Guia Ejercicios Qui 102 (1)

Universidad Andrés Bello Facultad de Ecología y Recursos Naturales

Departamento de Ciencias Químicas

GUIA DE EJERCICIOS

QUIMICA GENERAL

QUI 100-QUI 102

Compilada por: Prof. Luis Raúl de la Nuez

Revisada por: Dra. Nancy Pizarro U.

Departamento de Ciencias Químicas

Versión Primer Semestre 2010

Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010

Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Departamento de Ciencias Químicas

1

Esta guía de ejercicios fue elaborada y financiada a través del PROYECTO DE MEJORAMIENTO DE LA CALIDAD DE LA DOCENCIA 2009 de la VICE-RECTORÍA ACADÉMICA (VRA), titulado” Mejoramiento del material de apoyo al proceso de enseñanza de los cursos de Primer Año del Departamento de Ciencias Químicas”.



2

INDICE

GUIA Nº 1 UNIDAD Nº 1: MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES 4

Objetivos específicos de la Unidad 1 4

Ejercicios Desarrollados 5

Ejercicios Propuestos 8

Respuestas 13

GUIA Nº 2 UNIDAD Nº 1: MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES 14




Respuestas 20

GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 2: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 22 Objetivos específicos de la Unidad 2 22



Respuestas 31

GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 3: MOLÉCULAS, ENLACE QUÍMICO 34 Objetivos específicos de la Unidad 3 34



Respuestas 42

GUIA Nº 5 Unidad Nº 4: ESTEQUIOMETRÍA 49




Respuestas 64

GUIA Nº 6 Unidad Nº 5: GASES Y SUS PROPIEDADES 67 Objetivos específicos de la Unidad 5 67



Respuestas 77



3

GUIA Nº 7 Unidad Nº 6: REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA 78




Respuestas 90

GUIA Nº 8 Unidad Nº 7: EQUILIBRIO QUÍMICO 91




Respuestas 103

GUIA Nº 9 Unidad Nº 7: EQUILIBRIO QUÍMICO 104




Respuestas 120

TABLA PERIÓDICA 122 APÉNDICE: SOLEMNES DE SEMESTRES ANTERIORES 123



4

GUIA Nº 1

UNIDAD Nº 1

MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

Objetivos específicos de la Unidad 1 1. Clasificación y Propiedades de la Materia.

2. Unidades de medición. Sistema Internacional de medición.

3. Escalas de Temperatura.

4. Uso de prefijos, conversión de unidades.

LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN

VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 1. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.

Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.



5

EJERCICIOS DESARROLLADOS

1. El oro puede martillarse hasta formar láminas extremadamente delgadas llamadas

pan de oro. Si un trozo de 1,00 g de oro (densidad = 19,2 g/cm3) se martilla hasta formar una lámina que mide 8,0 x 5,0 pies, calcule el espesor medio de la lámina en metros (1 pie = 0,3048 metros).

Desarrollo:

Utilizando la densidad del aluminio y su masa se determinará el volumen de éste.

Como:

OroV Oro m

=d

Por lo tanto el volumen es:

Orod Oro m

=V

3g/cm 19,2 g 1,00

=V

V = 0,0521 cm3 (Como hay operación de división, se consideró las cifras significativas de la masa y la densidad, cada una tiene 3, por lo que el volumen se expresa con 3 cifras significativas)

Antes de realizar el cálculo del espesor se transformará las longitudes dadas en pies a metros, así como el volumen a m3.

Primero se convertirá 8,0 y 5,0 pies a metros, sabiendo que 1 pie = 0,3048 m y

utilizando el factor de conversión o factor unitario:

mpie

mxpies 438,213048,00,8 =⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛= 2,4 m

Debido a que hay operaciones de multiplicación y división, se consideró la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2, por lo que la longitud es 2,4 m.

mpie

mxpies 524,113048,00,5 =⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛ = 1,5 m



6

Por último, el volumen se convertirá a m3, sabiendo 1cm3 = 1,0 x 10-6 m3:

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛ −

3

363

1100,10521,0cm

mxxcm = 5,21 x 10-8 m3

Si se considera que la lámina de oro es un cubo rectangular cuya altura es el espesor de la lámina:

El volumen es por lo tanto:

Volumen = Ancho x Largo x Espesor (ó altura)

La altura o en este caso espesor estará dado por:

Ancho x oargLVolumenEspesor =

13-8

m 1,5 m 2,4 10 x 5,21

xmEspesor =

Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2.

Espesor = 1,4 x 10-8 m

2. Calcule la masa de un cilindro de acero inoxidable (densidad = 7,75 g/cm3) cuya

altura mide 18,35 cm mientras que su radio 1,88 cm. Exprese el resultado en kilogramos.

Desarrollo:

d = 7,75 g/cm3 h = 18,35 cm r = 1,88 cm

El primer paso es calcular el volumen del cilindro, el cual es:

V= π r2 x h V = 3,1416 x (1,88 cm)2 x 18,35 cm



7

V = 204 cm3

Luego se obtiene la masa usando el volumen del cilindro obtenido y la densidad:

V m d =

Despejando la masa se tiene:

m = d x V

33 cm 204 x cm

g 75,7m =

m = 1581 g (expresado correctamente según cifras significativas sería: 1,58 x 103 g)

Por último la conversión de la masa de g a kg:

kgg

kgxgx 58,1 1000

11058,1 3 =⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛

Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 3.

m = 1,58 kg



8

EJERCICIOS PROPUESTOS

1. La densidad del ácido acético es 1,05 g/mL. ¿Cuál es el volumen de 327 g de ácido

acético? Justifique su respuesta.

2. La densidad (d) del mercurio líquido es 13,5 g/cm3. ¿Qué masa (m) del mercurio llenará un recipiente con un volumen (V) de 0,500 L?

3. Cuando 24 pedazos de cobre se sumergen en agua, los pedazos desplazan 8,26

cm3 de agua. ¿Si la masa combinada de los pedazos es 73,86 g, ¿cuál es la densidad del cobre?

4. Un pedazo de 8,44 g de un metal desconocido tiene 1,25 centímetros de largo, 2,50

centímetros de ancho, y 1,00 centímetro de grueso. ¿Cuál será la identidad posible del elemento?

Indique cálculo de justificación:






9

5. Un cubo del hierro tiene una masa de 29,31 g. Si cada lado del cubo tiene dimensiones de 1,55 centímetros, ¿cuál es la densidad del hierro?

6. Los termóstatos se fijan a menudo a 68ºF. ¿Cuál es esta temperatura en grados

centígrados?

7. El punto de ebullición de helio líquido es 4 K. ¿Cuál es esta temperatura en grados centígrados?

8. La temperatura requerida para fundir el NaCl es 528 ºC. ¿Cuál es esta temperatura

en Kelvin?

9. Las reacciones químicas se estudian a menudo a 25 ºC. ¿Cuál es esta temperatura

en grados Fahrenheit?








10

10. El radio de un átomo del helio es 31 pm. ¿Cuál es el radio en nanómetros? 11. Un cilindro tiene un radio de 5,08 centímetros y una altura de 125 centímetros.

Calcule el volumen del cilindro en litros. 12. Las dimensiones de una caja son 12 pulgadas por 11 pulgadas por 5,5 pulgadas.

Calcule el volumen de la caja en cm3. Hay 2,54 centímetros por pulgada. 13. ¿Si la eficacia de combustible de un automóvil es 27 millas por galón, ¿cuál es su

eficacia de combustible en kilómetros por litro? (1 kilómetro = 0,621 millas, 1,000 L = 1,057 cuartos de galón, 4 cuartos de galón = 1 galón)







11

14. Un galón (3,78 L) de pintura de látex puede cubrir 385 pies2 de la superficie de una pared. ¿Cuál es el grosor promedio de una capa de pintura (en micrómetros)?

15. A 25 ºC, la densidad del oxígeno en aire es 0,275 g/L. ¿Qué volumen será ocupado

por 25 kilogramos de oxígeno a 25 ºC? 16. Una balanza electrónica se utiliza para determinar que una muestra tiene una masa

de 25,7171 g. Si la precisión de la balanza es de ± 0,1 mg, ¿cuál es el número correcto de las cifras significativas para esta medida?

17. Convertir 5,000 x 10-2 metros a milímetros y expresar la respuesta en la notación

exponencial usando el número correcto de cifras significativas.







12

18. ¿Cuál es la respuesta correcta a la expresión siguiente: (18 + 95) × 0,077351? Nota: Realice la operación de adición primero.

19. Exprese 0,38300 en notación exponencial. 20. El radio de un átomo del litio es 152 pm. ¿Cuál es el volumen de un átomo del litio si

se considera que el átomo es una esfera? El volumen de una esfera es (4/3) π r3.






13

RESPUESTAS

1. Respuesta: 3,11 x 102 mL

2. Respuesta: 6,75 x 103 g

3. Respuesta: 8,94 g/cm3

4. Respuesta: Aluminio: 2,70 g/cm3

5. Respuesta: 7,87 g/cm3

6. Respuesta: 20 ºC

7. Respuesta: -269 ºC

8. Respuesta: 801 K

9. Respuesta: 77 ºF

10. Respuesta: 3,1 x 10-2 nm

11. Respuesta: 10,1 L

12. Respuesta: 1,2 × 104 cm3

13. Respuesta: 11 km/L

14. Respuesta: 106 μm

15. Respuesta: 9,1 x 104 L

16. Respuesta: 6

17. Respuesta: 50,00 mm

18. Respuesta: 8,74

19. Respuesta: 3,8300 x 10-1

20. Respuesta: 1,47 × 10-23 cm3



14

GUIA Nº 2

UNIDAD Nº 1

MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

Objetivos específicos de la Unidad 1 1. La teoría atómica. Protones, electrones, neutrones

2. Tamaño de los átomos. Número atómico, número de masa, isótopos

3. Tabla Periódica


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





15


1. Calcular la masa atómica promedio del Silicio considerando que se encuentra en la naturaleza formado por tres isótopos que tienen las siguientes masas y % de abundancia.

Masa atómica (uma) % de abundancia 27,997 92,23 28,977 4,67 29.974 3,10 Desarrollo: Cada isótopo contribuye a la masa atómica del Silicio de acuerdo con su

abundancia. Por lo tanto, el primer paso es convertir los porcentajes en fracciones, así:

9223,0100

23,92=

0467,0100

67,4=

0310,0100

10,3=

Luego se calcula la masa atómica promedio como sigue: Masa atómica promedio del Silicio =

(0,9223)(27,997 uma) + (0,0467)(28,977 uma) + (0,0310)(29,974 uma) = 28,104 uma

2. Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes especies:

a) O17

8 b) 217

8 O− c) Ca40

20 d) 240

20 Ca+

Desarrollo:

Recuerde que el exponente de la izquierda se refiere al número de masa, el subíndice al número atómico. En cambio, en los casos que lo hay, el exponente del lado derecho es la carga neta del elemento.



16

a) O178 : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa

17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 8, ya que es un átomo con carga neta cero.

b) 217

8 O− : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa 17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. Como la carga neta es -2, existe un exceso de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 10.

c) Ca40

20 : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa es 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 20, ya que es un átomo con carga neta cero.

d) 240

20 Ca+ : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. Como la carga neta es +2, existe un déficit de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 18.



17

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Cómo se define una unidad de masa atómica (uma)? 2. ¿Cuántos protones, neutrones, y electrones están en un átomo de oxígeno-18?

3. ¿Cuál es el símbolo atómico para un elemento con 28 protones y 31 neutrones?

4. ¿Cuál es la identidad de 72

32 X ? 5. ¿Cuántos neutrones hay en cobalto-59? 6. ¿Cuál pareja entre los átomos siguientes tiene el mismo número de neutrones? 64

28 Ni , 6329Cu , 64

30 Zn , 6830 Zn

7. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de bromo con 46 neutrones? 8. ¿Cuál de los siguientes átomos son isótopos? 45

21Sc , 4822Ti , 50

22Ti , 5023V

9. Complete la siguiente Tabla:

Símbolo 54 226 Fe +

Protones 5 79 86 Neutrones 6 16 117 136 Electrones 5 18 79 Carga neta -3 0

10. Un elemento consiste en dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su

masa atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento?




18

11. La plata tiene una masa atómica media de 107,87 uma. ¿Si 48,18% de Ag existe como Ag-109 (108,9047 uma), ¿cuál es la identidad y la masa atómica del otro isótopo?

12. El litio tiene dos isótopos estables con las masas de 6.01512 uma y 7.01600 uma.

La masa molar media del Li es 6.941 uma. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia de cada isótopo?

13. El oxígeno tiene dos isótopos: O-16 y O-17. Calcula el porcentaje de cada uno de

ellos sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 15, 9994 uma. Datos: masa de O-16 = 15,9949 uma; masa de O-17 = 16,9991 uma.

14. ¿Cuál es el elemento más abundante del universo? 15. ¿Qué elemento gaseoso abarca sobre tres cuartos de la atmósfera de la tierra? 16. Identifique el metal alcalinotérreo situado en el cuarto período. (Use una tabla

periódica). 17. ¿Qué halógeno está situado en el cuarto período? (Use una tabla periódica).

18. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de no metales?

Yodo, indio y xenón; aluminio, silicio y neón; azufre, fósforo y bromo; galio, argón, y oxígeno.






19

19. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de metaloides? B, As, y Sb; Silicio, P, y Ge; As, Ge, y Pb; In, Sn, y Ge

20. Identifique en la Tabla Periódica:

a) tres elementos alcalinos b) tres elementos alcalinotérreos c) cinco metales de transición d) tres halógenos d) tres calcógenos e) tres gases nobles f) cinco no metales g) cinco metales f) cinco metaloides.



20

RESPUESTAS 1. Respuesta: 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.

2. Respuesta: 8 protones, 10 neutrones, 8 electrones

3. Respuesta: 5928 Ni

4. Respuesta: Ge

5. Respuesta: 32

6 Respuesta: 6329Cu y 64

30 Zn

7. Respuesta: 81

8. Respuesta: 4822Ti y 50

22Ti

9. Símbolo 54 2

26 Fe + P Au Rn

Protones 5 26 15 79 86 Neutrones 6 28 16 117 136 Electrones 5 24 18 79 86 Carga neta +2 -3 0 0

10. Respuesta: 114,8 uma

11. Respuesta: Ag-107; 106,9 uma

12. Respuesta: 7,49% Li-6 y 92,51% Li-7

13. Respuesta: O-16 hay 99,55% y de O-17 hay 0,45%

14. Respuesta: El hidrógeno, el cual es un elemento químico representado por el

símbolo H y con un número atómico de 1. En condiciones normales

de presión y temperatura, es un gas diatómico (H2) incoloro,

inodoro, insípido, no metálico y altamente inflamable. El hidrógeno

es el elemento químico más ligero y es, también, el elemento más

abundante, constituyendo aproximadamente el 75% de la materia

visible del universo

15. Respuesta: El nitrógeno, el cual es un elemento químico, de número atómico 7,

símbolo N y que en condiciones normales forma un gas diatómico

(nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78%

del aire atmosférico.

16. Respuesta: Ca

17. Respuesta: Br

18. Respuesta: azufre, fósforo y bromo



21

19. Respuesta: As, Ge, y Pb

20. Respuesta: a) tres elementos alcalinos Li, Na y K b) tres elementos alcalinotérreos Be, Mg y Ca c) cinco metales de transición Ti, V, Cr, Mn y Fe d) tres halógenos F, Cl, y Br d) tres calcógenos O, S y Se e) tres gases nobles He NE y Ar f) cinco no metales O, S, C, N y P g) cinco metales Li, Cu, Na, K y Mg f) cinco metaloides B, Si, Ge, As y Sb



22

GUIA Nº 3

UNIDAD Nº 2

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

Objetivos específicos de la Unidad 2

1. Espectro de radiación electromagnética. Naturaleza ondulatoria

2. Energía cuantizada. Efecto fotoeléctrico y fotones. Naturaleza dual de la luz

3. Espectro de emisión del átomo de H. Modelo de Bohr

4. Comportamiento ondulatorio de la materia. Principio de incerteza

5. Mecánica cuántica, orbitales atómicos. Números cuánticos

6. Representación de orbitales. Espin electrónico. Principio de exclusión de Pauli.

7. Configuraciones electrónicas.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 6. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.

Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. 2. Capítulo 7. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.



23


1. Calcule la longitud de onda (λ) y la energía (ΔE) que corresponde a la transición del electrón desde el estado n = 3 hasta el estado fundamental en el átomo de hidrógeno. ¿Se trata de luz absorbida o emitida?

Desarrollo: El cambio de energía, y por tanto, la energía del fotón emitido se obtiene con la ecuación:

2f

2i

H n1

n1 R E −=Δ

Recordemos que en el estado fundamental n = 1.

ni = 3, nf = 1

2218-

11

31 J 2,18x10 E −=Δ

98 - J 2,18x10 E 18-=Δ

ΔE = −1,94 x 10-18 J

El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda se omite el signo menos de ΔE porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva.

Como:

ΔE = h x υ Ecuación 1

Despejando la frecuencia de la ecuación 1 tendríamos:

υ h

E Δ= Ecuación 2

Además sabemos que la frecuencia es también:

υ λc = Ecuación 3

Por lo tanto, reemplazando la frecuencia en la ecuación 2 con la ecuación 3 tendríamos:

λc

h E Δ= Ecuación 4



24

Por último despejando la longitud de onda en la ecuación 4, ésta se calcula con la ecuación 5:

Ehc x λ

Δ= Ecuación 5

J10 x 1,94

Js) (6,63x10 x )sm (3,00x10

λ 18-

34-8

=

λ = 1,03 x 10-7 m

2. a) Escriba la configuración electrónica para el flúor, Z = 9

b) Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de estos electrones en su estado fundamental.

Desarrollo: a) i) El flúor tiene Z = 9.

ii) Como el flúor no está ionizado tiene 9 electrones.

iii) Con dos electrones se completa el primer nivel (1s2)

iv) Quedan 7 electrones para llenar el orbital 2s y llenar parcialmente los orbitales

2p.

Por lo tanto la configuración electrónica de F es:

1s2 2s2 2p5

b)

i) Se comienza por n = 1, así que l = 0, un subnivel que corresponde a un orbital

1s. Este orbital puede acomodar un total de dos electrones. ii) En seguida, n = 2, y l puede ser 0 o bien 1. iii) El subnivel l = 0 tiene un orbital 2s, capaz de acomodar dos electrones. iv) Los cinco electrones restantes se acomodan en el subnivel l = 1, que tiene tres

orbitales 2p. v) El Diagrama orbital es:

1s2 2s2 2p5



25

Los resultados de los números cuánticos se resumen en la tabla siguiente:

Electrón n l ml ms 1 1 0 0 +½ 2 1 0 0 -½ 3 2 0 0 +½ 4 2 0 0 -½ 5 2 1 -1 +½ 6 2 1 0 +½ 7 2 1 +1 +½ 8 2 1 -1 -½ 9 2 1 0 -½

1s

2s

2px, 2py, 2pz



26

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Cuál es la energía en kJ ·mol−1 de una radiación de 250 nm? 2. ¿Cuál es la energía por cada fotón (J) para la luz de frecuencia 4,2 x 1014 Hz? 3. Una de las líneas del espectro del hidrógeno se encuentra a 434 nm. ¿Cuál es la

frecuencia (Hz) de la radiación que la origina? 4. La longitud de onda de las ondas de radio de una emisora de FM es 3,10 m. ¿Cuál

es la frecuencia (Hz) utilizada por la emisora?







27

5. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) de la línea del espectro de hidrógeno que corresponde a la transición de n = 6 a n = 2?

6. ¿Cuál es la energía (J) asociada con el decaimiento de un electrón desde el nivel

n=2 a n=1? 7. ¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicas

requiere absorber una energía más alta para producirse? Justifique su elección. a) n = 4 a n = 7; b) n = 6 a n = 7; c) n = 4 a n = 6; d) n = 3 a n = 6 y e) n = 2 a n = 3.

8. ¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicas

requiere absorber una energía más baja para producirse? a) n = 2 a n = 4; b) n = 2 a n = 6; c) n = 3 a n = 6; d) n = 2 a n = 3; e) n = 5 a n = 6.







28

9. ¿Cuál de las posibles combinaciones de los números cuánticos son incorrectas? Justifique su elección.

a) El orbital 3s tiene los números cuánticos n = 3, l = 0, ml = 1. b) El orbital 2s tiene los números cuánticos n = 2, l = 0 y ml = 0. c) La combinación de números cuánticos n = 4, l = 3 y ml = −3. d) La combinación de números cuánticos n = 7, l = 7 y ml = 7. e) La combinación de números cuánticos n = 3, l = −1 y ml = 0.

10. ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas? De

el nombre de los orbitales que representan.

a) (4, 4, -1, ½) b) (3, 2, 1, ½) c) (3, -2, 1,- ½) d) (2, 1, -1,- ½)

11. ¿Cuál es la energía en (J) asociada con la transición de un electrón desde el nivel n

= 6 a n = 2 para el catión He+? 12. a) Indique razonadamente los números cuánticos para los electrones 3p del cloro

(Z = 17) en su estado fundamental. b) En el apartado anterior, indique razonadamente los números cuánticos que

corresponden a los electrones desapareados que haya. c) Indica razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números

cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica del ion cloruro (Cl−) en su estado fundamental.


Indique justificación:





29

13. Escribe la estructura electrónica de los elementos con número atómico 11, 35 y 54. Responda a las siguientes preguntas.

a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?

14. La configuración electrónica 1s22s22p63s23p6 corresponde a un ion dipositivo Y+2.

a) ¿Cuál es el número atómico de Y? b) ¿A qué período pertenece este elemento? c) ¿Cuántos electrones de valencia posee el elemento Y?

15. Dados los elementos siguientes: A (Z = 4), B (Z = 13) y C (Z = 30) Razone la validez de las afirmaciones siguientes:

a) Pertenecen al mismo período. b) Pertenecen al mismo grupo.

16. Para cada una de las siguientes transiciones en el átomo de hidrógeno, calcule la

energía, λ y υ de la radiación asociada y determine si la radiación se emite o se absorbe durante la transición:

a) De n = 5 a n = 1 b) De n = 6 a n = 2 c) De n = 4 a n = 5.







30

17. Utilizando diagrama de orbitales, determine el número de electrones no apareado que hay en cada uno de los átomos siguientes: a) Ge b) In c) Ni d) Kr e) Br

18. Suponiendo que Superman tuviera una masa de 91 kg, ¿cuál es la longitud de onda

asociada con él si se mueve a una velocidad igual a la quinta parte de la velocidad de la luz? (J = kg/m2 s2).

19. Indique un valor aceptable para cada uno de los números cuánticos que faltan:

a) n = 3, l = , ml = 2, ms = +1/2 b) n = , l = 2, ml = −1, ms = −1/2 c) n = 4, l = 2, ml = 0, ms = d) n = , l = 0, ml = , ms =

20. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones

siguientes: N3-, Mg2+, Cl−, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?

DATOS IMPORTANTES: h = 6,63 x 10-34 J.s; c = 3,00 x 108 m/s; 1 nm = 1 x 10-9m; RH = 2,18 x 10-18 J; 1 eV = 1,6 x 10-19 J







31

RESPUESTAS

1. Respuesta: 479 kJ/mol

2. Respuesta: 2,8 x 10−19 J

3. Respuesta: 6,91 x 1014 s-1

4. Respuesta: 9,68 x 107 m

5. Respuesta: 7,31 x 1014 s-1

6. Respuesta: 1,64 x 10−18 J

7. Respuesta: n = 2 a n = 3, ya que la energía es la mayor, 3,0 x 10-19 J.

8. Respuesta: n = 5 a n = 6, ya que la energía es la menor, 2,7 x 10-20 J.

9. Respuesta: a) Incorrecta, porque l = 0 ml sólo puede ser 0, orbital s.

d) Incorrecta. No existe el número cuántico l = 7 ni ml = 7

10. Respuesta: Correcta la b) representa el orbital 3d

Correcta la d) representa el orbital 2p

11. Respuesta: 4,84 x 10−19 J

12. Respuesta: a) (3p5): (3,1,-1,+½); (3,1,0,+½); (3,1,1,+½); (3,1,-1,-½); (3,1,0,-½)

b) (3,1,1,+½).

c) (3,1,1,-½).

13. Respuesta: Z = 11: 1s22s22p63s1;

Z = 35: 1s22s22p63s23p63d104s24p5;

Z = 54: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

a) Z = 11: Grupo I A (Metales alcalinos); Z = 35: Grupo VII A

(Halógenos); Z = 54: Grupo VIII (Gases nobles)

b) Z = 11: + 1; Z = 35: - 1; Z = 54: 0

c) Z = 11: Metal; Z = 35: No metal; Z = 54: Gas noble

14. Respuesta: a) 20

b) 4

c) 2 15. Respuesta: Dada las configuraciones electrónicas:

A (Z = 4) 1s22s2

B (Z = 13) 1s22s22p63s23p1

C (Z = 30) 1s22s22p63s23p63d104s2

a) Falso, ya que por las configuraciones electrónicas:

A corresponde al segundo período.



32

B corresponde al tercer período.

C corresponde al cuarto período.

b) Sólo pertenecen al mismo, A y C, grupo II A.

16. Respuesta:

Transición electrónica

E (J)

ν (s-1)

λ (m)

Emisión o Absorción

n = 5 a n = 1

-2,09 x 10–18

3,15 x 1015

9,52 x 10-8

Emisión

n = 6 a n = 2

-4,84 x 10–19

7,30 x 1014

4,11 x 10-7

Emisión

n = 4 a n = 5

4,91 x 10–20

7,40 x 1013

4,10 x 10-6

Absorción

17. Respuesta:

18. Respuesta: 1,2 x 10-43 m

19. Respuesta: a) l = 2

b) n = 3

c) ms = +½

d) ml = 0 , ms = +½



33

20. Respuesta:

N3−: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+;

Cl−: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+.

Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 tiene electrones desapareados en los

orbitales 3d.



34

GUIA Nº 4

UNIDAD Nº 3

MOLÉCULAS, ENLACE QUÍMICO

Objetivos específicos de la Unidad 3 1. Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.

2. Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas iónicas.

3. Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples.

4. Polaridad de los enlaces y electronegatividad. Momentos dipolares.

5. Moléculas y fórmulas químicas.

6. Nomenclatura Inorgánica.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 8 y 9. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 7 y 8. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.




35


1. a) Escriba la estructura de Lewis del ión perclorato, ClO4−

b) Calcule las cargas formales c) ¿Cuál es la estructura más razonable de acuerdo a las cargas formales que presenta?

Desarrollo:

a) Como sabemos:

El O tiene Z = 8, por lo cual su configuración electrónica es: 1s22s22p4 y los

electrones del último nivel o los de valencia serán 6; El Cl tiene Z = 17, por lo

cual su configuración electrónica es: 1s22s22p63s23p5 y los electrones del último

nivel o los de valencia serán 7, además la estructura tiene un electrón más.

Por lo tanto, los electrones de valencia totales de la estructura del perclorato,

ClO4-, será: (O) 6 x 4 + (Cl) 7 x 1 + 1 electrón más = 32 electrones, lo que esta

de acuerdo a la siguiente estructura de Lewis:

b)

enlace de enlazados no libre átomo el en Lewis de estructuraelectrones de

21 electrones de valencia de electrones una en átomo un

total Número Número de total número de Formal aargC−−=

CF (Cl) = 7 - 0 - 8/2 = +3

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (4)

Desde un punto de vista electrostático, los sistemas que presentan una gran

separación de cargas eléctricas son poco estables. En general, por tanto, se

prefieren estructuras de Lewis en las que los átomos tengan cargas formales 0 o

a lo sumo ± 1. Por tanto esta estructura será poco probable.



36

c) Al adecuarla para llegar a distribuciones electrónicas más razonables de la

estructura se debe considerar:

i) El Cl pertenece al 3er periodo y por tanto puede ampliar el octeto, por lo

tanto, puede alojar más de 8 electrones. Uno de los átomos de O

periféricos puede ceder un par de electrones, que contribuyen a un doble

enlace:

Podemos recalcular las cargas formales:

CF (Cl) = 7 – 0 - 10/2 = +2

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (3)

CF (O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0

ii) Esta distribución electrónica todavía presenta una elevada separación de

cargas y por tanto cabe esperar que sea poco estable.

El proceso de ceder electrones desde los O periféricos hacia el Cl para

formar nuevos enlaces puede continuar:

Carga Formal de estructura III:

CF(Cl) = 7 – 0 - 12/2 = +1

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2)

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (2)

Carga Formal de estructura IV: CF(Cl) = 7 – 0 -14/2 = 0

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (3)

Carga Formal de estructura V:

CF(Cl) = 7 – 0 - 16/2 = -1



37

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (4)

iii) Las estructuras (III), (IV) y (V) son correctas desde el punto de vista de una

distribución electrónica adecuada. La decisión sobre cual es la más

representativa no es fácil. Podemos recurrir al siguiente argumento

electrostático: en una esfera conductora, las cargas eléctricas se sitúan en

la superficie. Según este argumento aquella distribución que coloque las

cargas formales negativa sobre los átomos periféricos (la número IV)

podemos pensar que será la más estable.

iv) No se puede olvidar que cada una de las estructuras anteriormente

descritas (II), (III), (IV) i (V) presentan estructuras resonantes. Por ejemplo,

para la (IV) tenemos las estructuras siguientes:

2. Indicar la polarización de los enlaces en la molécula de metano, CH4, mediante el

uso de flechas que indique el desplazamiento de la densidad electrónica.

El enlace carbono – hidrógeno está polarizado, con una densidad de carga negativa

sobre el átomo de carbono y una densidad de carga positiva sobre el átomo de

hidrógeno, debido a la diferencia entre la electronegatividad del carbono e

hidrógeno. La electronegatividad del C es 2,5 y la del H es 2,1; la diferencia es 0,4.



38

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números

atómicos son 11, 13 y 16. b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor carácter metálico. c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?

2. Dados los elementos A, B, y C de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:

a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos. b) Determine el grupo y período a los que pertenecen. c) Indique cual es el más electronegativo.

3. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos. 4. Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las afirmaciones siguientes:

a) El cloruro de sodio es soluble en agua. b) El hierro es conductor de la electricidad.







39

5. Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas:

a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO3)2 . c) Una disolución de Cu(NO3)2 .

6. Defina los conceptos, de los valores y estructura para los elementos siguientes: Mg

(Z = 12), Cl (Z = 17), Al (Z = 13) y O (Z = 8).

a) Capa de Valencia b) Electrones de Valencia c) Valencia d) Estructura de Lewis

7. A partir de las configuraciones electrónicas de los átomos correspondientes, de las

estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO2- y NO3

-. 8. Escribir las fórmulas de Lewis para las moléculas: Cloruro de sodio, NaCl; catión

amonio, NH4 + y Amoníaco, NH3.







40

9. a) Escriba las estructuras resonantes del ion SCN-. b) ¿Cuál de ellas es más estable y porqué? 10. a) Escriba la estructura de Lewis del ión nitrato, NO3

- b) Calcule las cargas formales c) ¿Presenta estructuras resonantes, si es afirmativo, escriba los híbridos

resonantes del ión? 11. a) Escriba la estructura de Lewis y, b) Calcule la carga formal de las moléculas siguientes:

i) PCl3 ii) ICl4- iii) ClF3 iv) OSF4

12. Indicar la polarización de los enlaces en H2O, SO y IBr mediante el uso de flechas

que señalen el desplazamiento de la densidad electrónica.







41

13. Identifique los iones presentes en:

a) KHCO3 b) (NH4)2Cr2O7

14. ¿Cuáles de los siguientes átomos, I, Fe y Ag formarán iones con carga, +3, -1 y +1? 15. ¿Cuál es la fórmula correcta para un compuesto iónico que contenga iones:

a) Aluminio y carbonato b) Magnesio y fluoruro c) Sulfato y cromo (III)

16. Cuál es la carga del ion plomo y el ión cobre en la especies: PbS2 y Cu2O? 17. ¿Cuál es la fórmula correcta para el óxido del cobalto (III)? 18. ¿Cuál es la fórmula correcta para el cloruro de cobre (II)? 19. ¿Cuál es el nombre correcto para el NH4ClO4? 20. Complete la siguiente tabla:

Nombre Fórmula Catión Anión Acido fluorhídrico H+ F-

H2S NaOH

Oxido clórico K+ ClO4

-

Hidróxido cuproso K2CrO4 NH4

+ SO4-2

Fosfato monoácido de calcio

K+ IO3-

Ni2(SO4)3 Ácido sulfúrico

CuS Fe+3 SO4

-2

Acido perclórico HClO4 H+ ClO4-

Permanganato de potasio KMnO4 K+ MnO4-

Cianuro de sodio NaCN Na+ CN-



42

RESPUESTAS 1. Respuesta: a) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

b) El elemento de mayor carácter metálico es el Na, porque tiene

una gran tendencia a perder el electrón que tiene en su último

nivel, para alcanzar la configuración estable del gas noble del

período anterior.

c) Na: grupo I A, período 3; Al: grupo III A, período 3; S: grupo VI

A, período 3.

2. Respuesta: a) A: 1s2 2s2 2p5

B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

b) A: grupo VII A, período 2; B: grupo I A, período 4; C: grupo VII A,

período 4.

c) La tendencia es mayor en A que en C, porque es más pequeño

y el núcleo atrae con mayor fuerza al electrón que necesita

captar.

3. Respuesta: CaF2: Iónico, Diferencia de Electronegatividad (ΔEN) = 3;

CO2: covalente, ΔEN = 1 y H2O covalente, ΔEN = 1,4.

4. Respuesta: a) Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares

como el agua.

b) Las sustancias metálicas conducen la corriente eléctrica

gracias a la movilidad de la nube de electrones.

5. Respuesta: a) Conduce la corriente eléctrica en estado sólido y fundido

gracias a la movilidad de la nube electrónica.

b) No conduce la corriente eléctrica porque los iones están

ocupando posiciones fijas y no tienen libertad de

movimiento.

c) Al disolverse el cristal, los iones tienen libertad de



43

movimiento y pueden conducir la corriente eléctrica.

6. Respuesta: a) Representación del último nivel de energía de la

configuración electrónica de un elemento.

b) Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia.

c) Número de electrones encontrados en el nivel más externo

de un átomo (último nivel de energía). (Tabla Nº 1).

Este valor representa por lo tanto, la capacidad de un

átomo individual para combinarse con otros átomos. El

valor expresa el número de electrones que un átomo puede

dar a o aceptar de otro átomo. (Tabla Nº 1).

d) Estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo

del elemento con los electrones de valencia alrededor del

símbolo, empleando puntos o asteriscos. (Tabla Nº 2).

Tabla Nº1 Elemento

Capa de Valencia

Electrones de Valencia

Valencia

Mg

3s2

2

+2

Cl

3s2 3p5

7

-1

Al

3s2 3p1

3

+3

O

2s2 2p4

6

-2

Tabla Nº2



44

7. Respuestas: N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5

8. Respuesta:



45

9. Respuesta: a)

b) La estructura (III) es la más inestable puesto que representa

la molécula con una gran separación de cargas formales.

Las estructuras de más peso en el híbrido de resonancia

serán la (I) y (II). De entre ellas podemos decir que la que

contribuirá de forma más eficaz es la (II) puesto que sitúa la

carga formal -1 sobre el átomo más electronegativo mientras

que la (I) lo sitúa sobre el S. Por tanto el peso relativo de

cada una de estas estructuras en el híbrido de resonancia

sería el siguiente: (II) > (I) >>> (III).

10. Respuesta: a)

b) las cargas formales:

CF(N) = 5 – 0 - 8/2 = 1; CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (1)

CF (O’) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2)

c) Si presenta resonancia. En este caso podemos imaginar 3

estructuras resonantes:



46

11. Respuesta: i)

b) CF (P) = 5 - 2 - 6/2 = 0

CF (F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

ii) a)

b) CF (I) = 7 – 4 - 8/2 = -1

CF (Cl) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (3)

iii)

a)

b) CF(Cl) = 7 - 4 - 6/2 = 0

CF(F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

iv) a)

b) Como átomo central colocamos al S.

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1

CF(S) = 6 – 0 -10/2 = 1



47

CF (F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4)

Aunque en este caso hay otra distribución posible que

no sitúa cargas formales sobre ningún átomo y que por

lo anteriormente expuesto será la más probable:

y las cargas formales son:

CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0

CF(S) = 6 – 0 - 12/2 = 0

CF(F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4)

12. Respuesta: H2O: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. H = 2,1); diferencia 1,4.

SO: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. S = 2,5); la diferencia es 1.

IBr: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

bromo, (E.N. Br = 2,8); (E.N. I = 2,5); la diferencia es 0,3.

13. Respuesta: a) K+ y HCO3

-

b) NH4+ y Cr2O7

2-

14. Respuesta: +3: Fe -1: I +1: Ag 15. Respuesta: a) Al2(CO3)3 b) MgF2 c) Cr2(SO4)3



48

16. Respuesta: PbS2: +4 y Cu2O: +1 17. Respuesta: Co2O3 18. Respuesta: CuCl2 19. Respuesta: Perclorato de amonio 20. Respuesta:

Nombre Fórmula Catión Anión Acido Fluorhídrico HF H+ F-

Acido sulfhídrico H2S H+ S-2 Hidróxido de sodio NaOH Na+ OH-

Oxido Clórico Cl2O5 No ioniza No ioniza Perclorato de Potasio KClO4 K+ ClO4

-

Hidróxido Cúproso CuOH Cu+ OH- Cromato de potasio K2CrO4 K+ CrO4

-2 Sulfato de amonio (NH4) 2SO4 NH4

+ SO4-2

Fosfato monoácido de calcio Ca (HPO4) Ca+2 HPO4-2

Yodato de potasio K IO3 K+ IO3-

Sulfato de níquel (III) Ni2(SO4)3 Ni+3 SO4-2

Acido sulfúrico H2SO4 H+ SO4-

Sulfuro cuproso CuS Cu+2 S-2 Sulfato Férrico Fe2(SO4)3 Fe+3 SO4

-2

Acido perclórico HClO4 H+ ClO4-

Permanganato de Potasio KMnO4 K+ MnO4-

Cianuro de sodio NaCN Na+ CN-



49

GUIA Nº 5

UNIDAD Nº 4

ESTEQUIOMETRÍA

Objetivos específicos de la Unidad 4 1. Ecuaciones químicas: Escritura y balanceo de ecuaciones

2. Pesos atómicos y moleculares. Escala de masas atómicas

3. El mol y número de Avogadro

4. Masas molares. Fórmulas moleculares y empíricas

5. Cálculos con fórmulas químicas y ecuaciones

6. Reactivo limitante, rendimiento de una reacción.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





50


1. El mentol, la sustancia que podemos oler en las pastillas mentoladas para la tos, se compone de C, H y O. Una muestra de 0,1005 g de mentol se quema, produciendo 0,2829 g de CO2 y 0,1159 g de H2O. Determine la fórmula empírica del mentol. Si el compuesto tiene una masa molar de 156 g/mol, ¿qué fórmula molecular tiene?

CxHyOz + O2 → CO2 + H2O

0,1005 g 0,2829 g 0,1159 g

M H = 1,01 g/mol A. Masas molares de CO

2 y H2O: M C = 12,01 g/mol

M O = 16,00 g/mol M CO

2 = 44,01 g/mol M H

2O = 18,02 g/mol

B. Moles y masa de carbono: sabiendo que n = m / M

3

2 10 428,6/ 01,44 2829,0 −== xmolggCOn mol

=⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛

22

3-

CO mol 1C mol 1CO de moles 10 x 6,428 x 6,428 x 10-3 moles de C

n de Carbono = 6,428 x 10-3 moles de C

m de Carbono = 6,428 x 10-3

moles de C ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

C mol 101,12 gx

m de Carbono = 0,07720 g

C. Moles y masa de hidrógeno:

mol 10 x 6,432g/mol 18,02

g 0,1159OH 3-2 ==n

=⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛OH mol 1

H mol 2OH de moles 10x 6,4322

23- x 0,01286 moles de H

n de Hidrógeno = 0,01286 moles de H

m de Hidrógeno = 0,01286 moles de H ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

H mol 101,1 gx = 0,01299 g



51

D. Moles y masa de Oxígeno

m total = m O + m C + m H m O = m total – (m C + m H) m O = 0,1005 g – (0,07720 g + 0,01299 g) m O = 0,0103 g

molggOn

/ 6,001 ,01030 =

n de Oxígeno = 6,44 x 10-4 moles de O

E. Determinación de Fórmula empírica:

n de Carbono = 6,428 x 10-3 moles de C n de Hidrógeno = 0,01286 moles de H n de Oxígeno = 6,44 x 10-4 moles de O Una vez determinado el número de moles, se divide por el menor de ellos para transformarlos en números enteros.

20 19,97 O de moles 1044,6

H de moles 0,01286Oxígeno den

Hidrógeno den 4 ≈== −x

10 9,98 O de moles 1044,6C de moles10 x 6,428

Oxígeno den Carbono den

4

-3

≈== −x

1 O de moles 1044,6O de moles 1044,6

Oxígeno den Oxígeno den

4

4

== −

−

xx

Fórmula empírica = C10

H20

O

F. Determinación de Fórmula molecular:

Ahora se determina el número de unidades (C

10H

20O) presentes en la fórmula

molecular.

Masa de la fórmula empírica = (12 g / mol x 10) + (1 g / mol x 20) + (16 mol x 1)

Masa de la fórmula empírica = 156 g / mol



52

Masa molar = 156 g/mol

1mol / g 156

mol / g 156 empírica fórmula la de Masa

molar Masa==

Fórmula molecular = C10

H20

O 2. En la reacción de obtención de fosfina, a partir de fosfuro de calcio, en presencia

de agua, según la siguiente ecuación no balanceada:

Se hacen reaccionar 461 g de fosfuro de calcio, Ca3 P2, en presencia de 360 g de agua. Según estos datos, calcule: a) La masa de fosfina, PH3, obtenida. b) La cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida. c) Si el rendimiento de la reacción es de 72%, calcule la masa de fosfina, PH3,

realmente obtenida. a) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, obtenida: .

Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación química es balancear la ecuación. La ecuación correctamente balanceada es:

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masas molares de reactantes y productos involucrados en la reacción. Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre son datos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes de cualquier cálculo estequiométrico. Masa molar fosfuro de calcio, Ca3P2 = 182 g/mol Masa molar agua, H2O = 18 g/mol Masa molar fosfina, PH3 = 34 g/mol Masa molar hidróxido de calcio, Ca(OH)2 = 74 g/mol Ahora determinaremos el reactivo limitante de la reacción. Para este efecto, vamos a calcular la cantidad de materia, moles, de cada reactante involucrado en la reacción.



53

Por definición sabemos que:

n = m / M

Análogamente para el agua:

Según, los coeficientes estequiométricos de la reacción, nos indica que:

Inicialmente se tienen 20 moles de agua y solamente reaccionan 15,18 moles para consumir los 2,53 moles de fosfuro de calcio disponible. Luego, el limitante de la reacción es el fosfuro de calcio. Por lo tanto, el fosfuro de calcio será nuestra base de cálculo. Ahora hay que calcular la masa de fosfina, PH3, obtenida: Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemos decir que:



54

Por definición sabemos que:

De esta expresión podemos obtener la masa teórica de la fosfina.

La cantidad de fosfina obtenida es 172 g, si la reacción tuviese un 100% de rendimiento. Por esta razón, se llama rendimiento teórico. .

b) Cálculo de la cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida. El primer paso a seguir es calcular la cantidad de materia teórica de hidróxido de calcio. Para lograr este objetivo debemos considerar los coeficientes estequiométricos de la reacción.



55

La cantidad de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida si hubiese un 100 % de reacción es 7,59 mol.

c) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, realmente obtenida, si el rendimiento de la reacción es de 72 %. Rendimiento en porcentaje, se puede expresar de la siguiente manera:

Para nuestro caso,

Recordemos que la cantidad de fosfina obtenida es 172 g. Entonces:

La masa de fosfina obtenida, PH3, para un rendimiento del 72 % es 124 g.



56

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Determine las masas molares de estos compuestos:

a) KBr b) Na2SO4 c) Pb(NO3)2 d) C2H5OH e) HC2H3O2 f) Fe3O4 g) C12H22O11 h) Al2(SO4)3 i) Mn2O3 j) Mg3N2 k) C3H5(NO3)3 l) Cu(NO3)2 m) Al2(SO4)3

2. La densidad del hierro es 7,87 g/cm3. Calcule el número de los átomos del hierro

presentes en un cubo que tenga un borde de 3,00 centímetros. 3. ¿Cuántos gramos hay en 0,50 mol de sulfuro del hierro (II)? 4. El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos

huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio?






57

5. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2,709 x 1024 moléculas de Na2S y a cuántos moles de sodio?

6. Determinar la composición porcentual de las siguientes gemas:

a) esmeralda: Be3Al2Si6O18 b) turquesa: Al2(OH)3PO4 . H2O

7. La hemoglobina, una proteína que se encuentra en los eritrocitos transporta el O2 de

los pulmones hasta las células de los tejidos. El hierro (como ión Fe2+) es el 0,33% de la masa de la hemoglobina. Si la masa molar de la hemoglobina es 6,8 x 104 g/mol. ¿Cuántos mol de iones Fe2+ hay en un mol de la molécula?






58

8. Determinar la fórmula empírica de los minerales que tienen la siguiente composición:

a) Na 12,1%; Al 14,19%; Si 22,14%; O 42,09%; H2O 9,48%. b) ZnSO4 56,14%; H2O 43,86%

9. Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en corriente de aire y dio 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto sólo contenía C,H y O: a) ¿Cuál es su fórmula empírica? b) Si su masa molar determinada experimentalmente es 60 g/mol. ¿Cuál es su

fórmula molecular? 10. El análisis de una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) cuya masa es 1,274 g dio

la siguiente composición: C 0,521 g; H 0,058 g y el resto es oxígeno. Determinar la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176g/mol.






59

11. Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico (compuesto utilizado en los cosméticos con filtros solares) se quemó en corriente de oxígeno y se obtuvo 17,1 g de CO2, 3,50 g de H2O y 0,777 g de N2. El compuesto contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno.

a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno contenía la

muestra? b) ¿Qué masa de C, H y N contenía la muestra? c) Basado en la masa de la muestra original, ¿qué masa de oxígeno contenía la

muestra? d) ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido p-aminobenzoico?

12. Una muestra de 0,25 g de un compuesto orgánico que contiene C, H, O y N se

quemó, obteniéndose 0,6151g de CO2, 0,1628 g de H2O y 0,0378 g de NO2. ¿Cuál es la fórmula mínima del compuesto?

13. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas:

a) Fe + _ O2

_ FeO

b) _ Fe + _ O2

_ Fe2O3

c) _ Cu + _ O2

_ Cu2O

d) _ S + _ O2

_ SO2

e) _ Cl2 + _ O2

_ Cl2O5

f) _

Mn + _

O2

_ MnO3





60

g) _ I2 + _ O2

_ I2O7

h) FeO + _ H2O

_ Fe(OH)2

i) Fe2O3 + _ H2O

_ Fe(OH)3

j) Li2O + _ H2O

_ LiOH

k) Cl2O + _ H2O

_ HClO

l) Cl2O3 + _ H2O

_ HClO2

ll) Cl2O5 + _ H2O

_ HClO3

m) Cl2O7 + _ H2O

_ HClO4

n) SO2 + _ H2O

_ H2SO3

o) SO3 + _ H2O

_ H2SO4

p) HClO3 + _ NaOH

_ NaClO3 + _ H2O

q) HNO3 + _ Ca(OH)2

_ Ca(NO3)2 + _ H2O

r) H2CO3 + _ NaOH

_ Na2CO3 + _ H2O

14. El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico según la reacción (no

balanceada)

Na2CO3(s) + HCl (aq) → NaCl (aq) + CO2(g) + H2O (l) ¿Qué masa de CO2 se produce a partir de la reacción de 2,94 g de Na2CO3 con un

exceso de HCl?




61

15. Bajo ciertas condiciones la reacción de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrogeno tiene un rendimiento de 38.2%. Cuántos gramos de NH3 deben reaccionar con un exceso de de oxígeno para producir 17,5 g de NO?

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

16. El trióxido de azufre se obtiene de la reacción del dióxido de azufre y oxígeno.

Cuántos gramos de SO3 pueden producirse de la reacción de 3,00 g SO2 con 2,02 g de O2?

2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) 17. El magnesio reacciona con el yodo gaseoso a altas temperaturas para producir

yoduro de magnesio. Qué masa de MgI2 puede ser producida a partir de la reacción de 4,44 g Mg y 13,4 de I2?






62

18. La reacción de 10,0 H2(g) con 10,0 g de O2(g) dan 8,43 g de H2O(g). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de de esta reacción?

19. El vidrio común se obtiene fundiendo en hornos una mezcla molida de arena de cuarzo (SiO2), carbonato de sodio (Na2CO3) y carbonato de calcio (CaCO3) a 1500 -1600°C:

Na2CO3

CaCO3

Na2O + CO2 (g)

CaO + CO2 (g)calor

El Na2O y el CaO reaccionan con el SiO2 obteniéndose:

Na2O + CaO + 6SiO2calor Na2O . CaO . 6SiO2

vidrio

Calcular cuántos gramos de SiO2, Na2CO3 y CaCO3 se necesitan para obtener 1 kg de vidrio.





63

20. Una muestra de 10,50 g de una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y sulfato de calcio se calentó para descomponer el carbonato, de acuerdo a la ecuación siguiente:

CO2+CaOΔCaCO3

El CO2 gaseoso escapó y el CaSO4 no se descompone por el calentamiento. La masa final de la muestra es 7,64 g ¿Qué porcentaje de la mezcla original es CaCO3?




64

RESPUESTAS 1. Respuesta: a) KBr (M ): 119,00g/mol

b) Na2SO4 (M ): 142,04g/mol

c) Pb(NO3)2 (M ): 331,21 g/mol

d) C2H5OH (M ): 46,07 g/mol

e) HC2H3O2 (M ): 60,05 g/mol

f) Fe3O4 (M ): 231,54 g/mol

g) C12H22O11 (M ): 342,30 g/mol

h) Al2 (SO4)3 (M ): 342,15 g/mol

i) Mn2O3 (M ): 86,94 g/mol

j) Mg3N2 (M ): 100,93 g/mol

k) C3H5(NO3)3 (M ): 227,08 g/mol

l) Cu (NO3)2 (M ): 155,56 g/mol

m) Al2 (SO4)3 (M ): 316,95 g/mol

2. Respuesta: 2,29 x 1024 átomos

3. Respuesta: 44,0 g

4. Respuesta: 1,25 x 1021 moléculas de HCN

5. Respuesta: 4,5 mol de Na2S; 9 mol de Na

6. Respuesta: a) Be: 5,02%; Al: 10,05%; Si: 31,35% y O: 53,58%

b) Al: 24,77%; OH: 23,39%; P: 14,22%; O: 29,35% y H2O:

8,25%

7. Respuesta: 4 mol de iones hierro

8. Respuesta: a) Na2Al2Si3O10.2H2O;

b) ZnSO4.7H2O

9. Respuesta: a) C3H8O;

b) C3H8O

10. Respuesta: C6H8O6

11. Respuesta: a) 0,389 moles de átomos de C, 0,389 moles de átomos de H y

0,0555 moles de átomos de N;

b) 4,6 g de C; 0,39 g de H y 0,78 g de N

c) 1,77 g de O; d) C7H7NO2



65

12. Respuesta: C17H22O4N

13. Respuesta:

a) 2

Fe + O2

2 FeO

b) 4 Fe + 3 O2

2 Fe2O3

c) 4 Cu + O2

2 Cu2O

d) S + O2

SO2

e) 2 Cl2 + 5 O2

2 Cl2O5

f) 2 Mn + 3 O2

2 MnO3

g) 2 I2 + 7 O2

2 I2O7

h) FeO + H2O

Fe(OH)2

i) Fe2O3 + 3 H2O

2 Fe(OH)3

j) Li2O + H2O

2 LiOH

k) Cl2O + H2O

2 HClO

l) Cl2O3 + H2O

2 HClO2

ll) Cl2O5 + H2O

2 HClO3

m) Cl2O7 + H2O

2 HClO4

n) SO2 + H2O

H2SO3

o) SO3 + H2O

H2SO4

p) HClO3 + NaOH

NaClO3 + H2O

q) 2 HNO3 + Ca(OH)2

Ca(NO3)2 + 2 H2O

r) H2CO3 + 2 NaOH

Na2CO3 + 2 H2O





18. Respuesta: 74,9



66

19. Respuesta: 753 g SiO2,

209,2 g CaCO3

221,7 g Na2CO3

20. Respuesta: 61,9%



67

GUIA Nº 6

UNIDAD Nº 5

GASES Y SUS PROPIEDADES

Objetivos específicos de la Unidad 5 1. Características generales de los gases

2. Presión de gases y el manómetro

3. Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro

4. Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases

5. Peso Molecular y densidad de los gases

6. Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton

7. Estequiométricos simples de reacciones que involucren gases ideales (e.g.,

reactivos limitantes, rendimientos).


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





68


1. La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g. Calcular su masa molar cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra es 640 mm Hg.

Desarrollo:

Como sabemos el número de moles es: )H(C molar Masa

masan104

= Ecuación 1

y la densidad: Volumen

masaHC d 104 = Ecuación 2

Además sabemos que ecuación del gas ideal: P V = n R T Ecuación 3 Si sustituimos en número de moles de la ecuación 1, en la ecuación 3:

T R )H(C molar Masa

masaPV104

= Ecuación 4

Si despejamos la Masa molar de la Ecuación 4 tendremos:

T R Presiónx Volumen

masa )H(C molar Masa 104 = Ecuación 5

Por último sustituyendo la ecuación 2 en la ecuación 5, la masa molar queda:

T R Presión

densidad )H(C molar Masa 104 =

Datos: d = 1,71 g / L

P = 640 mm Hg ⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛Hg mm 760

1atmx = 0,842 atm

T = 75ºC (K/ºC) + 273 K = 348 K R = 0,0821 L atm / K mol

K 348 x molK atm L0,082 x

atm 0,8421 Lg71,1

)H(C molar Masa 104 =

M = 58,0 g / mol



69

2. Si 10 g de peróxido de sodio reaccionan con agua para producir hidróxido de sodio y oxígeno, según la siguiente ecuación:

Na2O2 + H2O → NaOH + O2

a) Escribir la reacción química balanceada. b) ¿Cuántos litros de oxígeno se producirán a 20 ºC y 740 mm Hg?

Desarrollo:

a)

2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masa molar del reactante Na2O2:

Masa molar, Na2O2 = 78 g/mol

b)

Ahora se calculan los moles de Na2O2:

g/mol 78g 10 ONa n 22 =

n Na2O2 = 0,128 mol

Según los coeficientes estequiométricos de la reacción, la cantidad de O2 formada será:

Xmol 0,128

O de mol 1ONa de mol 2

2

22 =

n O2 = 0,064 mol Utilizando la ecuación de gas ideal, se puede determinar el volumen de O2 según la ecuación siguiente:

PRTn

V 2O=

Datos:

n O2 = 0,064 mol P = 740 mm Hg P = 740 mm Hg x 1atm / 760 mm Hg = 0,974 atm



70

T = 20 ºC (K/ºC) + 273 K = 293 K R = 0,0821 L atm / K mol


atm 0,974 mol 0,064 OV 2 =

V O2 = 1,6 L



71

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Un cilindro rígido que contiene 3,50 L de H2 a 17 °C y 0,913 atm se cierra

herméticamente. ¿Si el cilindro se calienta a 71 °C, cuál es la presión en el cilindro?

2. Un cilindro firmemente sellado de 5,0 L contiene 781 mm Hg de Ar (g) a 19 °C. Se

calienta el cilindro hasta que se dobla la presión. ¿Cuál es la temperatura del gas? 3. Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32 °C. El globo se coloca

en nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza -132 °C. Asumiendo que la presión permanece constante, ¿cuál será el volumen de este globo enfriado?






72

4. Se tiene un cilindro de 30,0 L con Helio a una presión de 132 atm y a una temperatura de 24 °C. Dicho cilindro se utiliza para llenar globos de 3,00 L a 1,07 atm y 29 °C. ¿Cuántos globos se podrán llenar? Asuma que el cilindro puede proporcionar helio hasta que su presión interna alcanza 1,00 atm (es decir, hay 131 atmósferas de He disponible en el cilindro).

5. ¿Qué volumen de CO2 a 15 °C y 1.50 atm contiene el mismo número de moléculas

que 0,410 L de O2 a 35 °C y 3.00 atmósferas? 6. Si un cilindro de 3,44 L de SO2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas

que un cilindro de 5,00 L de H2 -7°C y 1,00 atm, cuál es la temperatura (en °C) del SO2?

7. Si 3,67 g CO2 (g) se introduce en un cilindro vacío de 2,50 L a 65 °C, ¿cuál será la

presión dentro del cilindro?







73

8. La presión en un recipiente cerrado de 20,0 L es de 0,512 atmósferas a 72 °C. ¿Cuántas moles de gas contienen dicho recipiente?

9. Calcule la densidad (en g/L) del Kr a 308 K y 527 mm Hg.

10. Una masa de 1.663 g de un gas desconocido se introduce en un cilindro vacío de

2.00 L. ¿Si la presión en el cilindro es de 0.544 atmósferas a 78°C, ¿cuál de los gases siguientes podría estar en cilindro? a) N2; b) C2H2; c) NH3; d) HCl; e) N2O

11. ¿Qué volumen de O2(g), medido a 91.2 °C y 743 mm Hg, será producido por la

descomposición de 4,88 g KClO3?

2 KClO3(s) → 2 KCl (s) + 3 O2(g)







74

12. ¿Qué volumen de O2 (g), medido a 17,7°C y 0,978 atm reacciona con 15,1 g de C4H10(g) para producir CO2(g) y H2O(l)?

13. El ácido clorhídrico reacciona con cinc para producir hidrógeno según la reacción:

2 HCl (ac) + Zn (s) → ZnCl2(ac) + H2(g) Si 750,0 mL de HCl 0,250 M se combinan con 5,98 g de Zn (s), ¿qué volumen de

gas de hidrógeno seco puede ser producido? Asuma que la temperatura y la presión del gas son 25 °C y 742 mm Hg, respectivamente.

14. La fórmula empírica de cierto hidrocarburo es CH2. Cuando 0,120 moles de dicho

hidrocarburo se queman por completo en un exceso de oxígeno, se producen 17,7 L de CO2 (g) a 27 °C y 1,00 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo?






75

15. La nitroglicerina (227,1 g/mol) se descompone según la reacción:

4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O (g) + O2(g) ¿Qué volumen total de gases se produce a 65 °C y 744 mm Hg por descomposición

5,00 g de nitroglicerina? 16. El agua se puede descomponer por electrólisis para producir hidrógeno y oxígeno

gaseosos. ¿Qué masa de agua debe descomponerse para llenar un recipiente de 4,00 L con una mezcla de hidrógeno y de oxígeno a una presión total de 2.63 atmósferas a 298 K?

2 H2O (l) → 2 H2(g) + O2(g) 17. El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono:

2 CO (g) + O2(g) → 2 CO2(g) En un cilindro de 1,00 L, 2,40 atm de CO reaccionan con 4,50 atm de O2. Si se

asume que la temperatura permanece constante, ¿cuál será la presión final en el cilindro?






76

18. Una mezcla de He y O2 se colocan en un cilindro de 4,00 L a 32 ºC. La presión parcial del He es 2,7 atmósferas y la presión parcial del O2 es de 1,4 atmósferas. ¿Cuál es la fracción molar de O2?

19. Un cilindro de 1,00 L a 298 K contiene una mezcla de Kr y de N2 a una presión total

de 0,940 atm. Si la fracción molar de Kr es 0,455 ¿cuál es la fracción molar del N2? 20. El oxido nítrico, NO (g), precursor en la preparación industrial del ácido nítrico,

HNO3, se forma al reaccionar amoniaco, NH3 (g), con oxigeno, O2(g), en presencia de un catalizador, de acuerdo a la ecuación siguiente:

____NH3 (g) + ___O2 (g) → ____NO(g) + ____H2O(g)

Equilibre la ecuación y encuentre, ¿cuántos litros de NH3(g) son necesarios para

reaccionar con 1,76 moles de O2 (g) a 5,38 °C y 3,55 atm?






77

RESPUESTAS 1. Respuesta: 1,08 atm

2. Respuesta: 311 °C


4. Respuesta: 1,24 ×103


6. Respuesta: 29 °C

7. Respuesta: 0,925 atm

8. Respuesta: 0,362 mol

9. Respuesta: 2,30 g/L

10. Respuesta: N2O




14. Respuesta: C6H12




18. Respuesta: 0,341


20. Respuesta: Coeficientes 4, 5, 4, 6; 9,00 L



78

GUIA Nº 7

UNIDAD Nº 6

REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA

Objetivos específicos de la Unidad 6 1. Composición de soluciones. 2. Unidades de concentración de las disoluciones % m/m, % m/v, ppm, M, m. 3. Diluciones. 4. Electrólitos fuertes y débiles: Bases, ácidos y sales. 5. Reacciones en solución. Reacciones de precipitación. Concepto de solubilidad. 6. Reacciones de metátesis. Reacciones ácido-base. 7. Propiedades Coligativas: Descenso de la presión de vapor, Aumento del punto de

ebullición, Descenso del punto de Congelación, Presión Osmótica: 8. Soluciones isotónicas e hipotónicas


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





79


1. a) ¿Qué volumen de disolución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 40,0% en masa y densidad 1,20 g/mL hace falta para preparar dos litros de disolución 0,10 M de dicho ácido? b) Una vez preparada dicha disolución, se toman 100 mL y se valoran con una

disolución de NaOH 0,40 M gastándose, hasta llegar al viraje del indicador, 25,5 mL de esta última disolución. ¿Cuál será la concentración real del ácido clorhídrico (HCl)?

a)

Paso 1: Ordenar los datos:

Masa molar del HCl = Masa molar del H + Masa molar del Cl

Masa molar del HCl = 1,01 g/mol + 35,5 g/mol

Masa molar del HCl = 36,51 g/mol

Concentración de la disolución concentrada de HCl = 40,0% m/m

d = 1,20 g/mL

Paso 2:

Se determinará primero la molaridad del HCl concentrado:

Como sabemos:

solución de g 100

HCl de g 0,40 m/m % 0,40 =

Para obtener la molaridad, primero obtendremos los moles de HCl:

Molar asaM

HCl de masanHCl =

g/mol 51,36HCl g 0,40nHCl =

nHCl = 1,10 mol Luego se obtendrá el volumen que corresponden los 100 g de disolución usando

la densidad:

V m d =

Por lo tanto el volumen es:



80

solución la de densidad HCl de solución la de masa V =

3g/cm 1,20 g 100 V =

V = 83,3 mL = 0,0833 L

Con estos datos y sabiendo que la molaridad es:

solución de Litro 1

HCl de soluto de moles M =

Por lo tanto, la molaridad será:

solución de L 1X

solución de L 0833,0HCl de moles ,101

=

X = 13,2 M Luego debemos obtener el volumen necesario para diluir la solución de 13,2 M a

0.10 M.

Sabemos que:

Moles antes de diluir = Moles después de diluir

Moles = Molaridad x V (Litros)

Por lo tanto:

M antes de diluir x V antes de diluir = M después de diluir x V después de diluir

Así, el volumen necesario de la disolución 13,2 M, para preparar 2 L de la

solución 0,10 M es:

diluir de antes

diluir de despuésdiluir de despuésdiluir de antes V

M x V V =

M 13,2

M 0,10 x L 2 V diluir de antes =

V antes de diluir = 0,015 L = 15 mL



81

b) Para obtener la verdadera concentración de HCl se realiza una titulación ácido

base que involucra la siguiente reacción: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaC(ac) + H2O(l)

Paso 1: Ordenar los datos. VHCl a titular = 100 mL = 0,100 L

[NaOH] = 0,40 M VNaOH gastado = 25,5 mL = 0,0255 L Paso 2: Obtener los moles de NaOH que serán neutralizados y luego por la

estequiometría de la reacción los moles de HCl requeridos. Recordemos:

n = M x V (Litros)

nNaOH = 0,40L

mol x 0.0255 L

nNaOH = 0,0102 mol Por lo tanto los moles de HCl requeridos serán:

X

NaOH de mol 0102,0HCl de mol 1

NaOH de mol 1=

n HCl = 0,0102 mol Paso3: La concentración real de HCl se determina sabiendo el concepto de molaridad

antes dado:

L 1X

solución de L 100,0HCl de mol 0102,0

=

[HCl] = 0,102 M

2. Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C.

Calcular la masa molar de la resorcina, Keb del agua es 0,52 °C/m.



82

Paso 1: Ordenar los datos. Soluto resorcina : masa = 0,572 g

Solvente agua : masa = 19,31 g

Keb = 0,52 °C/m

Tºeb = 100,00 °C

Solución: Teb = 100,14 °C Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la masa molar de la resorcina. Paso 3: Aplicamos las ecuaciones ΔTeb = Teb - Tºeb Ecuación 1

ΔTeb = Keb m Ecuación 2

Para poder calcular la masa molar del soluto necesitamos saber cual es la masa de

un mol de moléculas de resorcina. Luego necesitamos saber que molalidad tiene la solución, para lo cual utilizamos

entonces la ecuación 1, para determinar el aumento del punto de ebullición y la ecuación 2 para calcular la molalidad.

Paso 4: Cálculo de la molalidad ΔTeb = Teb - Tºeb

ΔTeb = 100,14 °C - 100,00 °C

ΔTeb = 0,14 °C

ΔTeb = Keb m

0,14 °C = (0,52 °C/molal) m

m = 0,269 molal Esto significa que 0,269 moles de soluto (resorcina) se disolvieron en 1000 g de

solvente (agua). Paso 5: Cálculo de moles de resorcina presentes en 19,31 g de agua.

agua de g 31,19

Xagua de g 1000

resorcina moles 269,0=

X = 0,005194 moles de resorcina.= 5,194 x 10-3 moles de resorcina



83

Paso 6: Cálculo de la masa molar.

Molar asaMresorcina de masanresorcina =

Molar asaM

g 0,572moles 10 x 5,194 3- =

moles 10 x 5,194g 0,572Molar asaM 3-=

Masa molar = 110 g/mol



84

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCI (cloruro de sodio) en 300 g de

agua. Expresar su concentración en: a) masa de soluto/100 g de agua b) % m/m c) molalidad

2. Se prepara una solución que contiene 6,0 g de un soluto cuya M = 60,0 g/mol en 500

mL de solución. Expresar su concentración en: a) % m/V b) molaridad

3. Se dispone de una solución alcohólica 2,00 M de un soluto cuyo M = 84,0 g/mol.

Determinar qué masa de soluto está presente en: a) 500 mL de solución b) 1000 mL de solución c) 3,00 L de solución






85

4. ¿Cuál es la fracción molar de Fe(NO3)3(ac) 1,98 m ? La masa molar de Fe(NO3)3 es 241,9 g/mol y la masa molar del agua es 18,02 g/mol.

5. El porcentaje en masa de un H2SO4 concentrado es 96,0% y su densidad es 1,84

g/mL. ¿Cuál es la molaridad del H2SO4 concentrado? 6. Si la concentración de cloruro de potasio en agua es 113 ppm, ¿cuál es la molaridad

del cloruro de potasio en agua? La masa molar del KCl es 74,55 g/mol. Asuma que la densidad de la solución es 1,00 g/mL.

7. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico (HCI). Cuando una muestra de

26,2 g de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 mL se obtiene una solución 5,28 x 10−3 M en HCI. Calcular el % m/m de HCI en el jugo gástrico.







86

8. Calcular ¿qué masa de agua debe agregarse a 1200 g de solución 2,50 m de K2SO4 para obtener una solución 1,50 m?

9. Una muestra de 25,00 mL de NaOH se titula con 17,13 mL de HCl 0,3150 M. ¿Cuál

es la concentración de la solución de NaOH? 10. ¿Qué volumen de NaCl 0,300 M se requiere para precipitar todo el ion Pb2+ presente

en 25,0 ml de Pb(NO3)2 0,440 M?

Pb(NO3)2(ac) + 2 NaCl (ac) → PbCl2(s) + 2 NaNO3(ac)

11. Una muestra de 25,00 mL de ácido sulfúrico, H2SO4, requiere 42,13 mL de NaOH

0,1533 M para la titulación en el punto de equivalencia. ¿Cuál es la concentración del ácido sulfúrico?

H2SO4(ac) + 2 NaOH → Na2SO4(ac) + 2 H2O (l)







87

12. ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% m/m y d = 1,74 g/mL se necesitan para que reaccionen completamente 50 g de zinc?

Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)

13. Se quiere determinar la pureza en carbonato cálcico de un mineral de caliza, para lo

cual 5 g de mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl 0,2 M, quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH 0,05 M, del que se gastan 75 mL. Señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral.

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

14. La presión de vapor de agua pura a 45°C es 71,9 mm Hg. ¿Cuál es la presión de

vapor de una mezcla de 21,0 g de sacarosa (C12H22O11, masa molar 342,3 g/mol) y 79,0 g de agua?






88

15. ¿Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 4,78 gramos de naftalina (masa molar = 128,2 g/mol) disuelta en 32,0 gramos de p-dicloro-benceno? El punto de congelación del p-dicloro-benceno puro es 53,0°C y la constante de disminución del punto de congelación, Kf, es -7,10 °C/m.

16. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto molecular no polar si 5,52 gramos

disueltos en 36,0 gramos de benceno comienzan a congelar a – 1,87 °C? El punto de congelación del benceno puro es de 5,50 °C y la constante crioscópica, Kf, es – 5,12 °C/m.

17. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución que contiene 2,33 g de cafeína,

C8H10N4O2, disuelta en 15,0 g de benceno? El punto de ebullición de benceno puro es 80,1°C y su constante ebulloscópica, Keb, es 2,53 °C/m.






89

18. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto, si 6,21 gramos se disuelven en 24,0 gramos de cloroformo para formar una solución que tiene un punto de ebullición de 68,04°C? El punto de ebullición del cloroformo puro es 61,70 °C y su constante ebulloscópica, Keb, es 3,63 °C/m.

19. A 25 °C, ¿cuál es la presión osmótica de 8,65 g de urea (CON2H4) diluida con agua

a 1,50 L? (R = 0.08206 L·atm/mol·K) 20. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en

suficiente agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27 °C. ¿Cuál es la masa molar del soluto? (R = 0,08206 L·atm/mol·K)






90

RESPUESTAS 1. Respuesta: a) 5,0 g/100 g de agua

b) 4,8 % m/m

c) 0,85 m

2. Respuesta: a) 1,2% m/V

b) 0,20 M

3. Respuesta: a) 84,0 g

b) 168,0 g

c) 504,0 g


5. Respuesta: 18,0 M

6. Respuesta: 1,52 x 10-3 M

7. Respuesta: 0,147 % m/m

8. Respuesta: 557, 5 g


10. Respuesta: 73,3 mL


12. Respuesta: 53,869 mL

13. Respuesta: 61,25%

14. Respuesta: 70,9 mm Hg

15. Respuesta: 44,7 °C

16. Respuesta: 107 g/mol

17. Respuesta: 82,1 °C






91

GUIA Nº 8

UNIDAD Nº 7

EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivos específicos de la Unidad 7 1. Constante de equilibrio Kc y Kp.

2. Equilibrio ácido-base. Constantes de acidez y basicidad. Relación entre ellas.

3. Disociación del agua. Producto iónico del agua.

4. Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas “p”.

5. Ácidos y bases fuertes y débiles.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 14. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.

2. Capítulo 14. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.



92


1. Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g) la Kc = 4,4 a 2000 K. Si se introducen en un reactor con una capacidad de 1,0 L simultáneamente 1 mol H2, 1 mol CO2 y 2 mol de H2O, determine:

a) Las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio b) La Kp c) Las presiones parciales de los gases en el equilibrio

Desarrollo: a) Teniendo en cuenta la reacción:

H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O(g) + CO (g) Cinicial 1 M 1 M 2 M 0

Reacción x M x M 0 0

Formación 0 0 x M x M

Equilibrio (1 - x) M (1 - x) M (2 + x) M x M Las concentraciones en equilibrio son: [H2] = (1 - x) [CO2] = (1 - x) [H2O] = (2 + x) [CO] = x

Entonces: [ ][ ][ ][ ]22

2

H COCO OH

Kc = Ecuación 1

Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene:

x)-(1 x)- 1(

x )x2(4,4 += Ecuación 2

(4,4) (1 – 2x + x2) = 2 x + x2

Reordenando la ecuación 2 se tienen las ecuaciones 3 y 4:

4,4 x2 – x2 – 8,8 x – 2 x + 4,4 = 0 Ecuación 3

3,4 x2 – 10,8 x + 4,4 = 0 Ecuación 4

Utilizando la fórmula para resolver una ecuación cuadrática:

a x2 ± b x ± c x = 0



93

x = a2

ac4bb 2 −±−

y aplicándola para la Ecuación 4 se tiene:

x = )4,4( 2

)4,4( )4,3( 4 )8,10( )8,10( 2 −−±−−

Resolviendo se tiene:

X1 = 2,6966 M

X2 = 0,4799 M

X1 se descarta porque es mayor que la concentración inicial, por lo que el valor a

utilizar es X2.

Por lo tanto las concentraciones serán:

[H2] = (1 - 0,4799) M = 0,52 M [CO2] = (1 - 0,4799)M = 0,52 M [H2O] = (2 + 0,4799) M = 2,5 M [CO] = 0,48 M

b)

Sabiendo que Δn = (moles de productos – moles de reactantes)

Y que Kp = Kc (RT) Δn

Como para nuestro caso Δn = 0, entonces:

Kc = Kp = 4,4

c)

Utilizando la ecuación de los gases PV = nRT y sabiendo que los moles totales de

reactantes y productos es de 4 mol, la temperatura 2000 K, V = 1,0 L y R = 0,0821 L

atm/K mol; la presión total es:


L 1 mol 4 PTotal =

PTotal = 656 atm

La presión parcial de cada gas en el equilibrio se obtiene por:

P Parcial del gas = fracción molar del gas ( χ ) x P Total



94

χ = Totales moles

gas del moles

Los moles de cada gas y los totales en el equilibrio son:

n H2 = 0,52 mol ; n CO2 = 0,52 mol ; n H2O = 2,5 mol ; n CO = 0,48 mol

n total = 4,0 mol

P H2 = x mol 0,4mol 52,0 656 atm

P H2 = 85 atm

P CO2 = x mol 0,4mol 52,0 656 atm

P CO2 = 85 atm

P H2O = x mol 0,4mol 5,2 656 atm

P CO2 = 410 atm

P CO = x mol 0,4mol ,480 656 atm

P CO = 79 atm



95

2. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0,01 M tiene un pH de 5,60. Calcule:

a) La concentración de HCN, CN−, H3O+ y OH−. b) El grado de disociación del HCN. c) Calcular su constante de acidez. Desarrollo:

a)

Como el pH = 5,60; entonces calculando el antilogaritmo, [H3O+] = 2,5 x 10-6 M

HCN(ac) + H2O(l) ↔ CN−(ac) + H3O+

(ac)

Cinicial 0,01 M ---- 0 0

Reacción x M ---- 0 0

Formación 0 ---- x M x M

Equilibrio (0,01 - x) M ---- x M x M

Por lo tanto:

[HCN] = 0,01 - x

[CN−] = x

[H3O+] = x

Las especies químicas presentes son: el agua, H2O (que actúa como disolvente y,

por tanto, no tiene sentido hablar de su concentración).

La concentración de ion cianuro, CN−, será la misma que la concentración de ion

hidronio, H3O+:

[CN−] = [H3O+] = 2,5 x 10-6 M

La concentración de ion hidroxilo se calcula a partir de la expresión del producto

iónico del agua:

Kw = [H3O+] [OH−] que, a 25ºC, tiene un valor de 1,0 x 10−14.



96

Por lo tanto:

[ ]6

14

3

14

10 x 5,210 x 0,1

OH10 x 0,1OH

−

−

+

−− ==

[OH-] = 4 x 10-9 M

b)

Por último, la concentración de ácido cianhídrico que queda sin disociar será igual a

la concentración inicial menos la concentración de ácido que se ha disociado

2,5 x 10-6 M.

[HCN] = 0,01 M - 2,5 x 10-6 M = 0,0099975 ≅ 0,01 M

lo cual es lógico ya que el ácido cianhídrico es un ácido débil y prácticamente no

está disociado.

Grado de disociación:

α = inicial iónConcentrac

disociada especie la de iónConcentrac

y el % de disociación = α x 100

α = 2,5 x 10-6 M / 0,01M = 2,5 x 10-4 y el % de disociación sería: (2,5 x 10-6 M / 0,01M) x 100

Porcentaje de disociación = 2,5 x 10-2 %. c)

Para determinar el valor de la constante Ka escribimos su expresión y sustituimos

los valores que son conocidos:

[ ] [ ]

[ ] HCNOH CN

Ka 3+−

=

[ ] [ ]

[ ] 01,010 x 5,2 10 x 5,2Ka

66 −−

=

Ka = 6,25 x 10−10



97

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Escriba la expresión de Kc ó Kp para las siguientes reacciones:

Cu2+(ac) + 4 NH3(ac) Cu (NH3)42+(ac)

Al2S3(s) Al 23+(ac) + 3 S2-(ac)

CH3CO2-(ac) + H2O (l) CH3CO2H (ac) + OH-(ac)

2 HBr (g) H2(g) + Br2(l)

2 Hg2O(s) 4 Hg(s) + O2(g)

2. Escriba las ecuaciones químicas equilibradas que correspondan a las siguientes expresiones de constante de equilibrio:

3

2 2

NHp 1/2 3/ 2

N H

= P

KP P

; 3+ - 3 = [Fe ][OH ]K ;- +

3[F ][H O ] = [HF]

K

3. El tetraóxido de dinitrógeno se descompone para producir dióxido de nitrógeno:

N2O4(g) 2 NO2(g) Calcule el valor de Kp, conociendo que Kc = 5.88 x 10-3 a 273 K. (R = 0,08205

L·atm/mol·K)

Justificación:

Justificación:




98

4. Un recipiente de 4,00 L se llena con 0,75 mol de SO3, 2,50 mol de SO2, y 1,30 mol de O2, permitiéndose que alcance el equilibrio. Usando el cociente de la reacción Q, prediga el efecto sobre las concentraciones de SO3 cuando el equilibrio es alcanzado. Asuma que la temperatura de la mezcla se escoge de tal forma que Kc = 12.

2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2(g)

5. La reacción siguiente se estudia a temperaturas altas:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Si en el equilibrio, las presiones parciales de los gases son las siguientes: PCl5 = 1,8

x 10-2 atmósfera, PCl3 = 5,6 x 10-2 atmósfera, y Cl2 = 3,8 x 10-4 atmósfera. ¿Cuál es el valor Kp para la reacción?

6. A una temperatura dada, una mezcla del equilibrio contiene las concentraciones

siguientes de gases: [SO3] = 0,054 M, [SO2] = 0,0047 M, y [O2] = 0,58 M. ¿Cuál es la constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción?

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g)






99

7. Se adicionan 0,0774 moles de N2O4 (g) a un recipiente de 1,00 L a una temperatura dada. Después de que se alcanza el equilibrio, la concentración de NO2 (g) es 0,0068 M. ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción siguiente?

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

8. A 25°C, la descomposición del tetraóxido del dinitrógeno:

N2O4(g) 2 NO2(g) tiene una constante de equilibrio (Kp) de 0,144. En el equilibrio, la presión total del

sistema es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio? 9. El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y

bromo gaseosos:

COBr2(g) CO (g) + Br2 (g) Kc es igual a 0,19 a 73 ºC. Si una concentración inicial de COBr2 de 0,63 M se

calienta a 73°C hasta que alcance el equilibrio, ¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr2, CO, y Br2?






100

10. Una solución se prepara diluyendo 0,16 mol de HNO3 con agua hasta un volumen de 1,5 L. ¿Cuál es el pH de dicha solución?

11. Cuál es el pH de NaOH 2,1 x 10-5 M (ac) a 25 ºC? (KW = 1,0 × 10-14) 12. ¿Cuál es la concentración de H3O+ en una solución acuosa con un pH de 12,17? 13. ¿Cuál es la concentración de OH- en una solución acuosa con un pH de 11,45?

(KW = 1,0 × 10-14) 14. ¿Cuál es el pH una solución 5,0 × 10-3 M de HF? El valor de Ka para HF es 7,2×10-4.

HF(ac) + H2O(l) ↔ F-(ac) + H3O+(ac)








101

15. ¿Cuál es la concentración de OH- en CH3CO2- 0,51 M? Kb del CH3CO2

- = 5,6 x 10-10

CH3CO2-(ac) + H2O (l) ↔ CH3CO2H(ac) + OH-(ac)

16. ¿Cuál es el pH del ácido benzoico acuoso 0,015 M? (Ka de C5H6CO2H = 6,3 x 10-5)

CH6H5COOH(ac) + H2O (l) ↔ CH3COO- (ac) + H3O+(ac)

17. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con

agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7)

ClO-(ac) + H2O(l) ↔ HClO(ac) + OH-(ac)

18. El pH de la trimetilamina acuosa 0,050 M es 11,24. ¿Cuál es el valor de Kb de esta

base? (CH3)3N(ac) + H2O(l) ↔ (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac)







102

19. A 25 ºC, una disolución de amoniaco en agua contiene 0,17 g de este compuesto por litro de disolución y se sabe que está disociado en un 4,3 %. Calcular:

a) La concentración de iones amonio e hidróxido b) La constante de disociación del amoniaco en agua a la temperatura mencionada c) El pH de la disolución

H3N(ac) + H2O(l) ↔ H4N+(ac) + OH-(ac)

20. El ácido fórmico (metanoico) es un ácido monoprótico moderadamente débil con una

constante de disociación, Ka = 1,8 x 10-4. Si se prepara una disolución 0,100 M de este ácido:

a) ¿Cuál será el pH de la disolución? b) ¿Existirá ácido fórmico en disolución acuosa una vez alcanzado el equilibrio? c) Si es afirmativa la respuesta del apartado b), ¿cuál será la concentración de

ácido fórmico en el equilibrio?





103

RESPUESTAS

1. Respuesta: 2+

3 4c 2+ 4

3

[Cu(NH ) ] = [Cu ][NH ]

K

3+ 2 2- 3 = [Al ] [S ]K

-

3 2-

3 2

[CH CO ] = [CH CO H][OH ]

K

2Hp 2

HBr

= P

KP

2p O = K P

2. Respuesta: 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)

Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3 OH-(ac)

HF(ac) + H2O(l) F-(aq) + H3O+(ac)

3. Respuesta: 0,132

4. Respuesta: [SO3] disminuirá porque Q < K

5. Respuesta: 1,2 x 10-3

6. Respuesta: 4,4 × 10-3


8. Respuesta: 0,20 atm NO2 (g) y 0,28 N2O4 (g)

9. Respuesta: [COBr2] = 0,37 M, [CO] = 0,26 M, [Br2] = 0,26 M

10. Respuesta: 0,97

11. Respuesta: 9,32

12. Respuesta: 6,8 x 10-13 M


14. Respuesta: 2,80


16. Respuesta: 3,03



19. Respuesta: a) [NH4+] = [OH-] = 4,3 x 10-4

b) 1,93 x 10-5 c) 10,63

20. Respuesta: a) 3,46

b) Si, existirá, porque el ácido no está totalmente ionizado

c) 6,56 x 10-4 M



104

GUIA Nº 9

UNIDAD Nº 7

EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivos específicos de la Unidad 7 1. Propiedades ácido-base de las soluciones salinas. 2. Efecto del ión común: soluciones amortiguadoras. 3. Titulaciones ácido – base. Curvas de titulación.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 16. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 17. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.




105

EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de hidróxido sódico 0,10

M con 50 mL de ácido fórmico (metanoico) 0,10 M. Ka = 5,6 x 10-11, según la ecuación siguiente:

HCOOH + NaOH → HCOONa + H2O

Desarrollo:

Primero debemos calcular los moles de HCOOH y NaOH y la concentración de cada uno en la solución. V HCOOH = 50 mL = 0,050 L

V NaOH = 50 mL = 0,050 L

El volumen total será: 0,050 L + 0,050 L = 0,100 L

n HCOOH = 0,10 M x 0,050 L

n HCOOH = 0,0050 mol n NaOH = 0,10 M x 0,050 L

n NaOH = 0,0050 mol

Entonces las concentraciones en la solución serán:

L 1X

L 100,0mol 0050,0

=

X = [NaOH] = [HCOOH] = 0,050 M

Según la ecuación, debe reaccionar la misma concentración de ácido que de base y la concentración del ácido y la base es la misma (0,050 M) y la neutralización será total. La concentración de sal formada será también, según la estequiometría de la ecuación, 0,050 M. Como la sal formada procede de un ácido débil y una base fuerte se hidroliza, es decir, reacciona con el agua. Así, mientras que el catión que procede de la base fuerte es estable en el agua, el anión que deriva del ácido débil reacciona con el agua para formar el ácido que lo originó y:

HCOONa(ac) → HCOO−(ac) + Na+(ac)

Concentración inicial: 0,050 M 0 0

Concentración final: 0 0,050 M 0,050 M



106

Por lo tanto:

[HCOONa]inicial = [HCOO−] = [Na+] = 0,050 M

HCOO−(ac) + H2O(l) ↔ HCOOH(ac) + OH−(ac)

Cinicial 0,050 M ----- 0 0

Reacción x M ----- 0 0

Formación 0 ----- x M x M

Equilibrio (0,050 - x) M ----- x M x M

Como sabemos: Ka x Kh (ó Kb) = Kw

Por lo tanto:

11-

-14

a

wbh 10 x 6,5

10 x 1,0 KK

K ó K ==

Kb = 1,79 x 10-4

[ ][ ][ ]−

−

=HCOO

OH HCOOHKb

x)- 050,0(

x 10 x 79,12

4- =

Resolviendo la ecuación cuadrática tendremos: x = [OH−] = 2,90 x 10−3 M Entonces: pOH = 2,54

pH = 14 – 2,54

pH = 11,46



107

2. Si se tiene un litro de una solución amortiguadora que contiene 0,10 mol de ácido láctico, C2H3COOH, y 0,12 mol de lactato de sodio, C2H3COONa, calcule:

a) El pH del amortiguador (Ka = 1,4 x 10− 4) b) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de NaOH (no tome en

cuenta el cambio de volumen) c) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de HCl (también sin tomar

en cuenta el cambio de volumen). Desarrollo: a)

Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M

El lactato de sodio es un electrolito fuerte por lo cual:

C2H3COONa(ac) → C2H3COO−(ac) + Na+(ac)



Por lo tanto: [C2H3COO−] = 0,12 M

Teniendo en cuenta la reacción:

C2H3COOH(ac) + H2O(l) ↔ C2H3COO−(ac) + H3O+(ac)

Cinicial 0,10 M ----- 0,12 M 0



Equilibrio (0,10 - x) M ----- (0,12 + x) M x M Por lo tanto:

[C2H3COOH ] = (0,10 – x)

[C2H3COO−] = (0,12 + x)

[H3O+] = x



108

Entonces: [ ][ ]

[ ]COOHHCOH COOHC

Ka32

332+−

= Ecuación 1


x)-10,0(

x )x12,0( 10 x 1,4 4- += Ecuación 2

Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto:

[C2H3COO− ] = (0,12 – x) M ≈ 0,12 M

[C2H3COOH] = (0,10 + x) M ≈ 0,10 M

Sustituyendo:

)10,0(x ) 12,0( 10 x 1,4 4- =

Despejando x:

)12,0(

) 10,0( ) 10 x (1,4x-4

=

x = [H3O+] = 1,2 x 10−4 M pH = 3,92 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach donde el pH será:

pH = pKa + log [ ][ ]AcidoBase

Para nuestro caso:

pH = pKa + log [ ][ ]COOHHC

COOHC

32

32−

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85

pH = 3,85 + log 10,012,0

pH = 3,92



109

b)


[C2H3COO−] = 0,12 M

El hidróxido de sodio es un electrolito fuerte por lo cual:

NaOH(ac) → OH−(ac) + Na+(ac)



Por lo tanto: [OH−] = 0,02 M Se está agregando una base que reaccionará con el ácido del amortiguador en una

reacción de neutralización, es decir con el ácido láctico, según el siguiente cuadro estequiométrico:

CH3COOH(ac) + OH−(ac) → H2O(l) + CH3COO−(ac)

Antes de la reacción 0,10 M 0,02 M --- 0,12 M Reacción 0,02 M 0,02 M --- 0 Formación 0 0 --- 0,02 M

Después de la reacción 0,08 M 0 --- 0,14 M Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de

ácido y base después de la reacción de neutralización:


Cinicial 0,08 M ----- 0,14 M 0




[C2H3COOH ] = (0,08 – x)

[C2H3COO−] = (0,14 + x)

[H3O+] = x



110

Entonces: [ ][ ]

[ ]COOHHCOH COOHC

Ka32

332+−

= Ecuación 1


x)-08,0(

x )x14,0( 10 x 1,4 4- += Ecuación 2


[C2H3COO− ] = (0,14 – x) M ≈ 0,14 M

[C2H3COOH] = (0,08 + x) M ≈ 0,08 M

Sustituyendo:

)08,0(x ) 14,0( 10 x 1,4 4- =

Despejando x:

)14,0(

) 08,0( ) 10 x (1,4x-4

=

x = [H3O+] = 8,0 x 10-5 M pH = 4,10 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones

el pH será:


COOHC

32

32−

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85

pH = 3,85 + log 08,014,0

pH = 4,10



111

c)


[C2H3COO−] = 0,12 M

El ácido clorhídrico es un electrolito fuerte por lo cual:

HCl(ac) → Cl−(ac) + H+(ac)



Por lo tanto: [H+] = [H3O+] = 0,02 M Se está agregando un ácido que reaccionará con la base del amortiguador en una

reacción de neutralización, es decir el lactato de sodio, según el siguiente cuadro estequiométrico:

CH3COO−(ac) + H3O+(ac) → H2O(l) + CH3COOH(ac)

Antes de la reacción 0,12 M 0,02 M --- 0,10 M Reacción 0,02 M 0,02 M --- 0 Formación 0 0 --- 0,02 M

Después de la reacción 0,10 M 0 --- 0,12 M Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de

ácido y base después de la reacción de neutralización:


Cinicial 0,12 M ----- 0,10 M 0




[C2H3COOH ] = (0,12 – x)

[C2H3COO−] = (0,10 + x)

[H3O+] = x



112

Entonces: [ ][ ]

[ ]COOHHCOH COOHC

Ka32

332+−

= Ecuación 1


x)-12,0(

x )x10,0( 10 x 1,4 4- += Ecuación 2


[C2H3COO− ] = (0,10 – x) M ≈ 0,10 M

[C2H3COOH] = (0,12 + x) M ≈ 0,12 M

Sustituyendo:

)12,0(x ) 10,0( 10 x 1,4 4- =

Despejando x:

)10,0(

) 12,0( ) 10 x (1,4x-4

=

x = [H3O+] = 1,7 x 10-4 M pH = 3,77 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones

el pH será:


COOHC

32

32−

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85

pH = 3,85 + log 12,010,0

pH = 3,77



113

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Se preparan tres disoluciones acuosas de tres sales diferentes, fluoruro sódico,

cloruro sódico y cloruro amónico. ¿Cómo será respectivamente el pH de las disoluciones anteriores?:

2. Se tiene una disolución 0,30 M de acetato sódico. La Ka del CH3COOH = 1,8 x 10-5.

Calcule: CH3COONa (ac) → Na+ (ac) + CH3COO- (ac)

CH3COO- (ac) + H2O (l) ↔ CH3COOH (ac) + OH- (ac)

a) El pH de la disolución. b) La concentración molar del ácido acético no disociado.

3. Calcule el pH de una disolución de cloruro amónico 2,0 M, Kb (NH3) = 1,8 x 10-5.

NH4Cl(ac) → NH4+ (ac) + Cl- (ac)

NH4+ (ac) + H2O(l) ↔ NH3(ac) + OH-(ac)






114

4. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7)

5. ¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 35 mL 0,50 M de NH3 (ac) y 35

mL 0,50 de HCl (ac) a 25 ºC? (Kb para el NH3 = 1,8 x 10-5)

6. ¿Cuál es el pH de una solución que resulta de agregar 25 mL de NaOH 0,50 M a 75

mL de CH3CO2H 0,50 M? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5)






115

7. Si a la disolución de CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+, se le añade acetato sódico, CH3COONa. ¿Qué debería esperar que ocurriera?

8. Pretendemos preparar una disolución amortiguadora. Para ello, preparamos un litro

de disolución de un ácido HA cuyo Ka = 5 x 10-6. La concentración es 0,2 M y queremos obtener una disolución con pH = 5,00. ¿Cuántos moles de NaA debemos añadir?

9. ¿Cuál es el pH de una solución acuosa que es 0,30 M en HF y 0,15 M en F-? (Ka de

HF= 7,2 x 10-4)

Indique Justificación:





116

10. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH3 y 8,0 g de NH4Cl se diluyen con agua hasta un volumen de 0,50 L? (Ka del NH4

+ = 5,6 x 10-10) 11. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 11 g de NaCH3CO2 se

mezclan con 85 mL de CH3CO2H 1,0 M y se diluyen con agua hasta 1,0 L? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5)

12. ¿Qué masa de KF sólido (masa molar = 58,1 g/mol) se debe agregar a 2,0 L de HF

0,25 M para hacer una solución buffer con un pH de 3,14? (pKa para HF = 3,14)






117

13. Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H2PO4- y 0,250 mol de

HPO42- y diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21.

¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21? 14. ¿Cuántos moles de HCl deben ser agregados a 1,00 L de NH3 0,72 M para hacer un

buffer con un pH de 9,50? (Ka del NH4+ = 5,6 x 10-10)

15. Calcula el pH de una disolución formada por:

a) 250 mL de HCl 0,10 M mezclados con 150 mL de NaOH 0,20 M; b) 125 mL de HCl 0,30 M mezclados con 200 mL de NaOH 0,15 M; c) 50 mL de HCl 0,20 M mezclados con 50 mL de NH3 0,20 M; d) 50 mL de CH3COOH 0,20 M mezclados con 50 mL de KOH 0,10 M. Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5






118

16. Hallar el pH resultante de disolver 4,0 g de hidróxido de sodio en 250 mL de agua y calcule el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 M necesario para neutralizar completamente 50 mL de esta disolución.

17. Calcula la pureza de una sosa comercial, si 30 gramos de la misma precisan 50 mL

de ácido sulfúrico 3,0 M para su neutralización total. 18. Tenemos 25 mL de CH3COOH 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades

siguientes de NaOH 0,050 M: a) 10 mL; b) 25 mL; c) 49 mL; d) 50 mL; e) 60 mL Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5






119

19. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades siguientes de NH3 0,20 M: a) 20 mL; b) 25 mL; c) 26 mL; d) 40 mL

Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 20. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadirle las cantidades siguientes

de NaOH 0,10 M: a) 40 mL; b) 49 mL; c) 51 mL; d) 90 mL. Indique el pH en el punto de equivalencia.





120

RESPUESTAS

1. Respuesta: Fluoruro sódico: sal de ácido débil y base fuerte. Da

reacción de hidrólisis básica (con pH > 7):

NaF(ac) → Na+ (ac) + F- (ac)

y F- (ac) + H2O(l) ↔ HF(ac) + OH-(ac)

Cloruro sódico: Sal de ácido fuerte y base fuerte. No hay

hidrólisis de los iones, la disolución es neutra y su pH = 7.

Cloruro amónico: sal de ácido fuerte y base débil. Sólo

se hidroliza el ión amonio:

NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl-(ac)

El Cl- se hidrata, y el NH4+ da reacción de hidrólisis

ácida (con pH < 7):

NH4+(ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + H3O+ (ac)

2. Respuesta: a) pH = 9,10

b) 1,3 x 10-5 M.

3. Respuesta: pH = 4,47

4. Respuesta: 10,34

5. Respuesta: 4,93

6. Respuesta: 4,44

7. Respuesta: CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ y

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Por efecto del ión común (CH3COO-), al añadir NaAc,

el equilibrio de disociación del CH3COOH se

desplazará hacia la izquierda, hasta que el cociente de

reacción vuelva a tener el mismo valor de Kc y se

alcance el equilibrio nuevamente.


9. Respuesta: 2,84

10. Respuesta: 9,45

11. Respuesta: 4,94

12. Respuesta: 29 g





121

15. Respuesta: a) pH = 12,10

b) pH = 1,63

c) pH = 5,13

d) pH = 4,74

16. Respuesta: pH = 13,61 y 0,40 litros

17. Respuesta: 40%


b) 4,75

c) 6,44

d) 8,64

e) 11,77

pH = 8,64 en el punto de equivalencia


b) 5,21

c) 7,85

d) 9,03



b) 3,00

c) 11,00

d) 12,46




122



123

APENDICE SOLEMNES DE SEMESTRES ANTERIORES

Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas

Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General

QUI100 - QUI102 Sábado 18 de Abril de 2009

Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________ Puntaje: _________Nota:_________ Responda las siguientes preguntas utilizando el cuadernillo de hojas adjuntas. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

1.- (10 puntos) El Boro es uno de los constituyentes del color verde de los fuegos artificiales, éste tiene dos isótopos

estables, el B-10 y el B-11, con masas atómicas de 10,0129 uma y 11,0093 uma, respectivamente. Se realiza un análisis de una muestra de Boro que contiene 50,12 mg de B-10 y 218,48 mg de B-11. En base a esta información determine: a.- El porcentaje de abundancia del B-10 y el B-11. b.- La masa atómica media del Boro.

2.- (10 puntos) La sintonía de las radioemisoras se mide a través de la frecuencia que emiten, en MHz. Cierta emisora tiene

su señal en el dial en 101,3 MHz. A partir de esto: a.- Determine la longitud de onda de la radiación de la emisora. b.- Determine la energía que transporta la radiación de la emisora. c.- Establezca si esta radiación es capaz de excitar un electrón del átomo de hidrógeno desde el nivel n=1 al n=3. Justifique.

3.- (10 puntos) El NF3 es un gas que se utiliza en la fabricación de pantallas planas de cristal líquido, y es uno de los nuevos

gases invernaderos que se estarían acumulando en la atmósfera. Para este gas realice lo siguiente: a.- Escriba la configuración electrónica de cada uno de los átomos que constituyen este gas. b.- Señale los cuatro números cuánticos del último electrón de valencia de cada uno de los átomos que constituyen el gas. c.- Escriba la estructura de Lewis más probable de este compuesto y las cargas formales de cada átomo.

4.- (10 puntos) La agencia de protección del ambiente (EPA) ha propuesto un nuevo estándar para micropartículas en el

aire: para partículas de 2,5 μm de diámetro, la cantidad máxima permitida es de 50 μg/m3. Se tiene un dormitorio que mide 3,0 m de largo por 2,5 m de ancho por 3,7 m de alto, y este se ajusta a los requerimientos de la EPA. ¿Cuál es el número de partículas que hay en este dormitorio? ¿Cuál es el número de partículas que habrá en cada respiración de 0,500 L que hace una persona normalmente? (Considere que las partículas son esferas de 2,5 μm de diámetro, y están hechas de hollín, una forma de carbón de densidad 2,5 g/cm3).

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; F = 19,00 Volumen esfera = 4πr3/3 ; Volumen dormitorio = largo x ancho x alto 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g ; 1 m3 = 1000 L Prefijos: 1µ =10-6; 1m = 10-3; 1M = 106 ; 1 Hz = s-1

E=h*ν ; ν *λ = c ; h=6.63 x 10-34 Js ; c=3.00 x 108 m/s ΔE=-2,18x10-18J[(1/n2

f)-(1/ n2i)]

N (Z=7; Electronegatividad= 3,0) ; F (Z=9; Electronegatividad=4,0)



QUI100 - QUI102 Solemne N°1

Sábado 05 de Septiembre de 2009 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________ Puntaje: _________Nota:_________ Responda las siguientes preguntas utilizando el cuadernillo de hojas adjuntas. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

1.- a.- (5 puntos) Dé un ejemplo de mezcla homogénea, mezcla heterogénea, compuesto y elemento.

Señale en cada caso una característica que justifique su ejemplo. b.- (5 puntos) En una refinería de cobre se producen lingotes de cobre de determinada masa. A

partir de lingotes de cobre se fabrican alambres de cobre. La longitud de un alambre cilíndrico producto del estiramiento de un lingote es de 35,60 metros y el radio del alambre es de 0,83 cm .La densidad del cobre es 8,94 g/cm3. Considerando que el volumen de un cilindro es V = πr2l , siendo l la longitud y r el radio; calcule la masa en libras de cada lingote de cobre.

2.- (10 puntos) Una de las líneas de emisión del átomo de hidrógeno tiene una longitud de onda de

93.8 nm. a.- ¿Qué frecuencia tiene esta radiación en Hz? b.- ¿Cuál es la energía asociada a esta radiación en J? c.- Si esta transición electrónica se produce desde n inicial igual a 6, ¿cuál es el n final?

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; Cl = 35,45 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g ; 1 lb = 453,6 g ; 1 m3 = 1000 L Prefijos: 1n =10-9; 1m = 10-3; 1M = 106 ; 1 Hz = s-1

E=h*ν ; ν *λ = c ; h=6.63 x 10-34 Js ; c=3.00 x 108 m/s ΔE=-2,18x10-18J[(1/n2

f)-(1/ n2i)]

N (Z=7; Electronegatividad= 3,0); Cl (Z=17; Electronegatividad=2,8); O (Z=8; Electronegatividad= 3,5) Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace

3.- a.- (5 puntos) Complete la siguiente tabla usando la nomenclatura AZXq

Símbolo 54 226 Fe +

P

Protones 15 Neutrones 16 Electrones 18

Carga Total (q) 2+ b.- (5 puntos) Los elementos A y B tienen números atómicos 15 y 8 respectivamente.

i.- Indicar cuales son los 4 números cuánticos del último electrón para los elementos dados. ii.- Indique a qué grupo y periodo pertenece cada uno de ellos.

4.- (10 puntos) Una molécula que participa directamente en la destrucción de la capa de ozono es el

nitrato de cloro, cuyo esqueleto básico es Cl-O-N(O)O, donde tanto el oxígeno entre paréntesis como el terminal van ligados al nitrógeno. Al respecto: a.- Calcule el número total de electrones de valencia de la molécula. b.- Proponga una estructura de Lewis posible. c.- Calcule la carga formal de cada uno de los átomos de molécula. d.- Indique la polaridad de cada enlace, señalando con una flecha hacia donde está desplazada la

densidad electrónica.



QUI100 – QUI102 Sábado 23 de Mayo de 2009

Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:_________ Carrera:________________________ Prof.:_________________________ Puntaje: _________Nota:_________ Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; S = 32,07; Cu = 63,55 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 1023 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT R = 0,08205 L atm K-1 mol-1; T (K) = t (°C) + 273,15 1 L = 1000 cm3 ; 1g = 1000mg

1.- (10 puntos) La nicotina, compuesto presente en el tabaco, se compone de 74.1 % de C, 8.6 % de H y el

resto es N. a.- Determine la fórmula empírica de esta sustancia. b.- Si 0,158 g de este compuesto contienen 5,86 x 1020 moléculas, determine la fórmula molecular de

esta sustancia. 2.- (10 puntos) La L-carnitina (C7H15NO3) es un nutriente fundamental en la dieta de lo seres humanos, ya que su deficiencia produce acumulación de ácidos grasos, y el posterior aumento de tejido adiposo. La dosis diaria recomendada de L-carnitina suele ser de 2880 mg. Al respecto responda:

a.- ¿Cuál es la masa molar de este nutriente? b.- ¿Cuántos moles de este nutriente se deben consumir diariamente? c.- ¿Cuántas moléculas de L-carnitina hay en la dosis diaria recomendada? d.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno existen en 1 mol de L-carnitina? e.- ¿Cuantos átomos de hidrógeno deben existir en una muestra de L-carnitina que contiene 3,012 x

1010 átomos de oxígeno? 3.- (10 puntos) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:

2 H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 + 2 H2O Si se tienen 30 g de cobre y 70 g de H2SO4, calcular: a.- ¿Cuál es el reactivo está en exceso? Indique los gramos que están en exceso. b.- Cantidad de moles de SO2 que se desprenden. c.- Masa en gramos de CuSO4 que se forma. d.- Porcentaje de rendimiento si sólo se forman 45 g de CuSO4.

4.- (10 puntos) La combustión del gas acetileno (C2H2), proporciona CO2 y vapor de agua de acuerdo a la reacción:

___ C2H2 (g) + ____ O2 (g) → ___ CO2 (g) + ___ H2O (g) Si a la temperatura de 27 grados centígrados y 1 atm de presión, se queman 0,455 gramos de acetileno: a.- Balancee la ecuación. b.- Calcule el volumen de oxígeno que se necesita para efectuar la combustión de esta cantidad de

acetileno en estas condiciones de presión y temperatura. c.- Calcule la cantidad en gramos que se obtiene de CO2.




Sábado 17 de Octubre de 2009 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________ Puntaje: _________Nota:_________ Responda las siguientes preguntas utilizando el cuadernillo de hojas adjuntas. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

1.- (10 puntos) El Ibuprofeno es un compuesto orgánico utilizado como analgésico-antiinflamatorio,

que sólo contiene C, H y O. Cuando se quema por completo una muestra de 2,174 g de este analgésico, se obtienen 6,029 g de CO2 y 1,709 g de H2O. Considerando que su masa molar es 206,31 g/mol, determine la fórmula empírica y molecular de este compuesto.

2.- (10 puntos) Las feromonas son compuestos orgánicos secretados por las hembras de muchas

especies de insectos. Cierta feromona tiene fórmula molecular C19H38O. Normalmente la cantidad de esta sustancia secretada por un insecto contiene 2,13 x 109 átomos de oxígeno. Al respecto, indique: a.- ¿Cuál es la masa molar de esta feromona? b.- ¿Cuántas moléculas de feromonas son secretadas normalmente por este insecto? c.- ¿Cuántos moles de feromona secreta el insecto? d.- ¿Cuál es la masa (en gramos) que normalmente secreta este insecto?

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; Ar = 39,95 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g ; 1 lb = 453,6 g ; 1 m3 = 1000 L Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 1023 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT R = 0,08205 L atm K-1 mol-1 T (K) = t (°C) + 273,15

3.- (10 puntos) Dada la siguiente reacción de combustión de la gasolina (C8H18),

___ C8H18 (l) + ___ O2 (g) → ___ CO2 (g) + ___ H2O(l)

Si se hacen reaccionar 100 g de C8H18 con 500 g de O2, indique: a.- La ecuación química balanceada. b.- El reactivo en exceso y la cantidad que queda sin reaccionar. c.- El volumen máximo de CO2 (g) que se podría producir a 0°C y 1 atm con las cantidades dadas de reactivos. d.- El rendimiento de la reacción si sólo se producen 120 litros de CO2 (g) a 0°C y 1 atm.

4.- (10 puntos) El aire que nos rodea es una mezcla de principalmente cuatro gases: nitrógeno (N2),

oxígeno (O2), argón (Ar) y dióxido de carbono (CO2). a.- Calcule la presión total de 100 g de una muestra de aire que ocupa un volumen de 10 L a una

temperatura de 25ºC y que contiene los siguientes porcentajes de cada gas: 75,52% de N2; 23,15% de O2, 1,28% de Ar y 0,05% de CO2.

b.- Calcule la fracción molar de cada gas en esta mezcla. c.- Calcule la presión parcial para cada gas en esta mezcla.



QUI100 – QUI102 Solemne 3

Sábado 20 de Junio de 2009 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:_________ Carrera:________________________ Prof.:_________________________ Puntaje: _________Nota:_________ Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; I = 126,90; S = 32,07; Pb = 207,20 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 1023 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT ; Pi = niRT/V R = 0,08205 L atm K-1 mol-1; T (K) = t (°C) + 273,15 ΔTe = Te – Te° = Ke m KP = kC (RT)Δn

pH = - log [H+] 1 atm = 760 mmHg; 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g

1.- (10 puntos) El disulfuro de carbono, CS2, hierve a 46,3 ºC y tiene una densidad de 1,26 g/mL. Si 0,250 mol de un

soluto que no se disocia se disuelve en 400 mL de CS2, la solución hierve a 47,5 ºC. Determine la constante molal de elevación del punto de ebullición, Ke, para el CS2.

2.- (10 puntos) La lluvia de oro se produce haciendo reaccionar KI(ac) con Pb(NO3)2(ac), resultando como productos el

PbI2(s) y el KNO3(ac). Al respecto realice lo siguiente: a.- Escriba la ecuación molecular, la ecuación iónica y la ecuación iónica neta para esta reacción. b.- Determine la cantidad máxima de PbI2(s) formado (en gramos) a partir de la reacción de 25 mL de KI(ac) 0,40 M con

30 mL de Pb(NO3)2(ac) 0,30 M. Considere el reactivo limitante para hacer el cálculo. 3.- (10 puntos) A 400 oC, una mezcla gaseosa de hidrógeno (H2), yodo (I2) y ioduro de hidrógeno (HI) en un recipiente

de volumen 1 L, se encuentra en el equilibrio y contiene 0,0031 moles/L de H2, 0,0031 moles/L de I2 y 0,0239 moles/L de HI. Calcular considerando la siguiente ecuación química balanceada:

H2 (g) + I2 (g) <==> 2 HI (g) a.- Kc b.- La presión total de la mezcla y las presiones parciales de cada uno de los gases. c.- Kp

4.- (10 puntos) El ácido fórmico HCOOH (MM: 46,0 g/mol) deriva su nombre de la palabra latina “formica” que significa hormiga, el que provoca el ardor típico de su picadura. Al disolver 2,30 g de ácido en agua resultan 125,0 mL de disolución que en el equilibrio tiene pH=2,28.

HCOOH (ac) <==> HCOO- (ac) + H+ (ac)

a.- Calcule la concentración molar inicial del ácido. b.- Determine la constante de disociación de este ácido. c.- Determine el porcentaje de disociación de este ácido.




Sábado 21 de Noviembre de 2009 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________ Puntaje: _________Nota:_________ UTILICE LAPIZ DE PASTA y responda cada pregunta en su hoja correspondiente. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

1.- (10 puntos) El ácido ascórbico o vitamina C (C6H8O6), es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5

g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1,22 g/mL a 55ºC. Exprese la concentración de esta solución:

a.- como porcentaje en masa de soluto (% m/m). b.- la fracción molar de soluto. c.- la molaridad del ácido ascórbico en esta solución.

2.- (10 puntos) Se disuelven 32,0 g de un oligosacárido en 300 g de agua, resultando una solución cuya densidad es de

1,22 g/mL, la que congela a -0,45 ºC. Si el agua pura congela a 0°C y su Kf es 1,86 ºC/molal, calcule: a.- La molalidad de la solución b.- La masa molar del oligosacárido. c.- La molaridad de la solución d.- La presión osmótica de la solución a temperatura ambiente (25ºC).

3.- (10 puntos) En el laboratorio se puede obtener CO2 (MM= 44,0 g/mol) haciendo reaccionar carbonato de calcio, CaCO3

(MM= 100,1 g/mol), con HCl (MM= 36,5 g/mol). CaCO3 (s) + 2 HCl (ac) → CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Si se desea obtener 166,0 g de CO2 (g) a partir de una cantidad suficiente de CaCO3 (s), calcule el volumen de disolución de HCl (ac) 40,0% m/m (d= 1,198 g/ml) que se necesitará.

4.- (10 puntos) El ácido mefenámico (C14H13N-COOH; MM=241,3 g/mol; Ka=3,6x10-6) es un medicamento antiinflamatorio no esteroideo que se utiliza para el tratamiento del dolor leve o moderado. Si se prepara una solución disolviendo 150 mg de este compuesto en agua suficiente para completar 25 mL de disolución, calcule:

C14H13N-COOH (ac) C14H13N-COO-(ac) + H+

(ac)

a.- La concentración molar de la solución preparada. b.- Calcule el pH de la disolución resultante. c.- El porcentaje de disociación del ácido mefenámico.

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; Ar = 39,95 1 L = 1000 mL; 1 g = 1000 mg ; 1 kg = 1000 g ; R = 0,08205 L atm K-1 mol-1 ΔTf = Tf° – Tf = Kf m ; π = MRT pH = - log [H+] T (K) = t (°C) + 273,15

aacbbxcbxaxpara

24;0

22 −±−

==++ ; %100][][% x

HAHndisociació

o

+

=



QUI100 – QUI102 EXAMEN

Miércoles 01 de Julio de 2009 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:_________ Carrera:________________________ Prof.:_________________________ Puntaje: _________Nota:_________ Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; Na = 23,00; S = 32,07 Números Atómicos: N = 7; O = 8 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 1023 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT ; Pi = niRT/V R = 0,08205 L atm K-1 mol-1; T (K) = t (°C) + 273,15 Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace pH = - log[H+] Ecuación de Henderson-Hasselbach: pH = pKA + log ([sal]/[ácido]) 1 atm = 760 mmHg; 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g

1.- (10 puntos) Una solución buffer se prepara mezclando 11 g de acetato de sodio (CH3COONa) y 0,085 moles de

ácido acético (CH3COOH, Ka = 1,8 x 10-5), los que se diluyen con agua hasta formar 1,0 L de disolución. Al respecto, responda:

a.- Calcule el pH de la disolución. b.- Calcule el nuevo pH de la disolución que se obtiene después de agregar 0,015 mol de NaOH. Suponga que

la adición no produce cambio de volumen de disolución. 2.- (10 puntos) Para el anión nitrito, NO2

-, responda lo siguiente: a.- Escriba la configuración electrónica de cada uno de los átomos que constituyen este anión. b.- Dibuje las 2 estructuras de Lewis posibles que cumplen con la regla del octeto. c.- Señale la carga formal sobre cada átomo en su estructura de Lewis correspondiente. 3.- (10 puntos) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación:

2 H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 + 2 H2O Si se tienen 70 g de cobre (MM = 63,55 g/mol) y 70 g de H2SO4 (MM = 98,02 g/mol), calcular: a.- ¿Cuál es el reactivo que está en exceso? Indique los gramos que están en exceso. b.- Cantidad de moles de SO2 que se desprenden. c.- Masa en gramos de CuSO4 (MM = 159,55 g/mol) que se forman. d.- Porcentaje de rendimiento si sólo se forman 50 g de CuSO4.

4.- (10 puntos) Al mezclar 50 mL de HCl 0,05M con 80 mL de NaOH 0,05M, se produce la siguiente reacción

química: HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l)

a.- ¿Cuál es el reactivo en exceso? Indique la cantidad de moles en exceso. b.- Calcule la molaridad de NaOH en la disolución resultante después que ha ocurrido la reacción química.

Suponga volúmenes aditivos. c.- Calcule el pH de la disolución resultante.



QUI100 - QUI102 EXAMEN

Viernes 04 de Diciembre de 2009 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________ Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________ Puntaje: _________Nota:_________ UTILICE LAPIZ DE PASTA y responda cada pregunta en su hoja correspondiente. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; K = 39,10; Na = 23,00;

Zn = 65,39; S = 32,10

Conversión Unidades: 1 L = 1000 mL; 1 g = 1000 mg ; 1 kg = 1000 g

Números Atómicos: N = 7; O = 8; Cl = 17

Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 1023 entidades/mol

Ecuación de los gases: PV = nRT ; Pi = niRT/V

R = 0,08205 L atm K-1 mol-1

pH = - log [H+] ; pOH = - log [OH-] ; pH + pOH = 14 ; KW=1.0 × 10-14 ; KW=[H+][ OH-]

pKa = - log Ka

T (K) = t (°C) + 273,15

Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace

Ecuación de Henderson-Hasselbach: ][

][logácidosalpKapH +=

aacbbxcbxaxpara

24;0

22 −±−

==++ ; %100][][% x

HAHndisociació

o

+

=

1.- (10 puntos) El nitrato de cloro, es una molécula que participa directamente en la destrucción de

la capa de ozono, y tiene como esqueleto básico Cl-O-N(O)O, donde tanto el oxígeno entre paréntesis como el terminal van ligados SÓLO al nitrógeno. Al respecto:

a.- Escriba la configuración electrónica de cada uno de los átomos que constituyen esta molécula. b.- Calcule el número total de electrones de valencia de la molécula. c.- Proponga una estructura de Lewis posible. d.- Calcule la carga formal de cada uno de los átomos en la estructura propuesta en el punto

anterior. 2.- (10 puntos) Considerando la siguiente reacción química:

Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)

Si se tienen 25 g de zinc (Zn), responda:

a.- ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% m/m y d=1,74 g/mL se necesitan para que reaccione completamente esta cantidad de zinc?

b.- Calcule el volumen de hidrógeno (H2) que se liberará a 25°C y 1 atmósfera de presión cuando reaccione completamente la cantidad dada de zinc.

3.- (10 puntos) Al mezclar 250 mL de H2SO4 0,010 M con 250 mL de KOH 0,025 M, se produce la

siguiente reacción química: H2SO4 (ac) + 2 KOH (ac) → K2SO4 (ac) + 2 H2O (l)

a.- Calcule el pH del ácido (H2SO4) y de la base (KOH) antes de realizar la mezcla. b.- Al realizar la mezcla, ¿cuál es el reactivo en exceso? Calcule los moles que están en exceso. c.- Una vez realizada la mezcla y considerando que los volúmenes son aditivos, calcule el pH de

la disolución resultante. Dato: asuma que el ácido sulfúrico (H2SO4) es un ácido fuerte diprótico.

4.- (10 puntos) Para preparar 1,0 L de disolución amortiguadora de pH = 4,86, se necesitan 6 g de

ácido acético, CH3COOH (Ka = 1,8 x 10-5), y “X” g de la sal acetato de sodio, CH3COONa.

a.- Calcule cuántos gramos de la sal acetato de sodio, CH3COONa, se requieren para preparar esta disolución amortiguadora.

b.- Calcule el nuevo pH de la disolución que se obtiene después de agregar 0,02 mol de NaOH. Suponga que la adición no produce cambio de volumen de disolución.

Guia Ejercicios Qui 102 (1)

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