EJERCICIOS LEYES DE LOS GASES

mastersofchemistry - 02 de marzo de 2011 - 18:43 - EJERCICIOS SOBRE GASES

1.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm³ a una presión de 750 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm.si la temperatura no cambia?

2.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm³ a la temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante

3.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC.

4.- Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un volumen de 500 cm³ y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo constante la P y la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el recipiente?

Ar (N)=14. Ar (H)=1.

5.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC?

6.- Un recipiente cerrado de 2 l. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula:

a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.

b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente.

Ar(O)=16.

7.- Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO₂ o SO₃. Para resolver la duda, los introducimos en un recipiente de 1 l y observamos que la presión que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

Ar(S)=32.Ar(O)=16.

8.-Un mol de gas ocupa 25 l y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.

9.- Un recipiente contienen 100 l de O₂ a 20ºC. Calcula: a) la presión del O₂, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa cantidad de gas en c.n.

10.- Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 l de su gas, medido a 25ºC y 750 mm Hg de presión tiene una masa de 3,88 g y que su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 24,74 %; H, 2,06 % y Cl, 73,20 %.

Ar(O)=16. Ar(H)=1. Ar(Cl)=35,5

11.- En un recipiente de 5 l se introducen 8 g de He, 84 g de N₂ y 90 g de vapor de agua.

Si la temperatura del recipiente es de 27ºC. Calcular: a) La presión que soportan las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de cada gas.

Ar (He) = 4; Ar (O) = 16; Ar (N) = 14; Ar (H) = 1.

12.- El aire contiene aproximadamente un 21 % de oxígeno, un 78 % de nitrógeno y un 0,9 % de argón, estando estos porcentajes expresados en masa. ¿Cuántas moléculas de oxígeno habrá en 2 litros de aire? ¿Cuál es la presión ejercida si se mete el aire anterior en un recipiente de 0,5 l de capacidad a la temperatura de 25 ºC?

La densidad del aire = 1,293 g/l.

Ar (O) = 16. Ar (N) =14. Ar (Ar) = 40.

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GASES IDEALES Y ECUACION DE ESTADO

mastersofchemistry - 02 de marzo de 2011 - 18:32 - GASES IDEALES Y ECUACION DE ESTADO

La ley de los gases ideales es la ecuación de estado del gas ideal, un gas hipotético formado por partículas puntuales, sin atracción ni repulsión entre ellas y cuyos choques son perfectamente elásticos (conservación de momento y energía cinética). Los gases reales que más se aproximan al comportamiento del gas ideal son los gases monoatómicos en condiciones de baja presión y alta temperatura.

Empíricamente, se observan una serie de relaciones entre la temperatura, la presión y el volumenque dan lugar a la ley de los gases ideales, deducida por primera vez por Émile Clapeyron en1834.

La ecuación de estado

La ecuación que describe normalmente la relación entre la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un gas ideal es:

$P cdot V = n cdot R cdot T ,!$

Donde:

$P!$ = Presión
$V!$ = Volumen
$n!$ = Moles de Gas
$R!$ = Constante universal de los gases ideales
$T!$ = Temperatura absoluta

Teoría cinética molecular

Esta teoría fue desarrollada por Ludwig Boltzmann y Maxwell. Nos indica las propiedades de un gas ideal a nivel molecular.

Todo gas ideal está formado por N pequeñas partículas puntuales (átomos o moléculas).
Las moléculas gaseosas se mueven a altas velocidades, en forma recta y desordenada.
Un gas ideal ejerce una presión continua sobre las paredes del recipiente que lo contiene, debido a los choques de las partículas con las paredes de este.
Los choques moleculares son perfectamente elásticos. No hay pérdida de energía cinética.
No se tienen en cuenta las interacciones de atracción y repulsión molecular.
La energía cinética media de la translación de una molécula es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

En estas circunstancias, la ecuación de los gases se encuentra teóricamente:

$P V = N kappa_{B} T ;$

donde $κ B$ es la constante de Boltzmann, donde N es el número de partículas.

La ecuación de estado para gases reales

Valores de R
$rm 8,314472 quad frac{J}{K cdot mol}$
$rm 0,08205746 quad frac{L cdot atm}{K cdot mol}$
$rm 8,205746 cdot 10^{-5} quad frac{m^3 cdot atm}{K cdot mol}$
$rm 8,314472 quad frac{L cdot kPa}{K cdot mol}$
$rm 62,36367 quad frac{L cdot mmHg}{K cdot mol}$
$rm 62,36367 quad frac{L cdot Torr}{K cdot mol}$
$rm 83,14472 quad frac{L cdot mbar}{K cdot mol}$
$rm 1,98721 quad frac{cal}{K cdot mol}$
$rm 10,7316 quad frac{ft^3 cdot psi}{^circ R cdot lbmol}$

Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal, es decir, tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales, también llamada ecuación de Van der Waals:

$left ( P+frac{acdot n^2} { V^2} right ) cdot (V-nb) = n cdot R cdot T ,!$

Donde:

$P!$ = Presión del gas
$V!$ = Volumen del gas
$n!$ = Número de moles de gas
$R!$ = Constante universal de los gases ideales
$T!$ = Temperatura del gas
$a!$ y $b!$ son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente.

Ecuación general de los gases ideales

Partiendo de la ecuación de estado:

$P cdot V = n cdot R cdot T ,!$

Tenemos que:

$frac{P cdot V }{n cdot T} = R$

Donde R es la constante universal de los gases ideales, luego para dos estados del mismo gas, 1 y 2:

$frac{P_1 cdot V_1 }{n_1 cdot T_1} = frac{P_2 cdot V_2 }{n_2 cdot T_2} = R$

Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de moles «n» es constante), podemos afirmar que existe una constante directamente proporcional a la presión y volumen del gas, e inversamente proporcional a su temperatura.

$cfrac{P_1 cdot V_1}{T_1 cdot n_1}=cfrac{P_2 cdot V_2}{T_2 cdot n_2}$

Formas alternativas

Como la cantidad de sustancia podría ser dada en masa en lugar de moles, a veces es útil una forma alternativa de la ley del gas ideal. El número de moles (n) es igual a la masa (m) dividido por la masa molar (M):

$n = {frac{m}{M}}$

y sustituyendo $n ,$ , obtenemos:

$PV = frac{m}{M}RT$

donde:

$P = rho frac{R}{M}T$

Esta forma de la ley del gas ideal es muy útil porque se vincula la presión, la densidad ρ = m/ V, y la temperatura en una fórmula única, independiente de la cantidad del gas considerado.

En mecánica estadística las ecuaciones moleculares siguientes se derivan de los principios básicos:

$PV = NkT.$

Aquí k es el constante de Boltzmann y N es el número actual de moléculas, a diferencia de la otra fórmula, que utiliza n, el número de moles. Esta relación implica que Nk = nR, y la coherencia de este resultado con el experimento es una buena comprobación en los principios de la mecánica estadística.

Desde aquí podemos observar que para que una masa de la partícula promedio de μ veces la constante de masa atómica m _U (es decir, la masa es μ U)

$N = frac{m}{mu m_mathrm{u}}$

y desde ρ = m/ V, nos encontramos con que la ley del gas ideal puede escribirse como:

$P = frac {1}{V} frac {m}{mu ; m_u} k T = rhofrac {k}{mu ; m_u} T$

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LEYES DE LOS GASES

mastersofchemistry - 02 de marzo de 2011 - 18:27 - LEYES DE LOS GASES

Ley de Dalton(Presiones parciales)

Fue formulada en el año 1803 por el físico, químico y matemático británico John Dalton. Establece que lapresión de una mezcla de gases, que no reaccionan químicamente, es igual a la suma de las presiones parciales que ejercería cada uno de ellos si solo uno ocupase todo el volumende la mezcla, sin cambiar la temperatura. La ley de Dalton es muy útil cuando deseamos determinar la relación que existe entre las presiones parciales y la presión total de una mezcla de gases.

Se puede hacer una definición más formal de la teoría mediante la aplicación de matemáticas, la presión de una mezcla de gases puede expresarse como una suma de presiones mediante:

$P_{total} = sum_{i=1} ^ n {p_i}$ o igual $P_{total} = p_1 +p_2 + cdots + p_n$

Donde $p_{1}, p_{2}, p_{n}$ representan la presión parcial de cada componente en la mezcla. Se asume que los gases no tienen reacciones químicas entre ellos, el caso más ideal es con gases nobles.

$P_{i} =P_{total}m_i$
Donde mi corresponde a la fracción molar de uno de los componentes de los gases

Ley de Boyle-Mariotte

También llamado proceso isotérmico. Afirma que, a temperatura y cantidad de gas constante, el volumen de un gas es inversamente proporcional a su presión:

Proceso isotermico ( Boyle)

$left . begin{array}{l} cfrac{P_1 cdot V_1}{T_1 cdot n_1}=cfrac{P_2 cdot V_2}{T_2 cdot n_2} ; n = rm{Constante} T = rm{Constante} end{array} right } longrightarrow P_1 cdot V_1 = P_2 cdot V_2$

Leyes de Charles y Gay-Lussac

En 1802, Louis Gay Lussac publica los resultados de sus experimentos, basados en los que Jacques Charles hizo en el 1787. Se considera así al proceso isobárico para la Ley de Charles, y al isocoro (o isostérico) para la ley de Gay Lussac.

Proceso isobaro ( Charles)

$left . begin{array}{l} cfrac{P_1 cdot V_1}{T_1 cdot n_1}=cfrac{P_2 cdot V_2}{T_2 cdot n_2} ; n = rm{Constante} P = rm{Constante} end{array} right } longrightarrow cfrac{V_1}{T_1}= cfrac{V_2}{T_2}$

Proceso isocoro ( Gay Lussac)

$left . begin{array}{l} cfrac{P_1 cdot V_1}{T_1 cdot n_1}=cfrac{P_2 cdot V_2}{T_2 cdot n_2} ; n = rm{Constante} V = rm{Constante} end{array} right } longrightarrow cfrac{P_1}{T_1}= cfrac{P_2}{T_2}$

Ley de Avogadro

La Ley de Avogadro fue expuesta por Amedeo Avogadro en 1811 y complementaba a las de Boyle, Charles y Gay-Lussac. Asegura que en un proceso a presión y temperatura constante (isobaro e isotermo), el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presente, de tal modo que:

$left . begin{array}{l} cfrac{P_1 cdot V_1}{T_1 cdot n_1}=cfrac{P_2 cdot V_2}{T_2 cdot n_2} ; T = rm{Constante} P = rm{Constante} end{array} right } longrightarrow cfrac{V_1}{n_1}=cfrac{V_2}{n_2}$

Esta ecuación es válida incluso para gases ideales distintos.

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CARACTERISTICAS DE LOS GASES

mastersofchemistry - 02 de marzo de 2011 - 16:20 - GASES

CARACTERISTICAS DE LOS GASES

Comprensión

Tomando como referencia el tamaño de las partículas de un gas, existe una gran distancia de espacio vació entre ellas, lo que hace posible su comprensión o compresibilidad, es decir, la reducción o disminución de los espacios vacíos entre sus moléculas; lo cual se logra aumentando la presión y/o disminuyendo la temperatura.

Expansión

Cuando se calienta una muestra de gas, aumenta la velocidad promedio de sus partículas, las cuales se mueven en un espacio mayor, dando como resultado que todo el gas aumenta su volumen se han expandido.

Experimentos de compresión y expansión

Video del experimento de compresión y expansión de gases

Ejercen presión sobre el recipiente que los contienen

Al estar en continuo movimiento, las partículas de un gas chocan contra las paredes del recipiente que los contiene, ejerciendo presión sobre ellas.

Difusión

Cuando dos gases entran en contacto, se mezclan hasta quedar uniformemente repartidas las partículas de uno en otro, esto es posible por el gran espacio existente entre sus partículas y por el continuo movimiento de estas.

EXPERIMENTO DE DIFUSIÓN

VARIABLES FUNDAMENTALES

UNIDADES FÍSICAS

Presión: se define como la fuerza aplicada por unidad de área

P=F/A

Donde: P= presión

F= fuerza

A= área.

Las unidades de medida de la presión se representan por el cociente de las unidades de fuerza entre las de superficie: g/cm², kg/cm², lb/in², atmósferas, torricelli, etc.

EXPERIMENTOS DE PRESIÓN

Presión atmosférica

Volumen: se define como el espacio ocupado por un cuerpo. Las unidades de medida del volumen son: centímetros cúbicos (cm³) decímetros cúbicos (dm³), metros cúbicos (m³), litros (L) mililitros (mL), kilolitros (kL), etc.

Equivalencias

1L = 1000 mL

1 dm³ = 100 cm³

1 L = 1 dm³

1mL = 1 cm³

1kL = 1000 L

1 m³ = 1000 L

Temperatura:

¿Qué es la temperatura? La temperatura es una propiedad de los sistemas que nos indica cuando dos sistemas han alcanazado el equilibrio térmico. Para el modelo de gases ideales, la temperaura se define como la medida de la energía cinética promedio que tienen las partículas de un sistema.

Consideremos dos sistemas A y B, en los cuales la temperatura A es mayor que la temperatura B. Los sistemas son cerrados: no puede salir o entrar materia de ellos, aunque la energía si lo puede hacer. Los dos sistemas se ponen en contacto y se observa que se transfiere energía del sistema A (de mayor temperatura) al sistema B (de menor temperatura) hasta que estas se igualan. En dicho punto se dice que los dos sistemas se encuentran en equilibrio térmico.

EJERCICIOS DE TEMPERATURA

Unidades químicas

Mol

Unidad de medida (SI) de la cantidad de sustancia (n)

Un mol se define como la unidad de cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de carbono 12 (14a. Conferencia General de Pesas y Medidas - 1971, resolución 3).

Pero ¿Cuántos átomos hay en 12 g de C 12?

6.022x1023 átomos

A este número se le conoce como Número de Avogadro en honor al Químico Italiano Amadeo Avogadro.

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EJERCICIOS DE FACTORES DE CONVERSION

mastersofchemistry - 12 de febrero de 2011 - 16:12 - EJERCICIOS DE FACTORES DE CONVERSION

EJEMPLOS DE FACTORES DE CONVERSION

Ejemplo 1: pasar 15 pulgadas a centímetros (factor de conversión: 1 pulgada = 2,54 cm)

15 pulgadas × (2,54 cm / 1 pulgada) = 15 × 2,54 cm = 38,1 cm

Ejemplo 2: pasar 25 metros por segundo a kilómetros por hora (factores de conversión: 1 kilómetro = 1000 metros, 1 hora = 3600 segundos)

25 m/s × (1 km / 1000 m ) × (3600 s / 1 h) = 90 km/h

Ejemplo 3: obtener la masa de 10 litros de mercurio (densidad del mercurio: 13,6 kilogramos por decímetro cúbico)

Nótese que un litro es lo mismo que un decímetro cúbico.10 litros de mercurio × (1 decímetro cúbico de mercurio / 1 litro de mercurio) × (13,6 kilogramos / 1 decímetro cúbico de mercurio) = 136 kg

Ejemplo 4: pasar 242° sexagesimales a radianes (Factor de conversión: 180° = π rad)

242° x (π rad/180°) = 4,22 rad

EJERCICIOS

1. La distancia entre dos planetas es de 150Gm exprese esta distancia en m y en Km.

2. El tamaño de un átomo de H es de 10nm exprese esta distancia en m y en cm

3. Un avión militar se mueve a 2700Km/h, sabiendo que mach 1 es la velocidad del sonido en el aire 340m/s, a que velocidad se mueve el avión en mach 1.

4. Diez gotas de agua equivalen a 1ml, indique cuantas gotas son necesarias para completar 1 L de agua.

5.Una persona bebe diariamente 500ml de agua embotellada, indique la cantidad de agua en L que beberá en un año.

6.Indica la masa en g y en Kg de 20L de HCl si su densidad es de 1,03g/ml

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TABLAS DE CONVERSION

mastersofchemistry - 12 de febrero de 2011 - 15:14 - TABLAS DE CONVERSION

TABLA DE CONVERSION DE UNIDADES

Valores de la constante universal de los gases

	Simbología	es igual a:
Constante universal de los gases	R	8,314	J/gmol·K
		83,14	cm³·bar/gmol·K
		0,7320	at·pie³/lbmol·R
		1545	pie·lb_F/lbmol·R
		1,987	cal/gmol·K
		1,987	BTU/lbmol·R
		0,082	at·litro/gmol·K
		0,082	at·m³/kgmol·K
		10,73	psia·pie³/lbmol·R
		82,05	cm³·at/gmol·K

Valores del factor de conversión

	Simbología	es igual a:
Factor de conversión	g_c	9,806	kg·m/kg_F·s²
		980,6	g·m/g_F·s²
		32,2	lb·pie/lb_F·s²
		4,18 · 10⁸	lb·pie/lb_F·hora²

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MAGNITUDES FUNDAMENTALES

mastersofchemistry - 12 de febrero de 2011 - 15:04 - MAGNITUDES FUNDAMENTALES

SISTEMA INTERNACIONAL

Magnitud física que se toma como fundamental	Unidad básica o fundamental	Símbolo
Longitud	metro	m
Masa ( M )	kilogramo	kg
Tiempo ( t )	segundo	s
Intensidad de corriente eléctrica ( I )	amperio	A- amp
Temperatura ( T )	kelvin	K
Cantidad de sustancia ( N )	mol	mol
Intensidad luminosa ( Iv )	candela

Los prefijos del SI se emplean para nombrar a los múltiplos y submúltiplos de cualquier unidad del Sistema Internacional (SI), ya seanunidades básicas o derivadas. Estos prefijos se anteponen al nombre de la unidad para indicar el múltiplo o submúltiplo decimal de la misma; del mismo modo, los símbolos de los prefijos se anteponen a los símbolos de las unidades.

1000ⁿ	10ⁿ	Prefijo	Símbolo	Equivalencia decimal en los Prefijos del SI
1000⁸	10²⁴	yotta	Y	1 000 000 000 000 000 000 000 000
1000⁷	10²¹	zetta	Z	1 000 000 000 000 000 000 000
1000⁶	10¹⁸	exa	E	1 000 000 000 000 000 000
1000⁵	10¹⁵	peta	P	1 000 000 000 000 000
1000⁴	10¹²	tera	T	1 000 000 000 000
1000³	10⁹	giga	G	1 000 000 000
1000²	10⁶	mega	M	1 000 000
1000¹	10³	kilo	k	1 000
1000^2/3	10²	hecto	h	100
1000^1/3	10¹	deca	da	10
1000⁰	10⁰	*ninguno*		1
1000^−1/3	10⁻¹	deci	d	0,1
1000^−2/3	10⁻²	centi	c	0,01
1000⁻¹	10⁻³	mili	m	0,001
1000⁻²	10⁻⁶	micro	µ	0,000 001
1000⁻³	10⁻⁹	nano	n	0,000 000 001
1000⁻⁴	10⁻¹²	pico	p	0,000 000 000 001
1000⁻⁵	10⁻¹⁵	femto	f	0,000 000 000 000 001
1000⁻⁶	10⁻¹⁸	atto	a	0,000 000 000 000 000 001
1000⁻⁷	10⁻²¹	zepto	z	0,000 000 000 000 000 000 001
1000⁻⁸	10⁻²⁴	yocto	y	0,000 000 000 000 000 000 000 001

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EJERCICIOS DE CONCENTRACION DE SOLUCIONES

mastersofchemistry - 12 de febrero de 2011 - 14:49 - EJERCICIOS DE CONCENTRACION DE SOLUCIONES

IED FRANCISCO DE PAULA SANTANDER

AREA DE CIENCIAS DOCENTE ARMANDO HERRERA

EJERCICIOS DE APLICACION DE CONCENTRACION DE SOLUCIONES

CONCEPTO DE MOL

1 Rellena el espacio con alguna de estas palabras: más, menos, igual

a) 1 mol de N₂ tiene _______________número de moléculas que 1 mol de H₂O

b) 1 mol de Cl₂tiene _______________número de átomos que 1 mol de Fe

c) 1 mol de Hg tiene _______________número de moléculas que 1 mol de SiO₂

2 ¿Cuál de las afirmaciones es correcta si nos encontramos en condiciones normales de presión y temperatura?

a) 1 mol de N₂(g) tiene el mismo volumen que 1 mol de Hg(s)

b) 1 mol de Cl₂(g) tiene el mismo volumen que 1 mol de H₂O(l)

c) 1 mol de N₂ (g) tiene el mismo volumen que 1 mol de Cl₂(g)

d) 1 mol de Hg(s) tiene el mismo volumen que 1 mol de H₂O (l)

e) Ninguna de las afirmaciones es correcta

3 ¿Cuál de las respuestas es correcta?

a) Si tenemos idénticas cantidades de un sólido y de un líquido, ambos ocuparán el mismo volumen en las mismas condiciones de presión y temperatura.

b) Si tenemos idénticas cantidades de dos sólidos, ambos ocuparán el mismo volumen en las mismas condiciones de presión y temperatura.

c) Si tenemos idénticas cantidades de un sólido y de un gas, ambos ocuparán el mismo volumen en las mismas condiciones de presión y temperatura

d) Ninguna de las afirmaciones indicadas es correcta.

Respuestas

1 a) igual 1b) más 1c) igual

2 c (sólo los volúmenes de gas cumplen con la relación 1mol de gas equivale a 22,4 litros, en condiciones normales de presión y temperatura

3 d, el mismo fundamento de la pregunta anterior

Ejercicios:

1 ¿Cuántos moles son 110 g de ácido clorhídrico HCl? Resp: 3,02 moles

2 ¿Cuántos moles son 140 g de nitrógeno N₂? Resp: 5 moles

3 Calcula la masa que hay en 1,5 moles de anhídrido carbónico CO₂. Resp: 66 g

4 ¿Qué número de moléculas contienen dos litros de agua? Resp: 6,69x10²⁵moléculas

5 Calcula la masa en gramos de 6,022x 10²³moléculas de anhídrido sulfuroso SO₂. Resp: 64 g

6 ¿Cuál es la masa molar del metano CH₄? ¿Qué número de moléculas habrá en 2 moles de metano? ¿Qué masa de hidrógeno habrá? Resp: 16 g/mol - 1,20 x10²⁴moléculas – 8 gramos de hidrógeno

7 ¿Cuántos moles de moléculas de agua hay en un vaso que contiene 180 g de agua? Resp: 10 moles de agua

8 Disponemos de 0,2 moles de hidrógeno gaseoso, 0,2 moles de anhídrido carbónico (CO₂) y 0,2 moles de agua ¿Que masa es mayor? Resp: la masa del CO₂

9 Determine la masa de un mol óxido Calcio CaO. Resp: 56 g.

10 Si en un recipiente hay 142 g de gas cloro, Cl₂, ¿Cuántos moles de gas hay? ¿Cuántas moléculas de Cl₂ hay? ¿Qué volumen ocupa esta masa de gas? Resp: 2 moles – 12,04x10²³ moléculas – 44,8L

11 En un mol de moléculas de óxido de azufre (IV) SO₂ ¿Cuantos moles de átomos de azufre hay? ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno? Resp: 1mol y 2 moles

12 Si un recipiente lleno de gas nitrógeno tiene una masa de 56 g. ¿Cuántos moles contiene? Resp: 2 moles

13 ¿Cuántas moléculas hay en un mol de dióxido de carbono CO₂? ¿Cuál es la masa de un mol de dióxido de carbono expresada en gramos? ¿Qué masa de oxígeno hay en un mol de CO₂? Resp: 6,02 x10²³moléculas - 44 g - 32g

14 La masa de una mina de lápiz es 0,1035 g. Tras escribir en una página, su masa se reduce a 0,1026 g. ¿Cuánto grafito y cuantos átomos de carbono quedan en el papel? Resp: Han quedado 4,517x10¹⁹ átomos.

15 ¿Cuál es la masa de un átomo de Sodio? Resp:: 3,82x10²³ g.

CONCENTRACIÓN MOLAR

1 ¿Qué M tiene una solución de ácido nítrico (HNO₃), si 400 mL de la solución contienen 150 g del ácido? Resp: 6M (5,95M)

2 ¿Cuántos g de hidróxido de bario (Ba(OH)₂) se necesitan para preparar 650 mL de una solución 0.2 M? Resp (22,27 g)

3 Si se desea obtener una solución 0.3M de hidróxido de potasio (KOH) disolviendo 60 g de hidróxido, ¿Qué volumen de solución se obtendrá? Resp: 3,57L

4 ¿Cuántos g de soluto se necesitan para preparar un litro de una solución 0.5 M de H₂SO₄? Resp: 49 g

5 ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 78 g de KOH con agua en 100 mL de solución? Resp: 13,9M

6 Si se tiene una solución 3 M de HCl en agua, ¿Qué cantidad de soluto contienen 250 mL de solución? Resp: 0,75 moles o 27,4 gramos de HCl.

7 ¿Cómo prepararías 500mL de una solución 2,5M de KMnO₄? Resp Pesaría 197,5 g de KMnO₄, los disolvería en suficiente agua y luego completaría 500 mL de solución.

8 Se prepararon 380 mL de una solución en la que se disolvieron 0.85 moles de KOH. ¿Cuál es la Molaridad de dicha solución? Resp: 2,23 molar

9 ¿Cuál es la concentración molar de una solución que contiene 16 g de CH₃OH en 200 mL de solución? Resp: 2,5M

10 ¿Cuántos moles se necesitan para preparar 1.25 L de solución 0.10 molar de NaI? Resp: 0,125 moles

CONCENTRACIÓN MOLAL

1 Calcule la molalidad de 13,0 gr de benceno C₆H₆ disuelto de en 17 gr de tetracloruro de carbono CCl₄Resp: 9,79m

2 ¿Cuántos g de CaCl₂ se deben agregar a 300 g de agua para preparar una solución de concentración 2,26 molal? Resp:75,19 g de CaCl₂

3 Calcular la molalidad de una solución formada por 54 g de glucosa C₆H₁₂O₆en 600 mL de de agua, teniendo en cuenta que la densidad del agua es 1 g/mL y el peso molecular de la glucosa es 180 g/mol. Resp: 0,5m

4 Se disuelven 100 gramos de Al₂(SO₄)₃ en 200 gramos de agua, obteniéndose 250 mL de solución. Calcular la molalidad de la solución resultante Resp: 1,46m

5 ¿Qué cantidad de alcohol se deberá agregar a 80 gramos de I₂ para preparar una solución desinfectante 3,5 m de este elemento? Resp: 90 gramos de alcohol.

6 ¿Cuántos gramos de NaCl están disueltos en una solución de 2 molal de esta sal que se prepararon disolviendo NaCl en 44,15 mL de agua? (recuerde que la densidad del agua es 1g/mL) Resp: 5,17 g de NaCl

7 La solubilidad del clorato de potasio, KClO₃ a 30°C es de 10 g/100g H₂O ¿Qué molalidad presenta una solución saturada de KClO₃? Resp: 0,82 molal

DILUCIÓN DE SOLUCIONES

1 ¿Qué volumen de agua en mL se requiere para diluir 11 mL de una solución de ácido nítrico 0,45M a una concentración de 0,12M? Resp: 30mL.

2 150 mL de solución 4 molar de nitrato de plata, disuelta en agua, se prepararon a partir de una solución concentrada 10 molar, del mismo compuesto. ¿Qué volumen de la solución concentrada se tomó para prepararla? Resp:

3 Qué concentración debe tener una solución de HF para que con 200 mL de esta misma se preparen 60 mL del mismo ácido en una concentración 0,5M? Resp:

4 ¿Cómo prepararía 15 mL de ácido sulfúrico H₂SO₄ 0,2M a partir del mismo ácido en concentración 6M? Resp: Tomaría 3 mL de la solución concentrada y le agregaría agua hasta completar 15 mL de solución

5 Se tienen 4 L de solución de HNO₃ 12 M; sobre ella se agregan 560 mL de agua. ¿Qué concentración tiene la solución resultante? ¿Cuántas veces disminuyó la concentración? Resp: 10, 53M – 1.14 veces

6 Se debe llenar una botella de 12 L con solución de HCl 6 M. ¿Qué volumen de solución 18 M de ácido se deben poner en la botella antes de llenarla con agua? Resp: 4 L

APLICACIÓN

1 Un cierto tipo de ácido nítrico HNO₃ cuya densidad es 1,405 g/mL, contiene una concentración 68,1% p/p de ácido en agua. ¿Cuál es su concentración molar? Resp: 15,19 M.

2 Una solución de HCl (ácido clorhídrico) contiene 36% en masa de HCl

a) Calcule la molalidad del HCl en la solución.

b) ¿Qué información adicional se necesitaría para calcular la molaridad de la solución?

Resp: a) 15 m b) Se debe conocer el volumen de la solución. Si se conoce la densidad de la solución se puede conocer el volumen, a partir de la masa de la solución.

3 El ácido ascórbico, vitamina C, es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 gr de ácido ascórbico C₆H₈O₆, disuelto en 210 gr de agua, tiene una densidad de 1,22 g/mL a 55 ºC. Calcule:

a) molalidad

b) molaridad

Resp: a) 2,18m b) 1,92 M

4 ¿Qué % en masa tiene una solución 8m de NaCl disuelto en agua? Resp: 46.8%m/m

5 ¿Qué volumen de solución acuosa de carbonato de sodio (Na₂CO₃) 0,5m (δ=1,09g/mL) deberá utilizarse en una reacción en la que se requieren 12,6 g de sal? Resp: 229,67 mL

6 Calcular las masas y los moles de soluto presentes en las siguientes soluciones acuosas:

a) 6,5 kg de solución 0,5 M de ZnCl₂(dens.= 1,20 g/mL).

b) 3,2 kg de solución 0,2 m de Mg(OH)₂.

c) 200 mLde solución 5 m de (NH₄)₂SO₄(δ=1,14 g/mL).

Resp: a) 369,56 g, 2,71 moles. b) 36,89 g, 0,63 moles. c) 90,65 g, 0,69 moles.

7 Calcular la molaridad y la molalidad de las siguientes soluciones acuosas:

a) HCl comercial al 36% m/m, dens.= 1,18 g/mL

b) NaOH comercial al 50,5% m/m, dens.= 1,53 g/mL

c) H₂SO₄ comercial al 98% m/m, dens.= 1,84 g/mL

Resp: a) 11,64 M - 15,41 m b) 19,32 M - 25,51 m c) 18,40 M, 500,0 m

Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una disolución cuya densidad a 20 ºC es de 1,060 g/cm3. Calcúlese:

a) La molaridad

b) La molalidad.

Resp: a) 3,63M b) 3,92m

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