EjerciciosFyQ

[P(1585)] Ley de las proporciones múltiples o ley de Dalton (8228)

F_y_Q — 2024-06-14T02:40:27Z

Si clicas en este enlace podrás ver el enunciado y la respuesta del ejercicio resuelto en el vídeo.

Número de átomos en distintas cantidades de sustancias (8158)

F_y_Q — 2024-03-24T07:31:39Z

Razona qué cantidad de las siguientes sustancias tiene mayor número de átomos:

a) 0.3 mol de .

b) 14 g de dinitrógeno.

c) 67.2 L de helio gaseoso, en condiciones normales de presión y temperatura.

Masas atómicas: N = 14; O = 16; S = 32.

Para relacionar las cantidades dadas en cada apartado, el paso previo es convertir a mol todas ellas y luego hacer la conversión a moléculas y átomos, usando el número de Avogadro.

a) En este apartado ya conoces los moles de sustancia:

b) Primero conviertes la masa a mol y luego calculas las moléculas y átomos de modo análogo al apartado anterior. Lo puedes hacer todo en un paso usando factores de conversión:

c) Para hacer la conversión del volumen a mol puedes usar la equivalencia 1 mol = 22.4 L, que es válida para cualquier gas en condiciones normales de P y T:

Serán los 67.2 L de He los que más átomos contienen.

[P(1062)] Ley de Proust y ley de Lavoisier para la reacción entre Cl y Ag (8123)

F_y_Q — 2024-01-10T04:37:03Z

Para ver el enunciado y la solución del ejercicio que se resuelve en este vídeo, puedes hacer clic en este enlace.

[P(132)] Leyes ponderales para la reacción entre magnesio y oxígeno (7789)

F_y_Q — 2022-12-01T04:59:07Z

Si quieres ver el enunciado y las soluciones al ejercicio que se resuelve en el vídeo, solo tienes que hacer clic en este enlace.

Masa y moles de una muestra de una mezcla de gases (6830)

F_y_Q — 2020-10-14T06:19:01Z

Se ha obtenido una muestra de gas de un pozo y se ha comprobado que, a 1.0 atm y , está formada por 4.0 L de , 5.0 L de y 11.0 L de . Calcula:

a) La cantidad de sustancia (mol) y la masa (g) de cada uno.

b) Las fracciones molares y las presiones parciales si comprimimos el gas hasta 2.0 atm.

b) Puedes empezar el problema calculando las fracciones molares de los gases porque serían el cociente de los moles de cada componente entre el volumen total:

Las presiones parciales de los gases, aplicando la ley de Dalton, serían:

a) Debes calcular los moles totales que representan la mezcla de gases, dado que conoces las condiciones de presión y temperatura:

Ahora solo tienes que multiplicar los moles totales por las fracciones molares de cada componente:

Teniendo en cuenta la masa molar de cada uno de los gases obtienes la masa de cada gas:

Moles de un sistema gaseoso que sufre varias transformaciones y estado final (5765)

F_y_Q — 2019-09-22T06:01:04Z

Un gas ideal se encuentra a una presión de 5.00 atm, a una temperatura de y ocupa un volumen de 50.0 L. El gas duplica su volumen mediante un proceso a temperatura constante, luego se enfría a volumen constante hasta alcanzar una presión de 1.50 atm. Determina:

a) El número de moles de gas contenido en el sistema.

b) La presión al final de la expansión.

c) La temperatura final.

a) Aplicando la ecuación de los gases ideales para los datos iniciales del gas obtienes:

b) Al ser constante la temperatura durante la expansión, aplicas la ley de Boyle para calcular la presión al final de la misma:

c) La última transformación se realiza a volumen constante por lo que aplicas la ley de Gay-Lussac:

Volumen final de un gas al variar P, T y V

F_y_Q — 2019-09-03T06:18:28Z

Una muestra de de oxígeno se recogió sobre agua a y una presión barométrica de 0,992 atm. ¿Qué volumen ocuparía esta muestra seca en condiciones normales de P y T?

Datos:

Para saber la presión del oxígeno seco se obtiene al hacer la diferencia entre la presión barométrica y la presión de vapor del agua a la temperatura del sistema:

Aplicamos la ecuación de estado de los gases y despejamos el valor del volumen final:

La temperatura ha de estar expresada en escala absoluta:

Masa de impurezas de un reactivo y volumen necesario del otro (5419)

F_y_Q — 2019-07-15T08:19:49Z

El ácido sulfhídrico se forma por la reacción del no metal correspondiente con el hidrógeno molecular gaseoso.

a) Escribe la ecuación química que representa la reacción química descrita.

b) Si reaccionan 140 g del no metal, cuya pureza es de , calcula la masa de impurezas que no reaccionan y el volumen de hidrógeno, expresado en litros, que reaccionarán, medidos en condiciones normales.

a) La ecuación química del proceso es:

H2S(g)}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{S(s) + H2(g) -> H2S(g)}}}}" />

b) Como la pureza del reactivo (R) es del , serán puros:

La masa de impurezas será la diferencia entre la masa de reactivo y la masa de azufre puro:

Para calcular el volumen de hidrógeno necesario, conviertes en moles la masa de azufre que reacciona, aplicas la estequiometría de la reacción y conviertes en volumen, a partir de la definición de volumen molar:

Factor gravimétrico y concentración de magnesio en agua mineral (5406)

F_y_Q — 2019-07-11T10:05:32Z

A una muestra de 300 mL de agua mineral se le determinó el contenido de magnesio mediante la precipitación del catión magnesio como . El precipitado se filtró, se lavó y se calcinó en un crisol. La masa del crisol sin muestra fue de 25.9004 g y posterior a la calcinación la masa del crisol más el producto () fue de 26.0320 g. Calcula el factor gravimétrico y la concentración de magnesio en la muestra de agua mineral, expresada en g de Mg/100 mL de agua.

La masa de óxido de magnesio pesada tras el filtrado, secado y calcinado es:

En el agua está disuelto el catión , cuya masa molar es 24.3 g/mol, y has obtenido MgO, con masa molar de 40.3 g/mol. El factor gravimétrico es el cociente entre la masa molar de lo que quieres calcular entre la masa molar de la sustancia de referencia, es decir, el MgO en este caso:

Solo te queda hacer una proporción entre el factor gravimétrico y la masa medida en el crisol:

Como el enunciado te indica que debes referir la concentración por cada 100 mL de agua, tienes que dividir por tres, porque la cantidad calculada era para la muestra de 300 mL:

Factor gravimétrico y concentración de calcio en una muestra de agua (5340)

F_y_Q — 2019-06-29T18:12:08Z

En una muestra de 200 mL de agua natural se determinó el contenido de calcio mediante la precipitación del catión como . El precipitado se filtró, se lavó y se calcinó en un crisol. La masa del crisol vacío fue de 26.6002 g y la del crisol más el fue de 26.7134 g. Calcula el factor gravimétrico y la concentración de calcio expresada en g de Ca/100 mL de agua.

La masa de óxido que se pesa tras el filtrado, secado y calcinado la obtienes por diferencia y es:

En el agua está disuelto el catión , cuya masa molar es 40 g/mol, y se ha obtenido , con masa molar de 56 g/mol.

El factor gravimétrico es el cociente entre la masa molar de lo que quieres calcular entre la masa molar de la sustancia de referencia (el ) en este caso:

Ahora haces una proporción entre el factor gravimétrico y la masa medida en el crisol:

Como tienes que expresar el resultado anterior por cada 100 mL de agua, divides por dos porque la cantidad calculada era para la muestra de 200 mL:

Descarga el enunciado y la resolución del problema en formato EDICO si lo necesitas.