TEMA:

LA MATERIA Y LA TEORÍA

ATOMICO-MOLECULAR.

CUESTIONES.

1. Indica la diferencia que existe entre mezcla y sustancia pura.

La mezcla es un sistema material constituido por diferentes componentes que pueden

separarse por procedimientos físicos. Las sustancias puras están constituidas por un solo tipo

de sustancia.

2. Define el concepto de "elemento químico"

Se trata de una sustancia pura simple, que no puede ser descompuesta el sustancias más sencilla ni

aun utilizando procedimientos químicos.

3. Indica si es cierta o falsa la siguiente afirmación: todas las disoluciones son sistemas homogéneos,

pero no todos los sistemas homogéneos son disoluciones.

Cierto. En las disoluciones, los diferentes componentes no pueden diferenciarse ni a simple vista ni

mediante instrumentos ópticos sencillos. Por tanto, en apariencia tan sólo se observa un color.

Sin embargo, las sustancias simples también tienen, en su mayoría, aspecto homogéneo.

4. De las siguientes transformaciones, indica cuáles son físicas y cuáles químicas:

a) Combustión de una cerilla.

b) Fermentación del mosto.

c) Evaporación del agua.

d) Disolución de una sal en agua.

a) Combustión de una cerilla: química

b) Fermentación del mosto: química

c) Evaporación del agua: física

d) Disolución de una sal en agua: física

5. a) Explica la diferencia entre compuesto químico, disolución y mezcla heterogénea.

b) ¿Se pueden distinguir, a simple vista o con un microscopio óptico, los componentes de una

mezcla? ¿Y los de una disolución? RAZONA su respuesta.

a) Un compuesto químico es una sustancia pura que puede descomponerse en sustancias más

simples a través de procedimientos químicos. Desde un punto de vista atómico, un

compuesto está formado por átomos de distintos elementos.

Una disolución es una mezcla homogénea, cuyos componentes pueden separarse por

químicos. Estos componentes no pueden diferenciarse ni a simple vista ni por instrumentos

ópticos sencillos.

La mezcla heterogénea está formada por componentes que pueden distinguirse a simple

vista o por instrumentos ópticos sencillos. Los componentes se pueden separar por métodos

físicos.

b) Si la mezcla es heterogénea sí; si se trata de una disolución, no se podrá.

6. Si diferentes muestras de la misma sustancia presentan distintas propiedades en las mismas

condiciones, la sustancia:

a) Puede estar formada por dos elementos.

b) No tiene una composición uniforme.

c) Es un compuesto.

d) No es una sustancia estable.

Si distintas muestras de una misma sustancia tienen propiedades diferentes, la sustancia será

una mezcla heterogénea. Por lo tanto, las opciones A) y B) serán válidas. La opción C) no lo

será, puesto que un compuesto es una sustancia pura, por lo que las propiedades de diferentes

muestras deberían ser las mismas. En cuanto a D), no tiene nada que ver

7. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones NO se puede aplicar a un elemento?

a) No puede ser descompuesto.

b) Es homogéneo.

c) Su composición es variable.

d) Puede existir en tres estados: sólido, líquido y gas.

A) Desde luego que no puede. En la definición de elemento queda claro que este no puede ser

descompuesto en sustancias más simples ni por procedimientos físicos ni químicos

B) Si, verdadero

C) Falso. La composición de un elemento es siempre la misma

D) Verdadero. El estado de agregación puede ser cualquiera

8. Una sustancia A se separa por métodos físicos en otras dos sustancias, B y C, diferentes.

Posteriormente, B se descompone en otras dos sustancias, D y E, por métodos químicos. Teniendo

en cuenta que C, D y E no se pueden descomponer en otras sustancias, clasifica las cinco sustancias

puras según sean mezclas, sustancias puras, compuestos o elementos. JUSTIFICA el razonamiento

que sigue.

A será una mezcla; no podemos decir de qué tipo.

B es un compuesto, puesto que de él se obtienen dos sustancias más simples por procedimientos

químicos.

C, D, E son elementos químicos, al no descomponerse por ningún tipo de procedimiento.

9. Colocar una X en las casillas donde corresponda:

Mat

eria

Hete

rogé

nea

Hom

ogén

ea

Sust

anci

a pu

ra

Com

pues

to

Elem

ento

Azúcar (glucosa)

Agua de mar

Aire

Vapor de agua

Gasolina

Diamante

Hielo seco

10. ¿Cuál de las siguientes sustancias: A, B o C podría ser un elemento químico:

A) Cristales sólidos que, al ser calentados, desprenden vapor de agua y un residuo sólido. NO

B) Sólido negro que puede quemarse completamente en presencia de oxígeno, para formar

un solo producto. SI

C) Líquido incoloro, que arde en presencia de oxígeno, para formar dióxido de carbono y

agua. NO

11. Un litro de nitrógeno reacciona con 3 litros de hidrógeno para dar 2 litros de amoniaco. Asimismo,

un litro de hidrógeno reacciona con otro litro de cloro para dar 2 litros de cloruro de hidrógeno.

¿Contradice alguna de estas dos reacciones la ley de conservación de Lavoisier?

La ley de Lavoisier habla de CONSTANCIA DE MASAS, durante una reacción química, y claro, no es

lo mismo que CONSTANCIA DE VOLUMENES, condición que no se cumple necesariamente

12. Cada uno de los siguientes hechos, conocidos por la ciencia contemporánea, pone en entredicho

algún punto de la teoría de Dalton. Indica cuales:

a) Cada elemento suele tener uno o varios isótopos.

b) El átomo está formado esencialmente por protones, neutrones y electrones.

c) La fórmula del colesterol es C27H46O

a) Según Dalton, todos los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y resto de

propiedades. Los isótopos son átomos de un mismo elemento (tienen igual Z), aunque

posean diferente número de neutrones.

b) El primer postulado de la teoría de Dalton indica que el átomo es indivisible e indestructible.

Vemos que no es lo primero.

c) Según Dalton, los átomos se agruparían en lo que llamó ATOMOS COMPUESTOS, en los que

la relación entre los átomos de los elementos sería lo más simple posible (por ejemplo, CHO).

Desde luego, el colesterol no cumple con esto.

13. Enuncia la Ley de volúmenes de combinación de Gay-Lussac.

En iguales condiciones de presión y temperatura, y en reacciones en las que todos los participantes

se hallan en estado gaseoso los volúmenes de estos se encuentran en una relación de números sencillos.

14. Decir si es verdadero o falso el enunciado que sigue: "Aunque el plomo reacciona con el azufre en

relación de 10/1'547, la relación en volumen, en condiciones ordinarias, será de números enteros

sencillos como 1/1; 1/2, etc , según la Ley de Gay-Lussac".

La cuestión es que la relación 10/1´547 es una relación en masa (207/32), en tanto que la segunda, en el

caso en el que todos los participantes se hallen en estado gaseoso, es una relación de volúmenes.

15. Sabemos que 1 L de H2 reacciona con 0'5 L de O2 para formar 1 L de vapor de agua. Si disponemos

de 3 L de hidrógeno y 7 L de oxígeno, razona cuál de las siguientes afirmaciones es correcta:

a) Los 3 L de H2 reaccionan con los 7 L de O2 para dar 10 L de vapor de agua.

b) No se producirá reacción alguna.

c) Los 3 L de H2 reaccionarán con 1 L de O2 para dar 4 L de agua más 6 L de O2 sobrante.

d) Los 3 L de H2 reaccionan con 1'5 L de oxígeno para dar 3 L de vapor de agua mas 5'5L de O2

sobrante.

JUSTIFICA tu respuesta

H2 O2 H2O

1L 0´5L 1L

3L 1´5L + 5´5L = 7L 3L

a) Falso

b) Falso

c) Falso

d) Verdadero

16. Enuncia las hipótesis de Avogadro.

En iguales condiciones de P, T, volúmenes iguales de diferentes gases contienen el mismo número de

partículas.

PROBLEMAS

17. El plomo se combina con el oxígeno para dar PbO2, si se hace reaccionar una muestra de 12'500 g

que contiene plomo y otras sustancias inertes y en la reacción se producen 11'544 g del óxido de plomo,

gastándose para ello 1'544 g de oxígeno, ¿qué porcentaje de plomo contiene la muestra, suponiendo

que reacciona todo el plomo existente en la misma?

El problema es muy simple, si tenemos claro que el producto se obtiene por la reacción entre los

reactivos (valga la expresión).

Entonces, si se forman 11 ´544 de óxido, de los cuales 1´554 son de oxígeno, el resto será plomo (10 gr)

Luego, la riqueza de la muestra, o porcentaje de plomo, será:% = . 100 = 80%18. El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro con

46 g de sodio. Calcule:

a) La cantidad necesaria de sodio para que se combine totalmente con 30 g de cloro.

Apliquemos la Ley de Proust:≡ 7146 = 30 → = 30.4671 = 19´43b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 g de sodio.≡ 7146 = 50 → = 50.4671 = 32´39

Puesto que hay 80 gramos de sodio, sobrarán 47´6 gr de Na

En cuanto a la cantidad de cloruro de sodio que se forma, será de 50 + 32´39=82´39 gr NaCl

19. Si la proporción en masa en la que se combinan carbono y oxígeno para dar monóxido de carbono

(CO) es 3:4, ¿qué cantidad de oxígeno reaccionará totalmente con 12 g de carbono? ¿Qué ocurrirá si

deseamos combinar 12 g de carbono con 17 g de oxígeno?) ≡ 34 = 12 → = 16 í) á 1 í , á sin20. El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan en la proporción 14:3 para formar amoníaco. Indique si es

cierta la siguiente afirmación: "Cuando reaccionan 28 g de nitrógeno y 6 g de hidrógeno se originan 32 g

de amoníaco". ≡ 143 = 286La ley de Proust se cumple, pero no así la Ley de Lavoisier, puesto que deberían formase 34 gr de

amoníaco

21. Completar la siguiente tabla para la reacción: hierro3 + oxígeno óxido de hierro

g (hierro) g (oxígeno) g (óxido) g (hierro sobrante) g (oxígeno sobrante)

A 223'4 96 319'4 0 0

B 111'7 48 159´7 0 0

C 37´3+25´76=63 16 37´3 25´76 0

D 18 7´73+9´26=27 0 9´26

Muestra C: ≡ 223´496 = 16 → = 37´3Sobran entonces: 63-37´3= 25´76 gr Fe

Muestra D: ≡ 223´496 = 18 → = 7´73Sobrando: 17-7´73= 9´26 gr O

22. a) Demuestre que la relación existente entre la masa de cloro y de sodio en una muestra de 10 g

de un compuesto formado por un átomo de sodio y otro átomo de cloro es la misma que en otra

muestra de 50 g del mismo compuesto anterior, sabiendo que las masas atómicas de cloro y sodio son

35'45 y 22'99 respectivamente.

a) Es evidente que si se trata del mismo compuesto, la relación de masas entre los elementos

que lo constituyen será la misma, independientemente de la masa de los compuestos.

b) Calcula el porcentaje de cada elemento en el compuesto.% : 35´4535´45 + 22´99 . 100 = 60´66%%Na: 100-60´66=39´34%

c) El hidrógeno y el oxígeno se encuentran formando agua en la relación en peso 1/8. Si se prepara

una reacción entre 0'18 g de hidrógeno y 0'18 g de oxígeno:

a) Parte de oxígeno quedará sin reaccionar.

b) Parte de hidrógeno quedará sin reaccionar.

c) Todo el hidrógeno quedará sin reaccionar.

d) Todo el hidrógeno reaccionará con todo el oxígeno.

JUSTIFICA tu respuesta.: 18 = 0´18 → = 2´25. 10 ó íSobrará hidrógeno: 0´18 − 2´25. 10 = 0´1575

d) Experimentalmente se encuentra que 1'003 g de sodio se combinan con 0'6970 g de oxígeno y se

obtiene óxido de sodio. Calcula la masa de sodio y oxígeno que se han de combinar para obtener 2'943 g

de este óxido.: 1´0030´6970Si calculamos el porcentaje en masa de cada elemento:% : 1´0031´003 + 0´6970 = 1´0031´7 . 100 = 59%%O: 41%

Las masas serán: 2´943. 59100 = 1´7362´943. 41100 = 1´207

e) Se disponen de 15 g de azufre y 37 g de hierro para formar sulfuro de hierro (II). Al mezclar ambas

cantidades y sabiendo que la proporción en la que ambos reaccionan es de 0'32 g de S por cada 0'56 g

de hierro, ¿cuántos gramos de FeS obtendremos?. ¿Cuál de los elementos está en exceso y en qué

cantidad?: 0´320´56 = 15 → = 26´25Sobrará hierro: 10´75 gr

Obtendremos: 41´25 gr de sulfuro

Sol: a) 41'25 g ; b) 10'75 g de Fe

f) Cuando se analizan dos óxidos de magnesio se obtienen los siguientes resultados: en el primer

óxido, 1'700 g de magnesio y 1'119 g de oxígeno; en el segundo óxido, 2'400 g de magnesio y 1'579 g de

oxígeno. Comprueba si se verifica o no la ley de las proporciones definidas.ó 1: : 1´7001´119 = 1´519ó 2: : 2´4001´579 = 1´520

SE CUMPLE LA LEY DE PROPORCIONES DEFINIDAS

g) Determina las fórmulas de los tres óxidos de nitrógeno siguientes, sabiendo que la composición

centesimal de cada uno es:

Compuesto % de N % de O

Óxido I 30'49 69'51

Óxido II 46'73 53'27

Óxido III 63'69 36'31

ó 1: : 30´4914 = 2´177 ÷ 1: 69´5116 = 4´344 ÷ 2 →ó 2: : 46´7314 = 3´337 ÷ 1: 53´2716 = 3´329 ÷ 1 →ó 3: : 63´6914 = 4´549 ÷ 2: 36´3116 = 2´269 ÷ 1 →

h) El azufre y el oxígeno pueden formar tres compuestos distintos según las siguientes proporciones:

32 g de azufre reaccionan con 16 g de oxígeno, pero también reaccionan por completo con 32 g y con

48 g de oxígeno. ¿Encuentra alguna regularidad en estas proporciones? ¿Serías capaz de enunciar la ley

de regularidad?

Tenemos una masa fija de azufre, que reacciona con oxígeno para dar 3 compuestos. En una tabla:

Las relaciones entre estas cantidades variables de O son:

= 1632 = 12= 1648 = 13= 3248 = 23Se cumple la Ley de Dalton de las proporciones múltiples

i) ¿Se cumple la ley de las proporciones múltiples en el siguiente caso?

Vamos a modificar la tabla, para una masa de 20 gr de A en todos dos casos:

Experimento Compuesto Masa de S Masa de O

1 1 32 g 16 g

2 2 32 g 32 g

3 3 32 g 48 g

Experimento Compuesto Masa de A Masa de B

1 1 20 g 15 g

2 2 35 g 52'5 g

3 3 50 g 112'5 g

Experimento Compuesto Masa de A Masa de B

Ahora: = 1530 = 12= 1550 = 310= 3050 = 35j) El carbono se combina con el oxígeno en dos proporciones en masa: 3:4 y 3:8. Con la primera

forma monóxido de carbono, y con la segunda, dióxido de carbono. Razone cuales de las siguientes

afirmaciones son correctas:

a) 12 g de carbono reaccionan con 48 g de oxígeno para dar monóxido de carbono.

b) 12 g de carbono reaccionan con 16 g de oxígeno para dar monóxido de carbono.

c) 12 g de carbono reaccionan con 32 g de oxígeno para dar dióxido de carbono.

d) 12 g de carbono reaccionan con 36 g de oxígeno para dar dióxido de carbono.CO: 34CO : 38a. FalsoCO: CO = 34 = 12x → x = 16 gr Ob. Verdaderoc. CO : = = → x = 32 gr Od. Falsok) Al analizar dos óxidos de cromo se comprueba que 7 g del primer óxido contienen 5'353 g de

cromo. La masa del segundo óxido es de 6 g de los que 3'120 g son de Cr. Demuestre con estos datos

que se verifica la ley de las proporciones múltiples.Ó 1 → 5´3531´647Ó 2 → 3´1202´880Extrapolaremos ambos óxidos a 5´353 gr CrÓ 2 → 3´1202´880 = 5´353 → = 4´941Luego:

1 1 20 g 15 g

2 2 20 g 30 g

3 3 20 g 50 g

Ó 1 → 7 5´3531´647Ó 2 → 6 5´3534´941 → (ó 1)(ó 2) = 1´6474´941 = 13Vemos que se cumple la ley

l) ¿Qué masa de cloro reacciona con 4'02 g de sodio, sabiendo que al final de la reacción se obtiene

cloruro de sodio? ¿En qué ley se basa la respuesta a la pregunta anterior?) : 35´4522´99 = 4´02 → = 6´198)m) Experimentalmente se encuentra que 5'58 g de hierro se combinan con 3'21 g de azufre,

obteniéndose un compuesto llamado sulfuro de hierro (II).

a) Calcule la masa de hierro necesaria para que reaccione con 1'23 g de azufre y se obtenga

este sulfuro de hierro (II).

b) ¿En qué ley fundamental se basa la respuesta a la pregunta anterior? Enúnciala.) : = → = 2´138)n) Completar la siguiente tabla para la reacción: plata + cloro cloruro de plata (Ag + Cl2AgCl2)

Reacción

A B C D

g de plata 215'7 107'9 78´99+41´01=120'0 6'3

g de cloro 71'0 35'5 26'0 2´07+3´32=5'4

g de cloruro de plata 286'7 143´4 105'0 8'37

g de cloro sobrante 0 0 41´01 0

g de plata sobrante 0 0 0 3´32

: : 215´771´0 = 107´9 → = 35´5 ( ): : 215´771´0 = 26 → = 78´99 → 120 − 78´99= 41´01: ∶ : 215´771´0 = 6´3 → = 2´07 → 5´4 − 2´07 = 3´32

o) Sobre 5'58 g de hierro en forma de limaduras, se hacen pasar, en dos experiencias distintas, 7'1 g

de cloro y 10'65 g del mismo gas, obteniéndose dos compuestos diferentes.

a) ¿Se cumple la ley de las proporciones definidas?

b) ¿Y la ley de las proporciones múltiples?) El enunciado no indica que las dos muestras corresponden al mismo compuesto.Puesto que se trata de dos compuestos diferentes, no tiene sentido hablar de la comprobaciónde la Ley de las Proporciones Definidas.

) : ´ = 0´666666 =SE CUMPLE DALTON

p) Al hacer reaccionar 28 g de nitrógeno con 48 o con 80 g de oxígeno, en diferentes condiciones

experimentales, se obtienen dos compuestos diferentes. Aplicando la ley de las proporciones múltiples,

obtener la relación entre las masas de oxígeno que reaccionan con los mencionados 28 g de nitrógeno.

NITRÓGENO OXÍGENO

ÓXIDO 1 28gr 48gr

OXIDO 2 28 gr 80 gr

“Cuando dos elementos se combinan para formar varios compuestos, las cantidades variables de

uno de ellos que se combinan con una cantidad fija del otro se encuentran en una relación de

números enteros sencillos”

En este caso, la cantidad fija son los 28 gr de nitrógeno. Entonces, las cantidades de oxígeno deben

guardar una relación de números enteros sencillos. Veamos:(ó 1)(ó 2) ≡ 4880 = 35Luego SE CUMPLE la Ley de Dalton de las proporciones múltiples

q) A) Calcula cuántos átomos de hierro hay en 0'1 mol de átomos de hierro.

B) Calcula cuál es la masa de 10 moles de agua.

C) ¿Cuántas moléculas de propano, C3H8, hay 0'88 g de ese gas?

D) Calcule el número de iones que hay en 2'50 g de fluoruro de calcio (CaF2) cristalizado.

E) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de plata?

F) Calcule cuál es la masa, expresada en femtogramos, de una molécula de glucosa (C6H12O6)

Sol: A) 6'02.1022 átomos; B) 180 g; C) 1'2.1022 moléculas; D) 5'78.1022 iones; E) 1'79.10-22 g/átomo;

F) 2'99.10-7 fg/molécula) 0´1. 6´022. 10 = 6´022. 10 á) = → = 10.18 = 180) = 44 ; = → = 0´8844 = 0´02: 0´02 . = 1´2. 10 é) ó 3 , ,= 78 ; = → = 2´5078 = 0´03 1´93.10 éº : 3. 1´93.10 = 5´79.10

) = 107´8 . 1´79. 10) = 180 . 2´99. 10 ÷ 2´99. 102. Calcula la masa en gramos de un átomo de carbono-12= 12´011 . 1´99. 103. ¿Cuántas moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4) hay en 200 g de H2SO4? ¿Y cuántos átomos de H, S

y O?

PM=98 gr/mol= → = 20098 = 2´04º é : 2´04 . = 1´23.10 éÁ : 1´23.10 . 2 = 2´46.10Á : 1´23.10 . 1 = 1´23.10Á : 1´23.10 . 4 = 4´92.104. Una muestra de glucosa (C6H12O6) tiene una masa de 18 g. Calcula:

a) La cantidad de glucosa en mol.

b) Las moléculas de glucosa.

c) La cantidad de carbono en mol.

d) Los átomos de carbono.

e) La cantidad de hidrógeno en mol.

f) Los átomos de oxígeno.) = 180 ; = → = 18180 = 0´1) º é ∶ 0´1 . 6´022. 10 = 6´022.10 é) 0´6) 0´6 = 3´61. 10 á) 1´2)5. Una gota de agua a 4º C cuyo volumen es de 0'05 cm3 ¿cuántas moléculas de agua

contiene?( ) = 1 /= → 1 = 0´05 → = 0´05: = → = 0´0518 = 2´78. 10, ú é , :2´78. 10 . 6´022.10 = 1´67.10 é

6. Calcular cuál es la masa, en gramos de una molécula de oxígeno.= 32 / é . 5´31.107. Calcular cuál es la masa de 1020 moléculas de dióxido de azufre (SO2)

PM=64 gr/mol= 106´022.10 = 1´66.10= → = 1´66.10 . 64 = 1´06.108. Una muestra de 1'35 g de un elemento metálico contiene 3'01.1022 átomos. ¿Cuál es el peso

atómico de ese elemento? 1´35 = 3´01. 106´022.10 → = 279. Un cloruro metálico de fórmula MCl2 contiene un 34'1% en masa de cloro. Sabiendo que el

peso atómico del cloro es 35'5:

a) ¿Cuál es el peso atómico del metal?

b) ¿Cuántos moles de átomos de cloro hay en 100 g del cloruro metálico?

Sol: a) 137'2 u; b) 0'96 moles) 34´1% ; ( ) = 35´565´9% ( ) =PA(metal)?34´1 = 35´5.2(35´5.2 + . 1) . 100 → 34´1 = 710071 + → 71 + = 710034´1 → 71 + = 208´2 →= 137´2 /) ( ) = 137´2 + (35´5.2) = 208´2 /

Luego;= 100208´2 = 0´480Puesto que cada molécula tiene dos átomos de cloro, el número de moles de átomos de cloro será el

doble:

0´961 mol átomos cloro

10. Cuál de las siguientes cantidades de sustancia tiene mayor número de moléculas: 2 g de agua, 5 g

de helio y 10 L de cloro en C.N.2 : = 218 = 0´115 : = 54 = 1´2510 ( ) . : = 1022´4 = 0´45

11. ¿Cuántos moles hay en 3'4 g de amoniaco (NH3)? ¿Y en 3'4 g de nitrógeno?3´4 : = → = 3´417 = 0´23´4 : = → = 3´428 = 0´12

12. Determinar los gramos que hay: a) en 0'5 moles de NH3; b) en 8 litros de NH3) = 17 = → = 0´5 . 17 =)8´5) = 17 = 822´4 = 0´357 → = ; 0´357 = 17 → = 6´07

13. ¿Cuántas moléculas hay en 0'002 g de oxígeno?= 0´00232 = 6´25.106´25.10 6´022.10 = 3´76.10 é14. Indicar dónde hay más moléculas: a) en 0'2 g de hidrógeno; b) en 0'002 mol de oxígeno; c) en 5'6 L

de O2 en C.N.) = 0´22 = 0´1) = 0´02) = 5´622´4 = 0´25Luego: c>a>b

15. a) ¿Cuántas naranjas hay en 1 mol de naranjas? ¿Cuántas judías hay en 0'05 moles de judías?

¿Cuántas lentejas hay en 10 moles de lentejas?

c) Admitamos que la masa de 1 judía equivale a la de 12 lentejas y que la masa de 1 naranja a la

de 200 lentejas. Si la masa de 1 mol de lentejas fuese ML, ¿cuál sería la masa de 1 mol de

judías? ¿Y la de 1 mol de naranjas?

a) 1 mol naranjas= 6´0221023 naranjas

b) Judías en 0´5 mol: 3´011.1023 judías

c) Lentejas en 10 mol: 6´022.1024 lentejas

d) 1 judía ≡ 12 lentejas

1 naranja ≡ 200 lentejas

Si 1 mol lentejas =ML

1mol judías = 12 ML

1 mol naranjas = 200 ML

16. a) ¿Cuántos moles serán 27 g de hidróxido de calcio (Ca(OH)2)?

b) ¿Qué diferencia hay entre 1 mol de átomos de oxígeno y 1 mol de moléculas de oxígeno?

Sol: a) 0'364 moles

a) PM=74 = 2774 = 0´365b) La diferencia está en el tipo de partículas. En el primer caso existe un número de Avogadro de

átomos, en tanto que en el segundo, hay un número de Avogadro de moléculas, siendo el

número de partículas el mismo en ambos casos, claro está.

17. En la respiración, una persona adulta emite por término medio unos 960 g de dióxido de carbono

(CO2) al día. Calcule cuántas moléculas de CO2 se expelen, por término medio, cada día.

PM=44 = 96044 = 21´8El nº de moléculas será: 21´8 x Nav= 1´31.1025 moléculas

18. La nicotina (sustancia venenosa presente en el tabaco) tiene la fórmula molecular C6H7N. Calcula

cuántos átomos forman las moléculas contenidas en 1 g de nicotina.

PM=93 = 193 = 0´0110´011 6´022.10 = 6´84.10 éYa que cada molécula de nicotina está formada por 14 átomos, el número total de estos será:

6´84.10 14 = 9´06.10 á19. Sabiendo que 98 u es la masa atómica de una molécula de ácido sulfúrico (H2SO4), calcula el

número de moles que habrá en:

a) 49 g de H2SO4= 98= → = 1998 = 0´5

b) 250 u de H2SO4250.1´66.10 = 4´15. 10= → = 4´15. 1098 = 4´2.10c) 20.1020 moléculas de H2SO420. 106´022. 10 = 3´3. 10

20. ¿Cuántos gramos de oxígeno habrá en 0'5 moles de N2O40´5 2 (0´5.4 = 2)

= → = . → = 2 ∗ 16 = 3221. a) ¿Cuántos moles de oxígeno son 200 L de oxígeno en C.N?

b) ¿Cuántas moléculas estarán contenidas en los 200 litros?

Sol: a) 8'93 moles; b) 5'37.1024 moléculas

a) = = 8´93b) 8´93.6´022.10 = 5´38.10 é

22. ¿Cuál será el volumen de HCl, medido en C.N., que podremos obtener con 6.1022 moléculas de

cloro?

6.1022 moléculas de Cl2 darán lugar a 12.1022 moléculas de HCl

De este modo, 6´022. 1022´4 = 12. 10 → = 4´4623. Disponemos de 3 moles de sulfuro de hidrógeno (H2S). Calcula:

a) Cuántos gramos de H2S existen en esos 3 moles.

b) El número de moléculas de H2S que forman los 3 moles.

c) Los moles de H2 y de S que tenemos en los 3 moles de H2S.PM(H S) = 34 g/mola) Los tres moles tendrán una masa de 102 gramos

b) 6´022.1023 x 3 = 18´066.1023 moléculas

c) Moles H2: 3 moles

Moles S: 3 moles

24. Un hidrocarburo contiene 85'63 % de C y 14'37% de H. Si su masa molecular es 28, calcula su

fórmula molecular.Si tomamos 100 gr del compuesto, los porcentajes se convierten en masas. Si dividimos por lasmasas atómicas respectivas, tendremos el nº de moles de cada elemento, con lo queconoceremos la relación entre los moles de los elementos; esta relación es la misma que larelación entre el nº de átomos de los distintos elementos en la molécula. Así:: = 7´14: = 14´37 : 1: 2 → (formula empírica)

El peso molecular de la fórmula empírica es 14

Puesto que el de la fórmula molecular es 28, la fórmula molecular debe contener el doble de

átomos de cada elemento, con lo que será:

C2H4

25. El azufre, el oxígeno y el cinc forman el sulfato de cinc, en la siguiente reacción: S:O:Zn;

1:1'99:2'04. Calcula su fórmula .Si tomamos 100 gr del compuesto, los porcentajes se convierten en masas. Si dividimos por lasmasas atómicas respectivas, tendremos el nº de moles de cada elemento, con lo queconoceremos la relación entre los moles de los elementos; esta relación es la misma que larelación entre el nº de átomos de los distintos elementos en la molécula. Así:: 19´932 = 0´621: 39´616 = 2´475: 40´563´5 = 0´637

0´6210´621 = 12´4750´621 = 40´6370´621 = 1 →

26. El análisis de un compuesto de carbono dio los siguientes porcentajes: 30'45% de carbono; 3'83%

de hidrógeno; 45'69% de cloro y 20'23% de oxígeno. Se sabe que la masa molar del compuesto es 157´8

g/mol. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto de carbono?Si tomamos 100 gr del compuesto, los porcentajes se convierten en masas. Si dividimos por lasmasas atómicas respectivas, tendremos el nº de moles de cada elemento, con lo queconoceremos la relación entre los moles de los elementos; esta relación es la misma que larelación entre el nº de átomos de los distintos elementos en la molécula. Así:: = 2´54: = 3´93: = 1´29: = 1´26= 2= 3= 1= 1

→ ( ó í )El peso molecular de esta fórmula empírica es: PM( )=78´5 g/mol

Dividiendo el peso molecular real (de la fórmula molecular) por el correspondiente a la fórmula

empírica, tendremos cuántas veces contiene la primera a la segunda:157´878´5 = 2Luego, la fórmula molecular será:

C4H6Cl2O2

27. La preocupación por eliminar las plagas de insectos sin originar efectos ecológicos ha dado lugar a

la elaboración de "atrayentes sexuales químicos" (feromonas) que actúan como trampas que permiten

aislar los insectos perjudiciales, sin producir efectos sobre otros insectos (ya que las feromonas son

específicas de cada especie). Un atrayente sexual, aislado de un insecto común está compuesto de C

(73'42%), H (12'23%) y O (16'30%). Si la densidad del vapor del compuesto, en C.N. es de 8'93 g/L, ¿cuál

es la fórmula molecular del compuesto?≡ 73´4212 = 6´12 → 6´121´02 = 6≡ 12´231 = 12´23 → 12´231´02 = 12≡ 16´3016 = 1´02 → 1´021´02 = 1

Luego, la fórmula empírica será: C6H12O, de masa molecular 100

La fórmula molecular será : (C6H12O)n, de peso molecular 100.n

Por otro lado: = → = → = . → =En nuestro caso, en condiciones normales:

1 = 8´93. 0´082.273 → = 199´9 ≅ 200Así: 100n=200, por lo que n=2, luego la fórmula molecular será:

C12H24O2

28. Se sabe que los elementos presentes en la vitamina C son H, O y C. En una experiencia analítica se

quemaron completamente 2'0 g de vitamina C, obteniéndose 3'0 g de CO2 y 0'816 g de H2O. Halle la

fórmula empírica de la vitamina C

Tanto el C como el H que se obtienen de la reacción química proceden de la vitamina. No puede decirse

lo mismo del oxígeno.

Cantidad de C: . = 0´82Cantidad de H: . = 0´09Cantidad de O: 2-0´82-0´09=1´09 gr O

Dividiremos cada cantidad por las masas atómicas correspondientes:

Moles de C: = 0´068Moles de H: = 0´09Moles de O: = 0´068

Dividiendo por el menor de los valores, tendremos la relación molar (considerando al menor de los

resultados la unidad), que será, al fin y al cabo, la relación atómica .

: 0´0680´068 = 1: 0´0090´068 = 1´32

: 0´0680´068 = 1Multiplicamos por 3, para que todos los valores sean enteros: 3: 4: 3La fórmula será:

C3H4O3