Examen - Física y Química - 4º ESO - 06-03-2012

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EXAMEN DE FÍSICA – 4º ESO

6 – 03 – 2012

Masas atómicas: 𝑁 = 14, 𝐹𝑒 = 56, 𝑆 = 32, 𝐵𝑟 = 80, 𝐾 = 39, 𝑂 = 16, 𝐻 = 1

1. Explica el concepto de mol. 1pto El mol es la unidad fundamental que se utiliza en Química para medir la cantidad de materia de una sustancia. En concreto, podemos definir la mol de cualquier sustancia como el número de Avogadro de partículas de esa sustancia o bien, en general, como el número de Avogadro de entidades químicas que se consideren.

2. En la reacción óxido nítrico + agua à ácido nítrico + oxido nitroso + oxígeno. Si nos dan 1 g de óxido nítrico y 2’25 g de agua.

a. ¿Cuál es el reactivo limitante? 0’5ptos b. ¿Cuántos gramos de ácido nítrico se pueden formar? 0’5ptos c. ¿Cuántos gramos sobran del reactivo en exceso? 0’5ptos d. ¿Cuántos moles de óxido nitroso se forman? 0’5ptos

a. Primero escribimos y ajustamos la reacción:

2𝑁!𝑂! + 𝐻!𝑂 ⟶ 2𝐻𝑁𝑂! + 𝑁!𝑂! + 𝑂! De la ecuación química deducimos que por cada dos moles de moléculas de óxido nítrico reaccionará un mol de moléculas de agua. Calculamos esta relación en gramos: 𝑃𝑚 𝑁!𝑂! = 2 · 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 5 · 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 108 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑚 𝐻!𝑂 = 2 · 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 18 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Dos moles de óxido nítrico: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝑁!𝑂! = 2 𝑚𝑜𝑙 · 108 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 216 𝑔 𝑑𝑒 𝑁!𝑂! Un mol de agua: m=n·∙ 𝑃𝑚 𝐻!𝑂 = 1 𝑚𝑜𝑙 · 18 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 18 𝑔 𝑑𝑒 𝐻!𝑂 Calculamos la proporción en masa en la que reaccionan ambos compuestos:

𝑚 𝑁!𝑂!𝑚 𝐻!𝑂

=216 𝑔18 𝑔

= 12 ⟶ 𝑚 𝑁!𝑂! = 12 ·𝑚 𝐻!𝑂

Es decir, por cada gramo de agua necesitamos 12 gramos de óxido nítrico. Como las masas que tenemos son 1 g de óxido nítrico y 2’25 g de agua, queda claro que sobrará agua y que, por lo tanto, el óxido nítrico será el reactivo limitante.



b. Vamos a hacer los cálculos a partir de la cantidad dada de óxido nítrico ya que, por ser el reactivo

limitante, será el que reacciones completamente. De la ecuación química deducimos que por cada dos moles de moléculas de óxido nítrico se producirán dos moles de moléculas de ácido nítrico. Calculamos los gramos que corresponden a dos moles de ácido nítrico:

𝑃𝑚 𝐻𝑁𝑂! = 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 14 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 3 · 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 63 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Dos moles de ácido nítrico: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐻𝑁𝑂! = 2 𝑚𝑜𝑙 · 63 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 126 𝑔 La proporción en masa entre el óxido nítrico y el ácido nítrico en esta reacción será:

𝑚 𝑁!𝑂!𝑚 𝐻𝑁𝑂!

=216 𝑔126 𝑔

=127 ⟶ 𝑚 𝑁!𝑂! =

127·𝑚 𝐻𝑁𝑂! ⟹ 𝑚 𝐻𝑁𝑂! =

712

·𝑚 𝑁!𝑂!

Es decir, por cada gramo de óxido nítrico produciremos 7/12 gramos de ácido nítrico. Como tenemos 1 g de óxido nítrico:

𝒎 𝑯𝑵𝑶𝟑 =712

·𝑚 𝑁!𝑂! =712

· 1 𝑔 ≈ 𝟎!𝟓𝟖 𝒈

c. Ya hemos visto en el primer apartado que el óxido nítrico es el reactivo limitante y que, por lo tanto,

el reactivo en exceso será el agua. Para calcular la cantidad de agua que sobra calcularemos primero la cantidad de agua que va a reaccionar con el gramo de óxido nítrico que tenemos:

𝑚 𝑁!𝑂! = 12 ·𝑚 𝐻!𝑂 ⟶ 𝑚 𝐻!𝑂 =𝑚 𝑁!𝑂!

12=1 𝑔12

≈ 0!08 𝑔 𝑑𝑒 𝑎𝑔𝑢𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖𝑜𝑛𝑎𝑟á𝑛

Restamos esta cantidad de la cantidad de agua que tenemos para calcular el exceso:

2!25 𝑔 − 0!08 𝑔 = 𝟐!𝟏𝟕 𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒈𝒖𝒂 𝒒𝒖𝒆 𝒏𝒐 𝒓𝒆𝒂𝒄𝒄𝒊𝒐𝒏𝒂𝒓á𝒏

d. De la ecuación química deducimos que por cada dos moles de moléculas de óxido nítrico se producirá un mol de moléculas de óxido nitroso:

𝑛 𝑁!𝑂! = 2 · 𝑛 𝑁!𝑂! ⟶ 𝑛 𝑁!𝑂! =𝑛 𝑁!𝑂!

2

Calculamos a cuántos moles corresponde el gramo de óxido nítrico:

𝑛 =𝑚

𝑃𝑚 𝑁!𝑂!=

1 𝑔108 𝑔

≈ 0!00926 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑛í𝑡𝑟𝑖𝑐𝑜

Por lo tanto, los moles de óxido nitroso que se formarán serán:

𝒏 𝑵𝟐𝑶𝟑 =𝑛 𝑁!𝑂!

2≈0!00926 𝑚𝑜𝑙

2≈ 𝟒!𝟔𝟑 · 𝟏𝟎!𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 ó𝒙𝒊𝒅𝒐 𝒏𝒊𝒕𝒓𝒐𝒔𝒐



3. Enuncia la hipótesis de Avogadro. 1pto Volúmenes iguales de gases diferentes las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas, o lo que es lo mismo, terminado número de moléculas de gases diferentes ocupan el mismo espacio si las condiciones de presión y temperatura son las mismas.

4. Veinte gramos de un mineral que tiene un 55% de hierro se hacen reaccionar con una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza en peso y densidad 1’823 g/cm3. (ácido sulfúrico + hierro à sulfato ferroso + hidrógeno)

a. La masa del sulfato ferroso producido 0’5ptos b. El volumen de hidrógenos producido si las condiciones del laboratorio son 25º y 740 mm de Hg. 1pto c. El volumen de disolución de ácido sulfúrico necesario para la reacción. 1pto

a. Primero escribimos y ajustamos la ecuación:

𝐻!𝑆𝑂! + 𝐹𝑒 ⟶ 𝐹𝑒𝑆𝑂! + 𝐻!

Tenemos que calcular la cantidad de hierro presente en la reacción:

20 𝑔 𝑚𝑖𝑛𝑒𝑟𝑎𝑙 · 0!55 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒

100 𝑔 𝑚𝑖𝑛𝑒𝑟𝑎𝑙= 11 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒

De la ecuación química deducimos que por cada mol de hierro que reacciona obtenemos un mol de sulfato ferroso. Calculamos la relación entre sus masas:

𝑃𝑚 𝐹𝑒 = 56 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑃𝑚 𝐹𝑒𝑆𝑂! = 56 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 32 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 4 · 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 152 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Un mol de hierro: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐹𝑒 = 1 𝑚𝑜𝑙 · 56 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 56 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒 Un mol de sulfato ferroso: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐹𝑒𝑆𝑂! = 1 𝑚𝑜𝑙 · 152 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 152 𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒𝑆𝑂!

La proporción entre la masa de hierro que reacciona y la masa de sulfato ferroso producida será:

𝑚 𝐹𝑒𝑆𝑂!𝑚 𝐹𝑒

=152 𝑔56 𝑔

=197 ⟶ 𝑚 𝐹𝑒𝑆𝑂! =

197·𝑚 𝐹𝑒

Es decir, por cada gramo de hierro produciremos 19/7 gramos de sulfato ferroso. Como tenemos 11 g de hierro:

𝒎 𝑭𝒆𝑺𝑶𝟒 =197·𝑚 𝐹𝑒 =

197· 11 𝑔 ≈ 𝟐𝟗!𝟖𝟔 𝒈 𝒅𝒆 𝒔𝒖𝒍𝒇𝒂𝒕𝒐 𝒇𝒆𝒓𝒓𝒐𝒔𝒐

b. Para calcular el volumen de hidrógeno producido primero tendremos que calcular los moles. De la ecuación química deducimos que por cada mol de hierro que reacciona obtenemos un mol de hidrógeno. Calculamos la relación entre sus masas:

𝑃𝑚 𝐻! = 2 · 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 2 𝑔/𝑚𝑜𝑙 Un mol de hidrógeno: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐻! = 1 𝑚𝑜𝑙 · 2 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 2 𝑔

La proporción en masa entre el hierro que reacciona y el hidrógeno producido será:

𝑚 𝐹𝑒𝑚 𝐻!

=56 𝑔2 𝑔

= 28 ⟶ 𝑚 𝐹𝑒 = 28 ·𝑚 𝐻! ⟹ 𝑚 𝐻! =128

·𝑚 𝐹𝑒



Es decir, por cada gramo de hierro produciremos 1/28 gramos de hidrógeno. Como tenemos 11 g de hierro:

𝑚 𝐻! =128

·𝑚 𝐹𝑒 =128

· 11 𝑔 ≈ 0!39 𝑔 𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜

Para calcular el volumen que ocupan esos 0’39 g de hidrógeno aplicamos la ecuación general de los gases ideales:

𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 ⟶ 𝑉 =𝑛 · 𝑅 · 𝑇

𝑃=

! !!!" !!

·!·!

𝑃

Con cuidado de emplear las unidades correctas:

𝑇 = 273 + 25 𝐾 = 298 𝐾

𝑃 = 740 𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔 ·1 𝑎𝑡𝑚

760 𝑚𝑚 𝑑𝑒 𝐻𝑔= 0!97 𝑎𝑡𝑚

𝑽 =

0!39 𝑔2 𝑔/𝑚𝑜𝑙 · 0

!082 !"#·!!·!"#·!"# !

0!97 𝑎𝑡𝑚= 𝟒!𝟗 𝒍 𝒅𝒆 𝒉𝒊𝒅𝒓ó𝒈𝒆𝒏𝒐

c. Calculamos primero la cantidad de ácido sulfúrico necesario para que se produzca la reacción. De la

ecuación química deducimos que cada mol de ácido sulfúrico reacciona con un mol de hierro. Calculamos la relación entre sus masas:

𝑃𝑚 𝐻!𝑆𝑂! = 2 · 1 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 32 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 4 · 16 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 98 𝑔/𝑚𝑜𝑙

Un mol de ácido sulfúrico: 𝑚 = 𝑛 · 𝑃𝑚 𝐻!𝑆𝑂! = 1 𝑚𝑜𝑙 · 98 𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 98 𝑔 𝑑𝑒 𝐻!𝑆𝑂!

La proporción entre la masa de hierro y la masa de ácido sulfúrico que reaccionan será:

𝑚 𝐻!𝑆𝑂!𝑚 𝐹𝑒

=98 𝑔56 𝑔

= 1′75 ⟶ 𝑚 𝐻!𝑆𝑂! = 1′75 ·𝑚 𝐹𝑒

Es decir, por cada gramo de hierro produciremos 1’75 gramos de ácido sulfúrico. Como tenemos 11 g de hierro:

𝑚 𝐻!𝑆𝑂! = 1!75 ·𝑚 𝐹𝑒 = 1!75 · 11 𝑔 = 19!25 𝑔 𝑑𝑒 𝐻!𝑆𝑂!

Una vez conocida la masa de ácido sulfúrico podemos hallar el volumen de la disolución. Primero calculamos la masa de la disolución a partir de la concentración en masa:

% 𝑚𝑎𝑠𝑎 =𝑚 𝐻!𝑆𝑂!

𝑚 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛· 100 ⟶ 𝑚 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =

𝑚 𝐻!𝑆𝑂!% 𝑚𝑎𝑠𝑎

· 100 =19!25 𝑔98

· 100

𝑚 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 = 19!64 𝑔

Conocida la masa de la disolución y la densidad de la misma podemos obtener el volumen:

𝜌 =𝑚 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛𝑉 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

⟶ 𝑉 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 =𝑚 𝑑𝑖𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛

𝜌=

19!64 𝑔

1!823 𝑔𝑐𝑚!

= 10!78 𝑐𝑚!

Expresamos el volumen en litros, sabiendo que 1 𝑑𝑚! = 10!! 𝑐𝑚! = 1 𝑙:

𝑽 𝒅𝒊𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 = 10!78 𝑐𝑚! · 10!! 𝑙/𝑐𝑚! = 𝟏!𝟎𝟖 · 𝟏𝟎!𝟐 𝒍



5. Enuncia la ley de conservación de la masa. 1pto

En una reacción química no hay cambio apreciable de masa, o lo que es lo mismo, en toda reacción química la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos.

6. Responde a estas cuestiones: a. ¿Cuántos átomos de oxigeno hay en 0’2 moles de bromato potásico? 0’5ptos

b. ¿Cuántos moles de átomos de bromo hay en 0’1 moles de bromato potásico? 0’5ptos

c. ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 0’15 moles de bromato potásico? 0’5ptos

d. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 10’5 gramos de bromato potásico? 0’5ptos

e. ¿Cuántos átomos de potasio hay en 0’1 moles de bromato potásico? 0’5ptos

a. A partir de su fórmula 𝐾𝐵𝑟𝑂! deducimos que en cada molécula de bromato potásico hay tres

átomos de oxígeno:

𝑛º á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 =3 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂

1 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!·6!022 · 10!" 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!

· 0!2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!

𝒏º á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 = 𝟑!𝟔𝟏 · 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑶

b. A partir de la fórmula, 𝐾𝐵𝑟𝑂!, deducimos que en cada mol de moléculas bromato potásico hay un mol de átomos de bromo:

𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝐵𝑟

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!· 0!1 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!

𝒏º 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 = 𝟎!𝟏 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑩𝒓

c. A partir de la fórmula, 𝐾𝐵𝑟𝑂!, deducimos que en cada mol de moléculas bromato potásico hay tres moles de átomos de oxígeno:

𝑛º 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =3 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂

1 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!· 0!15 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!

𝒏º 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 = 𝟎!𝟒𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒅𝒆 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑶



d. Calculamos primero el número de moles correspondiente a 10’5 g de bromato potásico.

𝑃𝑚 𝐾𝐵𝑟𝑂! = 39 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 80 𝑔/𝑚𝑜𝑙 + 3 · 16𝑔/𝑚𝑜𝑙 = 167 𝑔/𝑚𝑜𝑙

𝑛 =𝑚

𝑃𝑚 𝐾𝐵𝑟𝑂!=

10!5 𝑔167 𝑔/𝑚𝑜𝑙

= 0!0629 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙é𝑐𝑢𝑙𝑎𝑠 𝑑𝑒 𝐾𝐵𝑟𝑂!

A partir de su fórmula 𝐾𝐵𝑟𝑂! deducimos que en cada molécula de bromato potásico hay tres átomos de oxígeno:

𝑛º á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 =3 𝑎´𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 𝑑𝑒 𝑂



𝒏º á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 = 𝟏!𝟏𝟒 · 𝟏𝟎𝟐𝟑 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑶

e. A partir de la fórmula, 𝐾𝐵𝑟𝑂!, deducimos que en cada mol de moléculas bromato potásico hay un mol de átomos de potasio:

𝑛º á𝑡𝑜𝑚𝑜𝑠 =1 á𝑡𝑜𝑚𝑜 𝑑𝑒 𝐾



𝒏º á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 = 𝟔!𝟎𝟐𝟐 · 𝟏𝟎𝟐𝟐 á𝒕𝒐𝒎𝒐𝒔 𝒅𝒆 𝑲

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