UNIDADES QUÍMICAS DE MASA M.A.( E )
Definición: Son las que se utilizan para expresar la cantidad de masa y volumen de las sustancias. 1. Masa Atómica o Peso Atómico El peso atómico es el peso promedio relativo y ponderado asignado a los átomos de un elemento y comparado con la doceava parte de la masa del isótopo carbono 12 a quien se le denomina unidad de masa atómica.
1uma =
1 12
A1a % + A 2 b% + ........ A n n % + 100
3. Masa atómica (M.A.) o peso atómico (P.A.) Es la masa relativa de un elemento, se determina comparando su masa atómica absoluta con respecto a la unidad de masa atómica (U.M.A.) de acuerdo a esta definición la masa atómica no tiene unidades. He aquí una relación de masas atómicas. Pesos Atómicos Notables
masaC − 12
La suma tiene un equivalente expresado en gramos:
=
Elem. P.A. Elem. P.A.
H C
N
O Na Mg Al
P
S
1 12 14 16 23 24 27 31 32
Cl K Ca Cr Mg Fe Cu Zn Br 35,5 39 40 52 55 56 63,5 63,4 81
1uma = 1,66 x 10-24g 4. Masa molecular relativa o peso molecular (M)
Nota: Debemos diferenciar entre el peso atómico y el número de masa; éste último es como la suma de protones y neutrones. 2. Determinación de la masa atómica promedio de una elemento (M.A.) Es un promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de un elemento. La ponderación se hace con las abundancias naturales de los isótopos. Isótopos
Abundancia
A1E A2E
---------------------------------------
a% b%
A3E
--------------------
n%
Luego:
Representa la masa relativa promedio de una molécula de una sustancia covalente. Se determina sumando los pesos atómicos de los elementos teniendo en cuenta el número de átomos de cada uno en la molécula. Ejemplos: 1. H2O → M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A.(O) = 2 x 1 + 1 x 16 = 18 U.M.A. 2. H2SO4 → M = 2 x P.A. (H) + 1 x P.A. (S) + 4 x P.A. (O) = 2 x 1 + 1 x 32 + 4 x 16 = 98 U.M.A. Ahora calcularemos molecular de las
la masa siguientes
sustancias: oxígeno, cloruro de sodio, sulfito de aluminio y glucosa.
Se determina expresando el peso molecular en gramos.
5. Concepto de MOL Es la cantidad de sustancia que contiene tantas unidades estructurales (átomos; moléculas, iones, electrones, etc.) como átomos hay exactamente en 12 g (0,012 kg) de carbono –12. La cantidad de átomos en 12 g de C-12 es 6,023.1023 (llamado número de Avogrado NA) 1 mol = 6,023.1023 unidades = NA unidades Así, tendríamos entonces: 1 mol (átomos)
= 6,023.1023 átomos
1 mol (moléculas) = 6,023.1023 moléculas 23
1 mol (electrones) = 6,023.10 electrones 6. Atomogramo (at-g)
En el peso en gramos de un mol de átomos (6.023.1023 átomos) de un elemento. Este peso es exactamente igual al peso atómico expresado en gramos. 1 at-g = M.A. (g)
1 mol-g = M (g) Ejemplo: En el agua M H2O
=
18 U.M.A.
1 mol-g (H2O) = 18 g = 18g
representa
6,023.1023 el peso de moléculas de agua
8. Número de moles en una cierta muestra (n) En los ejercicios aplicativos, haciendo uso de la regla de tres simple, se pueden deducir fórmulas para hallar el número de átomos gramos y número de mol-gramos. Generalizando las fórmulas tenemos:
#at-g <> n(átomos) =
m M.A.
#mol-g <> n(molécula) =
m M
=
N º átomos
=
NA
N º moléc. NA
Donde:
Ejemplo:
m → es la masa de la muestra en g. M.A. y M se expresan en g/mol
En el magnesio, M.A. (g) = 24 U.M.A.
9. Volumen molar (Vm)
1at-g (mg) = 24 g → 3,023.1023 átomos de mg 7. Mol-gramo o molécula gramo (mol-g) Es el peso en gramos de un mol de moléculas (6,023.1023 moléculas) de una sustancia química.
Es el volumen ocupado por un mol de cualquier gas a determinadas condiciones de presión y temperatura. En condiciones de presión y temperatura. En condiciones normales (CN). Es decir, si la presión es 1 atm (103,3 kPa) y
la temperatura es 0 ºC (273 k), el volumen molar es 22,4 independiente de la naturaleza del gas. C.N. 1 mol-g de gas
22,4
= 6,023.10 moléculas
n
=
=2x1+1x6=
2 u.m.a. + 16 u.m.a. = 18 u.m.a.
% WO =
% WO =
23
recordar
M H 2O
H
Ejemplo: Considerando C.N. 1 mol-g (H2) = 22,4 = 2g de H2
Es importante siguiente relación:
Resolución:
la
V Vm
Donde: V → Es el volumen que ocupa el gas (l ) Vm → 22,4 /mol Nota: La expresión anterior se puede igualar con las del ÍTEM número 8. COMPOSICIÓN CENTESIMAL (C.C.) DE UN COMPUESTO Es el porcentaje en peso o masa de cada uno de los elementos que constituyen el compuesto. Se halla en la práctica mediante técnicas de análisis cuantitativo y en forma teórica a partir de la fórmula del compuesto. Determinación de c.c. a partir de la fórmula de un compuesto Ilustremos el método con dos ejercicios. Ejercicio 1 Hallar la composición centesimal del H2O. P.A.: O = 16 u.m.a., H = 1 u.m.a.
O WT WH 2O WT WH 2O
H2O
x 100 =
x 100 =
2 u.m.a. 18 u.m.a.
16 u.m.a. 18 u.m.a.
x 100 = 11,11%
x 100 = = 88,89%
∴C.C. del H2O es: H = 11,11% y
O = 88,89%
FÓRMULAS QUÍMICAS En el análisis de un compuesto, lo primero que establece el químico experimentador es la fórmula empírica, y posteriormente establece la fórmula molecular (sólo si el compuesto es covalente, por lo tanto existe molécula), luego de hallar previamente el peso molecular del compuesto mediante métodos adecuados. ¿Qué es fórmula empírica o fórmula mínima? ¿qué es fórmula molecular? ¿qué relación hay entre dichas fórmulas? Veamos: Fórmula Empírica (F.E.) Llamada también fórmula mínima, es aquella que indica la relación entera más simple (relación aparente) entre los átomos de los elementos en una unidad fórmula de un compuesto. Se puede establecer conociendo su composición
centésima (C.C.) o conociendo experimentalmente el peso de cada uno de los elementos en el compuesto. Los compuestos iónicos se representan únicamente mediante la fórmula mínima o empírica. Ejemplos: CaCl2, NaCl, Na2SO4, Al(NO3), Al2O3, Ca CO3, CuSO4, 5H2O, etc.
Por lo tanto, el peso molecular real también debe ser múltiplo entero del peso molecular de la fórmula empírica.
⇒
M F.M.
= K M F.E.
∴K =
M F.M. M F.E.
Donde: K = 1, 2, 3, 4,....... Si K = 1
⇒
F.M. = F.E.
Ejemplos:
Fórmula molecular (F.M.) Es aquella fórmula que indica la relación entera real o verdadera entre los átomos de los elementos que forman la molécula. Se emplea para representar a los compuestos covalentes.
H2O, NH3, H2SO4, C12H22O11, H3PO4, etc. Cada una de estas fórmulas representan al mismo tiempo F.E. y F.M.; es F.E. porque muestra la mínima relación entera de átomos y es F.M. porque representa la fórmula verdadera del compuesto covalente.
Se establece conociendo primero la fórmula empírica y luego el peso molecular del compuesto. Veamos algunos ejemplos comparativos entre dichas fórmulas para establecer una relación.
Regla práctica para establecer la fórmula empírica a partir de la composición centesimal de un compuesto
Compuesto Benceno Ácido acético Propileno Peróxido de hidrógeno Ácido oxálico
Fórmula molecular C6H6
K Fórmula empírica 6 CH
C2H4O2 C3H6
2 3
CH2O CH2
H2O2
2
HO
C2H2O4
2
CHO2
¿Qué relación observamos? La F.M. es un múltiplo entero (K) de la F.E.: F.M. = K F.E.
Ilustremos el procedimiento con un ejemplo: Un cierto óxido de manganeso contiene 28% en masa de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de dicho óxido? P.A.(u.m.a.): Mn = 55, O = 16 Resolución: El % en masa de Mn = 100 – 28 = 72% 72% Sea la F.E. = Mnx Oy
28%
Paso 1: Se toma como muestra 100 g de compuesto.
Ilustremos con otro ejemplo, el procedimiento para establecer la fórmula molecular.
Paso 2: Con el % en masa o peso dados, se halla el peso de cada elemento:
Un cierto hidrocarburo (compuesto formado sólo por carbono e hidrógeno) tiene como composición en masa:
72
=
WMn
=
WO
100 28 100
x 100 g x 100 g
= =
C = 85,8 % y H = 14,2 %
72 g 28 g
Paso 3: Se hallan los subíndices (x, y) que representan el número de moles de cada elemento en la fórmula. n Mn
nO
= =
x
y
=
=
P.A.(Mn )
P.A.(O)
=
72
=
55
28 16
= 1,309
= 1,75
Paso 4: Si los números de átomos gramos (x e y) resultan fraccionarios, se dividen entre el menor de ellos, así:
x=
1,309 1,309
=1
;
Resolución: 85,8 %
WMn
WO
Además se sabe que una molécula de este compuesto pesa 2,1 × 10-22g. Se pide establecer la fórmula molecular del hidrocarburo. P.A.(u.m.a.): C =12, H = 1
y
=
1,75 1,309
14,2 %
a) Sea la F.E. = Cx Hy x
=
y
=
WC P.A.(C)
WH P.A.(H)
=
85,8
=
12
=
14,2 1
7,15 / 7,15
=1
= 14,2 / 7,15 = 1,98
= 2 (el error 0,02 < 0,1)
∴F.E. =
CH 2 (M F.E.
= 14)
= 1,336
Si persiste el número fraccionario y no es posible redondear a números enteros (con error máximo de ± 0,1), se procede al siguiente paso. Paso 5: Se debe multiplicar por un mínimo entero (2, 3, 4, ...) a todos ellos y luego se redondea a enteros con error máximo indicado anteriormente.
Observación: Como usted puede apreciar en el solucionario de este ejemplo, se puede simplificar los pasos para establecer la F.E., en este caso he omitido los pasos 1 y 2, puesto que % en peso coincide numéricamente con el peso del elemento.
x=1 × 3 = 3 y = 1,336 × 3 = 4,008 = 4 (error 0,008 << 0,1) ∴ F.E. = Mn3O4
b) Establezcamos ahora el peso molecular del compuesto con el dato adicional que tenemos:
W1 molécul
M
=
III.
Mg N A
Resolución:
= 2,1 × 10-22 × 6,022 × 1023 = 126,46
c) Calculemos el número “K” K =
M F.M. M F.E.
=
Número de átomos totales
126,46 14
=
9,033 ≈ 9
d) F.M. = K × F.E. F.M. = 9 × CH2 ∴ F.M. = C9H18 PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
Para el volumen de 360 ml de agua, su masa es 360 g. Luego: Su M H O = 18 u.m.a. 2
I.
n H2 0
=
m M.A.
=
360 g 18 g / mol
=
20 moles
contiene II. 1 mol (H 2 O) → N A moléculas
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA contiene
1. El peso atómico del hierro es 55,6 u.m.a. y posee dos isótopos: Fe-54 y Fe-56. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia del isótopo más pesado? Resolución: Como se proporcionan datos referentes a las isotópicas, utilizaremos: a1 y a2. El más pesado, es el de mayor número de masa. Sea: a1 = x → a1 = 100 – x
=
M.A. Fe
55,85
=
A1 × a 1 × A 2 × a 2
54
100
× 56 ×
(100 − x )
100
55,85 = 54x + 5600 – 56x
20 moles (H 2 O) → X
⇒
X = 20 NA moléculas
contiene → 3 átomos III. 1 molécula de H 2 O contiene 20 N A molécula de H 2 O → Y
Isótopo Fe-59 Fe-56
A 54 56
% abund. a1 a1 100
Y = 60 NA átomos 2. ¿Cuántos litros de O2 en C.N. se podrán obtener a partir de 250 g de ácido orto sulfuroso? P.A.: S = 32, O = 16, H = 1 Rpta. ...........................
x = 7,5 % Por lo tanto: a2 = 92,5 % 1. Se tiene en un vaso, 360 ml de agua pura. Calcular en dicha muestra: I. II.
Moles de H2O Número de moléculas de H2O
3. Hallar la fórmula empírica de un oxisal que contiene 26,53 % de K, 35,37 % de Cr. P.A.: K = 39, Cr = 52, O = 16 Rpta. ...........................
atómica ( µ ) la doceava parte de la masa de dicho isótopo.
4. La fórmula más simple de una sustancia es CH2. ¿Cuál es su F.M., si una molécula de dicha sustancia pesa 6,973.1023g? Rpta. ........................... 5.
RPTA.: E
2.
En 6,84 kg de sacarosa C12H22O11 a) ¿Cuántos at-g hay? b) ¿Cuántos átomos hay en total? (P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
A) isótopos -16 B) isótopos -14 C) átomos -12 D) isóbaros -12 E) isótopos -12
Rpta. a) ........................... b) ........................... 6.
Un compuesto orgánico ternario, formado por C, H y O, cuya masa es de 40g, se somete a una combustión completa y se obtuvo así 39,08 g de CO2 y 7,92 g de H2O. Con un Gasómetro se determinó su masa molecular de 90g/mol. Hallar la F.M. del compuesto.
SOLUCIÓN RPTA.: E
3.
Rpta. .....................
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA A partir de 1962, el átomo patrón tomado como referencia para medir las masas atómicas de los isótopos de un elemento es: A) 8 O16 C) 20 Ca40 E) 6 C12
SOLUCIÓN
B) 1H1 D) 6 C14
Un mol de átomos es su masa atómica expresado en gramos, no es la unidad química de masa. RPTA.: B
SOLUCIÓN
El patrón tomado como referencia para medir masas atómicas es el 12 6 C siendo la unidad de masa
Marque lo incorrecto sobre la masa de un mol de átomos. A) Es la masa de un 6,02 × 1023 de átomos. B) Es una unidad química de masa. C) Contiene igual número de átomos que 12 g de C12 D) Es la masa de un mol de moléculas. E) Es numéricamente igual a la masa atómica expresada en gramos.
(P.A. C = 12 H = 1 O = 16)
1.
La masa atómico (M.A.) de un elemento es el promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los……….. del elemento, comparado con el C12 al cual se le ha asignado el valor de……………..Unidades de masa atómica.
4.
Señalar la afirmación incorrecta respecto a la masa un mol de moléculas.
A) Es la masa de 6,02 × 1023 moléculas. B) Contiene igual número de moléculas que número de átomos en 12g de C12 . C) Contiene número de Avogadro (6,022.1023 ) de átomos en una molécula. D) Es numéricamente igual a la masa molecular expresado en gramos. E) Es una unidad química de masa.
SOLUCIÓN
III.
RPTA.: D
6. I. II.
III.
I. II. III.
Dada las siguientes aseveraciones: A partir de 20 moles de HNO3 se obtiene 30 moles de O2 . 5 moles de O2 contiene igual número de átomos que 2,4 moles de P4 . A partir de 10 moles de Ca(OH)2 se obtiene 520 g de Al(OH)3 . Es (son) verdadero(s) M.A. (u.m.a): Al = 27, O = 16, H=1
RPTA.: E
Se tiene las siguientes muestras químicas: 1 × 10 −10 moles de N 1 × 10 −11 moles de NH3 17 × 10−10 g. de NH3
Se observa que en II contiene mayor número de átomos.
Un mol de moléculas no es una unidad química de masa.
5.
4NAatom −10 17 × 10 −10 gNH3 = 4 10 NA 17gNH3
A) VVV D) FFF I.
Es correcto afirmar:
B) FFV E) VFV
SOLUCIÓN
20molHNO3 → 30
60 at-g (0)
A) Contienen igual número de átomos. B) En II hay mayor número de átomos. C) II y III contienen igual número de átomos. D) En III contienen mayor número de átomos. E) En I hay mayor número de átomos. M.A. (u.m.a): N = 14, H = 1
II.
mol O2 ……….(V)
60 at-g (0)
5 mol O2 ..... 2,4 mol P4 .......(F) 10 at –g
III.
C) VFF
9,6 at-g
10 mol Ca ( OH)2 → A (COH)2 .....(F) No hay aporte de Al
SOLUCIÓN
RPTA.: C El calcio posee dos isótopos, Ca40 y Ca44 , si la masa atómica es 40,08 u. ¿Cuál es el % de abundancia del isótopo liviano?
I.
A) 88% D) 98%
II.
Comparando los átomos en cada caso: N atom 10−10 mol N A = 10 −10 NA 1mol 4N atom −11 10−11 mol NH3 A = 4 10 NA molNH3
7.
B) 90% E) 60%
SOLUCIÓN
Isótopos: 40 Ca ………………….a %
C) 35%
Ca …………………. (100 − a) % 100 % 40 ( a) + 44 (100 − a) PA ( ca) = 100
considerarse como una molécula monoatómica, entonces. 40 g Ar <> 6, 02 × 1023 átomos<> 6,02 × 1023 moléculas <>
44
40,08 (40,08) (100)=40a+4 400-44a
∴
8.
392 4a = 392 a = 98%
RPTA.: E
10.
Señalar verdadero (V) o falso (F)
I.
La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 g. La masa de un mol de átomos de Na es 23 g. La masa atómica y la masa molecular son masas relativas. La masa de un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en unidades de masa atómica.
II. RPTA.: D
III.
Para determinar la masa de una molécula de cierto elemento, debe dividirse entre 6,02 x 10 23 , el valor correspondiente a la masa de:
IV.
A) un mol de átomos B) un mol de moléculas C) un gramo de elemento D) 22,4 moles de átomos de elemento E) 6,022 x 10 23 átomos del elemento
SOLUCIÓN
Para determinar la masa de una molécula, dividimos un mol de moléculas entre 6,02 × 1023
A) FFVV D) VVVF
40 g de Argón (M.A.= 40 u.): A) contiene 6,02 x 10 23 átomos de Argón B) contiene 6,02 x 10 23 moléculas de Argón C) contiene un mol de átomos de Ar D) contiene 1 mol de moléculas de Ar E) todas son correctas
SOLUCIÓN
Como el Argon es un gas noble, el átomo individual no combinado puede
C) FVVF
SOLUCIÓN I. II. III. IV.
98 g es la masa de un mol de moléculas…………………………..…….(F) un mol de Na pesa 23 g.…………(V) si son relativas, pues se compara con el C´12 ………………………………..(V) falso un mol de átomos se expresa en gramos………….………(F) RPTA.: C
RPTA.: B
9.
B) FVVV E) FFFF
11.
Señale el enunciado incorrecto. A) 5 moles de O2 , pesan el doble que 5 moles de CH4 B) En 3 moles de ácido acético (CH3COOH) , existen 6 mol de átomos de carbono. H2 O , contiene C) 54g de aproximadamente 18 x 1023 moléculas. D) En 63 g de HNO3 hay 48 g de oxígeno. E) En 12 x 1023 moléculas de C6H12O6 están contenidos 72 g de carbono.
M.A. (u.m.a): O = 16 C = 12 N = 14
14.
SOLUCIÓN
180gC6 H12 O6 23 6 × 10 mólecC6 H12O6
A) 60% C) 33,33% E) 44,44%
12 × 1023 molécC6H12O6
72gC 180 gC H O = 144gC 6 12 6
Hallar la masa molecular de un compuesto monoclorado, si contiene 25% en peso de cloro. M.A.: Cl = 35,5 A) 170 u. D) 284 u.
B) 142 u. E) 340 u.
B) 40% D) 66,66%
SOLUCIÓN x 3 y2
RPTA.: E
12.
El porcentaje de Y es 40% en X3 Y2 . ¿Cuál es el porcentaje en masa de X en X 4 Y5 ?
3x…………..60 % (x = 20) 2y………….. 40 %(y = 20) →
x 4 y5
5 (x) = 4(20)→ 80 5 (y) = 5(20)→100 180
C) 71 u. ∴
% mx =
80 × 100 = 44, 44% 180
SOLUCIÓN
RPTA.: E
Mcl
∴
15.
35,5……….25% M ………….100% (35,5)(100) = 142 µ M= (25) RPTA.: B
13.
Una mezcla contiene solamente a las sustancias puras: A y B la masa total de la mezcla es 3,72 g; el número total de moles es 0,06; la masa de un mol de B es 48 g y en la mezcla hay 0,02 moles de A. ¿Cuál es la masa molecular de A? A) 60 u. D) 80 u.
B) 90 u. E) 120 u.
C) 70 u.
A) 7 D) 6
II. ∴
C) 4
NlC l2 × H2 O
18 x 71 58,7 NlCl2
( )
129,7 +18 x 10 g
wA + wB = 3,72 g ……………………… α
wB = 0,06 → wB = 1,92 48 en α: wA = 1,8 g 0,02 +
Finalmente: MA =
B) 5 E) 3
SOLUCIÓN
SOLUCIÓN I.
Se calentaron 10 g de NiCl2 hidratado, se NiCl2 XH2O , obtuvo así un residuo anhídrido de NiCl2 que pesó 5,456 g. Calcular el valor de “X” M.A. (u.m.a): Ni = 58,7 Cl = 35,5 O = 16
wA 1,8 = = 90 µ nA 0,02
RPTA.: B
∴ →
129,7 5,456 g
Del problema: 5,456(129,7)+18x)=129,7(10) x=6 RPTA.: D
16.
Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso: C = 57,2%, H = 4,79% y S = 38,01%. Si 5 gramos de este material producen en las propiedades molares el mismo efecto que 1, 8 x 1022 moléculas, ¿cuál es la fórmula molecular de la sustancia? P.A.(u.m.a): C = 12 H =1 S = 32 A) C4H4S C) C4H8S2 E) C3H8S3
SOLUCIÓN
CxHyO2 + O2 → CO2 + H2O 7,49 g
2 gH 6,13 gH2O = 0,68 18gH2O 12gC 14,96 gCO2 = 4,08 44gCO 2
B) C8H8S2 D) C2H6S2 ∴
SOLUCIÓN
Cálculo de la formula empírica
57,2 4,77 = =4 12 1,188 4,79 4,79 = =4 y= 1 1,188 38,01 1,188 w= = =1 32 1,188
4,08 0,34 = =2 12 0,17 0,68 0,68 = =4 H= 1 0,17 2,73 0,17 O= = =1 16 0,17 X=
(
C 4H4S M = 84
)
Además: …………………5g 6,02 × 1023 moléculas………………..M
k =
M MC4H4S
=
167 =2 84
RPTA.: B
La combustión de 7,49 g de un compuesto que contiene C, H y O produjo 14,96 g de CO2 y 6,13 g de agua. además, dos moléculas de este compuesto pesan −22 5,866 x 10 g. Establecer la fórmula molecular del compuesto. A) C8H16O4 C) C6H12O3 E) C2H4O8
B) C4H10O2 D) C4H8O2
)
6,02 × 1023 ↔ M
∴
Finalmente: FM = KFE FM = 2 ( C4H4S ) = C8H8S2
(
C2H4O M = 44
Cálculo del peso molecular: 2 moléculas ↔ 5,866 × 10−22 g
1,8 x1022 moléculas
17.
Cx HyOz 7,49 g
C = 4,08 H = 0,68 O = 2,73
Calculando la fórmula empírica: Cx Hy Sw x=
∴
14.96 6,13 g
→ ∴
M = 176,56 176,56 K= =4 44
FM=k (FE)
FM = C8H16O4
RPTA.: A
18.
En la combustión de una muestra de un hidrocarburo se forman 1,026 g de H2O y 11,40 g de CaCO3 (al absorber el CO2 en disolución de Ca(OH)2 ) . Además 2,5 moles de compuesto pesa 195 g. Hallar la formula molecular del hidrocarburo. A) C3H8 D) C6H6
B) C2H2 E) C5H10
C) C4H4
SOLUCIÓN
SOLUCIÓN Snx Fx
CxHy + O2 → CO2 + H2O
0,578
2gH 1,026 gH2O = 0,114gH 18gH O 2
0,578 = 4,85 × 10−3 / 0,00485 = 1 119 0,366 y= = 0,01926 / 0,00485 = 4 19
x=
Ca ( OH)2
= 1,368 gC 100gCaCO 3 12gC
CaCO3 = 11,4 gCaCO3
1,368 0,114 x= = =1 12 0,114
0,114 0,114 y= = =1 1 0,114 *
∴
SF4
RPTA.: B
CH (M = 13)
20.
Además: 2,5 moles ↔ 195 g 1 mol
↔ M
M = 78
78 =6 13
k=
→
FM = k(FE) = 6 ( CH) = C6H6
x
*
Se trata 0,578 g de estaño puro con flúor gaseoso hasta que el peso del compuesto resultante tenga un valor constante de 0,944 g. ¿Cuál es la ecuación de síntesis de este proceso?
*
E) Sn + F2 → Sn 2 F8
2
143
79,5
Resolviendo ( β ) x = wCu O = 0, 4515 2
→
B) Sn + F2 → SnF4
D) Sn + F2 → SnF6
1-x wCu O + wCuO = 1g …………….. ( α ) 127 63,5 x+ (1 − x ) = 0,839 ….. (β ) 143 79,5
2 Cu+O Cu + O 127 63,5
M.A.(u.m.a): Sn = 119 F = 19
C) Sn + F2 → Sn2 F2
B) 0,54 g D) 0,41 g
SOLUCIÓN
RPTA.: D
A) Sn + F2 → SnF2
Una mezcla de 1,00 g de óxido cuproso ( Cu2O ) y óxido cúprico (CuO) fue cuantitativamente reducido a 0,839 g de cobre metálico. ¿Cuál era el peso del CuO en la muestra original? M.A. (u.m.a): Cu = 63,5 A) 0,61 g C) 0,32 g E) 0,81 g
*
19.
0,366
wCuO = 1 − 0, 4515 = 0,5485
RPTA.: B
21.
Una muestra de 1,483 g de compuesto de K, Cr y O da lugar mediante tratamiento adecuado a 0,581 g de Cr2 O3 y 1,609 g se
A) C6H12O6 C) CH2O E) C5H12O5
transforman a 2,296 g de KClO4 . Hallar la F.E. del compuesto. M.A.(u.m.a):K=39,Cr=52Cl= 35,5 A) K2Cr2O7 B) K2Cr O4 C) K2Cr O3 D) K2Cr O2 E) KCrO3
SOLUCIÓN
CxHyOw + O2 → CO2 + H2O
SOLUCIÓN
0,5604 g
k xCryOw 1,483
12gC 0,832 gCO2 = 0,2269 g 44gCO 2 ∴
k 2CryOw 1,069
→ wO = 0,5602 − ( 0,0363 + 0,2269) = 0,2972g
(1,483gk Cr
y
0,2269 = 0,0189 / 0,0186 = 1 12 0,0363 = 0,0363 / 0,0186 = 2 y= 1 0,2972 = 0,0186 /0,0186 = 1 w= 16
∴ x=
Ow → 0,3975Cr ) ×1,08496
1,609gk xCryOw ↔ 0,4313gCr
* 1,609gk xCryOw ↔ 0,6465gk wO = 1,609 − (1,0778g) = 0,5312gO k xCryOw → 0,6465 = 0,016577 /0,008294 = 2 39 0,4313 = 0,008294 / 0,008294 = 1 y= 52 0,5312 w= = 0,0332 /0,008294 = 4 16
23.
k 2 C r O4
RPTA.: B
Un tipo de azúcar, sustancia blanca que se usa mucho como aglutinante en la fabricación de píldoras y tabletas, contiene C, H y O en su composición. Para analizar una preparación comercial se quema una muestra de 0,5604 g. El aumento de peso del absorbente de agua es de 0,3267 g y el de absorbente de Co2 es 0,832 g. Hallar la F.E. del compuesto
CH2O
RPTA.: C
x=
22.
wH = 0, 0363 g
wC = 0, 2269 g
39gK 2,296 gkClO 4 = 0,6465 gk 138,5gkClO 4 x
0,822 g 0,3267g
2gH 0,3267 gH2O = 0,0363 18gH O 2
104gCr 0,581gCr2 O3 = 0,395gCr 152gCr2 O3
*
B) C12H22O11 D) C6H10O5
A partir de 6,827 g de óxido de hierro se obtiene 24,6 g de sulfato ferroso heptahidratado. Hallar la fórmula del óxido de hierro. M.A.(u.m.a):Fe=55,85S=32O =16 A) Fe O B) Fe2 O3 C) Fe3O4 D) Fe2O4 E) Fe O2
SOLUCIÓN FexOy → FeSO4 7H2O
6,827 g →
24,6g (*)
Cálculo del: MF e S O4
7 H2 O
7 x 18 =126 16 x 4 = 64 32 55,85 g Fe 277,85 g sal
(*) 24,6 gFeSO4
55,85gFe 277,85gFeSO4 7H2O
7H2O
wC3H8
= 4,9457 gFe ∴
24c = 0,0416 gC 30 36gC : 0,135C 3H8 = 0,1104 gC 44C H 3 8 wC = 0,152 g
wC2H6 : 0,052gC2H6
En la fórmula Fex Oy 1,8813 g O 4,9457 g Fe
RPTA.: E
4,9457 = 0,0885 / 0,0885 = 1 × 3 = 3 55,85 1,8813 y= = 0,1176 /0,0885 = 1,33 × 3 = 4 16 Fe3 O4 →
UNIDADES QUÍMICAS DE MASA
x=
1. A partir de 1962, el átomo patrón tomado como referencia para medir las masas atómicas de los isótopos de un elemento es:
RPTA.: C
24.
Una mezcla consistente en los compuestos de fórmulas C2 H6 y C3 H8 pesa 0,187 g y comprende un total de 4,8 milimoles. ¿Cuántos gramos de carbono hay en la mezcla? M.A. (u.m.a): C = 12 H = 1 A) 0,112 g C) 0,171 g E) 0,152 g
2.
B) 0,098 g D) 0,067 g
A) isótopos -16 B) isótopos -14 C) átomos -12 D) isóbaros -12 E) isótopos -12
SOLUCIÓN MC2H6 = 30
MC H = 44 = 0,187 3 8
wC H + wC H wC H wC H + = 0,0048 30 44 Si: wC H = a ∧ wC H = b a + b = 0,178.………………………… ( α ) a b + = 0,0048 ………………….… (β ) 30 44 2 6
3 8
2 6
3 8
2 6
→
3 8
( α ) a + b = 0,187 30 - 30 x (β ) -a b = −0,144 44 b=
→
A) 8 O16 B) 1H1 C) 20 Ca40 D) 6 C14 E) 6 C12 La masa atómico (M.A.) de un elemento es el promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los……….. del elemento, comparado con el C12 al cual se le ha asignado el valor de……………..Unidades de masa atómica.
0,043 = 0,135 g 0,318
a = 0,187 – 0,135 = 0,052 Calculando los pesos de carbono en cada caso
3.
Marque lo incorrecto sobre la masa de un mol de átomos. F) Es la masa de un 6,02 × 1023 de átomos. G) Es una unidad química de masa. H) Contiene igual número de átomos que 12 g de C12 I) Es la masa de un mol de moléculas. J) Es numéricamente igual a la masa atómica expresada en gramos.
4.
Señalar la afirmación incorrecta respecto a la masa un mol de moléculas.
M.A. (u.m.a): Al = 27, O = 16, H=1 A) VVV D) FFF
23
A) Es la masa de 6,02 × 10 moléculas. B) Contiene igual número de moléculas que número de átomos en 12g de C12 . C) Contiene número de Avogadro (6,022.1023 ) de átomos en una molécula. D) Es numéricamente igual a la masa molecular expresado en gramos. E) Es una unidad química de masa. 5. I. II. III.
7.
Se tiene las siguientes muestras químicas: 1 × 10 −10 moles de N 1 × 10 −11 moles de NH3 17 × 10−10 g. de NH3
I. II.
III.
B) 90% E) 60%
C) 35%
Para determinar la masa de una molécula de cierto elemento, debe dividirse entre 6,02 x 10 23 , el valor correspondiente a la masa de: A) un mol de átomos B) un mol de moléculas C) un gramo de elemento D) 22,4 moles de átomos de elemento E) 6,022 x 10 23 átomos del elemento
Es correcto afirmar:
6.
C) VFF
El calcio posee dos isótopos, Ca40 y Ca44 , si la masa atómica es 40,08 u. ¿Cuál es el % de abundancia del isótopo liviano? A) 88% D) 98%
8.
B) FFV E) VFV
F) Contienen igual número de átomos. G) En II hay mayor número de átomos. H) II y III contienen igual número de átomos. I) En III contienen mayor número de átomos. J) En I hay mayor número de átomos. M.A. (u.m.a): N = 14, H = 1
9.
Dada las siguientes aseveraciones: A partir de 20 moles de HNO3 se obtiene 30 moles de O2 . 5 moles de O2 contiene igual número de átomos que 2,4 moles de P4 . A partir de 10 moles de Ca(OH)2 se obtiene 520 g de Al(OH)3 .
10.
Señalar verdadero (V) o falso (F)
I.
La masa de una molécula de ácido sulfúrico es 98 g. La masa de un mol de átomos de Na es 23 g. La masa atómica y la masa molecular son masas relativas. La masa de un mol de átomos es numéricamente igual a la masa atómica expresada en unidades de masa atómica.
Es (son) verdadero(s)
40 g de Argón (M.A.= 40 u.): A) contiene 6,02 x 10 23 átomos de Argón B) contiene 6,02 x 10 23 moléculas de Argón C) contiene un mol de átomos de Ar D) contiene 1 mol de moléculas de Ar E) todas son correctas
II. III. IV.
A) FFVV D) VVVF 11.
B) FVVV E) FFFF
C) FVVF
Señale el enunciado incorrecto. A) 5 moles de O2 , pesan el doble que 5 moles de CH4 B) En 3 moles de ácido acético (CH3COOH) , existen 6 mol de átomos de carbono. H2 O , contiene C) 54g de aproximadamente 18 x 1023 moléculas. D) En 63 g de HNO3 hay 48 g de oxígeno. E) En 12 x 1023 moléculas de C6H12O6 están contenidos 72 g de carbono. M.A. (u.m.a): O = 16 C = 12 N = 14
12.
14.
B) 142 u. E) 340 u.
C) 71 u.
16.
17.
B) 90 u.
D) 80 u.
E) 120 u.
El porcentaje de Y es 40% en X3 Y2 . ¿Cuál es el porcentaje en masa de X en X 4 Y5 ? A) 60% C) 33,33% E) 44,44%
B) 40% D) 66,66%
18.
C) 4
B) C8H8S2 D) C2H6S2
La combustión de 7,49 g de un compuesto que contiene C, H y O produjo 14,96 g de CO2 y 6,13 g de agua. además, dos moléculas de este compuesto pesan −22 5,866 x 10 g. Establecer la fórmula molecular del compuesto. A) C8H16O4 C) C6H12O3 E) C2H4O8
C) 70 u.
B) 5 E) 3
Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso: C = 57,2%, H = 4,79% y S = 38,01%. Si 5 gramos de este material producen en las propiedades molares el mismo efecto que 1, 8 x 1022 moléculas, ¿cuál es la fórmula molecular de la sustancia? P.A.(u.m.a): C = 12 H =1 S = 32 A) C4H4S C) C4H8S2 E) C3H8S3
Una mezcla contiene solamente a las sustancias puras: A y B la masa total de la mezcla es 3,72 g; el número total de moles es 0,06; la masa de un mol de B es 48 g y en la mezcla hay 0,02 moles de A. ¿Cuál es la masa molecular de A? A) 60 u.
Se calentaron 10 g de NiCl2 NiCl2 XH2O , hidratado, se obtuvo así un residuo anhídrido de NiCl2 que pesó 5,456 g. Calcular el valor de “X” M.A. (u.m.a): Ni = 58,7 Cl = 35,5 O = 16 A) 7 D) 6
Hallar la masa molecular de un compuesto monoclorado, si contiene 25% en peso de cloro. M.A.: Cl = 35,5 A) 170 u. D) 284 u.
13.
15.
B) C4H10O2 D) C4H8O2
En la combustión de una muestra de un hidrocarburo se forman 1,026 g de H2O y 11,40 g de CaCO3 (al absorber el CO2 en disolución de Ca(OH)2 ) . Además 2,5 moles de compuesto pesa 195 g. Hallar la formula molecular del hidrocarburo.
A) C3H8 D) C6H6 19.
22.
Sn + F2 → SnF2 Sn + F2 → SnF4 Sn + F2 → Sn2 F2
Sn + F2 → SnF6 Sn + F2 → Sn 2 F8
Una mezcla de 1,00 g de óxido cuproso ( Cu2O ) y óxido cúprico (CuO) fue cuantitativamente reducido a 0,839 g de cobre metálico. ¿Cuál era el peso del CuO en la muestra original? M.A. (u.m.a): Cu = 63,5 A) 0,61 g C) 0,32 g E) 0,81 g
21.
C) C4H4
Se trata 0,578 g de estaño puro con flúor gaseoso hasta que el peso del compuesto resultante tenga un valor constante de 0,944 g. ¿Cuál es la ecuación de síntesis de este proceso? M.A.(u.m.a): Sn = 119 F = 19 A) B) C) D) E)
20.
B) C2H2 E) C5H10
A) K2Cr2O7 C) K2Cr O3 E) KCrO3
B) K2Cr O4 D) K2Cr O2
A) C6H12O6
B) C12H22O11
C) CH2O
D) C6H10O5
E) C5H12O5 23.
A partir de 6,827 g de óxido de hierro se obtiene 24,6 g de sulfato ferroso heptahidratado. Hallar la fórmula del óxido de hierro. M.A. (u.m.a): Fe = 55,85 S = 32 O =16 A) Fe O C) Fe3O4 E) Fe O2
B) 0,54 g D) 0,41 g
Una muestra de 1,483 g de compuesto de K, Cr y O da lugar mediante tratamiento adecuado a 0,581 g de Cr2 O3 y 1,609 g se transforman a 2,296 g de KClO4 . Hallar la F.E. del compuesto. M.A. (u.m.a) : K = 39, Cr = 52 Cl = 35,5
Un tipo de azúcar, sustancia blanca que se usa mucho como aglutinante en la fabricación de píldoras y tabletas, contiene C, H y O en su composición. Para analizar una preparación comercial se quema una muestra de 0,5604 g. El aumento de peso del absorbente de agua es de 0,3267 g y el de absorbente de Co2 es 0,832 g. Hallar la F.E. del compuesto
24.
B) Fe2 O3 D) Fe2O4
Una mezcla consistente en los compuestos de fórmulas C2 H6 y C3 H8 pesa 0,187 g y comprende un total de 4,8 milimoles. ¿Cuántos gramos de carbono hay en la mezcla? M.A. (u.m.a): C = 12 H = 1 A) 0,112 g C) 0,171 g E) 0,152 g
B) 0,098 g D) 0,067 g
