Datos: Na: 23; C: 12; H: 1; O: 16; N: 14; S: 32

Ejercicio 1 (1,5 puntos)

El cloro y el sodio se combinan para dar cloruro de sodio en la siguiente relación: 71 g de cloro con 46 g de sodio. Calcula:

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

71 g de Cloro / 46 g de Sodio = 30 g de Cloro / x
x = 46 * 30 / 71 = 19.44 g de Sodio

b) La cantidad de cloruro de sodio que se formará al mezclar 50 g de cloro con 80 g de sodio.

71 g de Cloro / 46 g de Sodio = 1.54 g cloro / g sodio
50 g de Cloro / 80 g de Sodio = 0.625 g cloro / g sodio

50 g de Cloro / x = 1.54 g cloro / g sodio
x = 32.47 g de sodio

50 g de cloro + 32.47 g de sodio = 82.47 g de cloruro de sodio

c) El porcentaje de cloro y de sodio en el cloruro de sodio.

Ejercicio 2 (1 punto)

¿Cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de moléculas y cuál mayor número de átomos? Razona tus respuestas. Todas ellas están medidas en las mismas condiciones de P y T:

1. 1 L de H₂
2. 1 L de O₃
3. 0,5 L de CO₂
4. 0,25 L de N₂

Ecuación de los gases ideales: n = P * V / (R * T)
P = PRESIÓN, V = VOLUMEN, R = CONSTANTE DE LOS GASES IDEALES, T = TEMPERATURA

Para 1 L de H₂: n_H2 = (1 L) * (1 atm) / (0.0821 * 273 K) = 0.045 moles

Para 1 L de O₃: n_O3 = (1 L) * (1 atm) / (0.0821 * 273 K) = 0.045 moles

Para 0.5 L de CO₂: n_CO2 = (0.5 L) * (1 atm) / (0.0821 * 273 K) = 0.0225 moles

Para 0.25 L de N₂: n_N2 = (0.25 L) * (1 atm) / (0.0821 * 273 K) = 0.01125 moles

Para H₂: (0.045 moles) * (6.022 * 10²³ moléculas/mol) = 2.71 * 10²² moléculas
(2.71 * 10²²) * 2 = 5.42 * 10²² átomos

Para O₃: (0.045 moles) * (6.022 * 10²³ moléculas/mol) = 2.71 * 10²² moléculas
(2.71 * 10²²) * 3 = 8.13 * 10²² átomos

Para CO₂: (0.0225 moles) * (6.022 * 10²³ moléculas/mol) = 1.356 * 10²² moléculas
(1.356 * 10²²) * (1 + 2) = 4.068 * 10²² átomos

Para N₂: (0.01125 moles) * (6.022 * 10²³ moléculas/mol) = 6.77 * 10²¹ moléculas
(6.77 * 10²¹) * 2 = 1.354 * 10²² átomos

Mayor número de moléculas: O₃. Menor número de moléculas: N₂.
Mayor número de átomos: O₃. Menor número de átomos: H₂.

Ejercicio 3 (1 punto)

Si tenemos 5 g de ácido sulfúrico, ¿cuántos moles de ácido sulfúrico tenemos? ¿Y qué masa de ácido sulfúrico necesitaríamos para tener 10²⁷ átomos de hidrógeno?

moles = masa (g) / masa molar (g/mol)
moles = 5 g / 98.08 g/mol = 0.051 moles

H = 10²⁷ átomos / 6.022 * 10²³ átomos/mol = 1.66 * 10⁴ moles

Ejercicio 4 (1,5 puntos)

a) ¿Qué es un gas ideal? ¿En qué condiciones un gas se comporta como ideal? ¿Tiene esto alguna ventaja?

Un gas ideal es un modelo teórico que describe el comportamiento de los gases bajo ciertas condiciones ideales. Se comporta como ideal cuando las moléculas del gas no interactúan entre sí, el volumen de las moléculas es despreciable en comparación con el volumen total del gas y las colisiones entre las moléculas y las paredes del recipiente son perfectamente elásticas. Esto significa que las moléculas se mueven libremente y no pierden energía cinética durante las colisiones.

Una ventaja de utilizar el modelo de gas ideal es que simplifica los cálculos y permite predecir el comportamiento de los gases en situaciones específicas, como en procesos termodinámicos, sin la necesidad de considerar complicaciones adicionales.

b) Se sabe que cierta cantidad de gas ideal a 20 °C ocupa un volumen de 10 L cuando el manómetro indica 780 mmHg. Calcula la cantidad de gas en mol y el volumen que ocuparía en condiciones normales de presión y temperatura.

P * V = n * R * T
T (K) = 20 °C + 273.15 = 293.15 K

n = P * V / (R * T)
n = 780 mmHg * 10 L / (0.0821 atm * L / (mol * K) * 293.15 K) = 0.341 moles

V_cnpt = (1 atm) * (10 L) / (780 mmHg) * (293.15 K / 273.15 K) = 13.3 L

Ejercicio 5 (1 punto)

Calcula la presión parcial que ejerce cada uno de los gases de una mezcla formada por 4 g de H₂ y 8 g de O₂, si el manómetro instalado en el recipiente marca 2 atm. ¿Qué ley estás aplicando? ¿Qué nos dice esa ley?

Aplicamos la ley de las presiones parciales de Dalton:

P_H2 = n_H2 * P / n_T
P_O2 = n_O2 * P / n_T

n_H2 = 4 g / 2 g/mol = 2 mol de H₂
n_O2 = 8 g / 32 g/mol = 0.25 mol de O₂

P_H2 = 2 mol * 2 atm / 2.25 mol = 1.78 atm
P_O2 = 0.25 mol * 2 atm / 2.25 mol = 0.22 atm

1.78 atm + 0.22 atm = 2 atm

La ley de Dalton de las presiones parciales establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de los gases individuales que componen la mezcla.

Ejercicio 6 (1 punto)

Cierto gas tiene la siguiente composición centesimal: 52.2% de C, 13.0% de H y 34.8% de O. Además, se sabe que 7.34 g de compuesto ocupan un volumen de 6 L, medido a 700 mmHg de presión y 150 °C de temperatura. Calcula la fórmula molecular del gas suponiendo que tiene un comportamiento ideal.

Masas atómicas: C = 12, H = 1, O = 16
Atmósfera = 760 mmHg

Carbono: 52.2 / 12 = 4.35 g de C / 2.18 = 2 mol de C
Hidrógeno: 13 / 1 = 13 g de H / 2.18 = 6 mol de H
Oxígeno: 34.8 / 16 = 2.18 g de O / 2.18 = 1 mol de O

Fórmula empírica = C₂H₆O

P * V = n * R * T
PM = 46 g/mol
46 g/mol / (12 * 2 + 1 * 6 + 16) = 1

La masa molar de la fórmula empírica coincide con la fórmula del gas, siendo C₂H₆O.

Ejercicio 7 (1,5 puntos)

Se prepara una disolución con 5 g de NaOH en 25 g de agua destilada. Si el volumen final es de 27.1 cm³, calcula la concentración de la disolución en:

a) Porcentaje en masa

% m/m = m_soluto / m_solución

m_solución = m_soluto + m_solvente = 5 g + 25 g = 30 g

% m/m = 5 g / 30 g * 100 = 16.66 % g/g

b) g/L

c = g/L

V = 27.1 cm³ / 1000 = 0.0271 L

c = 5 g / 0.0271 L = 184.50 g/L

c) Molaridad

n = masa / Mm = 5 g / 40 g/mol = 0.125 mol

M = n / V (L) = 0.125 moles / 0.0271 L = 4.61 moles/L

Ejercicio 8 (1,5 puntos)

a) ¿Por qué disminuye la presión de vapor de una disolución con respecto al disolvente puro?

Las moléculas de soluto, al ocupar un lugar entre las del disolvente, dificultan el escape al estado gaseoso de las moléculas del disolvente. Entonces, la presión de vapor de este disminuye. La expresión que indica cuantitativamente esta variación es la Ley de Raoult.

b) Define ósmosis.

Es el paso de disolvente, a través de una membrana semipermeable, desde la disolución menos concentrada a la más concentrada hasta que las dos disoluciones equilibran sus concentraciones.

c) Una muestra de 1.20 g de soluto no iónico se disuelve en 50 g de benceno. Sabiendo que el punto de congelación del benceno puro es de 5.48 °C y que ahora congela a 4.92 °C, determina la masa molar del compuesto. Datos: K_c (benceno) = 5.10 °C * mol^-1 * kg.