1ºbach. Soluciones Ejercicios T1: Teoría atómico-molecular

IES Fuente Luna (Pizarra) FQ 1º Bachillerato

Eric Calvo Lorente Tema: Teoría Atómico- Molecular de la Materia

Tema: Teoría Atomico- Molecular de la Materia.(Soluciones a los ejercicios del libro de texto)

Ejercicio1 (Pag9)Como norma general la densidad de los cuerpos deberá disminuir al aumentar la temperatura.Si, a medida que T asciende, los diferentes movimientos (rotación, vibración y translación) delas partículas se acentúan, también lo harán las distancias entre estas. La traducciónmacroscópica no será otra que la disminución de la densidad; las mismas partículas ocupan unmayor espacio

Ejercicio2 (Pag9)SUSTANCIA (250C Y 1 atm)

Agua 1 Kg/L 1. 10 = 1000Aire 1´3 g/L 1´3. 1010 = 1´3

Aceite 0´88 g/mL 0´88. 1010 = 880Plomo 11´35 g/cm3 11´35. 1010 = 11350

Aluminio 2´7 Kg/dm3 2´7. 10 = 2700 Ejercicio3 (Pag9)

En tanto que se trate de sustancias que formen fases distintas, como ocurre en nuestro caso,la de menor densidad flotará sobre la de mayor. El agua de mar tiene una densidad deaproximadamente 1027 Kg/m3, en tanto que para el hielo, el valor de esta es de unos 917Kg/m3.

Ejercicio4 (Pag9) = → = . = . 43 . .En cualquier caso, y puesto que el volumen de ambas bolas es el mismo, a mayor densidadmayor masa, para un mismo volumen. De este modo, al ser menor la densidad del aluminio,menor será la masa de la bola de este material frente a la de plomo:> → >Esto explica la construcción de bicicletas de aluminio, mucho más ligeras que otras construidascon otros metales más densos (salvo determinadas aleaciones más ligeras y resistentes).



Ejercicio5 (Pag9)Para que los dos brazos de la balanza estén en equilibrio las masas colocadas en cada uno deellos deberán ser iguales:

= → . = .Por lo que: . 10 = . . . Recordemos que 0´1L =10-4 m3

Luego:

= 3. 10 .4. .Siendo el valor del diámetro el doble del anterior.

Ejercicio6 (Pag14) (No)

Ejercicio7 (Pag14)

6´3 gr Cu + 10 gr AIRE 8 gr ÓXIDO DE COBRE + AIRE

La Ley de Lavoisier nos indica que la masa, durante cualquier proceso químico, se mantieneconstante. Por lo tanto, la masa total debe ser, en todo momento de 16´3 gramos. Puesto quela masa de óxido formado es de 8 gramos, el aire (diferente del aire inicial en su composición),deberá pesar 8´3 gramos.

Ejercicio8 (Pag14)NaCl (4´6 gr Na y 7´1 gr Cl)

a) 4´6 + 7´1 =11´7 gr NaClb) : 4´611´7 = 2´3 → = 2´3.4´611´7 = 0´9

2´3 − 0´9 = 1´4



Ejercicio9 (Pag14)

Muestra Masa de cobre (gr) Masa de cloro (gr)A 6´3 3´5B 1´3 0´7C 3´2 2´7

Como indica la Ley de Proust de las proporciones definidas, si dos elementos se combinan paraformar un mismo compuesto, siempre lo hacen en la misma proporción. Pues bien, vamos acomprobar esas relaciones para cada muestra:

Muestra Relación

A 6´33´5 ≅ 1´9B 1´30´7 ≅ 1´9C 3´22´7 ≅ 1´2

A y B son el mismo compuesto, en tanto que C es otro diferente.

Ejercicio10 (Pag14)Experiencia gr Calcio gr

Bromogr CaBr2 gr Calcio

sobrantegr Bromosobrante

A 0´4 1´6 2 0 0B 1´5 = 0´2

+ 1´30´8 1 1´3 0

C 1´2 4´8 +1´5=6´3

6 0 1´5

D 1´25 +1´3=2´55

5 6´25 1´3 0

E 0´84 3´36 4´2 0 0

a) Experiencia B

→ 0´41´6 = 0´8 → = 0´4.0´81´6 = 0´2(EL RESTO HASTA 1´5 GRAMOS SON SOBRANTES)

Tomamos como valor fijo el 0´8 porque se necesita más bromo que calcio, y en el caso B, haymás Ca, por lo tanto, debe haber exceso.



b) Experiencia CAl haber exceso de bromo, el reactivo limitante (reacciona todo) será el calcio.

→ 0´41´6 = 1´2 → = 1´6.1´20´4 = 4´8Puesto que sobran 1´5 gramos de Br, deberá haber, inicialmente 4´8+1´5=6´3 gr de Br

c) Experiencia DAl haber exceso de calcio, el reactivo limitante (reacciona todo) será el bromo.

→ 0´41´6 = 5 → = 5.0´41´6 = 1´25Al sobrar 1´3 gramos de Ca, la cantidad total inicial sería: 1´25 + 1´3=2´55 gr Calcio

a) Experiencia ENo hay reactivo sobrante. Aplicamos la ley de las proporciones definidas:

→ 0´42 = 4´2 → = 0´4.4´22 = 0´84Considerando ahora la ley de Lavoisier,

4´2 - 0´84 = 3´36 gr Bromo

Ejercicio11 (Pag16)Compuesto C O

A 3 g 4 gB 3 g 8 g

a) Es cierto, las relaciones C:O , para cada compuesto son 3:4 ó 3:8. Desde luego, lafracción 3:3 no es equivalente a ninguna de las anteriores. Por lo tanto, si, los únicoscompuestos existentes de la combinación de carbono y oxígeno son A y B, la relaciónpropuesta no tiene sentido.

b) En el compuesto B: ≡ 38 ≠ 812Para formar el compuesto B, 9 g de carbono tendrían que combinarse con 24 g de O.

c) En el compuesto A: ≡ 34 ≠ 1812Para formar el compuesto A, 18 g de carbono tendrían que combinarse con 24 g de O.

d) En el compuesto B:



≡ 38 = 924Correcto.

e) Necesitamos la ley de Dalton: “Cuando dos elementos pueden combinarse para dardos compuestos diferentes, las cantidades variables de uno de ellos (4 y 8 g de O) quese combinan con cantidades fijas del otro ( 3 g de C), guardan una relación de númerossencillos. ≡ 48 = 12Como vemos, el compuesto A tiene la mitad de masa de O que el B; si el enunciado nosindica que la molécula que representa el compuesto B tiene dos átomos de C, esevidente que la molécula A poseerá un único oxígeno. Por lo tanto:

COMPUESTO A: CO

Ejercicio12 (Pag18)Experiencia Nitrógeno (L) Oxígeno (L) Monóxido de

dinitrógeno(L)

Nitrógenosobrante (L)

Oxígenosobrante (L)

A 3 1´5 3 0 0B 10 5 10 0 0C 3 3 3 0 1´5D 3 1´5 2 1 0E 3´4 21´2 2´4 1 1F 4´9 1´7 3´4 1´5 0G 6 1´5 3 3 0

La experiencia A nos muestra la relación exacta entre los volúmenes de los gases queparticipan en la reacción química, en iguales condiciones de P y T. Aplicamos entonces la Leyde los volúmenes de combinación.

Ejercicio13 (Pag18)No es posible enunciar una LEY DE CONSERVACIÓN DE LOS VOLÚMENES, ya que los átomos secombinan para dar moléculas.Por ejemplo, en la reacción: + →, los volúmenes siguen la siguiente relación: 1 3 2Y como vemos, la causa está en la combinación de átomos para dar la molécula de amoníaco



Ejercicio14 (Pag21)4 g azufre a) ¿moles? B) ¿átomos?PA(S)=32 u ≡32gr/mol

) = = 432 = 0´125) º á = 0´125 . 6´022 . 10 = 7´52 . 10 á Ejercicio15 (Pag21)

a) ¿Gramos Ra en 1015 de átomos?b) ¿Y de silicio?

PA(Ra)= 226 uPA(Si)=28´1 u

) 6´022. 10226 = 10 → = 10 . 2266´022. 10 = 3´75 . 10) 6´022. 1028´1 = 10 → = 10 . 28´16´022. 10 = 4´67 . 10

Ejercicio16 (Pag21)5. 1018 átomosm=0´543.10-3 g¿masa atómica? ¿elemento?

5. 100´543. 10 = 6´022. 10 → = 6´022. 10 . 0´543. 105. 10 = 65´4 /Se trata del elemento Zn

Ejercicio17 (Pag22)C4H10 ¿COMPOSICIÓN CENTESIMAL?PA(C4H10)=4.12 + 10.1= 58 g/mol % = 4858 . 100 = 82´76%% = 100 − 82´76 = 17´24%

Ejercicio18 (Pag22)Ca(NO3)2 ¿COMPOSICIÓN CENTESIMAL?PA[Ca(NO3)2]=40.1 + 14.2 + 16.3= 164 g/mol% = 40164 . 100 = 24´39%



% = 28164 . 100 = 17´07%% = 96164 . 100 = 58´53% Ejercicio19 (Pag22)

CuSO4.5H2O¿% H2O hidratación?PM(CuSO4.5H2O)= 249´5 u % O = 90249´5 . 100 = 36´07%

Ejercicio20 (Pag22)

¿Mayor % en nitrógeno?

% ( ) = 1453´5 . 100 = 26´2%% ( ) = 2880 . 100 = 35´0% Ejercicio21 (Pag22)

Fe2O3 ¿% Fe?FeS ¿% Fe? % ( ) = 111´7159´7 . 100 = 69´94%% ( ) = 55´8587´85 . 100 = 63´57%

Ejercicio22 (Pag26)a) Físicab) Químicac) Física

d) Físicae) Químicaf) Química

g) Química



Ejercicio23 (Pag26)Sustancia

PuraElemento Compuesto Mezcla

HomogéneaMezcla

HeterogéneaAire X

Agua de mar XLeche XAcero X

Infusión XButano X XMadera X

Ejercicio24 (Pag26)Puntas acero + arena+ sala) Imantación. Se separan las puntas de acero, por un lado, de la mezcla arena-sal.b) Dilución mezcla arena-agua. La arena no es soluble en agua, al contrario que la sal.

Filtración. En el filtro quedará la arena, que se separará de la disolución agua-sal.c) Cristalización. Natural o forzada, con lo que el agua se evaporará dejando los

cristales de sal

Ejercicio25 (Pag26)1. Ley de conservación de la masa2. -----3. -----4. Ley de las proporciones definidas5. Ley de conservación de la masa6. Ley de las proporciones definidas (siempre que formen un mismo compuesto)7. Hipótesis de Avogadro8. Ley de conservación de la masa9. Ley de los volúmenes de combinación10. Ley de las proporciones múltiples

Ejercicio26 (Pag26)------------------------

Ejercicio27 (Pag26)“La masa atómica relativa de un átomo indica cuántas veces es mayor que LADOCEAVA PARTE de la masa del carbono-12”

Ejercicio28 (Pag26)Es falso. El gas hidrógeno está constituido por dos átomos de H. Su fórmula química es H2.



Por lo tanto, su masa molecular relativa es de 2 g/mol. Dicho de otro modo, un mol de gashidrógeno tiene una masa de 2 g.

Ejercicio29 (Pag26)En la formulación de un compuesto se indican los símbolos de los elementos que lo forman, asícomo el número de átomos de cada elemento.

Ejercicio30 (Pag26)Nombre Fórmula empírica Fórmula molecular

Tetróxido de dinitrógeno NO2 N2O4

Alcohol etílico C2H6O C2H6OGlucosa CH6O C6H12O6

Propano C3H8 C3H8

Dióxido de carbono CO2 CO2

La fórmula empírica nos da solamente la relación (mínima) entre losdistintos átomos que conforman la molécula, por lo que no siempre coincidecon la fórmula verdadera o molecular.

Ejercicio31 (Pag26)Es evidente que no. Si sumamos los porcentajes, veremos que se supera el 100%.

25´32 + 18´03 + 61´05 = 104´40

Ejercicio32 (Pag26) ≡ 2´211´45 = 7 → = 7 . 1´452´21 = 4´59 íSe formarán:

7+ 4´59 = 11´59 g de óxido de magnesio

Ejercicio33 (Pag26)Experiencia Plata (g) Azufre (g) Sulfuro de

plata (g)Plata sobrante

(g)Azufre

sobrante (g)A 3´60 0´54 4´14 0 0B 5´48 6´3 - 5´48 = 0´82 6´3 0 0C 4´52+ 0´5 =

5´020´68 + 0´3 = 0´98 5´2 0´5 0´3

D 10 +1´3=11´3

1´5 11´5 1´3 0

E 4´20 0´63 + 1´87 =2´50 4´83 0 1´87F 7´13 + 0´37

= 7´51´07+1´5=2´57 8´2 0´37 1´5



Experiencia B PlataSulfuro de plata ≡ 3´604´14 = 6´3 → = 3´60 . 6´34´14 = 5´48Experiencia C PlataSulfuro de plata ≡ 3´604´14 = 5´2 → = 3´60 . 5´24´14 = 4´52

Ahora: 5´2 – 4´52 = 0´68 g de azufre

Experiencia DAzufreSulfuro de plata ≡ 0´544´14 = 1´5 → = 4´14 . 1´50´54 = 11´5Experiencia E PlataAzufre ≡ 3´600´54 = 4´20 → = 4´20 . 0´543´60 = 0´63Experiencia F PlataSulfuro de plata ≡ 3´604´14 = 8´2 → = 3´60 . 8´24´14 = 7´13

Ahora: 8´2 – 7´13= 1´07 gr azufre

Ejercicio34 (Pag27)MUESTRA CROMO (g) CLORO (g)

A 0´261 0´356B 0´150 0´250C 0´342 0´700D 0´522 0´713

) = = 0´73= = 0´6= = 0´49= = 0´73Luego, las muestras A y D corresponden al mismo compuesto

) , , ,



, 0´342Muestra A: ≡ 0´2610´356 = 0´342 → = 0´342 . 0´3560´261 = 0´47Muestra B: ≡ 0´1500´250 = 0´342 → = 0´342 . 0´2500´150 = 0´57

Aplicamos ahora la ley de las proporciones múltiples, para los cloros, puesto que la masa fijade uno de ellos es la de cromo. Así:

= 0´570´47 = 1´2= 0´700´47 = 1´5 = 32= 0´700´57 = 1´2

Estamos hablando de las muestras A-D y C) á) ó , , á, úá , Ejercicio35 (Pag27)

Hidrógeno Nitrógeno AmoníacoVolumen 3L 1L 2LFórmula H2

Según la hipótesis de Avogadro, la relación entre los volúmenes deberá ser la misma que larelación entre las distintas sustancias (moléculas).

Si el volumen de amoníaco es el doble del volumen de nitrógeno, y considerando la ley de laconservación de la masa, también lo será el número de átomos de nitrógeno. El único modode explicarlo será considerando la molécula de nitrógeno como N2.

MUESTRA CROMO (g) CLORO (g)A 0´342 0´47B 0´342 0´57C 0´342 0´70



A partir de aquí, y considerando ahora que el número de partículas de cada elemento esinvariable, la única solución posible para el amoníaco será NH3.

De este modo: 3 + → 2 Ejercicio36 (Pag27),2 + 1 → 2

La manera más simple de explicarlo es apoyándose en dibujos esquemáticos:

Expliquémoslo ahora: si el volumen de N2 y del gas resultante son iguales, esto indica que lamolécula del gas contiene el mismo número de átomos de N que el gas N2 (es decir, dos). Porotro lado, y en cuanto al oxígeno, el volumen de O2 es la mitad del volumen del gas; estoindica que los dos átomos se han separado (duplicando su volumen, al duplicarse el número departículas, ahora átomos)

Ejercicio37 (Pag27)a) Medio mol de moléculas de agua oxigenada (H2O2) son 17 gramos, y contiene

3´011.1023 moléculas, 6´022.1023 átomos de hidrógeno y 1 mol de oxígeno.b) 2 mol de gas cloro (Cl2) son 71 gramos y contienen 1,2.10 24 moléculas de cloro y

2´4.10 24 átomo de cloro.c) 3 mol de gas argón (Ar)son 119´7 gramos, y contienen 1´807.1024 átomos de argón.

Ejercicio38 (Pag27)5.1025 átomos de PtPA(Pt)= 195´1 u) 6´022. 10195´1 = 5. 10 → = 5. 10 . 195´16´022. 10 = 16198´94) = → = 16198´94195´1 = 83´03

2L N2 + 1L O2 2L N2O

+



Ejercicio39 (Pag27)PA(Pt)= 195´1 u¿masa de 1 átomo de Pt?6´022. 10195´1 = 1 → = 1.195´16´022. 10 = 3´24. 10

Ejercicio40 (Pag27)4.1022 átomo metalm=4´34 g¿qué metal?4. 104´34 = 6´022. 10 → = 6´022. 10 . 4´344. 10 = 65´33

Se trataría, probablemente, del Zinc (Zn)

Ejercicio41 (Pag27)8 g SO2 (PM=64 u)

a) ¿moles SO2?= = 864 = 0´125b) ¿átomos O? 0´125 . 6´022. 10 = 7´528 . 10 é

Puesto que cada molécula posee 2 átomos de oxígeno, el número de estos será:7´528 . 10 . 2 = 1´506 .10 ác) ¿gramos S?

Cada molécula posee un azufre. Puesto que tenemos 0´125 mol de SO2, ese mismonúmero de moles habrá de átomos de S. Así := → 0´125 = 32 → = 0´125.32 = 4

Ejercicio42 (Pag27)Al2O3

¿Masa Al2O3 para obtener 50 gr de Al?PA(Al)= 27u PA(O)=16uPM(Al2O3)=102uEstableceremos una simple proporcionalidad:54102 = 50 → = 50.10254 = 94´44

Ejercicio43 (Pag27)AsH3 [PM(AsH3)]= 77´9 u0´8.1025 moléculas

a) ¿moles AsH3? 16´022. 10 = 0´8. 10 → = 0´8. 106´022. 10 = 13´28



b) ¿gramos AsH3?= → 13´28 = 77´9 → = 13´28 . 77´9 = 1034´87c) ¿átomos H?

Cada molécula de contiene 3 átomos de H, por tanto:0´8. 10 . 3 = 2´4. 10 ád) ¿gramos As?

Puesto que cada molécula de AsH3 posee un átomo de As, 1 mol de AsH3 contendrá 1mol de As. Por lo tanto habrá 13´28 mol de As. Así:= → 13´28 = 74´9 → = 13´28 . 77´9 = 994´67

Ejercicio44 (Pag27)Urea: CO(NH2)2 PM= 60u5.1024 moléculas) 6´022. 10 é60 = 5. 10 → = 5. 10 . 606´022. 10 = 498´17) :5. 106´022. 10 = 8´3

Como cada mol de urea contiene un mol de oxígeno, habrá 8´3 mol de oxígeno

) ó2860 = 498´17 → = 28 . 498´1760 = 232´48 ó) ú á ó , éá ó . , ú á:5.10 . 4 = 2. 10 á

Ejercicio45 (Pag27)Mg(OH)2 (PM=58´3 u)5.1022 átomos de Mg ¿masa de Mg(OH)2?Cada molécula de hidróxido de magnesio contiene un átomo de magnesio. Por lo tanto, siconocemos el nº de moles de magnesio que suponen esos 5.1022 átomos, conoceremos los dehidróxido. 5.106´022. 10 = 0´083Por lo tanto, esos serán los moles de Mg(OH)2. Hallemos ahora la masa:= → 0´083 = 58´3 → = 4´84 ( )



Ejercicio46 (Pag27)50 g O2 (PM=32 u)50 g CO2 (PM=44u)

a) ¿En qué recipiente hay más moléculas?b) ¿En qué recipiente hay más átomos?

) ( ) = 5032 = 1´56 → 1´56 . 6´022. 10 = 9´39. 10 é( ) = = 1´14 → 1´14 . 6´022. 10 = 6´87. 10 é

) é á 2 á , ú á:á : 9´39. 10 . 2 = 1´88. 10á : 6´87. 10 . 3 = 2´06. 10 Ejercicio47 (Pag27)

Composición centesimal C6H12O6

PM(C6H12O6)=180 u %C = 72180 . 100 = 40%%H = 12180 . 100 = 6´7%% = 96180 . 100 = 53´3% Ejercicio48 (Pag27)

Carbonato de sodio: 1 g C : 4 g O : 3´83 g Na¿Composición centesimal? C = 18´83 . 100% = 11´32%O = 48´83 . 100 = 45´3%% = 3´838´83 . 100 = 43´37%

Ejercicio49 (Pag27)FeSO4.7H2O¿% H2O? % = 126277´9 . 100 = 45´34%



Ejercicio50 (Pag27)%S=40%O=60Tomemos un valor de masa del compuesto de 100 g. Entonces:Azufre: 4032 = 1´25Oxígeno: 6016 = 3´75Si dividimos por el menor de los resultados:Azufre: 1´251´25 = 1Oxígeno: 3´751´25 = 3

Con lo que habremos obtenido la relación atómica. En este caso, la molécula será SO3

Ejercicio51 (Pag27)34´6% Al 3´8% H 61´6% O

Si consideramos 100 gramos del compuesto, los porcentajes se traducen también comogramos. Así:

: 34´627 = 1´28: 3´81 = 3´8: 61´616 = 3´85

Dividiendo ahora por el menor de ellos, obtendremos la relación molar:

: 1´281´28 = 1: 3´81´28 ≅ 3: 3´851´28 ≅ 3

De este modo, la fórmula del compuesto será: Al O3H3, en realidad, Al (OH)3

Ejercicio52 (Pag27)PM=92 g/mol%N:30´43%O: 69´57Consideraremos 100 gramos de muestra, de modo que los % equivalgan a gramos; acontinuación dividiremos por los pesos atómicos, con lo que tendremos las equivalencias en



moles, y por último dividiremos por el menor de los valores, obteniendo así la relación mássimple entre los átomos de los distintos elementos.

: 30´4314 = 2´17 → 2´172´17 = 1: 69´5716 = 4´35 → 4´352´17 = 2

Así pues, la fórmula empírica será NO2 (PM=46)La fórmula molecular contendrá un número entero de veces la fórmula empírica; es decir, será

de la forma (NO2)nPara determinar el valor de n, utilizamos el dato del PM de la fórmula molecular. Este valorserá igual al del PM de nuestra fórmula empírica multiplicado por el factor n que queremosdeterminar. Así:

92 g/mol= n.46Por tanto, n=2Luego, la fórmula molecular será:

N2O4

Ejercicio53 (Pag27)43´4% Na11´32% C45´28% O

: 43´423 = 1´89: 11´3212 = 0´94: 45´2816 = 2´83

Dividiendo ahora por el menor de ellos, obtendremos la relación molar:

: 1´890´94 = 2: 0´940´94 = 1

: = 3De este modo, la fórmula del compuesto será: Na2CO3



Ejercicio54 (Pag27)3g C con 250 mg HPM(benceno) =78 g/mol: 312 = 0´25 → 0´250´25 = 1: 0´251 = 0´25 → 0´250´25 = 1La fórmula empírica es CH , de peso molecular PM(CH)=13La fórmula molecular del benceno deberá ser (CH)n, con lo que su PM sería 13.nPuesto que, como nos indican los datos, el PM del benceno es 78 g/mol:13. = 78 → = = 6Luego, la fórmula del benceno será: C6H6

Ejercicio55 (Pag27)4 g nitrato de cromo (III) hidratado deja un residuo de 2´38 g¿Fórmula del hidrato?

( ) .H2O: 1´62 gCr(NO3)3: 2´38 g

: 1´6218 = 0´09 → 0´090´01 = 9( ) : 2´38238 = 0´01 → 0´010´01 = 1Por lo tanto, la fórmula será:

( ) . 9 Ejercicio56 (Pag27)

Al2O3 PM= 102 uAlF3 PM= 84 u

% : 54102 . 100 = 52´94%% : 2784 . 100 = 32´14%

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