Question

cual es la masa molar de 4 moleculas de 4 de dioxido de azufre ? es urgentee

Answer 1

El dióxido de azufre, u óxido de azufre (IV), es un óxido cuya fórmula molecular es SO2. Es un gas incoloro con un característico olor irritante. Se trata de una sustancia reductora que, con el tiempo, el contacto con el aire y la humedad, se convierte en trióxido de azufre. La velocidad de esta reacción en condiciones normales es baja.

En agua se disuelve formando una disolución ácida. Puede ser concebido como el anhidruro de un hipotético ácido sulfuroso (H2SO3). Esto —en analogía a lo que pasa con el ácido carbónico— es inestable en disoluciones ácidas pero forma sales, los sulfitos y hidrogenosulfitos.

Answer 2

HOJA 1 DE CUESTIONES Y PROBLEMAS FUNDAMENTOS DE QUÍMICA, 1o DE CIENCIAS DEL MAR
1. 654,68 miligramos de un gas ocupan un volumen de 175 cc en condiciones normales. ¿De qué gas se trata?
Solución:
Primero necesitamos saber cuanto pesa un mol del gas; sabiendo los gramos y el volumen podemos conocer la molaridad, y como es en condiciones normales, también conocemos la relación litros/mol, por lo que es muy fácil conocer los gramos/mol (que es el peso molecular)
M=(grs/litro) *22,4 litros/1 mol= peso molecular
M= 0,65468/0,175=3,74103 grs/litro *22,4 litros/mol= 89,799 grs/mol, que corresponde al Kr.
2. Se tienen 8,5 gramos de amoníaco y eliminamos 1,5 · 1023 moléculas. Calcular:
a. ¿Cuántos moles de amoníaco quedan?
b. ¿Cuántas moléculas de amoníaco quedan?
c. ¿Cuántos gramos de amoníaco quedan?
d. ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?
Solución:
a) Inicialmente tenemos:
8,5 g de NH3· (1 mol de NH3/17 grs de NH3) = 0,5 moles de NH3 Si eliminamos 1,5 · 1023 moléculas:
1,5 · 1023 moléculas de NH3 · (1 mol/6,023·1023) = 0,25 moles
al fina quedan 0,25 moles de NH3
b) 1,5·1023 moléculas de NH3
c) 4,25 gramos de NH3
d) 0,75 moles de átomos de H
3. Dentro de las cubiertas de un coche el aire está a 15oC de temperatura y 2 atm de presión. Calcular la presión que ejercerá el aire si, debido al rozamiento la temperaura asciende a 45oC
Aplicaremos la segunda ley de Gay-Lussac, P0/T0 = P/T

Hay que pasar todas las temperaturas a K
4. En un recipiente cerrado de 2 litros de capacidad hay 3,5 gramos de oxígeno a 20oC. La presión exterior es de 740 mm Hg y la temperatura es de 20oC. Sise abre el recipiente, entrará aire o saldrá oxígeno de él?
Cuando abramos el recipiente, el flujo irá desde donde la presión es mayor hasta donde es menor.
CÁLCULO DE LA PRESIÓN INTERNA:
P V= nRT = (a/M)RT P = aRT/M = (3,5grs 0,082 (atm·l/K·mol) 293K)/ 32 grs/mol 2l = 1,31 atm
CÁLCULO DE LA PRESIÓN EXTERNA: 740 mm Hg · 1atm/760 mm Hg = 0,974 atm
Saldrá oxígeno del recipiente hasta que el que quede dentro de él iguale a la presión exterior.
5. ¿Cual es la temperatura a la que el aire tiene una densidad de 1g/l, suponiendo que la presión es de 1 atm y la masa molecular aparente es de 28,96?
Partimos de la ecuación de Clapeyron: PV = nRT Si ρ = m/V, entonces tenemos que:
PV = (a/M) RT ; P = (a/VM) RT ; P = (ρ/M) RT ; ρ = PM/RT ; T = PM/Rρ T = 1 · 28,96 / 0,082 · 1 = 353.171K = 80oC
6. ¿Cuál es el gas cuya densidad en condiciones normales es 3,17 g/l?
M = 3,17 g/l · 22,4 l / 1 mol =71,05 gramos / mol
Este peso molecular no corresponde a ningún gas monoatómico, pero se ajusta al peso del Cl2
7. Hallar la fórmula molecular del vapor del cloruro de aluminio, sabiendo que 0,502 gramos de dicho compuesto calentados a 450K originan 71,3 cc de vapor, medidos a 740 mm de Hg de presión.
PV = nRT ; M = aRT/PV = 0,502 grs (0,082) 450K / (740/760) 0,0713 l = 266,8 El peso-fórmula es: AlCl3 : 133,4, por lo que la fórmula molecular es Al2Cl6

8. Un tanque de 200 litros contiene oxígeno a 20oC y 3 atm de presión. Se conecta a otro tanque en el que se ha hecho el vacío y cuya capacidad es de 500 litros. ¿Cuál será la presión final que ejercerá el gas una vez se haya repartido entre los dos recintos si el proceso es isotermo?
Solución: Estamos ante un proceso isotermo para una masa definida de un gas, con lo que podemos aplicar la ley de Boyle- Mariotte:
P·V = k
Pinicial·Vinicial = Pfinal·Vfianl
Con lo que tendremos que: Pfinal = (3 atm · 200 litros)/700 litros = 0,85 atm.
9. Una masa de nitrógeno a 18oC ocupa un volumen de 2 litros. Si el volumen de dicho gas sufre una reducción de un 20%, ¿cómo debe modificarse la temperatura para que la transformación ocurra a presión constante?
Solución: En estas condiciones tenemos que aplicar la primera ley de Gay- Lussac (transformaciones isobaras):
V/T = k
Vinicial/Tinicial = Vfinal/Tfinal
Con lo que tenemos que: Tfinal = (2·0,8) litros · (291K/2litros) = 233K = -40oC
10. Una mezcla de oxígeno y nitrógeno contiene un 20% en peso de oxígeno y está a presión 105 Pa. Determinar la presión parcial de cada gas.
Solución: Por cada 100 gramos de mezcla tendremos 80 gramos de nitrógeno (N2) y 20 de oxígeno (O2). Si lo pasamos a moles:
80gramosdeN2 ·(1moldeN2/28gramosdeN2)=2,8molesdeN2 20gramosdeO2 ·(1moldeO2/32gramosdeO2)=0,62molesdeO2
No sabemos la masa del gas que tenemos en el recipiente, pero sí que conocemos la proporción entre ellos, por lo que podemos hallar las fracciones molares:
χN2 = 2,8 / (2,8+0,62) = 0,82
χO2= 0,62 / (2,8+0,62) = 0,18
Las presiones parciales serán cada una de las fracciones molares por la presión total,
que es 1 atmósfera (105 Pa):
PN2 =PT ·χN2 =1·0,82=0,82atm