GASES IDEALES

GASES IDEALES

1.- Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20ºC. Calcula: a) la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa cantidad de gas en condiciones normales.

2.- Un mol de gas ocupa 25 l y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.

3.- Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo constante la P y la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el recipiente?

ESTEQUIOMETRIA

1.- El disulfuro de carbono arde con oxígeno de  acuerdo con la siguiente reacción:                                                                      CS2  +  O2   ----->   CO2 +  SO2 .                                                                                                                           a) Calcule los gramos de óxido de azufre producidos cuando reaccionan 11.250 g de sulfuro de carbono y 26,25 g de oxígeno.                                                                                                                   b)¿Cuánto de reactivo permanecen sin consumirse?

2.- La aspirina (C9H8O4) se prepara por calentamiento del ácido salicílico (C7H6O3) con el anhídrido acético           C7H6O3  +    C4H6O3        →        C9H8O4  +  C2H4O2

Cuando se calientan 4.0 g de ácido salicílico con 2.0 g de anhídrido acético                                                   a) ¿Cuántos g de de aspirina se forman?                                                                                                              b) ¿Cuál e s el % de rendimiento, si experimentalmente se obtuvieron 2.1 g?

3.- Para obtener la urea [(NH2)2CO]  se hicieron reaccionar 637.2 g de amoníaco con 1142 g de dióxido de carbono, según la siguiente ecuación:     NH3 + CO2  →  (NH2)2CO + H2O                                                     a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso?                                                                       b) ¿Qué masa de producto (urea) se formó?                                                                                                              c) ¿Qué masa de reactivo en exceso quedó sin reaccionar?

SOLUCIONES

1.-  Si se tiene la siguiente reacción ácido base:    NaHCO3 + HCl    →   NaCl + H2O + CO2                                                                                   Indica qué volúmenes de ácido clorhídrico 0.2M se requieren para titular las siguientes cantidades de bicarbonato: a) 10 ml 0.2 M            b) 5 ml 0.2 N

2. Calcule el volumen de H2SO4 que se necesita para preparar 300 mL de una disolución 0.75N. Considere que el H2SO4 tiene una densidad de 1.4 g/ml y 80% de pureza. 

3.- Se tomaron 5 ml de H2SO4 cuya densidad es de 1.8 g/ml y 90% de pureza, y se aforaron hasta un volumen final de 500 ml, calcule la concentración de la disolución en % m/m, molaridad y normalidad. Na(OH)

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TERMOQUIMICA

1.-   A partir de los siguientes datos,

A. C (grafito) +  O2(g)    ------>     CO2(g)                          ∆ H°reac= -393.5kJ/mol

B. H2 (g)  +  1/2 O2(g)   -------> H2O(l)                ∆ H°reac= -285.8 kJ/mol

C.  C2H6 (g)          --->  2C (grafito) + 3H2(g)                         ∆ H°reac=     84,6 kJ/mol

              Calcule el cambio de entalpía para la reacción  

2C2H6(g) + 7O2 (g) --> 4CO2 (g) +  6H2O(l)      (X2)    

C. 2 C2H6 (g)          --->  4C (grafito) + 6H2(g          (X2)     ∆ H°reac=     84,6 kJ/mol.2=169.2

B. 6H2 (g)  +  3 O2(g)   ------->6 H2O(l)                ∆ H°reac= -285.8 kJ/mol.6=-1714.8

A. 4C (grafito) +  4O2(g)    ------> 4CO2(g)                          ∆ H°reac= -393.5kJ/mol.4=-1574

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