1. Educación

Cuestionario
Nota: E = 10 elevado a la potencia que le sigue a E
1) Defina: masa atómica relativa, masa molecular relativa, mol, volumen molar, volumen
molar normal, molaridad.
Masa atómica relativa: es la masa promedio de un átomo sobre la unidad u.m.a (1,67 E -24 g), no
tiene unidades.
Masa molecular relativa: es la masa promedio de una molécula sobre la unidad u.m.a (1,67 E -24 g),
no tiene unidades.
Mol: es el número 6,02 E 23 (E es el botón de la calcadora que expresa un 1 seguido de E ceros
cuando se nota E23, es 6,02 x 100.000.000.000.000.000.000.000) también conocido como el número
de Avogadro.
Volumen molar: es el volumen de un mol de una sustancia cualquiera en cualquier estado de
agregación.
Volumen molar normal: es el volumen de un mol de cualquier gas en CNPT (condiciones normales
de presión y temperatura – temperatura 273 k y presión 1 atm- su valor es 22,4 litros por mol.
Molaridad: es la cantidad de moles de soluto por litros de solución.
2) Explicar por qué debe corregirse la presión del gas y en qué forma.
-No se corrige sino que se calcula. P(atm) = P(g) + P(v) + h.k
3) Calcular cuántos moles de átomos de Mg y cuántos gramos se requieren para obtener
un volumen de 250cm³ de hidrógeno, medido a 17 ºC de temperatura y 867 hPa de presión
(ATM 24.3)
- R= 83,14 h Pa dm³
mol K
P. V= n. R .T
n= P x V
RxT
T = (17 º C+273) = 290 K
V = 0,250 dm³
n= 867 h Pa x 0,250 dm³
83,14 h Pa dm³ x 290 K
mol K
n= 8.98 E -3
4) Enunciar la ley de las presiones parciales de Dalton y explicar cómo se emplea en el
trabajo práctico.
- La Ley de Dalton enuncia que si tengo 2 o más gases en un recipiente cada gas se comporta como
si estuviera sólo y ejerce una presión, que se llama presión parcial; la suma de las presiones parciales
de cada gas es la presión total en el recipiente. Se emplea en el trabajo práctico ya que tenemos dos
gases contenidos en un mismo recipiente.
5) Enumerar las posibles fuentes de error en el método utilizado.
- Error por formarse una burbuja de aire al dar vuelta la probeta, el volumen leído puede resultar
mayor al real del gas desprendido.
Error por escape del gas, hidrógeno u oxígeno al no tapar a tiempo.
Error en el volumen leído del agua oxigenada.
Error en la pesada de la masa de la cinta de magnesio.
6) ¿Por qué el número de moles de hidrógeno obtenidos es igual al número de moles de
átomos de Mg utilizados?
- El número de moles de hidrógeno obtenidos es igual al número de moles de átomos de Mg
utilizados porque así es como lo determina la ecuación.
Mg + 2 H2O2 → MgCl2 + H2
Por cada mol de Mg se obtendrá otro mol de H2
7) Indicar qué relación existe entre el número de moles de oxígeno obtenidos y el número
de moles de H2O2 descompuestos.
- Por cada 2 moles de agua oxigenada descompuestos se obtendrá 1 mol de oxígeno (molecular)
2 H2O2 → 2 H2O + O2
8) Explicar cómo se calcula el volumen de oxígeno desprendido (en CNPT) por unidad de
volumen solución utilizada.
- Vo (CNPT)
Vs
Vo (CNPT)= n x.22,4 l/mol
n= N º de moles
9) ¿Cuál es la función que cumple el dióxido de manganeso en la reacción de
descomposición del agua oxigenada?
- El dióxido de manganeso actúa como catalizador de la reacción de descomposición del agua
oxigenada, su función es acelerarla.
10) ¿Qué volumen de oxígeno a 20ºC y 1053 hPa puede obtenerse partiendo de 150 cm³
de una solución de peróxido de hidrógeno de 20 volúmenes?
- Vo (CNPT) = 20
Vs
Vs= 0,150 dm³
Vo (CNPT)= 20 x 0,150 dm³ = 3 dm³
V1 x P1 = V2 x P2 (CNPT)
T1
T2
3 dm³ x 1013h Pa = V2 x 1053 h Pa
273 K
293 K
2
3,09 dm³ = V2
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