Ejercicios resueltos sobre el átomo químico

[Ciencias de Joseleg] [Química] [La materia] [El átomo químico] [Ejercicios resueltos] [Introducción] [Generalidades] [El atomismo filosófico] [Introducción a las leyes ponderales] [Ley de la conservación de la masa] [Ley de las proporciones definidas] [Ley de las proporciones recíprocas] [Ley de las proporciones múltiples] [Teoría atómica de Dalton] [Postulado de composición] [Postulado de identidad atómica] [Postulado de identidad molecular] [Postulado de asociación] [Postulado de la ecuación química] [Pesos atómicos] [La hipótesis de Avogadro] [La técnica de Cannizzaro] [Del molécula-gramo al mol] [Del mol a la cantidad de sustancia] [Historia de la teoría cinética] [Modelo matemático de la teoría cinética] [Estequiometría de composición] [Ley de Dulong y Petit] [Referencias]

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👉 Demostraciones <Ejercicios analíticos para demostrar las respuestas analíticas o algoritmos de solución> (Pulse aquí)

👉 Ejemplos <Ejercicios Propios de la página> (Pulse aquí)

👉 Matamala y González <Libro de texto Ediciones Cultural - 1976> (Pulse aquí)

👉 Química general de Chang <Libro de texto de Raymond Chang> (Pulse aquí)

👉 Química la ciencia central <Libro de texto de Theodore E. Brown> (Pulse aquí)

👉 Chemteam <Libro de texto de Theodore E. Brown> (Pulse aquí)

Demostraciones

Expresar la ley de la conservación de la masa para una reacción incompleta que inicia con cierta cantidad de producto ya generado por una reacción previa del mismo tipo.

Demostrar las ecuaciones que sirven para contrastar la ley de proporciones recíprocas o ley de Richter

Demuestre que la fracción de masas permite calcular la proporción de masas del elemento en el compuesto, asumiendo que los compuestos analizados son binarios, es decir compuestos de solo dos elementos

Expresar la ley de la conservación de la masa en términos del número de átomos en una reacción química empleando el principio de identidad de Dalton, que establece que un átomo posee una masa atómica propia y constante.

Como calcular el número de átomos de un elemento en una molécula si se conoce cuantas veces ocurre la reacción y cuantas moléculas de la sustancia se consumen. Deduzca una ecuación para el caso de que el elemento se encuentre en una sola molécula y para el caso de que el elemento se encuentre en más de una molécula

Demostrar una ecuación que permita calcular la masa relativa de un elemento en términos de masas macroscópicas. Asuma que la masa de referencia es la masa del hidrógeno interpretada como 1 exacto.

Obtener la ecuación que relaciona el número de moléculas con los moles empleando la ley de Avogadro para gases y la hipótesis de Avogadro.

Hallar una fórmula simple para calcular el número de moléculas y el número de átomos de un elemento en una sustancia conociendo la masa de dicha sustancia y su fórmula molecular.

Calcular la constante de Loschmidt como el cociente de número de entidades sobre volumen de un gas en STP y exprese el resultado en metros cúbicos.

Con la ley de Avogadro y la definición de masa molar encuentre una fórmula para calcular la masa de un átomo o una molécula, asumiendo muestras de sustancias puras e invariantes.

Demuestre una fórmula para calcular el volumen molar de una sustancia sólida con su densidad y masa molar,  el volumen de una sola partícula sólida sin tener en cuenta su estructura cristalina, así como su radio.

Encontrar la relación entre la velocidad cinética promedio de las moléculas en un contenedor cúbico y la temperatura del gas en dicho contenedor.

Demostrar una ecuación que permita calcular la velocidad molecular promedio de una partícula en términos de la temperatura y su masa molar.

Demostrar la ley de Graham con la ley de velocidad molecular promedio.

Expresar la ley de Graham en términos del cociente de tiempo en lugar del cociente de velocidad molecular promedio.

Demostrar una fórmula para calcular la cantidad de sustancia de un elemento en términos de la cantidad de sustancia de un compuesto y otras variaciones de masa y número de entidades.

Demostrar las fórmulas que permitan calcular el subíndice de un elemento reactivo que se quema en un análisis de combustión y expréselas para cantidad de sustancia, masas, volúmenes de gas en STP y volúmenes de gas para cualquier condición.

Deducir la fórmula para calcular el porcentaje en masa de un elemento en un compuesto.

Deducir una fórmula que permite calcular la fórmula molecular con la fórmula empírica y la masa molar verdadera de la sustancia.

Inferir la ley de Dulong y Petit a través de la teoría cinética de los gases

Ejemplos

Ejemplo. Si al calentar 10.0 gramos de carbonato de calcio (CaCO₃) se produce 4.4 gramos de dióxido de carbono (CO₂) y 5.6 de monóxido de calcio (CaO), demuestre que estas observaciones están de acuerdo con la ley de la conservación de la masa.

Ejemplo. Cierta cantidad de clorato de potasio se descompone produciendo 1.9 g de oxígeno y 2.96 g de cloruro de cloruro de potasio. Determine la masa de clorato de potasio que se descompuso.

Ejemplo. Cuando 4.2 g de NaHCO₃ se adiciona a una solución de CH₃COOH que pesaba 10 g se puede observar la liberación de 2.2 g de CO₂. El residuo pesa 12.0 g. Indique como es que estas observaciones son congruentes con la ley de la conservación de la masa. Reactivos y productos suman cero.

Ejemplo. Si en la siguiente reacción química: Na₂SO₄+CaCl₂→CaSO₄+2NaCl; tenemos 40 g de (Na₂SO₄) que reaccionan con 35 g de (CaCl₂), y producen 20 g de (CaSO₄), calcule la masa se NaCl, empleando la ley de la conservación de la masa

Ejemplo. Cuando 6.3 g de NaHCO₃ se adiciona a una solución de CH₃COOH que pesaba 15 g. El residuo pesa 18.0 g. Calcular la masa de CO₂ liberada. 3.3 g.

Ejemplo. Hallar la masa de carbono y la masa de oxígeno en 70 g de dióxido de carbono si el porcentaje carbono es del 27.27 %. Asuma que el dióxido de carbono contiene solo carbono y oxígeno.

Ejemplo. Hallar la masa de hidrógeno y la masa de oxígeno en 40 g de H₂O si la fracción de masas del hidrógeno es del 11.11 %.

Ejemplo. Cuando se reducen 1.375 g de óxido cúprico al calentarlo en una corriente de hidrógeno, el peso de cobre restante es 1.098 g. En otro experimento, se disuelven 1.179 g de cobre en ácido nítrico y el nitrato de cobre resultante se convierte en óxido cúprico por ignición. El peso del óxido cúprico formado es de 1.476 g. Demuestre que estos resultados ilustran la ley de la proporción definida.

Ejemplo. En un experimento de estandarización se determinó que 7.94 gramos de oxígeno se consumen completamente solo con 1,01 gramo de hidrógeno para generar 8.95 gramos de agua. ¿Si empleáramos 27.00 gramos de oxígeno, cuantos gramos de hidrógeno necesitaríamos para completar esa combustión?

Ejemplo. Una muestra de 1.0 g de dióxido de carbono se descompone completamente en sus elementos, produciendo 0.273 g de carbono y 0.727 g de oxígeno. Calcular el porcentaje en peso de cada elemento en el compuesto puro.

Ejemplo. Si una muestra de un compuesto se descompone en 0.429 g de carbono y 0.571 g de oxígeno, ¿Cuál es el porcentaje de cada elemento en el compuesto?

Ejemplo. Una masa de 175 g de cierto compuesto de hierro y cloro se descompone en 60.251 g de hierro metálico. Calcular la masa de cloro y los porcentajes en peso de cada elemento asumiendo el cumplimiento de la ley de la conservación de la masa.

Ejemplo. Unos 167 gramos de cierto compuesto iónico se descompuso en 65.693 gramos de sodio metálico y cierto gas verde que no se recolectó, pero por su poder irritante era evidentemente cloro. Determine la masa de cloro que se liberó en forma de gas, y el porcentaje en peso de los dos elementos en el compuesto.

Ejemplo. En una reacción 4 gramos de hidrógeno y 32 gramos de oxígeno consumen completamente 12 gramos de carbono. Determinar cuál sería la proporción entre hidrógeno y oxígeno y compararla con la proporción medida de oxígeno a hidrógeno 8/1.

Ejemplo. En una reacción se requirieron 46 g de sodio para consumir 32 gramos de azufre. En una segunda reacción se necesitaron 2 gramos de hidrógeno para consumir 32 gramos de azufre. Determinar la proporción entre sodio he hidrógeno y determinar si cumple o no con la ley de las proporciones recíprocas si la proporción entre sodio he hidrógeno es de 21/1.

Ejemplo. El CO₂ contiene 27.27% de carbono, el CS₂ contiene 15.79 % de carbono y el SO₂ 50% de azufre. Muestre que los datos concuerdan con la ley de las proporciones recíprocas.

Ejemplo. Se sospecha que dos líquidos incoloros hechos de hidrógeno y oxígeno son la misma sustancia. El compuesto 1 contiene 15.0 g de hidrógeno y 120.0 g de oxígeno. El compuesto 2 tiene 2.00 g de hidrógeno y 32.0 g de oxígeno. Determine si las dos sustancias pertenecen al mismo compuesto.

Ejemplo.  Un químico encuentra que 30.82 g de nitrógeno reaccionarán con 17.60, 35.20, 70.40 o 88.00 g de oxígeno para formar cuatro compuestos diferentes. Calcule la masa de oxígeno por gramo de nitrógeno en cada compuesto.

Ejemplo.  En un experimento 1 se obtuvieron 28 partes de nitrógeno por cada 16 partes de oxígeno. En un experimento 2 se obtuvieron 7 partes de nitrógeno por cada 8 de oxígeno. Determine si las muestras de los experimentos 1 y 2 pertenecen a un mismo compuesto o a un compuesto diferente.

Ejemplo. El fósforo forma dos compuestos con el cloro. En el primer compuesto se combinan 1.000 g de fósforo con 3.433 g de cloro, y en el segundo se combinan 2.500 g de fósforo con 14.306 g de cloro. Indique si estos resultados provienen de un mismo compuesto o pertenecen a diferentes compuestos de los mismos elementos

Ejemplo. Identifique si las siguientes parejas de letras representan un solo símbolo atómico o dos símbolos consecutivos Co CO Si SI Cs CS.

Ejemplo. Identifique si las siguientes parejas de letras representan un solo símbolo atómico o dos símbolos consecutivos Sn SN Sb SB Sc SC.

Ejemplo. Un sistema posee inicialmente 1.0 x 10⁷ átomos de hidrógeno. Determine la cantidad de átomos totales si se agrega 8.5 x 10⁶ átomos de hidrógeno.

Ejemplo. Calcule la masa en gramos de 1.0 x 10³⁰ átomos de hidrógeno si la masa atómica de un solo átomo de hidrógeno es 1.66 x 10^-27 kg.

Ejemplo. Demuestre que la siguiente figura es congruente con la ley de la conservación de la masa.

Ejemplo. Cuando el metano reacciona con oxígeno a altas temperaturas reacciona liberando calor que alimenta la propia reacción por lo que solo requiere una leve chispa para iniciar. Los productos de la combustión o reacción con oxígeno son dióxido de carbono y agua. Demuestre que la siguiente figura es congruente con la ley de la conservación de la masa

Ejemplo. La fórmula molecular del dimetiléter de etanol es C₄H₁₂O₂. Determinar la fórmula empírica.

Ejemplo. Se midió una fórmula empírica, pero se generaron subíndices no enteros C₁H_1.33O₁. Determinar la fórmula empírica en números enteros pequeños asumiendo que la sustancia no es un Bertólido

Ejemplo. Con el modelo molecular del agua represente la fórmula molecular y el número de átomos de cada elemento en una sola molécula.

Ejemplo. Con el modelo molecular de la glucosa represente la fórmula molecular y el subíndice individual de cada elemento en una molécula.

Ejemplo. Con el modelo molecular del ácido sulfúrico represente la fórmula molecular y el subíndice individual de cada elemento en una sola molécula.

Ejemplo. Con el modelo molecular del metano represente la fórmula molecular y el subíndice de cada elemento en una sola molécula.

Ejemplo. Con el modelo molecular del etileno represente la fórmula molecular y el subíndice individual de cada elemento en una sola molécula.

Ejemplo. Si tenemos 2.5 x 10²⁴ moléculas de agua, determine la cantidad de átomos de hidrógeno, si la fórmula molecular del agua es H₂O.

Ejemplo. Cuantos átomos de hidrogeno hay en una molécula de acetona C₃H₆O

Ejemplo. Cuantos átomos de carbono hay en 350 moléculas de acetona C₃H₆O

Ejemplo. Cuantos átomos de carbono hay en 3.78 x 10²⁸ moléculas de acetona C₃H₆O

Ejemplo. Calcular el número de átomos de cada elemento y el número total de átomos en 1.28 X 10²⁰ moléculas de C₂H₆O

Ejemplo. Calcular el número de átomos de cada elemento y el número total de átomos en 4.25 x 10²⁴ moléculas de C₆H₁₂O₆.

Ejemplo. Determine el número estequiométrico de cada una de las moléculas en la reacción química N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Ejemplo. Determine el número estequiométrico de cada una de las moléculas en la reacción química 2NaClO3 → 2NaCl + 3O2

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de amoníaco (NH₃) están presentes en una reacción química que ocurrió 2.2 x 10²⁵ veces? Tenga en cuenta la siguiente ecuación química definida para un solo evento de reacción N2 + 3H2 → 2NH3.

Ejemplo. Cuantos átomos de hidrógeno están presentes en el hidrógeno molecular H₂ en una reacción de síntesis de amoniaco que se repite 4.2 x 10²⁰ veces. Tenga en cuenta la siguiente ecuación química definida para un solo evento de reacción N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Ejemplo. Cuantos átomos de hidrógeno están en la siguiente ecuación química CaH₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂ la cual repite 4.3 x 10¹⁹ veces.

Ejemplo. Si al descomponer amoníaco obtuviera 50.0 gramos de hidrógeno y 232 gramos de nitrógeno, determine la masa atómica relativa a hidrógeno empleando las fórmulas moleculares para el amoníaco propuesta por Dalton NH y también su forma moderna NH₃.

Ejemplo. Si tenemos un volumen de gas hidrógeno de 22.4 L que contienen 6.022 x 10²³ moléculas en condiciones estándar de presión y temperatura, determinar el volumen que ocupa una sola molécula de hidrógeno en condiciones estándar de presión y temperatura.

Ejemplo: Si las esferas rojas son A y las esferas negras B, indique el número de moléculas, el número estequiométrico y el radio estequiométrico empleando la siguiente figura.

Ejemplo: Modele una ecuación química que cumpla con la ley de la conservación de la masa y la ley de volúmenes de combinación apoyándose en la hipótesis de gases diatómicos con los siguientes resultados experimentales. 1 L gas nitrógeno+3 L de gas hidrógeno→2 L amoníaco.

Ejemplo. Cuantos átomos de calcio nitrógeno y oxigeno hay en un mol de Ca(NO₃)₂

Ejemplo. Al descomponer 100.0 gramos de agua se obtuvieron 11.11 g de hidrógeno gaseoso y 88.89 g de oxígeno. Calcular la masa atómica relativa de oxígeno asumiendo que la fórmula molecular del agua es H₂O y que la masa atómica relativa de hidrógeno es 1 exacto.

Ejemplo. Calcular la masa molecular del agua si su fórmula molecular es H₂O, del hidrógeno H₂, y del oxígeno O₂, y los pesos atómicos relativos al hidrógeno respectivos son hidrógeno 1 y oxígeno 16.

Ejemplo: La densidad específica del cloro elemental en STP es de 3.17 g/L. Determinar la masa molecular relativa del cloro elemental y la masa atómica relativa del cloro atómico.

Ejemplo: Al descomponer 100 gramos de hidruro de cloro, se generaron 2.74 gramos de hidrógeno elemental y 97.26 gramos de cloro elemental. Calcular la masa atómica relativa del cloro. Teniendo en cuenta que los volúmenes de combinación fueron: 2 vol de hidruro de cloro producen 1 vol de hidrogeno + 1 vol de cloro

Ejemplo. Calcular la masa molar de un gas X₂ sí sabemos que en C.N. su densidad específica es 1.696 g/L

Ejemplo. Cuantos moles hay en 20 g de cobre.                        Ejemplo. Cuantos moles hay en 14.0 g de N₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en una libra de azucar.                              Ejemplo. Cuantos moles hay en 60 g de cobre.       

Ejemplo. Cuantos moles hay en 12 g de carbono.                    Ejemplo. Cuantos moles hay en 160 g de NH₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 100 ml de agua.                     Ejemplo. Cuantos moles hay en 18 g de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 244 g de aluminio.                 Ejemplo. Cuantos moles hay en 25 g de cobre.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 250 g de agua.                       Ejemplo. Cuantos moles hay en 200 g de CaCO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 294 g de ácido sulfúrico.        Ejemplo. Cuantos moles hay en 220 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 200 g de agua.                       Ejemplo. Cuantos moles hay en 2 L de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 30 g de helio.                         Ejemplo. Cuantos moles hay en 30 g de H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 350 g de hierro.                     Ejemplo. Cuantos moles hay en 3 gramos de carbono.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 3 g de helio.                           Ejemplo. Cuantos moles hay en 300 g de H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 350 g de NaNO₃.                    Ejemplo. Cuantos moles hay en 36 g de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 360 g de agua.                       Ejemplo. Cuantos moles hay en 40 g de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 45 g de NaCl.                        Ejemplo. Cuantos moles hay en 44 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 400 g de Na₃PO₄.                   Ejemplo. Cuantos moles hay en 400 g de Na₂SO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 43 g de NH₃.                          Ejemplo. Cuantos moles hay en 40 g de Fe₂O₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 49 g de H₂SO₄.                       Ejemplo. Cuantos moles hay en 45 g de F₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 54 g de agua.                         Ejemplo. Cuantos moles hay en 5.00 g de Li.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 50 g de H₂O.                          Ejemplo. Cuantos moles hay en 507.25 g de NH₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 5 g de agua oxigenada.           Ejemplo. Cuantos moles hay en 5 g de cloruro de sodio.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 50 g de NaCl.                        Ejemplo. Cuantos moles hay en 54.7 g de CaCO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 50 g de H₂SO₄.                       Ejemplo. Cuantos moles hay en 6 g de oro.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 60 g de NaOH.                      Ejemplo. Cuantos moles hay en 64 g de metano CH₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 600 g de oxígeno.                   Ejemplo. Cuantos moles hay en 64 g de O₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 6.46 g de helio.                      Ejemplo. Cuantos moles hay en 600 g de butano C₄H₁₀.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 63 g de SnCl₄.                        Ejemplo. Cuantos moles hay en 64 g de S.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 75 g de ZnSO₄.                      Ejemplo. Cuantos moles hay en 72 gramos de agua.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 75.0 g de SO₂.                        Ejemplo. Cuantos moles hay en 788 g de oro.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 75 g de hierro.                       Ejemplo. Cuantos moles hay en 7.5 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 76.0 g de ácido sulfúrico.       Ejemplo. Cuantos moles hay en 7.46 g de litio.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 750 g de H₂SO₄.                     Ejemplo. Cuantos moles hay en 88 g de CO₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 8 g de O₂.                                              Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de NaOH.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 800 g de MgCl₂.                     Ejemplo. Cuantos moles hay en 88 g de C₁₂H₂₂O₁₁.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 870 g de cobre.                      Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de amoníaco.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de calcio.                        Ejemplo. Cuantos moles hay en 80 g de O₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 90 g de H₂O.                          Ejemplo. Cuantos moles hay en 980 g de H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 9 g de H₂O.                                           Ejemplo. Cuantos moles hay en 900 g de H₂O₂.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 96 g de oro.                           Ejemplo. Cuantos moles hay en 94.5 g de HNO₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 90 g de glucosa C₆H₁₂O₆.        Ejemplo. Cuantos moles hay en 98 g de H₂SO₄.

 

 

Ejemplo. Se quemaron 12.915 g de una sustancia bioquímica que contenía solo carbono, hidrógeno y oxígeno en una atmósfera de exceso de oxígeno. El análisis posterior del resultado gaseoso produjo 18.942 g de dióxido de carbono y 7.749 g de agua. Determine la fórmula empírica de la sustancia.

Ejemplo. Se sabe que un compuesto químico contiene 52.14% de carbono, 13.13% de hidrógeno y 34.73% de oxígeno. También se conoce la masa molar de la sustancia química; es 46.069 g mol^{− 1}.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 1.25 x 10¹⁵ moléculas de NH₃.

Ejemplo. Cuantos moles hay en 5.25 x 10²⁰ átomos de Cu.       Ejemplo. Cuantos átomos hay en 12.7 mol de Ca.

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de agua se encuentran en 3.00 moles de esta?

Ejemplo. Calcular el número de átomos de H en 36 g de H₂O. La masa molar del agua es 18 g/mol.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 16.3 g de S.                          Ejemplo. Cuantos átomos hay en 12 g de carbono.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 10 g de oxígeno.                  Ejemplo. Cuantos átomos hay en 100 g de oro.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 120 g de magnesio.                              Ejemplo. Cuantos átomos hay en 15 g de hierro.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 100 g de carbono.                Ejemplo. Cuantos átomos hay en 12 g de fósforo.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 186 g de magnesio.                              Ejemplo. Cuantos átomos hay en 10 g de calcio. Ejemplo. Cuantos átomos hay en 28 g de hierro.                             Ejemplo. Cuantos átomos hay en 224 g de azufre.  

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 240 g de carbono.                Ejemplo. Cuantos átomos hay en 20 g de boro.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 250 g de hierro.                   Ejemplo. Cuantos átomos hay en 20 g de calcio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 24 g de carbono.                  Ejemplo. Cuantos átomos hay en 23 g de sodio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 20 g de aluminio.                 Ejemplo. Cuantos átomos hay en 300 g de arsénico.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 3.52 g de magnesio.                             Ejemplo. Cuantos átomos hay en 326 g de bromo.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 30 g de hierro.                     Ejemplo. Cuantos átomos hay en 30 g de mercurio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 32 g de azufre.                    Ejemplo. Cuantos átomos hay en 3.14 g de cobre.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 3.5 g de nitrógeno.                              Ejemplo. Cuantos átomos hay en 47.5 g de platino.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 40 g de calcio.                     Ejemplo. Cuantos átomos hay en 46 g de sodio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 4 gramos de helio.                Ejemplo. Cuantos átomos hay en 4 gramos de carbono.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 4.0 g de irido.                      Ejemplo. Cuantos átomos hay en 5.0 gramos de oxígeno.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 50 g de oro.                         Ejemplo. Cuantos átomos hay en 50 g de helio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 6.0 g de carbono.                 Ejemplo. Cuantos átomos hay en 60 g de calcio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 64 g de azufre.                    Ejemplo. Cuantos átomos hay en 64 g de selenio.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 64 g de oxígeno.                   Ejemplo. Cuantos átomos hay en 65 g de sodio.     

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 7.4 g de silicio.                     Ejemplo. Cuantos átomos hay en 70 g de nitrógeno.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 72 g de cromo.                    Ejemplo. Cuantos átomos hay en 7.0 g de fósforo.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 71 g de cloro.                      Ejemplo. Cuantos átomos hay en 7.95 g de cloro.

Ejemplo. Cuantas moléculas en 6.31 moles de O₂

Ejemplo. Calcular el número de moléculas existentes en 1.30 moles de KOH

Ejemplo. Calcular el número de moléculas de SO₂ en 1.28 moles de SO₂

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de agua se encuentran en 36 gramos de esta?

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de agua se encuentran en 500 ml de esta?

Ejemplo. ¿Cuántas moléculas de H₂O están presentes en 4.00 moles de esta?

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del nitrato de bario Ba(NO₃)₂.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del ácido sulfúrico H₂SO₄.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del agua H₂O.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del peróxido de hidrógeno H₂O₂.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del ácido nítrico HNO₃.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del permanganato de potasio KMnO₄.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del cloruro de potasio KCl.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del hipoclorito de potasio KClO.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del clorito de potasio KClO₂.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del clorato de potasio KClO₃.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del perclorato de potasio KClO₄.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal de la glucosa C₆H₁₂O₆.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del carbonato de sodio Na₂CO₃.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del bicarbonato de sodio NaHCO₃.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del hidróxido de sodio NaOH.

Ejemplo. Hallar la composición centesimal del ácido fosfórico H₃PO₄.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 5 moléculas de hidróxido de sodio NaOH.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 5 moléculas de ácido sulfúrico H₂SO₄.

Ejemplo. Cuantos átomos hay en 6 moléculas de propano C₃H₈.

Matamala y González

Ejemplo 1.2.1. Disponiendo de 12 g de hierro y 10 g de azufre ¿qué masa de sulfuro ferroso, FeS se forma ¿Qué sobra y cuánto? Tenga en cuenta que en un experimento previo se determinó que el peso equivalente en esta reacción es de 7 g de Fe por cada 4 g de S.

Ejemplo 1.6.1. En 5 g de un metal se combinan con oxígeno para dar 5.3708 g del óxido respectivo. El calor específico del metal es 0.0570 cal/(g °C) Hallar la masa molar del metal, teniendo en cuenta que 1 cal = 4.1868 J; Y que 1 J = 0.00987 atm L; Por lo que 1 cal =0.0413 atm L.

Ejemplo 1.6.2. 11.17 g de un metal se combinan con 4.8 g de oxígeno. El calor específico del metal es 0,112 cal/(g ºC). Hallar su masa molar.

Ejemplo 1.7.1. ¿Cuántos moles “originalmente escrito como átomo-gramo at-g” de Mg se requieren para combinarse con 7 g de nitrógeno, sabiendo que la fórmula del compuesto formado es Mg₃N₂?

Ejemplo 1.8.1. ¿Cuál es la masa de un átomo de hidrógeno?

Ejercicio 1.6. ¿Qué peso de nitrógeno se combina con 50 g de oxígeno en un compuesto en el cual hay 2 átomos de N por cada átomo de O?

Ejercicio 1.7. Dos elementos A y B se unen para formar dos compuestos diferentes: el compuesto 1 se forma con 15 g de A y 75 g de B; el compuesto 2 se forma con 4 g de A y 30 g de B. Determinar que siguen la ley de proporciones múltiples.

Ejercicio 1.8. En el óxido férrico Fe₂O₃ ¿cuantos moles de oxígeno atómico entran por cada 2,8 gramos de hierro?

Ejercicio 1.9. La fórmula empírica en la que por cada 1,12 g de nitrógeno entran 0,12 moles de oxígeno atómico (at-gr) es. (a) N₂O₅ (b) N₂O₃ (c) NO (d) NO₂ (e) N₂O

Ejercicio 1.10. Una reacción química exige un átomo de calcio por cada dos de bromo CaBr₂. ¿Cuántos gramos de compuesto podrán formarse con 1,20 g de Ca y 5,25 g de Br?

Ejercicio 1.11. Seleccione la respuesta correcta. 0,2 mol de Cu es lo mismo que: (a) 0,2 mol de O (b) 318 g de Cu (c) 3 x 10²⁴ átomos de Cu (d) 1 x 10²³ átomos de Cu.

Ejercicio 1.12a. El aluminio tiene una masa molar de 27 g/mol. ¿cuál es la masa en gramos de un solo átomo de aluminio?

Ejercicio 1.12b. El aluminio tiene una masa atómica de 27 uma.  ¿Cuántos moles y cuantos átomos hay en 8.1 g de aluminio?

Ejercicio 1.13a. El Bi tiene una masa molar de 209 g/mol y una densidad de 9,8 g/cc. ¿Qué volumen ocupa un mol de bismuto?

Ejercicio 1.13b. El Bi tiene una masa molar de 209 g/mol y una densidad de 9,8 g/cc. ¿Cuál será el volumen promedio que ocupa un solo átomo de bismuto?

Ejercicio 1.13c.  Suponiendo que el átomo de bismuto tiene forma esférica, ¿Cuál será su radio en cm y en Å si su volumen atómico promedio es 3.54 x 10^-23 cm³?

Ejercicio 1.14. ¿Cuál de las siguientes masas es mayor? (a) 48 g de Zn, (b) 4 moles de N, (c) 0.1 moles de Bi, (d) 2 x 10²³ átomos de Cd.

Ejercicio 1.15. Un compuesto de hierro y oxígeno contiene 70% del metal, determinar la fórmula correcta: (a) FeO, (b) Fe₃O₄, (c) FeO₂, (d) Fe₂O₃.

Ejercicio 1.16. Determinar la fórmula empírica de un compuesto de Na 42,08%, P 18,98 %, y O 39,03%. (a) NaPO₂, (b) Na₂PO₃, (c) Na₃PO₄, (d) NaPO₃, (e) Na₄P₂O₇.

Ejercicio 1.17. Analizando una muestra de la sustancia llamada clorato sódico NaClO₃, se obtuvo 31% de cloro. ¿es pura la muestra?

Ejercicio 1.18. 3,01 x 10²³ átomos del elemento A se combinan con 16 g de oxígeno. La fórmula del compuesto será: (a) AO, (b) A₂O₃, (c) A₂O₅, (d) AO₂, (e) A₂O.

Ejercicio 1.19. Los elementos X y Z forman dos compuestos diferentes: El compuesto (i), 8 g de X con 18 g de Z. El compuesto (ii) X compone el 25 % y Z el 75%. Hallar la relación demostrativa de la ley ponderal correspondiente.

Ejercicio 1.20.  7.122 g de un metal se combinan con 1,92 g de oxígeno. El calor específico del metal es 0,053 cal / (g ºC). Hallar su peso atómico exacto.

Ejercicio 1.21. Hallar la masa molar de un metal sabiendo que 13,15 g del mismo se combinan con 2,00 g de oxígeno y su calor específico es 0,04 cal / (g ºC).

Ejercicio 1.22. 32 g de S se combinan exactamente con 24 g de Mg. Si disponemos de 8,12 g de azufre y de 5,6 g de magnesio ¿cuántos gramos de sulfuro de magnesio MgS se forman?

Ejercicio 1.23a. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuántos moles hay en 128 g de S?

Ejercicio 1.23b. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuántos átomos hay en 320 mg de S?

Ejercicio 1.23c. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuánto pesa un solo átomo de nitrógeno?

Ejercicio 1.23d. La tabla periódica nos reporta los pesos atómicos de nitrógeno y azufre como 14 y 32 cuando los redondeamos a sin decimales ¿Cuánto pesan 10²³ átomos de N?

Ejercicio 1.24a. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos moles de hidrógeno hay en cada mol del ácido?

Ejercicio 1.24b. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de hidrógeno hay en cada mol del ácido?

Ejercicio 1.24d. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos mol de hidrógeno hay en cada mol del oxígeno?

Ejercicio 1.24e. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de azufre hay por cada mol de O?

Ejercicio 1.24f. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de azufre hay por cada gramo de hidrógeno?

Ejercicio 1.24g. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de H por cada 9.8 gramos de H₂SO₄?

Ejercicio 1.24h. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de azufre por cada átomo de oxígeno?

Ejercicio 1.24i. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos átomos de oxígeno por mol de H₂SO₄?

Ejercicio 1.24j. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos mol de O por gramo de H₂SO₄?

Ejercicio 1.24k. Considerando la fórmula molecular del ácido sulfúrico como H₂SO₄: ¿Cuántos gramos de H por gramo de H₂SO₄?

Ejercicio 1.25. Un óxido de manganeso contiene 63,2% de metal. Hallar su fórmula empírica.

Ejercicio 1.26.  Hallar la composición centesimal del nitrato de bario Ba(NO₃)₂

Teoría cinética

Ejercicio 7.23. A través de un recipiente poroso se escapan 220 ml de H₂ en 15 minutos. ¿Qué volumen de O₂ se escapará en ese tiempo?

Ejercicio 7.26. La velocidad de difusión del hidrógeno con respecto al helio es: (a) la mitad (b) 4 veces mayor (c) 2 veces mayor (d) 1.4 veces mayor.

Ejercicio 7.31. Un hidrocarburo contiene 82,76% de carbono y 17,24% de hidrógeno. Si su densidad a C.N. es de 2,59 g/L, hallar la fórmula molecular.

Ejemplo 5.16.  Calcular la velocidad promedio de una partícula de nitrógeno molecular a 25 °C.

Práctica 5.16.  Calcular la velocidad cuadrática promedio de una partícula de cloro molecular a 20 °C.

Química General de Chang

Problema 3.9a-b. Defina el término "mol". ¿Cuál es la unidad del mol en los cálculos?

Problema 3.9c-d. ¿Qué tiene el mol en común con el par, la docena y el gross? ¿Qué representa el número de Avogadro?

Problema 3.10. ¿Cuál es la masa molar de un átomo? ¿Cuáles son las unidades de masa molar más utilizadas?

Ejemplo 3.2 El helio (He) es un gas valioso que se utiliza en la industria, la investigación de baja temperatura, los tanques de buceo en aguas profundas y los globos. ¿Cuántos moles de He hay en 6.46 g de He?

Práctica 3.2. ¿Cuántos moles de magnesio (Mg) hay en 87.3 g de Mg?

Ejemplo 3.3 El zinc (Zn) es un metal plateado que se utiliza en la fabricación de latón (con cobre) y en el enchapado de hierro para evitar la corrosión. ¿Cuántos gramos de Zn hay en 0.356 mol de Zn?

Práctica 3.3. Calcular la cantidad de gramos de plomo (Pb) en 12.4 moles de plomo.

Ejemplo 3.4. El azufre (S) es un elemento no metálico que está presente en el carbón. Cuando se quema carbón, el azufre se convierte en dióxido de azufre y finalmente en ácido sulfúrico que da lugar al fenómeno de la lluvia ácida. ¿Cuántos átomos hay en 16.3 g de S?

Práctica 3.4. Calcular el número de átomos en 0.551 g de potasio (K).

Repaso 3.4. Determinar cual de los siguientes contiene la mayor número de átomos (a) 7.68 g de He, (b) 112 g de Fe, and (c) 389 g de Hg.

Ejemplo 3.5a. Calcular la masa molecular en uma para el dióxido de azufre, usando los pesos atómicos a cuatro cifras significativas.

Ejemplo 3.5b. Calcular la masa molecular en uma para la cafeína (C₈H₁₀N₄O₂), usando los pesos atómicos a cuatro cifras significativas.

Práctica 3.5. ¿Cuál es la masa molecular del metanol (CH₄O)? usar los pesos atómicos a cuatro cifras significativas.

Ejemplo 3.6. El metano (CH₄) es un componente principal del gas natural. Cuantas moles de metano están presentes en 6.07 g de CH₄?

Práctica 3.6. Calcular el número de moles de cloroformo (CHCl₃) en 198 g de cloroformo.

Ejemplo 3.7. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 25.6 g de urea [(NH₂)₂CO], que se utiliza como fertilizante, en la alimentación animal y en la fabricación de polímeros? La masa molar de la urea es de 60.06 g.

Práctica 3.7. ¿Cuántos átomos de H hay en 72.5 g de isopropanol (alcohol isopropílico), C₃H₈O?

Ejemplo 3.8. El ácido fosfórico (H₃PO₄) es un líquido incoloro y almibarado que se utiliza en detergentes, fertilizantes, pastas dentales y bebidas carbonatadas para obtener un sabor "picante". Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto.

Práctica 3.8. Calcule la composición porcentual en masa de cada uno de los elementos en ácido sulfúrico (H₂SO₄).

Ejemplo 3.9. El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto. Está compuesto por 40.92 por ciento de carbono (C), 4.58 por ciento de hidrógeno (H) y 54.50 por ciento de oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula empírica.

Práctica 3.9. Determinar la fórmula empírica de un compuesto que tiene la siguiente composición porcentual en masa: K: 24.75 por ciento; Mn: 34.77 por ciento; O: 40.51 por ciento.

Ejemplo 3.10. La calcopirita (CuFeS₂) es un mineral principal de cobre. Calcule el número de kilogramos de Cu en 3.71 x 10³ kg de calcopirita.

Práctica 3.10. Calcule el número de gramos de Al en 371 g de Al₂O₃.

Repaso 3.10. Sin hacer cálculos detallados, estime si la composición porcentual en masa de Sr es mayor o menor que la del O en el nitrato de estroncio [Sr(NO₃)₂].

Ejemplo 3.11. Una muestra de un compuesto contiene 1.52 g de nitrógeno (N) y 3.47 g de oxígeno (O). La masa molar de este compuesto está entre 90 g y 95 g. Determine la fórmula molecular y la masa molar exacta del compuesto.

Práctica 3.11. Una muestra de un compuesto que contiene boro (B) e hidrógeno (H) contiene 6.444 g de B y 1.803 g de H. La masa molar del compuesto es de aproximadamente 30 g. ¿Cuál es su fórmula molecular?

Problema 3.11. La población de la Tierra es de unos 6.500 millones. Supongamos que cada persona en la Tierra participa en un proceso de contar partículas idénticas a una velocidad de dos partículas por segundo. ¿Cuántos años se necesitarían para contar 6.0 x 10²³ partículas? Suponga que hay 365 días en un año.

Problema 3.12 El grosor de una hoja de papel es 0.0036 pulgadas. Supongamos que un libro determinado tiene un número de páginas de Avogadro; Calcule el grosor del libro en años luz. Asuma la velocidad de la luz como 3.00 x 10⁸ m/s, y una pulgada como 0.0254 m.

Problema 3.13. ¿Cuántos átomos hay en 5.10 moles de azufre (S)?

Problema 3.14. ¿Cuántos moles de cobalto (Co) se encuentran en 6.00 x 10⁹ (6 mil millones) átomos de Co?

Problema 3.15. ¿Cuántos moles de átomos de calcio (Ca) hay en 77,4 g de Ca?

Problema 3.16. ¿Cuántos gramos de oro (Au) hay en 15.3 moles de Au?

Problema 3.17a. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de mercurio Hg?

Problema 3.17b. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de neón Ne?

Problema 3.18a. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de arsénico As?

Problema 3.18b. ¿Cuál es la masa en gramos de un solo átomo de níquel Ni?

Problema 3.19. ¿Cuál es la masa en gramos de 1.00 X 10¹² átomos de plomo (Pb)?

Problema 3.20. ¿Cuántos átomos hay en 3.14 g de cobre (Cu)?

Problema 3.21. ¿Cuál de los siguientes tiene más átomos: 1.10 g de átomos de hidrógeno o 14.7 g de átomos de cromo?

Problema 3.22. ¿Cuál de los siguientes tiene mayor masa? 2 átomos de plomo o 5.1 x 10^-23 moles de helio.

Problema 3.23a. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de CH₄

Problema 3.23b. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de NO₂

Problema 3.23c. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de SO₃

Problema 3.23d. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de C₆H₆

Problema 3.23e. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de NaI

Problema 3.23f. Calcule la masa molecular o la masa de fórmula (en uma) de K₂SO₄

Problema 3.24a. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de Li₂CO₃

Problema 3.24b. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de CS₂

Problema 3.24c. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de CHCl₃

Problema 3.24d. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de C₆H₈O₆ ácido ascórbico o vitamina C.

Problema 3.24e. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de KNO₃

Problema 3.24f. Calcular la masa molecular o masa de la fórmula en uma de Mg₃N₂

Problema 3.25. Calcular la masa molar de un compuesto si 0.372 mol tienen una masa de 152 g.

Problema 3.26. ¿Cuántas moléculas de etano (C₂H₆) hay en 0.334 g de C₂H₆?

Problema 3.27. Calcule el número de átomos de C, H y O en 1.50 g de azúcar glucosa C₆H₁₂O₆.

Problema 3.28. La urea [(NH₂)₂CO] se usa como fertilizante y muchas otras cosas. Calcule el número de átomos de N, C, O y H en 1.68 x 10⁴ g de urea.

Problema 3.29. Las feromonas son un tipo especial de compuesto secretado por las hembras de muchas especies de insectos para atraer a los machos para el apareamiento. Una feromona tiene la fórmula molecular C₁₉H₃₈O. Normalmente, la cantidad de esta feromona secretada por un insecto hembra es de aproximadamente 1.0 x 10-¹² g. ¿Cuántas moléculas hay en esta cantidad?

Problema 3.30. La densidad del agua es de 1.00 g/mL a 48 °C. ¿Cuántas moléculas de agua hay en 2.56 mL de agua a esta temperatura?

Problema 3.39. El estaño (Sn) existe en la corteza terrestre como SnO2. Calcular el porcentaje de composición en masa de Sn y O en SO₂.

Problema 3.40. Por muchos años el cloroformo (CHCl₃) fue usado como un anestésico de inhalación a pesar del hecho de ser también una sustancia toxica que puede causar daños severos al hígado, riñones y corazón. Calcular el porcentaje de composición de masa de este compuesto.

Problema 3.41a. El alcohol cinámico es usado en perfumería, particularmente en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es C₉H₁₀O. Calcular el porcentaje de composición en masa de C H y O en el alcohol cinámico.

Problema 3.41b. El alcohol cinámico es usado en perfumería, particularmente en jabones y cosméticos. Su fórmula molecular es C₉H₁₀O. ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico se encuentran contenidas en una muestra de 0.469 g?

Problema 3.42. Todas las sustancias listadas a continuación son fertilizantes que contribuyen con nitrógeno al suelo. ¿Cual de estos es la fuente más rica de nitrógeno en términos del porcentaje en masa? (a) (NH₂)₂CO, (b) NH₄NO₃, (c) HNC(NH₂)₂, (d) NH₃

Problema 3.43. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del compuesto arroja los siguientes porcentajes de composición en masa: C: 44.4 por ciento; H: 6.21 por ciento; S: 39.5 por ciento; O: 9.86 por ciento. (a) Calcular su fórmula empírica. (b) Cual es la fórmula molecular si la masa molar es 162 g?

Problema 3.44. El peroxiacilnitrato (PAN) es uno de los componentes del smog. Está compuesto por C, H, N, y O. Determinar la composición porcentual del oxígeno y la fórmula empírica a partir de la siguiente composición porcentual en masa: 19.8 por ciento de C, 2.50 por ciento de H, 11.6 por ciento de N. Determinar la fórmula molecular si la masa molar es cerca de 120 g?

Problema 3.45. La fórmula del óxido puede ser representada por Fe₂O₃. Cuantos moles de Fe están presentes en 24.6 g del compuesto?

Problema 3.46.  ¿Cuantos gramos de azufre (S) se necesitan para reaccionar completamente con 246 g de mercurio (Hg) y formar HgS?

Problema 3.47. Calcular la masa en gramos de yodo (I2) que reaccionará completamente con 20.4 g de aluminio (Al) para formar yoduro de aluminio (AlI₃)

Problema 3.48. El difluoruro de estaño SnF₂ es comúnmente adicionado a la pasta dental como un ingrediente que previene el decaimiento dental. ¿Cuál es la masa de F en gramos en 24.6 g de compuesto?

Problema 3.49a. Cual es la fórmula empírica de 2.1 porciento de H, 65.3 por ciento de O, 32.6 porciento de S.

Problema 3.49b. Cual es la fórmula empírica de 20.2 porciento de Al, 79.8 por ciento de Cl.

Problema 3.50a. Cual es la fórmula empírica de 40.1 porciento de C, 6.6 por ciento de H y 53.3 por ciento de O.

Problema 3.50b. Cual es la fórmula empírica de 18.4 porciento de C, 21.5 por ciento de N y 60.1 por ciento de K.

Problema 3.51. El agente antiácido adicionado a la sal de Morton es silicato de calcio CaSiO3. Este compuesto puede absorber hasta 2.5 veces su masa en agua y un así mantenerse como un talco. Calcular el porcentaje de composición del silicato de calcio CaSiO₃.

Problema 3.52. La fórmula empírica de un compuesto es CH. Si la masa molar de este compuesto es de aproximadamente 78 g, ¿cuál es su fórmula molecular?

Problema 3.53. La masa molar de la cafeína es de 194.19 g. ¿La fórmula molecular de la cafeína es C₄H₅N₂O o C₈H₁₀N₄O₂?

Problema 3.54. Se ha culpado al glutamato monosódico (MSG), un potenciador del sabor de los alimentos, por el "síndrome del restaurante chino", cuyos síntomas son dolores de cabeza y dolores de pecho. MSG tiene la siguiente composición en masa: 35.51 por ciento de C, 4.77 por ciento de H, 37.85 por ciento de O, 8.29 por ciento de N y 13.60 por ciento de Na. ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es de aproximadamente 169 g?

Problema 5.49 Cierto anestésico contiene 64.9 por ciento de C, 13.5 por ciento de H y 21.6 por ciento de O en masa. A 120 ° C y 750 mmHg, 1.00 L del compuesto gaseoso pesa 2.30 g. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?

Problema 5.50 Un compuesto tiene la fórmula empírica SF₄. A 20 °C, 0.100 g del compuesto gaseoso ocupa un volumen de 22.1 mL y ejerce una presión de 1.02 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del gas?

Problema 5.55.    Se analizó un compuesto de P y F como sigue: Calentar 0.2324 g del compuesto en un recipiente de 378 cm3 lo convirtió todo en gas, que tenía una presión de 97.3 mmHg a 77ºC. Luego, el gas se mezcló con una solución de cloruro de calcio, que convirtió todo el F en 0.2631 g de CaF₂. Determinar la fórmula molecular del compuesto.

Problema 5.56. Una cantidad de 0.225 g de un metal M (masa molar = 27.0 g / mol) liberó 0.303 L de hidrógeno molecular (medido a 17 ° C y 741 mmHg) a partir de un exceso de ácido clorhídrico. Deduzca de estos datos la ecuación correspondiente y escriba fórmulas para el óxido y el sulfato de M.

Química la Ciencia Central

Muestra 3.1. El siguiente diagrama representa una reacción química en la que las esferas rojas son átomos de oxígeno y las esferas azules son átomos de nitrógeno. (a) Escriba las fórmulas químicas de los reactivos y productos. (b) Escriba una ecuación balanceada para la reacción. (c) ¿Es consistente el diagrama con la ley de conservación de la masa?

Práctica 3.1.1. En el siguiente diagrama, las esferas blancas representan átomos de hidrógeno y las esferas azules representan átomos de nitrógeno. Los dos reactivos se combinan para formar un solo producto, amoníaco, NH3, que no se muestra. Escribe una ecuación química balanceada para la reacción. Con base en la ecuación y el contenido del cuadro de la izquierda (reactivos), encuentre cuántas moléculas de NH3 deben mostrarse en el cuadro de la derecha (productos). (a) 2, (b) 3, (c) 4, (d) 6, (e) 9.

Práctica 3.1.2. En el siguiente diagrama, las esferas blancas representan átomos de hidrógeno, las esferas negras átomos de carbono y las esferas rojas átomos de oxígeno. En esta reacción, hay dos reactivos, etileno, C₂H₄, que se muestra, y oxígeno, O₂, que no se muestra, y dos productos, CO₂ y H₂O, ambos se muestran. (a) Escriba una ecuación química balanceada para la reacción. (b) Determine el número de moléculas de O₂ que deben mostrarse en el cuadro de la izquierda (reactivos).

Muestra 3.5a. Calcule el peso fórmula de la sacarosa, C₁₂H₂₂O₁₁ (azúcar de mesa)

Muestra 3.5b. Calcule el peso fórmula de nitrato de calcio, Ca(NO₃)₂.

Práctica 3.5.1. ¿Cuál de los siguientes es el peso fórmula correcto para el fosfato de calcio? (a) 310.2 uma. (b) 135.1 uma. (c) 182.2 uma. (d) 278.2 uma. (e) 175.1 uma.

Práctica 3.5.2a. Calcule el peso fórmula de Al(OH)₃

Práctica 3.5.2b. Calcule el peso fórmula de CH₃OH

Práctica 3.5.2c. Calcule el peso fórmula de TaON

Muestra 3.6. Calcula el porcentaje de carbono, hidrógeno y oxígeno (en masa) en C₁₂H₂₂O₁₁.

Práctica 3.6.1. ¿Cuál es el porcentaje de nitrógeno, en masa, en el nitrato de calcio? (a) 8.54%. (b) 17.1%. (c) 13.7%. (d) 24.4%. (e) 82.9%.

Práctica 3.6.2. Calcular el porcentaje de potasio, en masa, en K₂PtCl₆.

Muestra 3.7. Sin usar una calculadora, organice estas muestras en orden creciente de átomos de carbono: 12 g ¹²C, 1 mol C₂H₂, 9 x 10²³ moléculas de CO₂.

Práctica 3.7.1. Determine cuál de las siguientes muestras contiene la menor cantidad de átomos de sodio. (a) 1 mol de óxido de sodio, (b) 45 g de fluoruro de sodio, (c) 50 g de cloruro de sodio, (d) 1 mol de nitrato de sodio?

Práctica 3.7.2. Sin usar una calculadora, organice estas muestras en orden creciente de átomos de O: 1 mol H₂O, 1 mol CO₂, 3 x 10²³ moléculas de O₃.

Muestra 3.8. Calcular el número de átomos de H en 0.350 mol de C₆H₁₂O₆.

Práctica 3.8.1a. Cuántos átomos de azufre hay en 0.45 mol de BaSO₄.

Práctica 3.8.1b. ¿Cuántos átomos de azufre hay en 1.10 mol de sulfuro de aluminio?

Práctica 3.8.2a. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 0.25 mol de Ca(NO₃)₂?

Práctica 3.8.2b. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 1.50 mol de carbonato de sodio?

Muestra 3.9. ¿Cuál es la masa molar de la glucosa, C₆H₁₂O₆?

Práctica 3.9.1. Se analiza una muestra de un compuesto iónico que contiene hierro y cloro y se encuentra que tiene una masa molar de 126.8 g/mol. ¿Cuál es la carga del hierro en este compuesto? (a) 1+, (b) 2+, (c) 3+, (d) 4+.

Práctica 3.9.2. Calcular la masa molar de Ca(NO₃)₂.

Muestra 3.10. Calcular el número de moles de glucosa C₆H₁₂O₆ en 5.380 g de C₆H₁₂O₆.

Práctica 3.10.1. ¿Cuántos moles de bicarbonato de sodio NaHCO₃ hay en 508 g de NaHCO₃?

Práctica 3.10.2. ¿Cuántos moles de agua hay en 1.00 L de agua, cuya densidad es de 1.00 g/mL?

Muestra 3.11. Calcula la masa, en gramos, de 0.433 mol de nitrato de calcio.

Práctica 3.11.1a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 6.33 mol de NaHCO₃?

Práctica 3.11.1b. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 3.0 x 10^-5 mol de ácido sulfúrico?

Práctica 3.11.2a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0.50 mol de diamante (C)?

Práctica 3.11.2b. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 0.155 mol de cloruro de amonio?

Muestra 3.12a. ¿Cuántas moléculas de glucosa hay en 5.23 g de C₆H₁₂O₆?

Muestra 3.12a. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 5.23 g de C₆H₁₂O₆?

Práctica 3.12.1. ¿Cuántos átomos de cloro hay en 12.2 g de CCl₄? (a) 4.77 x 10²². (b) 7.34 x 10²⁴. (c) 1.91 x 10²³. (d) 2.07 x 10²³.

Práctica 3.12.2a. ¿Cuántas moléculas de ácido nítrico hay en 4.20 g de HNO₃?

Práctica 3.12.2b. ¿Cuántos átomos de O hay en 4.20 g de HNO₃?

Muestra 3.13. El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40.92 % de C, 4.58 % de H y 54.50 % de O en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido ascórbico?

Práctica 3.13.1. Una muestra de 2.144 g de fosgeno, un compuesto utilizado como agente de guerra química durante la Primera Guerra Mundial, contiene 0.260 g de carbono, 0.347 g de oxígeno y 1.537 g de cloro. ¿Cuál es la fórmula empírica de esta sustancia? (a) CO₂Cl₆, (b) COCl₂, (c) C_0.022O_0.022Cl_0.044, (d) C₂OCl₂

Práctica 3.13.2. Una muestra de 5.325 g de benzoato de metilo, un compuesto utilizado en la fabricación de perfumes, contiene 3.758 g de carbono, 0.316 g de hidrógeno y 1.251 g de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica de esta sustancia?

Muestra 3.14. El mesitileno, un hidrocarburo que se encuentra en el petróleo crudo, tiene una fórmula empírica de C₃H₄ y un peso molecular determinado experimentalmente de 121 uma. ¿Cuál es su fórmula molecular?

Práctica 3.14.1. El ciclohexano, un solvente orgánico de uso común, tiene 85.6 % de C y 14.4 % de H en masa con una masa molar de 84.2 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular? (a) C₆H, (b) CH₂, (c) C₅H₂₄, (d) C₆H₁₂, (e) C₄H₈.

Práctica 3.14.2. El etilenglicol, que se usa en los anticongelantes para automóviles, tiene un 38.7 % de C, un 9.7 % de H y un 51.6 % de O en masa. Su masa molar es de 62.1 g/mol. (a) ¿Cuál es la fórmula empírica del etilenglicol? (b) ¿Cuál es su fórmula molecular?

Muestra 3.15. El alcohol isopropílico, que se vende como alcohol isopropílico, se compone de C, H y O. La combustión de 0.255 g de alcohol isopropílico produce 0.561 g de CO₂ y 0.306 g de H₂O. Determine la fórmula empírica del alcohol isopropílico.

Práctica 3.15.1. El compuesto dioxano, que se utiliza como disolvente en varios procesos industriales, está formado por átomos de C, H y O. La combustión de una muestra de 2.203 g de este compuesto produce 4.401 g de CO₂ y 1.802 g de H₂O. Un experimento separado muestra que tiene una masa molar de 88.1 g/mol. ¿Cuál de las siguientes es la fórmula molecular correcta para el dioxano? (a) C₂H₄O, (b) C₄H₄O₂, (c) CH₂, (d) C₄H₈O₂

Práctica 3.15.2. (a) El ácido caproico, responsable del olor de los calcetines sucios, se compone de átomos de C, H y O. La combustión de una muestra de 0.225 g de este compuesto produce 0.512 g de CO₂ y 0.209 g de H₂O. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido caproico? (b) El ácido caproico tiene una masa molar de 116 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?

Ejercicio 3.1. La reacción entre el reactivo A (esferas azules) y el reactivo B (esferas rojas) se muestra en el siguiente diagrama. Con base en este diagrama, ¿qué ecuación describe mejor la reacción? (a) A₂ + B → A₂B (b) A₂ + 4 B → 2 AB₂ (c) 2 A + B₄ → 2 AB₂ (d) A + B₂ → AB₂

Ejercicio 3.2. El siguiente diagrama muestra la reacción de combinación entre hidrógeno, H₂, y monóxido de carbono, CO, para producir metanol, CH₃OH (las esferas blancas son H, las esferas negras son C, las esferas rojas son O). No se muestra el número correcto de moléculas de CO involucradas en esta reacción. (a) Determine el número de moléculas de CO que deben mostrarse en el cuadro de la izquierda (reactivos). (b) Escriba una ecuación química balanceada para la reacción.

Ejercicio 3.3. El siguiente diagrama representa la colección de elementos formados por una reacción de descomposición. (a) Si las esferas azules representan átomos de N y las rojas representan átomos de O, ¿cuál era la fórmula empírica del compuesto original? (b) ¿Podría dibujar un diagrama que represente las moléculas del compuesto que se ha descompuesto? ¿Por qué o por qué no?

Ejercicio 3.4. El siguiente diagrama representa la colección de moléculas de CO₂ y H₂O formadas por la combustión completa de un hidrocarburo. ¿Cuál es la fórmula empírica del hidrocarburo?

Ejercicio 3.5a. La glicina, un aminoácido utilizado por los organismos para fabricar proteínas, está representada por el siguiente modelo molecular. (a) Escriba su fórmula molecular.

Ejercicio 3.5b. La glicina, un aminoácido utilizado por los organismos para fabricar proteínas, está representada por el siguiente modelo molecular. (b) Determine su masa molar.

Ejercicio 3.5c. La glicina, un aminoácido utilizado por los organismos para fabricar proteínas, está representada por el siguiente modelo molecular. (c) Calcule la masa de 3 mol de glicina.

Ejercicio 3.5c. La glicina, un aminoácido utilizado por los organismos para fabricar proteínas, está representada por el siguiente modelo molecular. (d) Calcule el porcentaje de nitrógeno en masa en la glicina.

Ejercicio 3.6. El siguiente diagrama representa una reacción a alta temperatura entre CH₄ y H₂O. Con base en esta reacción, encuentre cuántos moles de cada producto se pueden obtener a partir de 4.0 mol de CH₄.

Ejercicio 3.7. El nitrógeno N₂ y el hidrógeno H₂ reaccionan para formar amoníaco NH₃. Considere la mezcla de N₂ y H₂ que se muestra en el diagrama adjunto. Las esferas azules representan N y las blancas representan H. Dibuje una representación de la mezcla de productos, suponiendo que la reacción se completa. ¿Cómo llegaste a tu representación? ¿Cuál es el reactivo limitante en este caso?

Ejercicio 3.8. El monóxido de nitrógeno y el oxígeno reaccionan para formar dióxido de nitrógeno. Considere la mezcla de NO y O2 que se muestra en el diagrama adjunto. Las esferas azules representan N y las rojas representan O. (a) Dibuje una representación de la mezcla de productos, suponiendo que la reacción se completa. ¿Cuál es el reactivo limitante en este caso? (b) ¿Cuántas moléculas de NO₂ extraería como productos si la reacción tuviera un rendimiento porcentual del 75 %?

Ejercicio 3.23a. Determine los pesos fórmula del ácido nítrico, HNO₃.

Ejercicio 3.23b. Determine los pesos fórmula del KMnO₄.

Ejercicio 3.23c. Determine los pesos fórmula del Ca₃(PO₄)₂.

Ejercicio 3.23d. Determine los pesos fórmula del cuarzo, SiO₂.

Ejercicio 3.23e. Determine los pesos fórmula del sulfuro de galio.

Ejercicio 3.23f. Determine los pesos fórmula del sulfato de cromo (III).

Ejercicio 3.23g. Determine los pesos fórmula del tricloruro de fósforo.

Ejercicio 3.24a. Determine los pesos fórmula del óxido nitroso, N₂O, conocido como gas hilarante y utilizado como anestésico en odontología.

Ejercicio 3.24b. Determine los pesos fórmula del ácido benzoico; HC₇H₅O₂, sustancia utilizada como conservante de alimentos.

Ejercicio 3.24c. Determine los pesos fórmula del Mg(OH)₂, el ingrediente activo de la leche de magnesia.

Ejercicio 3.24d. Determine los pesos fórmula del urea, (NH₂)₂CO, un compuesto utilizado como fertilizante nitrogenado.

Ejercicio 3.24e. Determine los pesos fórmula del acetato de isopentilo, CH₃CO₂C₅H₁₁, responsable del olor de los plátanos.

Ejercicio 3.25a. Calcular el porcentaje en masa de oxígeno en la morfina, C₁₇H₁₉NO₃.

Ejercicio 3.25b. Calcular el porcentaje en masa de oxígeno en la codeína, C₁₈H₂₁NO₃

Ejercicio 3.25c. Calcular el porcentaje en masa de oxígeno en la cocaína, C₁₇H₂₁NO₄

Ejercicio 3.25d. Calcular el porcentaje en masa de oxígeno en la tetraciclina, C₂₂H₂₄N₂O₈

Ejercicio 3.25e. Calcular el porcentaje en masa de oxígeno en la digitoxina, C₄₁H₆₄O₁₃

Ejercicio 3.25f. Calcular el porcentaje en masa de oxígeno en la vancomicina, C₆₆H₇₅C_l2N₉O₂₄

Ejercicio 3.26a. Calcular el porcentaje en masa del carbono en acetileno, C₂H₂, gas utilizado en soldadura.

Ejercicio 3.26b. Calcular el porcentaje en masa del hidrógeno en ácido ascórbico, HC₆H₇O₆, también conocido como vitamina C.

Ejercicio 3.26c. Calcular el porcentaje en masa del hidrógeno en sulfato de amonio, (NH₄)₂SO₄, una sustancia utilizada como fertilizante nitrogenado.

Ejercicio 3.26d. Calcular el porcentaje en masa del platino en PtCl₂(NH₃)₂, un agente de quimioterapia llamado cisplatino.

Ejercicio 3.26e. Calcular el porcentaje en masa del oxígeno en la hormona sexual femenina estradiol, C₁₈H₂₄O₂.

Ejercicio 3.26f. Calcular el porcentaje en masa del carbono en capsaicina, C₁₈H₂₇NO₃, el compuesto que le da el sabor picante a los chiles.

Ejercicio 3.27a. Con base en la siguiente fórmula estructural del benzaldehido, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.27b. Con base en la siguiente fórmula estructural de la vanilina, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.27c. Con base en la siguiente fórmula estructural del acetato de isopentilo, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.28a. Con base en la siguiente fórmula estructural del dióxido de carbono, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.28b. Con base en la siguiente fórmula estructural del metanol, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.28c. Con base en la siguiente fórmula estructural del etano, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.28d. Con base en la siguiente fórmula estructural de la tiourea, calcule el porcentaje de carbono en masa.

Ejercicio 3.29. (a) La población mundial se estima en aproximadamente 7 mil millones de personas. ¿Cuántos moles de personas hay? (b) ¿Qué unidades se usan típicamente para expresar el peso de la fórmula? (c) ¿Qué unidades se usan típicamente para expresar la masa molar?

Ejercicio 3.30. (a) ¿Cuál es la masa, en gramos, de un mol de ¹²C? (b) ¿Cuántos átomos de carbono hay en un mol de ¹²C?

Ejercicio 3.31. Sin hacer ningún cálculo detallado (pero usando una tabla periódica para dar los pesos atómicos), clasifique las siguientes muestras en orden de número creciente de átomos: 0.50 mol H₂O, 23 g Na, 6.0 x 10²³ moléculas N₂.

Ejercicio 3.32. Sin hacer ningún cálculo detallado (pero utilizando una tabla periódica para dar los pesos atómicos), clasifique las siguientes muestras en orden creciente de átomos: 42 g de NaHCO₃, 1.5 mol de CO₂, 6.0 x 10²⁴ átomos de Ne.

Ejercicio 3.33. ¿Cuál es la masa, en kilogramos, del número de personas de Avogadro, si la masa promedio de una persona es de 160 lb? ¿Cómo se compara esto con la masa de la Tierra, 5.98 x 10²⁴ kg?

Ejercicio 3.34. Si la cantidad de centavos de Avogadro se divide en partes iguales entre los 314 millones de hombres, mujeres y niños en los Estados Unidos, ¿cuántos dólares recibiría cada uno? ¿Cómo se compara esto con el producto interno bruto (PIB) de los Estados Unidos, que fue de $15.1 billones en 2011? (El PIB es el valor total de mercado de los bienes y servicios de la nación).

Ejercicio 3.35a. Calcular la masa, en gramos, de 0.105 mol de sacarosa C₁₂H₂₂O₁₁.

Ejercicio 3.35b. Calcular los moles de Zn(NO₃)₂ en 143.50 g de esta sustancia.

Ejercicio 3.35c. Calcular el número de moléculas en 1.0 x 10^-6 mol CH₃CH₂OH.

Ejercicio 3.35d. Calcular el número de átomos de N en 0.410 mol NH₃.

Ejercicio 3.36a. Calcular la masa, en gramos, de 1.50 x 10^-2 mol CdS.

Ejercicio 3.36b. Calcular el número de moles de NH₄Cl en 86.6 g de esta sustancia.

Ejercicio 3.36c. Calcular el número de moléculas en 8.447 x 10^-2 mol C₆H₆.

Ejercicio 3.36d. Calcular el número de átomos de O en 6.25 x 10^-3 mol Al(NO₃)₃.

Ejercicio 3.37a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 2.50x10^-3 mol de fosfato de amonio?

Ejercicio 3.37b. ¿Cuántos moles de iones de cloruro hay en 0.2550 g de cloruro de aluminio?

Ejercicio 3.37c. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 7.70x10²⁰ moléculas de cafeína, C₈H₁₀N₄O₂?

Ejercicio 3.37d. ¿Cuál es la masa molar de colesterol si 0.00105 mol tiene una masa de 0.406 g?

Ejercicio 3.38a. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 1.223 mol de sulfato de hierro (III)?

Ejercicio 3.38b.  ¿Cuántos moles de iones de amonio hay en 6.955 g de carbonato de amonio?

Ejercicio 3.38c. ¿Cuál es la masa, en gramos, de 1.50 x 10²¹ moléculas de aspirina, C₉H₈O₄?

Ejercicio 3.38d.  ¿Cuál es la masa molar de diazepam (Valium®) si 0,05570 mol tiene una masa de 15.86 g?

Ejercicio 3.39a. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. a) ¿Cuál es la masa molar de alicina?

Ejercicio 3.39b. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. (b) ¿Cuántos moles de alicina hay en 5.00 mg de esta sustancia? Asuma de la masa molar de la alicina es 162.28 g/mol.

Ejercicio 3.39c. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. (c) ¿Cuántas moléculas de alicina hay en 5.00 mg de esta sustancia? Asuma de la masa molar de la alicina es 162.28 g/mol.

Ejercicio 3.39d. La fórmula molecular de la alicna, el compuesto responsable del olor característico del ajo, es C₆H₁₀OS₂. ¿Cuántos átomos de S hay en 5.00 mg de alicina? Asuma de la masa molar de la alicina es 162.28 g/mol.

Ejercicio 3.40a. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅. (a) ¿Cuál es la masa molar del aspartamo?

Ejercicio 3.40b. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅ (294.3 g/mol). (b) ¿Cuántos moles de aspartamo están presentes en 1.00 mg de aspartamo? (b) 3.40x10^-6 mol

Ejercicio 3.40c. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅ (294.3 g/mol). (c) ¿Cuántas moléculas de aspartamo están presentes en 1.00 mg de aspartamo? (c) 2.05x10¹⁸ moléculas

Ejercicio 3.40d. La fórmula molecular del aspartamo, el edulcorante artificial comercializado como NutraSweet®, es C₁₄H₁₈N₂O₅ (294.3 g/mol). (d) ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 1.00 mg de aspartamo? (d) 3.69x10¹⁹ átomos.

Ejercicio 3.41a. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono. (a) ¿Cuántos átomos de hidrógeno contiene?   

Ejercicio 3.41b. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono. (b) ¿Cuántas moléculas de glucosa contiene?  

Ejercicio 3.41c. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono.  (c) ¿Cuántos moles de glucosa contiene?

Ejercicio 3.41c. Una muestra de glucosa, C₆H₁₂O₆, contiene 1.250x10²¹ átomos de carbono.  (d) ¿Cuántos gramos de glucosa contiene? (d) 0.06228 g.

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (a) ¿Cuántos átomos de carbono contiene?

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (b) ¿Cuántas moléculas de testosterona contiene?

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (c) ¿Cuántos moles de testosterona contiene?

Ejercicio 3.42. Una muestra de la hormona sexual masculina testosterona, C₁₉H₂₈O₂, contiene 3.88x10²¹ átomos de hidrógeno. (d) ¿Cuál es la masa de esta muestra en gramos?

Ejercicio 3.43.  El nivel de concentración permisible de cloruro de vinilo, C₂H₃Cl, en la atmósfera de una planta química es 2,0x10^-6 g/L. (a) ¿Cuántos moles de cloruro de vinilo en cada litro representa esto? (b) ¿Cuántas moléculas por litro? (a) 3.2×10^-8  mol/L (b) 1.9×10¹⁶  moléculas/L.

Ejercicio 3.44.  Se requieren al menos 25 μg de tetrahidrocannabinol (THC), el ingrediente activo de la marihuana, para producir intoxicación. La fórmula molecular del THC es C₂₁H₃₀O₂. ¿Cuántos moles de THC representan estos 25 μg?

Ejercicio 3.45a.   Dé la fórmula empírica: 0,0130 mol C; 0,0390 mol H; y 0.0065 mol O.  

Ejercicio 3.45b.  Dé la fórmula empírica de 11.66 g de hierro y 5.01 g de oxígeno.

Ejercicio 3.45c.   Dé la fórmula empírica de 40.0% C, 6.7% H y 53.3% O en masa.

Ejercicio 3.46a.   Determine la fórmula empírica de 0,104 mol K; 0,052 mol C; y 0,156 mol O.

Ejercicio 3.46b.   Determine la fórmula empírica de  5,28 g de Sn y 3,37 g de F.

Ejercicio 3.46c.   Determine la fórmula empírica de 87.5% de N y 12.5% de H en masa.

Ejercicio 3.47a.   Determine la fórmula empírica del compuesto con la siguiente composición en masa: 10.4% C; 27.8% S; y 61.7% Cl.

Ejercicio 3.47b.   Determine la fórmula empírica del compuesto con la siguiente composición en masa: 21,7% C; 9,6% O; y 68,7% F.

Ejercicio 3.47c.   Determine la fórmula empírica del compuesto con la siguiente composición en masa: 32,79% Na; 13,02% Al; y el resto F.

Ejercicio 3.48a.   Determine la fórmula empírica del compuesto con la siguiente composición en masa: 55,3% K; 14,6% P; y 30,1% O.

Ejercicio 3.48b.   Determine la fórmula empírica del compuesto con la siguiente composición en masa: 24,5% Na; 14,9% Si; y 60.6% F.

Ejercicio 3.48c.   Determine la fórmula empírica del compuesto con la siguiente composición en masa: 62,1% C; 5,21% H; 12,1% N; y el resto O.

Ejercicio 3.49.   Un compuesto cuya fórmula empírica es XF₃ consiste en 65% de F en masa. ¿Cuál es la masa atómica de X?  

Ejercicio 3.50.   El compuesto XCl₄ contiene 75.0% de Cl en masa. ¿Cuál es el elemento X? R= Titanio.

Ejercicio 3.51a.   ¿Cuál es la fórmula molecular del siguiente compuesto? fórmula empírica CH₂, masa molar = 84 g/mol.   

Ejercicio 3.51b.   ¿Cuál es la fórmula molecular del siguiente compuesto? fórmula empírica NH₂Cl, masa molar = 51,5 g/mol.

Ejercicio 3.52a.   ¿Cuál es la fórmula molecular del siguiente compuesto? fórmula empírica HCO₂, masa molar = 90,0 g/mol. R= H₂C₂O₄.

Ejercicio 3.52b.   ¿Cuál es la fórmula molecular del siguiente compuesto? fórmula empírica C₂H₄O, masa molar = 88 g/mol. R= C₄H₈O₂.

Ejercicio 3.53a.   El estireno, una sustancia compuesta que se usa para fabricar vasos y aislamientos de Styrofoam®, contiene 92.3% de C y 7.7% de H en masa y tiene una masa molar de 104 g/mol. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular. R= CH; C₈H₈.

Ejercicio 3.53b.   La cafeína, un estimulante que se encuentra en el café, contiene 49.5% de C, 5.15% de H, 28.9% de N y 16.5% de O en masa y tiene una masa molar de 195 g/mol. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular. R=C₄H₅N₂O, C₈H₁₀N₄O₂.

Ejercicio 3.53c.   El glutamato monosódico (MSG), un potenciador del sabor en ciertos alimentos, contiene 35.51% C, 4.77% H, 37.85% O, 8.29% N y 13.60% Na, y tiene una masa molar de 169 g/mol. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular.

Ejercicio 3.54a.   El ibuprofeno, un remedio para el dolor de cabeza, contiene 75,69% de C, 8,80% de H y 15,51% de O en masa, y tiene una masa molar de 206 g/mol. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular.

Ejercicio 3.54b.   Cadaverina, una sustancia maloliente producida por la acción de las bacterias en la carne, contiene 58,55% de C, 13,81% de H y 27,40% de N en masa; su masa molar es 102.2 g/mol. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular.

Ejercicio 3.52c.  La epinefrina (adrenalina), una hormona secretada en el torrente sanguíneo en tiempos de peligro o estrés, contiene 59.0% C, 7.1% H, 26.2% O y 7.7% N en masa; su peso molecular es de aproximadamente 180 uma. Determinar la fórmula empírica y la fórmula molecular.

Ejercicio 3.53a.  Determinar las fórmulas empírica y molecular: El estireno, una sustancia compuesta que se usa para fabricar vasos y aislamiento de Styrofoam®, contiene 92.3 % de C y 7.7 % de H en masa y tiene una masa molar de 104 g/mol.

Ejercicio 3.53b.  Determinar las fórmulas empírica y molecular: La cafeína, un estimulante que se encuentra en el café, contiene 49.5 % de C, 5.15 % de H, 28.9 % de N y 16.5 % de O en masa y tiene una masa molar de 195 g/mol.

Ejercicio 3.53c.  Determinar las fórmulas empírica y molecular: El glutamato monosódico (MSG), un potenciador del sabor en ciertos alimentos, contiene 35.51 % C, 4.77 % H, 37.85 % O, 8.29 % N y 13.60 % Na, y tiene una masa molar de 169 g/mol.

Ejercicio 3.54a.  Determinar las fórmulas empírica y molecular: El ibuprofeno, un remedio para el dolor de cabeza, contiene 75.69 % de C, 8.80 % de H y 15.51 % de O en masa, y tiene una masa molar de 206 g/mol.

Ejercicio 3.54b.  Determinar las fórmulas empírica y molecular: La cadaverina, una sustancia maloliente producida por la acción de bacterias en la carne, contiene 58.55 % de C, 13.81 % de H y 27.40 % de N en masa; su masa molar es 102.2 g/mol.

Ejercicio 3.54c.  Determinar las fórmulas empírica y molecular: La epinefrina (adrenalina), una hormona secretada en el torrente sanguíneo en momentos de peligro o estrés, contiene 59.0 % de C, 7.1 % de H, 26.2 % de O y 7.7 % de N en masa; su MW es de unas 180 uma.

Ejercicio 3.55a. El análisis de combustión del tolueno, un solvente orgánico común, da 5.86 mg de CO₂ y 1.37 mg de H₂O. Si el compuesto contiene solo carbono e hidrógeno, ¿cuál es su fórmula empírica?  

Ejercicio 3.55b. El mentol, la sustancia que podemos oler en las pastillas para la tos mentoladas, está compuesta de C, H y O. Se quema una muestra de mentol de 0.1005 g, lo que produce 0.2829 g de CO₂ y 0.1159 g de H₂O. ¿Cuál es la fórmula empírica del mentol? Si el mentol tiene una masa molar de 156 g/mol, ¿cuál es su fórmula molecular?

Ejercicio 3.56a. El olor característico de la piña se debe al butirato de etilo, un compuesto que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. La combustión de 2.78 mg de butirato de etilo produce 6.32 mg de CO2 y 2.58 mg de H₂O. ¿Cuál es la formula empírica del compuesto?

Ejercicio 3.56b. La nicotina, un componente del tabaco, está compuesta de C, H y N. Se quemó una muestra de 5.250 mg de nicotina, produciendo 14.242 mg de CO₂ y 4.083 mg de H₂O. ¿Cuál es la fórmula empírica de la nicotina? Si la nicotina tiene una masa molar de 160±5 g/mol, ¿cuál es su fórmula molecular?

Ejercicio 3.57. El ácido valproico, que se usa para tratar las convulsiones y el trastorno bipolar, está compuesto de C, H y O. Se quema una muestra de 0.165 g en un aparato de detección. La ganancia de masa del absorbente de H₂O es de 0.166 g, mientras que la del absorbente de CO₂ es de 0.403 g. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido valproico? Si la masa molar es 144 g/mol, ¿cuál es la fórmula molecular?

Ejercicio 3.58. El ácido propenoico es un líquido orgánico reactivo que se utiliza en la fabricación de plásticos, revestimientos y adhesivos. Se cree que un recipiente sin etiqueta contiene este ácido. Una muestra de 0.2033 g se quema en un aparato de detección. La ganancia de masa del absorbente de H₂O es de 0.102 g, mientras que la del absorbente de CO₂ es de 0.374 g. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido propenoico?

Ejercicio 3.59. La sosa de lavado, un compuesto utilizado para preparar agua dura para lavar la ropa, es un hidrato, lo que significa que una cierta cantidad de moléculas de agua están incluidas en la estructura sólida. Su fórmula se puede escribir como Na₂CO₃⋅xH2O, donde x es el número de moles de H₂O por mol de Na₂CO₃. Cuando una muestra de 2.558 g de soda para lavar se calienta a 125 °C, se pierde toda el agua de hidratación, quedando 0.948 g de Na₂CO₃. ¿Cual es el valor de x?

Ejercicio 3.60. Las sales de psom, un fuerte laxante utilizado en medicina veterinaria, es un hidrato, lo que significa que una cierta cantidad de moléculas de agua están incluidas en la estructura sólida. La fórmula de las sales de Epsom se puede escribir como MgSO₄⋅xH2O, donde x indica el número de moles de H₂O por mol de MgSO₄. Cuando se calientan 5.061 g de este hidrato a 250 °C, se pierde toda el agua de hidratación, quedando 2.472 g de MgSO₄. ¿Cual es el valor de x?

Chemteam

Ejemplo 9. Al quemar 11.2 ml (medidos en STP) de un gas que se sabe que solo contiene carbono e hidrógeno, obtuvimos 44.0 mg de CO₂ y 0.0270 g de H₂O. Encuentra la fórmula molecular del gas.

Ejemplo 10. Una muestra de 6.20 g de un compuesto desconocido que contiene solo C, H y O se quema en un ambiente rico en oxígeno. Cuando los productos se han enfriado a 20.0 ° C a 1 bar, hay 8.09 L de CO₂ y 3.99 mL de H₂O. La densidad del agua a 20.0 ° C es 0.998 g / mL. Calcular la fórmula molecular y la fórmula empírica si la masa molar del reactivo clave es 168.2 g/mol.