guia de química
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UNIVERSVICERREUNIDAD DCURSO PRÁREA QU
IDAD NACICTORADO ADE ADMISIÓROPEDÉUTI
UÍMICA
M
IONAL EXPEACADÉMICÓN ICO
MATERIA
San Cristó
1
ERIMENTALO
IAL DE A
óbal, mayo d
L DEL TÁCH
APOYO
Autores
Transcrita
de 2012
HIRA
s: Lcda. Ma
Dr. Fredd
a por: T.S.U
aría Emilia
dy H. Sánch
U. Nancy Y.
Benítez.
hez M.
Sayago.
2
LA TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD QUÍMICA
El radio atómico disminuye El radio iónico disminuye (iones isoelectrónicos) El potencial de ionización aumenta La afinidad electrónica aumenta (generalmente)
La electronegatividad aumenta
Carácter metálico disminuye
Carácter m
etálico aumenta
Electronegatividad
disminuye
AE
disminuye
(generalmente)
PI dism
inuye
Radiofónico aum
enta (iones de
igualcarga)
El radio atóm
ico aumenta
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HOJA DE TRABAJO Nº 1
NOMENCLATURA
1. Escriba el nombre de los siguientes compuestos: FeO___________________________________ Al2O3 _________________________________ Cl2O __________________________________ SO2 __________________________________ CaH2 _________________________________ PbH4 _________________________________ NH3 __________________________________ H2O2 _________________________________ CaO2 _________________________________ HCl __________________________________ H2S __________________________________ HNO3 _________________________________ HClO3 ________________________________ (H3B)3 ________________________________ H4P2O7 ________________________________ NaCl _________________________________ KMnO4 _______________________________ AgNO3 ________________________________ FeCl3 _________________________________ Au(OH)3 ______________________________ Ni2(SO4)3 ______________________________ H2SO3 ________________________________ Ba(OH)2 ______________________________ CaCO3 ________________________________ IF ____________________________________ CH4 __________________________________ CCl4 __________________________________ NaI ___________________________________ Ca2P2O7 _______________________________________________
HBrO3 ________________________________ Cl2O __________________________________ AsCl3 _________________________________ H2CrO4 _______________________________
Ca(OH)2 ______________________________ CO2 __________________________________ KI ___________________________________ HClO _________________________________ K2Cr2O7 _______________________________ CuO __________________________________ NaOH ________________________________ MgSO3 ________________________________ H3AsO4 _______________________________ PbO2 _________________________________ AsH3 ____________________________________________
PCl5 __________________________________ Al2(CO3)3 _____________________________ BaO2 _________________________________ Co(IO3)2 ______________________________ ClO- __________________________________ SO4
= __________________________________ PO2
- __________________________________ KOH _________________________________ Li2O __________________________________ Ni2O3 _________________________________ FePO4 ________________________________ Cr2(SO3)3 ______________________________ MnO2 _________________________________ N2O5 _________________________________ ZnO2 _________________________________ MgO _________________________________ CuIO4 ________________________________ SiO2 __________________________________ CsF __________________________________ Au2O3 ________________________________ Na3PO3 _______________________________
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2. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos: TriYoduro Aúrico _________________________ Silicato de Calcio _______________________ Dicromato de Sodio _____________________ Ácido Metasilícico ______________________ Anhídrido Permangánico _________________ Oxido Cúprico __________________________ Hidróxido de aluminio ___________________ Ácido Metaantimónico ___________________ Piroarseniato Sódico_____________________ Cloruro de Bario ________________________ Estibina _______________________________ Peróxido de Plata _______________________ Oxido de Níquel (II)______________________ Sulfuro de Calcio _______________________ Anhídrido Telúrico ______________________ Anhídrido Clórico _______________________ Ácido Cianhídrico _______________________ Oxido de Mercurio (II)____________________ Tricloruro de Antimonio __________________ Carburo de Aluminio ____________________ Ácido Hipocloroso ______________________ Anhídrido Permangánico _________________ Hidróxido de Magnesio ___________________ Anhídrido Fosforoso _____________________ Ácido Selenhídrico ______________________ Hipobromito Férrico _____________________ Ácido Ortoarsénico ______________________ Carbonato Cobáltico _____________________ Anhídrido Hipoyodoso ___________________ Sulfato de Aluminio _____________________ Sulfato de Platino (IV)____________________ Yoduro de Sodio ________________________ Pirofosfito de Bario ______________________ Ácido Sulfuroso ________________________ Hipoclorito de Cadmio ___________________ Oxido de Bario _________________________ Ácido Carbónico ________________________
Oxido Mercurioso _______________________ Anhídrido Nitroso _______________________ Hidróxido Cuproso ______________________ Ácido Fosfórico ________________________ Carbonato de Berilio _____________________ Clorato de Potasio _______________________ Hidruro de Sodio ________________________ Fluoruro de Cesio _______________________ Borano ________________________________ Bromuro Auroso ________________________ Yodato de Magnesio _____________________ Ácido Bromoso _________________________ Nitrato de Calcio ________________________ Sulfito de Potasio _______________________ Fosfato de Mercurio (II)___________________ Oxido de Zinc __________________________ Pirofosfito de Aluminio __________________ Borato de Calcio ________________________ Hidróxido de Plata ______________________ Manganato de Estroncio __________________ Anhídrido Periódico _____________________ Clorito Ferroso _________________________ Hidruro de Bario ________________________ Peróxido de Potasio ______________________ Fosfina ________________________________ Peróxido de Zinc ________________________ Oxido de Níquel (III)_____________________ Hidróxido Plumboso _____________________ Metafosfito Aúrico ______________________ Ácido Metabórico _______________________ Anhídrido Antimonioso___________________ Hidróxido Niquélico _____________________ Ácido Nitroso __________________________ Perclorato Férrico _______________________ Oxido de Estaño (II)______________________ Sulfato Cúprico _________________________ Anhídrido Nítrico _______________________
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HOJA DE TRABAJO Nº 2
1. Se2O4=SeO3 2. Pd(OH)4 3. H2Cr4O13 4. Na2O 5. Cl2O 6. Pt(OH)2 7. KCl 8. K2O 9. Cl2O3 10. Pt(OH)4 11. AgCl 12. Cl2O5 13. Ag2O 14. Sn(OH)2 15. CaCl2 16. Be2O2=BeO 17. Cl2O7 18. Sn(OH)4 19. MgCl2 20. Ca2O2=CaO 21. Br2O 22. Bi2O3 23. ClF5 24. HF 25. CuCl 26. Al2O3 27. ClF7 28. HCl 29. CuCl2 30. Hg2O 31. PF5 32. Hl 33. FeCl2 34. Hg2O2=HgO 35. SF6 36. HBr 37. FeCl3 38. Cu2O 39. NCl3 40. HCN 41. Cu2O2=CuO 42. CoCl2 43. Au2O 44. LiH 45. H2Se 46. NiCl2 47. Au2O3 48. FeH2
49. H2Te 50. NiCl3 51. Fe2O2=FeO 52. GaH3 53. HNO2 54. PdCl2 55. Fe2O3 56. CCl4 57. HNO3 58. PdCl4 59. Co2O2=CoO 60. CS2 61. KH 62. H3PO4 63. SnCl2 64. Pd2O4=PdO2 65. CaH2 66. HclO 67. SnCl4 68. Pt2O2=PtO 69. AlH3 70. Zn2O2=ZnO 71. Ni2O2=NiO 72. I2O 73. PCl5 74. NH4OH 75. H3BO3 76. AlCl3 77. PbCl2 78. HclO2 79. CrCl3 80. Pt2O4=PtO2 81. BiH3 82. HclO3 83. SbCl3 84. Pb2O2=PbO 85. H2O 86. HclO4 87. SbCl5 88. Pb2O4=PbO2 89. HN3 90. HlO 91. NH4Cl 92. Sn2O2=SnO 93. H2S 94. H4P2O7 95. LiBr 96. Sn2O4=SnO2
97. PH3 98. HlO3 99. NaBr 100. Cr2O3 101. LiOH 102. KlO4 103. KBr 104. MnO 105. NaOH 106. HbrO4 107. AgBr 108. Mn2O3 109. KOH 110. HMnO4 111. CaBr2 112. MnO2 113. AgOH 114. HbrO3 115. ZnBr2 116. MnO3 117. Ca(OH)2 118. H2MnO4 119. AlBr3 120. Si2O4=SiO2 121. Ba(OH)2 122. H4Sb2O7 123. CuBr 124. P2O3 125. Mg(OH)2 126. CuBr2 127. P2O5 128. Al(OH)3 129. HSbO3 130. FeBr2 131. N2O3 132. HgOH 133. FeBr3 134. N2O5 135. Hg(OH)2 136. NiBr2 137. As2O3 138. CuOH 139. NiBr3 140. As2O5 141. Cu(OH)2 142. H4As2O7 143. CoBr2 144. Sb2O3
145. Fe(OH)2 146. HAsO4 147. CoBr3 148. Sb2O5 149. Fe(OH)3 150. H3AsO3 151. Pb(OH)2 152. H2SO3 153. ZnCl2 154. PtCl2 155. Mg2O2=MgO 156. Co2O3 157. Br2O5 158. PCl3 159. Pb(OH)4 160. H2CO3 161. BrF3 162. Ni2O3 163. NaH 164. H3PO3 165. PbCl4 166. Pd2O2=PdO 167. MgBr2 168. C2O4=CO2 169. Zn(OH)2 170. H3SbO4 171. CoCl3 172. Ba2O2=BaO 173. I2O5 174. Cr(OH)2 175. Fe2S2=FeS 176. Al(CN)3 177. Mn2S2=MnS 178. Sb2S3 179. Zn(NO3)2 180. Na2Cr2O7 181. As2S3 182. Fe2(Cr2O7)3 183. Mg2(P2O7)2=MgP2O7
184. Zn(ClO)2 185. NaSO3 186. Pb2S2=PbS 187. Ni3(PO4)2 188. (NH4)3PO4 189. Fe3(PO4)3=FePO4 190. Cd2O2=CdO 191. I2O7 192. Cr(OH)3 193. HgCl2 194. S2O2=SO
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HOJA DE TRABAJO Nº 3
3. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos: Metano ________________________________
Propeno ________________________________
Popino ________________________________
Octano _________________________________
Butano ________________________________
Hexano _______________________________
2-Metil-butano __________________________
3-Etil-5,5-dimetil-heptano _________________
5(2-Butil)-nonano ________________________
n-Pentano ______________________________
n-Heptano _____________________________
2-Metil-2-buteno ________________________
2-Metil-1-buteno ________________________
3,3-Dimetil-1-buteno _____________________
n-Butino ______________________________
Etino _________________________________
n-Pentino ______________________________
4-Metil-1-pentino ________________________
4-Metil-2-pentino ________________________
2Butino _______________________________
4,4 dimetil-9 propil-5,6-11 trietil- tetradecano ___
7 butil-8 dietil-5 propil-3,6,10 trimetil-dodecano
2,6 dimetil-9 etil- 4propil- undecano __________
4 secbutil- octano ________________________
2,3 dimetil- butano ________________________
Sec-butil ________________________________
n-pentilo ________________________________
ter-butilo ________________________________
iso-propilo _______________________________
n-propilo ________________________________
Metilo __________________________________
5,6 dietil-4,4 dimetil-nonano _________________
7 metil- 4 (2metil- 2 propil)- decano ___________
5,6 dimetil-3 propil-2 hepteno ________________
4,6 dietil-3,6 dimetil-4 noneno ________________
7,7 dimetil-3 etil-4 nonino ___________________
2 etil-4,6 dimetil-1,6 heptadieno ______________
2,5 dimetil-2 hepteno-6 ino __________________
Ciclobutano_______________________________
Ciclohexano_______________________________
Ciclobutino_______________________________
Ciclohexilo_______________________________
Ciclopentino______________________________
Ciclopropino______________________________
Ciclopropeno______________________________
1,3 ciclopentadieno_________________________
1,3 ciclohexadieno__________________________
3 meti-ciclobuteno__________________________
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TABLA DE VALENCIAS NO METALES
NOMBRE SÍMBOLO VALENCIAS ESTADO FÍSICO GRUPO Flúor Cloro Bromo Yodo
F Cl Br I
–1 –1, 1, 3, 5, 7 –1, 1, 3, 5, 7 –1, 1, 3, 5, 7
Gas Gas
Líquido Sólido
Halógenos
Oxígeno Azufre Selenio Teluro
O S Se Te
–2, –1 –2, 2, 4, 6 –2, 4, 6 –2, 4, 6
Gas Sólido Sólido Sólido
Anfígenos
Nitrógeno Fósforo Arsénico Antimonio Boro
N P
As Sb B
1, 3, 5, 7 (2, 4) (1), 3, 5, (4) 3, 5 3, 5, (4) 3
Gas Sólido Sólido Sólido
Grupo del N.
Carbono Silicio
C Si
–4, (2), 4 4
Sólido Sólido
Grupo del C.
Hidrógeno H 1 Gas
METALES NOMBRE SÍMBOLO MONOVALENTE DIVALENTE TRIVALENTE VARIABLE Lirio Sodio Potasio Rubidio Cesio Plata
Li Na K Rb Cs Ag
1 1 1 1 1 1
Calcio Estroncio Zinc Bario Magnesio Radio Cadmio
Ca Sr Zn Ba Mg Ra Cd
2 2 2 2 2 2 2
Aluminio Bismuto
Al Bi
3 3
Cobre Mercurio Oro Hierro Cobalto Níquel Estaño Platino Plomo Cromo Manganeso
Cu Hg Au Fe Co Ni Sn Pt Pb Cr Mn
1; 2 1; 2 1; 3 2; 3 2; 3 2; 3 2; 4 2; 4 2; 4
2; 3; 6 2; 3; 4; 6; 7
NOTA: Las valencias encerradas en paréntesis son menos notables.
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
1. Calcular el peso de Cal viva (CaO) que puede prepararse calentando 500,0 g de Caliza con una pureza del 90% de CaCO3
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2
2. a. ¿Cuántos gramos de NH3 (g) se pueden obtener por la reducción de 0,2 moles de Nitrógeno en exceso de Hidrógeno? b. ¿Cuántos moles de Hidrógeno se consumieron? c. ¿Cuántas moléculas de NH3 se producen?
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
3. El Carbonato de Sodio, Na2CO3 reacciona con el Ácido Nítrico HNO3, para producir Nitrato de Sodio NaNO3, Agua y Dióxido de Carbonato, CO2. Determinar: a. El número de gramos de NaNO3 que se pueda preparar a partir de 53 g de Na2CO3 b. El número de moles de CO2 producidos c. El peso de agua obtenido
Na2CO3 + 2HNO3 2NaNO3 + H2O + CO2
4. A partir de la siguiente ecuación:
2NH3 (g) N2 (g) + 3H2 (g)
Determinar moles de H2 (g) producidos a partir de 9,07 x 105 g de NH3
5. La Hematita, Fe2O3, es un mineral importante de Hierro, (un mineral es una sustancia natural del cual se puede obtener ventajosamente el metal), el metal libre se obtiene por reacción de la Hematita con Monóxido de Carbono, CO, en un alto horno. El Monóxido de Carbono se forma en el horno por combustión parcial de carbono. La reacción es:
Fe2O3 (s) + 3CO (g) 2Fe (s) + 3CO2 (g)
a. ¿Cuántos gramos de Hierro se pueden producir a partir de 1,5 Kg de Fe2O3? b. ¿Cuántas moléculas de CO2 se formaron?
6. El Sodio es un metal reactivo, blando, que reacciona en forma instantánea con agua para dar gas Hidrógeno y una solución de Hidróxido de Sodio, NaOH. ¿Cuántos gramos de metal de Sodio se necesitan para dar 7,81 g de Hidrógeno por esta reacción?
2Na (s) + 2H2O H2 (g) + 2NaOH
7. La Esfalerita es un mineral de Sulfuro de Zinc (ZnS) y una fuente importante del metal Zinc. El primer paso en el procesamiento de la mina consiste en calcular el Sulfuro con Oxígeno para dar Óxido de Zinc, (ZnO), y dióxido de Azufre, SO2. a. ¿Cuántos kg de gas Oxígeno se combinan con 5,00 x 103 g de Sulfuro de Zinc en esta reacción? b. Moles de SO2 producidos.
2 ZnS + 3O2 2 ZnO + 2 SO2
8. El químico británico Joseph Priestiey preparó el Oxígeno en 1774 por calentamiento de Óxido de Mercurio (II) HgO. El metal Mercurio es el otro producto. Si se recogen 6,47 g de Oxígeno a ¿Cuántos gramos del Mercurio metálico se producen también? b. ¿Cuántos litros de O2 se recogieron? Ecuación:
2 HgO (S) 2 Hg (S) + O2 (g)
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9. El metal Tungsteno, W, se emplea para fabricar filamentos de lámparas incandescentes. El metal es producido a partir de Óxido Tungsteno (VI), amarillo WO3, por reacción con Hidrógeno
WO3 (S) + 3H2 (g) W (S) + 3H2O (g)
¿Cuántos gramos de Tungsteno se pueden obtener a partir de 4,81 kg de Hidrógeno con un exceso de Óxido de Tungsteno (VI).
10. La reacción siguiente se emplea para fabricar el Tetracloruro de Carbono, CCl4, un disolvente y
materia prima para la fabricación de refrigerantes fluorocarbonados y propelentes de aerosoles CS2 (g) + 3 Cl2 (g) CCl4 (g) + S2Cl2 (g)
a. ¿Calcule el número de gramos de Sulfuro de Carbono, CS2, necesarios para una reacción a escala de laboratorio con 62,7 g de Cloro gaseoso, Cl2? b. ¿Gramos de CCl4 producidos?
11. El Acrilonitrilo, C3H3N, es la materia prima para la producción de una clase de fibra sintética (acrílicos). Se puede fabricar a partir de Propileno, C3H6, por relación con Óxido Nítrico, NO
4 C3H6 (g) + 6 NO (g) 4 C3H3N (g) + 6 H2O (g) + N2 (g)
¿Cuántos gramos de Acribonitrilo se obtienen a partir de 651 kg de Propileno y un exceso de NO?
12. ¿Cuántas toneladas de Azufre deben quemarse para producir 12 toneladas de SO2?
S + O2 SO2
13. Una muestra de MgO puro ha sido primeramente disuelta en Ácido Clorhídrico, HCl(ac), para dar una solución de MgCl2 que posteriormente se ha transformado en un precipitado de Mg2P2O7 puro y seco que tiene una masa de 7,02 g. ¿Calcular la masa en gramos de la muestra original de MgO?
MgO + 2 HCl(ac) MgCl2 + H2 (g)
2 MgCl2 + 2 H2O + P2O5 Mg2P2O7 + 4 HCl
14. El gas Amoniaco es oxidado por el Oxígeno en presencia de un catalizador de la siguiente:
4 NH3 + 5 O2 6 H2O + 4 NO
a. ¿Cuántos litros de Oxígeno serán necesarios para oxidar 500 litros de NH3? b. ¿Cuántos litros de NO y de vapor de agua se formarán? Todos los gases han sido medidos en las mismas condiciones.
15. El Ácido Clorhídrico comercial se prepara calentando Cloruro de Sodio con Ácido Sulfúrico que contiene el 95% de H2SO4, se necesitan para la producción de 3 kg de HCl concentrado que contenga el 50% de HCl puro.
2 NaCl + H2SO4 ( c) 2 HCl (ac) + Na2SO4
16. La reacción del Cloruro de Calcio con el Nitrato de Plata produce Cloruro de Plata y Nitrato de Calcio, de acuerdo con la reacción:
CaCl2 + 2 AgNO3 2 AgCl + Ca(NO3)2
a. ¿Cuántos gramos de AgCl se pueden obtener a partir de 100 g de CaCl2? b. ¿Cuántos moles de Ca(NO3)2 se han producido?
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CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS CON RENDIMIENTO PORCENTUAL
1. El metal Zn reacciona con Ácido Clorhídrico de acuerdo con la siguiente reacción:
Zn (s) + 2 HCl (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
1 mol 2 mol 1 mol 1 mol
Si 0,30 mol de Zn se adicionan a HCl que contiene 0,52 moles de HCl. ¿Cuántos moles de H2 se producen?
2. El Cloruro de Aluminio se utiliza como catalizador en diversas reacciones. Se prepara a partir de Cloruro de Hidrógeno gaseoso y viruta de Aluminio metálico
2 Al (S) + 6 HCl (g) 2 AlCl3 (g) + 3 H2 (g)
2 mol 6 mol 2 mol 3 mol
Suponga que un vaso de reacción contiene 0,15 mol de Al y 0,35 mol de HCl a. ¿Cuántos moles de AlCl3 se producen? b. ¿Litros de hidrógeno producidos? c. ¿Gramos de Aluminio gastados? d. ¿Porcentaje de rendimiento de la reacción si se obtuvo 12,95 g de AICl3
3. El Cloro gaseoso, Cl2, se puede obtener mediante la acción de Ácido Clorhídrico, HCl, sobre el Bióxido de Manganeso MnO2. En la reacción también se producen MnCl2 y H2O. ¿Cuántos moles de Cl2 se pueden preparar a partir de 73 g HC
MnO2 + 4 HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
4. Calcular el peso de Cal viva (CaO) que puede prepararse calentando 500,0 g de Caliza con una pureza del 90% de CaCO3. Si se obtuvo 250 g CaO
CaCO3 CaO + CO2
5. El Carbonato de Sodio Na2CO3, reaccionan con el Ácido Nítrico (HN03), para producir Nitrato de Sodio, NaN03, agua y CO2. Determinar: a. Gramos de NaNO3 que se puedan preparar a partir de 53 g de Na2CO3, b. El número de moles de CO2 producidos, c. El peso de agua obtenido. Ecuación:
Na2CO3 + 2 HNO3 2 NaNO3 + H2O + CO2
6. El Ácido Clorhídrico, HCl, reacciona con el Oxígeno a temperaturas altas para formar Cloro, (Cl2) y agua a. ¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para formar 0,6 moles de Cl2? b. ¿Cuántos moles de O2 han reaccionado? c. ¿Cuántas moléculas de H2O se han producido? Ecuación:
4 HCl + O2 2 Cl2 + 2 H2O
7. El Antimonio se oxida en atmósfera de Oxigeno para producir Sb203, de acuerdo con la siguiente reacción:
4Sb + 3 O2 2 Sb2O3
a. ¿Cuántos gramos de O2 se necesitan para quemar 6 moles de Antimonio? b. ¿Cuántos moles de Sb2O3 se producen?
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8. Cuando se quema el Butano, (C4H10), en un exceso de Oxigeno se produce CO2 y H2O según la reacción:
2 C4H10 + l3 O2 8 CO2 + 10 H2O a. ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para quemar 232,0 g de C4H10? b. ¿Cuántos gramos de CO2 se producen? c. ¿Cuántas moléculas de CO2)
9. La reacción del Aluminio metálico con el Bromo, un no metal líquido, es espontánea (no se requiere energía externa para iniciar la reacción) Las cantidades de las sustancias que se mezclan se indican debajo de los reactivos.
2 Al (s) + 3 Br2 (l) 2 AlBr3 4,00 g 42,0 g
a. ¿Qué sustancia es el reactivo limitante? Presenta los cálculos. b. ¿Cuál es el rendimiento teórico de AlBr3? c. Si el rendimiento real es de 32,2 g de AlBr3 ¿Cuál es el rendimiento porcentual?
10. Cuando se agrega un trozo de Fósforo a Bromo líquido, la reacción es espontánea y libera calor.
Las cantidades de las sustancias que se mezclan son 5.00 g de Fósforo y 40,5 g de Bromo. Según la ecuación química:
P4 + 6 Br2 (l) 4 PBr3 a. ¿Qué sustancia es el reactivo límite? Presenta los cálculos. b. ¿Cuál es el rendimiento teórico de PBr3? c. Si el rendimiento real es de 37.5 g de PBr3. ¿Cuál es rendimiento porcentual?
11. Al Metanol, CH3OH, se le da el nombre común de Alcohol Metílico. Casi todo el Metanol comercial se produce mediante la reacción del Monóxido de Carbono, CO, con H2 (g) a temperatura y presión elevadas. Para 72,0 kg de CO que reaccionan con 5.50 kg de H2, hacer los cálculos con base en la siguiente ecuación:
CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH ( l ) a. ¿Cuál es el reactivo límite?, (resolver el problema primero en g) Se pueden tratar las cantidades en kg pues son proporcionales. b. ¿Cuál es el rendimiento Teórico de Metanol? c. Si el rendimiento real del Metanol es de 39,5 kg. ¿Cual es el rendimiento porcentual?
12. El Etanol, C2H5OH, tiene el nombre común de Alcohol Etílico. Gran parle del Etanol que se produce en forma comercial proviene de la reacción del Etano C2H4, con agua. Para 80,0 kg de Etano que reaccionan con 55,0 kg de agua, haz los cálculos en base a la siguiente ecuación:
C2H4 + H2O C2H5OH
a. ¿Cuál es el reactivo limitante? b. ¿Cuáles el rendimiento teórico del Etanol? c. Si el rendimiento real del Etanol es de 125 kg ¿Cuál es el rendimiento porcentual?
13. Para la obtención de CaCO3 se utilizaron 12 g Ca(OH)2 de 15 % de pureza y se obtuvo 1,25 g de la sal. Determinar: a. El rendimiento teórico b. El rendimiento porcentual c. Gramos de H2O
Ca(OH)2 + H2CO3 CaCO3 + 2 H2O
1 mol 1 mol 1 mol 2 mol
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REACTIVO LIMITE RENDIMIENTO TEÓRICO Y PORCENTUAL
1. El superóxido de potasio, KO2 se emplea en máscaras de respiración para generar oxigeno.
4 KO2 (s) + 2 H2O (l) 4 KOH (s) + 3 O2 (g)
Si una reacción contiene 0.15 Mol de KO2 y 0.10 Mol de H2O. ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuántos Moles de oxigeno se pueden producir? 2. El Metanol, CH3OH, se prepara industrialmente a partir de una reacción catalítica en fase gaseosa:
CO (g) + 2 H2 (g) CH3OH (g)
En una prueba en el laboratorio, un vaso de reacción se llenó con 35.4 gramos de CO y 11.02 gramos de H2. ¿Cuántos gramos de Metanol se pudieron producir en una reacción completa?
¿Cuánto reactivo queda sin consumir al final de la reacción? ¿Cuántos gramos de el quedan? 3. El Titanio, el cual se utiliza para fabricar motores y estructuras de aeroplanos, se puede obtener a
partir del dióxido de Titanio, TiO2, por el proceso siguiente:
3 TiO2(s) + 4 C (s) + 6 Cl2 (g) 3 TiCl4 (g) + 2 CO2 (g) + 2 CO (g)
Un vaso contiene 4.15 g de TiO2, 5.67 g de C, y 6.78 g de CL2. Suponga que la reacción procede hasta ser completa como se ha escrito. ¿Cuántos gramos de Tetracloruro de Titanio, TiCl4 se producen?
4. La Aspirina (ácido acetilsalicílico) se prepara por calentamiento del ácido Salicílico, C7H6O3, con
Anhídrido acético, C4H6O3. El otro producto es el ácido acético, C2H4O2.
C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + C2H4O2
¿Cuál es el rendimiento teórico en gramos de Aspirina, C9H8O4, cuando se calientan 2.00 g de ácido Salicílico con 4.00 g de Anhídrido Acético? Si el rendimiento real de aspirina es 2.10 g.
¿Cuál es el porcentaje de rendimiento? 5. Grandes cantidades de amoniaco, NH3, son quemadas en presencia de un catalizador de platino para
dar Óxido Nítrico, ésta es la primera etapa en la preparación de ácido Nítrico.
4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4 NO (g) + 6 H2O (g)
Suponga que un vaso contiene 0.120 Mol de NH3 y 0.140 Mol de O2 ¿Cuál es el reactivo limite? ¿Cuántos Moles de NO se pudieron obtener? ¿Cuántos gramos de H2O se producen? 6. El Disulfuro de Carbono, CS2 arde en oxígeno, la combustión completa da la reacción:
CS2 (g) + 3 O2 (g) CO2 (g) + 2 SO2 (g)
¿Calcule los gramos de Dióxido de Azufre, SO2, producidos cuando reacciona una mezcla de 15.0 g de Disulfuro de Carbono y 35.0 g de Oxígeno ¿Cuál reactivo permanece sin consumir al final de la combustión?
¿Cuántos gramos quedan? ¿Cuántos gramos de SO2 se obtuvieron realmente si tuvo un rendimiento de 86%?
Pt
13
7. El Cianuro de Hidrógeno, HCN, se prepara a partir de Amoníaco, Aire y Gas natural CH4 por el proceso siguiente:
2 NH3 (g) + 3 O2 (g) + 2 CH4 (g) 2 HCN (g) + 6 H2O (G)
El Cianuro de Hidrógeno se utiliza para preparar Cianuro de Sodio NaCN, el cual se emplea en parte para obtener Oro a partir de las rocas de la Veta Aurífera. Si un vaso de reacción contiene 11.5 g de NH3, 10.0 g de O2 y 10.5 g de CH4. ¿Cuál es la máxima masa en g de Cianuro de Hidrógeno que se puede producir suponiendo que la reacción procede hasta ser completa como se ha escrito? ¿Cuántos g de H20 se formaron? ¿Cantidad de g de CH4 consumidos?
8. El Salicilato de Metilo (aceite de Gaulteria) se prepara por calentamiento del ácido salicílico,
C7H6O3, con Metanol, CH3OH.
C7H6O3 + CH3OH C8H8O3 + H20
En un experimento, 1.50 g de Asido Salicílico se hicieron reaccionar con 11.20 g de Metanol. El rendimiento de Salicilato de Metilo, C8H8O3, fue de 1.31 g. ¿Cuál es el % de rendimiento?
9. Para la reacción:
N2O4 + 2 N2H4 3 N2 (g) + 4 H2O (l)
¿Determinar la cantidad de g de N2 que se produce a partir de 6 Mol de N2H4? ¿G de N2H4 necesarios para producir 16 Mol de N2? ¿Reactivo limitante, si se tiene 28 g de N2O4 y 35.6 g de N2H4? ¿Porcentaje de rendimiento si se obtuvieron 21.98 g de N2 (g)? ¿Litros de N2 (g) en CN que se liberaron? 10. Para la reacción:
2 Al (s) + Cr2O3 (s) 2 Cr (s) + Al2O3 (s)
¿Calcular: a) g de Cromo a partir de 5 Mol- at de aluminio b) Cantidad de molécula se Cr2O3 que producen 6 toneladas de Cromo c) Cantidad de Cromo obtenido si el rendimiento fue de 95% 11. Al hacer reaccionar 85.64 g de Na2CO3 con 56.40 g de Ca (OH)2 se obtienen 72.3 g de CaCO3.
Determinar: a) El % de rendimiento de la reacción b) g de NaOH producidos c) g que no reaccionan de Na2CO3.
Na2CO3 + Ca (OH)2 CaCO3 + 2NaOH
12. Al quemar 5.45 Mol de Propano C3H8 en presencia de Oxígeno se obtienen 12.15 Mol de CO2. ¿Cuál será la eficiencia o rendimiento de la reacción, y la producción molar de H2O?
C3H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2O
Pt
Calor
14
13. El Estaño metal utilizado en la fabricación de hojalata se obtiene calentando Óxido de Estaño (IV) con Carbón (C) en un horno de reverbero, según la reacción:
SnO2 + 2 C 2 CO + Sn
Si se hacen reaccionar 6.8x10*2 Kg de SnO2 con 3.5x10*2 Kg de Carbono. Calcular: a) Reactivo Límite b) Reactivo en exceso sobrante c) Rendimiento de la reacción si se obtienen 3.9x10*2 Kg de Sn d) G de CO desprendidos 14. El compuesto Cisplatino (Pt (NH3)2Cl2) se ha usado como agente antitumoral. Se prepara mediante
la reacción entre Tetracloro Platinato de Potasio (K2PtCl4) y Amoníaco (NH3):
K2PtCl4 (a.c) + 2 NH3 (a.c) Pt (NH3)2Cl2 (s) + 2 KCl (a.c)
¿Cuántos g de Cisplatino se pueden obtener a partir de 0.8862 g de K2PtCl4? Se puede suponer que hay suficiente NH3 para reaccionar con todo el K2PtCl4.
15. Se dispone de 10g de SF4 y 10 g 2O5. Calcule el máximo número de gramos de F5 que se pueden
obtener según la ecuación:
5 SF4 + 2 2O5 4 F5 + 5 SO2
16. Considere la reacción:
MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
Si reaccionan 0.86 Mol de MnO2 y 48.2 g de HCl ¿Que reactivo se agotara primero? ¿Cuántos litros de Cl2 en Condiciones Normales se producirán? ¿Cuál será la cantidad de MnCl2 producidos si el rendimiento fue de 92%? ¿Cantidad en gramos que no reaccionaron? 17. El agotamiento de Ozono (O3) en la Estratosfera ha sido materia de gran preocupación entre los
científicos en los últimos años. Se cree que el Ozono puede reaccionar con el Oxido Nitrito (NO) proveniente de las emisiones de los aviones de propulsión a elevadas alturas. La reacción es:
O3 + NO O2 + NO2
Si 0.740 g de O3 reaccionan con 0.670 g de NO. ¿Cuántos g de NO2 se pueden producir? ¿Que compuesto es el reactivo limitante? ¿Calcule el número de Moles del reactivo excedente que
permanecen al final de la reacción?
18. La Nitroglicerina (C3H5N3O9) es un poderoso explosivo, su descomposición se puede representar
por
4 C3H5N3O9 6 N2 + 12 CO2 + 10 H2O + O2
Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La veloz formación de estos gases aunada a su rápida expansión es lo que produce la explosión.
¿Cuál es la máxima cantidad de O2 en g que se puede obtener de 1.34x10*2 de Nitroglicerina? ¿Calcule el rendimiento porcentual de esta reacciona si se encuentra que la cantidad de O2
generada es de 2.65 g? ¿Litros de CO2 en condiciones normales producidos? ¿Moles de H2O formados? ¿g de N2 formados?
Calor
15
19. Cuando el Cianuro de Potasio (KCN) reacciona con los ácidos, se desprende un gas venenoso letal, el Cianuro de Hidrogeno, HCN. Esta es la ecuación:
KCN (a.c) + HCl (a.c) KCl (a.c) + HCN (g)
Si una muestra de 1.48 g de KCN se trata con 2.11 g de HCl ¿Calcule la cantidad de HCN formado g ¿Cuantos Moles de KCl se forman? ¿Cuántos g de HCl quedan sin reaccionar?
20. El Nitrato de Amonio es una sal que se descompone en forma explosiva, de acuerdo con la
ecuación:
2 NH4NO3 2 N2 + O2 + 4 H2O
¿Cuántos g de cada producto resultantes se obtendrán al descomponerse 80 g de NH4NO3? ¿Que volumen de N2 en condiciones normales se obtendrá si se descomponen 80 g NH4NO3 al 65%
de pureza?
EJERCICIOS DE SOLUCIONES EN UNIDADES FÍSICAS 1. Cuántos gramos de agua deben evaporarse para obtener una solución que contenga 800 gramos y se
desea llevar su concentración de 5% al 7%.
2. El HCl es un gas muy soluble, en agua, y mezclado con ésta forma ácido clorhídrico. Estas disoluciones, por lo general, tienen una concentración de 36% m/m y una densidad de 1.18 g/cm3. a) Calcular % m/v. b) Si se diluyen 5 cm3 de solución, cual es la concentración en % m/v; si se completó 150 cm3 de la nueva solución. c) Si se desea preparar 40 cm3 de una solución de ácido clorhídrico al 2% m/v; y que volumen de la nueva solución concentrada se debe usar.
3. Se tienen 250 gramos de solución de Sulfato de Calcio al 8% m/m, que al calentarse se, logra evaporar 45 g. de agua. ¿Cuál será la concentración de la nueva solución?.
4. ¿Qué cantidad de soluto se tendrá que añadir a 680 cm3 de solución al 15% v/v, para que su
concentración se eleve al 20% v/v.
5. Determinar la concentración de una solución que se prepara añadiendo 30 gramos de agua a 170 gramos de solución de Cloruro de Potasio al 25% m/m.
6. ¿Qué volumen de Alcohol Etílico se necesitará para preparar 800 cm3 de solución Hidroalcohólica al
10% v/v. 7. Determinar la concentración de una solución que se prepara adicionando 25 gramos de Cloruro de
Potasio a 450 gramos de solución de Cloruro de Potasio al 65% m/m 8. Al calentar 650 cm3 de solución de Cloruro de Magnesio al 15% m/v, se evaporaron 50 cm3 de agua.
¿Cuál será la concentración de la solución resultante? 9. Se mezclan 65 cm3 de solución de H2SO4 al 15% v/v, con 80 cm3 de solución del mismo ácido al 8%
v/v. ¿Cuál será la concentración de la solución que resulta? 10. Si se tienen 255 gramos de solución de HCl al 30% m/m; y se mezclan con 480 g de solución del
mismo ácido al 75% m/m. Determinar la concentración para la solución resultante en % m/m.
Calor
16
11. ¿Cuántos gramos de azúcar deberán disolverse en 60 gramos de agua para dar una solución al 25%.
12. La masa de 15 cm3 de solución es de 12 gramos. ¿Calcular la densidad de dicha solución?
13. Una solución de H2SO4 al 44% m/m, tiene una densidad de 1.343 g/cm3. ¿Cuántos gramos de H2SO4 hay en 60 cm3 de dicha solución?.
14. 10 gramos de NH4Cl, se disuelven en 100 g de una solución al 10% de NH4Cl en agua. Calcular el
% m/m de la solución formada. 15. Nos dan 100 gramos de una solución al 10% de NaNO3 en agua. ¿Cuántos gramos de NaNO3
deberán ser disueltos en la solución anterior al 10% para transformarla en otra al 20%.
16. Al evaporar 80 ml de una solución, quedó un residuo sólido de 15 gramos. Calcular el % m/v de la solución.
17. 30 ml de HCl de 1.2 g/ml de densidad y 30% m/m de concentración se mezclan con 50 ml de agua. Calcular: a) La densidad y la concentración de la solución resultante en % m/v.
18. Se tiene una solución de KCl al 25% y su densidad es 1.15 g/cm3. ¿Cuál es la concentración de la solución en gramos por litro?.
19. Si se tienen en el laboratorio una botella de HCl al 34% m/v y se desea preparar 180 cm3 de
solución al 20% m/v. ¿Qué volumen de la solución original del ácido se debe medir?. 20. Se mezclan 500 cm3 de HCl, de densidad 1.2 g/cm3 al 25% m/m, con 250 cm3 del mismo ácido de
densidad 1.1 g/cm3 al 20% m/m. ¿Cuál es la densidad y la concentración en % m/m y % m/v de la solución resultante?
UNIDADES QUÍMICAS DE SOLUCIONES
1. Se determina que la molaridad de una solución de H2SO4, de densidad 1,84 g/ml, es de 1,84 M.
¿Calcule la concentración de la solución, expresada en % m/m? 2. ¿Cuántos mililitros de Ácido Clorhídrico HCl, concentrado, densidad 1,18 g/ml y concentración 32%
m/m, son necesarios para preparar un litro de solución 0,5 M? 3. ¿Cuántos gramos de Hidróxido de Sodio NaOH, serán necesarios para preparar 200 ml de solución
0,4 M? 4. ¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene disueltos 2 g de KOH en 500 ml de solución? 5. En que volumen de solución deberán disolverse 20 g de Hidróxido de Calcio Ca(OH)2 para que la
solución resultante sea de 0,8 M 6. Determine el número de gramos de soluto que serán necesarios para preparar 250 ml de solución 1/4
M de Ca(N03)2
17
7. Determine los gramos de soluto necesarios para preparar 2 litros de solución 6M de NH4C2H3O2 8. Se tienen 500 ml de solución 1/6 M de Tricloruro de Cromo CrCl3. Determinar el número de gramos
de soluto que se utilizaron para preparar dicha solución.
9. ¿Calcule el volumen de solución que se necesitará para obtener una solución 1/3 M al disolver 16,25 g FeCl3?
10. Se tiene una solución de Hidróxido de Potasio KOH, de densidad 1,4 g/ml y de concentración 42 %
m/m. Calcule: a. Molaridad. 11. ¿Calcule el número de mililitros de solución 0,1 M de Ácido Clorhídrico(ac) HCl, que reaccionarán,
sin que quede residuo, con 0,125 g de Carbonato Disódico Na2CO3? 12. Se determina experimentalmente que 23,6 ml de solución de Ácido Sulfúrico H2SO4 reaccionan
completamente con 0,125 g de Carbonato Disódico Na2CO3. Con estos datos calcule la molaridad del Ácido Sulfúrico H2SO4
13. Con 30 ml de HCl, concentrado, de densidad 1,1 g/ml y concentración 20,2 %, se neutralizan 20,5
ml de solución de Hidróxido de Sodio NaOH. ¿Calcule la molaridad de la solución de NaOH, partiendo de estos datos.
14. Se hacen reaccionar en su totalidad 0,625 g de Sulfato de Potasio K2S04 con solución 0,1 M de
Ácido Carbónico H2CO3 y se desea calcular el número de mililitros de la solución del ácido que se emplearán.
15. Con 500 ml de solución de Ácido Clorhídrico HCl(ac), se neutralizan 10 g de NaOH. Determine la
molaridad del Ácido Clorhídrico HCl. 16. Una solución contiene 20 gramos de Ácido Acético CH3COOH, en 250 gramos de agua H2O. ¿Cuál
es la concentración de la solución expresada en: a. molaridad.
17. ¿Cuántos mililitros de Sulfato de Plata Ag2S04; 0,4 M reaccionarán con 50 ml de FeCl3 0.30 M. Si la reacción es:
2FeCl3 + 3Ag2SO4 6AgCl + Fe2(S04)3 18. ¿Qué volumen de AgNO3, 0,930 M será necesario para precipitar como AgBr todo el ión Bromuro
en 70 ml de CaBr2, 0,256 M? La reacción es: 2AgNO3 + CaBr2 2AgBr + Ca(N03)2
19. Se disolvió una muestra de 2 g de Na2CO3. 10 H2O en 20 ml de agua. Se agregó agua hasta
completar 250 ml de solución. ¿Cuál es la concentración molar del Na2CO3. 10 H2O. 20. Una solución de Ácido Nítrico HNO3, tiene una concentración del 40 % en masa y una densidad de
1,249 g/ml. ¿Qué volumen de la solución contiene 20 gramos de HN03? 21. 100 ml de una solución concentrada de HCl(ac), 12 M se diluyen hasta 2 litros. ¿Cuál es la
molaridad de la solución diluida?
18
22. Se prepara una solución disolviendo 86,53 g de Carbonato de Sodio Na2CO3 en agua, en un matraz volumétrico de 1000 ml, añadiendo agua hasta la marca y mezclando la densidad de la solución es 1,081 g/cm3. Determinar: a. La molaridad de la solución.
23. La Urea (NH2)2CO, se emplea como un fertilizante. ¿Cuál es la concentración molar de una
solución acuosa que es 3,42 m de Urea. La densidad de la solución es 1,045 g/ml. 24. Una solución acuosa es 0,907 M en Pb(N03)2. ¿Cuál es la molalidad de Nitrato de Plomo Pb(N03)2,
en esta solución. La densidad de la solución es 1,252 g/ml? 25. El Tolueno C6H5CH3, es un compuesto líquido similar al Benceno C6H6. Es la materia prima para
otras sustancias, entre ellas el Trinitrotolueno (TNT). Encuentre la molaridad del Tolueno C6H5CH3, en una solución que contiene 35,6 g de Tolueno en 125 g de Benceno C6H6.
ESTEQUIOMÉTRIA DÉ SOLUCIONES Y GASES
1. De una solución de Sulfato de Sodio, Na2SO4 que se neutraliza con una solución de Cloruro de
Bario, (BaCl2) según la siguiente reacción: Na2 SO4 + BaCl2 2Na CL + Ba SO4
Se toman 25 ml de Na2 SO4 a 0,301 M, y 36 ml de Ba Cl2 a 4M. Determinar:
a. g de Na CI formados. b. moles de BaSO4 producidos c. g de Ba Cl2 que no reaccionan.
2. El Ácido Fosfórico, (H3PO4), y el Hidróxido de Magnesio, Mg (OH)2, se neutralizan, según la
siguiente reacción: 2H3 PO4 + 3Mg (OH)2 Mg3 (PO4)2 + 6H20
Si se dispone de 85 ml de solución de H3P04 a 5M y 135 ml de solución de Mg (OH)2 a 0,35 M. Determinar:
a. g de Mg3 (PO4)2 formados si el rendimiento de la reacción fue de 88% b. moles de H3PO4 que no reaccionan c. g de H2O formados.
3. Cuántos ml de H2SO4, 0,150 M. se requieren para reaccionar con 2,05 g de Carbonato Ácido de
Sodio Na HCO3, de acuerdo con la reacción siguiente: H2 SO4 + 2Na HCO3 Na2 SO4 + 2H2O + 2CO2
4. Un matraz contiene 53,1 ml de Ca (OH)2 0,150 M. ¿Cuántos ml de Na2 CO3 0,350 M se requieren
para reaccionar completamente con el Hidróxido de Calcio en la reacción: Na2 CO3 + Ca (OH)2 CaSO4 + 2NaOH
5. Los ingredientes activos de una tableta antiácida contenían solamente Hidróxido de Magnesio
Mg(OH)2 é Hidróxido de Aluminio, Al(OH)3. La neutralización de una muestra de los ingredientes activos requirió 48,5 ml de Ácido Clorhídrico HCI, 0,187 M. Las sales cloruros de esta neutralización se obtuvieron por evaporación del filtrado de la titulación; pesaron 0,4200 g. ¿Cuál fue el porcentaje por masa de Hidróxido de Magnesio en los ingredientes activos de la tableta antiácida?
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6. El Sulfato de Níquel, NiSO4, reacciona con Fosfato Trisódico Na3PO4 para dar un precipitado amarillo-verde pálido de Fosfato de Níquel Ni3(PO4)2 y una solución de Sulfato de Sodio, Na2 SO4. La reacción es:
3NiSO4 + 2Na3PO4 Ni3 (PO4)2 + 3Na2 SO4 ¿Cuántos ml sol de NiSO4 0,375 M reaccionarán con 45,7 ml sol de Na3PO4 a 0,265 M.?
7. Una solución acuosa contiene 4,50% de NH3 (amoniaco) en masa. La densidad del Amoniaco acuoso
es 0,979 g/ml. ¿Cuál es la molaridad del Amoniaco en esta solución? 8. Determine el volumen de solución de Hidróxido de Sodio, NaOH, necesario para preparar 26,2 g de
Fosfato de Sodio, Na3PO4, por la reacción: 3NaOH + H3PO4 Na3PO4 + 3H20
La solución de NaOH, cuya densidad es 1,133 g/ml contiene 12% de NaOH en masa. 9. ¿Qué volumen de una solución de Etanol, C2H6O, que tiene 94% de Etanol en masa, contiene 0,200
mol de C2H6O?. La densidad de la solución de C2H6O es 0,807 g/ml. 10. Una aleación de Aluminio y Magnesio se trató con solución de Hidróxido de Sodio, en la cual sólo
reacciona el Aluminio 2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na Al (OH)4 + 3H2 (g)
Si una muestra de aleación, que pesa 1,118 g, dio 0,1068 g de Hidrógeno. ¿Cuál es el porcentaje de Aluminio en la aleación?
PROBLEMAS SOBRE GASES
1. Los automóviles ahora se venden equipados con bolsas de aire que se inflan cuando hay una colisión para proteger a los ocupantes de sufrir lesiones. Muchas de esas bolsas de aire son infladas con Nitrógeno N2, mediante la reacción de la Azida de Sodio NaN3, y oxido de Hierro (III), Fe2O3, la cual se inicia con una chispa. La reacción general es:
6NaN3 (S) + Fe2O3 (S) 3Na2O (S) + 2Fe (S) + 9N2 (g)
¿Cuántos gramos de Azida de Sodio se requieren para proporcionar 75,0 L de gas Nitrógeno a 25°C y 748 mmHg?
2. ¿Cuántos litros de Cloro gaseoso, Cl2, se pueden obtener a 40°C y 787 mmHg a partir de 9,41 g de
Cloruro de Hidrógeno, HCI, de acuerdo con la ecuación siguiente:
2KMnO4 + 16HCI 8H2O + 2KCI + 2MnCl2 + 5Cl2 g 3. Una muestra de 1,00 L de aire seco a 25°C y 786 mmHg contiene 0,925 g de N2 más otros gases que
incluyen O2, Ar, y CO2, a. ¿Cuál es la presión parcial en mmHg de N2 en la muestra de aire? b. ¿Cuál es la fracción mol y el por ciento de moles de N2 en la mezcla?
4. Un matraz de 10,0 L contiene 1,031 g de O2 y 0,572 g de CO2 a 18°C. ¿Cuáles son las presiones
parciales de Oxígeno y Bióxido de Carbono? ¿Cuál es la presión total? ¿Cuál es la fracción mol de Oxígeno en la mezcla?
20
5. El gas Hidrógeno se produce por la reacción del Ácido Clorhídrico sobre Zinc Metálico
2HCI(ac) + Zn(s) ZnCl2(ac) + H2 (g)
El gas se recoge sobre agua. Si se recolectaron 156 ml de gas a 19 °C y 769 mmHg de presión total. ¿Cuál es la masa de Hidrógeno que se recolectó? PVH2O = a 19 °C es 16,5 mmHg.
6. Un frasco cuyo volumen es 0,85 L se llena con Dióxido de Carbono (CO2) gaseoso a la presión de
1,44 atm y la temperatura de 312 K. Una solución de Hidróxido de Litio (LiOH), de volumen despreciable se Introduce en el frasco. Eventualmente la presión de CO2 se reduce a 0,56 atm porque algo de CO2 se consume en la reacción:
CO2 (g) + 2LiOH (ac) Li2CO3 (ac) + H2O (L)
¿Cuántos gramos de Carbonato de Litio, (Li2CO3), se forman medio este proceso? Considérese que la temperatura permanece constante.
7. Una mezcla de gases contiene 4,46 moles de Neón (Ne), 0,74 moles de Argón (Ar), y 2,15 moles de
Xenón (Xe). Calcular las presiones parciales de los gases si la presión total es 2,00 atm a cierta temperatura.
8. El Oxígeno gaseoso generado en la descomposición térmica del Clorato de Potasio (KClO3), se
recoge sobre agua. El volumen del gas recogido a 24°C y la presión atmosférica de 726 mmHg es de 128 ml. Calcular la masa (en gramos) del Oxigeno gaseoso obtenido. La presión del vapor de agua a 24°C es igual a 22,4 mmHg.
2KCLO3 2KCI + 3O2 (g)
9. Una muestra de Zinc Metálico se deja reaccionar completamente con un exceso de Ácido Clorhídrico (HCI).
Zn (S) + 2HCI (ac) ZnCl2 (ac) + H2 (g)
El Hidrógeno gaseoso producido se recoge en agua a 25 °C. El volumen del gas es de 7,80 L y la presión de 0,980 atm. Calcular la cantidad de Zinc Metálico en gramos consumidos en la reacción. (Presión de vapor del agua a 25°C = 23,8 mmHg).
10. El hielo seco es Dióxido de Carbono sólido. Una muestra de 0,050 gramos de hielo seco se coloca
en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6 L a 30°C. Calcular la presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido a CO2 gaseoso.
11. El Propano (C3H8) arde en Oxígeno para producir Dióxido de Carbono gaseoso y vapor de agua.
Calcule el número de litros de CO2, medidos a C.N. que se pueden producir a partir de 7,45 g de C3H8
C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O (g) 12. El volumen de una muestra de HCI gaseoso puro fue de 189 ml a 25 °C y 108 mmHg. Se disolvió
completamente en 60 ml de agua y se tituló con solución de NaOH; se necesitaron 15,7 ml de solución de NaOH, para neutralizar el HCI. Calcule la molaridad de la solución de NaOH.
13. Un volumen de 0,280 L de un gas a C.N. pesa 0,400 gramos. Calcule la masa molar del gas.
21
14. Un compuesto tiene la fórmula empírica SF4. 0,100 g de compuesto gaseoso a 20 °C ocupan un
volumen de 22,1 ml y ejercen una presión de 1,02 atm. ¿Cuál es su fórmula molecular? 15. El Etanol (C2H5OH) se quema en el aire:
C2H5OH(L) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (L)
Balancee la ecuación y determine el volumen de aire en litros a 35 °C y 790 mmHg que se requiere para quemar 227 g de C2H5OH. Suponga que el aire tiene 21% de O2 en volumen.
16. Una mezcla de gases contiene, CH4, C2H6, C3H8,. Si la presión total es de 1,50 atm y los números
de moles de los gases presentes son, 0,31 mol de CH4, 0,25 mol de C2H6, y 0,29 mol de C3H8. Calcular las presiones parciales de los gases.
17. Un trozo de Sodio Metálico se hace reaccionar con agua completamente como sigue:
2Na (S) + 2H2O (L) 2NaOH (ac) + H2 (g)
El Hidrógeno gaseoso generado se recoge en agua a 25°C. El volumen del gas es de 246 ml medido a 1 atm. Calcular el número de gramos de Sodio usado en la reacción. (Presión del vapor del agua a 25°C = 0,0313 atm).
18. Una mezcla gaseosa de helio y Neón se recoge sobre agua a 28°C y 745 mmHg. Si la presión
parcial del helio es de 368 mmHg. ¿Cuál es la presión parcial del Neón? (Presión de vapor del agua a 28 °C = 28,3 mmHg).
19. Una muestra de aire sólo contiene Nitrógeno y Oxígeno gaseoso cuyas presiones parciales son 0,80
atm y 0,20 atm, respectivamente. Calcular la presión total y las fracciones molares de los gases. 20. La ecuación para la degradación metabólica de la Glucosa C6H12O6 es la misma que la de la
combustión de la Glucosa en el aire
C6H12O6 (S) + 6O2 (g) 6CO2 (g) + 6H2O (L)
Calcular el volumen de CO2 producido a 37 °C y 1 atm de presión cuando se utilizan 5,60 gramos de glucosa en la reacción anterior.
21. Al disolver 3,00 g de una muestra impura de Carbonato de Calcio en Ácido
Clorhídrico se producen 0,656 L de CO2 medidos a 20 °C y 792 mmHg. Calcular el porcentaje en masa de Carbonato de Calcio (CaCO3) en la muestra.
22. Un volumen de 5,6 L de Hidrógeno molecular medido a C.N. se hace reaccionar con un exceso de Cloro molecular (Cl2), Calcular la masa en gramos de HCI producidos.
H2 (g) + Cl2 (g) 2HCI (g) 23. Una cantidad de 73 g de NH3 se mezcla con una masa igual HCI. ¿Cuál es la masa de NH4CI
sólido formado? ¿Cuál es el volumen del gas remanente medido a 14 °C y 752 mmHg?
22
24. El aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente composición en volumen: N2 = 78,08%; O2 = 20,94 %; Ar = 0,93%, CO2 = 0,05%. La presión atmosférica es 1,00 atm. Calcular:
a. La presión parcial de cada gas en atm b. La concentración de cada gas en mol/L a O °C
(Ayuda: dado que el volumen es proporcional al número de moles presente, las fracciones molares de los gases se pueden expresar como relaciones de volumen a la misma temperatura y presión)
25. Las moléculas de Ozono presentes en la estratosfera absorben buena parte de la radiación solar
dañina. La temperatura y presión típicas del Ozono en la estratosfera son 250 K y 1,0 x 10-3 atm, respectivamente. ¿Cuántas moléculas de Ozono están presentes en 1,0 L de aire en estas condiciones:
26. El gas ideal originalmente a 0,85 atm y 66 °C se expande hasta que su volumen final, presión y
temperatura son 94 ml, 0,60 atm y 45 °C, respectivamente. ¿Cuál era su volumen inicial? 27. Un gas a 772 mmHg y 35 °C ocupa un volumen de 6,85 L. ¿Calcule su volumen en C.N.? 28. La temperatura de 2,5 L de un gas inicialmente a C.N. se aumenta a 250 °C a volumen constante.
¿Calcular la presión final en atm?
29. Qué volumen ocuparían 5,6 moles de Hexafluoruro de Azufre (SF6). Si la temperatura y presión del gas son 128 °C y 9,4 atm.
30. El Óxido Nitroso (N2O) se puede obtener por descomposición térmica de Nitrato de Amonio
(NH4NO3).
En cierto experimento un estudiante obtiene 0,340 L del gas a 718 mmHg y 24 °C. Si el gas pesa 0,580 gramos. Calcular el valor de la constante de los gases.
31. Una solución de Peróxido de Hidrógeno, (H202), se titula con una solución de Permanganato de
Potasio, KMnO4, la reacción es:
5H2O2(L) + 2KMnO4(L) + 3H2S04(L) 5O2(G) + 2MnSO4(S) + K2SO4(s) + H2O(L)
Se requieren 46,9 ml de KMnO4 0,145 M para titular 20,0 g de la solución de Peróxido de Hidrógeno. ¿Cuál es el porcentaje de masa de H2O2 en la solución?
32. ¿Cuál es la densidad del Oxígeno, O2, en gramos por litro, (g/L), a 25 °C y 0,850 atm? 33. Una muestra de una sustancia gaseosa 25 °C y 0,862 atm tiene una densidad de 2,26 g/L. ¿Cuál es
el peso molecular de la sustancia?
23
GASES GAS: Es una sustancia en uno de los tres estados diferentes de la materia ordinaria, que son el
sólido, el líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma bien definida y son difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y están limitados por superficies que forman por sí solos. Los gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, y su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos, en conclusión podemos afirmar que un gas, es aquel estado en el que las moléculas están muy separadas entre si, se mueven con bastante libertad, y ocupan con dicho movimiento todo el volumen del recipiente en que se halle el gas.
TEORÍA CINÉTICO – MOLECULAR DE LOS GASES
Esta teoría intenta explicar hechos experimentales que se relacionan con el comportamiento de los gases en especial lo relacionado a las leyes de Boyle, Charles, entre otros. La teoría cinético-molecular de los gases establece como ideas básicas las siguientes:
1. Los gases están constituidos por partículas excesivamente pequeñas llamadas moléculas, siendo las de una determinada sustancia todas iguales en cuanto a su naturaleza y masa.
2. Las moléculas de un gas están en estado de perpetuo movimiento. 3. Las moléculas se encuentran separadas entre si, por grandes espacios vacíos. 4. Las moléculas en movimiento constante chocan entre si y contra las paredes del recipiente que
las contiene. 5. Los choques de las moléculas son perfectamente elásticos, de modo que no hay pérdida de
energía. 6. La velocidad media de las moléculas aumenta cuando se eleva la temperatura.
Con estas ideas es posible explicar las propiedades de los gases. Así por ejemplo:
a. Si reducimos el volumen del recipiente que contiene un gas, los choques moleculares contra el recipiente serán más frecuente y por lo tanto la presión será mayor. (Ley de Boyle).
b. Si aumentamos la temperatura del gas, aumenta la velocidad de las moléculas y los choques contra las paredes del recipiente serán más frecuente y en consecuencia, la presión y el volumen aumentaran (Ley de Charles y Gay Lussac).
c. El número de moléculas de un gas no se altera por el simple hecho de mezclarlo con otro gas, por lo tanto su presión no se altera y la presión total, es la suma de las presiones individuales de cada gas. (Ley de las presiones parciales de Daltón, difusión).
d. Como las moléculas en los gases están muy separadas entre si, existen grandes espacios vacíos entre ellos. (Comprensibilidad, Expansibilidad, Baja Densidad).
PROPIEDADES DE LOS GASES
1. Comprensibilidad: se produce porque los gases pueden dejarse comprimir cuando se efectúa
sobre ellos una presión y por lo tanto disminuyen de volumen. 2. Expansibilidad: es la propiedad que tiene los gases de ocupar todo el volumen del recipiente
que los contiene. Si deseamos aumentar todavía más el volumen debemos someterlos a grandes temperaturas y a bajas presiones.
24
3. No tienen volumen ni forma propia: esta propiedad se debe a que los gases no tienen volumen ni forma propia ya que toman la forma del recipiente que los contiene y lo llenan totalmente, cualquiera que sea su volumen.
4. Difusión: debido al continuo movimiento de las moléculas y su permeabilidad, los gases pueden mezclarse espontáneamente entre sí, sin que ocurra ninguna reacción entre ellos.
5. Licuación: es la propiedad que tienen los gases de pasar al estado líquido cuando son sometidos a grandes presiones y bajas temperaturas. Para que un gas se licué hay que someterlo a su presión y temperatura crítica.
6. Baja densidad: esta propiedad es característica de los gases ya que su masa es en general despreciable con relación al volumen del recipiente que los contiene.
COMPORTAMIENTO DE LOS GASES
1. Volumen: se representa con la letra (v) y es el lugar que ocupa un gas cunado este se expande.
Esto significa que el volumen de un gas es, simplemente, el volumen del recipiente. El volumen se suele expresar en litros (l), mililitros (ml), centímetros cúbicos (cm3) y metros cúbicos (m3). Esto es:
1 l = 1000 ml 1 l = 103 cm3 1 l = 10-3 m3
2. Temperatura: para medir la temperatura se utiliza el termómetro con la escala en grados Celsius. Sin embargo, en cualquier cálculo de gases, la temperatura hay que expresarla en grados Kelvin. Se emplean las siguientes formulas para realizar la conversiones:
K = ºC +273 ºC = K –273
La explicación del porqué la escala utilizada en gases el Kelvin, es la siguiente: En la escala centígrada, cuando la temperatura es muy baja puede llegar a ser negativa: en
un congelador, la temperatura puede alcanzar los -20 ºC, y en la Antártida se han medido temperaturas de hasta - 70 ºC. A finales del siglo XIX el físico inglés Lord Kelvin descubrió que la más baja temperatura que puede existir es de -273 ºC. Aunque la temperatura puede ser todo lo alta que se quiera, no puede bajar de ahí. En ninguna parte se podrá estar a -300 ºC, ni a -274 ºC. Así que propuso que -273 ºC fuera el cero de una nueva escala de temperatura: la escala absoluta, denominada también Kelvin en su honor, de esta manera no podría haber temperaturas negativas. En la escala Kelvin, el agua hierve a 373 K (trescientos setenta y tres Kelvin -no grados Kelvin-) y se congela a 273 K (doscientos setenta y tres Kelvin -no grados Kelvin-). Como entre ambas temperaturas hay también 100 K, 1 ºC mide la misma diferencia de temperatura que 1 K.
3. Presión: Se define como la fuerza por unidad de superficie. Se mide con un barómetro o
manómetro. Existen varias unidades para expresar la presión, pero en gases siempre se emplean la atmósfera (atm), también tenemos los milímetros de mercurio (mmHg), los kilo Pascal (kPa). Esto es:
1 atm = 760 mmHG 1 atm = 101,3 k Pa
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CF 32º*
9
5º FC
25
COMPORTAMIENTO DE LOS GASES
La teoría atómica de la materia define los estados, o fases, de acuerdo al orden que implican. Las moléculas tienen una cierta libertad de movimientos en el espacio. Estos grados de libertad microscópicos están asociados con el concepto de orden macroscópico. Las moléculas de un sólido están colocadas en una red, y su libertad está restringida a pequeñas vibraciones en torno a los puntos de esa red. En cambio, un gas no tiene un orden espacial macroscópico. Sus moléculas se mueven aleatoriamente, y sólo están limitadas por las paredes del recipiente que lo contiene.
Se han desarrollado leyes empíricas que relacionan las variables macroscópicas. En los gases
ideales, estas variables incluyen la presión (p), el volumen (V) y la temperatura (T).
1º LEY DE BOYLE Y MARIOTTE
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que en muchos libros encontramos esta ley con el nombre de Ley de Boyle y Mariotte.
La ley de Boyle – Mariotte afirma que “el volumen de un gas a temperatura constante es
inversamente proporcional a la presión que ejerce”. Es decir: que si el volumen del contenedor aumenta, la presión en su interior disminuye y, viceversa, si el volumen del contenedor disminuye, la presión en su interior aumenta. ¿Por qué ocurre esto?
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar a las
paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia de choques del gas contra las paredes. Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor y por tanto se producen más choques en cada unidad de tiempo; aumentando así la presión.
Esta ley permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se intercambian gases
entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. El aire entra en los pulmones porque la presión interna de estos es inferior a la atmosférica y por lo tanto existe un gradiente de presión. Inversamente, el aire es expulsado de los pulmones cuando estos ejercen sobre el aire contenido una presión superior a la atmosférica. Matemáticamente se expresa: En forma lineal, la ecuación se expresa así: Donde: V1 = volumen Inicial V2 = volumen Final P1 = Presión Inicial P2 = Presión Final
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28
Ejemplo: Si el volumen del aire de una habitación a 10 ºC es de 900 l, ¿cuánto aire tendrá la habitación si
se calienta hasta 30ºC? Datos: Fórmula: Despeje: T1 = 10 ºC = K= 10+273 = 283K V1 = 900 l V2 = ? T2 = 30 ºC = K = 30+273 = 303K
Solución:
3º LEY DE GAY-LUSSAC
En 1802, Joseph Gay-Lussac publicó los resultados de sus experimentos que, ahora conocemos como Ley de Gay-Lussac. Esta ley establece, que “a volumen constante, la presión de una masa fija de un gas dado es directamente proporcional a la temperatura absoluta”.
Es decir: que si aumentamos la temperatura, aumentará la presión. Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión. ¿Por qué ocurre esto? Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar. En forma lineal, la ecuación se expresa así: Donde: T1 = Temperatura Inicial T2 = Temperatura Final P1 = Presión Inicial P2 = Presión Final
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30
Observemos que: En forma lineal, la ecuación nos queda:
Su enunciado dice: “los volúmenes ocupados por una masa gaseosa, son inversamente
proporcional a las presiones y directamente proporcional a las temperaturas absolutas que soportan” Ejemplo:
¿Qué volumen ocupará una masa de gas a 150°C y 200 mm Hg, sabiendo que a 50°C y 1 atmósfera ocupa un volumen de 6 litros? Condiciones iniciales: Fórmula V1 = 6 litros P1 = 1 atm = 760 mmHg T1 = 50 ºC = K= 50+273 = 323 K Condiciones finales: Despeje: V2 = ? P2 = 200 mmHg T2 = 150ºC =K 150+273 = 423 K Remplazando:
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31
LEY DE DALTON
La ley de Dalton establece que “en una mezcla de gases cada gas ejerce su presión como si los restantes gases no estuvieran presentes”. La presión específica de un determinado gas en una mezcla se llama presión parcial, p. La presión total de la mezcla se calcula simplemente sumando las presiones parciales de todos los gases que la componen. Donde: Pt(total) = Presión total P1(gas1) = Presión del gas 1 P2(gas2)= Presión del gas 2 P3(gas3) = Presión del gas 3 Ejemplo:
Dos recipientes de un litro se conectan por medio de una válvula cerrada. Un recipiente contiene nitrógeno a una presión de 400 mmHg y el segundo contiene oxígeno a una presión de 800 mm Hg. Ambos gases están a la misma temperatura. ¿Qué sucede cuando se habré la válvula?
Suponiendo que no hay cambio de la temperatura del sistema cuando los gases se difunden y se
mezclan uno con otro y que los gases no reaccionan, entonces la presión final total será igual a la suma de las presiones parciales de los dos gases: Pt = P[N2] + P[O2] Pt = 400 mmHg + 800 mmHg Pt = 1200 mmHg
Para calcular la presión parcial de un gas, conocida la presión total de la mezcla se hace lo
siguiente: como cada presión parcial depende del número de moléculas de cada gas y éstas poseen una
determinada masa, calculamos primero los moles que representan dicha masa y a partir de los moles de
cada uno de los gases que forman las mezcla determinamos la fracción molar para cada gas. Luego
aplicamos la siguiente fórmula:
Donde: PP = Presión Parcial de un gas PT = Presión total de la mezcla de gases. X = Fracción molar de un gas. Ejemplo:
Una mezcla gaseosa que contiene 20g de Nitrógeno (N2) y 12g de Oxígeno (O2), se encuentra a
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32
una temperatura de 18 ºC y a una presión de 800 mmHg. Calcule la presión parcial de cada gas. Datos: PT=800 mmHg gN2 = 20g gO2 = 12g XN2 = ? XO2 = ? MN2 = 28g MO2 = 32g 1. Debemos calcular por separado los moles de cada uno de los gases así:
2. Ahora calculamos la fracción molar para cada gas:
3. Aplicamos la ecuación general y obtenemos:
ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES
En las leyes de los gases, Boyle, Charles y Gay-Lussac, la masa del gas es fija y una de las tres
variables, la temperatura, presión o el volumen, también es constante. Si se combinan adecuadamente las leyes de Boyle y Charles con el principio de Avogadro, se llega a una expresión que relaciona simultáneamente el volumen de determinada cantidad de un gas con la presión y la temperatura del mismo. Esta ecuación recibe el nombre de ecuación de estado o ley de los gases ideales Utilizando una nueva ecuación, no solo podemos variar la masa, sino también la temperatura, la presión y el volumen. Dicha ecuación es:
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mmHgmmHgXPPO t 2,275344,0*800*2
33
Donde: P = presión V = Volumen n = numero de moles R = Constante de gases T = Temperatura
R se conoce como la constante universal de los gases ideales y su valor depende de las unidades
en que se expresen las diversas cantidades. Por convención, el volumen de un gas se expresa en litros, el valor de n en moles, la temperatura en K y la presión en atmósferas.
El valor de la constante R, para un mol de cualquier gas a condiciones normales se determina a
partir de la ecuación anterior así: Si definimos que:
Donde: m = gramos de la muestra M = Peso o Masa molecular del gas Y sustituimos a n en la formula nos queda: Ahora si despejamos a M:
Y si sabemos que: Sustituyendo:
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34
Despejamos a d y obtenemos la fórmula para determinar la densidad en los gases: Ejemplo:
Calcular la presión ejercida por 0,35 moles de cloro, que se encuentran en un recipiente de 1,5 litros medidos a 27°C.
Datos: Fórmula: Despeje: P = ? n = 0,35 moles V = 1,5 litros T = 27ºC = K = 27 + 273 = 300K Solución:
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REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS
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