Capítulo XIX

PESOS MOLECULARES, PESOS ATÓMICOS, FÓRMULAS

~Introducción.~ En el capítulo sobre la Teoría Atómica, se mostró que si fuera cierto que dos elementos que se unen para formar un compuesto siempre lo hacen en la proporción de un átomo de un elemento con un átomo del otro, sería muy sencillo decidir las cifras que representarían los pesos relativos de los diferentes átomos. Solo sería necesario seleccionar un elemento como estándar y determinar el peso de cada elemento que se combina con un peso definido (digamos 1 g) del elemento estándar. Las cifras así obtenidas representarían evidentemente los pesos relativos de los átomos.

Pero la ley de las proporciones múltiples nos recuerda de inmediato que dos elementos pueden unirse en varias proporciones; y no existe una manera sencilla de determinar el número de átomos presentes en la molécula de cualquier compuesto. Por consiguiente, el problema de decidir los pesos atómicos relativos no es sencillo. Ahora debemos dirigirnos a la solución de este problema.

~Método de Dalton para determinar los pesos atómicos.~ Cuando Dalton propuso por primera vez la teoría atómica, intentó resolver este problema mediante métodos muy simples. Pensó que cuando solo se conoce un compuesto de dos elementos, es razonable suponer que contiene un átomo de cada elemento. Por lo tanto, dio la fórmula HO al agua y HN al amoníaco. Cuando se conocían más de dos compuestos, asumía que el más familiar o el más estable tenía la fórmula simple. Luego determinaba el peso atómico como se explicó antes. Los resultados que obtuvo fueron contradictorios y lejos de ser satisfactorios, y pronto se vio que debía encontrarse algún otro método, basado en fundamentos mucho más científicos, para decidir qué compuestos, si es que hay alguno, contienen un solo átomo de cada elemento.

~Determinación de los pesos atómicos.~ En la determinación del peso atómico de un elemento intervienen tres pasos distintos: (1) determinación del equivalente, (2) determinación de los pesos moleculares de sus compuestos y (3) deducción del peso atómico exacto a partir del equivalente y los pesos moleculares.

~1. Determinación del equivalente.~ Por equivalente de un elemento se entiende el peso del elemento que se combinará con un peso fijo de otro elemento elegido como estándar. Ya se ha explicado que el oxígeno ha sido seleccionado como el elemento estándar para los pesos atómicos, con un peso de 16. Este mismo estándar servirá muy bien como estándar para los equivalentes. El equivalente de un elemento es el peso del elemento que se combinará con 16 g de oxígeno. Así, 16 g de oxígeno se combinan con 16.03 g de azufre, 65.4 g de zinc, 215.86 g de plata, 70.9 g de cloro. Estas cifras, por lo tanto, representan los pesos equivalentes de estos elementos.

~Relación de los pesos atómicos con los equivalentes.~ Según la teoría atómica, la combinación siempre ocurre entre números enteros de átomos. Así, un átomo se une con otro, o con dos o tres; o dos átomos pueden unirse con tres, o tres con cinco, y así sucesivamente.

Cuando el oxígeno se combina con el zinc, la combinación debe ser entre números definidos de los dos tipos de átomos. La experiencia muestra que estos dos elementos se combinan en la proporción de 16 g de oxígeno con 65.4 g de zinc. Si un átomo de oxígeno se combina con un átomo de zinc, entonces esta proporción debe ser la proporción entre los pesos de los dos átomos. Si un átomo de oxígeno se combina con dos átomos de zinc, entonces la proporción entre los pesos de los dos átomos será 16:32.7. Si dos átomos de oxígeno se combinan con un átomo de zinc, la proporción en peso entre los dos átomos será 8:65.4. Es evidente, por lo tanto, que el verdadero peso atómico de un elemento debe ser algún múltiplo o submúltiplo del equivalente; en otras palabras, el equivalente multiplicado por 1/2, 1, 2 o 3 dará el peso atómico.

~Pesos de combinación.~ Existe una relación muy interesante entre los equivalentes de los diversos elementos. Acabamos de ver que las cifras 16.03, 65.4, 215.86 y 70.9 son los equivalentes respectivamente de azufre, zinc, plata y cloro. Estas mismas cifras representan las proporciones en peso en que estos elementos se combinan entre sí. Así, 215.86 g de plata se combinan con 70.9 g de cloro y con 2 x 16.03 g de azufre. 65.4 g de zinc se combinan con 70.9 g de cloro y 2 x 16.03 g de azufre.

Tomando el equivalente o algún múltiplo del mismo, se puede obtener para cada elemento un valor que representará su valor de combinación, y por esta razón se llama su peso de combinación. Es importante notar que el hecho de que se pueda obtener un peso de combinación para cada elemento no es parte de una teoría, sino el resultado directo de la experimentación.

~Elementos con más de un equivalente.~ Se recordará que el oxígeno se combina con el hidrógeno en dos proporciones. En un caso, 16 g de oxígeno se combinan con 2.016 g de hidrógeno para formar agua; en el otro, 16 g de oxígeno se combinan con 1.008 g de hidrógeno para formar peróxido de hidrógeno. Los equivalentes del hidrógeno son, por lo tanto, 2.016 y 1.008. El bario se combina con el oxígeno en dos proporciones: en el óxido de bario la proporción es 16 g de oxígeno con 137.4 g de bario; en el peróxido de bario la proporción es 16 g de oxígeno con 68.7 g de bario.

En cada caso, un equivalente es un múltiplo simple del otro, por lo que el hecho de que pueda haber dos equivalentes no añade incertidumbre. Todo lo que sabíamos antes era que el verdadero peso atómico es algún múltiplo del equivalente.

~2. La determinación de los pesos moleculares.~ Para decidir cuál múltiplo del equivalente representa correctamente el peso atómico de un elemento, se ha visto necesario idear un método para determinar los pesos moleculares de los compuestos que contienen el elemento en cuestión. Dado que el peso molecular de un compuesto es simplemente la suma de los pesos de todos los átomos presentes en él, parecería imposible determinar el peso molecular de un compuesto sin conocer primero los pesos atómicos de los átomos constituyentes y cuántos átomos de cada elemento hay en la molécula. Pero se han descubierto ciertos hechos que sugieren una manera en que esto puede hacerse.

~Hipótesis de Avogadro.~ Hemos visto que las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac se aplican a todos los gases independientemente de su carácter químico. Esto llevaría a inferir que la estructura de los gases debe ser bastante simple y que es muy similar en todos los gases.

En 1811, Avogadro, un físico italiano, sugirió que si asumimos que todos los gases bajo las mismas condiciones de temperatura y presión tienen el mismo número de moléculas en un volumen dado, tendríamos una explicación probable de la simplicidad de las leyes de los gases. Es difícil probar la veracidad de esta hipótesis mediante un experimento sencillo, pero existen tantos hechos conocidos que están en completa armonía con esta sugerencia que hay pocas dudas de que expresa la verdad. La hipótesis de Avogadro puede enunciarse así: Volúmenes iguales de todos los gases, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas.

~La hipótesis de Avogadro y los pesos moleculares.~ Suponiendo que la hipótesis de Avogadro es correcta, tenemos un medio muy sencillo para decidir los pesos relativos de las moléculas; pues si volúmenes iguales de dos gases contienen el mismo número de moléculas, los pesos de los dos volúmenes deben estar en la misma proporción que los pesos de las moléculas individuales que contienen. Si adoptamos un gas como estándar, podemos expresar los pesos de todos los demás gases en comparación con este, y las mismas cifras expresarán los pesos relativos de las moléculas de las que están compuestos los gases.

~El oxígeno como estándar.~ Es importante que se adopte el mismo estándar para la determinación de los pesos moleculares que el que se ha decidido para los pesos atómicos y los equivalentes, de modo que los tres valores estén en armonía entre sí. Por lo tanto, es mejor adoptar el oxígeno como el elemento estándar con el que comparar los pesos moleculares de otros gases, teniendo cuidado de mantener el átomo de oxígeno igual a 16.

~La molécula de oxígeno contiene dos átomos.~ Sin embargo, no debe pasarse por alto un punto. Deseamos que nuestra unidad, el átomo de oxígeno, sea igual a 16. El método de comparar los pesos de los gases que acabamos de sugerir compara las moléculas de los gases con la molécula de oxígeno. ¿Son la molécula y el átomo de oxígeno la misma cosa? Esta pregunta se responde con las siguientes consideraciones.

Hemos visto que cuando el vapor de agua se forma por la unión de oxígeno e hidrógeno, dos volúmenes de hidrógeno se combinan con un volumen de oxígeno para formar dos volúmenes de vapor de agua. Supongamos que el volumen de oxígeno contiene 100 moléculas; entonces los dos volúmenes de vapor de agua deben, según la hipótesis de Avogadro, contener 200 moléculas. Pero cada una de estas 200 moléculas debe contener al menos un átomo de oxígeno, o sea, 200 en total, y estos 200 átomos provienen de 100 moléculas de oxígeno. Se deduce que cada molécula de oxígeno debe contener al menos dos átomos de oxígeno.

Evidentemente, este razonamiento solo demuestra que hay al menos dos átomos en la molécula de oxígeno. Puede haber más que eso, pero como no hay evidencia al respecto, asumimos que la molécula contiene únicamente dos átomos.

Es evidente que, si deseamos conservar el valor 16 para el átomo de oxígeno, debemos tomar el doble de este valor, es decir, 32, como el valor de la molécula de oxígeno cuando la utilizamos como estándar para los pesos moleculares.

~Determinación de los pesos moleculares de los gases a partir de sus pesos comparados con el oxígeno.~ Suponiendo que el peso molecular del oxígeno es 32, la hipótesis de Avogadro nos proporciona un medio sencillo para determinar el peso molecular de cualquier otro gas, ya que todo lo que se requiere es conocer su peso comparado con el de un volumen igual de oxígeno. Por ejemplo, se ha encontrado experimentalmente que 1 l de cloro pesa 2.216 veces más que 1 l de oxígeno. Por lo tanto, el peso molecular del cloro debe ser 2.216 x 32, o 70.91.

Si, en lugar de comparar los pesos relativos de 1 l de los dos gases, seleccionamos un volumen de oxígeno que pese 32 g, o el peso en gramos correspondiente al peso molecular del gas, el cálculo se simplifica mucho. Se ha encontrado que 32 g de oxígeno, en condiciones estándar, miden 22.4 l. Este mismo volumen de hidrógeno pesa 2.019 g; de cloro, 70.9 g; de ácido clorhídrico, 36.458 g. Los pesos de estos volúmenes iguales deben ser proporcionales a sus pesos moleculares, y dado que el peso del oxígeno es igual al valor de su peso molecular, también lo serán los pesos de los 22.4 l de los otros gases respecto al valor de sus pesos moleculares.

Como resumen, podemos entonces hacer la siguiente afirmación: El peso molecular de cualquier gas puede determinarse calculando el peso de 22.4 l del gas, medidos en condiciones estándar.

~Determinación de los pesos moleculares a partir de la densidad de los gases.~ En un experimento real, es más sencillo determinar la densidad de un gas que el peso de un volumen definido del mismo. La densidad de un gas suele definirse como su peso comparado con el de un volumen igual de aire. Una vez determinada la densidad de un gas, su peso comparado con el oxígeno puede determinarse multiplicando su densidad por la razón entre los pesos del aire y el oxígeno. Esta razón es 0.9046. Para compararlo con nuestro estándar para los pesos atómicos, debemos multiplicarlo además por 32, ya que el estándar es 1/32 del peso de las moléculas de oxígeno. Los pasos entonces son estos:

1. Determinar la densidad del gas (su peso comparado con el aire).

2. Multiplicar por 0.9046 para hacer la comparación con las moléculas de oxígeno.

3. Multiplicar por 32 para hacer la comparación con la unidad para los pesos atómicos.

Tenemos entonces la fórmula:

peso molecular = densidad x 0.9046 x 32;

o, de manera aún más breve,

M. = D. x 28.9.

El valor encontrado por este método para la determinación de pesos moleculares, por supuesto, coincidirá con los encontrados calculando el peso de 22.4 l del gas, ya que ambos métodos dependen de los mismos principios.

~Determinación de densidades de gases.~ Los pesos relativos de volúmenes iguales de dos gases pueden determinarse fácilmente. El siguiente es uno de los métodos utilizados. Un pequeño matraz, como el que se muestra en la Fig. 69, se llena con uno de los gases y, después de anotar la temperatura y la presión, el matraz se sella y se pesa. Luego se rompe la punta del extremo sellado, se llena el matraz con el segundo gas y se determina su peso. Si se resta el peso del matraz vacío de estas dos pesadas, se obtiene fácilmente el peso relativo de los gases.

~3. Deducción de los pesos atómicos a partir de los pesos moleculares y equivalentes.~ Ahora hemos visto cómo se puede obtener el equivalente de un elemento y el peso molecular de los compuestos que contienen el elemento. Veamos cómo es posible decidir cuál múltiplo del equivalente es realmente el verdadero peso atómico. Como ejemplo, supongamos que se ha encontrado que el equivalente del nitrógeno es 7.02 y que se desea obtener su peso atómico. El siguiente paso es obtener los pesos moleculares de un gran número de compuestos que contienen nitrógeno. Los siguientes servirán:

==================+============+=============+================+============== PORCENTAJE APROXIMADO DE PARTE DE DENSIDAD POR PESO MOLECULAR NITRÓGENO POR PESO MOLECULAR EXPERIMENTO EXPERIMENTO DEBIDO (D. x 28.9) AL NITRÓGENO —+—+—+—+— Gas nitrógeno 0.9671 27.95 100.00 27.95 Óxido nitroso 1.527 44.13 63.70 27.11 Óxido nítrico 1.0384 30.00 46.74 14.02 Peróxido de nitrógeno 1.580 45.66 30.49 13.90 Amoníaco 0.591 17.05 82.28 14.03 Ácido nítrico 2.180 63.06 22.27 14.03 Ácido cianhídrico 0.930 26.87 51.90 13.94 ==================+============+=============+================+==============

~Método de cálculo.~ Las densidades de los diversos gases en la primera columna de esta tabla se determinan experimentalmente y son bastante precisas, aunque no completamente. Multiplicando estas densidades por 28.9 se obtienen los pesos moleculares de los compuestos, como se muestra en la segunda columna. Mediante análisis químico es posible determinar la composición porcentual de estas sustancias, y los porcentajes de nitrógeno en ellas, determinados por análisis, se dan en la tercera columna. Si cada uno de estos pesos moleculares se multiplica sucesivamente por el porcentaje de nitrógeno en el compuesto, el producto será el peso del nitrógeno en el peso molecular del compuesto. Esto será la suma de los pesos de los átomos de nitrógeno en la molécula. Estos valores se muestran en la cuarta columna de la tabla.

Si se estudia de esta manera un gran número de compuestos que contienen nitrógeno, es probable que en la lista se incluya al menos una sustancia cuya molécula contenga un solo átomo de nitrógeno. En este caso, el número de la cuarta columna será el peso atómico aproximado del nitrógeno. Al comparar los valores para el nitrógeno en la tabla, se verá que un número que es aproximadamente 14 es el más pequeño, y que los demás son múltiplos de este. Estos compuestos de valor más alto, por lo tanto, contienen más de un átomo de nitrógeno en la molécula.

~Determinación precisa de los pesos atómicos.~ Los pesos moleculares no pueden determinarse con mucha precisión y, en consecuencia, la parte de ellos debida al nitrógeno es un poco incierta, como se verá en la tabla. Todo lo que podemos saber con este método es que el peso verdadero está muy cerca de 14. Sin embargo, el equivalente puede determinarse con mucha precisión, y hemos visto que es algún múltiplo o submúltiplo del verdadero peso atómico. Dado que las determinaciones de peso molecular han mostrado que, en el caso del nitrógeno, el peso atómico está cerca de 14, y hemos encontrado que el equivalente es 7.02, es evidente que el verdadero peso atómico es el doble del equivalente, o 7.02 x 2 = 14.04.

~Resumen.~ Estos, entonces, son los pasos necesarios para establecer el peso atómico de un elemento.

1. Determinar el equivalente con precisión mediante análisis.

2. Determinar el peso molecular de un gran número de compuestos del elemento y, mediante análisis, la parte del peso molecular debida al elemento. El número más pequeño así obtenido será aproximadamente el peso atómico.

3. Multiplicar el equivalente por el número entero pequeño (usualmente 1, 2 o 3), que haga un número muy cercano al peso atómico aproximado. La cifra así obtenida será el verdadero peso atómico.

~Pesos moleculares de los elementos.~ Se notará que el peso molecular del nitrógeno obtenido multiplicando su densidad por 28.9 es 28.08. Sin embargo, el peso atómico del nitrógeno, deducido del estudio de sus compuestos gaseosos, es 14.04. La explicación más simple que puede darse para esto es que el nitrógeno gaseoso está formado por moléculas, cada una de las cuales contiene dos átomos. En este aspecto se parece al oxígeno, pues hemos visto que un razonamiento completamente diferente nos lleva a creer que la molécula de oxígeno contiene dos átomos. Cuando deseamos indicar moléculas de estos gases, deben usarse los símbolos N{2} y O{2}. Cuando solo deseamos mostrar los pesos que participan en una reacción, esto no es necesario.

Las densidades de vapor de muchos de los elementos muestran que, como el oxígeno y el nitrógeno, sus moléculas consisten en dos átomos. En otros casos, particularmente entre los metales, la molécula y el átomo son idénticos. Otros elementos tienen cuatro átomos en sus moléculas.

Mientras que el oxígeno contiene dos átomos en sus moléculas, el estudio del ozono ha llevado a la conclusión de que este tiene tres. La formación de ozono a partir del oxígeno puede representarse entonces por la ecuación

3O{2} = 2O{3}.

~Otros métodos para determinar los pesos moleculares.~ Se notará que la ley de Avogadro nos da un método por el cual podemos determinar los pesos relativos de las moléculas de dos gases, porque nos permite saber cuándo estamos tratando con un número igual de los dos tipos de moléculas. Si por cualquier otro medio podemos obtener esta información, podemos utilizar el conocimiento así adquirido para determinar los pesos moleculares de las dos sustancias.

Leyes de Raoult. Se han descubierto dos leyes que nos proporcionan justamente esa información. Son conocidas como las leyes de Raoult y pueden enunciarse de la siguiente manera:

1. Cuando se disuelven cantidades de sustancias proporcionales a sus pesos moleculares en el mismo peso de disolvente, el aumento del punto de ebullición es el mismo en cada caso.

2. Cuando se disuelven cantidades de sustancias proporcionales a sus pesos moleculares en el mismo peso de disolvente, el descenso del punto de congelación es el mismo en cada caso.

Aprovechando estas leyes es posible determinar cuándo dos soluciones contienen el mismo número de moléculas de dos sustancias disueltas y, en consecuencia, los pesos moleculares relativos de ambas sustancias.

Ley de Dulong y Petit. En 1819, Dulong y Petit descubrieron una relación muy interesante entre el peso atómico de un elemento y su calor específico, la cual se cumple para los elementos en estado sólido. Si se calientan pesos iguales de dos sólidos, por ejemplo, plomo y plata, a través del mismo intervalo de temperatura, digamos de 10 °C a 20 °C, se observa que se requieren cantidades muy diferentes de calor. La cantidad de calor necesaria para cambiar la temperatura de un sólido o un líquido en una cantidad determinada, comparada con la cantidad necesaria para cambiar la temperatura de un peso igual de agua en la misma cantidad, se llama su calor específico. Dulong y Petit descubrieron la siguiente ley: El calor específico de un elemento en estado sólido multiplicado por su peso atómico es aproximadamente igual a la constante 6.25. Es decir,

peso atómico x calor específico = 6.25.

En consecuencia,

6.25 peso atómico = — calor específico.

Esta ley no es muy precisa, pero a menudo es posible, mediante ella, decidir cuál múltiplo del equivalente es el verdadero peso atómico. Así, el calor específico del hierro se determina experimentalmente como 0.112 y su equivalente es 27.95. 6.25 / 0.112 = 55.8. Vemos, por lo tanto, que el peso atómico es el doble del equivalente, o 55.9.

Cómo se determinan las fórmulas. Conviene, en relación con los pesos moleculares, considerar cómo se decide la fórmula de un compuesto, ya que ambos temas están muy estrechamente relacionados. Algunos ejemplos aclararán el método seguido.

El peso molecular de una sustancia que contiene hidrógeno y cloro era 36.4. Por análisis, se encontró que 36.4 partes de la sustancia contenían 1 parte de hidrógeno y 35.4 partes de cloro. Como estos son los pesos atómicos simples de los dos elementos, la fórmula del compuesto debe ser HCl.

Se encontró que una sustancia compuesta de oxígeno e hidrógeno tenía un peso molecular de 34. El análisis mostró que en 34 partes de la sustancia había 2 partes de hidrógeno y 32 partes de oxígeno. Dividiendo estas cifras por los pesos atómicos de los dos elementos, obtenemos 2 / 1 = 2 para H; 32 / 16 = 2 para O. Por lo tanto, la fórmula es H{2}O{2}.

Una sustancia que contiene 2.04% de H, 32.6% de S y 65.3% de O tenía un peso molecular de 98. En esas 98 partes de la sustancia hay 98 x 2.04% = 2 partes de H, 98 x 32.6% = 32 partes de S y 98 x 65.3% = 64 partes de O. Si la molécula pesa 98, los átomos de hidrógeno presentes deben pesar juntos 2, los de azufre 32 y los de oxígeno 64. Dividiendo estas cifras por los pesos atómicos respectivos de los tres elementos, tenemos, para H, 2 / 1 = 2 átomos; para S, 32 / 32 = 1 átomo; para O, 64 / 16 = 4 átomos. Por lo tanto, la fórmula es H{2}SO{4}.

Tenemos entonces este procedimiento general: Encontrar la composición porcentual de la sustancia y también su peso molecular. Multiplicar el peso molecular sucesivamente por el porcentaje de cada elemento presente, para encontrar la cantidad del elemento en el peso molecular del compuesto. Las cifras así obtenidas serán las partes respectivas del peso molecular debidas a los diferentes átomos. Dividir por los pesos atómicos de los elementos respectivos y el cociente será el número de átomos presentes.

La hipótesis de Avogadro y los cálculos químicos. Esta ley simplifica muchos cálculos químicos.

1. Aplicación a las relaciones de volumen en reacciones gaseosas. Como volúmenes iguales de gases contienen igual número de moléculas, se deduce que cuando un número igual de moléculas gaseosas de dos o más gases participan en una reacción, la reacción involucrará volúmenes iguales de los gases. En la ecuación

C{2}H{2}O{4} = H{2}O + CO{2} + CO,

ya que 1 molécula de cada uno de los gases CO{2} y CO se libera de cada molécula de ácido oxálico, ambas sustancias deben liberarse siempre en volúmenes iguales.

El acetileno arde de acuerdo con la ecuación

2C{2}H{2} + 5O{2} = 4CO{2} + 2H{2}O.

Por lo tanto, 2 volúmenes de acetileno reaccionarán con 5 volúmenes de oxígeno para formar 4 volúmenes de dióxido de carbono y 2 volúmenes de vapor de agua. Para que las relaciones de volumen sean correctas, un elemento gaseoso debe escribirse con su fórmula molecular. Así, el oxígeno debe escribirse O{2} y no 2O.

2. Aplicación a los pesos de los gases. Se recordará que el peso molecular de un gas se determina averiguando el peso de 22.4 l de gas. Este peso en gramos se llama peso molecular-gramo de un gas. Si se conoce el peso molecular de cualquier gas, el peso de un litro de gas en condiciones normales puede determinarse dividiendo su peso molecular-gramo entre 22.4. Así, el peso molecular-gramo del gas ácido clorhídrico es 36.458. Un litro de este gas pesará entonces 36.458 / 22.4 = 1.627 g.

EJERCICIOS

1. A partir de los siguientes datos, calcule el peso atómico del azufre. El equivalente, obtenido por análisis del dióxido de azufre, es 16.03. Las densidades y composiciones de varios compuestos que contienen azufre son las siguientes:

NOMBRE DENSIDAD COMPOSICIÓN PORCENTAJE Ácido sulfhídrico 1.1791 S = 94.11 H = 5.89 Dióxido de azufre 2.222 S = 50.05 O = 49.95 Trióxido de azufre 2.74 S = 40.05 O = 59.95 Cloruro de azufre 4.70 S = 47.48 Cl = 52.52 Cloruro de sulfonilo 4.64 S = 23.75 Cl = 52.53 O = 23.70 Disulfuro de carbono 2.68 S = 84.24 C = 15.76

2. Calcule las fórmulas de compuestos con las siguientes composiciones:

PESO MOLECULAR (1) S = 39.07% O = 58.49% H = 2.44% 81.0 (2) Ca = 29.40 S = 23.56 O = 47.04 136.2 (3) K = 38.67 N = 13.88 O = 47.45 101.2

3. El peso molecular del amoníaco es 17.06; del dióxido de azufre es 64.06; del cloro es 70.9. A partir del peso molecular, calcule el peso de 1 l de cada uno de estos gases. Compare sus resultados con la tabla en la contraportada del libro.

4. A partir del peso molecular de los mismos gases, calcule la densidad de cada uno, referida al aire como estándar.

5. Se hizo explotar una mezcla de 50 cc de monóxido de carbono y 50 cc de oxígeno en un eudiómetro, (a) ¿Qué gases quedaron en el tubo después de la explosión? (b) ¿Cuál fue el volumen de cada uno?

6. ¿En qué proporción deben mezclarse el acetileno y el oxígeno para producir la mayor explosión?

7. Resuelva el Problema 18, Capítulo XVII, sin usar pesos moleculares. Compare sus resultados.

8. Resuelva el Problema 10, Capítulo XVIII, sin usar pesos moleculares. Compare sus resultados.

9. El calor específico del aluminio es 0.214; el del plomo es 0.031. A partir de estos calores específicos, calcule los pesos atómicos de cada uno de los elementos.