Química - Examen 1

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Examen de Química – 1º Bachillerato – 4/11/2011

1. La composición de un compuesto orgánico es 75’45% de C, 6’587% de H, 9’851% de O y 8’383% de

N. Si su masa molar es 334 gr/mol.

a. Averigua su fórmula empírica y molecular. 1’5 ptos

Conocida la composición centesimal tomamos 100 gr de compuesto y calculamos el número

de moles de átomos de cada elemento:

( ) ( )

( ) ( )

( ) ( )

( ) ( )

Conocidos los moles de átomos de cada elemento comparamos respecto al menor ( )

( )

( )

( ) ( )

( )

( )

( ) ( )

( )

( )

( ) ( )

Es decir, por cada 2 moles de nitrógeno hay 2 de oxígeno, 22 de hidrógeno y 21 de carbono.

Por lo tanto, la fórmula empírica será: .

La fórmula molecular tiene la forma ( ) , el valor de x se puede calcular a partir

de la masa molar del compuesto:

( )

Como la masa molar dada en el problema para este compuesto es :

La fórmula molecular es .

b. Define masa molar. 0’5 ptos

Masa molar es la masa de un mol de entidades químicas (átomos, moléculas, iones…).

Masas moleculares: H=1; O=16; C=12; Cl =35’5; Fe=55’8; Ag=107’8; Br=79’9; Cr=51’9; Cu=63’5; P=31; K=39; B=11; Al=27

Ca=40; Au=197; Na=23; F=19; S=32; N=14; Mg=24’3; Br=79’9

Nº de Avogadro = 6’022·1023




2. El nitrato sódico (NaNO3) y el nitrato potásico (KNO3) son dos compuestos químicos que se utilizan

como abonos nitrogenados.

a. Calcular cuál de los dos contiene mayor proporción de nitrógeno. 1 pto

El tanto por ciento en peso de cada elemento de una molécula se calcula dividiendo la masa

en gramos del elemento en la molécula, entre la masa molar y multiplicando por cien. A

nosotros, en este caso, solo nos interesa el porcentaje de nitrógeno en ambos compuestos:

( ) ( )

( )

( ) ( )

( )

Por lo tanto ( ) ( )

.

b. ¿Qué entiendes por composición centesimal? 0’5 ptos

Composición centesimal de un compuesto es el porcentaje de cada elemento en el

compuesto, es decir, los gramos de cada elemento que hay en 100 gramos de ese

compuesto.




3. Se tienen dos muestras formadas por oxígeno y hierro, cuyas masas se indican en la tabla.

Muestra 1 Muestra 2

Masa de oxígeno (g) 0’800 0’960

Masa de hierro (g) 2’792 2’234

a. Demuestra que corresponden a compuestos distintos y que se cumple la ley de las

proporciones múltiples. 1 pto

Si ambos compuestos fueran en realidad el mismo compuesto, al aplicar la ley de Proust, la

relación de las masas de los elementos que los componen (oxígeno y hierro) debería ser

constante:

( )

( )

( )

( )

Dado que la relación para la muestra 1 y la muestra 2 no coincide, podemos concluir que

ambas muestras corresponden a compuestos diferentes.

Si relacionamos las proporciones en masa para ambos compuestos obtenemos:

Dado que están en relación de números enteros distintos podemos afirmar que se cumple la

ley de las proporciones múltiples.

b. Enuncia las dos leyes que aplicas en el problema. 1 pto

Ley de las proporciones definidas o Ley de Proust: Cuando dos o más sustancias simples

(elementos) se combinan para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre

manteniendo la misma proporción entre las masas.

Ley de las proporciones múltiples o Ley de Dalton: Cuando dos sustancias simples se

combinan para formar más de una sustancia compuesta, las masas de una de ellas que se

combinan con una masa fija de la otra, guardan entre sí una relación dada por números

sencillos.

c. ¿Qué otra ley ponderal se cumple? Enúnciala. 0’5 ptos

Ley de la conservación de la masa o Ley de Lavoisier: En un sistema aislado la masa se

mantiene constante, lo que implica que la masa total de reactivos es igual a la masa total de

las sustancias que se obtienen tras la reacción.




4. En cuatro moles de H2SO4:

a. ¿Cuántos gramos de hidrógeno tenemos? ¿Cuántos gramos hay de azufre? ¿Cuántos gramos

de oxígeno hay? 1 pto

Para averiguar los gramos de cada elemento primero debemos calcular la masa total

presente en los cuatro moles de ácido sulfúrico:

( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( )

( )

Una vez conocida la masa de ácido sulfúrico podemos obtener la masa de cada elemento

con relaciones de proporcionalidad:

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

( )

b. Calcula el número de moles de átomos de hidrógeno, de oxígeno y de azufre. 1 pto

Calculamos el número de moles de cada elemento a partir de las masas halladas en el

apartado anterior y de las masas atómicas:

( ) ( )

( )

( )

( ) ( )

( )

( )

( ) ( )

( )

( )




5. La masa atómica de la plata es 107,87. Calcula:

a. La masa, en gramos, de un átomo de plata. 0’5 ptos

Primero calculamos la masa que contiene un mol de átomos de plata:

( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

( )

Conocida la masa de un mol de átomos de plata, y sabiendo que el número de átomos que

hay en un mol de plata es :

( ) ( )

( )

b. El número de átomos que hay en un gramo de plata. 0’5 ptos

Primero calculamos el número de moles correspondientes a un gramo de plata:

( ) ( )

( )

Una vez calculado el número de moles podemos obtener el número de átomos gracias al

número de Avogadro:

( )

c. El número de moles en 50 g de plata. 0’5 ptos

( ) ( )

( )

d. Explica qué expresa el número de Avogadro. 0’5 ptos

Expresa el número de entidades químicas (átomos, moléculas, iones…) que hay en un mol.

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