Upload
fenderjoseph
View
3
Download
0
Embed Size (px)
DESCRIPTION
Ejericios de química, química básica, termodinámica, mezclas, disociación
Citation preview
1. 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.
a) Primeramente averiguamos la masa de 2 l de aire:
d=mV; 1 ,293g / l= m
2 l; m=2 ,586 g .
masa de O2=2 ,586 g .21100
=0 ,543 g de O2 .
masa de Ar=2,586 g .0,9
100=0 ,023 g de Ar .
Utilizamos el NA para calcular las moléculas que hay de oxígeno:
32 g O2
6 ,023 .1023moléculas de O2
=0 ,543 g O2
X; X=1,022 .1022moléculas de O2 .
b) Calculamos los moles de cada componente y los sumamos:
moles de O2=0 ,543 g
32g /mol=0 ,017 moles
;moles de N 2=
2 ,017 g28 g/mol
=0 ,072 moles;
moles de Ar=0 ,023 g4 g /mol
=0 ,006 moles; nº moles totales=0 ,017+0 ,072+0 ,006=0 ,095 ;
Aplicando la ecuación general de los gases:
P .0,5 l=0 ,095moles . 0 ,082atm . lK .mol
. 298K ; P=4 ,64 atm.
2. 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.
a) Para calcular la presión que ejerce la mezcla de los gases, calculamos primeramente
el nº total de moles que hay en el recipiente:
masa de N2=2,586 g .78100
=2 ,017 g de N 2 .
n(He )= 8 g4 g /mol
=2 moles : n(N2 )=84 g28 g/mol
=3 moles ; n(H2O)=90 g18g /mol
=5 moles .
nº total de moles = 2 + 3 +5 =10;
Luego aplicamos la ecuación general de los gases: P .5 l=10moles .0 ,082
atm .lK .mol
.300K
PT=49 ,2atm.
b) XHe=
nº moles Henº moles totales
= 210
=0,2 ; X N2
=nº moles N 2
nº moles totales= 3
10=0,3 ;
XH 2O=nº moles H2O
nº moles totales= 5
10=0,5;
Como se puede comprobar, la suma de las presiones parciales: ∑ X i=1
PHe.V= nHeR.T; PHe . 5 l=2moles . 0 ,082
atm . lK .mol
. 300K; PHe=9 ,84 atm;
PN2=XN 2
. PT ; PN 2=0,3 .49 ,2atm=14 ,76atm
PH2O=X H2O
. PT ; PH2O=0,5 . 49 ,2atm=24 ,6atm
La suma de las presiones parciales es la presión total:
9,84 atm +14,76 atm + 24,6 atm = 49,2 atm.
3. 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 %.
24 ,74 g C12g /mol
=2 ,06 moles átomos de C
Como las tres relaciones son idénticas, la fórmula empírica será: CHCl.
2 ,06 g H1 g/mol
=2 ,06 moles átomos de H
73 ,20g Cl35 ,5g /mol
=2 ,06 moles átomos de Cl
750mmHg760mmHg /atm
. 1l=n .0 ,082atm. lk .mol
298K ; n=0 ,04 moles .
Estos moles son los que corresponden a los 3,88 g de compuesto, luego planteamos la
siguiente proporción para encontrar la masa molar:
3 ,88 gson 0 ,04moles
= x1mol
; x=Masa molar=97g /mol
fórmula del compuesto es C2H2Cl2.
4. 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?
Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles
correspondientes a esos 4,88 gramos de gas:
1,5atm .1 l=n. 0 ,082atm .lk .mol
.300K ; n=0 ,061mol de O2.
La masa molar del gas será:
Si 4 ,88gson 0 ,061 moles
= X1 mol
; X=80 g
Como la M(SO2)=64 g/mol y la M(SO3)=80g/mol. El gas es el SO3
m=ρ1.V 1 m=1 ,25g / l . 25 l=31 ,25g .
ρ2=mV 2
=31 ,25g22 ,4 l
=1 ,40 g/ l
17. 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.
a) Aplicamos la ecuación general de los gases PV=nRT pero previamente calculamos los
moles de gas:
9748 ,5
=2 ;
b) Para calcular el volumen que ocupan los 107,19 moles en c.n. podemos volver a
aplicar la ecuación PV=nRT con las c.n. o la siguiente proporción:
1mol de gas en c .n .ocupa siempre 22 ,4 l
=107 ,19molesX
; X=2401 l .
5. Un mol de un gas ideal para el que CV, m = 20,8 J K-1 mol-1 se calienta desde
una temperatura inicial de 0 º C a una temperatura final de 275 º C a volumen
constante. Calcule q, w, U y delta H para este proceso.
w = 0 porque ∆V = 0.
∆U = q = CV
∆T = 20.8 J mol-1 K-1 × 275 K = 5.72 ×103J
∆H = ∆U + ∆ (PV) = ∆U + R∆T = 5.72 ×103J + 8.314 J mol-1 K-1 × 275 K =
8.01×103J
6. A temperatura muy próxima a 26 °C la presión de vapor de agua resulta ser
de 25,21 mm. Calcular la presión de vapor a la misma temperatura de una
solución 2,32 molal de un compuesto no electrolito no volátil, suponiendo
comportamiento ideal.
P .V=n .R .T ; P .100 l=107 ,19moles . 0 ,082atm .lK .mol
293K ; P=25 ,75atm .
nº de moles=3430 g32g /mol
=107 ,19 moles
m=2 . 32molal=2 .32moles . solutoKg .disolvente
1Kg .disolvente=1000gr .disolvente… x 1mol18 g
=55 .5moles (H 2O )
Po−PPo
=Xs=25 .21−P25 .21
Xs= 2 .32moles . soluto(2 .32+55 . 55)molestotales
=0 . 04
25 . 21−P25 . 21
=0. 04
P=24 .201mmHg
7. A 19 °C, la presión de vapor del tetracloruro de carbono, CCl4 es de
85,51mm, y la de una disolución de 0,860 g de antraceno en 20,0 g de CCl4 es
de 82,26 mm. Hallar el peso molecular del antraceno.
Po = 85.51 mmHg
P = 82.26 mmHg
Po−PPo
=Xs=85 .51−82 .2685 .51
=
0 .86M
0 .86M
+20154
0 .038=0. 860. 86+0.1298M
M=167 . 64gmol
8. Si se introducen 1,35 noles de hidrógeno y 0,493 moles de yodo en un vaso
de reacción de un litro de capacidad, se calienta a 454c, ¿cuánto será el valor
dela constante de equilibrio a esa temperatura, sabiendo que la
concentración de vapor del yoduro de hidrógeno, HI, en equilibrio es de
9,45.10-2 moles/L?
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
n inicio 1,35 0,493 -
n consumo x x
n forma - - 2x
n eq 1,35 - x 0,493 + x 2x
Dato:
9,45.10-2 mol/L = 2x
V = 1L
X = 4,725.10-2mol
[H2] =
1,35−x1 = 1,30275 mol/L
[I2] =
0 ,493−x1 = 0,44575 mol/L
Kc =
[ HI ]2
[H2] [ I 2] =
[9,45 .10-2 ]2
[1,30275 ] [ 0,44575 ] = 0,1537
9. Para la siguiente reacción en equilibrio: 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) el valor de
la constante de equilibrio Kc es 6,43.105 a 200c. Si la concentración en el
equilibrio del NO(g) es 3,04.10-4 moles/L y la concentración de O2(g) es 0,606
moles/L ¿Cuál será la concentración del NO2(g)?
Kc =
[ NO2 ]2
[ NO ]2 [O2 ]
6,43.10-5 =
[ NO2]2
[3,04 .10 -4 ]2 [ 0,606 ]
[NO2] = 0,1897 mol/L
10. A 375 K, el valor de Kp de la reacción: SO2Cl2(g) ↔ Cl2(g) + SO2(g) es 2,4
cuando las presiones se expresan en atm. Supónganse que se colocan 6,7g
de SO2Cl2(g) en un balón de 1L y se aumenta la temperatura a 375 K ¿cuál
será la presión del SO2Cl2(g) si nada de el se disociara?. En el equilibrio
cuales son las presiones del SO2Cl2(g), Cl2(g) y SO2(g)?.
Datos:
T = 375K
Kp = 2,4
SO2Cl2(g) ↔ Cl2(g) + SO2(g)
P inicio Pi - -
P consumo P - -
P forma - - P
P eq Pi - P P P
Masa del SO2Cl2 = 6,7g
M del SO2Cl2 = 134
Al inicio la presión total se debe al SO2Cl2
Pi =
nRTV =
mRTM̄ V
Pi =
(6,7 ) (0 ,092 ) (375 )(135 ) (1 ) = 1,526 atm
Kp =
(P SO2 )(P Cl2)(P SO2Cl2) =
P2
(1,526−P ) = 2,4
P = 1,0588 atm
Entonces en el equilibrio:
P Cl2 = 1,0588 atm
P SO2 = 1,0588 atm
P SO2Cl2 = 0,4672 atm
11. La formación del N2O4 se explica mediante las dos reacciones siguientes:
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
2 NO2 (g) → N2O4 (g).
¿Qué relación existe entre las constantes de los dos equilibrios con la
constante de equilibrio de la reacción global?
(1) 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
(2) 2 NO2 (g)→N2O4 (g)
(3) 2 NO + O2 (g)→N2O4 (g)
[NO2]2 [N2O4] [N2O4]
KC1 = ––––––––– ; KC2 = –––––– ; KC3 = –––––––––
[NO]2·[O2] [NO2]2 [NO]2·[O2]
[NO2]2·[N2O4] [N2O4]
KC1·KC2 = –––––––––––––– = ––––––––– = KC3
[NO]2·[O2]·[NO2]2 [NO]2·[O2]
12. La constante del siguiente equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g). a 150 ºC y
200 atm es 0,55: ¿Cuál es la concentración de amoniaco cuando las
concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L
respectivamente.
Equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g)
[NH3]2 [NH3]2
KC = ––––––––– = ––––––––––––– = 0,55
[N2]·[H2]3 0,2 M·(0,10 M)3
Despejando: [NH3] = 0.01 M
13. Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente: 2 NOCl (g) → 2 NO (g) +
Cl2 (g) a 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se
introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó
que se había disociado un 33 % del compuesto.
a) Calcula Kc.
b) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la
respuesta.
a) Equilibrio: 2 NOCl (g) → 2 NO (g) + Cl2 (g)
Conc inic. (M) 2 0 0
Conc equil. (M) 2(1–0,33) 2·0,33 0,33
[NO]2·[Cl2] (0,67 M)2·(0,33 M)
KC = ––––––––– = ––––––––––––––– = 0.083 M
[NOCl]2 (1,33 M)2
b) El equilibrio se desplazará hacia la izquierda pues existen menos moles en los
reactivos (2) que en los productos (2+1) y según el principio de L’Chatelier al
aumentar la presión el equilibrio se desplazará hacia donde se produzca un
descenso de la misma, es decir, hacia donde menos moles haya.
14. Para la reacción SbCl5(g) → SbCl3(g) + Cl2(g), KC, a la temperatura de 182 C,
vale 9,32 · 10–2. En un recipiente de 0,40 litros se introducen 0,2 moles de
SbCl5 y se eleva la temperatura a 182 ºC hasta que se establece el equilibrio
anterior. Calcula:
a) la concentración de las especies presentes en el equilibrio;
b) la presión de la mezcla gaseosa.
a) Equilibrio: SbCl5(g) →SbCl3(g) + Cl2(g)
cinic(mol/l) 0,2/0,4 0 0
cequil(mol/l) 0,5(1–a) 0,5 a 0,5 a
[SbCl3] ·[Cl2] 0,5 a · 0,5 a
KC = ––––––––– = ––––––––––– = 9,32 · 10–2
[SbCl5] 0,5(1–a)
De donde: a = 0,348
[SbCl5] = 0,5 M · (1 – 0,348) = 0.326 M
[SbCl3] = 0,5 M · 0,348 = 0.174 M
[Cl2] = 0,5 M · 0,348 = 0.174 M
b) ctotal = 0,326 M + 0,174 M + 0,174 M = 0,674 M
ptotal = ctotal·R·T = 0,674 mol·L–1·0,082 atm·L·mol–1·K–1·455 K
ptotal = 25 atm