PAG=S Pi.

Si un gas se recoge sobre un líquido, al calcular su presión parcial se debe tener en cuenta que es igual a la diferencia entre la presión total y la presión de vapor parcial del líquido. Por ejemplo, para el gas recolectado sobre el agua,

Ley de equivalentes. Un equivalente de una sustancia es la cantidad de ella que se combina con 1 mol de átomos de hidrógeno o reemplaza la misma cantidad de átomos de hidrógeno en reacciones químicas. La masa equivalente E es la masa de un equivalente de una sustancia. El volumen equivalente de un gas es el volumen que ocupa, en determinadas condiciones, un equivalente de una sustancia. El equivalente (masa equivalente) se puede calcular a partir de la composición del compuesto de un elemento dado con cualquier otro, cuyo equivalente (masa equivalente) se conoce, según la ley de equivalentes: las masas de las sustancias que interactúan A + B ® C + D son proporcionales a sus masas equivalentes:

Basándonos en la ley de equivalentes, podemos calcular la masa equivalente de una sustancia:

Dónde METRO– masa molar de un elemento, óxido, ácido, base o sal, g/mol; z– el grado de oxidación de un elemento en el producto de reacción, el producto del número de átomos del elemento y el grado de oxidación del elemento en óxidos, la basicidad del ácido, la acidez de la base, el producto de la número de átomos de metal y el grado de oxidación del metal en la sal.

Ejemplo 1. Determine la fracción de masa de aluminio en su óxido y calcule cuánto aluminio se puede aislar teóricamente de 15 toneladas de bauxita con un contenido de Al 2 O 3 del 87%.

Solución. Lo encontraremos masa molar Al2O3:

Tomemos la cantidad de sustancia Al 2 O 3 igual a 1 mol, luego la cantidad de sustancia de aluminio será igual a 2 mol. La masa de óxido de aluminio será 102 gy la masa de aluminio 2 × 27 = 54 g Calculemos la fracción de masa de aluminio en su óxido:

.

Calculemos la masa de Al 2 O 3 puro en bauxita y la masa de aluminio que se puede obtener de 15 toneladas de bauxita:

Ejemplo2. Cuando se calcinaron 10 g de una determinada sustancia, se obtuvieron 6,436 g de CuO y 3,564 g de CO 2. Escribe la fórmula del compuesto.

Solución. 1. Encuentre la cantidad de óxido de cobre (II):

1 mol de CuO contiene 1 mol de Cu y O, por lo tanto norte(Cu) = = norte(O,CuO) = 0,081 moles.

2. Encuentre la cantidad de monóxido de carbono (IV):

1 mol de CO2 contiene 1 mol de C y 2 moles de O, por lo tanto norte(C) = 0,081 moles, = 2×0,081 = 0,162 moles.

3. Cantidad total de sustancia oxigenada. norte(O) = 0,081 + + 0,162 = 0,243 mol.

4. Anotemos la proporción de la cantidad de sustancia de los elementos:

norte(Cu) : norte(C) : norte(O) = 0,081:0,081:0,243 = 1:1:(0,243/0,081) = 1:1:3.

Los números enteros resultantes representan los índices estequiométricos de la fórmula de la sustancia. Por tanto, la fórmula química de la sustancia deseada es CuCO 3.

Ejemplo 3. El compuesto de azufre con flúor contiene 62,8% de azufre y 37,2% de flúor. Este compuesto con un volumen de 118 ml por estado gaseoso(temperatura 7 °C, presión 96,34 kPa) tiene una masa de 0,51 g.¿Cuál es la verdadera fórmula del compuesto?

Solución. 1. Calcule la masa molar verdadera del compuesto usando la ecuación de Mendeleev-Clapeyron:

2. dejar X Y y– número de átomos de azufre y flúor, respectivamente, en la molécula de S X F y. Conociendo el porcentaje de cada elemento en el compuesto y su masa molar, calculamos

3. Por tanto, la fórmula más simple del compuesto SF y su masa molar m = 32 + 19 = 51 g/mol. Dado que la relación entre las masas molares verdaderas y más simples , entonces la fórmula requerida contiene 2 veces más átomos de cada tipo. Esto significa que la fórmula del compuesto es S 2 F 2.

Ejemplo 4 . Cuando se oxidan 2,81 g de cadmio se obtienen 3,21 g de óxido de cadmio. Calcule la masa equivalente de cadmio y determine su valencia.

Solución. 1. Usando la masa de cadmio y la masa de su óxido, encontramos la masa de oxígeno: metro(O)= metro(CdO)- metro(Cd) = 3,21 - 2,81 = 0,4 g.

2. La formación de óxido de cadmio se puede escribir como un esquema de reacción Cd + O ® CdO, para lo cual creamos una proporción según la ley de equivalentes:

3. Comparando los valores numéricos de la masa equivalente y la masa molar de cadmio, encontramos . Por tanto, la valencia del cadmio es 2.

Ejemplo 5 . El óxido de manganeso (IV) pierde oxígeno durante la calcinación, formando Mn 3 O 4 . ¿Qué volumen de oxígeno a una temperatura de 27 °C y una presión de 1,1 atm se liberará de 0,58 kg de MnO 2?

Solución. 1. Escribamos la ecuación de la reacción de descomposición.

de lo cual se deduce que 3 moles de MnO 2 dan 1 mol de oxígeno.

Encontremos la cantidad de sustancia MnO 2:

por lo tanto, se forma

.

2. Considerando que 1 atm = 101325 Pa, según la ecuación de Mendeleev-Clapeyron obtenemos

Ejemplo 6. A una solución que contenía 0,2 moles de cloruro férrico (FeCl 3), se le añadieron 0,24 moles de hidróxido de sodio. ¿Qué cantidad de hidróxido de hierro se obtuvo?

Solución. De la ecuación de reacción

FeCl 3 + 3 NaOH ® Fe(OH) 3 + 3 NaCl

de ello se deduce que 1 mol de FeCl 3 interactúa con 3 moles de NaOH. Por tanto, para reaccionar con 0,2 moles de cloruro férrico, se requieren 0,2 × 3 = 0,6 moles de hidróxido de sodio.

Según el problema, la cantidad de NaOH es 0,24 mol, es decir es escaso. Se realizan más cálculos utilizando hidróxido de sodio. Hagamos una proporción:

3 moles de NaOH - 1 mol de FeCl 3

0,24 moles de NaOH - X mol de FeCl 3,

de los cuales la cantidad de sustancia hidróxido de hierro (III)

Ejercicio. Resolver problemas.

1. La composición del mineral de hematita se expresa mediante la proporción metro(Fe): metro(O) = 7:3. ¿Cuántos gramos de hierro se pueden obtener con 50 g de este mineral?

2. A escala industrial, el óxido de cadmio se produce quemando cadmio en exceso de aire seco. Determine la composición cuantitativa del óxido de cadmio y obtenga su fórmula si al quemar 2,1 g de cadmio se obtienen 2,4 g de óxido.

3. La criolita tiene la composición AlF 3 ∙3NaF. Calcule la fracción masiva de fluoruro de aluminio en criolita.

5. Para analizar el cloruro de cobre y determinar su composición cuantitativa, se vertió una solución de nitrato de plata en una solución que contenía 0,4 g de cloruro de cobre. Se formó un precipitado de cloruro de plata que pesa 0,849 g. Determinar la composición cuantitativa y derivar la fórmula del cloruro de cobre.

6. Después de la purificación preliminar de la bauxita, se obtuvo un producto anhidro, compuesto principalmente por óxido de aluminio y que contenía un 0,3% de óxido de silicio (IV) y un 0,048% de óxido de hierro (III). ¿Cuál es el porcentaje de silicio y hierro en este producto?

7. ¿Cuánto manganeso se puede aislar mediante aluminotermia a partir de 20 kg de pirolusita que contiene 87% de óxido de manganeso (IV)?

8. Dar nombre químico mineral y calcular la fracción de masa de cloro en carnalita KMgCl 3 ∙6H 2 O.

10. ¿Cuánto concentrado con un contenido de cobre del 60% se puede obtener de 1 tonelada de mineral que contenga 3% de calcocita (Cu 2 S) y 2% de covelita (CuS)?

11. Dé el nombre químico del mineral y calcule el porcentaje de cobre en crisocola CuSiO 3 ∙2H 2 O.

12. ¿Qué masa de hierro se puede obtener de 2 toneladas de mineral de hierro que contengan 94% de Fe 3 O 4?

13. ¿Qué masa de aluminio se puede obtener de 1 tonelada de nefelina NaAlSiO 4?

14. Cree una fórmula para el dihidroxosulfato de hierro (III) y calcule el porcentaje de óxido de azufre (VI) que contiene.

15. Se puede considerar que el compuesto KHSO 4 está formado por K 2 O y SO 3 . Encuentra el porcentaje de óxido de azufre (VI) en este compuesto y nómbralo.

16. Escriba la fórmula del sulfato de hierro (III) y calcule el contenido de hierro en este compuesto.

17. Determine cuánta plata y óxido de plata se pueden obtener con 10 kg de cloruro de plata.

18. Calcule el contenido de óxido de cobre (II) y nombre el compuesto (CuOH) 2 CO 3.

19. Dé un nombre químico al compuesto FeCl 3 ·6H 2 O y calcule el porcentaje de cloro.

20. Dé un nombre al compuesto (NiOH) 3 (PO 4) y calcule el porcentaje de níquel que contiene.

21. La sustancia se compone de azufre y carbono. Para determinar su composición cuantitativa se tomaron 0,3045 g de esta sustancia. Todo el azufre contenido en la muestra tomada se convirtió en sulfato de bario, cuya masa es de 1,867 g. Encuentre la composición cuantitativa de la sustancia e indique su fórmula.

22. La sustancia se compone de aluminio y cloro. De una determinada cantidad de la sustancia se obtuvieron 1,7196 g de AgCl y 0,2038 g de Al 2 O 3. Encuentre la composición cuantitativa y establezca la fórmula de la sustancia.

23. Cuando se reducen 2,4 g de óxido de cobre con hidrógeno se obtienen 0,54 g de H 2 O. Encuentre la composición cuantitativa y escriba la fórmula del óxido.

24. Cuando se calienta, la sal de Berthollet se descompone en oxígeno y cloruro de potasio. Calcule la composición cuantitativa de la sal de Berthollet y obtenga su fórmula si la descomposición de 1,02 g de sal produce 0,62 g de KCl.

25. La sustancia se compone de potasio, azufre y oxígeno. El azufre y el oxígeno contenidos en 0,871 g de esta sustancia se aislaron en forma de BaSO 4 con un peso de 1,167 g, encontrar la composición cuantitativa y establecer la fórmula de la sustancia.

26. La descomposición de una determinada cantidad de una sustancia formada por cobre, carbono, oxígeno e hidrógeno produce 1,432 g de CuO, 0,396 g de CO 2 y 0,159 g de agua. Encuentre la composición cuantitativa y la fórmula de la sustancia.

27. La sustancia se compone de cobre y azufre. A partir de 0,667 g de esta sustancia se obtuvieron 0,556 g de CuO. Calcule la composición porcentual y anote la fórmula de la sustancia.

28. Cuando se añadió una solución de nitrato de plata a una solución de 0,408 g de cloruro de cobre, se formó un precipitado de cloruro de plata que pesa 0,86 g, Calcule la composición cuantitativa del cloruro y establezca su fórmula.

29. Al analizar una muestra de mineral de hierro que pesaba 125 g, se encontraron en ella 58 g de magnetita Fe 3 O 4. Calcule la fracción de masa de hierro en la muestra de mineral.

30. Formule la fórmula verdadera de un compuesto que contenga 1,59% de hidrógeno, 22,21% de nitrógeno y oxígeno. La masa molar del compuesto es 63 g/mol.

31. Establezca la verdadera fórmula de un compuesto que contiene 3,03% de hidrógeno, 31,62% de fósforo y oxígeno. La masa molar del compuesto es 80 g/mol.

32. ¿Cuál es la verdadera fórmula de un compuesto que contiene 6,75% de hidrógeno, 39,97% de carbono y oxígeno? La densidad relativa de vapor de esta sustancia en relación con el dióxido de carbono es 4,091.

33. Al quemar 10,5 l. materia orgánica Recibió 16,8 litros de monóxido de carbono (IV), reducido a condiciones normales, y 13,5 g de agua. La densidad de esta sustancia es 1,875 g/cm3. Deduzca la fórmula de esta sustancia.

34. Definir fórmula química Sustancia que contiene cinco partes en masa de calcio y tres partes en masa de carbono.

35. La sustancia consta de 32,8% Na, 12,9% Al, 54,3% F. Escribe la fórmula de la sustancia.

36. Encuentre la fórmula más simple de una sustancia compuesta por carbono, hidrógeno, azufre, mercurio y cloro, con base en los siguientes datos: a) la oxidación de 3,61 g de la sustancia produce 1,72 g de monóxido de carbono (IV) y 0,90 g de agua; b) a partir de 0,722 g de la sustancia se obtuvieron 0,467 g de sulfato de bario; c) A partir de 1,0851 g de la sustancia se obtienen 0,859 g de cloruro de plata.

37. Cuando se tuesta la pirita, se libera un gas que contiene un 40% de azufre y un 60% de oxígeno y que tiene una densidad de aire en condiciones normales. 2.76. Determina la fórmula del gas.

38. Analisis cualitativo demostró que la malaquita se compone de cobre, carbono, oxígeno e hidrógeno. De la descomposición de una cierta cantidad de malaquita se obtuvieron 0,48 g de óxido de cobre (II), 0,132 g de monóxido de carbono (IV) y 0,053 g de agua. Deduzca la fórmula de la malaquita.

39. El alumbre potásico contiene 8,23% de potasio, 5,7% de aluminio, 13,5% de azufre, 27,0% de oxígeno y 45,5% de agua. ¿Cuál es la fórmula del alumbre?

40. En la producción de acero, las impurezas de azufre y fósforo son especialmente indeseables. El fósforo en el acero está contenido en forma de un compuesto de oxígeno que contiene un 43,66% de fósforo y un 56,34% de oxígeno. La densidad de este compuesto en el aire en condiciones normales es 4,9. Deduzca la fórmula de este compuesto de oxígeno y fósforo.

41. Se entregó a la planta mineral que contenía 696 toneladas de mineral de hierro magnético. De este mineral se fundieron 504 toneladas de hierro. Escriba la fórmula del mineral de hierro magnético si se sabe que se compone únicamente de hierro y oxígeno.

42. Encuentre la fórmula del hidrato cristalino de cloruro de bario, sabiendo que 36,6 g de sal pierden 5,4 g de masa cuando se calienta.

43. Encuentre la fórmula más simple de una sustancia que contiene (en masa) 43,4% de sodio, 11,3% de carbono y 45,3% de oxígeno.

44. La sustancia contiene (en masa) 40,21% de potasio, 26,80% de cromo y 32,99% de oxígeno. Encuentra su fórmula más simple.

45. El compuesto contiene 46,15% de carbono. El resto es nitrógeno. La densidad del aire es 1,79. Encuentre la verdadera fórmula del compuesto.

46. ​​​​Cuando se queman por completo 2,66 g de una determinada sustancia, se obtienen 1,54 g de CO 2 y 4,48 g de SO 2. Encuentra la fórmula más simple de una sustancia.

47. encontrar fórmula molecular un compuesto de boro con hidrógeno, si la masa de 1 litro de este gas es igual a la masa de 1 litro de nitrógeno y el contenido de boro en la sustancia es del 78,2%.

48. Un compuesto de azufre con flúor contiene 62,8% S y 37,2% F. El volumen de este compuesto en forma gaseosa es de 118 ml, a 7 °C y 98,64 kPa su masa es de 0,51 g. ¿Cuál es la verdadera fórmula del compuesto? ?

49. Encuentre la fórmula de una sustancia que contiene 85,71% C y 14,29% H, si la densidad de este gas en el aire es 4,83.

50. Con la combustión completa de una sustancia orgánica que pesaba 13,8 g, se obtuvieron 26,4 g de monóxido de carbono (IV) y 16,2 g de agua. Encuentre la fórmula molecular de una sustancia si su densidad de vapor para el hidrógeno es 23.

51. Compuesto químico consta (en peso) de 25,48% de cobre, 12,82% de azufre, 25,64% de oxígeno y 36,06% de agua. Encuentra la fórmula del compuesto y nómbralo.

52. Establezca la fórmula de una sustancia gaseosa que contenga (en masa) 20% de hidrógeno y 80% de carbono, si su densidad de hidrógeno es 15.

53. Con combustión completa de 0,23 g de una sustancia formada por carbono, hidrógeno y oxígeno, se obtuvieron 0,27 g de agua y 224 ml. dióxido de carbono(volumen de gas medido en condiciones estándar). Determine la fórmula molecular de una sustancia si su densidad de vapor en el aire es 1,59.

54. El compuesto contiene carbono, hidrógeno y nitrógeno. El carbono constituye el 79,12%. La masa de nitrógeno obtenida de 0,546 g del compuesto es 0,084 g. La masa molar de la sustancia es 182. Deduzca su fórmula.

55. Establecer la fórmula de un hidrato cristalino que contiene 8,11% Al, 28,83% O, 14,41% S y 48,65% H2O.

56. ¿Cuál es la fórmula de una sustancia que contiene 42,9% de SiO 2 y 57,1% de MgO?

57. Determine la fórmula de un hidrato cristalino que contiene 16,08% Na, 4,2% C, 16,78% O y 62,94% H2O.

58. Establecer la fórmula de un hidrato cristalino que contiene 16,08% Na, 11,94% S, 23,89% O y 47% H2O.

59. Calcule la masa molar del benceno si 1,1 litros de su vapor a 91 °C y 81313 Pa tienen una masa de 2,31 g.

60. La masa de 584 ml de gas a 21 °C y presión normal es 1,44 g. Calcule la masa molar del gas.

61. La masa de 0,36 litros de sustancia vapor a 98 °C y 98,642 kPa es igual a 1,8 g. Calcule la masa molar de la sustancia.

62. La masa de 454 ml de gas a 44 °C y 97309 Pa es igual a 1,19 g. Calcule la masa molar del gas.

63. Calcule la masa de 1 m 3 de aire a 37 °C y 83200 Pa.

64. Calcula el volumen que ocupa a 27 °C y 760 mm Hg. Arte. 1 kg de aire.

65. Un cilindro de 20 litros contiene 3 kg de oxígeno. Calcule la presión en el cilindro a 20 °C.

66. Calcula ¿a qué presión 5 kg de nitrógeno ocuparán un volumen de 50 litros si la temperatura es de 500 °C?

67. Un cilindro de 10 litros a 27 °C contiene 3 × 10 23 moléculas de oxígeno. Calcule la presión de oxígeno en el cilindro.

68. Un matraz de 0,75 l de capacidad, lleno de oxígeno a 20 °C, tiene una masa de 132 g. La masa del matraz vacío es 130,79 g. Calcule la presión de oxígeno en el matraz.

69. Un cilindro de acero para almacenar gases comprimidos contiene 64 kg de oxígeno. Determine la masa de dióxido de carbono que llena el mismo cilindro en las mismas condiciones.

70. Se recogió algo de gas en un cilindro cerrado con un volumen de 41 litros a una temperatura de 627 °C y una presión de 1,2 atm. La masa del gas en el cilindro es 42,7 g. Encuentre la masa molar del gas y determine qué tipo de gas es si contiene azufre.

71. Para análisis a 25 °C y 779 mmHg. Arte. Se tomó una muestra de gas en un matraz de 100 ml. La masa del matraz con gas es 16,392 g, la masa del matraz vacío es 16,124 g Determine la masa molar del gas.

72. Se llenó un matraz con una capacidad de 232 ml con algo de gas a una temperatura de 17 °C y una presión de 752 mm Hg. Arte. La masa del matraz aumentó en 0,27 g. Calcule la masa molar del gas.

73. Para analizar la composición del gas se llenó un gasómetro con capacidad de 20 litros a una presión de 1,025 atm y una temperatura de 17 °C. La masa del gasómetro aumentó en 10 g. Calcule la masa molar del gas.

74. Un cilindro con una capacidad de 1 litro se llenó con gas a una temperatura de 21 °C y una presión de 1,05 atm. La masa del gas en el cilindro es 1,48 g. Calcule la masa molar del gas.

75. Determine cuántas moléculas hay en 3 litros de cierto gas a una presión de 1520 mm Hg. Arte. y temperatura 127°C.

76. Determinar a qué temperatura se encuentran 0,2 g de un determinado gas, ocupando un volumen de 0,32 litros, si la presión del gas es de 1,5 atm y su densidad en el aire es de 1,52.

77. ¿Cuál es la temperatura de un gas si su presión es 30 atm, masa 1,5 kg, volumen 170 l, densidad del aire 1,08?

78. A una presión de 98,7 kPa y una temperatura de 91 °C, un gas ocupa un volumen de 680 ml. Encuentre el volumen de gas en condiciones normales.

79. El cilindro contiene gas a una temperatura de 27 °C. Determine qué parte del gas quedará en el cilindro si, con el cilindro abierto, la temperatura del gas aumenta en 100 °C.

80. La presión del gas en un recipiente cerrado a 12 °C es de 100 kPa. ¿Cuál será la presión del gas si el recipiente se calienta a 303 K?

81. El volumen de 0,111 g de cierta sustancia es de 26 ml a 17 °C y 104 kPa. Calcule la masa molar del gas.

82. A –23 °C, el volumen de gas es de 8 litros. ¿A qué temperatura el volumen del gas será de 10 litros si la presión no cambia?

83. Un cilindro cerrado con una capacidad de 40 litros contiene 77 g de CO 2. El manómetro conectado al cilindro muestra una presión de 106,6 kPa. Calcule la temperatura del gas en el cilindro.

84. A 27 °C, el volumen de gas es de 600 ml. ¿Qué volumen ocupará el gas cuando la temperatura aumente 30 K si la presión permanece sin cambios?

85. Encuentre la masa de 1 m 3 de aire a 17 °C y una presión de 624 mm Hg. Arte.

86. Un gas a 10 °C y una presión de 960 hPa ocupa un volumen de 50 ml. ¿A qué presión el gas ocupará un volumen de 10 ml si su temperatura aumenta 10 K?

87. Determine la masa molar de una sustancia orgánica, sabiendo que 0,39 g de su vapor a una temperatura de 87 ° C y una presión de 936 mm Hg. Arte. Ocupa un volumen de 120 ml.

88. Calcule la masa de 3 m 3 de oxígeno a una temperatura de 27 ° C y una presión de 780 mm Hg. Arte.

89. Calcule la masa de oxígeno que llenó un gasómetro con una capacidad de 14,5 litros a una temperatura de 17 °C y una presión de 16 atm.

90. Determine la masa molar de un gas, del cual 0,96 g ocupan un volumen de 0,41 litros a una temperatura de 27 °C y una presión de 1,2 atm.

91. Un recipiente con una capacidad de 5 litros contiene 7 g de nitrógeno a 273 K. Determine la presión del gas. ¿A qué temperatura será igual a 1 atm?

92. Un recipiente con una capacidad de 15 litros contiene 21 g de nitrógeno a 400 K. Determine la presión del gas.

93. ¿Cuánto pesa 1 litro de gas en condiciones normales, si su densidad en el aire es 1,52?

94. Un recipiente con una capacidad de 15 litros contiene 21 g de nitrógeno a 273 K. Determine la presión del gas.

95. Un litro de cierto gas pesa 2,86 g en condiciones normales. Determine la masa molar del gas y su densidad en el aire.

96. 2,8 litros de gas pesan 2 g en condiciones normales Determine la masa molar del gas y su densidad en el aire.

97. Determine la masa de 190 ml de vapor de benceno a una temperatura de 97 °C y una presión de 740 mm Hg. Arte.

98. ¿Qué volumen ocupan 4,2 g de nitrógeno a una temperatura de 16 °C y una presión de 771 mm Hg? Arte.?

99. Calcula la masa molar de un gas desconocido y su densidad en el aire, sabiendo que la masa de 0,5 litros de este gas en condiciones normales es 0,5804 g.

100. Determine la masa molar de éter, sabiendo que 312 ml de su vapor a una temperatura de 47 ° C y una presión de 800 mm Hg. Arte. pesa 0,925 g.

101. Calcula la masa de 1 litro de aire a una temperatura de 40 °C y una presión de 939 mm Hg. Arte.

102. Determine la masa molar de una sustancia si la masa de 312 ml de su vapor a una temperatura de 40 °C y una presión de 939 mm Hg. Arte. igual a 1,79 g.

103. 52,5 g de nitrógeno ocupan un volumen de 41 litros a una temperatura de 7 °C. determinar la presión del gas.

104. Determine la masa molar de un gas, del cual 0,96 g ocupan un volumen de 0,41 litros a una temperatura de 27 °C y una presión de 1,2 atm.

105. Calcule la masa de oxígeno que llenó un gasómetro con una capacidad de 14,5 litros a una temperatura de 17 °C y una presión de 16 atm.

106. En un recipiente cerrado con capacidad de 3 litros se mezclan 0,5 litros de nitrógeno y 2,5 litros de hidrógeno. Su presión inicial es de 103,5 y 93,7 kPa, respectivamente. Determine las presiones parciales de los gases y la presión total de la mezcla.

107. Mezcló 2 litros de dióxido de carbono (= 1 atm) y 5,6 litros de nitrógeno (= 96,9 kPa). ¿Cuáles son las presiones parciales de los gases en la mezcla y su presión total?

108. Calcule las fracciones en volumen (en porcentaje) de neón y argón en la mezcla si su presión parcial es 203,4 y 24,6 kPa, respectivamente.

109. Calcule las fracciones en volumen (en porcentaje) de los óxidos de carbono (II) y (IV), cuya presión parcial es 0,24 y 0,17 kPa, respectivamente.

110. La presión total de una mezcla de argón e hidrógeno es 108,6 kPa. ¿Cuál es la fracción en volumen de argón si la presión parcial del hidrógeno es 105,2 kPa?

111. Un recipiente con una capacidad de 6 litros contiene nitrógeno bajo una presión de 3×10 6 Pa. Después de añadir oxígeno, la presión de la mezcla aumentó a 3,4 x 10 6 Pa. ¿Cuál es la fracción en volumen de oxígeno en la mezcla?

112. En un tanque de gas sobre agua a una temperatura de 25 °C hay 5,2 litros de oxígeno bajo una presión de 102,4 kPa. ¿Cuál es el volumen de oxígeno seco si la presión del vapor de agua saturado a la misma temperatura es 3,164 kPa?

113. Como resultado de la reacción de 4,45 g de metal con hidrógeno, se formaron 5,1 g de hidruro. Determine la masa equivalente del metal.

114. Cuando 0,385 g de un metal reaccionaron con cloro, se formaron 1,12 g de cloruro de este metal. Calcula la masa equivalente de este metal.

115. La reacción de 0,44 g de metal con bromo requirió 3,91 g de bromo. Determine la masa equivalente del metal.

116. Determine la masa equivalente de un metal divalente y nómbrela si se necesitaron 0,26 litros de oxígeno, medidos en condiciones normales, para la combustión completa de 3,2 g de metal.

117. Cuando se pasó sulfuro de hidrógeno a través de una solución que contenía 7,32 g de cloruro de metal divalente, se obtuvieron 6,133 g de su sulfuro. Determine la masa equivalente del metal.

118. La descomposición de 4,932 g de óxido metálico produjo 0,25 l de oxígeno, reducido a condiciones normales. Determine la masa equivalente del metal.

119. Cuando una placa de metal que pesa 10,2 g interactuó con una solución de sulfato de cobre (II), la masa de la placa aumentó en 1,41 g. Calcule la masa equivalente del metal.

120. El óxido de plomo contiene un 7,14% (en masa) de oxígeno. Determine la masa equivalente de plomo.

121. un compuesto de metal-halógeno contiene 64,5% (en masa) de halógeno, el óxido del mismo metal contiene 15,4% (en masa) de oxígeno. Determine la masa equivalente del halógeno y nómbrela.

122. Para reducir 6,33 g de óxido metálico se consumieron 0,636 litros de hidrógeno, reducido a condiciones normales. Determine la masa equivalente del metal.

123. Calcule la masa equivalente de un metal, 2 g del cual se combinan con 1,39 g de azufre o 6,95 g de bromo.

124. Se ha establecido que 0,321 g de aluminio y 1,168 g de zinc se desplazan del ácido. el mismo numero hidrógeno. Encuentre la masa equivalente de zinc si la masa equivalente de aluminio es 8,99 g/eq.

125. ¿Cuántos litros de hidrógeno, reducido a condiciones normales, se necesitarán para reducir 112 g de óxido metálico que contiene 71,43% de metal? ¿Cuál es la masa equivalente del metal?

126. Calcule la masa molar y equivalente de un metal divalente si 2,2 g del mismo se desplazan de un ácido por 0,81 l de hidrógeno a 22 °C y 102,9 kPa. Nombra el metal.

127. Calcule la masa equivalente de ácido si se necesitaran 28,9 ml de solución de hidróxido de sodio con una concentración de 0,1 mol/l para neutralizar 0,234 g del mismo.

128. Se necesitaron 3,04 g para neutralizar 2 g de base. de ácido clorhídrico. Calcula la masa equivalente de la base.

129. Calcule el equivalente de ácido ortofosfórico en las reacciones:

K2CO3 + 2 H3PO4® 2 KH2PO4 + CO2 + H2O;

K2CO3 + H3PO4® K2HPO4 + CO2 + H2O;

3 K 2 CO 3 + 2 H 3 PO 4 ® 2 K 3 PO 4 + 3CO 2 + 3 H 2 O.

130. Calcular el equivalente de carbonato de potasio en reacciones.

K 2 CO 3 + HI ® KHCO 3 + KI;

K 2 CO 3 + 2 HI ® H 2 CO 3 + 2 KI.

131. En tecnología, el óxido de cobre se obtiene calcinando cobre en ausencia de aire. Determine la masa equivalente de cobre si la calcinación de 8 g de cobre produce 9 g de óxido de cobre.

132. El mineral calcocita (brillo de cobre) contiene un 20% de azufre. Determine la masa equivalente del metal y la fórmula de la calcocita.

133. Uno de los métodos para producir metales es la reducción de sus óxidos con hidrógeno. Calcule la masa equivalente del metal si se sabe que la reducción de 3,4 g de óxido metálico requirió tanto hidrógeno como el que se libera durante la reacción de 6,54 g de zinc con ácido.

134. Calcule la masa equivalente del metal si 4,93 g de cloruro metálico reaccionan con nitrato de plata para producir 8,61 g de cloruro de plata.

135. Se disolvieron 0,58 g de cobre en ácido nítrico. La sal resultante se calcinó para obtener 0,726 g de óxido de cobre. Calcule la masa equivalente de cobre.

136. Se disolvieron 1,02 g de metal en ácido. En este caso se liberaron 0,94 litros de hidrógeno, medidos en condiciones normales. Calcula la masa equivalente del metal.

137. Una de las operaciones en la producción de acero mediante el método Bessemer es la combinación de óxidos metálicos básicos con óxido de silicio (IV) según la ecuación MnO + SiO 2 → MnSiO 3. Cuando se utilizaron 100 g de escoria que contenía un 25% de óxido de silicio (IV), cuya masa equivalente era de 15 g/mol, se formaron 109,2 g de silicato de manganeso. Calcule la masa equivalente de silicato de manganeso.

138. Para reducir 15,9 g de cloruro férrico se consumieron 2,8 litros de hidrógeno, llevado a condiciones normales. Calcule la masa equivalente de cloruro férrico.

139. Cuando se queman 5,0 g de metal, se forman 9,44 g de óxido metálico. Determine la masa equivalente del metal.

140. Se ha establecido que 1,0 g de un determinado metal se combina con 8,89 g de bromo o 1,78 g de azufre. Encuentre las masas equivalentes de bromo y metal, sabiendo que la masa equivalente de azufre es 16,0 g/eq.

X: y = 1,32/1,32: 1,98/1,32 = 1: 1,5, y luego multiplica ambos valores ultima relacion por dos: x: y = 2: 3. Por tanto, la fórmula más simple del óxido de cromo es Cr2O3. PRI me R 9 Con la combustión completa de una determinada sustancia que pesa 2,66 g, se formaron CO2 y SO2 con masas de 1,54 gy 4,48 g, respectivamente. Encuentra la fórmula más simple de la sustancia. Solución La composición de los productos de combustión muestra que la sustancia contenía carbono y azufre. Además de estos dos elementos, también podría contener oxígeno. La masa de carbono que formaba parte de la sustancia se puede encontrar a partir de la masa de CO2 formado. La masa molar del CO2 es 44 g/mol, mientras que 1 mol de CO2 contiene 12 g de carbono. Encontremos la masa de carbono m contenida en 1,54 g de CO2: 44/12 = 1,54/m; m = 12 1,54/44 = 0,42 g. Calculando de manera similar la masa de azufre contenida en 4,48 g de SO2, obtenemos 2,24 g. Como la masa de azufre y carbono es de 2,66 g, esta sustancia no contiene oxígeno y la fórmula del sustancia CxSy: x: y = 0,42/12: 2,24/32 = 0,035: 0,070 = 1: 2. En consecuencia, la fórmula más simple de la sustancia es CS2. Para encontrar la fórmula molecular de una sustancia es necesario, además de la composición de la sustancia, conocerla peso molecular. PRI me R 10 Un compuesto gaseoso de nitrógeno con hidrógeno contiene 12,5% (masa) de hidrógeno. La densidad de hidrógeno del compuesto es 16. Encuentre la fórmula molecular del compuesto. Solución La fórmula requerida de la sustancia NxHy: x: y = 87,5/14: 12,5/1 = 6,25: 12,5 = 1: 2. La fórmula más simple Compuestos NH2. Esta fórmula corresponde a un peso molecular de 16 uma. Encontraremos la verdadera masa molecular del compuesto en función de su densidad de hidrógeno: M = 2 · 16 = 32 uma. Por tanto, la fórmula de la sustancia es N2H4. Ejemplo 11 Cuando se calcinó un cristal de hidrato de sulfato de zinc que pesaba 2,87 g, su masa disminuyó en 1,26 g. Determine la fórmula del cristal de hidrato. Solución Durante la calcinación, el hidrato cristalino se descompone: t ZnSO 4 nH2O → ZnSO4 + nH2O M(ZnSO4) = 161 g/mol; M(H2O) = 18 g/mol. De las condiciones del problema se deduce que la masa de agua es 1,26 gy la masa de ZnSO4 es igual a (2,87-1,26) = 1,61 g, entonces la cantidad de ZnSO4 será: 1,61/161 = = 0,01 mol, y número de moles de agua 1,26/18 = 0,07 mol. Por lo tanto, para 1 mol de ZnSO4 existen 7 moles de H2O y la fórmula del cristal hidrato de ZnSO4 es 7H2O.Ejemplo 12 Encuentre la masa de ácido sulfúrico necesaria para neutralizar completamente el hidróxido de sodio que pesa 20 g.Solución Ecuación de reacción: H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O. M(H2SO4) = 98 g/mol; M(NaOH) = 40 g/mol. Según la condición: ν(NaOH) = 20/40 = 0,5 mol. Según la ecuación de reacción, 1 mol de H2SO4 reacciona con 2 moles de NaOH, y con 0,5 moles de NaOH reaccionan 0,25 moles de H2SO4 o 0,25 98 = 24,5 g Ejemplo 13 Se quemó una mezcla de cobre y hierro en una corriente de aserrín de cloro con un peso de 1,76 g; Como resultado se obtuvo una mezcla de cloruros metálicos que pesa 4,60 g. Calcule la masa de cobre que entró en la reacción. Solución Las reacciones se desarrollan según los siguientes esquemas: 1) Cu + Cl2 = CuCl2 2) 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 M(Cu) = 64 g/mol; M(Fe) = 56 g/mol; M(CuCl2) = 135 g/mol; M(FeCl3) = 162,5 g/mol. Denotemos el contenido de cobre en la mezcla por x g. Entonces el contenido de hierro en la mezcla será (1,76 - x) g. De las ecuaciones (1.2) se deduce que la masa del cloruro de cobre(II) resultante "a" será a = 135x/64 g, la masa de cloruro de hierro(III) "b" será b = (1,76 - x) 162,5/56 g. Según las condiciones del problema, la masa de una mezcla de cobre( II) y cloruros de hierro (III), es decir a + b = 4,60 g, por lo tanto 135x/64 + 162,5 (1,76 - x)/56 = 4,60. Por lo tanto, x = 0,63, es decir, la masa de cobre es 0,63 g.EJEMPLO 14 Al tratar una mezcla de hidróxido de potasio y bicarbonato con un exceso de solución de ácido clorhídrico, se formó cloruro de potasio con un peso de 22,35 g y se obtuvo un gas con un volumen de 4,48 dm3 (n.s.). Calcule la composición de la mezcla inicial (ω,%). Solución Ecuaciones de reacción: 1) KHCO3 + HCl = KCl + H2O + CO2 2) KOH + HCl = KCl + H2O M(KHCO3) = 100 g/mol; M(KCl) = 74,5 g/mol; M(KOH) = 56 g/mol. Según las condiciones del problema, el volumen de gas (CO2) según la reacción (1) es igual a 4,48 dm3 o 0,2 mol. Luego de la ecuación de reacción (1) se deduce que la cantidad inicial en la mezcla de bicarbonato de potasio es 0,2 mol o 0,2 · 100 = 20 g y se forma la misma cantidad de 0,2 mol KCl o 0,2 · 74,5 = 14,9 d. Conociendo la masa total de KCl formado como resultado de las reacciones (1 y 2), podemos determinar la masa de KCl formado por la reacción (2). Será 22,35 - 14,9 = 7,45 go 7,45/74,5 = 0,1 mol. La formación de 0,1 mol de KCl según la reacción (2) requerirá la misma cantidad de KOH, es decir, 0,1 mol o 0,1 56 = 5,60 g, por lo que el contenido de los componentes iniciales en la mezcla será: 5,6 · 100 /25,6 = 21,9% KOH y 20,0 100/25,6 = 78,1% KHCO3. Problemas 51 Durante la descomposición de carbonato de metal (II) que pesa 21,0 g, se liberó CO2 con un volumen de 5,6 dm3 (n.s.). Establece la fórmula de la sal. 52 Encuentre las fórmulas de compuestos que tienen una composición en fracciones de masa de un porcentaje: a) azufre - 40 y oxígeno - 60; b) hierro - 70 y oxígeno - 30; c) cromo - 68,4 y oxígeno - 31,6; d) potasio - 44,9; azufre - 18,4 y oxígeno - 36,7; e) hidrógeno - 13,05; oxígeno - 34,78 y carbono - 52,17; f) magnesio - 21,83; fósforo - 27,85 y oxígeno - 50,32. 53 Determine las fórmulas de compuestos que tienen una composición en fracciones de masa de un porcentaje: a) potasio - 26,53; cromo - 35,35 y oxígeno - 38,12; b) zinc - 47,8 y cloro - 52,2; c) plata - 63,53; nitrógeno - 8,24 y oxígeno - 28,23; d) carbono - 93,7; hidrógeno - 6.3. 54 Determine las fórmulas más simples de minerales que tienen una composición en fracciones de masa de un porcentaje: a) cobre - 34,6; hierro - 30,4; azufre - 35,0; b) calcio - 29,4; azufre - 23,5; oxígeno - 47,1; c) calcio - 40,0; carbono - 12,0; oxígeno - 48,0; d) sodio - 32,9; aluminio - 12,9; flúor - 54,2. 55 Establecer las fórmulas: a) óxido de vanadio, si el óxido que pesa 2,73 g contiene un metal que pesa 1,53 g: b) óxido de mercurio, si la descomposición completa de su masa 27 g libera oxígeno con un volumen de 1,4 dm3 (n.s.) ? 56 Establezca la fórmula de una sustancia compuesta de carbono, hidrógeno y oxígeno en una proporción de masa de 6: 1: 8, respectivamente, si su densidad de vapor en el aire es 2,07. 57 Determinar la fórmula de un compuesto cuya composición en fracciones de masa de un porcentaje de metal es 38,71; fósforo - 20,00; oxígeno - 41,29. 58 Encuentre la fórmula de un compuesto con una masa molar de 63 g/mol, que tiene una composición en fracciones de masa de un porcentaje: hidrógeno - 1,59; nitrógeno - 22,21 y oxígeno - 76,20. 59 Establecer la fórmula de un compuesto (M = 142 g/mol) que tiene la composición en fracciones de masa de un porcentaje: azufre - 22,55; oxígeno - 45,02 y sodio - 32,43. 60 Encuentre la fórmula de un compuesto (M = 84 g/mol) que tenga la composición en fracciones de masa de un porcentaje: magnesio - 28,5; carbono - 14,3; oxígeno - 57,2. 61 Encuentre la fórmula de un compuesto (M = 136 g/mol) que tiene la composición en fracciones de masa de un porcentaje: calcio - 29,40; hidrógeno - 0,74; fósforo - 22,80; oxígeno - 47.06. 62 Establecer la fórmula de un compuesto (M = 102 g/mol) que tiene la composición en fracciones de masa de un porcentaje: aluminio - 52,9; oxígeno - 47,1. 63 Cuando una sustancia que pesaba 3,4 g se quemó en oxígeno, se formaron nitrógeno y agua que pesaban 2,8 gy 5,4 g, respectivamente. Determinar la fórmula de la sustancia. 64. Encuentre la fórmula de un compuesto (M = 310 g/mol) que tiene la composición en fracciones de masa de un porcentaje: calcio - 38,75; fósforo - 20,00; oxígeno - 41,25. 65 Encuentre la fórmula de un hidrocarburo que tiene una composición en fracciones de masa de un porcentaje: carbono - 82,76; hidrógeno - 17,24. En estado gaseoso, un hidrocarburo con un volumen de 1,12 dm3 (n.s.) tiene una masa de 2,9 g.66 Encuentre la fórmula del compuesto de boro con hidrógeno (borano), que tiene una composición en fracciones de masa de un porcentaje: boro - 78,2; hidrógeno - 21,8; si la masa de 1 dm3 de este gas es igual a la masa de 1 dm3 de nitrógeno (n.s.). 67 Encuentre la fórmula de una sustancia que tiene una composición en fracciones de masa de un porcentaje: carbono - 93,75; hidrógeno - 6,25. La densidad de esta sustancia en el aire es 4,41. 68 Encuentra la fórmula de una sustancia si su densidad de hidrógeno es 49,5; y la composición se expresa en fracciones de masa de un porcentaje: carbono - 12,12; oxígeno - 16,16; cloro - 71,72. 69 La combustión de un hidrocarburo que pesa 4,3 g produjo dióxido de carbono que pesa 13,2 g. La densidad de vapor del hidrocarburo con respecto al hidrógeno es 43. ¿Cuál es la fórmula del hidrocarburo? 70 Tras la combustión completa de un compuesto de azufre con hidrógeno, se forman agua y dióxido de azufre con masas de 3,6 gy 12,8 g, respectivamente. Determine la fórmula de la sustancia de partida. 71 ¿Cuál es la fórmula del hidrógeno silicio (silano), si se sabe que cuando se quema con una masa de 6,2 g, se forma dióxido de silicio con una masa de 12,0 g? La densidad de la sílice de hidrógeno en el aire es 2,14. 72 Con la combustión completa de materia orgánica que pesaba 13,8 g, se formaron dióxido de carbono y agua con masas de 26,4 gy 16,2 g, respectivamente. La densidad de vapor de esta sustancia con respecto al hidrógeno es 23. Determine la fórmula de la sustancia. 73 Cuando una sustancia desconocida que pesaba 5,4 g se quemó en oxígeno, se formaron nitrógeno, dióxido de carbono y agua que pesaba 2,8 g; 8,8 gramos; 1,8 gramos respectivamente. Determine la fórmula de una sustancia si su masa molar es 27 g/mol. 74 Las fracciones en masa de óxidos de sodio, calcio y silicio (IV) en el vidrio de las ventanas son 13,0, respectivamente; 11,7 y 75,3%. ¿Qué proporción molar de estos óxidos expresa la composición del vidrio? 75 Establecer la fórmula del sulfato de sodio hidrato cristalino si la pérdida de peso por calcinación es del 55,91% del peso del hidrato cristalino. 76 Establecer la fórmula del hidrato cristalino de cloruro de bario si al calcinar una sal de 36,6 g la pérdida de peso fue de 5,4 g 77 Calcular la fórmula del hidrato cristalino de sulfato de hierro(II) si al calcinar una sal de 2,78 g el peso la pérdida fue de 1,26 g. 78 El residuo después de la calcinación del hidrato cristalino de sulfato de cobre (II) que pesaba 25 g fue de 16 g. Establezca la fórmula del hidrato cristalino. 79 Al deshidratar hidrato cristalino de cloruro de cobre(II) que pesa 1,197 g, la pérdida de masa fue de 0,252 g Establecer la fórmula del hidrato cristalino. 80 Encuentre la fórmula del cloruro de calcio hidratado cristalino si al calcinarlo con una masa de 5,88 g se libera agua con una masa de 1,44 g 81 Encuentre la fórmula del carbonato de sodio cristalino hidratado si al calcinarlo con una masa de 14,3 g Se forma carbonato de sodio con una masa de 5,3 g. 82 La composición del alumbre de potasio incluye agua de cristalización con una fracción de masa del 45,5%. Calcula cuántos moles de agua hay por mol de KAl(SO4)2. 83 Determine la fórmula del hidrato cristalino, en la que fracciones de masa los elementos son: magnesio - 9,8%; azufre - 13,0%; oxígeno - 26,0%; agua - 51,2%. 84 Establecer la fórmula del hidrato cristalino, cuya composición se expresa en fracciones de masa de un porcentaje: hierro - 20,14; azufre - 11,51; oxígeno - 63,35; hidrógeno - 5,00. 85 Encuentre la fórmula de la soda cristalina, que tiene una composición en fracciones de masa de un porcentaje: sodio - 16,08; carbono - 4,20; oxígeno - 72,72; hidrógeno - 7,00. 86 Establezca la fórmula del hidrato de cristal de sulfato de calcio si, al calcinar un hidrato de cristal que pesa 1,72 g, la pérdida de peso fue de 0,36 g. 87 Se disolvió hidróxido de zinc que pesaba 1,98 g en ácido nítrico y del resultante se cristalizó un hidrato de cristal de sal que pesaba 5 solución 94 g Establecer la fórmula de este hidrato cristalino. 88 Determine la fórmula de la carnalita xKCl yMgCl2 zH2O si se sabe que al calcinar 5,55 g su masa disminuyó en 2,16 g; y al calcinar el precipitado obtenido por la acción de una solución alcalina sobre una solución que contiene la misma cantidad de sal, la pérdida es de 0,36 g.89 La composición del compuesto incluye carbono, hidrógeno, cloro y azufre. Cuando se quema esta sustancia que pesa 1,59 g, se forman dióxido de carbono y agua con masas de 1,76 gy 0,72 g, respectivamente. Cuando se disuelve esta sustancia que pesa 0,477 g y se añade nitrato de plata a la solución, se forma un precipitado que pesa 0,861 g. La masa molar de la sustancia es 159 g/mol. Determinar la fórmula de la sustancia. 90 Determine la fórmula del sulfato doble de hierro (III) y amonio si se sabe que cuando se disuelve con una masa de 19,28 g en agua y la posterior adición de un exceso de una solución concentrada de NaOH, se obtiene un gas con un volumen de 896 Se libera cm3 (n.s.) y se forma un precipitado marrón, tras la calcinación la masa del residuo es 3,20 g 91 Determine la fórmula de un compuesto en el que las fracciones masivas de elementos son: metal - 28%; azufre - 24%; oxígeno - 48%. 92 El hidrato cristalino natural contiene agua de cristalización y sal con fracciones de masa del 56% y 44%, respectivamente. Deduzca la fórmula del hidrato cristalino si se sabe que la sal incluida en la composición del hidrato cristalino colorea la llama en amarillo y con una solución de cloruro de bario forma un precipitado blanco, insoluble en agua y ácidos. 93 Calcule el volumen de hidrógeno (n.s.) que se liberará cuando el aluminio que pesa 2,7 g interactúa con una solución que contiene KOH que pesa 20 g. 94 Cuando el metal (II) que pesa 6,85 g interactúa con agua, se libera hidrógeno con un volumen de 1,12 dm3 (n.s.). Identifica el metal. 95 Se añadió una solución que contenía NaOH que pesaba 24 g a una solución que contenía sulfato de hierro (III) que pesaba 40 g ¿Cuál es la masa del precipitado formado? 96 ¿Qué masa de carbonato de calcio se debe tomar para llenar un cilindro de 40 dm3 de capacidad a 188 K y una presión de 101,3 kPa con el dióxido de carbono obtenido de su descomposición? 97 La sal de Berthollet se descompone cuando se calienta para formar cloruro de potasio y oxígeno. ¿Qué volumen de oxígeno a 0 °C y una presión de 101325 Pa se puede obtener de un mol de sal de bertolita? 98 Determine la masa de sal formada durante la interacción de óxido de calcio que pesa 14 g con una solución que contiene ácido nítrico que pesa 35 g. 99 Se agregó una solución que contiene nitrato de plata que pesa 2,00 a una solución que contiene cloruro de calcio que pesa 0,22 g d. ¿Cuál es la masa del sedimento formado? ¿Qué sustancias habrá en la solución? 100 Cuando el ácido clorhídrico actúa sobre un metal desconocido que pesa 22,40 g, se forma cloruro de metal (II) y se libera un gas con un volumen de 8,96 dm3 (n.s.). Identifica el metal desconocido. 101 Calcule el contenido de impurezas en fracciones de masa de un porcentaje en piedra caliza si, tras la calcinación completa de su masa de 100 g, se libera dióxido de carbono con un volumen de 20 dm3 (n.s.). 102 ¿Qué masa de aluminio se necesitará para producir el hidrógeno necesario para la reducción del óxido de cobre (II) resultante de la descomposición térmica de malaquita que pesa 6,66 g? 103 La reducción de un óxido de un metal desconocido (III) que pesa 3,2 g requirió hidrógeno con un volumen de 1,344 dm3 (n.s.). Luego se disolvió el metal en un exceso de solución de ácido clorhídrico y se liberó hidrógeno con un volumen de 0,896 dm3 (n.s.). Identifica el metal y escribe las ecuaciones para las reacciones correspondientes. 104 Cuando el haluro de calcio que pesaba 0,200 g interactuó con una solución de nitrato de plata, se formó un haluro de plata que pesaba 0,376 g. Determine qué sal de calcio se usó. 105 Se disolvió en agua una mezcla de cloruros de sodio y potasio que pesaba 0,245 g y la solución resultante se trató con una solución de nitrato de plata. Como resultado de la reacción se formó un precipitado que pesa 0,570 g. Calcule las fracciones en masa (%) de cloruros de sodio y potasio en la mezcla. 106 Una mezcla de fluoruros de sodio y litio que pesaba 4 g se trató con ácido sulfúrico concentrado mientras se calentaba. En este caso se obtuvo una mezcla de sulfatos metálicos con un peso de 8 g. Determinar el contenido de sal en la mezcla inicial en fracciones masivas de un por ciento. 107 Determine la composición de la mezcla (ω, %) NaHCO3, Na2CO3, NaCl, si al calentarla con una masa de 10 g se libera un gas con un volumen de 0,672 dm3 (n.s.), y al interactuar con ácido clorhídrico de De la misma masa de la mezcla se libera un gas con un volumen de 2.016 dm3 (n.s.). 108 Determine la composición de la mezcla (ω, %) formada por la interacción de aluminio en polvo que pesa 27 g con óxido de hierro (III) que pesa 64 g. 109 Después de agregar cloruro de bario a una solución que contiene una mezcla de sulfatos de sodio y potasio que pesa 1,00 g se formó sulfato de bario que pesa 1,49 g ¿En qué proporción se mezclan los sulfatos de sodio y potasio? 110 Se añadió un exceso de solución de nitrato de bario a una solución acuosa de sulfatos de aluminio y sodio que pesaba 9,68 gy se formó un precipitado que pesaba 18,64 g. Calcule la masa de sulfatos de aluminio y sodio en la mezcla original. 111 Cuando una aleación de zinc y magnesio que pesaba 20 g interactuó con un exceso de solución de ácido sulfúrico, se formó una mezcla de sulfatos de estos metales que pesaba 69 g. Determine la composición de la aleación en fracciones de masa de un porcentaje. 112 Una aleación de aluminio y magnesio que pesa 3,00 g se mezcla con un exceso de óxido de cromo (III) y se enciende. Como resultado se forma cromo que pesa 5,55 g. Determine la composición de la mezcla inicial (ω, %). 113 Una mezcla de dióxido de carbono y dióxido de carbono con un volumen de 1 dm3 (n.s.) tiene una masa de 1,43 g. Determine la composición de la mezcla en fracciones de volumen (%). 114 ¿Qué masa de piedra caliza que contiene carbonato de calcio (ω = 90%) se necesitará para producir 10 toneladas de cal viva? 115 Cuando una mezcla de aluminio y óxido de aluminio que pesaba 3,90 g se trató con una solución de NaOH, se liberó un gas con un volumen de 840 cm3 (n.s.). Determine la composición de la mezcla (ω,%). 1.4 Cálculos según la ley de equivalentes La cantidad de un elemento o sustancia que interactúa con 1 mol de átomos de hidrógeno (1 g) o reemplaza esta cantidad de hidrógeno en reacciones químicas se denomina equivalente de este elemento o sustancia. La masa equivalente (Me) es la masa de 1 equivalente de una sustancia. Ejemplo 15 Determine las masas equivalentes y equivalentes de bromo, oxígeno y nitrógeno en los compuestos HBr, H2O, NH3. Solución En los compuestos anteriores, 1 mol de átomos de hidrógeno se combina con 1 mol de átomos de bromo, 1/2 mol de átomos de oxígeno y 1/3 mol de átomos de nitrógeno. Por tanto, según la definición, los equivalentes de bromo, oxígeno y nitrógeno son iguales a 1 mol, 1/2 mol y 1/3 mol, respectivamente. Basándonos en las masas molares de los átomos de estos elementos, encontramos que la masa equivalente de bromo es 79,9 g/mol, oxígeno - 16 1/2 = 8 g/mol, nitrógeno - 14 1/3 = 4,67 g/mol. La masa equivalente se puede calcular a partir de la composición del compuesto si se conocen las masas molares (M): 1) Me (elemento): Me = A/B, donde A es la masa atómica del elemento, B es la valencia de el elemento; 2) Me(óxido) = Me(ele.) + 8, donde 8 es la masa equivalente de oxígeno; 3) Me(hidróxido) = M/n(on-), donde n(on-) es el número de grupos OH-; 4) Me(ácidos) = M/n(n+), donde n(n+) es el número de iones H+. 5) Me (sales) = M/nmeVme, donde nme es el número de átomos del metal; Vme es la valencia del metal. Ejemplo 16 Determine las masas equivalentes de las siguientes sustancias Al, Fe2O3, Ca(OH)2, H2 SO4, CaCO3. Solución Me(Al) = A/B = 27/3 = 9 g/mol; Me(Fe2O3) = 160/2·3 = = 26,7 g/mol; Me(Ca(OH)2) = 74/2 = 37 g/mol; Me(H2SO4) = 98/2 = 49 g/mol; Me(CaCO3) = 100/1 2 = 50 g/mol; Me(Al2(SO4)3) = 342/2 3= 342/6 = 57 g/mol. Ejemplo 17 Calcula la masa equivalente de H2SO4 en las reacciones: 1) H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O 2) H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O Solución Masa equivalente sustancia compleja, como la masa equivalente de un elemento, puede tener diferentes significados, y dependen de la reacción química en la que entra la sustancia. La masa equivalente de ácido sulfúrico es igual a la masa molar dividida por el número de átomos de hidrógeno reemplazados por el metal en esta reacción. Por lo tanto, Me(H2SO4) en la reacción (1) es igual a 98 g/mol, y en la reacción (2) - 98/2 = 49 g/mol. Al resolver algunos problemas que contienen información sobre volúmenes. sustancias gaseosas , es recomendable utilizar el valor del volumen equivalente (Ve). El volumen equivalente es el volumen que ocupa, en determinadas condiciones, 1 equivalente de una sustancia gaseosa. Entonces, para el hidrógeno en el no. el volumen equivalente es 22,4 1/2 = 11,2 dm3, para oxígeno - 5,6 dm3. Según la ley de equivalentes, las masas (volúmenes) de las sustancias m1 y m2 que reaccionan entre sí son proporcionales a sus masas (volúmenes) equivalentes: m1/ Ме1 = m2/ Ме2. (1.4.1) Si una de las sustancias está en estado gaseoso, entonces: m/Me = V0/Ve. (1.4.2) Ejemplo 18 Cuando se quema un metal que pesa 5,00 g, se forma un óxido metálico que pesa 9,44 g. Determine la masa equivalente del metal. Solución De las condiciones del problema se deduce que la masa de oxígeno es igual a la diferencia 9,44 g - 5,00 g = 4,44 g. La masa equivalente de oxígeno es 8,0 g/mol. Sustituyendo estos valores en la expresión (1.4.1) obtenemos: 5,00/Me(Me) = 4,44/8,0; Mz(Me) = 5,00 · 8,0/4,44 = 9 g/mol. Ejemplo 19 Durante la oxidación del metal (II) que pesa 16,7 g, se formó un óxido que pesa 21,5 g Calcule las masas equivalentes de: a) metal; b) su óxido. ¿Cuál es la masa molar de: c) metal; d) óxido metálico? La solución m(O2) en el óxido será: 21,54 - 16,74 = 4,80 g, de acuerdo con la ley de equivalentes obtenemos: 16,74/Me(Me) = 4,80/8,00, De: Me( Me) = 27,90 g /mol. La masa equivalente del óxido es igual a la suma de las masas equivalentes del metal y el oxígeno y será 27,90 + 8,00 = 35,90 g/mol. La masa molar del metal (II) es igual al producto de la masa equivalente por la valencia (2) y será 27,90 2 = 55,80 g/mol. La masa molar del óxido de metal (II) será 55,8 + 16,0 = 71,8 g/mol. Ejemplo 20 De un nitrato metálico que pesa 7,27 g se obtiene un cloruro que pesa 5,22 g Calcule la masa equivalente del metal. Solución Dado que la masa equivalente de un nitrato metálico (cloruro) es igual a la suma de las masas equivalentes del metal (x) y el residuo ácido del nitrato (cloruro), entonces, según la ley de equivalentes, teniendo en cuenta la condiciones del problema, obtenemos: 7,27/5,22 = (x + 62)/ (x + 35,5). De: x = 32,0 g/mol. Ejemplo 21 Se obtiene un hidróxido que pesa 9,00 g a partir de un sulfato metálico (II) que pesa 15,20 g. Calcule la masa equivalente del metal y determine la fórmula de la sal original. Solución Teniendo en cuenta las condiciones del problema y la ecuación (1.4.1), obtenemos: 15,2/9,0 = (Me(Me) + 48)/(Me(Me) + 17). De: Me(Me) = 28 g/mol; M(Me) = 28 2 = 56 g/mol. Fórmula de la sal: FeSO4. Ejemplo 22 ¿Qué masa de Ca(OH)2 contiene el mismo número de equivalentes que Al(OH)3 que pesa 312 g? La solución Me(Al(OH)3) es 1/3 de su masa molar, es decir, 78/3 = 26 g/mol. En consecuencia, 312 g de Al(OH)3 contienen 312/26 = 12 equivalentes. Me(Ca(OH)2) es la mitad de su masa molar, es decir, 37 g/mol. Por lo tanto, 12 equivalentes equivalen a 37 · 12 = 444 g. Ejemplo 23 La reducción de óxido de metal (II) que pesa 7,09 g requiere hidrógeno con un volumen de 2,24 dm3 (n.s.). Calcule las masas equivalentes de óxido y metal. ¿Cuál es la masa molar del metal? Solución De acuerdo con la ley de equivalentes, obtenemos: 7,09/2,24 = Me(óxido)/11,20; Me(óxido) = 35,45 g/mol. La masa equivalente del óxido es igual a la suma de las masas equivalentes del metal y el oxígeno, por lo que Me(Me) será 35,45 - 8,00 = 27,45 g/mol. La masa molar del metal (II) será 27,45 2 = 54,90 g/mol. Al determinar masas equivalentes varias sustancias, por ejemplo, según el volumen de gas liberado, este último se recoge sobre el agua. Entonces hay que tener en cuenta la presión parcial del gas. La presión parcial de un gas en una mezcla es la presión que produciría este gas si ocupara el mismo condiciones físicas volumen de toda la mezcla de gases. Según la ley de las presiones parciales, la presión total de una mezcla de gases que no entran en contacto entre sí. reacción química , es igual a la suma de las presiones parciales de los gases que componen la mezcla. Si un gas se recoge sobre un líquido, en los cálculos se debe tener en cuenta que su presión es parcial e igual a la diferencia entre la presión total de la mezcla de gases y la presión de vapor parcial del líquido. EJEMPLO 24 ¿Qué volumen ocuparán en el nivel cero? ¿120 cm3 de nitrógeno recogidos sobre agua a 20 C y una presión de 100 kPa (750 mmHg)? La presión de vapor saturado del agua a 20 °C es de 2,3 kPa. Solución La presión parcial del nitrógeno es igual a la diferencia entre la presión total y la presión parcial del vapor de agua: PN 2 = P - PH 2O = 100 - 2,3 = 97,7 kPa. Denotando el volumen requerido por V0 y usando la ecuación combinada de Boyle-Marriott y Gay-Lussac, encontramos: V0 = РVT0/TP0 = 97,7 120 273/293 101,3 = 108 cm3. Problemas 116 Calcular el equivalente y la masa equivalente de ácido fosfórico en las reacciones de formación de: a) hidrogenofosfato; b) fosfato dihidrógeno; c) ortofosfato. 117 Determinar las masas equivalentes de azufre, fósforo y carbono en los compuestos: H2S, P2O5, CO2. 118 Se aplicó un exceso de hidróxido de potasio a soluciones de: a) dihidrógenofosfato de potasio; b) nitrato de dihidroxobismuto(III). Escribe ecuaciones para las reacciones de estas sustancias con hidróxido de potasio y determina sus equivalentes y masas equivalentes. 119 Escriba las ecuaciones para las reacciones del hidróxido de hierro (III) con ácido clorhídrico (clorhídrico), en las que se forman los siguientes compuestos de hierro: a) cloruro de dihidroxohierro; b) hidroxicloruro de hierro; c) cloruro férrico. Calcule el equivalente y la masa equivalente de hidróxido de hierro (III) en cada una de estas reacciones. 120 Calcular la masa equivalente de ácido sulfúrico en las reacciones de formación de: a) sulfato; b) hidrosulfato. 121 ¿Cuál es el volumen equivalente (nº) de oxígeno, hidrógeno y cloro? 122 Determine la masa equivalente de ácido sulfúrico si se sabe que H2SO4 que pesa 98 g reacciona con magnesio que pesa 24 g, cuya masa equivalente es 12 g/mol. 123 La combustión de magnesio que pesa 4,8 g produjo un óxido que pesa 8,0 g. Determine la masa equivalente de magnesio. 124 Cuando un metal que pesa 2,20 g interactúa con hidrógeno, se forma un hidruro que pesa 2,52 g. Determine la masa equivalente del metal y escriba la fórmula del hidruro. 125 Determine las masas equivalentes de estaño en sus óxidos, cuya fracción de masa de oxígeno es 21,2% y 11,9%. 126 Para la reacción de un metal que pesa 0,44 g, se necesita bromo que pesa 3,91 g, cuya masa equivalente es 79,9 g/mol. Determine la masa equivalente del metal. 127 La fracción de masa de oxígeno en el óxido de plomo es del 7,17%. Determine la masa equivalente de plomo. 128 La fracción masiva de calcio en cloruro es 36,1%. Calcule la masa equivalente de calcio si la masa equivalente de cloro es 35,5 g/mol. 129 Determine la masa equivalente del metal si la fracción másica de azufre en el sulfuro es 22,15% y la masa equivalente de azufre es 16 g/mol. 130 La misma masa de metal se combina con oxígeno con una masa de 0,4 gy con uno de los halógenos con una masa de 4,0 g. Determine la masa equivalente del halógeno. 131 Calcule la masa equivalente de aluminio si la combustión de 10,1 g produce un óxido que pesa 18,9 g. 132 Para la neutralización ácido oxálico (H2C2O4) que pesa 1,206 g requiere KOH que pesa 1,502 g, cuya masa equivalente es 56 g/mol. Calcule la masa equivalente del ácido. 133 Se consumió ácido clorhídrico que pesaba 3,04 g para neutralizar un hidróxido que pesaba 3,08 g. Calcule la masa equivalente del hidróxido. Se consumió 134 NaOH, que pesaba 12,0 g, para neutralizar el ácido ortofosfórico que pesaba 14,7 g. Calcule la masa equivalente y la basicidad del ácido ortofosfórico. Escribe la ecuación para la reacción correspondiente. 135 Para neutralizar el ácido fosforoso (H3PO3) que pesa 8,2 g, se consumió KOH que pesa 11,2 g. Calcule la masa equivalente y la basicidad del ácido fosforoso. Escribe la ecuación de reacción. 136 Para neutralizar un ácido que pesa 2,45 g, se consumió NaOH que pesa 2,00 g. Determine la masa equivalente del ácido. 137 Un óxido de metal(I) que pesa 1,57 g contiene un metal que pesa 1,30 g. Calcule la masa equivalente del metal y su óxido. 138 Calcule la masa atómica del metal (II) y determine qué tipo de metal es si este metal que pesa 8,34 g se oxida con oxígeno con un volumen de 0,68 dm3 (n.s.). 139 La descomposición de un óxido metálico que pesa 0,464 g produce un metal que pesa 0,432 g. Determine la masa equivalente del metal. 140 De un metal que pesa 1,25 g se obtiene nitrato que pesa 5,22 g, Calcula la masa equivalente de este metal. 141 Cuando el aluminio que pesa 0,32 gy el zinc que pesa 1,16 g reaccionan con un ácido, se libera el mismo volumen de hidrógeno. Determine la masa equivalente de zinc si la masa equivalente de aluminio es 9 g/mol. 142 De un cloruro metálico que pesa 20,8 g se obtiene un sulfato de este metal que pesa 23,3 g. Calcula la masa equivalente del metal. 143 De un nitrato metálico que pesa 2,62 g se obtiene un sulfato de este metal que pesa 2,33 g. Calcula la masa equivalente del metal. 144 De un yoduro metálico que pesa 1,50 g se obtiene un nitrato de este metal que pesa 0,85 g. Calcula la masa equivalente del metal. 145 De un sulfato metálico que pesa 1,71 g se obtiene un hidróxido de este metal que pesa 0,78 g Calcule la masa equivalente del metal. 146 De un cloruro metálico que pesa 1,36 g se obtiene un hidróxido de este metal que pesa 0,99 g Calcule la masa equivalente del metal. 147 De un nitrato metálico que pesa 1,70 g se obtiene un yoduro de este metal que pesa 2,35 g. Calcula la masa equivalente del metal. 148 Cuando un metal que pesaba 1,28 g interactuó con agua, se liberó hidrógeno con un volumen de 380 cm3, medido a 21 °C y una presión de 104,5 kPa (784 mm Hg). Calcula la masa equivalente del metal. 149 ¿Qué volumen de hidrógeno (n.s. ) se necesitará para reducir un óxido metálico que pesa 112 g, si la fracción de masa de metal en el óxido es 71,43%? Determine la masa equivalente del metal. 150 La masa equivalente del metal es 23 g/mol. Determine la masa de metal que se debe tomar para separar el hidrógeno del ácido con un volumen de 135,6 cm3 (n.s.). 151 Calcule la masa equivalente del metal si un metal que pesa 0,5 g desplaza el hidrógeno de un ácido con un volumen de 184 cm3, medido a 21 °C y una presión de 101325 Pa. 152 Calcule la masa equivalente del metal si el metal (II) que pesa 1,37 g desplaza el hidrógeno de un ácido con un volumen de 0,5 dm3, medido a 18 °C y una presión de 101325 Pa. 153 Determine el equivalente y la masa atómica del metal (II), si la reacción de un metal que pesa 0,53 g con HCl produce H2 con un volumen de 520 cm3 a 16 °C y una presión de 748 mm Hg. Arte. La presión del vapor de agua saturado a una temperatura dada es de 13,5 mm Hg. Arte. 154 El metal (II), que pesaba 0,604 g, desplazó hidrógeno de un ácido con un volumen de 581 cm3, medido a 18 C y una presión de 105,6 kPa y recogido sobre el agua. La presión de vapor saturado del agua a una temperatura dada es de 2,1 kPa. Calcula la masa atómica del metal. 155 En un gasómetro sobre el agua hay O2 con un volumen de 7,4 dm3 a 296 K y una presión de 104,1 kPa (781 mm Hg). La presión del vapor de agua saturado a esta temperatura es de 2,8 kPa (21 mmHg). ¿Qué volumen (n.s.) ocupará el oxígeno en el gasómetro? 2 ESTRUCTURA DE UN ÁTOMO Y EL SISTEMA PERIÓDICO DE D. I. MENDELEEV 2.1 Capa electrónica de un átomo El movimiento de un electrón en un átomo es de naturaleza probabilística. El espacio circunnuclear, en el que con mayor probabilidad (0,90 - 0,95) se puede ubicar un electrón, se llama orbital atómico (AO). Orbital atómico, como cualquier figura geométrica, se caracteriza por tres parámetros (coordenadas), llamados números cuánticos(n, l, ml, ms). Los números cuánticos no toman ningún valor, sino ciertos valores discretos (discontinuos). Los valores adyacentes de los números cuánticos difieren en uno. Los números cuánticos determinan el tamaño (n), la forma (l) y la orientación (m l) de un orbital atómico en el espacio. Los orbitales atómicos correspondientes a valores de l iguales a 0, 1, 2, 3 se denominan orbitales s, p, d y f, respectivamente. En las fórmulas electrónicas de los átomos, cada orbital atómico se designa con un cuadrado (). Al ocupar uno u otro orbital atómico, un electrón forma una nube de electrones, que puede tener diferentes formas para los electrones de un mismo átomo. Una nube de electrones se caracteriza por cuatro números cuánticos (n, l, ml, ms). Estos números cuánticos están relacionados con propiedades físicas electrón: el número n (número cuántico principal) caracteriza el nivel de energía (cuántico) del electrón; número l (orbital) - momento angular (subnivel de energía); número m l (magnético) - momento magnético; ms - girar. El giro se produce debido a la rotación del electrón alrededor de su propio eje. Según el principio de Pauli: un átomo no puede tener dos electrones caracterizados por el mismo conjunto de números cuádruples. Por lo tanto, un orbital atómico no puede contener más de dos electrones, que difieren en sus espines (ms = ± 1/2). En mesa La Tabla 1 muestra los valores y designaciones de los números cuánticos, así como el número de electrones en el nivel y subnivel de energía correspondiente. El estado estable (no excitado) de un átomo multielectrónico corresponde a una distribución de electrones sobre orbitales atómicos en la que la energía del átomo es mínima. Por lo tanto, se llenan en el orden de aumentos sucesivos de sus energías. Este orden de llenado está determinado por la regla de Klechkovsky (regla n+ l): - llenado de subniveles electrónicos con aumento número de serieátomo de un elemento procede del valor más pequeño (n + l) a valor mas alto(norte + l); - con valores iguales (n + l), los subniveles de energía con el valor más bajo de n se llenan primero. La secuencia de llenado de niveles y subniveles de energía es la siguiente: 1s→ 2s→2p→ 3s→3p→ 4s→ 3d→ 4p→5s→ 4d→5p→ 6s→ (5d1) → → 4f →5d→ 6p →7s→ ( 6d1) →5f →6d→7p. estructura electrónica El átomo también se puede representar en forma de diagramas de la disposición de los electrones en células cuánticas (de energía), que son una representación esquemática de los orbitales atómicos. La ubicación de los electrones en orbitales atómicos dentro de un nivel de energía está determinado por la regla de Hund (Hund): los electrones dentro de un subnivel de energía se ubican primero uno a la vez, y luego, si hay más electrones que orbitales, entonces se llenan con dos electrones o de modo que el espín total sea máximo. Ejemplo 25 Cree fórmulas electrónicas y electrónicas gráficas para átomos de elementos con números de serie 16 y 22. Solución Dado que el número de electrones en un átomo de un elemento es igual a su número de serie en la tabla de DI Mendeleev, entonces para azufre -Z = 16 , titanio - Z = 22. Las fórmulas electrónicas son: 16S 1s 22s 22p 63s 23p4; 22Ti 1s 22s 22p 63s 23p 64s 23d 2. Fórmulas gráficas electrónicas de estos átomos:

El cuerpo humano contiene alrededor de 5 g de hierro, La mayoría deél (70%) forma parte de la hemoglobina de la sangre.

Propiedades físicas

En estado libre, el hierro es un metal de color blanco plateado con un tinte grisáceo. El hierro puro es dúctil y tiene propiedades ferromagnéticas. En la práctica, se suelen utilizar aleaciones de hierro (hierro fundido y acero).

Fe es el elemento más importante y abundante de los nueve metales d del subgrupo lateral. VIII grupo. Junto con el cobalto y el níquel forma la “familia del hierro”.

Al formar compuestos con otros elementos, suele utilizar 2 o 3 electrones (B = II, III).

El hierro, como casi todos los elementos d del grupo VIII, no presenta una valencia superior al número del grupo. Su valencia máxima alcanza VI y aparece muy raramente.

Los compuestos más típicos son aquellos en los que los átomos de Fe se encuentran en los estados de oxidación +2 y +3.

Métodos para obtener hierro.

1. El hierro técnico (aleado con carbono y otras impurezas) se obtiene por reducción carbotérmica de sus compuestos naturales según el siguiente esquema:

La recuperación se produce de forma gradual, en 3 etapas:

1) 3Fe 2 O 3 + CO = 2Fe 3 O 4 + CO 2

2) Fe 3 O 4 + CO = 3FeO + CO 2

3) FeO + CO = Fe + CO 2

El hierro fundido resultante de este proceso contiene más del 2% de carbono. Posteriormente, el hierro fundido se utiliza para producir aleaciones de acero y hierro que contienen menos del 1,5% de carbono.

2. El hierro muy puro se obtiene de alguna de las siguientes formas:

a) descomposición del Fe pentacarbonilo

Fe(CO) 5 = Fe + 5СО

b) reducción de FeO puro con hidrógeno

FeO + H2 = Fe + H2O

c) electrólisis de soluciones acuosas de sales de Fe +2

FeC 2 O 4 = Fe + 2CO 2

oxalato de hierro (II)

Propiedades químicas

El Fe es un metal de actividad media, exhibe propiedades generales, característico de los metales.

Una característica única es la capacidad de "oxidarse" en el aire húmedo:

En ausencia de humedad con aire seco, el hierro comienza a reaccionar notablemente sólo a T > 150°C; tras la calcinación, se forman “escamas de hierro” Fe 3 O 4:

3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4

El hierro no se disuelve en agua en ausencia de oxígeno. En muy alta temperatura El Fe reacciona con el vapor de agua, desplazando el hidrógeno de las moléculas de agua:

3 Fe + 4H 2 O (g) = 4H 2

El mecanismo de oxidación es la corrosión electroquímica. El producto de óxido se presenta de forma simplificada. De hecho, se forma una capa suelta de una mezcla de óxidos e hidróxidos de composición variable. A diferencia de la película Al 2 O 3, esta capa no protege al hierro de una mayor destrucción.

Tipos de corrosión

Proteger el hierro de la corrosión

1. Interacción con halógenos y azufre a altas temperaturas.

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

2Fe + 3F 2 = 2FeF 3

Fe + Yo 2 = FeI 2

Se forman compuestos en los que predomina el tipo de enlace iónico.

2. Interacción con fósforo, carbono, silicio (el hierro no se combina directamente con N2 y H2, sino que los disuelve).

Fe + P = Fe x P y

Fe + C = Fe x C y

Fe + Si = Fe x Si y

Se forman sustancias de composición variable, como las bertholidas (en los compuestos predomina la naturaleza covalente del enlace)

3. Interacción con ácidos “no oxidantes” (HCl, H 2 SO 4 dil.)

Fe 0 + 2H + → Fe 2+ + H 2

Dado que el Fe se encuentra en la serie de actividad a la izquierda del hidrógeno (E° Fe/Fe 2+ = -0,44 V), es capaz de desplazar el H 2 de los ácidos ordinarios.

Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

4. Interacción con ácidos “oxidantes” (HNO 3, H 2 SO 4 conc.)

Fe 0 - 3e - → Fe 3+

Los concentrados HNO 3 y H 2 SO 4 “pasivan” el hierro, por lo que a temperaturas normales el metal no se disuelve en ellos. En calor alto se produce una disolución lenta (sin liberación de H2).

En la sección El hierro HNO 3 se disuelve, se disuelve en forma de cationes Fe 3+ y el anión ácido se reduce a NO*:

Fe + 4HNO 3 = Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O

Muy soluble en una mezcla de HCl y HNO 3.

5. Relación con los álcalis

EN soluciones acuosas Fe no se disuelve en álcalis. Reacciona con álcalis fundidos sólo a temperaturas muy altas.

6. Interacción con sales de metales menos activos.

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Fe 0 + Cu 2+ = Fe 2+ + Cu 0

7. Reacción con monóxido de carbono gaseoso (t = 200°C, P)

Fe (polvo) + 5CO (g) = Fe 0 (CO) 5 hierro pentacarbonilo

Compuestos de Fe (III)

Fe 2 O 3 - óxido de hierro (III).

Polvo rojo-marrón, n. r. en H 2 O. En la naturaleza - "mineral de hierro rojo".

Métodos de obtención:

1) descomposición del hidróxido de hierro (III)

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2) cocción de pirita

4FeS 2 + 11O 2 = 8SO 2 + 2Fe 2 O 3

3) descomposición del nitrato

Propiedades químicas

Fe2O3- óxido básico con signos de anfotericidad.

I. Las principales propiedades se manifiestan en la capacidad de reaccionar con ácidos:

Fe 2 O 3 + 6H + = 2Fe 3+ + ZN 2 O

Fe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + 3H2O

Fe2O3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2O

II. Débil propiedades ácidas. Fe 2 O 3 no se disuelve en soluciones acuosas de álcalis, pero cuando se fusiona con óxidos sólidos, álcalis y carbonatos, se forman ferritas:

Fe2O3 + CaO = Ca(FeO2)2

Fe 2 O 3 + 2NaOH = 2NaFeO 2 + H 2 O

Fe 2 O 3 + MgCO 3 = Mg(FeO 2) 2 + CO 2

III. Fe 2 O 3 - materia prima para la producción de hierro en metalurgia:

Fe 2 O 3 + ZS = 2Fe + ZSO o Fe 2 O 3 + ZSO = 2Fe + ZSO 2

Fe(OH) 3 - hidróxido de hierro (III)

Métodos de obtención:

Obtenido por la acción de álcalis sobre sales solubles de Fe 3+:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl

En el momento de la preparación, el Fe(OH)3 es un sedimento mucoso-amorfo de color marrón rojizo.

El hidróxido de Fe(III) también se forma durante la oxidación de Fe y Fe(OH) 2 en aire húmedo:

4Fe + 6H 2 O + 3O 2 = 4Fe(OH) 3

4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = 4Fe(OH)3

El hidróxido de Fe (III) es el producto final de la hidrólisis de las sales de Fe 3+.

Propiedades químicas

Fe(OH) 3 es una base muy débil (mucho más débil que Fe(OH) 2). Muestra notables propiedades ácidas. Por tanto, el Fe(OH) 3 tiene un carácter anfótero:

1) las reacciones con ácidos ocurren fácilmente:

2) el precipitado fresco de Fe(OH)3 se disuelve en concentración caliente. Soluciones de KOH o NaOH con formación de hidroxocomplejos:

Fe(OH)3 + 3KOH = K3

En una solución alcalina, el Fe(OH) 3 se puede oxidar a ferratos (sales del ácido ferroso H 2 FeO 4 que no se liberan en estado libre):

2Fe(OH)3 + 10KOH + 3Br 2 = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

Sales Fe 3+

Los más importantes en la práctica son: Fe 2 (SO 4) 3, FeCl 3, Fe(NO 3) 3, Fe(SCN) 3, K 3 4 - sal de sangre amarilla = Fe 4 3 Azul de Prusia (precipitado azul oscuro)

b) Fe 3+ + 3SCN - = Fe(SCN) 3 tiocianato Fe(III) ( solución de color rojo sangre colores)

a través de x e y. Fórmula del óxido CrO. El contenido de oxígeno en el óxido de cromo es del 31,6%. Entonces:

x: y = 68,4/52: 31,6/16 = 1,32: 1,98.

Para expresar la razón resultante en números enteros, divida los números resultantes por un número menor:

x: y = 1,32/1,32: 1,98/1,32 = 1: 1,5,

y luego multiplica ambos valores de la última razón por dos:

Por tanto, la fórmula más simple del óxido de cromo es Cr2O3.

PRI me R 10 Con la combustión completa de una determinada sustancia que pesa 2,66 g, se formaron CO2 y SO2 con masas de 1,54 gy 4,48 g, respectivamente. Encuentra la fórmula más simple de la sustancia.

Solución La composición de los productos de combustión muestra que la sustancia contenía carbono y azufre. Además de estos dos elementos, también podría contener oxígeno.

La masa de carbono que formaba parte de la sustancia se puede encontrar a partir de la masa de CO2 formado. La masa molar del CO2 es 44 g/mol, mientras que 1 mol de CO2 contiene 12 g de carbono. Encontremos la masa de carbono m contenida en 1,54 g de CO2:

44/12 = 1,54/m; t = 12-1,54/44 = 0,42 g.

Calculando de forma similar la masa de azufre contenida en 4,48 g de SO2, obtenemos 2,24 g.

Dado que la masa de azufre y carbono es de 2,66 g, esta sustancia no contiene oxígeno y la fórmula de la sustancia es Cx8y:

x: y = 0,42/12: 2,24/32 = 0,035: 0,070 = 1: 2.

Por tanto, la fórmula más simple de la sustancia es C82. Para encontrar la fórmula molecular de una sustancia es necesario, además de la composición de la sustancia, conocer su masa molecular.

PRI me R 11 Un compuesto gaseoso de nitrógeno con hidrógeno contiene 12,5% (en masa) de hidrógeno. La densidad de hidrógeno del compuesto es 16. Encuentre la fórmula molecular del compuesto.

Solución La fórmula requerida de la sustancia NJH:

x: y = 87,5/14: 12,5/1 = 6,25: 12,5 = 1: 2.

La fórmula más simple para el compuesto NH2. Esta fórmula corresponde a un peso molecular de 16 a. e.m. Encontraremos la verdadera masa molecular del compuesto en función de su densidad de hidrógeno:

M = 2-16 = 32 a.m.u.

Por tanto, la fórmula de la sustancia es ^H4.

Ejemplo 12 Cuando se calcinó un cristal de hidrato de sulfato de zinc que pesaba 2,87 g, su masa disminuyó en 1,26 g. Determine la fórmula del cristal de hidrato.

Solución Cuando se calcina, el hidrato cristalino se descompone:

ZnSO4 - nH2O ZnSO4 + nH2Ot ; M(ZnSO4) = 161 g/mol; M(H2O) = 18 g/mol.

De las condiciones del problema se deduce que la masa de agua es 1,26 gy la masa de ZnSO4 es igual a (2,87 - 1,26) = 1,61 g, entonces la cantidad de ZnSO4 será: 1,61/161 = 0,01 mol, y el número de moles de agua 1,26/18 = 0,07 mol.

En consecuencia, por 1 mol de ZnSO4 existen 7 moles de H2O y la fórmula del hidrato cristalino es ZnSO4-7H2O.

Ejemplo 13 Se quemó en una corriente de cloro una mezcla de virutas de cobre y hierro que pesaban 1,76 g; resultando una mezcla de cloruros metálicos que pesa 4,60 g. Calcula la masa de cobre que reaccionó.

Las reacciones de solución proceden de acuerdo con los siguientes esquemas:

1) Cu + CI2 = CuCl2;

2) 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3; M(Ou) = 64 g/mol; M^) = 56 g/mol;

M^uOD = 135 g/mol; M^a^ = 162,5 g/mol.

Según las condiciones del problema, la masa de una mezcla de cloruros de cobre(11) y hierro(III), es decir a + b = 4,60 g, por lo tanto 135x / 64 + 162,5 - (1,76 - x) / 56 = 4,60.

Por tanto, x = 0,63, es decir, la masa del cobre es 0,63 g.

Ejemplo 14 Al tratar una mezcla de hidróxido de potasio y bicarbonato con un exceso de solución de ácido clorhídrico, se formó cloruro de potasio que pesaba 22,35 g y se liberó un gas con un volumen de 4,48 dm3 (n.s.). Calcule la composición (co, %) de la mezcla inicial.

Solución de ecuaciones de reacción

1) KHCO3 + HCl = KCl + H2O + CO2t;

2) KOH + HCl = KCl + H2O;

M(KHCO3) = 100 g/mol; M(t) = 74,5 g/mol; M(IS) = 56 g/mol.

Según las condiciones del problema, el volumen de gas (CO2) según la reacción (1) es igual a 4,48 dm3 o 0,2 mol. Luego, de la ecuación de reacción (1) se deduce que la cantidad inicial en la mezcla de bicarbonato de potasio es 0,2 mol o 0,2-100 = 20 gy se forma la misma cantidad de 0,2 mol KCl o 0,2-74,5 = 14,9 g.

Conociendo la masa total de KO formada como resultado de las reacciones (1) y (2), podemos determinar la masa de KS1 formada por la reacción (2). Será 22,35 - 14,9 = 7,45 go 7,45/74,5 = 0,1 mol. La formación de 0,1 mol de KC1 mediante la reacción (2) requerirá la misma cantidad de KOH, es decir, 0,1 mol o 0,1 -56 = 5,60 g, por tanto, el contenido de los componentes iniciales en la mezcla será:

5,6-100/25,6 = 21,9% KOH y 20,0-100/25,6 = 78,1% KHCO3.

Ejemplo 15 Al calcinar yoduro de bario que pesa 4,27 g quedó un precipitado que pesa 3,91 g. Determinar la fracción másica de yoduro de bario en la solución obtenida al disolver este hidrato cristalino que pesa 60 g en agua con un volumen de 600 cm3.

Solución Ecuación de deshidratación de hidratos cristalinos.

BaJ2 - xH2O = BaJ2 + x^Ot. La masa molar de BaJ2 es 391 g/mol y la masa molar del cristal hidrato de BaJ2 es xH2O - (391 + 18x) g/mol. Hagamos una proporción:

(391 + 18x) g de hidrato cristalino - 391 g de sal anhidra

4,27 g de hidrato cristalino - 3,91 g de sal anhidra

encontramos que x = 2. Por tanto, la fórmula del hidrato cristalino es BaJ2 - 2H2O. Su masa molar es 427 g/mol. Un hidrato cristalino que pesa 60 g contiene 60-391/427 = 54,9 g de sal anhidra. Calculemos la fracción masiva de yoduro de bario en la solución obtenida al disolver BaJ2 - 2H2O que pesa 60 g en agua con un volumen de 600 cm3:

ro(BaJ2) = m (BaJ2) / = 54,9 / (600 + 60) = 0,083.

Ejemplo 16 Cuando se oxida con oxígeno metal (11) que pesa 2,18 g, se obtiene un óxido metálico que pesa 2,71 g ¿Qué metal es este?

Solución El óxido metálico (11) tiene la composición EO y su masa molar es igual a la suma de las masas atómicas del metal y el oxígeno. Sea la masa atómica del metal x g/mol, entonces la masa molar del óxido metálico es (x + 16) g/mol. Teniendo en cuenta las condiciones del problema, creemos una proporción:

x g metal - (x + 16) g óxido metálico

2,18 g de metal - 2,71 g de óxido metálico

de donde x = 65,8 g Por tanto, el metal es zinc.

Ejemplo 17 Determine la fórmula verdadera de una sustancia gaseosa que contiene flúor y oxígeno con fracciones de masa de 54,29% y 45,71%, respectivamente, si su densidad relativa para el nitrógeno es igual a

Solución La sustancia problema que pesa 100 g contiene flúor y oxígeno con masas de 54,29 gy 45,71 g, respectivamente. Encuentra el número de moles de átomos:

54,29/19 = 2,86 moles de flúor y 45,71/16 = 2,86 moles de oxígeno.

Por tanto, el número de átomos de flúor en una molécula es igual al número de átomos de oxígeno. Por tanto, la fórmula más simple de la sustancia es (OF)n. Esta fórmula corresponde a una masa molar igual a 35 g/mol. Encontraremos la verdadera masa molar de una sustancia en función de su densidad de nitrógeno: M = 28-2,5 = 70 g/mol. Escribamos la ecuación para la masa molar del compuesto (OF)n: 16n + 19n = 70. De donde n = 2.

Por tanto, la fórmula de la sustancia es O2F2.

Ejemplo 18 Establezca la fórmula de un mineral que tiene una composición en fracciones de masa de un porcentaje: silicio - 31,3; oxígeno - 53,6; mezcla de aluminio y berilio - 15.1.

Solución Ecuación de electroneutralidad:

(+4) - 31,3 / 28 + (-2) - 53,6 / 6 + (+3) - x / 27 + (+2) - (15,1 - x) / 9 = 0 4,47 - 6,7 + 0,11x + 3,356 - 0,222x = 0x = 10,14.

En consecuencia, el mineral contiene aluminio: 10,14%; berilio - 4,96

Encontremos el número de átomos de silicio, oxígeno, berilio y aluminio:

31,3/28: 53,6/16: 10,14/27: 4,96/9 = 1,118: 3,350: 0,375: 0,551.

Para expresar las razones resultantes en números enteros, divida los números resultantes por un número menor:

Por tanto, la fórmula del mineral es Si6Al2Be3O18 o Al2O3-3BeO-6SiO2.

Ejemplo 19 Una mezcla de hidrógeno con un gas desconocido con un volumen de 10 dm3 (n.s.) tiene una masa de 7,82 g Determine la masa molar del gas desconocido si se sabe que para obtener todo el hidrógeno incluido en la mezcla, se Se consumió zinc metálico con un peso de 11,68 g en su reacción con ácido sulfúrico.

Solución Ecuación de reacción:

Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2t El número de moles de hidrógeno es igual al número de moles de zinc

n(H2) = n(Zn) = 11,68/65 = 0,18 moles.

El volumen (n.s.) y la masa de hidrógeno son, respectivamente, iguales a:

V(H2) = 0,18-22,4 = 4,03 dm3; m (H2) = 0,18-2 = 0,36 g Hallemos el volumen, masa y masa molar del gas desconocido: V (gas) = ​​10 - 4,03 = 5,97 dm3; m (gas) = ​​7,82 - 0,36 = 7,46 g; M (gas) = ​​​​7,46-22,4 / 5,97 = 28 g/mol.

PRI me R 20 Al quemar una sustancia orgánica que pesa 7,2 g, cuya densidad de vapor para el hidrógeno es 36, se formaron óxido de carbono (UI) y agua con masas de 22 gy 10,8 g, respectivamente. Determine la fórmula de la sustancia de partida.

Solución Ecuación de combustión de materia orgánica de composición desconocida:

CjyA, + O2 = x CO2 + y/2 H2O + zA

M(CO2) = 44 g/mol; M(H2O) = 18 g/mol.

Encontremos las masas de hidrógeno y carbono en la sustancia: m (H2) = n (H2) - M(H2) = m (H2O) - M(H2) / M(H2O) = 10,8-2 / 18 = 1,2 g ; m (C) = n (C) - A(C) = m (CO2) - A(C) / M(CO2) = 22-12 / 44 = 6,0 g.

Dado que la masa total de carbono e hidrógeno es igual a la masa de la sustancia quemada, se quemó un hidrocarburo de composición CxHy. Encontraremos la verdadera masa molecular de un hidrocarburo en función de su densidad de hidrógeno: M = 2-36 = 72 uma.

Para establecer la fórmula de un hidrocarburo hagamos una proporción:

7,2 g CxHy - 22 g CO2

72 g CxHy - 44 g CO2.

Por tanto, x = 5, es decir, la molécula CxHy contiene 5 átomos de carbono. El número de átomos de hidrógeno es (72 - 12-5) / 1 = 12. Por tanto, la fórmula de la sustancia orgánica es C5H12.

61 Durante la descomposición del carbonato metálico (11) que pesa 21,0 g, se liberó CO2 con un volumen de 5,6 dm3 (n.s.). Establece la fórmula de la sal.

62 Encuentre las fórmulas de compuestos que tienen una composición en fracciones de masa de un porcentaje:

a) azufre - 40 y oxígeno - 60;

b) hierro - 70 y oxígeno - 30;

c) cromo - 68,4 y oxígeno - 31,6;

d) potasio - 44,9; azufre - 18,4 y oxígeno - 36,7;

e) hidrógeno - 13,05; oxígeno - 34,78 y carbono - 52,17;

f) magnesio - 21,83; fósforo - 27,85 y oxígeno - 50,32.

63 Determinar las fórmulas de compuestos que tienen composición en masa.

fracciones de un porcentaje:

a) potasio - 26,53; cromo - 35,35 y oxígeno - 38,12;

b) zinc - 47,8 y cloro - 52,2;

c) plata - 63,53; nitrógeno - 8,24 y oxígeno - 28,23;

d) carbono - 93,7; hidrógeno - 6.3.

64 Determinar las fórmulas más simples de minerales con una composición de

fracciones de masa de porcentaje:

a) cobre - 34,6; hierro - 30,4; azufre - 35,

Para establecer la verdad de la fórmula, puede haber información adicional presente en el problema. de diversa naturaleza. En la mayoría de los casos se trata de la masa molar de la sustancia (en forma explícita o implícita) y/o una descripción de las transformaciones en las que entra.

Ejemplo: 12

Tras la combustión, 0,88 g de algo compuesto orgánico Se formaron 0,896 litros de dióxido de carbono y 0,72 g de agua. La densidad de vapor de un compuesto dado en términos de hidrógeno 44. ¿Cuál es la verdadera fórmula de un compuesto orgánico?

En primer lugar, aclaremos en qué elementos se compone la molécula de la sustancia en estudio. Dado que los productos de combustión contienen y, concluimos que la sustancia quemada contiene carbono e hidrógeno. Busquemos su número.

22,4 l se forman a partir de 12 g

18 g se forman a partir de 2 g

Averigüemos si la sustancia en estudio contiene oxígeno.

Sumemos las masas encontradas de hidrógeno y carbono.
0,48 + 0,08 = 0,56 gy comparable a la masa inicial de la sustancia quemada = 0,88 g. , entonces la sustancia contiene oxígeno

Encontremos la fórmula más simple en la forma

La fórmula más sencilla.

Buscaremos la fórmula verdadera en la forma .

Encontraremos la verdadera masa molar utilizando la densidad relativa del compuesto orgánico con respecto al hidrógeno. La densidad relativa de un gas (A) con respecto a otro (B) se encuentra mediante la fórmula.

por eso, ,

donde 2 es la masa molar de hidrógeno, g/mol;

Densidad relativa de hidrógeno de un compuesto orgánico.

44 2 = 88 g/mol

n= 88/44=2, por tanto, la verdadera fórmula de la sustancia:

(C 2 H 4 O) 2 o C 4 H 8 O 2

Ejemplo 13

Problema de A. I. Zhirov (9-3) IV etapa VOS en Química 2004

La tabla muestra las composiciones de cuatro compuestos binarios que tienen la misma composición cualitativa.

Composición compuesta
I	93,10	6,90
II	87,08	12,92
III	83,49	16,51
IV	81,80	18,20

1. Determinar la composición cualitativa de los compuestos (A, B).

2. Determinar la composición de los compuestos I a IV (fórmulas).

1. Análisis de las condiciones del problema.

La condición establece que todas las conexiones constan de dos elementos idénticos. Desde , se puede suponer que, por lo tanto, A es muy probablemente un no metal ubicado en el segundo período, o hidrógeno, por lo que sus fórmulas se pueden presentar como:

Por tanto, A es necesariamente un no metal y B puede ser un metal o un no metal.

2. Encontrar los coeficientes x, y, z, w

Para encontrarlos, usaremos la ley de proporciones múltiples: “Si dos elementos pueden formar varios compuestos entre sí, entonces las fracciones de masa de cualquiera de los elementos en estos compuestos relacionadas con la fracción de masa del otro se relacionan como números enteros pequeños. .”

Dividamos por el número mayor 13,49, ya que en los compuestos reales la cantidad de B no es la misma, sino que aumenta del primer compuesto al cuarto.

.

3. Determinación de la masa atómica del elemento B.

Determinaremos el elemento B buscando entre posibles no metales A. Hay pocos. Estos son H, F, que tienen una valencia de 1, y O, que tiene una valencia de 2. Los no metales restantes del segundo período no pueden formar más de dos compuestos con un elemento.

Consideremos los no metales monovalentes, para ellos las fórmulas de los compuestos toman la forma:

II V 0,5 A o VA 2

III B 3/8 A o B 3 A 8

IV B 1/3 A o BA 3.

Calculemos la masa atómica del elemento B usando los datos del compuesto I.

Si A es "H", entonces

A B = 13,49 A H = 13,49 1 = 13,49, ya que

.

No existe tal elemento.

Si A es "F", entonces

A B = 13,49·19 = 256,31 – no existe tal elemento.

Consideremos un no metal divalente: el oxígeno. Para él, las fórmulas de los compuestos tomarán la forma.

IV B 2 A 3, dado que para el oxígeno divalente los compuestos tendrán la forma B 2 A n, se deduce que B 2 A n = B 2 1/ n A.

Consideremos la masa atómica del elemento B, basándonos en los datos del compuesto II.

A B = 6,74 16 = 107,84 – esto es Ag (plata).

Respuesta I Ag 2 O

Ejemplo 14

Problema (9-1) A. I. Zhirova 2004 IV etapa de la Escuela Superior de Educación en Química

El mineral moissanita lleva el nombre del químico francés Henri Moissanite. La moissanita es altamente resistente químicamente a la mayoría de los productos químicos y tiene un alto índice de refracción. en moderno joyas Las inserciones de moissanita talladas reemplazan a los diamantes. “...Pero mediante la fusión con álcalis cáusticos en un crisol de plata, la transferencia a la solución se elimina fácilmente...” (F. Tredwell, “Course Química analítica"Vol. 1, p. 319, Odessa, 1904.)

Se fusionó una muestra de 1.000 g de moissanita finamente molida en un crisol de plata con 7,0 g de hidróxido de sodio monohidrato. La masa fundida resultante se disolvió completamente en 50 ml de agua. Al añadir cuidadosamente a la solución resultante 30 ml de una solución de ácido clorhídrico al 20% (densidad 1,1 g/cm3), se liberaron 0,56 l (n.s.) de gas, cuya densidad en el aire es 1,52, y un precipitado blanco. El precipitado se separó por filtración, se lavó con agua destilada y se calcinó a 900 °C. Su masa después de la calcinación fue de 1,500 g, todo el filtrado se evaporó hasta sequedad, la masa del residuo seco fue de 7,05 g.

1. Determinar la composición de moissanita (fórmula).

2. Escriba la ecuación de reacción para convertir moissanita a un estado soluble (fusión con álcalis). ¿Qué productos gaseosos se pueden liberar durante esta reacción?

3. ¿Por qué, en su opinión, es más conveniente utilizar hidróxido de sodio monohidrato para la fusión?

4. Escribe las ecuaciones de las reacciones que ocurren cuando se agrega un ácido a la solución que se está analizando.

5. Escriba las ecuaciones de reacción para obtener un análogo sintético de moissanita en condiciones de laboratorio.

1. Análisis de las condiciones del problema.

Dado que el mineral moissanita no se disuelve en condiciones normales ni en ácidos ni en álcalis, y su transferencia a solución solo es posible después de fusionarse con un álcali, se puede suponer que se forma solo a partir de no metales o de un metal anfótero. que forma un catión. Imaginemos la fórmula química del mineral A x B y. Presentemos el esquema de análisis en la forma.

A x B y + NaOH H 2 O → PLAV + H 2 O → Solución sin sedimento

y desprendimiento de gas + HCl → gas sedimento + solución sedimento calcinado + residuo seco

2. Calcule la masa molar y la cantidad de gas liberado.

D aire = 1,52 M gas = 1,52 29 = 44,08 g/mol

.

Los gases con una masa molar de 44 g/mol son CO 2, N 2 O, C 3 H 8, CH 3 COH. De estos gases, el CO 2 es el más adecuado, ya que sólo el CO 2 puede aislarse de masas fundidas alcalinas mediante la acción del HCl.

3. Determinemos la sustancia en exceso en la reacción de la masa fundida con una solución de HCl.

3.1. Calcular el número de moles de hidróxido de sodio monohidrato.

.

3.2. Calcule el número de moles de ácido agregado.

.

Supongamos que el residuo seco se compone únicamente de NaCl, entonces

,

como vemos = , se deduce que todo el residuo seco se compone únicamente de NaCl, por lo tanto, los elementos que formaron el mineral pasaron al gas CO 2 y al sedimento.

Al fusionar un mineral con álcali, este último siempre se toma en exceso; de lo contrario, la aleación no se disolverá completamente en agua, por lo que los elementos que formaron el mineral se transfieren a los aniones de las sales de sodio. Para formar 0,12 moles de NaCl fueron suficientes 0,12 moles de HCl, por lo tanto, se tomó HCl en exceso, por lo que todo el carbono contenido en el mineral se liberó en forma de CO 2.

4. determinación de la composición cualitativa y cuantitativa del mineral.

El mineral no puede contener el anión CO 3 2-, ya que los carbonatos son muy solubles en ácidos, por lo que calcularemos usando carbono.

Supongamos que el anión mineral tiene un átomo de carbono, entonces 1 g del mineral contiene 0,025 moles del compuesto.

.

Como podemos ver,< , что еще раз подтверждает, что минерал не относится к классу карбонатов. При такой маленькой молярной массе, анионом может быть только С 4- , тогда х·М А = 40–12 = 28. Если х = 1, тогда А – Si, если х = 2,
A – N. El nitrógeno desaparece, ya que no hay ningún compuesto CN 2, por lo que lo más probable es que A sea Si y la moissanita tiene la fórmula SiC.

Comprobemos este supuesto obteniendo la fórmula del sedimento.

- esto es SiO 2.

De hecho, las reacciones producen SiO 2:

SiC + 4 NaOH H 2 O = Na 2 SiO 3 + Na 2 CO 3 + 2H 2 O + 4H 2

H 2 O + Na 2 SiO 3 + 2HCl → 2NaCl + H 4 SiO 4

(n-2)H 2 O + H 4 SiO 4 → SiO 2 nH 2 O↓

SiO 2 nH 2 O SiO 2 + H 2 O

Na 2 CO 3 + 2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O.

7 problemas multivariados estándar

1 Determine la masa molar del equivalente metálico,... gramos del cual se desplazan del ácido... hidrógeno recogido sobre agua a una temperatura... °C y agregando... (Para la presión de vapor de agua saturado, consulte el Apéndice). Los datos numéricos para todas las opciones se presentan en la tabla. 1.

2 Para la oxidación de... gramos de A (...) se necesita... ml (yo) oxígeno medido en condiciones estándar. Determine la masa molar del equivalente del elemento (A), la composición porcentual del óxido resultante, su fórmula y utilizando reacciones químicas mostrar su carácter ácido-base. Los datos numéricos para todas las opciones se presentan en la tabla. 2.

3 Determinar la masa 1 metros 3 mezcla de gases de la composición especificada en las siguientes condiciones. Los datos numéricos para todas las opciones se presentan en la tabla. 3.

5 Determine las masas y volúmenes (para sustancias gaseosas) después de completar la reacción (...) de la sustancia A con (...) la sustancia B (...). Los datos numéricos para todas las opciones se presentan en la tabla. 5.

6 Una mezcla de (...) gramos, compuesta por las sustancias A y B (...), se trató con un exceso de ácido clorhídrico. En este caso se liberaron (...) litros de hidrógeno, medidos en condiciones ambientales. Determine la fracción de masa de cada componente de la mezcla. Los datos numéricos para todas las opciones se presentan en la tabla. 6.

7 Al quemarse (...) se formó (...) agua y (...) dióxido de carbono (n.o.). Encuentre la verdadera fórmula de un compuesto orgánico si la densidad relativa de su vapor es (...). Los datos numéricos para todas las opciones se presentan en la tabla. 7.

tabla 1

Datos numéricos para el problema 1.

Opción	Masa metálica, g	Volumen de hidrógeno, l	Temperatura, °C	Presión
	5,4000	7,70000	27,0	756,7 mmHg.
	0,5840	0,21900	17,0	754,5 mmHg.
	0,5000	0,18450	21,0	1,0 atmósferas.
	0,1830	0,18270	20,0	767,5 mmHg.
	1,1500	0,62300	20,0	751,5 mmHg.
	0,0600	0,06050	14,0	752mmHg
	2,7900	0,62300	20,0	751,5 mmHg.
	11,1700	7,70000	27,0	756,5 mmHg.
	0,6500	0,25400	29,0	1,0 atmósferas.
	0,2700	0,38500	27,0	756,7 mmHg.
	0,5870	0,25400	29,0	1,0 atmósferas.
	0,1200	0,12100	14,0	0,99 atmósferas.
	0,4600	0,24900	20,0	0,99 atmósferas.
	0,2500	0,09225	21,0	1,0 atmósferas.
	0,2046	0,27400	19,0	771,5 mmHg.
	1,1100	0,40420	19,0	770mmHg
	0,3470	0,18000	15,0	0,85 atmósferas.
	0,0750	0,02850	22,0	745mmHg
	0,0230	0,03230	19,5	763mmHg
	0,1110	0,04042	19,0	1,01 atm.
	0,5400	0,77000	27,0	0,96 atmósferas.
	0,2500	0,09225	21,0	760mmHg
	0,2400	0,24200	14,0	753mmHg
	1,0000	0,36900	21,0	760mmHg
	0,6000	0,06050	14,0	0,9 atmósferas.

Tabla 2

Datos numéricos para el problema 2.

Opción	Masa de sustancia A, g	Volumen de oxígeno
	1,24 fósforo	672ml
	1,27 cobre	0,224 litros
	0,92 sodio	224ml
	0,5 azufre	0,35 litros
	1,92 molibdeno	672ml
	15,6 potasio	2,24 litros
	2,43 magnesio	1,12 litros
	2.24 hierro	672ml
	2.0 carbono	3,78 litros
	0,41 fósforo	0,373 litros
	3,95 selenio	1,68 litros
	9,2 litio	7,46 litros
	0,8 calcio	224ml
	2,8 galio	0,672 litros
	1,0 azufre	700ml
	0,954 cobre	0,168 litros
	0,766 tungsteno	140ml
	2.28 Alemania	0,7 litros
	4,88 antimonio	0,672 litros
	0,6 arsénico	0,224 litros
	0,14 nitrógeno	112ml
	2.08 cromo	672ml
	0,544 niobio	0,224 litros
	3.63 alemania	1,12 litros
	0,724 tantalio	112ml

Tabla 3

Datos numéricos para el problema 3.

Opción	Gas	%	Gas	%	Gas	%	temperatura, °C	Presión
	o 2		norte 2		Arkansas			1 atmósfera
	o 2		norte 2		CO2			730mmHg
	CO		CO2		norte 2			100 kPa
	CO		H2O		CO2			1,4 atmósferas.
	CO		O2		norte 2			740 mmHg
	C2H4		capítulo 4		CO			700 mmHg
	Clase 2		H2		HCl			800 mmHg
	O2		Arkansas		norte 2			110 kPa
	O2		H2		Arkansas			98 kPa
	O2		H2		Nordeste		-20	1,1 atmósferas.
	Cl2		norte 2		H2			10 kPa
	norte 2		capítulo 4		C2H2			760 mmHg
	F 2		O2		-	-	-100	0,1 atmósferas.
	Él		Arkansas		O2			780 mmHg
	kr		norte 2		Cl2			500 mmHg
	H2		O2		-	-		90 kPa
	HAB 2		norte 2		Arkansas			1 MPa
	CO		CO2		norte 2			140kPa
	CO		CO2		O2			0,8 atmósferas.
	capítulo 4		CO		H2			0,9 atmósferas.
	C2H4		capítulo 4		C2H6			745 mmHg
	H2		Él		O2			1,9 atmósferas.
	CO		H2		H2O			1,0 atmósferas.
	Cl2		TiCl4		norte 2			730mmHg
	CO		Fe(CO)5		-	-		100 atmósferas.

Tabla 4

Datos numéricos para el problema 4.

Opción	Concentrarse	Sustancia B	Producto de reacción
Mineral A	Peso (gramos	Sustancia D	volumen, litros
	Bi 2 S 3		O2	Entonces 2	22,4
	PbS		O2	Entonces 2	2,24
	Ag2S		O2	Entonces 2	11,2
	FES		O2	Entonces 2	15,68
	FeS2		O2	Entonces 2	5,6
	NiS		O2	Entonces 2	1,12
	Cu2S		O2	Entonces 2	2,24
	ZnS		O2	Entonces 2	44,8
	HgS		O2	Entonces 2	33,6
	MnS2		O2	Entonces 2	3,36
	Puntos 2		O2	Entonces 2	1,792
	Fe2O3		C	CO(Fe)	13,44
	Fe3O4		C	CO(Fe)	8,96
	FeO		C	CO(Fe)	11,2
	Fe2O3		H2	H2O(Fe)	6,72
	C		O2	CO2	33,6
	Zno		C	CO	22,4
	WS 2		O2	Entonces 2	7,2
	MoS 2		O2	Entonces 2	11,2
	GeS		O2	Entonces 2	1,12
	contra 2		O2	Entonces 2	5,6
	Cu2O		C	CO	1,12
	Ag2O		C	CO	2,24
	FeS2		O2	Entonces 2	17,92
	Cu2S		O2	Entonces 2	1,586

Tabla 5

Datos numéricos para el problema 5.

Opción	Sustancia A	Peso (gramos	Sustancia B	masa o volumen	Presión	Temperatura, °C
	fe		HCl	50 gramos 10%	740 milímetros
	Na2CO3		CaCl2	100 gramos 40%	-	-
	NaOH		H2SO4	50 gramos	-	-
	CaCO3		HCl	100 gramos 5%	800 milímetros
	NaOH		CO2	14 litros	1,2 atmósferas
	NaCl		AgNO3		-	-
	FeCl3		NaOH	200 gramos 20%	-	-
	CuSO4		H2S	10 litros	100 kPa
	Pb(NO3)2		H2S	20 litros	1 MPa
	MgCO3		HNO3	100 gramos 60%	10 kPa
	KOH		HCl	300 gramos 20%	-	-
	KOH		HCl	10 litros	730 milímetros
	BaCl2		H2SO4	500 gramos 25%	-	-
	BaCl2		AgNO3	600 gramos	-	-
	FeCl3		AgNO3	1.000 gramos	-	-
	Ba(OH)2		HCl	5 litros	1,0 atmósferas
	LiOH		CO2	30 litros	0,1 atmósferas
	Cu(NO3)2		NaOH	1kg 10%	-	-
	Al 2 (SO 4) 3		NH4OH	5 kilos 10%	-	-
	CaCl2		Na2CO3	1kg 20%	-	-
	Ba(OH)2		Na3PO4	5 kilos 2%	-	-
	Hg(NO3)2		H2S	50 litros	1,2 atmósferas
	CdCl2		H2S	80 litros	700 milímetros
	K2CO3	1 000	HCl	100 litros	101 kPa
	Na2CO3		H2SO4	5 kilos 30%	110 kPa

Tabla 6

Datos numéricos para el problema 6.

Opción	Peso de la mezcla, g	Sustancia A	Sustancia B	Volumen de producción de hidrógeno, l
	8,5	N / A	k	3,235
	4,71	La(La+3)	Alabama	1,68
	7,27	zinc	Zno	1,25
	8,0	fe	magnesio	4,48
	12,0	Alabama	Al2O3	3,73
	3,32	La(La+3)	Alabama	1,34
	4,445	magnesio	Alabama	4,77
	4,5	Ti(Ti+3)	TiO2	0,46
	1,31	magnesio	Alabama	1,3
	1,5	Cu	magnesio	0,56
	1,32	zinc	SiO2	0,44
	2,5	zinc	magnesio	1,4
	31,045	k	N / A	11,2
	18,659	fe	zinc	6,72
	37,46	California	Alabama	24,64
	10,0	fe	FeO	2,24
	14,262	li	Alabama	19,040
	6,755	Licenciado en Letras	California	2,688
	19,99	California	CaCl2	10,060
	11,933	zinc	Alabama	8,96
	6,484	Carolina del Sur	fe	2,912
	176,442	Licenciado en Letras	k	33,6
	38,324	Cr(Cr+3)	fe	17,92
	20,24	Cr(Cr+3)	Cr2O3	6,72
	252,5	Licenciado en Letras	BaO	22,4

Tabla 7 = 21

2,2 g org. conexión. 1,8ml 2,24 litros = 2,75

8 tareas mayor complejidad

Problemas de mezcla

1 Se trató una mezcla formada por carburo de calcio y carbonato de calcio con un exceso de ácido clorhídrico, lo que dio como resultado una mezcla de gases con una densidad del aire de 1,27 y una solución, tras la evaporación de la cual se formó un residuo sólido que pesaba 55,5. GRAMO. Determine la masa de la mezcla inicial y las fracciones masivas de sustancias que contiene.

2 Una mezcla de carburo de calcio y carburo de aluminio se expuso a un exceso de agua, lo que resultó en una mezcla de gases con una densidad de amoníaco de 1,0. Después de la evaporación de la solución resultante, se obtuvo un precipitado, tras la calcinación del cual se formó un residuo sólido que pesaba 66,8. GRAMO. Determine la masa de la mezcla inicial y las fracciones masivas de sus sustancias.

3 Al calcinar una mezcla que pesa 41 GRAMO, compuesto por acetato de sodio y un exceso de hidróxido de sodio, se liberó un gas que reaccionaba con el cloro cuando se iluminaba. Como resultado de la última reacción, se formó 11,95. GRAMO triclorometano (cloroformo). El rendimiento de cloroformo fue 40 % desde lo teórico. Encuentra las fracciones masivas de sustancias en la mezcla original.

4 Al calcinar una mezcla de nitratos de hierro (II) y mercurio, mezcla de gases, que es 10 %

5 Al calcinar una mezcla de nitratos de hierro (II) y hierro (III), se formó una mezcla de gases, que 9 % más pesado que el argón. ¿Cuántas veces disminuyó la masa de la mezcla sólida después de la calcinación?

6 Por disolución 1.26 GRAMO aleación de magnesio con aluminio usado 35 ml solución de ácido sulfúrico (fracción de masa 19,6 % , densidad 1,14). El exceso de ácido reaccionó con 28,6 ml solución de bicarbonato de potasio con una concentración de 1,4 prostituta. Calcule las fracciones de masa de metales en la aleación y el volumen de gas (en condiciones normales) liberado durante la disolución de la aleación.

7 Muestra de plata fundida con cobre, masa 3,54 GRAMO, densidad disuelta en 23,9 ml solución Ácido nítrico(fracción de masa de ácido 31,5 % , densidad de la solución 1,17). Para neutralizar el exceso de ácido nítrico se necesitaron 14,3 ml solución de hidróxido de bario con una concentración de 1,4 prostituta. Calcule las fracciones de masa de metales en la aleación y el volumen de gas (en condiciones normales) liberado durante la disolución de la aleación.

8 Mezcla de limaduras de hierro y zinc, de peso 2,51 GRAMO, procesado 30,7 ml solución de ácido sulfúrico (fracción de masa de ácido 19,6 % , densidad de la solución 1,14). Se necesitaron 25 para neutralizar el exceso de ácido. ml solución de bicarbonato de potasio con una concentración de 2,4 prostituta. Calcule las fracciones de masa de metales en la mezcla inicial y el volumen de gas (en condiciones estándar) liberado durante la disolución de los metales.

9 Una mezcla de sulfato de bario y carbono, que pesa 30 GRAMO, calcinado sin oxígeno a una temperatura de 1200 °C. El producto obtenido tras la calcinación se trató con un exceso de ácido clorhídrico. La masa de sedimento no disuelto era 1,9 GRAMO. Escriba las ecuaciones de las reacciones correspondientes y determine las fracciones masivas de sustancias en la mezcla original.

10 Calcule las fracciones de masa de los componentes de una mezcla formada por bicarbonato de amonio, carbonato de calcio e hidróxido de amonio, si se sabe que de 62,2 GRAMO de esta mezcla obtuvimos 17,6 GRAMO monóxido de carbono (IV) y 10,2 GRAMO gas amoníaco.