Leyes ponderales y relaciones estequiométricas

Disolvemos una tableta efervescente de $3\ \text{g}$ en un vaso con $100\ \text{g}$ de agua. Cuando termina el burbujeo, el conjunto pesa $102.5\ \text{g}$. Observa el esquema del proceso:

1. a) ¿Qué masa de gas escapó al aire?
2. b) ¿Contradice este resultado la ley de conservación de la masa? Razona tu respuesta.

Al pesar una vela antes y después de dejarla arder un rato sobre una balanza, comprobamos que el conjunto ha perdido masa. El esquema muestra lo que ocurre:

1. a) ¿Significa esto que la materia se ha destruido? Explica qué ocurrió en realidad.
2. b) ¿Cómo diseñarías el experimento para comprobar que la masa total se conserva?

En un horno, $10\ \text{g}$ de carbonato de calcio se descomponen por el calor y producen $5.6\ \text{g}$ de óxido de calcio y $4.4\ \text{g}$ de dióxido de carbono, como resume el esquema:

1. a) Comprueba que se cumple la ley de conservación de la masa.
2. b) Si se descomponen $25\ \text{g}$ de carbonato de calcio, ¿qué masa de cada producto se obtendrá? ¿Qué segunda ley ponderal estás aplicando?

Lavoisier obtuvo oxígeno calentando óxido de mercurio, un polvo rojo que se descompone en mercurio líquido y oxígeno gaseoso. Al calentar $21.7\ \text{g}$ de óxido se recogen $20.1\ \text{g}$ de mercurio y $1.6\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) Comprueba numéricamente que se cumple la ley de conservación de la masa.
2. b) Si se descompusieran $43.4\ \text{g}$ del mismo óxido, ¿qué masa de mercurio y de oxígeno se obtendría?
3. c) ¿Qué ley ponderal garantiza que la proporción mercurio:oxígeno sea siempre la misma en este compuesto?

En una práctica de laboratorio se queman $2.4\ \text{g}$ de cinta de magnesio en un crisol abierto. Sabiendo que el magnesio se combina con el oxígeno en la proporción $2.4\ \text{g}$ de magnesio por cada $1.6\ \text{g}$ de oxígeno, el óxido formado debería pesar $4.0\ \text{g}$, pero al pesar la ceniza solo se recogen $3.6\ \text{g}$.

1. a) Explica por qué la ceniza pesa más que la cinta inicial, aunque el metal haya «desaparecido».
2. b) Razona por qué se recoge menos óxido del previsto cuando el crisol está abierto.
3. c) Calcula qué fracción del producto se ha perdido, exprésala en porcentaje.

En un laboratorio se analizan dos muestras de óxido de cobre(II) de procedencia distinta. La muestra A contiene $3.97\ \text{g}$ de cobre y $1.00\ \text{g}$ de oxígeno; la muestra B contiene $11.91\ \text{g}$ de cobre y $3.00\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) Calcula el cociente $\frac{\text{masa de cobre}}{\text{masa de oxígeno}}$ en cada muestra.
2. b) ¿Pueden ser el mismo compuesto? ¿Qué ley ponderal lo garantiza?

Una muestra de $15.9\ \text{g}$ de óxido de cobre(II) contiene $12.7\ \text{g}$ de cobre y $3.2\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) ¿Qué masa de oxígeno estará combinada con $25.4\ \text{g}$ de cobre en otra muestra del mismo óxido?
2. b) ¿Cuál será la masa total de esa segunda muestra?

Se analizan dos minerales de óxidos de hierro. Del primero se obtiene que $7.0\ \text{g}$ de hierro están combinados con $3.0\ \text{g}$ de oxígeno; del segundo, que $7.0\ \text{g}$ de hierro están combinados con $2.0\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) Calcula la proporción hierro:oxígeno en cada mineral.
2. b) ¿Pueden ser el mismo compuesto? Justifícalo con la ley de las proporciones definidas.
3. c) Sabiendo que los óxidos posibles son $\text{FeO}$ y $\text{Fe}_2\text{O}_3$ (masas atómicas: $\text{Fe} = 56\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$), identifica cada mineral.

Una empresa compra óxido de cobre(II) industrial y sospecha que llega con impurezas. El óxido puro combina cobre y oxígeno en la proporción $63.5\ \text{g}$ de cobre por cada $16\ \text{g}$ de oxígeno. El análisis de una muestra de $10.0\ \text{g}$ del producto recibido muestra que solo contiene $7.6\ \text{g}$ de cobre.

1. a) Calcula qué masa de cobre debería contener una muestra de $10.0\ \text{g}$ de óxido de cobre(II) puro.
2. b) ¿Es puro el producto recibido? Justifícalo con la ley de las proporciones definidas.
3. c) Suponiendo que la impureza no contiene cobre, estima la riqueza (pureza) del producto en porcentaje.

El carbono forma dos óxidos gaseosos. En uno de ellos, $3\ \text{g}$ de carbono se combinan con $4\ \text{g}$ de oxígeno; en el otro, $3\ \text{g}$ de carbono se combinan con $8\ \text{g}$ de oxígeno, como muestra la figura:

1. a) Calcula la relación entre las dos masas de oxígeno que se combinan con la misma masa de carbono.
2. b) ¿Qué ley ponderal ilustran estos datos y quién la enunció?

El nitrógeno forma varios óxidos. Fijando la masa de nitrógeno en $14\ \text{g}$, las masas de oxígeno combinadas son $16\ \text{g}$ en el monóxido de nitrógeno, $32\ \text{g}$ en el dióxido de nitrógeno y $40\ \text{g}$ en el pentóxido de dinitrógeno.

1. a) Expresa la relación $16 : 32 : 40$ como cociente de números enteros sencillos.
2. b) Enuncia la ley ponderal que predicen estos datos y explica su significado.

El azufre forma dos óxidos de fórmulas $\text{SO}_2$ y $\text{SO}_3$ (masas atómicas: $\text{S} = 32\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Calcula qué masa de oxígeno se combina con $6.4\ \text{g}$ de azufre en cada uno de los dos óxidos.
2. b) Comprueba que esas dos masas de oxígeno guardan una relación de números enteros sencillos. ¿Qué ley se confirma?

El cloro forma cuatro óxidos: $\text{Cl}_2\text{O}$, $\text{Cl}_2\text{O}_3$, $\text{Cl}_2\text{O}_5$ y $\text{Cl}_2\text{O}_7$ (masas atómicas: $\text{Cl} = 35.5\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Calcula la masa de oxígeno que se combina con $71\ \text{g}$ de cloro en cada uno de los cuatro óxidos.
2. b) Comprueba que esas masas guardan la relación de enteros sencillos $1 : 3 : 5 : 7$.
3. c) Predice qué masa de oxígeno se combinaría con $71\ \text{g}$ de cloro en un hipotético óxido $\text{Cl}_2\text{O}_9$ y enuncia con tus palabras la ley que has usado.

En un laboratorio de análisis de gases contaminantes se estudian dos muestras de óxidos de nitrógeno. La muestra A contiene $0.70\ \text{g}$ de nitrógeno y $0.80\ \text{g}$ de oxígeno; la muestra B contiene $0.70\ \text{g}$ de nitrógeno y $1.60\ \text{g}$ de oxígeno (masas atómicas: $\text{N} = 14\ \text{u}$; $\text{O} = 16\ \text{u}$).

1. a) Comprueba que las masas de oxígeno combinadas con la misma masa de nitrógeno están en relación de enteros sencillos. ¿Qué ley se cumple?
2. b) Calcula los moles de cada elemento en cada muestra y deduce la relación de átomos $\text{N} : \text{O}$ en cada óxido.
3. c) Asigna a cada muestra su fórmula entre $\text{NO}$, $\text{NO}_2$, $\text{N}_2\text{O}$ y $\text{N}_2\text{O}_5$.

El análisis de cualquier muestra de agua pura muestra que el hidrógeno y el oxígeno se combinan siempre en la proporción $1\ \text{g}$ de hidrógeno por cada $8\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) ¿Qué masa de oxígeno se combina con $5\ \text{g}$ de hidrógeno?
2. b) ¿Qué masa de agua se forma? ¿Qué leyes ponderales aplicaste en cada inciso?

La síntesis del agua cumple que $4\ \text{g}$ de hidrógeno reaccionan con $32\ \text{g}$ de oxígeno y se obtienen $36\ \text{g}$ de agua, como representa la figura con el modelo de partículas:

1. a) Si partimos de $8\ \text{g}$ de hidrógeno, ¿qué masa de oxígeno se necesita?
2. b) ¿Qué masa de agua se formará? Indica qué leyes utilizaste.

El carbono reacciona con el oxígeno en la proporción $12\ \text{g}$ de carbono por cada $32\ \text{g}$ de oxígeno, formando dióxido de carbono. Se hacen reaccionar $6\ \text{g}$ de carbono con $20\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) ¿Qué masa de oxígeno se consume y cuánto sobra?
2. b) ¿Qué masa de dióxido de carbono se forma? Comprueba que la masa total se conserva.

La síntesis industrial del amoniaco se resume así: $28\ \text{g}$ de nitrógeno reaccionan con $6\ \text{g}$ de hidrógeno y se obtienen $34\ \text{g}$ de amoniaco.

1. a) ¿Qué masa de hidrógeno se necesita para reaccionar con $56\ \text{g}$ de nitrógeno?
2. b) ¿Qué masa de amoniaco se producirá entonces?
3. c) Indica qué dos leyes ponderales has aplicado y en qué apartado.

Se introducen en un reactor cerrado $10\ \text{g}$ de hidrógeno y $64\ \text{g}$ de oxígeno para producir agua. La proporción estequiométrica en masa es $1\ \text{g}$ de hidrógeno por cada $8\ \text{g}$ de oxígeno.

1. a) Determina qué reactivo se agota primero y justifícalo con un cálculo.
2. b) Calcula la masa de agua formada y la masa del reactivo que sobra.
3. c) Comprueba que la masa total dentro del reactor antes de la reacción y después de ella es la misma. ¿Qué ley lo exige?

En un horno de cal se calientan $200\ \text{g}$ de piedra caliza (carbonato de calcio puro) y se obtienen $112\ \text{g}$ de cal viva (óxido de calcio) y $88\ \text{g}$ de dióxido de carbono.

1. a) Comprueba que la masa se conserva en el proceso.
2. b) Expresa la relación estequiométrica en masa carbonato de calcio : óxido de calcio : dióxido de carbono con números enteros.
3. c) Predice qué masa de cal viva y de dióxido de carbono producirán $500\ \text{g}$ de piedra caliza, indicando qué dos leyes ponderales hacen posible esa predicción.