Ejercicio 1. La fórmula de la morfina es C17H19NO3
A) ¿Cuantos atomos de oxígeno hay en un mol de morfina?. B) ¿Cuantos atomos de carbono hay en 10 mg de morfina? C) ¿Qué masa de morfina contiene 3 • 1023 atomos de nitrógeno? Masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16.
A) Puesto que una molécula de morfina C17H19NO3 esta constituida por 3 atomos de oxigeno, en 1 mol de C17H19NO3, es decir 6,02 • 1(P moléculas, habra 3 x 6,02 • 1023 atomos de O.
B) Siendo la masa molar de C17H19NO3 igual a 285 g, igualmente, en 285 g de morfina habra 17 x 6.02 • 1023 atomos de C.Entonces, los atomos de C que hay en 10 mg de morfina seran:

c) Del mismo modo, la masa de morfina que contiene 3,01 • 1023 atomos de N sera:

Ejercicio 2. un recipiente contiene 24 cm3 de metanol. Indique
a) Número de moléculas que contiene. b) Número de atomos de oxígeno y de carbono que contiene. c) Geometría de la molécula y tipos de enlace presentes en el metanol liquido. d) El punto de ebullición del etanol ¿sera mayor o menor que el del metanol?
Razone todas las respuestas. Datos: Densidad del metanol = 0,8 g/cm3 y N = 6,023 x 1023
a) Conocida su densidad, la masa de metanol, CH3OH, de los 24 cm3 es:
m = V • d = 24 cm3 x 0,8g/cm3 = 19,2 g, cantidad que en moles es: 19,2 g/32 g • mol-1 = 0,6 mol.
Por tanto, el número de moléculas que contiene sera:
0,6 mol x 6,023 • 1023 moléc./mol = 3,614 • 1023 moléculas.
b) Como, según nos indica la fórmula, CH3OH, en cada molécula hay un atomo de C y un atomo de O, el número de atomos de estos dos elementos sera también 3,614 • 1023 atomos de C y 3,614 • 1023 atomos de O. -
c) Ya sabemos que el C en los enlaces sencillos adopta hibridación ,s-/73, lo -que lleva consigo una distribución espacial tetraédrica de dichos enlaces (ver Castilla-La Mancha B4, pag. 77). Así pues, la geometría de la molécula de CH3 OH es basicamente tetraédrica (aunque gracias al libre giro del enÍace C-0, que repercute en la posición espacial del_ OH, puede mostrar conformaciones muy diversas).
En cuanto a los enlaces presentes en el metanol líquido, distingamos los intramoleculares de los intermoleculares. Los primeros (C-H, C-0 y 0-H) son todos covalentes, ya que se establecen entre atomos no-metalicos. Los segundos son basicamente enlaces de hidrógeno entre el O de una molécula y el H de otra molécula vecina (ver Alicante D2, pag. 13). La figura muestra estos dos aspectos



d) Los puntos de ebullicióndel CH3 OH y del CH3CH2OH son relativamente altos como consecuencia de los enlaces de hidrógeno existentes entre sus moléculas. No obstante, al ser las moléculas de CH3CH2OH mas volumina, el CH3,CH2OH tendra un punto de ebullición superior al CH3OH, porque las fuerzas de Van der Waals entre moléculas, aunque mas pequeñas que las de enlace de hidrógeno, dependen del tamaño molecular y por ello seran mas elevadas en el CH3CH2OH.

EJERCICIO 3. A) Calcular los moles de atomos de carbono, hidrógeno y oxígeno presentes en 20 g de propanona. B) ¿cuantos atomos de hidrógeno habra en esa cantidad de acetona?

a) Los moles de propanona, CH3COCH3 o C3H6O, que son 20 g de la misma:

Como en cada mol de C3H6O hay 3 moles de C, 6 moles de H y 1 mol de O, en los 20 g habra:
1,02 mol C 2,04 mol H 0,34 mol O
b) Teniendo en cuenta el número de Avogadro, en los 20 g de C3H6O también habra:
2.04 mol H x 6,023 • 1023 at/mol = 1,23 • 1024 at H

Ejercicio 4. En la combustión de una muestra de 0,210 g de un hidrocarburo gaseoso, se obtienen 0,660 g de CO Calcule: a) 1.a fórmula empírica de este hidrocarburo. b) La fórmula molecular, si su densidad en condicionesnormales es de 1’87g/L
Datos:. R = 0,082 atm. L/ K mol Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

La cantidad de carbono contenida en los 0,210 g de hidrocarburo sera la misma que se encuentra en los 0,660 g de CO2 esto es

Así pues. los 0,210 g de hidrocarburo estan constituidos por 0.180 g de C y el resto. 0,030 g, de H.
Se halla entonces la relación en moles (o at-g)de C e H y, a continuación, se pasa a enteros dividiendo por el menor.


Como la relación en número de atomos ha de ser la misma, habra 1 atomo de C por cada 2 atomos de H. La fórmula empírica sera, pues, CH2.
b) Del dato de la densidad se deduce que 1 L de hidrocarburo gaseoso, en condiciones normales, tiene una masa de 1,87 g. Aplicando la ecuación general de los gases, pV = (m/M) KT, podemos calcular la masa molar, M, del hidrocarburo gaseoso.

de donde M = 41,9 g/mol, y el peso molecular sera 41,9.
Como el «peso molecular» de la fórmula empírica. CH es 14, la fórmula molecular sera un múltiplo (14 x 3 « 41,9) de la fórmula empírica, es decir. C3H6.

Ejercicio 5. un compuesto organico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar completamente 5 g de este compuesto, se obtienen 11,9 g de dióxido de carbono y6,1 g de agua.
a) ¿Cual es su fórmula empírica?
b) Sabiendo que en estado de vapor 2 g de compuesto, recogidos sobre agua a 740 mm de Hg y 40 °C, ocupan un volumen de 800 mL, calcule la fórmula molecular del compuesto.
Presión de vapor del agua a 40 °C: 55 mm de Hg. Masas atómicas: carbono = 12 ; hidrógeno = 1,0; oxígeno = 16.

Al quemar un compuesto organico, todo su C se convierte en CO2 y todo su H, en H20. Entonces, las cantidades de C, H y O (esta última se halla por diferencia) que hay en los 5 g de compuesto son:

Y el resto sera de O: 5 - (3,24 + 0,68) = 1,08 g O.
Con esta relación en gramos de C, H y O se halla la relación en -moles (o at-g) y, a continuación, se pasa a enteros dividendo por el menor:

Como la relación en número de atomos ha de ser la misma, habra por cada atomo de 0,4 atomos de C y 10 atomos de H. La fórmula empírica sera, por tanto, C4H10O.

b) Para determinar la masa molar del compuesto vamos a calcular el volumen que ocupan en condiciones normales 2 g del mismo. Como, al recogerse sobre agua, sale una mezcla de vapor de agua y vapor del compuesto, la presión de este sera: 740 - 55 = 685 mm Hg
Entonces:

Y la masa molar valdra:

Es decir, el compuesto tiene un pesomolecular de 71,2. Como el «peso molecular» de la fórmula empírica C4H10O es de 74 y aproximadamente coincide con el peso molecular calculado, la fórmula del compuesto molecular también sera C4H10O

Problema 6
La densidad de un compuesto gaseoso formado por C, H y O a 250 mmHg y 300 °C es de 0,617 g/L. Al quemar 10 g de compuesto se obtienen 11 litros de dióxido de carbono medidos a 25 °C y 738 mmHg y 8,18 g de agua. Obtener la fórmula molecular del compuesto. Datos: R = 0,082 atm/ K. mol. Masas atómicas relativas: C = 12; O =16; H = 1.
Operando ahora de modo semejante al problema B6 de Almería, pag. 23, obtendremos que la fórmula empírica del compuesto es C2H4O.
Pasamos a continuación a calcular la masa molar del compuesto. Teniendo en cuenta que según la densidad dada. 0.617 g del mismo ocupan 1 L a 250 mmHg y 300 °C, podemos escribir:

La masa molar resulta Mm = 88,1 g/mol.
Al ser doble que la 'masa molar' correspondiente a la fórmula empírica (44 g/mol), la fórmula molecular sera un múltiplo de 2 de la empírica, esto es, C4H8O2
Los 11,4 L de C02 a 25 °C y 738 mm Hg ocupan en condiciones normales, según la ecuación de los gases perfectos: PV/T= PoVo/T0, V0 = 10'1 L.
Teniendo en cuenta elvolumen molar y la masa molar del CO2 (44 g/mol),la masa de CO; correspondiente a los 10,1 L en c.n. es:

Podemos decir entonces que al quemar 10 g de compuesto se obtienen

19,8 g de COz y 8,18 g de HzO.

Ejercicio 7. Se ha obtenido en el laboratorio una muestra de 10 litros de una mezcla de H2 y CO2 a O °C y 1,7 atmósferas, determinandose que la presión parcial de CO^ era de 0,50 atmósferas. Después se eliminó el C02 y el gas restante se comprimió hasta un volumen de 1 litro a 273 °C. Determínese
a) H número de moles de C02 en la mezcla inicial.
b) La presión final del gas hidrógeno. R = 0,082 atm • 1 • mol- K-1

Como la presión total es la suma de las presiones parciales, si la presión parcial del C02 es de 0 atm, la del H2 sera 1,20 atm (1’7 – 0’50).
Teniendo en cuenta la ley de Dalton y aplicando la ecuación de estado de los gases, averiguamos los moles de C02 y H2 que forman la mezcla.
pV = nRT
0,50 atm x 10 l =; nc = 0’023 mol CO2
1,20 atm x 10 1 = ; nH = 0’536 mol H2
b)Una vez retirado el CO2, quedan 0,536 moles de H2 ocupando 1 l a la temperatura de 273 °C. La presión del H2 en estas condiciones sera:
P x 11 = 0.536 mol x 0,082 x(273 + 273) K P = 24,00 atm

EJERCICIO8. Un recipiente de 20 cm3 contiene nitrógeno a 25 °C y 0 atmósferas. En otro recipiente de 50 cm hay helio a 25° C y 0.4 atmósferas. a) Calcule el número de moles, moléculas y atomos de cada recipiente. b) Si se unen los dos recipientes mediante un tubo capilar, ¿cuales seran las presiones parciales de cada gas y la total del sistema? c) Calcule la concentración de cada gas en la mezcla expresandola como fracción molar y % en peso.

a) Hallamos primero los moles de N2 y He de cada recipiente aplicando la ecuación de los gases perfectos pV = nRT

De modo semejante. n(He) = 8.2 • 10-4 mol.
Para calcular el número de moléculas en los moles respectivos se ha de tener en cuenta el número de Avogadro.
6,5-10-4 mol x 6.023.1023 molec./mol = 3.9.1020 moléculas N2 y, por tanto, 2 x 3.9-1020 = 7,8-1020 atomos N
8,2.10'4 mol x 6,023-1023 molec./mol = 4,9.1020 moléculas monoatómicas He

b) Una vez mezclados los dos gases al conectar los recipientes, el volumen total sera: 20 cc + 50 cc = 70 cc = 0,070 L. La presión parcial de cada componente en la mezcla es, por definición, la misma que ejercería cada uno si se estuviera solo en el recipiente.

De modo semejante, p(He) = 0,286 atm. Por tanto, lapresión total: 0,227 + 0,286 =0,513 atm.
c) La concentración de cada gas en la mezcla expresada en fracción molar es:

(Obsérvese que la suma de ambos vale la unidad.)
Para hallar el porcentaje en peso calculamos los gramos de ambos gases, teniendo en cuenta la masa molar de cada uno.
N2: 6,5 •10-4 mol x 28,02 g/mol = 1.82-10-2 g N2
He: 8,2 •10-2 mol x 4.00 g/mol = 0,33 •10-2 g He
Los porcentajes en peso seran:

Ejercicio 9
Una mezcla de nitrógeno y oxígeno conteniendo un 40% en masa de nitrógeno, esta a 270° C y 700 mm de presión. Calcule
a) Presión parcial de cada gas.
b) Densidad absoluta de la mezcla a las condiciones citadas. Pesos atómicos: N = 14; 0=16.

Las presiones parciales estan en función del número de moles d( cada uno y, mas concretamente, de sus fracciones molares.
con lo que las presiones parciales seran:
(Compruébese que la suma de las dos fracciones molares es la unidad y que la suma de las dos presiones parciales da la presión total.)
b) La ecuación general de los gases, PV = nRT, podemos escribirla en la forma: donde n/V es el número de moles de gas por litro. Sustituyendo
Para averiguar de esos 0,0207 moles (por litro) cuales son de N2 y cuales son de O2, recurrimos a lasfracciones molares antes halladas.
N2 : 0,432 x 0,0207 mol = 0,0089 mol
02 : 0,568 x 0,0207 mol = 0,0118 mol
cantidades que en gramos seran:
N2: 0,0089 mol x 28 g/mol = 0.2492 g
02 : 0,0118 mol x 32 g/mol = 03776 g
Entonces, como habra en total
0,2492 g + 0,3776 g = 0,6268 g por litro de mezcla gaseosa
La densidad de ésta sera d = 0,6268 g/1.

Ejercicio 11. Un acido clorhídrico concentrado contiene 35 % en peso de HCI y su densidad es de 1,175 g/cm. Calcular:
a) La molaridad y la molalidad del acido. b) El volumen de este acido concentrado que se necesita para preparar un litro de disolución 2 molar, indicando, de forma razonada, cómo lo obtendría en el laboratorio.
Datos: Pesos atómicos: H = 1 ; O = 16,0; Cl = 35,5 g/at-g.

a) La masa de 1 litro de disolución de clorhídrico de densidad 1,175 g/cm3 es:
m = V.d = 1000 cm3 x 1,175 g/cm3 = 1.175 g.
Como la disolución es del 35,2%, las cantidades de soluto y de disolvente que componen ese litro son:
HCl y; 1175g –414g = 761g de H2O
Teniendo en cuenta las masas atómicas y moleculares, los 414 g de HCI en moles son:
HCl
Y al estar contenidos en 1 litro de disolución, la molaridad de ésta sera 11.3 M.
La molalidad se calcula facilmenterecordando que por cada 761 g de H2O hay 11,3 moles de HC1:
m = 14’8
b) Un litro de disolución diluida 2M contiene 2 moles de HC1. Vamos a calcular qué volumen de disolución concentrada contiene tal cantidad de HCl x = 177 cm3 disoluc. Conc.
Para preparar en el laboratorio 1 litro de disolución 2M tomaríamos 177 cm de disolución 11,3 M bien medidos mediante una probeta, lo pondríamos en un matraz aforado de 1 litro y añadiríamos agua hasta llegar a la marca del enrase, con lo que tendríamos 1 litro de disolución 2M.

Ejercicio 12.
Se dispone de una disolución acuosa de acido nítrico del 25% en peso y densidad 1 g/cm3.
a) ¿Cual es la molaridad de la disolución? •
b) ¿Qué volumen debe tomarse de esta disolución para preparar 5 litros de disolución 0 M?
i) Conocida su densidad, la masa de 1 L de la disolución de HNO3 del 25% es:
m = V • d == 1.000 cm3 x 1,40 g/cm3 = 1.400 g.
La cantidad de HNOg contenida en ese litro de disolución es:
1.400 x -25- = 350 g HNO3, es decir,
En consecuencia, la molaridad de la disolución sera: 5,55 M.
b} Como a partir de esta disolución hay que preparar 5 L de disolución diluida 0,01 M, vamos a empezar calculando la cantidad de HNO-,que hay en estos 5 L, es decir: 5 L x 0,01 mol/L = 0,05 mol HNO-,.
El volumen de la disolución concentrada que contiene exactamente 0 moles de HN03 sera:

A este volumen habra que añadirle agua hasta completar los 5 L totales.

Ejercicio 13. ¿Cómo prepararía 500 mi de una disolución de acido sulfúrico 0,4 M a partir de una disolución del mismo acido de densidad 1.19 g/cm3, cuya riqueza es del 30%? ¿Cual sería la fracción molar y la molalidad de la disolución concentrada = de sulfúrico? Datos: Masas atómicas: S = 32; O = 16; H = 1. -

Obtendríamos, entonces, que se necesitan 54.9 cm3 de disolución de H2S04 del 30%, y añadir agua hasta completar los 500 ml
En cuanto a la fracción molar y molalidad de la disolución del 30%, ya que se habra averiguado que 1 1 de ésta pesa 1.190 g. de los cuales 357 g seran de H2S04 (30%) y el resto, 833 g. de H2O. Convirtiendo estas dos cantidades en moles, tendremos que hay 3 moles de H2S04 por cada 46,28 moles de H2O.
Por tanto, la fracción molar (del soluto) sera:
Y la molalidad : ; m = 4’37



Ejercicio 14 a) ¿Cuantos mL de una disolución de acido clorhídrico de riqueza 40% en peso y densidad 1,2 g/mL hacen falta parapreparar 0,5 litros de disolución 0,1 M de dicho acido?
b) Describa el material de laboratorio y el procedimiento adecuado para realizar esta operación. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35 .


a) Vamos a calcular primero la cantidad de HC1 puro que hay en 0,5 L
de disolución 0,1 M. Como en 1 L de disolución 0.1 M hay 0.1 mol de HC1, en 0,5 L habra la mitad de moles, esto es, 0,05 moles, que son:
0,05 mol x 36,5 g/mol = 1,82 g HC1
Los 1,82 g de HC1 necesarios para preparar la nueva disolución estaran contenidos en una cantidad de disolución del 40% de:

; x= 4’55 g x = 4,55 g disoluc. 40%

Es decir, en un volumen de

V= m/J= 4,55 g/1,2 g-m/L = 3.8 mL disoluc. 40%
b) Así pues. tomaríamos 3,8 mL de la disolución (concentrada) del 40%. bien medidos mediante una pipeta, y los introduciríamos en un matraz aforado de 500 mL. Por último, añadiríamos agua hasta completar los 500 mL (el nivel del líquido debe llegar hasta el enrase del matraz).

Ejercicio 15. Se prepara una disolución disolviendo 180 g de hidróxido de sodio en 400 g de agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,340 g/cm3.
a) Calcular la molaridad de la disolución.
b) Calcular los gramos de hidróxido de sodionecesarios para preparar 1 litro de disolución 0 M.

a) Conociendo la densidad de la disolución preparada disolviendo 180 g de NaOH en 400 g de agua, hallamos el volumen de la misma:

En este volumen de disolución hay 180 g de NaOH. es decir, 180 g/40 (g/mol) = 4,5 moles. Por tanto, la molaridad sera

b) Para preparar 1 L de disolución 0,1 M necesitaremos 0.1 mol de NaOH, esto es, 4 g.

Ejercicio 16. Se dispone en el laboratorio de una disolución de acido clorhídrico del 32% de riqueza y densidad 1 g/cm3. Calcule: ==
a) La molaridad de la disolución.
b) El volumen de la disolución necesario para preparar 250 mL de disolución del 15% de riqueza y densidad 1,07 g/cm3.
a) Conocida su densidad, la masa de 1 L de la disolución de HC1 del 32% es
m= V-d= 1.000 mLx 1,16 g/mL = 1.160g.
La cantidad de HC1 contenida en ese litro de disolución es:
En consecuencia, la molaridad de la disolución sera 10,2 M.
b) Como a partir de esta disolución hay que preparar 250 mL de disolución diluida del 15% y densidad 1,07 g/mL, vamos a calcular primero la cantidad de HC1 que hay en estos 250 mL. Procediendo como antes, tenemos:
m = V • d - 250 mL x 1,07 g/mL == 267,5 g.
267,5 x 15/100=40,1 g HCLPor último, hallamos el volumen de la disolución concentrada que contiene exactamente 40,1 g de HC1, y que sera el volumen que habra que tomar y diluir con agua hasta 250 mL para elaborar la disolución diluida.

Ejercicio 17 Se toman 100 mL de una disolución de HNO3 cuya riqueza es del 42% y su densidad 1,85 g/mL, y se diluyen hasta obtener un litro de -disolución, cuya densidad es 0,854 g/mL. Calcular: a) la fracción molar de HNO3 en la disolución resultante, b) La molalidad de la disolución resultante.

Vamos a calcular primero la cantidad de hno3 que hay en los 100 mL de disolución 42% y densidad 1 g/mL.
m = V • d = 100 mL x 1,85 g/mL = 185 g disolución
185 gx 42/100= 77,7 g HN03
Al diluir, esta cantidad de HNO3 se encontrara ahora en 1 L de la nueva disolución. Hallamos entonces la masa y los moles de HNO3 y H20 que componen 1 L de la nueva disolución.
m = V. d = 1 000 mL x 0,854 g/mL = 854 g disolución
compuesta por 77,7 g NHO, y por 854 - 77,7 = 776,3 g H20
o bien, y
Por tanto, la fracción molar de HNO3 sera:
Y la molalidad:
NOTA: La densidad de una disolución de HNO3 >1 M no puede ser inferior a 1 g/mL. No obstante, ello no influye para nada en el desarrollo del problema.