|
Respuesta
1
|
Un
millón de billones podemos expresarlo como 106 · 1012,
es decir, disponemos de 1018 moléculas de agua.
Para expresar esa cantidad en forma de moles, recordamos que el
concepto de mol se refiere a una unidad de cantidad que equivale
a 6,022 · 1023 partículas (es decir, un número de Avogadro
de partículas).
En nuestro caso, esas partículas son moléculas de agua, con lo que
podremos establecer la relación:
Ahora podemos
recordar que para el H2O, la masa molar es de 18 g
mol1. Esto significa que un mol de moléculas
de agua pesa 18 gramos. Con ello podemos establecer, entonces,
otra relación:
Y para imaginarnos
mejor esa cantidad, vamos a calcular el volumen que ocupa ya que
conocemos la densidad del agua:
Si tenemos
en cuenta que una minúscula gota de agua puede ocupar un volumen
de 0,01 mL, podemos deducir que ese millón de billones de moléculas
de agua ni siquiera ocuparía el volumen equivalente de una cabeza
de alfiler.
|
|
|
Respuesta
2 |
Para
calcular el número de moléculas que hay en esas muestras debemos
recordar que 1 mol de moléculas de cualquier sustancia contiene
siempre la misma cantidad (6,022 · 1023) y que, en cada
caso, esa cantidad tiene una masa diferente, dependiendo del compuesto,
que se denomina masa molar.
a) Masa molar O2 = 32 g/mol.
y conocidos
los moles podemos calcular las moléculas a partir de la relación:
b)
Masa molar O3 = 48 g/mol.
y conocidos
los moles podemos calcular las moléculas a partir de la relación:
c)
Masa molar H2O = 18 g/mol.
y conocidos
los moles podemos calcular las moléculas a partir de la relación:
d)
Masa molar C2H6O = 46 g/mol.
y conocidos
los moles podemos calcular las moléculas a partir de la relación:
e)
Masa molar C6H12O6 = 180 g/mol.
y conocidos
los moles podemos calcular las moléculas a partir de la relación:
f)
Masa molar CO2 = 44 g/mol.
y conocidos
los moles podemos calcular las moléculas a partir de la relación:
Según esto,
para una misma cantidad (32 g) de sustancia, contiene más moléculas
el agua y menos moléculas la glucosa.
|
|
Respuesta
3 |
Para
determinar la fórmula empírica del compuesto referiremos los datos
de su análisis elemental (calculados sobre una muestra de 100 g
de compuesto) a un número de moles de sus átomos, dividiendo esos
porcentajes por las masas atómicas respectivas de cada elemento
(recordemos: C = 12 g/mol, O = 16 g/mol, H = 1 g/mol):
Para determinar
la fórmula empírica del compuesto, asignaremos esos datos a números
enteros, pues así se presentarán los átomos en la molécula. Para
ello, dividimos los tres datos por el número menor. De ese modo
estamos suponiendo que de él habrá 1 átomo en el compuesto.
Con estos
datos ya sabemos en qué proporción aparecen esos átomos en el
compuesto, siendo su fórmula entonces COH2.
|
|
|
Respuesta
4
|
Para determinar la fórmula empírica del compuesto referiremos los
datos de su análisis elemental, calculados sobre una muestra de
100 g de compuesto, a un número de moles de sus átomos, dividiendo
esos porcentajes por las masas atómicas respectivas de cada elemento
(recordemos: C = 12 g/mol; H = 1 g/mol):
Para determinar
la fórmula empírica del compuesto asignaremos esos datos a números
enteros, pues así se presentarán los átomos en la molécula. Para
ello, dividimos los tres datos por el número menor. De ese modo
estamos suponiendo que de él habrá 1 átomo en el compuesto.
En este caso,
aparece una dificultad nueva: con los pasos que hemos dado llegaríamos
a una molécula de fórmula CH2,5 que resulta imposible,
pues el número de átomos debe ser entero.
Entonces, de nuevo debemos analizar la proporción en la que aparecen
ambos átomos, para buscar de ella una relación de números sencillos.
Es fácil observar que en la proporción C/H de 2,5 a 1 en realidad
nos está indicando una proporción de 5 a 2, por lo que la fórmula
empírica del compuesto será C2H5. |
|
|
Respuesta
5 |
Para calcular la composición centesimal de un compuesto debemos
relacionar en qué medida contribuye cada elemento al peso total
de un mol de compuesto, lo que venimos denominado masa molar del
mismo.
En nuestro caso, si tomamos como masas atómicas de los tres elementos:
Ag = 108 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol, la masa molar del carbonato
de plata (Ag2CO3) será:
Masa
molar = 2 · 108 + 12 + 3 · 16 = 276 g/mol
Y la contribución
de cada elemento, referida a 100 g de compuesto (composición centesimal,
por tanto), podemos calcularla a partir de las relaciones:
|
|
|
Respuesta
6 |
Para
calcular la composición centesimal de un compuesto debemos relacionar
en qué medida contribuye cada elemento al peso total de un mol de
compuesto, lo que venimos denominado masa molar del mismo.
En nuestro caso, si tomamos como masas atómicas de los tres elementos:
K = 39 g/mol; C = 12 g/mol; O = 16 g/mol, la masa molar del K2CO3
será:
Masa
molar = 2 · 39 + 12 + 3 · 16 = 138 g/mol
Y la contribución
de cada elemento, referida a 100 g de compuesto (composición centesimal,
por tanto), podemos calcularla a partir de las relaciones:
|
|
|
Respuesta
7 |
Para determinar la fórmula del compuesto referiremos los datos de
su análisis elemental, calculados sobre una muestra de 100 g de
compuesto, a un número de moles de sus átomos, dividiendo esos porcentajes
por las masas atómicas respectivas de cada elemento (recordemos:
Na = 23 g/mol; O = 16 g/mol; S = 32 g/mol).
Para determinar
la fórmula del compuesto asignaremos esos datos a números enteros,
pues así se presentarán los átomos en la molécula. Para ello,
dividimos los tres datos por el número menor. De ese modo estamos
suponiendo que de él habrá 1 átomo en el compuesto.
Con estos
datos ya tenemos en qué proporción aparecen esos átomos en el
compuesto, siendo su fórmula entonces Na2SO4.
En este caso sólo se habla de la fórmula del compuesto, sin especificar
si es empírica o molecular, pues en el caso de los compuestos
que no tienen átomos de carbono (compuestos inorgánicos), con
esa proporción hallada sólo existe ese compuesto: el sulfato de
sodio.
Por esto no se genera la ambigüedad que aparece cuando de una
composición centesimal de un compuesto orgánico pueden derivarse
muchas estructuras moleculares distintas para una misma fórmula
empírica. Por ejemplo, si hemos obtenido una fórmula empírica
CH2 podemos hablar de todo un conjunto de moléculas
que mantiene la misma proporción de esa fórmula: C2H4,
C3H6, C4H8, C10H20,
… Es decir, muchas fórmulas moleculares para una misma fórmula
empírica. También por esto, para determinar esas fórmulas moleculares,
precisamos saber otro dato añadido: la masa molar del compuesto.
|
Respuesta
8 |
Para
determinar la fórmula empírica del compuesto referiremos los datos
de su análisis elemental, calculados sobre una muestra de 100 g
de compuesto a un número de moles de sus átomos, dividiendo esos
porcentajes por las masas atómicas respectivas de cada elemento
(recordemos: C = 12 g/mol; O = 16 g/mol; H = 1 g/mol).
Para determinar
la fórmula empírica del compuesto asignaremos esos datos a números
enteros, pues así se presentarán los átomos en la molécula. Para
ello, dividimos los tres datos por el número menor. De ese modo
estamos suponiendo que de él habrá 1 átomo en el compuesto:
Con estos
datos, ya tenemos en qué proporción aparecen esos átomos en el
compuesto, siendo su fórmula empírica entonces: C2OH6.
Ahora bien, con esa proporción empírica hay muchas moléculas:
C2OH6, C4O2H12,
C6O3H18, … Para determinar cuál
es la fórmula molecular, basta comparar la masa molar real que
nos indican en el enunciado (92 g/mol) con la masa molar de esa
fórmula empírica (C2OH6) que es 46 g/mol,
pues el resultado de esa relación siempre será un número entero,
es decir:
Lo cual nos
indica que la fórmula molecular real se corresponde a la que presenta
el doble de todos los átomos que habíamos encontrado en la fórmula
empírica, es decir C4O2H12.
|
Respuesta
9 |
a) Se trata, con esos datos, de determinar la fórmula
empírica del compuesto. Para ello podemos calcular las masas de
cada uno de los elementos que se encontraban en la muestra original
de 1,5 g. Podemos hacerlo porque toda la materia que contenía
esa muestra ha pasado a formar parte del CO2 y del vapor
de H2O.
Así, teniendo en cuenta las relaciones entre las masas atómicas
y las masas moleculares de ambos compuestos, podemos deducir:
Para
el CO2, cuya masa molecular es de 44 g/mol, 12 de esos
gramos corresponden a la aportación de su átomo de C:
Para el H2O (masa molecular de 18 g/mol) procedemos
de modo análogo:
La masa de oxígeno presente en la muestra puede deducirse
de la diferencia de las que hemos hallado para el C y el H con
los 1,5 g originales:
z
g de O = 1,5 g (0,973 + 0,203) g = 0,324 g de O
Con esos
tres datos, podemos calcular los moles de esos átomos en el compuesto
original a través de la expresión 1.2:
Para calcular
la fórmula empírica referimos esos datos a números enteros, pues
así debe aparecer en la fórmula del compuesto el número de átomos
que presenta.
Referiremos, pues, el menor de esos datos a la unidad, y los demás
en la misma relación, dividiéndolos todos por el valor más bajo
de los encontrados:
Por tanto,
la fórmula empírica del compuesto es: C4H10O.
|
Respuesta
10 |
Para
determinar la fórmula empírica del compuesto referiremos los datos
de su análisis elemental, calculados sobre una muestra de 100 g
de compuesto, a un número de moles de sus átomos, dividiendo esos
porcentajes por las masas atómicas respectivas de cada elemento
(recordemos: C = 12 g/mol, H = 1 g/mol).
Para determinar
la fórmula empírica del compuesto, asignaremos esos datos a números
enteros, pues así se presentarán los átomos en la molécula. Para
ello, dividimos los tres datos por el número menor. De ese modo
estamos suponiendo que de él habrá 1 átomo en el compuesto.
En este caso,
aparece una dificultad nueva: con los pasos que hemos dado llegaríamos
a una molécula de fórmula CH2,6, lo que resulta imposible.
Tampoco podemos realizar una aproximación de ese 2,66 a 3, pues
es demasiado significativa la diferencia.
Esto nos sugiere que debemos analizar la proporción que se obtiene
entre el C y el H para referirla a números enteros. Es decir:
la proporción 1 a 2,66 será la misma que 2 a 5,32 (tampoco nos
sirve), o de 3 a 7,98, … Y en este último caso si podemos hacer
la aproximación 7,98 a 8, con lo que podrá valernos esa proporción
de 3 a 8, y según ello, la fórmula del empírica del compuesto
será C3H8.
Ahora bien, tal y como sabemos, con esa proporción empírica hay
muchas moléculas: C3H8, C6H16,
…
Para determinar cuál es la fórmula molecular, basta comparar la
masa molecular real que nos indican en el enunciado (88 g/mol)
con la masa molecular de esa fórmula empírica (C3H8)
que es 44 g/mol, pues el resultado de esa relación siempre será
un número entero, luego:
Lo cual nos
indica que la fórmula molecular real se corresponde a la que presenta
el doble de todos los átomos que habíamos encontrado en la fórmula
empírica, es decir C6H16.
|
|