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LAS SUSTANCIAS Y SU IDENTIFICACIÓN

PRESENTACIÓN

1

PRESENTACIÓN

Esta unidad se supone adquirido en cursos anteriores el conocimiento de la estructura de la materia.

Es importante que el alumno asuma el rigor que debe sustentar el trabajo científico y para ello se propone seguir los pasos que permitieron establecer la teoría atómica de Dalton. Usando las leyes ponderales y volumétricas se concluye con la primera teoría deducida sobre la existencia del átomo.

Se ofrece un recordatorio detallado sobre los cálculos de cantidad de materia, expresados en mol o en gramos.

Sobre la identificación de sustancias se trabaja primero sobre las fórmulas que corresponden a cada sustancia, cómo calcularlas a partir del análisis de la masa aislada de cada elemento. Se introduce al alumno en las diferentes técnicas que se usan en laboratorios para identificar las sustancias (espectroscopía y espectrometría).

Leyes fundamentales de la química

Identificación de sustancias

Teoría atómica

La fórmula como identificativo

Técnica de análisis

Leyes ponderales:

– Lavoisier.

– Proust.

– Dalton.

¿Qué es espectro?

¿Qué es isótopo?

– Masa molecular relativa.

– Mol.

– Composición centesimal.

Espectroscopia:

– Absorción atómica.

– Absorción infrarroja.

Espectrometría:

– Masa isótopos.

– Masa iones.

Leyes volumétricas:

– Gay‑Lussac.

– Hipótesis de Avogadro.

ESQUEMA DE LA UNIDAD

33DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bto. Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.

LEYES PONDERALES

PROBLEMAS RESUELTOS

1

El hierro y el oxígeno forman un compuesto. Se realizan una serie de experiencias en las que se combinan determinadas cantidades de los dos elementos; en cada caso se mide la cantidad de óxido que se forma y las cantidades de hierro y oxígeno que sobran. Completa los huecos que faltan en la tabla siguiente:

ExperienciaHierro

(g)Oxígeno

(g)Óxido de hierro

(g)Hierro que sobra (g)

Oxígeno que sobra (g)

A 5,58 7,98 0 2,64

B 7,44 3,2 0 0

C 12 2,24 0

D 8,5 1,42 6,1

La información que obtenemos de cada experiencia es:

• En la experiencia B se indican las cantidades de oxígeno y hierro que se combinan sin que sobre de ninguno de los elementos. Estas cantidades indican la proporción en que se combinan el oxígeno y el hierro. De acuerdo con la ley de conservación de la masa, la cantidad de óxido de hierro que se forma es la suma de las cantidades de los elementos que se combinan:

7,44 + 3,2 = 10,64 g

• En la experiencia A se indica la cantidad de hierro que se combina, sin que sobre nada, y la cantidad de óxido de hierro que se forma. Por diferencia entre estas dos cantidades calculamos la cantidad de oxígeno que se combina.

7,98 g de óxido - 5,58 g hierro = 2,4 g de oxígeno se combinó

Como nos dice que sobran 2,64 g de oxígeno, la cantidad que había inicialmente será la que se combinó más la que sobró:

2,4 g de oxígeno se combina + 2,64 g de oxígeno sobra = 5,04 g oxígeno había inicialmente

• En la experiencia C la cantidad de hierro inicial y la que sobra nos permite conocer la cantidad de hierro que se combina: 12 g de hierro inicial - 2,24 g hierro sobra = 9,76 g de hierro se combinan

Utilizando las proporciones que deducimos de la experiencia B podremos calcular la cantidad de oxigeno que reacciona y de óxido que se obtiene.

? ,9,76 de7,4 de

10,64 óxido hierrodeg13 96g hierro

g hierro

g deóxido hierro=

Como no sobra nada de oxígeno, la cantidad de este elemento que reacciona es la que había inicialmente:

13,96 g óxido de hierro - 9,76 g hierro = 4,2 g de oxígeno

• En la experiencia D sabemos la cantidad de oxígeno que había inicialmente y la que sobra; por diferencia, podremos calcular la que reaccionó:

8,5 g de oxígeno inicial - 6,1 g óxígeno sobra = 2,4 g de oxígeno se combinan

Utilizando las proporciones que deducimos de la experiencia B podremos calcular la cantidad e hierro que reacciona y de óxido que se obtiene.

? ,2,4 de7,44 de

10,64 óxido hierrodeg3 43g oxígeno

g oxígeno

g deóxido hierro=

7,98 g óxido de hierro - 2,4 g oxígeno se combinan = 1,03 g de hierro se combinan

La cantidad de hierro que se combina sumada a la que sobra nos dirá la cantidad de hierro que había inicialmente:

1,03 g de hierro se combinan + 1,42 g hierro sobra = 2,45 g de hierro inicial

PROBLEMA RESUELTO 1

34 DÍA A DÍA EN EL AULA FÍSICA Y QUÍMICA 1.° Bto. Material fotocopiable © Santillana Educación, S. L.

LEYES PONDERALES

PROBLEMAS RESUELTOS

1

ACTIVIDADES

1 El hierro y el oxígeno pueden formar dos óxidos diferentes. Se analizó la composición de una serie de experiencias y se encontraron los siguientes resultados:

MuestraOxígeno

(g)Hierro

(g)

A 3,2 7,44

B 1,6 5,58

C 3,2 3,2

D 0,8 2,79

Entre las muestras anteriores localiza:

a) Dos que se refieran al mismo compuesto.

b) Dos que se refieran a compuestos diferentes que cumplan la ley de las proporciones múltiples.

e) Una muestra cuyo análisis revela un compuesto imposible.

d) Si la fórmula de uno de los óxidos es FeO, ¿Cuál es la del otro?

Sol.: a) B y D; b) A y B, A y D; c) C; d) Fe203

2 Cuando el nitrógeno reacciona con el oxígeno forma una serie de óxidos, uno de los cuales está relacionado

con la formación de lluvia ácida. Experiencias realizadas en el laboratorio determinan que cuando se hacen reaccionar 4 L de gas nitrógeno con 8 L de gas oxígeno, se forman 8 L de ese gas, estando todos los gases en idénticas condiciones de presión y temperatura. Sabiendo que el oxígeno y el nitrógeno forman moléculas diatómicas, justifica la molécula del gas que se forma.

Sol.: NO2

3 En una experiencia de laboratorio se pusieron en condiciones de reaccionar 8 L de gas nitrógeno y 8 L de gas oxígeno. Determina la cantidad del óxido de nitrógeno del que se hablaba en el ejercicio anterior se podrá obtener si todos los gases se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Sol.: N2: sobran 4 L, O2: se consume todo; NO2: se forman 4 L

4 El cloro y el cobre forman dos compuestos, el CuCI y el CuCI2. Analizada una muestra de CuCl se han encontrado 5 g de cobre y 2,8 g de cloro. Si la muestra fuese de CuCI2 y tuviese 10 g de cobre. ¿Cuál sería la masa de cloro?

Sol.: 11,2 g

Resumen

ExperienciaHierro

(g)Oxígeno

(g)Óxido de hierro

(g)Hierro que sobra (g)

Oxígeno que sobra (g)

A 5,58 5,04 7,98 0 2,64

B 7,44 3,2 10,64 0 0

C 12 4,2 13,96 2,24 0

D 2,45 8,5 3,43 1,42 6,1


LA TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA

PROBLEMAS RESUELTOS

1

ACTIVIDADES

1 Una de las características a tener en cuenta en un abono es su riqueza en nitrógeno. Determina si es más rico el nitrato de potasio, KNO3, o el cloruro de amonio, NH4CI.

Sol.: riqueza del KN03, 13,85 %; riqueza del NH4Cl: 26,77 %

2 En una bombona tenemos 10 g de gas oxígeno, O2. Calcula cuántas moléculas y cuántos átomos de oxígeno tenemos. ¿Y si el gas fuese Argón?

Sol.: moléculas O2: 1,88 ? 1023; átomos O: 3,76 ? 1023; átomos de Ar: 1,51 ? 1023

3 Cuando el hierro se combina con oxígeno forma dos óxidos, de fórmula Fe2O3 y FeO. Calcula el porcentaje en hierro de cada uno de ellos.

Sol.: 69,92 % de Fe en Fe203; 77,72 % de Fe en FeO

4 Para hacer una preparación necesitamos 1,23 g de nitrógeno que los vamos a obtener del nitrato de calcio, Ca(NO3)2. ¿Cuántos gramos de ese compuesto debemos utilizar?

Sol.: 5,1 g

El sulfato de amonio (NH4)2SO4, es una sustancia que se utiliza como abono. Para abonar un terreno se han sintetizado 2 kg de esta sustancia. Calcula:

a) Los moles de oxígeno que se han utilizado.

b) Los gramos de azufre que se añaden al terreno.

c) Los átomos de hidrógeno que contienen.

d) La masa de abono que deberíamos utilizar si queremos añadir al terreno un billón de billones (1024) átomos de nitrógeno.

e) La composición centesimal del sulfato de amonio

Datos: M(N) = 14,01 g/mol; M(H) = 1,008 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; M(S) = 32,06 g/mol

Inicialmente tenemos que determinar la masa molar del sulfato de amonio, La estequiometría del compuesto nos permitirá establecer el resto de las relaciones. También tenemos que conocer que en 1 mol hay 6,022 ? 1023 partículas.

M((NH4)2SO4) = (14,01 +1,008 ? 4) ? 2 + 32,06 + 16,00 ? 4 = 132,1 g/mol

2 ? 103 g de (NH4)2SO4 ? , gmol

132 11

= 15,14 mol (NH4)2SO4

a) ? ,15,14 de1 de

molmol O60 5mol (NH ) SO

mol (NH ) SO

4 Ode2

24 4

4 4

=

b) ?,

,15,14 de1 de

g Sg S

32 06484 2mol (NH ) SO

mol (NH ) SO

dede2

24 4

4 4

=

c) ? ??

?,

,15,14 de1 de

8

1

átomosátomos H

6 022 107 3 10mol (NH ) SO

mol (NH ) SO

mol H

molde2

2

2325

4 44 4

=

d) ??

? ?,

,,

1

1

1 de

1 de

1 dede10

6 022 10

132 127 4átomos de H

átomos de H

mol de H

mol de H

mol (NH ) SO

mol (NH ) SO

g (NH ) SOg (NH ) SO24

23 24

2

2

22

4 4

4 4

4 44 4=

e) Se trata ele determinar los gramos de cada elemento que hay cada 100 g de compuesto:

??

??

??

?

,,

, %,

,, %

,,

, %,

,, %

132 12 14 01

100 21 2132 1

8 1 008100 6 1

132 132 06

100 24 3132 1

4 16 06100 48 4

g de (NH ) SOg de N

de Ng de (NH ) SO

g de Hde H

g de (NH ) SOg de S

de Sg de (NH ) SO

g de Ode O

4 2 4 4 2 4

4 2 4 4 2 4

= =

= =

PROBLEMA RESUELTO 2


FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS

PROBLEMAS RESUELTOS

1

ACTIVIDADES

1 El nitrato de cadmio cristaliza en forma de hidrato. Cuando se calientan 3 g de la sal hidratada a 110 °C hasta peso constante se obtiene un residuo de 2,36 g. Determina la fórmula del hidrato.

Sol.: Cd(NO3)2 ? 4H2O

2 Un óxido de cromo tiene un 68 % de cromo. Determina su fórmula.

Sol.: Cr2O3

El potasio forma una oxisal con cloro y oxígeno. Al calentar 5 g de la oxisal se desprende oxígeno dejando un residuo de 3 g de otra sal de cloro y potasio. Se disuelve en agua esta segunda sal y se le añade nitrato de plata, AgNO3, en exceso obteniéndose 5,77 g un sólido que resulta ser AgCI. Determina la fórmula química de las dos sales que forma el potasio.

Nota: el potasio no forma compuesto insoluble con el ion nitrato.

Datos: Las masas atómicas relativas se encuentran en la tabla periódica.

Siguiendo la serie de las reacciones podremos determinar la cantidad de K, O y CI que hay en cada una de las dos sales de potasio.

De esta reacción deducimos que en la muestra de la oxisal hay 2 g de O.

Si determinamos la cantidad de CI que hay en el AgCI que se formó, podremos conocer la cantidad de CI que había en la sal KwClp y en KxClyOz. Por diferencia, podremos conocer la cantidad de K que hay en cada una de esas sales.

MAgCl = 107,9 + 35,45= 143,4 g/mol

?,,

,,5 77

143 4

35 451 43g Ag Cl

g Ag Cl

g Clg Cl=

3 g de KwClp - 1,43 g Cl = 1,57 g de K

Conocida la proporción en masa en que se combinan los elementos en cada uno de los compuestos, obtendremos la proporción en moles para llegar a determinar su fórmula.

La fórmula de la oxisal será del tipo: KxClyOz.

? ?

?

,,

, ; ,,

, ;

,

1 1

1

x y

z

1 5739 1

0 04 1 4335 45

0 04

216

0 125

g de Kg de K

mol de Kmol de K g de Cl

g de Cl

mol de Clmol de Cl

g de Og de O

mol de Omol de O

= = = =

= =

La fórmula del compuesto es del tipo: K0,04CI0,04O0,125.

Los subíndices deben ser números enteros sencillos que mantengan esta proporción. Para encontrarlos dividimos ambos números por el más pequeño:

K K Cl O KClOCl O,,

,,

,,,

0 040 04

0 040 04

0 041 3 10 125 1 3& &

La fórmula de la otra sal es del tipo: KwClp

? ?, , ; , ,1

mol de K1

w p1 57 0 04 1 435 45

0 04g de K39,1 g de K

mol de Kg de Cl

3 , g de Cl

mol de Clmol de Cl= = = =

la fórmula del compuesto es del tipo, K0,04Cl0,04 & KCl.

KxClyOz " O2 + KwClp

5 g 3 g

KxClyOz KwClp

5 g 3 g

1,57 g K 1,43 g Cl 2 g O 1,57 g K 1,43 g Cl

PROBLEMA RESUELTO 3


LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

MÁS PROBLEMAS

1Nombre:

Curso:

Fecha:

PROBLEMAS PROPUESTOS

1 Existen tres óxidos de azufre en los que los porcentajes de azufre son 66,67 %, 57,14 % y 40 %, respectivamente. Comprueba si se cumple la ley de las proporciones múltiples.

2 La formación de 2 L de vapor de agua exige la participación de 2 L de hidrógeno y 1 L de oxígeno (todos los gases en las mismas condiciones de presión y temperatura). Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.

a) De las proporciones anteriores se deduce que en este caso no se cumple la ley de conservación de la masa de Lavoisier.

b) De las proporciones anteriores se deduce que se cumple la ley de los volúmenes de combinación de Gay‑Lussac.

c) De las proporciones anteriores se deduce que en una reacción química el número de moléculas puede variar.

d) En los 2 L de vapor de agua hay el mismo número de moléculas que en los 2 litros iniciales de hidrógeno.

FICHA 1

Tenemos dos muestras de compuestos diferentes formados por los mismos elementos.

Un análisis del primero revela que nuestra muestra contiene 95,85 gramos de cloro y 129,6 gramos de oxígeno. El análisis de la segunda muestra da como resultado 127,8 gramos de cloro y 57,6 gramos de oxígeno.

Comprueba que se cumple la ley de las proporciones múltiples (o de Dalton).

En el primer compuesto por cada gramo de oxígeno hay x gramos de cloro:

,,

,dede

dede

g Og Cl

g Og Cl

g Og Cl

dedex

x129 695 85

10 74&= =

En el segundo compuesto, por cada gramo de oxígeno hay y gramos de cloro:

,,

,dede

dede

g Ode

g Og Cl

g Og Cl

deg Cly

y57 6

127 81

2 22&= =

Las cantidades de cloro que reaccionan con un gramo de oxígeno en cada compuesto están en relación:

,

,

dededede

2 22

0 74

31

g Og Clg Og Cl

=

Una relación sencilla de enteros. Se cumple, por tanto, la ley de proporciones múltiples (o de Dalton).

EJEMPLO



3 Un químico ha obtenido en su laboratorio un compuesto y al analizar su composición ha comprobado que contiene 45,77 g de cinc y 22,45 g de azufre. Otro químico ha obtenido el mismo compuesto mediante un procedimiento diferente, y en su caso el compuesto está formado por 71,92 g de cinc y 35,28 g de azufre. Comprueba si se cumple la ley de las proporciones definidas.

4 El dióxido de cloro, ClO2, es un gas que se utiliza en la industria del papel como agente blanqueante; tiene también una acción germicida, por lo que se emplea en la potabilización del agua. Se puede obtener en el laboratorio haciendo reaccionar los gases cloro y oxígeno. (La formulación de este compuesto es una excepción a las normas IUPAC).

En la tabla siguiente se muestran los datos correspondientes a algunas experiencias de su fabricación en el laboratorio. Completa los datos que faltan teniendo en cuenta que en todos los casos, tanto los gases que reaccionan como los que se obtienen se encuentran en las mismas condiciones de presión y temperatura.

Experiencia cloro (L) oxígeno (L)dióxido

de cloro (L)cloro

que sobra (L)oxígeno

que sobra (L)

A 3 6 6 0 0

B 5 0 0

C 3 3

D 3 2 1

LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA

MÁS PROBLEMAS

1Nombre:

Curso:

Fecha:

FICHA 2


MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA

MÁS PROBLEMAS

1Nombre:

Curso:

Fecha:


5 Considera un cubo vaso de agua lleno hasta el borde. Si suponemos que el volumen es de 300 cm3, calcula:

a) El número de moléculas de agua que hay en el vaso.

b) El número de átomos de hidrógeno y de oxígeno que hay en el vaso.

Datos: M (H) = 1,008 g/mol; M (O) = 16,00 g/mol; dH O2 = 1 g/cm3.

6 Calcula, en gramos, la masa de una molécula de ácido sulfúrico.

Datos: M (H) = 1,008 g/mol; M (O) = 16,00 g/mol; M (S) = 32,06 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.

El dióxido de nitrógeno es un gas tóxico que se produce en combustiones a temperaturas elevadas como las que tienen lugar en los motores de los coches. Debido a los problemas pulmonares que produce, la Unión Europea establece un máximo de 40 microgramos por metro cúbico en el aire. Calcula el número de moléculas de dióxido de nitrógeno que habrá en el aire por metro cúbico cuando se alcance dicho máximo.

La masa molecular del dióxido de nitrógeno es:

M(NO2) = 14,01 + 16,00 ? 2 = 46,01 u

Un mol de dióxido de nitrógeno tiene una masa de 46,01 g. Como en el máximo de contaminación permitida hay 40 mg/m3, hay:

,

?, ?

mol

mmmol

de

de

46 01

40 108 69 10

g NO

g NO63

73

2

2

=

-

-

Cada mol tiene el número de Avogadro de moléculas, NA = 6,022 · 1023. Por tanto el número de moléculas de dióxido de nitrógeno por metro cúbico que hay en el aire es:

? ? ?m

?, , ,8 69 10 6 022 10 5 23 0mol

mol

moléculasm

moléculas73

23 173

=-

EJEMPLO

FICHA 3


MEDIDA DE LA CANTIDAD DE SUSTANCIA ‑ FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS

MÁS PROBLEMAS

1Nombre:

Curso:

Fecha:


7 Ordena de mayor a menor masa las siguientes cantidades:

a) 50 mol de ácido nítrico.

b) 1026 moléculas de dióxido de carbono.

c) 1027 átomos de helio.

d) 5 kg de hierro.

Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(He) = 4,003 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(N) = 14,01 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; M(Fe) = 55,85 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.

8 La fórmula molecular de la cafeína es C8H10N4O2. Calcula

a) La masa molecular de la cafeína.

b) La masa de un mol de cafeína.

c) El número de moléculas de cafeína que hay en 100 g de esta sustancia.

d) Los átomos de hidrógeno que hay en 100 g de cafeína.

Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(N) = 14,01 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.

FICHA 4


FÓRMULA DE LAS SUSTANCIAS

MÁS PROBLEMAS

1Nombre:

Curso:

Fecha:


9 La glicerina se utiliza en la industria de los cosméticos y también en la farmacéutica. Tenemos una muestra de glicerina que contiene 576 g de carbono, 128 mol de átomos de hidrógeno y 2,89 ? 1025 átomos de oxígeno. Sabiendo que un mol de glicerina tiene una masa de 92,06 g, calcula su fórmula molecular.

Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol; NA = 6,022 ? 1023 partículas/mol.

El análisis de un compuesto ha ofrecido los siguientes resultados: 168 gramos de carbono, 28,2 g de hidrógeno y 224 g de oxígeno. Sabiendo que su masa molecular es de 60,032 unidades de masa atómica, calcula su fórmula empírica y molecular.

Datos: M(H) = 1,008 g/mol; M(C) = 12,00 g/mol; M(O) = 16,00 g/mol.

Sabemos que la masa de un mol de átomos de carbono es 12,00 g, la de un mol de átomos de hidrógeno es 1,008 g y la de un mol de átomos de oxígeno es de 16,00 g. Así que en el análisis de ese compuesto se tiene:

,mol

de dede

demol átomos C

12 00

16814

g C

g C=

,

,,

mol

de dede

deámol tomos H

1 008

28 227 98

g H

g H=

,mol

de dede

deámol tomos O

16 00

22414

g O

g O=

En la fórmula los átomos están en la proporción 14 : 28 : 14. Simplificando: 1 : 2 : 1. Y la fórmula empírica es CH2O.

Para continuar hasta encontrar la fórmula molecular necesitamos la masa molecular del compuesto:

M(CnH2nOn) = 12,00 ? n + 1,008 ? 2n + 16,00 ? n = 30,016 n = 60,03 u & ,,

n30 01660 032

2= =

Luego la fórmula molecular del compuesto es C2H4O2.

EJEMPLO

FICHA 5


LEYES PONDERALES ‑ MEDIDAS DE CANTIDAD ‑ FÓRMULAS

MÁS PROBLEMAS

1Nombre:

Curso:

Fecha:


10 En un determinado óxido de azufre el porcentaje de azufre corresponde al 40% de la masa total del óxido. Calcula su fórmula empírica.

Datos: M(O) = 16,00 g/mol; M(S) = 32,06 g/mol.

11 Al calentar una masa de 3,971 g de cobre se observa que reacciona exactamente con 1,000 g de oxígeno. Al cambiar las condiciones experimentales, 1,000 g de oxígeno reacciona totalmente en este caso con 7,942 g de cobre.

a) ¿Qué cantidad de óxido de cobre se formará en cada ensayo?

b) ¿Se cumple la ley de proporciones múltiples?

c) Calcula la composición centesimal en cada caso.

d) Escribe la fórmula empírica de cada uno de los óxidos.

Datos: M(O) = 16,00 g/mol; M(Cu) = 63,55 g/mol.

FICHA 6


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