(BLOQUE 1) 22. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS SIGUIENTES ESTÁN RELACIONADAS). Se han hecho diferentes experimentos de descomposición de tres óxidos de nitrógeno (NOx) gaseosos en sus elementos, N2 y O2, anotando en una tabla las cantidades que se han obtenido (masas o volúmenes) de estos últimos gases. En el nombre de cada experimento (1-a, 1-b, etc.) el número se refiere al compuesto de partida (compuesto 1, compuesto 2, compuesto 3). Los volúmenes se han medido siempre en las mismas condiciones de p y T (1 atm; 22 ºC). En las preguntas que siguen, despréciense los posibles errores experimentales, considérese comportamiento ideal de los gases y, cuando sea necesario, tómese 16 como peso atómico del O y 14 el del N.
| Exp. | NOx | O2 | N2 |
| 1-a | 33,99 g | 12,37 g | 21,60 g |
| 1-b | 45,21 g | 16,43 g | 28,79 g |
| 1-c | 41,15 cm3 | 20,62 cm3 | 41,15 cm3 |
| 2-a | 46,35 g | 32,24 g | 14,11 g |
| 2-b | 15,01 cm3 | 30,03 cm3 | 14,99 cm3 |
| 3-a | 39,74 g | 27,64 g | 12,09 g |
| 3-b | 29,97 cm3 | 30,01 cm3 | 15,01 cm3 |
¿Satisfacen los datos de los experimentos 1-a y 1-c realizados con el compuesto 1 la ley de Proust?
(A). No se puede saber porque en un experimento se han medido masas y en el otro volúmenes.
(B). Claramente no, si bien podría atribuirse a los errores experimentales que se pueden haber cometido en las medidas de esas masas en el laboratorio.
(C). Si, se cumple francamente bien.
(D). En el experimento 1-a sí; en el 1-c, no.
Solución: C. La ley de Proust se refiere a relaciones de masas entre elementos que forman un compuesto. La relación de pesos de O2 y N2 en el experimento 1-a se obtiene inmediatamente (12,37gO2/21,60gN2 = 0,573 gO2/gN2), pero no la del experimento 1-c porque en este se dan datos volumétricos. No obstante, suponiendo que ambos gases se comporten idealmente, y dado que una cantidad determinada de moles de moléculas de cada uno de ellos ocupa el mismo volumen, la relación de volúmenes entre ambos gases puede considerarse igual a la relación de moles de moléculas que se producen, relación que se podría escribir, por lo tanto: 20,62molO2/41,15molN2 (nótese que no queremos decir que 20,62 cm3 de O2 sean equivalentes 20,62molO2, sino que la relación numérica 20,62/41,15 puede expresarse tanto con unidades de volumen como de moles de moléculas gracias a la propiedad mencionada de que un volumen determinado de cualquier gas ideal contiene el mismo número de moléculas.) Esta relación de moles puede pasarse fácilmente a relación de masas conociendo los pesos moleculares de ambos gases (O2: 32g/mol; N2: 28 g/mol): 20,62molO2 × (32gO2/molO2) / 41,15molN2 × (28gN2/molN2) = 0,573 gO2/gN2
23. (ESTA PREGUNTA, LA ANTERIOR Y LA SIGUIENTE ESTÁN RELACIONADAS). ¿Satisfacen los datos obtenidos en los experimentos 2-b y 3-b las leyes de los volúmenes de combinación y la de las proporciones múltiples?
(A). Sí, ambas.
(B). Cumplen la ley de Gay-Lussac, pero no la de Dalton.
(C). No cumplen la ley de Gay-Lussac, pero sí cumplen la de Dalton.
(D). No, ninguna.
Solución: A. La ley de Gay-Lussac establece que la relación de volúmenes de gases que reaccionan entre sí para dar un determinado producto es de números enteros sencillos. Por lo tanto, la relación de volúmenes de gases obtenidos en una reacción de descomposición (como es la que nos ocupa) será también de números enteros sencillos. Esto es fácilmente comprobable tanto en el experimento 2-b como en el 3-c:
30,03 cm3O2/14,99 cm3N2 = 2,003 cm3O2/cm3N2 ≅ 2 cm3O2/cm3N2
30,01 cm3O2/15,01 cm3N2 = 1,999 cm3O2/cm3N2 ≅ 2 cm3O2/cm3N2
En cuanto a la ley de Dalton, recordemos que esta establece que cuando dos elementos se combinan entre sí para formar más de un compuesto, los pesos de un elemento que se combinan con un peso fijo del otro están en una proporción de números enteros sencillos. Lógicamente, cuando un compuesto se descompone en sus elementos, como es el caso, debe cumplirse la misma ley.
Lo primero que hay que hacer es referir los datos de los experimentos 2-b y 3-c a una cantidad fija de uno de los elementos. Por ejemplo, tomaremos como referencia 1 cm3 de N2 en ambos experimentos. Para saber qué cantidad en volumen de O2 se combina en cada experimento con 1 cm3 de N2 bastará dividir en ambos casos los volúmenes de O2 entre los de N2. Eso ya lo hemos hecho en el apartado anterior, llegando a la conclusión de que en el primer experimento se combinan 2,003 cm3O2 con 1 cm3N2 y en el segundo 1,999 cm3O2 con cm3N2. La relación de volúmenes de O2 que se combina con 1 cm3N2 para formar los compuestos 2 y 3 será, pues:2,003 cm3O2/1,999 cm3O2, relación que es aproximadamente igual a 1 cm3O2 : 1 cm3O2 . Como los gases ideales tienen la propiedad de que volúmenes iguales de ellos contienen igual número de moles de moléculas, esa relación de volúmenes tiene que ser la misma que la de moles de moléculas de O2 y, por lo tanto, de gramos de O2. Se demuestra, pues, que en ambas reacciones de descomposición la relación ponderal de O2 es de números enteros sencillos (1:1).
24. (ESTA PREGUNTA Y LAS DOS ANTERIORES ESTÁN RELACIONADAS). ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos 2 y 3?
(A). N2O y NO2, respectivamente
(B). N2O3 y N2O5, respectivamente
(C). La de ambos es NO2
(D). NO y N2O, respectivamente
Solución: C. Del experimento 2-a se concluye que de 46,35 g del óxido de nitrógeno correspondiente, 32,24g corresponden a O y 14,11g a N. Como los pesos atómicos de O y N son, respectivamente, 16 y 14, se deduce que aquella cantidad del óxido de nitrógeno al que nos referimos contiene 32,24gO/(16gO/molO) = 2,015molO y 14,11gN/(14gN/molN) = 1,008molN. Dividiendo ambas cantidades por la menor se llega fácilmente a la conclusión de la que la fórmula empírica de ese óxido es NO2. Trabajando del mismo modo con los datos del experimento 3-a llegaremos a la conclusión de que la fórmula empírica del compuesto 3 también es NO2.
