reacción:

𝑛 𝐻!𝑛 𝑍𝑛

=11 ⟶ 𝑛 𝑍𝑛 = 𝑛 𝐻! = 2!75 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻!

Una vez conocidos los moles que se forman de hidrógeno podemos calcular el volumen que ocupa en las condiciones dadas:

𝑇 = 27 ℃ + 273℃ = 300 𝐾 𝑦 𝑃 = 740 𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔 ·1 𝑎𝑡𝑚

760 𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔= 0!97 𝑎𝑡𝑚

Aplicamos la ecuación de los gases ideales:


=2!75 · 10!! 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 · 0!082 𝑎𝑡𝑚 · 𝑙

𝐾 ·𝑚𝑜𝑙 · 300 𝐾0!97 𝑎𝑡𝑚

𝑽 ≈ 𝟎!𝟎𝟕 𝒍 𝒅𝒆 𝑯𝟐



6. Arden 50 l de hidrógeno medidos en condiciones normales: 1’5ptos

a. ¿Qué masa de agua se producirá? b. ¿Qué volumen de aire medido en esas condiciones se necesitará para la combustión? El aire

contiene un 20% en volumen de oxígeno.

a. Lo primero que tenemos que hacer es escribir la ecuación química de la reacción:

2 𝐻! + 𝑂! ⟶ 2 𝐻!𝑂 Calculamos el número de moles de hidrógeno que tenemos en 50 𝑙 en condiciones normales:

𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 ⟶ 𝑛 =𝑃𝑉𝑅𝑇

=1 𝑎𝑡𝑚 · 50 𝑙

0!082 𝑎𝑡𝑚 · 𝑙𝐾 ·𝑚𝑜𝑙 · 273 𝐾

= 2!23 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻!

A partir de la ecuación química sabemos que por cada dos moles de hidrógeno que arden se forman dos moles de agua:

𝑛 𝐻!𝑛 𝐻!𝑂

=22= 1 ⟶ 𝑛 𝐻! = 𝑛 𝐻!𝑂 = 2!23 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐻!𝑂

Una vez que conocemos el número de moles de moléculas de agua podemos calcular la masa:

𝑚 𝐻!𝑂 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐻!𝑂 = 2!23 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 · 2 · 1 + 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝒎 𝑯𝟐𝑶 = 𝟒𝟎!𝟏𝟒 𝒈 𝒅𝒆 𝑯𝟐𝑶

b. Primero tenemos que determinar los litros de oxígeno necesarios para la combustión. Sabemos que

dos moles de hidrógeno reaccionan con un mol de oxígeno:

𝑛 𝑂!𝑛 𝐻!

=12 ⟶ 𝑛 𝑂! =

12· 𝑛 𝐻! =

2!23 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠2

= 1!115 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑂!

Conocidos los moles calculamos el volumen que ocupan:


=1!115 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 · 0!082 𝑎𝑡𝑚 · 𝑙

𝐾 ·𝑚𝑜𝑙 · 273 𝐾1 𝑎𝑡𝑚

= 24!96 𝑙 𝑑𝑒 𝑂! Como el aire contiene un 20 % en volumen de oxígeno:

% 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 =𝑉!!𝑉!"#$

· 100 ⟶ 𝑉!"#$ =𝑉!!

% 𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛· 100 =

24!96 𝑙20

· 100

𝑽𝒂𝒊𝒓𝒆 = 𝟏𝟐𝟒!𝟖 𝒍 𝒅𝒆 𝒂𝒊𝒓𝒆



7. ¿Cuál es la cantidad máxima de cloruro de sodio que puede formarse a partir de 5 g de sodio y 7’1 g de

cloro? ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Qué cantidad sobra del reactivo en exceso? 1’5ptos Escribimos la reacción de formación del cloruro de sodio:

2 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙! ⟶ 2 𝑁𝑎𝐶𝑙 Primero tenemos que identificar el reactivo limitante. De la ecuación química deducimos que por cada mol de moléculas de cloro reaccionan dos moles de moléculas de sodio. Calculamos esta relación en gramos: 𝑃𝑚 𝑁𝑎 = 23 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑚 𝐶𝑙! = 2 · 35′5 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 71 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Dos moles de sodio: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝑁𝑎 = 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 · 23 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 46 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎 Un mol de cloro: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐶𝑙! = 1 𝑚𝑜𝑙 · 71 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 71 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑙!

Calculamos la proporción en masa en la que reaccionan ambos compuestos:

𝑚 𝑁𝑎𝑚 𝐶𝑙!

=46 𝑔71 𝑔

=4671 ⟶ 𝑚 𝑁𝑎 =

4671𝑚 𝐶𝑙!

Probamos a calcular la masa de sodio que se forma a partir de 7!1 𝑔 de cloro:

𝑚 𝑁𝑎 =4671

· 7!1 𝑔 = 4!6 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎

Dado que puede reaccionar todo el cloro con menos de la cantidad total que tenemos de sodio, el cloro es el reactivo limitante. Como reaccionan 4!6 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎 y tenemos 5 𝑔:

5 𝑔 − 4!6 𝑔 = 𝟎′𝟒 𝒈 𝒒𝒖𝒆 𝒔𝒐𝒃𝒓𝒂𝒏 𝒅𝒆 𝑵𝒂 Calculamos la cantidad de cloruro de sodio que se formará a partir de 4!6 𝑔 𝑑𝑒 𝑁𝑎 y 7!1 𝑔 𝑑𝑒 𝐶𝑙!. Aplicamos la ley de la conservación de la masa, que dice que en una reacción química no hay cambio apreciable de masa, o lo que es lo mismo, en toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos:

𝑚 𝑁𝑎 +𝑚 𝐶𝑙! = 𝑚 𝑁𝑎𝐶𝑙 ⟶ 𝒎 𝑵𝒂𝑪𝒍 = 4!6 𝑔 + 7!1 𝑔 = 𝟏𝟏′𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝑵𝒂𝑪𝒍

examen - física y química - 4º eso - 21-03-2012

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