tema 1 introducción, Ejercicios de Biología Celular

¡Descarga tema 1 introducción y más Ejercicios en PDF de Biología Celular solo en Docsity! ARAN lle Dulce María Andrés Cabrerizo Juan Luis Antón Bozal Javier Barrio Pérez BACHILLERATO mmm. ÍNDICE UNIDAD 4: LA MEDIDA ..coocciicacccocioicocino rnnc CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 9 . ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 10 .. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 12 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 24 .. ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 25 INVESTIGA-PÁG. 26 .............. UNIDAD 2: SISTEMAS MATERIALES CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 29 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 30 .. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 33 PARA SABER MÁS-PÁG. 51 ...... ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 52 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 53 .. INVESTIGA-PÁG, 54 .. UNIDAD 3: MEZCLAS ... CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 57 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 58 .. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 66 .. PARA SABER MÁS-PÁG. 73 ......... ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 74 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 75 INVESTIGA-PÁG. 76 .. UNIDAD 4: EL ÁTOMO... . CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 79 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 81 .. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 83 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 100 ... ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 101 ... INVESTIGA-PÁG. 102 ........... UNIDAD 5: EL ENLACE QUÍMICO CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 105 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 108 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 110 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 112 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 119 PARA SABER MÁS-PÁG. 123 ........ ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 124 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 125 ... INVESTIGA-PÁG. 126 cococccoiooo UNIDAD 6: LAS REACCIONES QUÍMICAS CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 129 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 131 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 132 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 135 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 150 ... ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 151 INVESTIGA-PÁG. 182 coco. UNIDAD 7: REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 155 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 157 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 164 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 174 UNIDAD 1: LA MEDIDA CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 9 1. ¿Sabrías expresar la velocidad de 10,0 m/s en km/h? km m “1000 m km v=100 7 = 490 — "UM zin Ss h s: 3600 s 2. ¿Hay alguna diferencia entre decir que la masa de una persona es 75 kg o 75000 g? Es la misma masa pero expresada en diferentes unidades 3. Una persona mide la longitud de un campo de fútbol y dice que es de 100 m y comete un error de 1 m, mientras que otra mide la anchura de un folio y afirma que es 208 mm y comete un error de 2 mm. ¿Cuál de los dos personas ha realizado una mejor medida? La medida del campo de fútbol es: | = 100 + 1m y la del folio es: h = 208 + 2 mm La mejor medida es aquella en la que se comete menor incertidumbre, de forma que: Er (%) para el campo de fútbol = Am :100=1% 100 m Er (0) para el folio = 2"M_.490=0.96% 208 mm Por tanto es mejor medida la del ancho del folio. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 10 1. Del siguiente listado separa las magnitudes escalares de las vectoriales: densidad posición energía masa peso trabajo calor velocidad Son escalares: densidad, energía, masa, trabajo, calor Son vectorales: posición, peso y velocidad ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 12 2. ¿Crees que la yarda, definida en su día como unidad de longitud y equivalente a 914 mm, y obtenida por la distancia marcada en una vara entre la nariz y el dedo pulgar de la mano del rey Enrique | de Inglaterra con su brazo estirado, sería hoy un procedimiento adecuado para establecer una unidad de longitud? No, pues la yarda tal como se definió es una unidad arbitraria auque luego se popularizó y se difundió en el mundo, fundamentalmente el anglosajón. 3. Las unidades del SI han sufrido cambios en su definición a lo largo de la historia. Por ejemplo, el metro se definió en 1790 como la diezmillonésima parte del cuadrante del meridiano terrestre que pasa por París. En 1889 fue la distancia entre dos marcas en una barra de aleación de platino-iridio que se guarda en Sévres. La definición actual es de 1983. ¿A qué se deben estos cambios? Una unidad de medida, a ser posible, debe cumplir un conjunto de requisitos que son: su valor no dependerá de la persona que la utilice, del transcurso del tiempo, ni de las condiciones de trabajo. Además, debe ser reproducible y utilizable en cualquier lugar del mundo. Por ello se intenta definir las unidades de medida en función de fenómenos reproducibles en cualquier lugar y desligarlas de objetos. Lógicamente las primeras definiciones asociaron las unidades a objetos. El avance de la ciencia ha hecho posible definirlas en función de fenómenos físicos. ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 24 1. Del siguiente listado separa las propiedades que son magnitudes físicas de las que no lo son: temperatura ductilidad odio color presión brillo bondad dureza olor sensación de frío Son propiedades físicas: temperatura, ductilidad, color, presión, brillo y dureza. No son propiedades físicas: odio, bondad, olor y sensación de frío. 2. Escribe la cantidad 0,009204 m en notación científica, cuando las cifras significativas son: dos, tres y cuatro. Con dos cifras significativas: 9,2 - 10? m. Con tres cifras significativas: 9,20 - 10? m. Con cuatro cifras significativas: 9,204 - 107 m. 3. Deduce la ecuación de dimensión de la magnitud física trabajo, definida matemáticamente como: W =F - Ar, e indica la expresión de su unidad, el julio, en función de las unidades fundamentales del SI. De acuerdo con la definición de trabajo: [W] = [F]-[Ar]= M- [a]: L= M- (L/1?):L=M-L?-T? Sustituyendo por las unidades del S.l: 1 J= 1 kg: m?- s? 4. La energía intercambiada en forma de calor por un objeto al modificarse su temperatura se determina mediante la expresión: Q = m - c, : AT. Determina la unidad del Sl en la que se mide la constante calor específico C.. Como: Q = m : ce: AT, de donde: c, = = , luego la unidad del calor específico es: m AS kg -K 5. Determina la densidad de un objeto en la unidad del SI, si tiene una masa de 4,756 g y ocupa un volumen de 4,8 cm!, 4,7509: 2 e dy. 9,9107 E 4,8cm? m 5 m 10% cm 6. Dada la longitud 3,2 m + 0,1 m. Determina el error relativo porcentual de la medida. Er(4)= 2 7-100=3,1% ,2m 7. La incertidumbre relativa porcentual de una medida de la longitud de una habitación es del 4 %, si el valor de la medida realizada es de 1,85 m, determina la incertidumbre absoluta cometida. Es 100 >E,= 4185m O A - "(= alor dela medida 100 = 0,07 m 8. Señala el número de cifras significativas en las siguientes medidas de longitud: 1555m; 902m; 0,010cm; 1,00-10*cm; 2500 cm; 1,55 m: tres. 9,02 m: tres. 0,010 cm: dos 1,00 - 10 cm: tres 2500 cm: dos De esta forma: o = 38m = 2 min 9 14. La sensibilidad de una balanza que mide hasta 10 kg es de + 10 g, mientras otra mide hasta 10 g y tiene una sensibilidad de + 1 g. ¿Cuál es la mejor balanza de las dos? La mejor balanza es la que tenga menor imprecisión relativa. La primera balanza proporciona: m, = 10 kg + 10 g y la segunda: m, = 10 g + 1 g, por lo que resulta: 109 19 NU 0 100=0,1% y Em= +: 100=10% 10kg: 1000 g 109 kg En = Luego la mejor balanza es la primera. 15. Expresa en la unidad adecuada del sistema internacional las magnitudes expresadas por las siguientes ecuaciones de dimensión: a) MLT?, b) ML?, c) LT”. d) ML?T a) MLT? es: kg:m:s? b) ML? es: kg:m? 1 c)LTTes m-s d) MI2T? es: kg:m?-s? ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 25 16. Se mide la longitud de un lápiz nueve veces y se obtienen los siguientes valores: [Lcm) | 14,31 | 14,30 | 14,38 | 14,32 | 14,35 14,32 1439 | 1431] 1936 | Halla longitud del lápiz, expresada con su incertidumbre absoluta. Su valor considerado como verdadero es su valor medio, luego: =_1 L=AyL = ¡2 =3(14,31cm + 14,30 cm + 14,38 cm + 14,32 cm + 14,35 cm + 14,32 cm + 14,39 cm + 14,31cm +14,36 cm) De donde, al operar, resulta: L=1 4,34cm Para hallar la incertidumbre absoluta se procede de la siguiente forma: 10 Primero se halla: yd - Ly = =3? cm? + 4? cm? + 4? cm? +2? cm? + P cm? + 2? cm? + 5? cm? + 37 cm? + 2? cm? = 88 cm? De esta forma: O = E 3,317 cm Por las medidas efectuadas, resulta que la sensibilidad del instumento de medida es 0,01 cm, luego: o = 3,32 cm , por lo que como 3,32 cm es mayor que 0,01 cm, resulta que E, = 3,32 cm. Por tanto la longitud del lápiz es: 14,34 + 3,32 cm 17. Halla las incertidumbres absolutas que proporcionan dos balanzas que se utilizan para medir la masa de un mismo objeto, realizando en cada caso cinco medidas y obteniendo los siguientes resultados: Balanza 1 (9) 25,55 25,56 25,54 25,57 25,53 Balanza 2 (9) 25,55 25,59 25,51 25,58 25,52 Para la primera balanza: Su valor considerado como verdadero es: =_ 1 _4 m=- Ym = 5 (25555 g+25,56 g+ 25,549 + 25,57 g+ 25,53 9)=25,55 g 7 Para hallar la incertidumbre absoluta se procede de la siguiente forma: Primero se halla: im - my = 0? g? +0,01 g? +0,0% g? +0,02* g? + 0,02? g? = 0,0010 g? 7 De esta forma: O=, 9 e 0,0169 Por las medidas efectuadas, resulta que la sensibilidad de la balanza es 0,01 g, luego: o = 0,02 g , por lo que como 0,02 g es mayor que 0,01 g, resulta que: Es1 = 0,02 9. Por tanto: Ea, es: + 0,02 y Para la segunda balanza: Su valor considerado como verdadero es: m= 512 Nm = h0sss 9 + 25,59 g+ 25,519 + 25,58 g + 25,52 g)=25,55 g 7 Para hallar la incertidumbre absoluta se procede de la siguiente forma: Primero se halla: Y m - m 2= 9 g? + 0,04? g? + 0,04? g? + 0,03? g? + 0,03? g? = 0,0050 g? 7 1 2 De esta forma: O=, as - 0,035 y Por las medidas efectuadas, resulta que la sensibilidad de la balanza es 0,01 g, luego: O = 0,04 g , por lo que como 0,04 g es mayor que 0,01 g, resulta que: Eso = 0,04 g. Por tanto: E? es: + 0,04 y 18. En la siguiente tabla se muestran los resultados de siete mediciones de la longitud de un objeto: [Lom | 2.83 2,85 2,87 2,84 2,86 | 284 | 2,86 Halla: a) El valor considerado como verdadero de la medida. b) Las incertidumbres relativas porcentuales que se cometen en la tercera y en la cuarta medida. a) Su valor considerado como verdadero es su valor medio, luego: =_ 1 4 L= 5” Yi = 7283 cm + 2,85 cm + 2,87 cm + 2,84 cm + 2,86 cm + 2,84 cm + 2,86)=2,85 cm 7 b) En relación con la tercera medida: E, = 2,87 cm — 2,85 cm = 0,02 cm yE¡= 0,02 cm | 100=0,70 % 2,85 cm En relación con la cuarta medida: E, = 2,85 cm — 2,84 cm = 0,01 cm yE/= 001 cm. 100 = 0,35 % 2,85 cm 19. Halla el perímetro y la superficie de una hoja de papel que mide 297 mm de largo y 210 mm de ancho, considerando como error absoluto de cada medida 1 mm. El perímetro de la hoja es: p + Ap = (Il + Al) + (1 + Al) + (a + Aa) + (a + Aa) p = 297 mm + 297 mm + 210 mm + 210 mm = 1014 mm En el caso más desfavorable: + Ap = + (1 mm + 1 mm +1 mm + 1mm)= 4 mm Por tanto: perímetro = 1014 + 4 mm La superficie del folio es: S=1- a= 297 mm - 210 mm = 62370 mm? Aplicado la relación de la imprecisión relativa para el producto: 2 = - + Aa a Con lo que la imprecisión absoluta en la determinación del la superficie es: 12 Se Právi , m . El valor más próximo en la gráfica es v = 337,6 — , y a dicho valor le corresponde una s temperatura del aire de 10 *C. INVESTIGA-PÁG. 26 1. Busca y halla la relación de la milla, el pie por segundo y el galón con sus unidades del sistema internacional. Milla. Esta unidad anglosajona tiene dos variantes, la milla terrestre que es equivalente a 1609,344 m y la milla náutica a 1851,85 m. pie por segundo. Un pie e igual a 12 pulgadas y el pie es equivalente a 30,48 cm, entonces 1 ple es la velocidad de un móvil equivalente a 30,48 em s s galón es una unidad anglonorteamericana de volumen de líquidos, de forma que tiene las siguientes equivalencias: 1 galón inglés (imperial) = 4,546 L. 1 galón inglés (imperial) = 1,2 galones U.S.A. 1 galón U.S.A. = 0,83 galón inglés (imperial). 1 galón U.S.A = 3,785 L. 2. Da una explicación de por qué Gran Bretaña se resiste tanto a abandonar su sistema imperial de unidades. Porque su sistema de unidades es considerado como una entidad propia que define a los británicos del resto de países. 3. Consulta una hemeroteca o en el buscador www.google.es y da una explicación de por qué tuvo el accidente la nave espacial “Mars Climate Orbiter”. Por un problema de confusión de unidades de medida. 15 UNIDAD 2: SISTEMAS MATERIALES CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 29 1. En el siguiente listado, diferencia los cambios físicos de los químicos: a) Madera ardiendo. b) Piedra cayendo. c) Cera fundiendo. d) Lejía blanqueando una camisa. e) Zumo de limón actuando sobre mármol. f) Huevo cociendo. a) Madera ardiendo: Es un fenómeno químico en el que se verifica la reacción química de combustión de la madera. b) Piedra cayendo: Es un fenómeno físico en el que únicamente cambia la posición de la piedra. Cc) Cera fundiendo: Es un fenómeno físico en el que cambia el estado de agregación de la cera, pasando del estado sólido al líquido por efecto del calor. d) Lejía blanqueando una camisa: Es un fenómeno químico en el que la lejía destruye la grasa existente en las manchas por medio de una reacción química. e) Zumo de limón actuando sobre mármol: Es un fenómeno químico mediante el cual el ácido existente en el zumo de limón descompone el mármol. f) Huevo cociendo: Es un fenómeno químico, pues por medio de la cocción los constituyentes del huevo se transforman en otros diferentes, que se puede apreciar fácilmente por la diferencia en la consistencia del huevo e incluso en el sabor del huevo, antes de cocer (crudo) y una vez cocido. 2. Escribe la fórmula de los siguientes compuestos químicos: a) Sulfito plumboso. b) Oxido de estaño (II). c) Silano. d) Hidróxido aúrico. e) Heptaóxido de dicloro. a) Sulfito plumboso: PbSO, b) Óxido de estaño (11); SnO c) Trioxonitrato (V) de calcio: Ca(NO»)2 d) Silano: SiHa e) Hidróxido aúrico: Au(OH)a f) Heptaóxido de dicloro: Cl207 16 3. Explica lo que significan las siguientes fórmulas químicas e indica el nombre de los compuestos químicos que representan: a) SO,. b) H¿SO,. c) ZnCl,. d) CaCO,, e) Fe,O». a) SO, es la fórmula del trióxido de azufre y muestra que en dicho compuesto químico la relación estequiométrica es uno de S por tres de O. b) H¿SO, es la fórmula del ácido sulfúrico y muestra que en dicho compuesto químico la relación estequiométrica es dos de H, por uno de S y cuatro de O. e) ZnCl, es la fórmula del cloruro de cinc y muestra que en dicho compuesto químico la relación estequiométrica es uno de Zn por dos de Cl. d) Caco, es la fórmula del carbonato de calcio y muestra que en dicho compuesto químico la relación estequiométrica es uno de Ca por uno de C y tres de O. e) FezO; es la fórmula del óxido férrico y muestra que en dicho compuesto químico la relación estequiométrica es dos de Fe por tres de O. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 30 1. ¿Por qué a los gases y a los líquidos se les denominan fluidos? Por su forma variable, lo que hace que puedan fluir y distribuirse por el interior del recipiente que les contiene. 2. ¿Por qué los sólidos acostumbran a ser más densos que los líquidos y éstos son mucho más densos que los gases? Los sólidos tienen una forma constante y sus partículas están empaquetadas en el mismo, lo que hace que ocupan un volumen reducido y su densidad, por tanto, es elevada, comparada con la de los líquidos y gases. 3. ¿Qué se entiende por difusión, expansión y compresión? Difusión es la tendencia de las partículas de un fluido a ocupar todo el volumen del recinto en el que se encuentra. Expansión es el aumento del volumen de un sistema material. Compresión es la reducción del volumen de un sistema material. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 33 4. A veces se dice en el lenguaje coloquial he bebido agua pura de un manantial, ¿es cierto que el agua de un manantial es una sustancia pura? No, el agua de un manantial contiene en su disolución diversas sales minerales, si se dice que es “pura” (lo que es químicamente incorrecto) es porque es un agua de características sanitarias de buena calidad. 17 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 52 1. El nitrógeno y el hidrógeno se combinan en la proporción 14/3 entre las masas de nitrógeno e hidrógeno para formar amoníaco. Esto supone afirmar: a) 14 moléculas de nitrógeno reaccionan con 3 moléculas de hidrógeno. b) 14 g de nitrógeno se combinan con 3 g de hidrógeno. c) El nitrógeno reacciona mejor que el hidrógeno porque interviene en mayor proporción. Indica cuál es la afirmación correcta y razona la respuesta. La ecuación química ajustada del proceso que tiene lugar es: N, + 3 H2 > 2 NHz Lo que muestra que la relación estequiométrica de la reacción química es 1:3:2 Ello quiere decir que: 1 mol de N> reacciona con 3 mol de H, para obtener 2 mol de NHz Utilizando los valores de las masas atómicas que proporciona la Tabla Periódica resulta que las masas molares de dichas sustancias son: MdeN»=28 Y. mdeH2=2 Y ym de NH =17 L-. Por tanto: mol mol mol 1 mol -28 2 de N, reacciona con 3 mol - 2 2 de H) para originar 2 mol -17 2 mol mol mol de NH, Lo que es: 28 y de N) reacciona con 6 g de H, para originar 34 y de NH Esta relación es la que se verifica o bien un múltiplo o submúltiplo de la misma, luego también se verifica que: 14 g de N¿ reacciona con 3 g de H, para originar 17 g de NHs. Por tanto, la respuesta correcta es la b) 2. En relación con la ley de las proporciones definidas, explica la diferencia que existe entre decir la proporción entre las masas de los elementos químicos que se combinan y la proporción de los átomos de los elementos químicos que se combinan para formar un determinado compuesto químico. Explícalo con un ejemplo. Por ejemplo, en el caso del agua, de fórmula H20, dos átomos del elemento químico H se combinan con 1 átomo del elemento químico O para originar una molécula del compuesto químico HO, o cualquier relación múltiplo de la misma, como dos mol del elemento químico H se combinan con 1 mol del elemento químico O para originar un mol del compuesto químico H20. Teniendo en cuenta que las masas molares atómicas del H y del O son, respectivamente, 1 Y y 16 LL resulta que: mol mol Para obtener 1 mol de H20 se necesita: 2 mol - 1 Y de H y 1 mol - 16 2 de O mol mol para así formar 1 mol - 18 Y de H20. mol En otras palabras 2 g del elemento químico hidrógeno se combinan con 16 g del 20 elemento químico oxígeno para originar 18 y del compuesto químico H20 O también: 1 g del elemento químico hidrógeno se combinan con 8 g del elemento químico oxígeno para originar 9 y del compuesto químico H20. Por tanto, mientras que la relación atómica es 2 átomos de hidrógeno se combinan con 1 átomo de oxígeno. A nivel de masas 1 g del elemento químico hidrógeno se combinan con 8 g del elemento químico oxigeno para formar 9 g del compuesto químico H20. 3. A partir de los datos de las masas atómicas, determina la composición centesimal de los elementos químicos que constituyen el fosfato de sodio, de fórmula NazPO,. Sabiendo que las masas molares atómicas son: Mw = 23 Y: mp=31: mo = 169 mol mol mol Resulta que la masa molar del fosfato de sodio es: M= 164 = mo om 3.23 9 El % de Na es: M2 . 99 = ———_MOl. 490 = 42,07 % 164 9 mol 4319 -100=——_Mol .490=18,89% 164 Y9- mol am 4-16 9 El % de O es: 2 .400= ———MOÍ.400 = 39,04% 164 9 mol El % de Pes; Ve 4. Halla el número de átomos de hidrógeno existentes en 1 kg de agua. Dado que: n= Mm N para el agua, cuya masa molar es 18 Y resulta que: M oN, mol 1000 g 1kg: == kg N = 3 N= 3,34 - 10% moléculas de H¿0 18 9 6,02-10% moléculas mol mol Como en cada molécula de H20 hay 2 átomos de H, luego el número de átomos de H existentes es: 2- 3,34 - 10% átomos de H= 6,69 - 10% átomos de H 5. Los porcentajes en % de los elementos químicos que constituyen un compuesto químico son: Cr: 35,40%, O: 38,00% y K: 26,60%. Determina la fórmula empírica de dicho compuesto químico. 21 Sabiendo que: Mo, = 52,0 =: M¿= a Mo = 16,0 Y_ mol mol mol La cantidad de cada elemento químico, en mol, en el compuesto químico es la siguiente: 23409 - 0,68 molde Cr: 209 -238moldeo; 52,0 9- 16,09 mol mol 26.609 - 0.68 moldek 39,19. mol Es decir, la proporción del número de átomos de cada elemento químico en el compuesto químico es de 0,68 de Cr por cada 2,38 de O y 0,68 de K, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esta relación. Puesto que la fórmula química de un compuesto químico expresa esta relación en números enteros, se toma como dato de referencia el menor de los cocientes obtenidos anteriormente y se dividen los otros valores entre él. Con ello se obtiene la proporción relativa en la que se encuentran los átomos de los elementos químicos en el compuesto químico. De forma que: 0,68 mol =1.00deCr: 2,38 mol = 3,550 de O: 0,68 mol = 1,00deK 0,68 mol 0,68 mol 0,68 mol Es decir: hay 1 átomo de Cr por cada 3,5 de O y 1 átomo de K, y también 2 átomo de Cr por cada 7 de O y 2 átomo de K, luego la fórmula empírica del compuesto químico es: K¿Cr207. 6. Halla la fórmula empírica del cloruro de sodio, si 6,07 g de cloro se combinan con 3,93 g de sodio. Si 6,07 g de cloro se combinan con 3,93 g de sodio se forman 10,00 g de NaCl, luego los porcentajes de cada elemento químico en el cloruro de sodio son. cr 20739 100=60,7% y Na: 2299 .400=30,3% 109 109 Sabiendo que: Ma =35,5 2; Mm = 23 mol mol La cantidad de cada elemento químico, en mol, en el compuesto químico es la siguiente: 2079 =4 74molde ct; 2229 171 molde Na 35,5 Y 2 mol mol Es decir, la proporción del número de átomos de cada elemento químico en el compuesto químico es de 1,71 de Cl por cada 1,71 de Na, o cualquier múltiplo o submúltiplo de esta relación. Puesto que la fórmula química de un compuesto químico expresa esta relación en números enteros, se toma como dato de referencia el menor de los cocientes 22 a) Aplicando la ecuación de los gases perfectos: p - V = n : R : T, se puede calcular la cantidad de gas butano, n, en mol: 2atm-20,0L=n-0,082 2:7L (973 + 20)K=n = 1,66 mol mol-K Sabiendo que la masa molar del butano es: M = 58 E entonces la masa de butano mo existente se obtiene a partir de: n => m= 1,66 mol - se = 96,69 mol b) El número de moléculas, N, se halla a partir de: n =—. luego: A >» 6.02-10% moléculas : mol 1,66 mol = > N= 1,0- 10? moléculas 11. Determina, en las condiciones normales de presión y temperatura (C.N.), el volumen de los siguientes gases: a) 1 mol de O,. b) de 0,5 mol de CO). Las condiciones normales son 0”C de temperatura y 1 atm de presión, y en dichas o . L condiciones el volumen molar de cualquier gas es V;, = 22,4 mol" por lo que: mo _V n= Va v a) 1mol ==> V = 22,4 L de O, 22,4 mol v b) 0,5 mol ==> V = 11,2 L de CO» 224 mol ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 53 12. Un recipiente de 272 cm? de capacidad contiene 1,39 g de un gas desconocido, a la temperatura de 20 *C y 729 mm de Hg de presión. Halla la masa molar de dicho gas. Sabiendo que: V=272cm*= 272cm? - Lt - =0,272L 1000 cm atm p = 729 mm de Hg= 729 mm Hg: —— = 0,959 atm 760 mm Hg T=(20+273)K= 293 K. Aplicando: p - V=n+R + T, resulta que: atm:L 0,959 atm: 0,272L =n-: 0,082 293K= n= 0,011 mol mol: 25 Por lo que, como: => > M===2 =128,00— 13. ¿Qué muestra contiene mayor número de átomos: a) 1 g de Na. b) 1 mol de CO,. c) 1 y de NHz? 9 N a) La masa molar atómica del Na es 23 —, y como: n= m- , entonces: mol M Na 2-2 > N= 2,62 - 10% átomos de Na 232. 602.10 mos mol mol b) La masa molar del CO, es 1 y como: n = 1 mol, entonces: mol = N = 23 Á 1mol “———— moléculas > N = 6,02 - 10% moléculas de CO, 6,02-10% 222 mol Y como cada molécula de CO, contiene tres átomos, luego hay: 3 - 6,02 - 10% átomos = 18,06 - 10% átomos Cc) La masa molar del NH; es 7 y como: n= m- N entonces: mol MON > 19 = N___ N = 3,54 - 102 moléculas de NHz 17 9 6,02-10% moléculas mol mol Y como cada molécula de NH; contiene cuatro átomos, luego hay: 4 - 3,54 - 10% átomos = 1,42 - 10% átomos Luego la respuesta correcta es la b) 14. Halla la masa, en g, de un colectivo de moléculas de oxígeno igual a la constante de Avogadro, sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 16 u y que 1 u= 1,6603 - 10? g. Mo, = 2: Mo = 2-16 —— —-1,6603-10 2. 6,02-10* molécula = 32 g ? molécula u 15. La sacarosa es un azúcar formado por moléculas de fórmula C+2H720+4. Si una muestra de sacarosa contiene 171 g, calcula: a) La cantidad de sacarosa existente, en mol. b) Las moléculas de sacarosa que hay. c) El contenido en 26 carbono, en mol. d) Los átomos de hidrógeno que hay. a) La masa molar de la sacarosa es M = 342 = , Por lo que: mol -mM_ 1719 =0,5 mol M 3499 mol b)n MN 0,5 mol= ——B> N = 3,01 - 107 moléculas MON, 6,02-10% moléculas mol c) Si hay 0,5 mol de C/2H220+1, como por cada molécula de sacarosa hay 6 átomos de C, luego hay: 0,5 mol - 12= 6 mol de C d) Si hay 0,5 mol de C+2H22011, como por cada molécula de sacarosa hay 22 átomos de H, luego hay: 0,5 mol : 22 = 11 mol de H y, por tanto: ¿ átomo 11 mol - 6,02 -10* = 6,62 - 10% átomos de H 16. Calcula la masa de nitrógeno existente en 10 kg de nitrato de potasio de fórmula KNO,. La masa molar atómica del N es 14 2 y la masa molar del KNO; es 101 2 mol mol 142 Luego el % de N en el KNO; es: —_Mol .400=13,86% , por tanto: 1019 mol m=10Kg- 22 =1,38kg 17. ¿Qué compuesto químico tiene un mayor porcentaje en nitrógeno: (NH4)2504 o NH¿NO3? La masa molar atómica del N es 14 la masa molar del (NH4)2SO, 132 2 y la mol m del NH¿NO, 802 —=— , luego: mol 27 mn . L En condiciones normales, el volumen molar de dicho gas es 22,4 mol y como: mol m_vV n= —==—, entonces: M Y, 0,253 123mL- Go L 2099 LE —_ KR =>M=46 Y M 22.4 mol mol Como la masa molar de la fórmula del óxido de nitrógeno es sa entonces la mol fórmula empírica coincide con la fórmula molecular y el resultado es NO,. 21. Un hidrocarburo contiene 85,63 % de C y 14,37 % de H. Si su masa molar es 28 g/mol, halla: a) Su fórmula empírica. b) La fórmula molecular. 9 y mi= 110 Sabiendo que: M¿= 12,0 — mol mol a) La cantidad de cada elemento químico, en mol, en el hidrocarburo es la siguiente: 85.639 =744moldec y 14379 -44,37 moldeH 120 Y 1,0 mol mol Dividiendo por la menor de dichas cantidades se obtiene: 7,14 mol _¿¿ c 14,37 mol _ el y >= ——=2deH 7,14 mol 7,14 mol Luego la fórmula empírica del hidrocarburo es CH2 b) La masa molar de la fórmula empírica es 14 == , luego: mo 28 Y n= A =2, por tanto la fórmula molecular es: (CH>)n = (CH2)2 = CoHa 14 mol 22. Una muestra contiene estaño y oxígeno y tienen la siguiente composición: 19,78 g de Sn y 2,67 g de O y otra muestra contiene 23,79 g de Sn y 6,40 g de O. 30 ¿Se trata del mismo compuesto químico o no? En la primera muestra: hay 22,45 g de óxido y los porcentajes de cada elemento químico en el mismo son: 19,7898n _ .400=88,11% de Sn y —29790 A —Á 2 100=11,89% de O 22,45 g de óxido 22,45 g de óxido En la segunda muestra: hay 30,19 g de óxido y los porcentajes de cada elemento químico en el mismo son: 23,799 _ 400=78,80% de Sn y —%4090 == 2 100=21,20% de O 30,19 g de óxido 30,19 g de óxido Luego como los porcentajes de los elementos químicos son diferentes, los óxidos también lo son. 23. Una pasta dentífrica tiene la composición - del recuadro adjunto. a) Calcula la cantidad 150 g de carbonato de calcio de talco en 500 g de pasta. b) Halla el tanto 100 g de glicerina por ciento de la mezcla. 20 g de talco 5 g de esencia de menta a) De la composición se deduce que: 209de talco ¿09 =7,27% de talco 275 gtotales Por tanto: m=500 g* a =736,4 g de talco 150 g de carbonato b) 275 gtotales -100=54,55 % de carbonato 100 g de glicerina 275 gtotales :100= 36,36 % de glicerina 7,27 % de talco 5 y de esencia de menta -100=1,82% de esencia de menta 275 gtotales 31 24. Un laboratorio ha analizado 20 g de un compuesto químico y ha obtenido la siguiente composición: 5,59 g de carbono, 6,95 g de oxígeno y 8,42 g de hidrógeno. a) El responsable del laboratorio recibe los resultados y decide repetir los análisis, ¿por qué? b) Si el resultado incorrecto es la masa del carbono, calcula la composición centesimal del compuesto químico. a) 5,59 g + 6,95 g + 8,42 g = 20,96 g y como se dice que se parte de 20 y , existe un error en el análisis y se debe repetir el mismo. b) m de C= 20 g - (6,95 g + 8,42 g) = 4,63 g, por tanto: 463gdeC 20 g totales 6,95gdeO 20 g totales 8,42gdeH 20 g totales :100= 23,15% de C :100=34,75% de O 100 = 42,10% de H 25. Un compuesto químico tiene 14,4 % de Al. a) ¿Qué cantidad de aluminio hay en 16 kg de dicho mineral? b) ¿Qué cantidad de dicho compuesto químico se necesita para extraer 1,5 kg de aluminio? 14,4 a) m=16 kg: -—-=2,3 kg de Al ) 9 100 9 b) 1,5 kg=m: > m=10,4 kg de mineral 26. Calcula la densidad, en condiciones normales de presión y temperatura, de los siguientes gases: a) NO. b) N20;, c) N>. Como:n= m Y, entonces: d= m =M +, Si Vo = 22,4 TL , entonces: Mv, V VW mol 0 Y a) Si la masa molar del NO es 30 Y. resulta que: d=—Mol_ =4 34 9 mol 24 L mol 32 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 58 1. Indica y explica el método que se debe utilizar para separar los componentes de las siguientes mezclas: a) Arena y grava. b) Alcohol y agua. c) Aceite y agua. d) Limaduras de hierro y azufre. e) Sal y agua. f) Glicerina y agua. a) Arena y grava: en función del diferente tamaño de partículas entre la arena y la grava, la separación se realiza por filtración. b) Alcohol y agua: en función de la diferente temperatura de ebullición entre el agua y el alcohol, la separación se realiza por destilación. Cc) Aceite y agua; al ser dos líquidos inmiscibles, la separación se realiza por decantación d) Limaduras de hierro y azufre: al ser dos sólidos, uno magnético y el otro no, la separación se realiza con la ayuda de un imán, que atrae las limaduras el hierro. e) Sal y agua: si se deja evapor el agua, la sal cristaliza, luego la separación se realiza por cristalización en función de la diferente solubilidad de la sal en el agua. f) Glicerina y agua, la destilación a la presión atmosférica no es un buen método para separar ambos líquidos, pues la glicerina, aunque tiene una temperatura mayor de ebullición que el agua, a partir de 100 *C se evapora, por ello el mejor método de separación es por cromatografía, empleando una mezcla de alcohol y éter para efectuar la difusión y el arrastre sobre el papel en el que se realiza la cromatografía. 2. Explica lo que ocurre cuando se usa un quitamanchas para eliminar una mancha de grasa en la ropa. Lo que hace el quitamanchas es disolver la grasa y después ésta se puede eliminar fácilmente por arrastre de la disolución. 3. ¿Qué ocurre cuando centrifuga una lavadora? La eliminación del agua de la ropa. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 66 4. ¿Qué volumen ocupa 1 mol de un gas ideal a la presión atmosférica y temperatura de 25 *C? Sabiendo que: p- V=n+R -T, entonces: a (273+25)K>V=24,4L 1 atm - V= 1 mol - 0,082 mol: 35 PARA SABER MÁS-PÁG. 73 5. A partir de la tabla de datos siguiente, que proporciona la solubilidad del sulfato de cobre (II) por 100 mL de agua, a distintas temperaturas: Sulfato de cobre ((I1) g) Temperatura (*C) | O | 10| 20|30 | 40| 50| 60 | 70 80| 90 |100 14|17 21[25| 29/33/40 | 47|55| 64 | 75 a) Representa gráficamente la solubilidad del sulfato de cobre (II) frente a la temperatura. b) Si se dispone de una disolución de 40 g de sulfato de cobre (II) en 100 mL de agua a la temperatura de 80 *C y se enfría hasta 60 *C. ¿Qué sucederá? Cc) Si se sigue enfriando el conjunto, ¿qué ocurre a 40 *C? d) Representa los cambios anteriores en la gráfica obtenida en el apartado a). a) La gráfica es la siguiente: b) A 80 *C, la solubilidad del sulfato de cobre (II) es 55 9 100mL , luego a dicha temperatura los 40 g de sulfato están perfectamente disueltos, si ahora se enfría hasta 60 *C, como la solubilidad a dicha temperatura es 40 9 100 mL , la sal sigue disuelta. c) Si se sigue enfriando, la sal precipita, pues la solubilidad disminuye y a 40 ?C, precipita una cantidad de sulfato igual a 40 g -29g= 11 9, d) Los cambios están representados en la gráfica anterior en la recta de puntos paralela que va desde la temperatura de 80 *C hasta 40 *C. ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 74 1. Idea un procedimiento para separar los componentes de una mezcla de arena (sílice, de fórmula SiO,), sal común (cloruro de sodio, de fórmula NaCl) y agua, sabiendo que la arena es insoluble en agua y la sal es soluble en el agua. El procedimiento sería filtrar para que la arena se quedara en el filtro y dejar luego evaporar el agua de la disolución de sal si no se quiere recuperar el agua. Si se quiere recuperar el agua habría que destilar la disolución. 2. ¿Qué masa de cloruro de sodio hay que tomar para obtener 250 cm? de una disolución acuosa de NaCl de concentración 1,20 mol/L? m n_M Sabemos que: ES? q “yy por lo que como la masa molar del cloruro de sodio es M = e entonces: mo mM mol 58,5 E A =>m=17,55g 2500” 1000 cm Para ello hay que seguir los siguientes pasos: Se pesa en una balanza de precisión 17,55 g de NaCl, depositándolos en un vidrio de reloj, que previamente habremos tarado. A continuación, se vierte el NaCI con un embudo en el matraz aforado adecuado, lavándolo posteriormente con agua destilada para arrastrar los restos de NaCl dentro del matraz. Posteriormente, se añade agua destilada en el matraz y se agita para favorecer el proceso de la disolución. Una vez disuelto el cloruro de sodio, se llena el matraz aforado con agua destilada hasta el enrase que indica los 250 cm? y de esta forma se obtiene 250 cm* de una disolución acuosa de NaCI 1,20 na 3. Calcula el volumen de disolución existente en un recipiente que contiene 0,30 mol de KOH, si la concentración de la disolución de KOH en agua es 112 g/L. Sabemos que: n= m y C= m M v La masa molar del hidróxido de potasio es M = e , luego: mol 0,30 mol = MM > m = 16,83 g de KOH, por lo que: 56,12 mol 16,83 g 122-129 y=0,15L Lo vV 37 0,78 mol 2,01 mol 0,50 mol =10 atm = 39 atm; =10 atm: = 2,5 atm Po, Pm, 2,01 mol 9. Una mezcla gaseosa formada por 28 g de N, y 64 g de O,, está a 27 ”C en un recipiente de 20 L. Halla la presión de la mezcla y las presiones parciales de cada gas. Las masas molares son: M de O, =32 Y y M de N,= 28 2 mol mol Mw, A 289 =1mol y no, =9_=2mol 28 Y 329 mol mol El número total de moles de la mezcla es: n = 1 mol + 2 mol = 3 mol, luego las fracciones molares de los dos gases son: —1mol _ 2 3mol _2mol_2 —3mol 3 Xu Y *Xo, (ES La presión total de la mezcla es: p = ma luego: 3 mol 0082 ML (273427) k mol: K = ——————= 3,1 atm P 20L Las presiones parciales de los gases son: - 1_ - 2_ Pr, =3,7 atm: 7=1,2atm Y Po, =3,7atm-=2,5 atm 10. Determina la concentración de una disolución de ácido nítrico en agua, sabiendo que hay disueltos 18,9 g de ácido nítrico en 600 mL de disolución. Expresa el resultado en mol/L y g/L. La masa molar del HNO; es 63 a entonces: mo 18,99 n a e mol O =3= 4 ————mol_— 05 V V 600m: L 1000 mL c=n = 1899 3152 v L L 40 11. Se disuelven 50 g de ácido sulfúrico en 200 g de agua resultando una disolución de densidad 1,12 g/cm?. Calcula: a) % en masa. b) La molaridad. c) La molalidad. La masa molar del H¿SO, es 98 = , entonces: mol 50 g == :100=20% 50g+ 2009 a) %enmasa= b) Primero hay que hallar el volumen de la disolución, de forma que: gan > y = M_509+2009 _ 203 2 cm? d 112 2, cm 509 m Y Ahora: Cay =2=M= mol =729M0 V V 22320 L 1000 cm? 509 m 9 _ 982 c) molalidad = A = M = mol 255 Mol made disolvente mde disolvente 2000: kg kg 10009 12. Halla la molaridad y la fracción molar del soluto de una disolución formada al disolver 12 g de Ca(OH), en 200 g de agua, sabiendo que la densidad de esta disolución es 1,05 g/cm!, La masa molar del Ca(OH), es 74 Y y la del HO 18 Y , entonces: mol mol El volumen de la disolución se halla a partir de: qm > y =M=129*2009 - 204 9cm? A 105 2 cm 129 m Y Ahora C, =D = 4 =—— mol 0800 41 La fracción molar del soluto es: 129 g 74 = Mbs 2 mol - Ten, 129, 2009 749 189 mol mol 13. Determina la molalidad y la fracción molar de la sacarosa de una disolución de azúcar sacarosa (C:,H22041) en agua, si de azúcar hay un 34,20 % (en masa) y el resto es agua. La masa molar de la C12H2204, es 342 2 y la del H¿Oes 18— , entonces: mol mol 34,209 m g _ 342 molalidad= 2 = M = mol —-=1,52 mol m de disolvente m de disolvente (100 g- 34,20 g)- g kg 1000 yg La fracción molar de la sacarosa es: 34,209 a 392. Ñ ma "34,209 , 100g-34,20 = 0,03 342 9 18 9 mol mol ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 75 14. Calcula la masa de glucosa (CsH+205) necesaria para preparar 800 g de una disolución acuosa cuya fracción molar de glucosa es 0,01. La masa molar de CsH120s es 180 me y la del HO 18% , entonces: mol mol Mm ” 180 e = Ss * _—__—_—_ = X a m , 800g=m 73,39 y 1809 189 mol mol 15. Partiendo de 75 g de una disolución del 15%, en masa, de sal común en agua, 42 m inicial de KOH en la disolución: m= 200 g : H- 109 Se añaden 10 g de KOH y la masa de KOH resultante es: m= 10g + 10g= 209 Maisolvente = 200 g - 10g= 190 y 209 m Y molalidad=__M__= mol 4910 mde disolvente ¿gp g. kg kg 1000 g b) %enmasa= 9 .100=9,5% 209+1909 20. ¿Qué cantidad en gramos de una disolución de NaOH, del 20% en masa, contiene la misma cantidad, en gramos de soluto, que 100 cm? de una disolución 2 M de dicha sustancia? La masa molar del NaOH es 40 Y mol La masa en gramos de NaOH existentes en 100 cm? de una disolución 2 M es: m Y mol___mol__—m=89 Lo 1000, cm En consecuencia de la disolución inicial, para que existan 8 yg de NaOH puros, debe haber una cantidad de la disolución igual a: m= 89" y 5409 21. Se toman 100 mL de ácido sulfúrico de concentración 2 mol/L y se diluyen con agua hasta 250 mL. Halla la nueva concentración de la disolución del ácido sulfúrico. La cantidad, en mol, de ácido sulfúrico inicial es: mol n == = ——————=>n=0,2mol Lo 100mL- mL Al diluir con agua, la cantidad, en mol, de ácido no varía, pero sí su concentración, de forma que: C,= 92mo =0,8 Mol 250 mL- L mL 45 22. Calcula la presión de vapor de una disolución de azúcar sacarosa (C+>H>72041) formada por 150 g de azúcar y 450 g de agua, a la temperatura de 16 *C, si la presión de vapor del agua a esa temperatura es 15,48 mm de Hg. La masa molar de la sacarosa es 342 Y y la del H¿O 18 mol mo La presión de vapor de una disolución viene dada por: p = p? - xa 4509 =M- A =0,98 * n+ny _1509 , 4509 ” 342 9 189 mol mol Luego: p= 15,48 mm Hg : 0,98 = 15,17 mm Hg 23. La presión de vapor de una disolución de glucosa al 10%, a 30 *C, es 31,47 mm de Hg y la del agua, a dicha temperatura, 31,82 mm de Hg. Determina la masa molar de la glucosa. La masa molar del agua es 18 Y mol De la relación entre la presión de vapor de la disolución y la del agua pura a la misma temperatura podemos calcular la fracción molar del agua: p =p? - xy por lo que: _ p _31,47 mmHg _ 0,989, de esta forma: Como por cada 10 g de glucosa hay 90 g de agua, entonces: 909 ” 1.2 9 X¿= —— > 0,989= MO >M= 180 “nto, 90g , 109 mol 9 9 18 M— mol mol 24. ¿Se puede utilizar un termómetro graduado de 0 a 100 *C para medir la temperatura de una disolución de glicerina (C¿H¿03) en agua, que contiene 7,20 % de glicerina, sabiendo que las constantes ebulloscópica y crioscópica del agua son, respectivamente, K, = 0,52 *C -kg/mol y Kc = 1,86 *C -kg/mol? La masa molar de la glicerina es 92 Y mol La variación de la temperatura de ebullición y la de fusión vienen dadas por las ecuaciones: 46 At, =K, m y At, =K, : m siendo m la molalidad. Para esta disolución: 7,209 m 9 =_ 99 2 molalidad= M mol =0,843 00! mde disolvente (1009 -7,20 9): kg kg 1000 y La temperatura de ebullición de la disolución se obtiene a partir de: at, =0529 0843 Ml 0,4400 mol kg Luego: t, — 100*C = 0,44 *C > t,= 100,44 *C La temperatura de fusión de la disolución se obtiene a partir de: 8 009 14, 57*C At, =1,86 mol g Luego: OC —t= 1,57 "C > tp=-1,57*C Por tanto, con dicho termómetro no puede medirse la temperatura de fusión ni la de ebullición, pues la temperatura de fusión es menor que 0*C y la de ebullición mayor que 100*C. 25. De una sustancia desconocida se disuelven 24,00 g en 75,15 g de agua. Si la disolución así formada congela a la temperatura de -1,80 *C, calcula la masa molar de dicha sustancia. Primero se calcula la molalidad de la variación de la temperatura de fusión mediante At, =K,* m, donde hay que tener en cuenta que la temperatura de fusión del agua (disolvente) es 0*C y: Aty= 0”C - (-1,80"C) = 1,80 “C, luego: e 18 Y a. 9 mol Y de la molalidad se obtiene la masa molar mediante: m 24,00 g 068 Ml MM ___-_ _M m=3800%2 kg mdedisolvente 75 15g . kg mol 1000 y 47 UNIDAD 4: EL ÁTOMO CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 79 1. ¿Cuál es la carga eléctrica más pequeña que existe en la naturaleza? La del electrón o la del protón, pues ambas tienen el mismo valor en culombios, pero distinto signo: 1,6021 - 10 C 2. Una idea básica de la teoría de Dalton es la de suponer que todos los átomos de un mismo elemento químico tienen la misma masa y ésta es, a su vez, distinta a la de cualquier otro. A partir de aquí se abrió una línea de investigación para averiguar cuáles son las masas de los átomos. Justifica por qué: a) No es posible medir directamente masas atómicas. b) La primera unidad de masa atómica que se definió fue la masa del átomo de hidrógeno. a) Debido al tamaño tan pequeño de los átomos, que hace que no se pueda utilizar la balanza para medir directamente las masas atómicas. b) La primera unidad de masa atómica que se adoptó como referencia fue la del hidrógeno, por ser el elemento químico más ligero de todos los que existen en la naturaleza. Posteriormente se ha utilizado como patrón de referencia el oxígeno, debido a su gran abundancia y existencia en un número muy elevado de compuestos. Actualmente se usa como patrón de referencia el elemento químico carbono. 3 ¿Se puede formar un ión monoatómico por adición o sustracción de protones? No, los protones están fuertemente retenidos en el núcleo de los átomos, y sólo se arrancan los electrones de la corteza para formar ¡ones. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 81 1. ¿Por qué los rayos canales tienen una masa variable, mientras que los rayos catódicos no? Los rayos canales son ¡ones positivos, que dependen del tipo de gas encerrado en el tubo y por ello su masa es variable, mientras que los rayos catódicos son electrones y, por tanto, su masa es fija, la del electrón. 2. ¿Pueden existir cargas eléctricas iguales a 2,5 o 15,3 electrones? No, la mínima carga eléctrica es la del electrón, y las demás cargas eléctricas son múltiplos de la misma. 50 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 83 3. ¿Qué evidencias demuestran la no veracidad del modelo atómico de J.J. Thomson? Las experiencias de Rutherford, que condujeron a que éste científico, discípulo de Thomson, elaborara su propio modelo atómico. 4. ¿Por qué costó tanto tempo descubrir el neutrón, si su existencia fue postulada previamente por Rutherford antes de su descubrimiento? Porque el neutrón no tiene carga eléctrica, y, por tanto, no sufre desviación alguna en el seno de campos eléctricos y magnéticos. ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 100 1. Un átomo de carbono tiene una masa de 19,92 -10?” kg y un radio de 7,7 nm. Calcula la densidad de un átomo de carbono, suponiendo que según el modelo de Thomson el átomo es una esfera perfecta. Como: d="= no , entonces: v £pp 3 4027 d= 1 BETA 09:10? 8 ¿mr 2m(7,7nm PP m 3 3 10 2. En su experimento de la lámina metálica, Rutherford concluyó que: a) Los electrones son partículas de gran masa. b) Las partes cargadas positivamente de los átomos son muy pequeñas y de una gran masa. c) Las partes cargadas positivamente de los átomos se mueven con una velocidad cercana a la de la luz. d) El tamaño del electrón es aproximadamente igual al del núcleo. Elige el enunciado correcto y justifica la respuesta. El enunciado correcto es el b). La justificación de este enunciado está en el hecho de que la mayoría de las partículas pasan sin sufrir desviaciones y únicamente unas pocas son desviadas fuertemente. 3. ¿Por qué los isótopos ;¿Ary ¿¿Ktienen distinto símbolo y en qué se diferencian los isótopos %C y *C? Ary ¿¿Kson átomos de distintos elementos químicos por tener en sus núcleos distinto número de protones; 18 el Ar y 19 el K. %C y YC se diferencian en el número de neutrones de su núcleo, en el primero hay 6 neutrones y en el segundo 8. 51 4. Rellena el siguiente cuadro: Especie química | Protones Neutrones Electrones Ca 20 20 P 16 E N Para el Ca: hay 20 electrones, Z = 20 yA= 20+20= 40 Para el P: hay 15 protones, Z = 18 yA= 15+16= 31 Para el F”: hay 9 protones, Z = 9 y hay 10 neutrones, ya que: 19 = n1 neutrones + 9 protones Para el N: hay 7 electrones, Z = 7 y hay 7 neutrones, ya que: 14 = n1 neutrones + 7 protones Para el Al”*: hay 13 protones, 10 electrones y 14 neutrones, ya que: 27 = n1 neutrones + 13 protones Para el Te: hay 52 protones, 52 electrones y A= 78 +52= 130 Para el C: Z = 6, hay 6 electrones y 7 neutrones, ya que: 13 = n1 neutrones + 6 protones Por tanto, el cuadro queda relleno de la siguiente forma: Especie química_| Protones Neutrones Electrones Ca 20 P 15 F 9 N 7 Art 13 Te 52 ec 6 52 colores proceden de radiaciones de longitudes de onda 434,8 nm (azul) y 546,1 nm (verde). Calcula la energía de un fotón de cada radiación. Sabiendo que h = 6,625 - 10% J-s y E=h-v=h- > donde e = 3-10 T, s entonces: 6,625-10% J-s-340 M _ho s- 19 E == SAB 08J Mo 4348nm 10 hi0 8625-10% y: s-310 1 ES Ll 364 10% » 546,1nm- 10” nm 15. El color amarillo de la luz de vapor de sodio proviene de la raya D del espectro visible de dicho elemento químico. La longitud de onda correspondiente a dicha raya es 589 nm. a) Calcula el intercambio de energía asociado a la transición electrónica de dicha raya. b) En realidad dicha raya está constituida por un doblete: D, = 589 nm y D, = 589,6 nm. ¿De entre ambas rayas, cuál es la que se refiere a un salto de mayor energía? 6,625-10% J-s 310% M a) AE == 22 8 3,374:10%J b) La D, corresponde al mayor salto de energía, ya que: 6,625-10% J-s-310% M NE 387: 10% y 16. Consideremos un átomo de hidrógeno excitado en el que el electrón está en el subnivel 3s. La energía que se requiere para arrancar dicho electrón es 2,42-10"** J. Sin embargo, la energía que se necesita para arrancar el electrón 3s del sodio es 8,22-10"1* J, ) Por qué esta diferencia? Porque el sodio tiene un núcleo con mayor carga eléctrica positiva que el del hidrógeno y para arrancar dicho electrón se debe vencer una mayor fuerza electrostática en el caso del sodio que en el del hidrógeno. 17. La masa de un átomo de helio es 4,0026 u. Utilizando las masas de las partículas subatómicas, halla la disminución de masa que se produce al formarse un núcleo de helio y la energía que se transfiere al exterior en el proceso, sabiendo que el número atómico del helio es 2 y su número másico 4. Despreciando la masa del electrón, el sistema a considerar es el núcleo del átomo de helio, formado por 2 protones y 2 neutrones, luego: 55 Am = 2: Mprotón + 2 * Mneutrón - Mhe = 2: 1,0073 u + 2- 1,0087 u - 4,0026 u = 0,0294 u Portanto: E= Am-c?= 0,0294 u- 1,6606- 1027 2. (3.402 Me=4,39- 102, u s 18. Coloca en la Tabla Periódica muda adjunta los siguientes elementos químicos con su símbolo respectivo: plomo, yodo, germanio, estaño, xenón y cesio. LA nA Ina WA VA VIA | VILA | VILA q zo zo qe go e 35 La colocación es: [LA [HA [UA [IVA[VA[MIA|VILA [VILA | 75 70 30 yo 50 3 70 19. Dadas las dos siguientes configuraciones electrónicas para átomos neutros: A: 18? 28? 2p*3s? y B: 1s? 28? 2p* 6s* ¿Cuál de estas afirmaciones es falsa?: a) Para pasar de A a B se necesita un aporte de energía. b) A representa un átomo de sodio. c) A y B representan elementos químicos distintos. d) Se necesita menos energía para extraer un electrón de B que de A. Ambas estructuras corresponden a átomos de sodio, la primera es su configuración normal o estable y la segunda corresponde a un estado excitado. La única afirmación falsa es la c). 56 20. A partir de las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos químicos: Li: 18? 2p*; Ne: 18? 2s* 2p”; F: 18? 28? 2p* 3s*; Mg: 18? 2s? 2p* 3s?; O: 1s? 2s? 3p* a) Decide, para cada una, si representa un átomo neutro, un ión positivo o un ión negativo. b) Especifica si el estado electrónico representado es un estado fundamental, un estado excitado, o un estado imposible. Li: Es la configuración correspondiente al átomo neutro en un estado excitado. Ne: Es una configuración imposible. F: Es la configuración correspondiente al ión negativo en estado excitado. Mg: Es la configuración correspondiente al átomo neutro en estado normal. O: Es la configuración correspondiente a un ¡ón positivo en estado excitado. 21. La primera energía de ¡ionización del sodio es 8,22-10"*? J por átomo. Calcula la energía que hace falta para ¡onizar: a) 3 átomos de sodio. b) un mol de átomos de sodio. y a) E =3 átomo - 8,22 - 10? átomo = 24,66 - 109 J b) La energía para ¡onizar un mol de átomos de Na, en el que hay 6,02 -10% átomos es: E = 6,02 - 10% átomo - 8,22 - 101? AC átomo =4,95- 10% J 22. La afinidad electrónica del Cl es considerablemente superior a la del S. ¿Por qué es mucho más estable el ión S” que el ión Cl?? La afinidad electrónica se define como la variación de energía que acompaña al proceso de incorporación de un electrón a un átomo en estado gaseoso. Cuanto mayor sea la afinidad electrónica mayor es la tendencia de un átomo a incorporar un electrón, y como resulta que la energía puesta en juego para que el Cl se convierta en Cl” es mayor que la del S para formar S', resulta que el anión Cl” es más estable que el S”. Cuando se trata de incorporar un segundo electrón, el S? es más estable que el Cl? puesto que adquiere la estructura electrónica de gas noble, mientras que el CI” se convierte en Cl? y pierde por ello la estructura de gas noble, por lo que se hace más inestable. INVESTIGA-PÁG. 102 Consulta en el buscador www.google.es y realiza un trabajo sobre las partículas elementales, que de respuesta a la pregunta de por qué existe un número tan 57 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 108 1. Explica el enlace entre el potasio y el oxígeno en el óxido de potasio y el existente entre el bario y el bromo en el bromuro de bario, sabiendo que ambos son compuestos químicos de carácter iónico. El óxido de potasio tiene la fórmula K¿0, de forma que lo que ocurre es: KK +1e y 0+28e =0* K=Ki+1e Pues en realidad: K,0 => 2 K* + O? El bromuro de bario tiene la fórmula BaBr,, de forma que lo que ocurre es: Br+1e =>Br Ba> Ba*+2e Br+1e >Br Pues en realidad: BaBr, > Ba?" +2 Br ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 110 2. ¿Pueden existir enlaces iónicos entre átomos de un mismo elemento químico? No, pues uno debe dar electrones a otro y entre átomos del mismo elemento químico esto no puede ocurrir. ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 112 3. Mediante el diagrama de Lewis explica la formación de las siguientes moléculas, cuyas fórmulas son: a) CO. b) CO,. c) CH4. d) HCI. e) NH». a) Co: . . oo. eje] [o sec b) CO: . .. . . e +2 :o: > 0::0::0 ó O=C=0 Cc) CHa: H H . | - H:C:H ó H-C—H . +4 > - | H H 60 d) Hol: Hll+] ler 12]. [|Hicl: «H-cl e) NH: 5 H:N:H ó H-N—H e +3 H > á , ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 119 4. Explica porqué el agua en estado sólido tiene una menor densidad que en estado líquido. m : Hay que tener en cuenta que d = v y a mayor volumen menor es la densidad. El agua en estado sólido tiene un volumen mayor que en estado líquido, debido a las estructuras unidas por puentes de hidrógeno que se forman en el agua sólida. 5. ¿Porqué el hidruro de selenio tiene una mayor temperatura de ebullición que el hidruro de azufre, y ambas temperaturas son menores que la del agua? Los hidruros de selenio y azufre no forman enlaces por puente de hidrógeno y por ello tienen temperaturas de ebullición menores que la del agua. La temperatura de ebullición del hidruro de selenio es mayor que la del hidruro de azufre porque tiene una masa molecular mayor. 6. ¿Es posible que en una sustancia covalente polar existan fuerzas de Van der Waals por inducción? Sí, porque son fuerzas intermoleculares no permanentes debidas al movimiento de los electrones. PARA SABER MÁS-PÁG. 123 7. Si el agua tiene un valor tan pequeño de su conductividad eléctrica, ¿por qué hay que evitar tocar instrumentos eléctricos, como un secador de pelo o un enchufe, con las manos mojadas? Pero contiene sales disueltas, que son electrolitos y todo ello hace que sea suficiente para crear intensidades de corriente lo bastante elevadas como para provocar accidentes mortales en las personas. 61 8. Una disolución acuosa conduce la corriente eléctrica porque las moléculas de agua tienen dicha propiedad o porque existen cationes y aniones que transportan la corriente eléctrica. El agua experimenta una ionización débil: H¿O — H* + OH y dichos ¡ones son los responsables de la conducción eléctrica. 9. Explica porqué una disolución de hidróxido sódico al 50 % es menos conductora de la electricidad que otra del mismo electrólito al 5 %. La conductividad disminuye al aumentar en exceso la concentración de iones, pues cuanto mayor sea el número de ¡ones en disolución más se dificulta la movilidad de los mismos y a menor movilidad menor conductividad. ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 124 1. Un enlace entre dos átomos requiere que: a) Los átomos sean iguales. b) Los átomos sean diferentes. c) La estabilidad de la especie resultante sea mayor que la de los átomos por separado. d) Los átomos que forman el enlace tengan un número elevado de electrones. Selecciona y justifica entre los enunciados anteriores las respuestas más adecuadas. La a) es falsa, pues aunque ello puede tener lugar, no es una condición necesaria. La b) también es falsa, pues aunque ello también puede tener lugar, fundamen- talmente en los compuestos iónicos, tampoco ello es una condición necesaria. La c) es correcta, pues la razón de que se origine un enlace químico, está en que la especie resultante debe ser más estable que los reactivos de partida. La d) es falsa, así en el enlace covalente el enlace tiene lugar por pares de electrones y tanto en el enlace iónico como en el covalente la especie resultante no tiene más electrones de valencia que los que aportan los átomos que se enlazan. 2. El cloruro de un elemento X tiene una temperatura de fusión de 722 *C. Es soluble en agua y tanto su disolución acuosa como el cloruro fundido son buenos conductores de la electricidad. Indica qué tipo de enlace tiene dicho cloruro. Por sus propiedades se puede concluir que es un compuesto químico de naturaleza iónica. Si representamos su fórmula química por XCI, entonces en disolución acuosa o fundido, tiene lugar: XCl, = X"* + n Cr La formación de dichos ¡ones en disolución o en estado fundido es lo que origina las propiedades conductoras. La elevada temperatura de fusión es debido a que la estructura sólida del cloruro es muy compacta, y se necesita una temperatura muy elevada para desmoronar dicha estructura. 62 5. Explica con ayuda de los diagramas de Lewis la formación de los compuestos covalentes: a) PH. b) H20,. c) CIO. a) PHa: El P tiene 5 electrones de valencia y el H uno, luego tiene lugar: H:P:H H b) H20»: Como el O tiene seis electrones de valencia, entonces: H:0:0:H c) Cl¿O: Como el cloro tiene siete electrones de valencia, entonces: 6. El azufre forma un cloruro, SCl,, que es un gas a temperatura ambiente. Indica el tipo de enlace que existe en dicho compuesto químico y dibuja su diagrama de Lewis. Se trata de un compuesto químico covalente entre dos elementos próximos en la Tabla Periódica y su diagrama de Lewis es: :Cl:S:Cl: 7. ¿Por qué el fluoruro de litio es un sólido cristalino, mientras que el de oxígeno es gaseoso? El de Li es un compuesto químico iónico y el de oxígeno es covalente. Así, en el de Li resulta que: LiF = Lit + F El fluoruro de oxígeno es: 8. ¿Cuál de las siguientes sustancias conduce la corriente eléctrica en estado sólido?: CO,, Ag, l, y KCI. Únicamente la plata, por ser un metal, el CO, y el |, son dos sustancias covalentes y el KCI es un compuesto químico iónico, que sólo conduce la corriente eléctrica en disolución o en estado fundido. 65 9. Rellena el siguiente cuadro: Sustancia Fórmula o Tipo de | Tiposdefuerzas | Temperatura de Solubilidad | Conductor símbolo químico [enlace | atractivas fusión: elevada o no |enagua [ono Brorro Amoníaco Cuarzo Fluoruro sódico Cobre Trióxido de azufre Diamante El bromo es una sustancia covalente apolar, el amoníaco es un compuesto químico covalente polar, el cuarzo un sólido covalente reticular, el fluoruro sódico un compuesto químico iónico, el cobre un metal, el trióxido de azufre un compuesto químico covalente y el diamante una sustancia covalente reticular. En consecuencia: Sustancia | Fórmula | Tipo de | Tipos de fuerza | Temperatura | Solubilidad | Conductor o enlace atractivas de fusión: | en agua ono simbolo elevada O químico no Bromo Bra Covalente | Fuerzas No No No intermoleculares entre sus moléculas Amoníaco | NHz Covalente | Fuerzas No Reacciona | Sí en el intermoleculares con el | compuesto entre moléculas agua para | formado dar con el NH¿OH agua Cuarzo SiO, Covalente | Fuerza de | Sí No No enlace entre los átomos Fluoruro NaF lónico Electrostáticas Sí Sí Sí en sódico entre ¡jones disolución o fundido Cobre Cu Metálico Fuerza de | Sí No Sí en enlace entre sus estado átomos sólido Trióxido SO; Covalente | Débiles fuerzas | No Reacciona | Sí en el de azufre intermoleculares con el | compuesto entre sus agua para | formado moléculas dar H2SO4 | con el agua Diamante | C Covalente | Fuerza de | Sí No No enlace entre los átomos 66 10. Dado un metal alcalino M y un halógeno X, indica el enlace que tienen y las propiedades generales de los siguientes sólidos: a) M. b) X,. c) MX. a) M es un metal, por tanto el enlace que caracteriza las uniones de sus átomos en estado sólido es el enlace metálico. b) X por tener siete electrones de valencia, tiene tendencia a alcanzar la estructura de gas noble uniéndose cada dos átomos de X para formar moléculas de X,, mediante la compartición de un par de electrones, por tanto el enlace en X2 es de naturaleza covalente y apolar: X + X > XX Para que X; sea sólido a presión y temperatura ordinarias tiene que ser el yodo, el flúor y el cloro son gaseosos y el bromo es líquido. Para que estos halógenos sean sólidos se requieren unas presiones y temperaturas determinadas. Cc) MX es un compuesto químico iónico, formado por M* y X: MX = M*+X Las propiedades de M son las típicas de un metal, las de X, las de una sustancia covalente apolar y las de MX las de un compuesto químico iónico. 11. ¿Qué tipo de interacción existe entre las moléculas de: a) H,. b) CHa. c) NHa. d) H>S. e) H20? a) H2 es una sustancia covalente apolar y entre sus moléculas actúan fuerzas de Van der Waals. b) CH, es un compuesto químico covalente y la diferencia de electronegatividades entre el átomo de C y el de H no llega a que aparezcan enlaces por puentes de hidrógeno y la interacción existente entre sus moléculas es de fuerzas de Van der Waals. Cc) NHz es un compuesto químico covalente donde la interacción dominante entre sus moléculas es de enlaces por puentes de hidrógeno. d) H2S es un compuesto químico covalente donde, como en el caso del metano, la interacción dominante es la de fuerzas de Van der Waals. e) H20 es un compuesto químico covalente donde la interacción dominante entre sus moléculas es la de enlaces por puentes de hidrógeno. 12. Clasifica las siguientes moléculas en polares o apolares: NH, Cl,, HCl, CO, CCla, Hz, BCl y CH¿Cl. NH; es una molécula polar, debido a que en cada enlace N—H la distribución de carga es asimétrica y la forma piramidal de la molécula hace que no se contrarreste los momentos dipolares de cada enlace N—H. Cl, es una molécula apolar, formada por la unión de dos átomos iguales, que producen una distribución simétrica del par de electrones de enlace. HCl es una molécula polar, formada por la unión de dos átomos distintos, que producen una distribución asimétrica del par de electrones de enlace. CO es una molécula polar, formada por la unión de dos átomos distintos, que 67 H:C: :C:H 17. Representa mediante el diagrama de Lewis, la molécula de dióxido de carbono e indica su geometría, sabiendo que el momento dipolar de la misma es nulo. Se trata de un compuesto químico covalente y dado que su molécula no tiene momento bipolar es lineal, con ángulos de enlace de 180”. Su diagrama de Lewis es: :0::C::0: — obien: O=C=0 18. La molécula de dióxido de azufre tiene un momento dipolar distinto de cero. Ello supone afirmar que: a) La molécula no es lineal. b) Sus enlaces tienen carácter polar. c) La molécula es lineal. Justifica la respuesta. El azufre y el oxígeno pertenecen al mismo grupo, los anfígenos, y como la diferencia de electronegatividad entre ellos no es muy acusada, el tipo de enlace entre ambos átomos es covalente. La representación de Lewis del enlace en la molécula de SO, es: :0:S::0: Debido a que la molécula no es lineal, el ángulo del enlace O—S—O no es de 180” y el S tiene una carga eléctrica parcial positiva (53+) y cada oxígeno una carga eléctrica parcial negativa (3-). Por tanto los enlaces del S en el SO, son covalentes polares. 19. ¿Qué compuesto químico de hidrógeno es más covalente: LiH, CsH, HF o HI? Consultando la tabla de electronegatividades de Pauling resulta que el H tiene un valor de 2,1, el Li de 1,0, el Cs de 0,7, el F de 4,0 y el | de 2,5, por lo que las diferencias de electronegatividades en dichos compuestos químicos son las siguientes: En LiH: 2,1-1= 41,1 En CsH: 2,1 - 0,7 = 1,4 En HF: 4,0-2,1 = 1,9 En HI:2,5-2,1 = 0,4 Luego, atendiendo a la diferencia de electronegatividades el compuesto químico más covalente es el HI, después el LiH, le sigue el CsH y el menos el HF. 70 20. Escribe ejemplos de moléculas de sustancias que tengan la siguiente estructura: a) AB lineal, b) AB, angular, c) AB; plana, d) AB; piramidal y e) AB4 tetraédrica. a) AB lineal: CO», C2H> y HCI, que tienen ángulos de enlace de 180”. b) AB) angular: H2S, H20 y SO,, con ángulos de enlace en tono a 104”. Cc) AB plana: BF, BCla, CO»?, NOy, CoHa, con ángulos de enlace de 120”. d) ABa piramidal: NHa, PF¿ y H30*, con ángulos de enlace de alrededor de 107”. e) AB, tetraédrica: CHa, SiF4, CCla y NHa*, con ángulos de enlace de alrededor de 109,5”. 21. ¿Qué significa que la molécula de NHz sea piramidal y tenga un momento dipolar distinto de cero? Que la forma geométrica de la molécula de NHz es una pirámide. Dicha pirámide es de base triangular, en cuyos vértices se encuentran los tres átomos de hidrógeno, y en el vértice superior se halla el átomo de nitrógeno. Como el momento dipolar de la molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de cada uno de los tres enlaces N—H, dicha estructura geométrica hace que la suma vectorial sea diferente de cero, al no contrarrestase los momentos dipolares de los enlaces N—H entre sí. 22. El hidruro de berilio no posee un momento dipolar. ¿Cuál es su geometría molecular? Puesto que los enlaces H—Be presentan un momento dipolar, la única forma de explicar que la molécula de H¿Be sea apolar es que tenga una forma geométrica lineal, con ángulo de enlace de 180”. 23. Basándose en las diferencias de electronegatividades que cabe esperar que existan, decide entre los siguientes pares de moléculas la que tiene mayor momento dipolar molecular. Indica, además, para cada molécula qué átomo o átomos se prevén que lleven carga parcial negativa: a) H¿O y OF,. b) HO y H,S. C) NH; y NF3. d) NH, y PHs. a) La electronegatividad del H es 2,1, la del O es 3,5 y la del F es 4,0. Por tanto, en el H20 cada enlace H— tiene una diferencia de electronegatividad de: 3,5 - 2,1 = 1,4 y en el OF, es de 4,0 - 3,5 = 0,5. Como ambas moléculas tienen una forma geométrica semejante, el HO es quien tiene un momento dipolar mayor. En el caso del H20, es el O quien lleva la d- y el H la 0+. En el caso del OF, es el F quien lleva la d- y el O la 0+. b) La electronegatividad del S es 2,5. Por tanto, en el HAS la diferencia de electronegatividad de cada enlace H—S es de: 2,5 - 2,1 = 0,4, mientras que en el H20 es 1,4. Cómo ambas moléculas tienen una forma geométrica semejante entonces es el H20 quien tiene un momento dipolar 71 mayor. En el caso del H20, es el O quien lleva la d- y el H la 0+. En el caso del H¿S, es el S quien lleva la d- y el Hla 0+. Cc) La electronegatividad del N es 3,0. Por tanto, en el NH, la diferencia de electronegatividad de cada enlace es igual a: 3,0 - 2,1 = 0,9, mientras que en el NF; la diferencia de electronegatividad es igual a: 4,0 - 3,0 = 1,0. Como ambas moléculas tienen una forma geométrica semejante, el NF¿ es quien tiene un momento dipolar mayor. En el caso del NHa, es el N quien lleva la d- y el H la 0+. En el caso del NF,, es el F quien lleva la d- y el N la 0+. d) La electronegatividad del P es 2,1. Por tanto, en el PHa la diferencia de electronegatividad de cada enlace es igual a: 2,1 - 2,1=0, mientras que en el Nh la diferencia de electronegatividad es igual a: 3,0 - 2,1 = 0,9. Como ambas moléculas tienen una forma geométrica semejante, el NH, es quien tiene un momento dipolar, pues además hay que considerar que la molécula de PH, es apolar. En el caso del NHa, es el N quien lleva la d- y el H la 0+. En el caso del PH; ninguno tiene una carga eléctrica parcial. 24. Cita todos los tipos de enlace que se deben encontrar en un cristal de nitrato sódico. El nitrato sódico es una sal de naturaleza iónica, en la que tiene lugar en disolución o en estado fundido la disociación siguiente: NaNOz — Na* + NOy Por tanto, el enlace entre el catión Na* y el anión NOy es iónico. Dentro del anión nitrato los enlaces que tienen lugar son de naturaleza covalente, de forma que el anión nitrato tiene una forma geométrica trigonal plana, con ángulos de enlace de 120” y responden a la forma: O=N-O y Oo En donde el N está unido covalentemente a un O mediante un doble enlace y a otro O mediante un enlace covalente sencillo, soportando además este oxígeno la carga eléctrica negativa del anión. La otra unión nitrógeno-oxígeno es también covalente, pero su origen está en la unión del par de electrones no enlazantes del nitrógeno con el átomo de oxígeno en cuestión, representando dicho enlace mediante la flecha, dirigida en el sentido del desplazamiento de dicho par de electrones, o sea hacia el átomo de oxígeno. 25. El hecho de que una sustancia cristalice, ¿quiere decir que posee un determinado tipo de enlace químico? No, pues pueden existir sólidos cristalinos iónicos, metálicos y covalentes reticulares. 72 UNIDAD 6: LAS REACCIONES QUÍMICAS CUESTIONES INICIALES-ACTIVIDADES PÁG. 129 1. En la siguiente lista de diez fórmulas hay tres incorrectas: CsCl, PHa, HNO;, Pt(NO)),, Na2S20;, Li20,, Ba(OH),, AlO,, Na2SO; y FeO,. Encuéntralas. Las incorrectas son las siguientes: AlO,, K2SO; y PHa. El óxido de aluminio no es AlO,, es Al203. Es incorrecta FeO,, los óxidos de hierro son FeO, FezO;, y FezO4. El hidruro de fósforo no es PHa, es PHa. 2. Escribe la ecuación de ionización del ácido sulfúrico. H2SO, — 2H, + SO¿? 3. Sabrías decir de qué tipo es la reacción, cuya ecuación química es: Mn20; + Al => Mn + ALO». Ajusta dicha ecuación química. Es una reacción de oxidación-reducción. La ecuación ajustada es: Mn20; + 2 Al => 2 Mn + Al203 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 131 1. Escribe las ecuaciones químicas de las siguientes reacciones: a) El oxido de cobre (Il) reacciona con el hidrógeno para formar agua y cobre metal. b) La descomposición del ácido carbónico origina dióxido de de carbono y agua. c) El ácido sulfúrico reacciona con el cinc metal para formar sulfato de cinc e hidrógeno. a) CuO + H, > H2O + Cu b) H¿COz > CO? + H20 c) H2SO, + Zn => ZnSO, + H2 2. Explica si es posible que tenga lugar la reacción química entre el cloruro de hidrógeno y el amoníaco para formar bromuro de amonio. Escribe la ecuación química que tiene lugar entre los reactivos citados. No, la reacción química entre el cloruro de hidrógeno y el amoníaco origina cloruro de amonio según la ecuación: HCl + NH¿ => NH4Cl No se puede formar bromuro de amonio, pues en los reactivos no se encuentra el bromo. 75 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 132 3. Ajusta por el método de tanteo las siguientes ecuaciones químicas: a) CaO + C => CaC, + CO b) HCl + Fe > FeCl; + H> C) N, + H¿—> NH; d) C¿Hyo + O, > CO, + H¿O a) CaO + 3 C > CaC, + CO b) 3 HCl + Fe > FeCla + 3/2 H2 o bien: 6 HC] + 2 Fe — 2 FeClz + 3 H2 €) N +3 H¿> 2 NH, d) C4Hro + 13/2 O, + 4 CO2 + 5 H20 o bien: 2 CyHio + 13 O2 + 8 CO + 10 H20 ACTIVIDADES PROPUESTAS-PÁG. 135 4. Ajusta e indica el grupo al que pertenecen las ecuaciones químicas de las siguientes reacciones desde el punto de vista estructural: a) HCl + CaCO;, > CaCl, + CO, + HO b) Naz0 + H20 > NaOH Cc) ZnS + O, => ZnO + SO, d) CaCO; > CO, + CaO a) 2 HCl + CaCO; —> CaCl, + CO) + H20 y es una reacción química de doble sustitución. b) Na20 + H20 > 2 NaOH y es una reacción química de síntesis. c) ZnS + 3/2 O, > ZnO + SO, o bien: 2 ZnS + 3 O, > 2 ZnO + 2 SO, y es una reacción química de sustitución o desplazamiento. d) CaCO; => CO, + Cao y es una reacción química de descomposición simple. 5. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas: a) La ecuación: SO; + H¿O > H2SO, representa a una reacción de hidrólisis. b) La ecuación: HCl + NaOH — NaCl + H)0O es de una neutralización. a) La ecuación: SO; + H20 — H2SO, no es reacción química de hidrólisis, pues una hidrólisis es la descomposición de una sal por el agua. La reacción química en cuestión es la reacción de síntesis del ácido sulfúrico. b) La ecuación: HCl + NaOH —> NaCl + H2O sí es una reacción química de neutralización del ácido HCI por la base NaOH. 76 ACTIVIDADES FINALES-PÁG. 150 1. Indica qué información, referida a enlaces rotos y formados, contienen las siguientes ecuaciones químicas: a) 3 Cl, +2P => 2PClz; b) MgO + H20 > Mg(OH), ; c) Fez03 + 3 CO => 2 Fe + 3 CO, a) 3 Cl, + 2P => 2 PCl¿: Cada molécula de Cl, tiene un enlace covalente Cl—Cl, como hay 3 moléculas de Cl, se deben romper 6 enlaces CI—Cl. La formación de una molécula de PCI requiere la unión covalente del átomo de P con tres átomos de Cl, como existen 2 moléculas de PCI, se tienen que originar 6 enlaces PCI. b) MgO + H20 > Mg(OH),: En este caso el MgO es un compuesto químico iónico y el hidróxido de magnesio también, de forma que: MgO — Mg? +0? y Mg(OH)2 — Mg? +2(OH)y. Por el contrario, el H¿0 es un compuesto químico covalente. En consecuencia, en la reacción química: MgO + H20 — Mg(OH),, lo que verdaderamente ocurre es el proceso: O? +H20 > 2(OH) Luego lo que tiene lugar es: - La ruptura de un enlace H—O en la molécula del agua para originar el anión hidroxilo: HO > H* + OH - Y la combinación del anión O? con el catión H*, formado al romperse la molécula de agua, y originar así el otro anión hidroxilo según: O? + H* > OH c) FezO; + 3 CO — 2 Fe +3 CO): En la reacción el óxido férrico iónico reacciona con la molécula covalente CO para originar hierro metal y dióxido de carbono, también covalente. Como el Fe,O; es: 2 Fe** + 3 0? Cada Fe** adquiere 3 electrones y se convierte en Fe metal. En cuanto al CO, cada molécula de monóxido de carbono incorpora un oxígeno para formar un doble enlace covalente con el carbono y formar el compuesto O=C=0. 77 Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: g M del NaHSO, = 120 Y_ y M del Hcl= 36,52 - mol mol a) Los pasos a seguir, en los que en cada uno de ellos se utiliza el factor de conversión adecuado, son: masa de NaHSO, , en g —L cantidad de NaHSO,, en mol —B>> cantidad de HCI, en mol —_> masa de HCI, en g 1% masa de NaHSO,, en g 5 cantidad de NaHSO,, en mol: ndeNaHSO, =50 gNaHso, - 1MOINAHSO, 0 42 molNaHSO, 120 g NaHSO, 2" cantidad de NaHSO,, en mol 2 cantidad de HCI, en mol, a través del dato de la ecuación química ajustada que proporciona que 1 mol de NaHSO, originan 1 mol de HC: n de HCl= _1molHOt 0,42 mol NaHSO, = 0,42 mol HCl 1molNaHSO, O bien también se puede aplicar: , de forma que: ng NaHSO, _ np HCI 1 0,42 molNaHSO, _ ny HCI 1 7 Bny = 0,42 mol HCl 3" cantidad de HCI, en mol —5 m HCI, en g: 36,5 g HCI m de HCH= 0,42 mol HCl: mol HCI =15,29HCI 7. Al reaccionar sulfuro de cinc con ácido clorhídrico se forma cloruro de cinc y ácido sulfhídrico. ¿Qué cantidad de HCl, del 30 % de riqueza en masa, se necesita para obtener 45 g de cloruro de cinc? Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | ZnS + |2HCIl = | ZnCl + | HS ajustada Relación 1 2 1 1 estequiométrica Cantidades en mol | n, ZnS ng HCl No ZnCl, np H,S que intervienen en 1 2 1 1 la reacción Datos e incógnitas ¿m HCI 459 30 %? 80 Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del ZnCl= 136,4 Ly M del Hci= 36,5 Y mol mol Se aplica: ne HOI_ no ZnCh qe donde: n¿ de ZnCl, = 45 g ZnCl, - AmolZncL_- 0,33 mol ZnCl, , por tanto: 136,4 g ZnCl, n¿ mol HCI_ 0,33 mol ZnCl, > Ng = 0,66 mol HCl 2 1 Como: n =n entonces: 0,66 mol HCI= "> m = 24,1 g HCI si fuera puro del M g 36,5 mol 100 %, pero como tiene una riqueza del 30 %, entonces: m=24,19- 22 =80,39deH0! 8. Una caliza, con un 75 % de riqueza en carbonato de calcio, se trata con ácido clorhídrico y se origina cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcula la cantidad de caliza que se necesita para obtener 10 litros de dióxido de carbono, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación CaCOz + | 2 HCI >| Cacl +| CO2 +|H20 química ajustada Relación 1 2 1 1 1 estequiométric a Cantidades en | n, CaCO, n¿ HCl n¿ CaCl, n, CO, n¿ H¿O mol que 1 2 1 1 1 intervienen en la reacción Datos e | ¿m Caco, vV incógnitas al 75%? L en C. Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del Caco, = 100 Y_ mol na CaCO, _ np CO, Se aplica: 7 81 La cantidad de CO, en mol, que se obtiene se deduce a partir de: n =—. pues en m condiciones normales de presión y temperatura: Vy = 22,4 — luego: mo 10L n= ——T = 0,45 molde CO, 22,4 mol Por tanto: na Caco, = 2Bmoco, > Na = 0,45 mol de CaCOz . m m : Ahora bien: n=—, entonces: 0,45 mol CaCO, = ————=> m = 45 g Caco, si M 1009 mol fuera puro del 100 %, pero como tiene una riqueza del 75 %, entonces: m= 459: 72=60 gde Caco, 9. El amoníaco se obtiene por reacción de hidrógeno con nitrógeno. Si los tres gases se miden en las mismas condiciones de presión y temperatura, calcula la cantidad de amoníaco que se obtiene cuando reacciona 0,5 L de hidrógeno. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | 3 H, (g) + |N2 (9) => | 2NhH, (g) ajustada Relación 3 1 2 estequiométrica Cantidades, en mol | n, deH, N¿ deN, n¿ de NH, que intervienen en la 3 = 1 = 2 reacción Datos e incógnitas 0,5L ¿V de Igual p y T Igual p y T NH? Igual p y T Por aplicación de la Ley de Gay-Lussac, resulta que: Va deH, - Ve de NH, _ 0,5L de; - Vo deNH; 0-11 den, 3 2 3 2 3 82 Como: n= su masa, en g, es: 0,43 molFe= oxida. De esta forma el rendimiento de la reacción química es: rendimiento = 9:9 .400=41,9% 2009 > m = 23,8 y Fe que se mol 12. Se hacen reaccionar 6,5 y de carbonato de calcio con una disolución acuosa de ácido clorhídrico de concentración 1,5 mol/L. Calcula el volumen de disolución de ácido que es necesario emplear para que la reacción sea completa. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación CaCOz + | 2 HCl CaCl> CO» O) química ajustada Relación 1 2 1 1 1 estequiométrica Cantidades en | n, CaCO, ng HCl n¿ CaCl, np CO, ng H¿O mol que 1 2 1 1 1 intervienen en la reacción Datos e|659 1,5 mol/L incógnitas ¿V de disolución? Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del Caco, = 100 -Y_ mol Se aplica: na Caco, - ne HO! == de forma que también se cumple que: Como: n, deCaCO, = 6,5g deCaCo, : tanto: mol 0,065 mol CaCO, _ 1 2 1,5 HCI- V, L ácido na CacOs _ Cácito HOI Vácico 1 HCI 1molCaCoO, 100gCaco, 2 = 0,065 mol CaCO,, por > Vácido = 0,087 L de disolución de HCI 85 13. Ajusta la ecuación química siguiente: Cr203 + Al => Al70, + Cr y calcula la cantidad de aluminio, del 98%, de riqueza necesaria para obtener una tonelada de cromo. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | Cr2Oz + [2Al => [| AlOz + |2Cr ajustada Relación 1 2 1 2 estequiométrica Cantidades en mol | n, Cr,O, n¿ Al n¿ ALO, n, Cr que intervienen en 1 2 1 2 la reacción Datos e incógnitas ¿m Al 1000 kg del 98 %? Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del Al=27 Y y Mdel crs52 Y mol mol Como se verifica que: De Al = mcr entonces: Como: n, de Cr = 1000 kg: 10009. de Cr: 1molcr =19230,8molCrque se k 529 Cr obtiene. Mg Al - 19230,8 mol Cr Y 2 2 > ng = 19230,8 mol de Al que reaccionan m g mol Como: n == su masa, en g, es: 19230,8 mol Al= De donde: m = 519230,8 g Al que reaccionan = 519230,8 y a =519,2 kg puros g de Al que reaccionan. Luego la cantidad necesaria de Al es: m=519,2kg:1% =529,8kg 98 86 14. Para obtener el cinc a partir de la blenda, se somete el mineral a un proceso de tostación y posteriormente, se reduce el óxido obtenido con carbono. Si se parte de blenda del 60% de riqueza en ZnS ¿Qué cantidad de cinc se obtendrá partir de una tonelada de blenda, admitiendo que el rendimiento del proceso es del 90%? Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del Zns = 97,4 Y y Mdel Zn 65,4 Y mol mol La cantidad de ZnS que hay en la blenda es: m=1000 kg: o = 600 kg Las ecuaciones químicas ajustadas de las reacciones que tienen lugar son: 2ZnS+30, > 2Zn0+28S0» y 2Zn0+C >2Zn+CO» De forma que el proceso global que tiene lugar es: 2ZnS+30,+C >2S0,+2Zn+ CO» Ma ZnS _ ng Zn Y por tanto se cumple que: , en consecuencia: Como: n, deZnS= 600 kg . DN 9. dezns: AMOLZOS - 6160,2mo1ZnS que 97,4gZnS reaccionan. Entonces: > ng = 6160,2 mol de Zn 6160,2 mol ZnS -M Zn 2 2 m 65,4 Y9- mol Como: n == su masa, en g, es: 6160,2 mol Zn= kg 10009 De donde: m = 402874,7 g Zn que se obtiene = 402874,7 g : = 402,9 kg de Zn que se obtendría, si el rendimiento fuera del 100 %. Luego, la cantidad de Zn que se obtiene es: m= 402,9 kg: o = 362,6 kg 87 19. Los gases residuales de una fábrica de ácido sulfúrico contienen, en volumen, 0,15% de SO, y 0,03% de SO;. La fábrica produce 300.000 kg/día de H,SO, y lanza a la atmósfera 40.000 m* de gases cada hora, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. Calcula la cantidad, en kg, de SO, y SO, vertidos cada día a la atmósfera. Si la fábrica arroja a la hora 40000 m? de gases, al cabo del día la cantidad de gases lanzados es: 3 V = 40000 — 24 h= 960000 m* La cantidad de SO, es: V de SO, =960000 m' - O =1440m* y la cantidad de SO, es: V de SO, =960000 m* - q = 288 m* La masa molar del SO, es 64 Ly la del SOz 80 Y y sabiendo que la cantidad mol mol : . v de ambos gases, en mol se relaciona con su volumen a partir de: n= donde en m condiciones normales de presión y temperatura: Vy = 22,4 = resulta que: mo 3, 1000L pe =64,3-10* molde SO, 224 mol 288 m* 1000L. nde SO, E + 129-10* mol de SO, 22,4 mol 1440m ndeSO,= m Como:n=— => m=n + M, luego: mde SO, = 64,3-10* mol- 64: 2_= 4114,3-10* g: "9_ de SO, =4114,3 kg de SO 2 mol 10 g 2 2 kg 10% mdeSO,= 12,9:10* mol- 80: 9 =1028,6-10* g: == de SO, =1028,6 kg de SO, mol g 90 20. El nitrato de plomo (Il) reacciona con el yoduro de potasio para originar un precipitado amarillo de yoduro de plomo (II) y nitrato de potasio. Si reaccionan 15,0 g de nitrato de plomo (II) y se obtiene 18,5 g de yoduro de plomo (II), ¿cuál es el rendimiento del proceso? Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | Pb(NOs)2 + [2K > |Pbl + | 2KNO ajustada Relación 1 2 1 2 estequiométrica Cantidades en | n, Pb(NO,), n¿Ki n¿ Pbl, n¿ KNO, mol que 1 2 1 2 intervienen en la reacción Datos e| 1509 1859 incógnitas ¿rendimiento? Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M de Pbl,= 461,0 Y y m del PO(NO»)2 = 331,2 Y mol mol n, Pb(NO,), _ no Pbl, Se verifica que: : , entonces: Como: n¿ dePbl,= 18,5 g: de Pbl, : AmolPbl,_- 0,040 mol Pbl, que se obtiene. 461,0 gPbl, n, PH(NO,), _ 0,040 molPbl, 1 1 Y > Na = 0,040 mol de Pb(NO3), que reaccionan m 331,2 9 mol Como: n => su masa, en g, es: 0,040 molPb(NO,), = De donde: m = 13,3 g de Pb(NO), que reaccionan Luego el rendimiento es: rendimiento= Es :-100=88,7 % g 91 21. El ácido sulfúrico en disolución es un buen oxidante. Escribe las ecuaciones de reducción de los iones H* y SO,?, sabiendo que los protones se convierten en H,, mientras que el anión sulfato se puede transformar en SO,, S y S?. En disolución resulta que lo que hay es: H, SO, => 2 H* + so,? De forma que: 2H*+2e >H, SOF +4 H*+2€" > SO>+2 H20 o SOF+8H*+6e >S+4H,0 0SO/* +8H'+8€ => S*+4H,0 22. Se hace reaccionar 4,5 g de cinc con ácido clorhídrico del 35 % en masa y 1,18 g/cm?* de densidad. Calcula el volumen de ácido necesario para que la reacción sea completa. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | Zn + |2HCI = |ZnCl, + |H ajustada Relación 1 2 1 1 estequiométrica Cantidades en mol | n, Zn ng HCl n¿ ZnCl, np H, que intervienen en A => HA 1 la reacción Datos e incógnitas | 4,5 g HCI del 35 % d = 1,18 g/em? ¿V? Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M de Zn= 65,4 == y M del HCI = 36,5 == mo mo Se verifica que: nZn = na HOl , entonces: Como: n, de Zn= 4,5g: de Zn: AmolZn _q 97 mol Zn, entonces: 65,4 g Zn An ana Ng de HCI = 0,14 mol de HCI que reacciona La masa de HCI que reacciona es: 0,14 mol HCl =—M — dedonde: m= 5,02 g de HCI puros que reaccionan 30,59 mol 92 4,84 mol HCl = TM de donde: m = 176,6 g de HCI que reaccionan. 30,59 mol Por tanto reacciona 176,6 g de HCI y sobran 200,0 g — 176,6 g = 23,4 g de HCI Luego el reactivo limitante es el Fe, pues se consume todo él. n, Fe _ n, FeCl, b) También se verifica: 7 , luego: 1,61molFe _ n, FeCl, 1 1 1,61molFeCl, = > nc = 1,61 mol de FeClz. Por tanto: m de donde: m = 261,8 g de FeCl, que se obtienen. 162,3 Y mol 26. El hierro reacciona con el oxígeno para formar óxido férrico. Se hace reaccionar un lingote de hierro que tiene una masa de 2,0 kg y una vez transcurrida la reacción de una forma completa se obtiene 2717,2 g de óxido férrico. Determina: a) La cantidad de hierro que reacciona. b) La pureza del lingote. c) La cantidad de oxígeno que reacciona. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | 4 Fe + [30 > 2 Fez0Os ajustada Relación 4 3 2 estequiométrica Cantidades, en mol que | n, de Fe n¿ de O, n¿ deFe,O, intervienen en la 4 3 2 reacción Datos e incógnitas 2,0 kg ¿m de 0,2? 271729 ¿m que se oxida? ¿pureza del lingote? Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del Fe = 55,8 == _M del FezO.= 159,6 Y ¡ YM del 0,= 32 mo! mol mol n, Fe _ ny FezO a) Se aplica: 3 Ahora como: 1molFe,O, deFe¿O,= 2717,29 deFe¿O, MOIFO0s no det ez 9 Ce S2%9 159,6 gFe¿O, =17,0 molFe,O, que se obtiene. Por tanto, la cantidad de Fe que reacciona en mol es: 95 n, Fe _ 17,0 molFe,O, > na = 34,1 mol Fe 4 2 m m Como: n=—, su masa, en g, es: 34,1molFe = —————> m = 1900,0 g Fe que se M g 55,8 mol . kg . oxida = 1900,0 g : .= 1,9 kg de Fe que se oxida 1000 y b) La pureza del lingote viene dada por: pureza = 1949 .100=05% 2,0 k c) También se cumple que: Dare neos, luego: Htmote = Me 0, Ng = 25,5 mol de O, que reacciona. Por tanto: 25,5 molO, => m = 817,2 g de O, que reacciona. mol 27. Una tonelada de carbón con una riqueza del 70 % en carbono se quema para formar dióxido de carbono. Si se recogen 1500 kg de dióxido de carbono, halla el rendimiento de la reacción química que tiene lugar. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | € + [0 > CO» ajustada Relación 1 1 1 estequiométrica Cantidades, en mol que | n, de C n¿ de O, n¿ de CO, intervienen en la HA A HA reacción Datos e incógnitas 1000 kg de carbón 1500 kg de 70% enC Se determinan las masas molares de las sustancias que intervienen en el proceso a partir de la información que proporciona la tabla periódica, de forma que: M del C= 12 L ym delco,= 449 mol mol n¿CO a) Se aplica: »E = 2 Ahora como: 96 10009 1molCO, n¿ de CO, =1500 kg de CO, : —_=W Cc 2 g 2 kg 44g =34,1 -10* mol CO, obtenidos. > a = 34,1 - 10* mol de C que se corresponden AM Luego: m0 241 10* mol CO, 1 con una masa de C que reacciona igual a: m 34,1:10% molC = > m = 409,1 + 10* g de C que reacciona 12 mol m = 409,1- 10 g - A L- 409, 1 kg de C que reacciona g La cantidad de carbono inicial es: m = 1000 kg de carbón - AS = 700 kg de C Luego el rendimiento es: rendimiento = 409,1kg :-100=58,4% 700 kg 28. Una cantidad de 72,0 g de disulfuro de carbono reacciona con cloro para producir dicloruro de diazufre. a) Halla la cantidad de dicloruro de diazufre que se obtiene, si el rendimiento de la reacción es del 75 %. b) Dibuja el diagrama de Lewis del dicloruro de diazufre, sabiendo que es un compuesto covalente y justifica porqué en su fórmula no se puede simplificar. c) Porqué el dicloruro de diazufre se llama así y no disulfuro de dicloro. Se identifican los reactivos y los productos y se escribe y ajusta la ecuación química que describe el proceso: Ecuación química | CS) + |3Cl = | CCla + | S2Cl, ajustada Relación 1 3 1 1 estequiométrica Cantidades en| n, deCS, n¿ deCl, n¿ de CCl, n, de S,Cl, mol que 1 3 1 1 intervienen en la reacción Datos e|720g ¿m con incógnitas rendimiento del 75 %? a) A partir de la información que proporciona la tabla periódica, las masas molares de g las sustancias que intervienen en la reacción son: Mde C8,=76 3 y mol Mdes,Cl, =135 Y_ mol Se verifica que: MeS1 o Sa La cantidad de CS, en mol que reacciona es: 97