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Universidad Nacional Andrés Bello

Facultad de Ecología y Recursos Naturales

Departamento de Ciencias Químicas Sedes Santiago - Viña del Mar

Guías de Ejercicios

Química General

Incluye la respuesta de la mayoría de los ejercicios

Profesora: Betsabé Acevedo P.

2º Semestre 2005

Lectura de Referencia: “QUÍMICA. La Ciencia Central”

7a Edición. T. L. Brown, H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Profesora: Betsabé Acevedo P. Guía Nº 1 Materia y Mediciones

Lectura de Referencia: “QUÍMICA. La Ciencia Central” 7a Edición. T. L. Brown , H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten Referencia: CAPÍTULO 1. Brown Clasificación y propiedades de la materia 1. Identifique cada una de las siguientes sustancia s como gas, líquido o sólido en condiciones ordinarias de temperatura y presión: a) Oxígeno b) cloruro de sodio c) mercurio d) dióxido de carbono 2. Indique el estado de la materia (gas, líquido o sólido) para cada uno de las siguientes sustancias en condiciones ordinarias de temperatura y presión: a) Helio b) cobre c) alcohol isopropilico (emple ado como alcohol para fricciones) d) bicarbonato de sodio (polvos para hornear) 3. Clasifique cada una de las siguientes como susta ncia pura o mezcla, indique si es homogénea o heterogénea: a) concreto (hormigón) b) agua de mar c) magnesio d) gasolina 4. Clasifique cada una de las siguientes como susta ncias pura o mezclas, indique si es homogénea o heterogénea: a) aire b) nitrógeno c) cristales de yodo d) aderezo de queso azul para ensalada 5. Sugiera una forma de averiguar si un líquido inc oloro es agua pura o una solución de sal en agua, sin probar el liquido. 6. Sugiera una forma de separar una mezcla de azúcar y arena 7. Dé el símbolo químico para cada uno de los sigui entes elementos: a) aluminio b) sodio c) hierro d) potasio e) fósforo f) bromo g) nitrógeno h) mercurio 8. Dé el símbolo químico para cada uno de los sigui entes elementos: a) carbono b) cadmio c) cromo d) cinc e) yodo f) azufre g) oxígeno h) neón 9. Nombre los elementos químicos representados por los siguientes símbolos: a) H b) Mg c) Pb d) Si e) F f) Sn g) Cu h) C a. 10. Nombre los siguientes elementos: a) Na b) Co, c) Mn d) S e) P f) Ni g) Ag h) Ti

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11. Una sustancia sólida blanca A se calienta inten samente en ausencia de aire y se descompone para formar una nueva sustancia blanc a B y un gas C. El gas tiene exactamente las mismas propiedades que el pro ducto que se obtiene cuando se quema carbono con exceso de oxígeno. ¿Qué podemos decir acerca de si los sólidos A y B y el gas C son elementos o compuestos? 12. En 1807 el químico inglés Humphry Davy pasó una corriente eléctrica a través de hidróxido de potasio fundido y aisló una sustanc ia brillante y reactiva. Davy aseguró haber descubierto un nuevo elemento al que llamó potasio. En estos tiempos, antes de la aparición de los instrumentos modernos, ¿cómo se justificaba la aseveración de que una sustancia era un elemento? 13. En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones: la sustancia es un metal lustroso co lor blanco plateado que se funde a 649°C y hierve a 1105°C; se densidad a 20°C es de 1.738 g/cm 3 . La sustancia arde en aire, produciendo una luz blanca i ntensa, y reacciona con cloro para producir un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o estirarse p ara formar alambres y es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de est as características son propiedades físicas y cuáles químicas? 14. Lea las siguientes descripciones del elemento b romo e indique cuales de las propiedades son físicas y cuales son químicas. El bromo es un líquido marrón rojizo que hierve a 58.9 °C y se congela a –7.2 °C. La densidad del líquido a 20°C es de 3.12 g/mL. El líquido corroe metales fácilmente, y reacciona rápidamente con aluminio me tálico para formar bromuro de aluminio. 15. Rotule cada uno de los siguiente procesos como procesos químicos o físicos: a) corrosión del aluminio metálico b) fundir hielo c) pulverizar una aspirina d) digerir una golosina e) explosión de nitrog licerina. 16. Se enciende un fósforo y se sostiene bajo un tr ozo de metal frío. Se hacen las siguientes observaciones: a) el fósforo arde b) el metal se calienta c) se condensa agua en el metal d) se deposita hollín (carbono) en el metal. ¿Cuáles de estos procesos se deben a cambios físico s y cuáles a cambios químicos? Unidades de medición 17. ¿Qué potencia decimal representan las siguiente s abreviaciones: a) d b) c c) f d) µ e) M f ) k g) n h) m i) p 18. Use prefijos métricos para escribir las siguien tes mediciones sin usar exponentes: a) 3.4 x 10-12 m b) 4.8 x 10 -6 mL c) 7.23 x 10 3 g

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d) 2.35 x 10 -6 m3 e) 5.8 x 10 –9 s f) 3.45 x 10 -3 moles 19. Realice las siguientes conversiones: a) 454 mg a g b) 5.09 x 10 -9 m a pm c) 3.5x10 -2 mm a µµµµm 20. Convierta a) 3.05 x 10 5 g a kg b) 0.00035 mm a nm c) 3.45 x 10 -1 s a ms 21. Indique si las siguientes son mediciones de lon gitud, área, volumen, masa densidad, tiempo o temperatura: a) 5 ns b) 3.2 k g/L c) 0.88 pm d) 540 km 2 e) 173 K f) 2 mm 3 g) 23 ºC 22. ¿Qué tipo de cantidad (por ejemplo, longitud, v olumen, densidad) indican las siguientes unidades: a) mL b) cm2 c) mm3 d) mg/L e) ps f)nm g) K 23. a) Una muestra de tetracloruro de carbono, un l íquido que solía usarse para el lavado en seco, tiene una masa de 39.75 g y un v olumen de 25.00 mL. Calcule su densidad. b) La densidad del platino es de 23.4 g/cm 3 . Calcule la masa de 75.00 cm 3

de platino. c) La densidad es de 1.74 g/cm 3 . Calcule el volumen de 275 g de este metal. 24. a) Un cubo de plástico de 1.5 cm por lado tiene una masa de 1.9 g. Calcule su densidad en g/cm 3

¿Flotará en el agua este material? Los materiales q ue son menos densos que el agua flotan en ella b) La densidad del bromo líquido es de 3.12 g/mL. C alcule la masa de 0.250 L de bromo. c) La densidad de un trozo de madera de ébano es de 1.20 g/cm 3 . Calcule el volumen de 5.74 kg de esta madera. 25. a) Para identificar una sustancia líquida, un e studiante determinó su densidad. Empleando una probeta graduada, midió una muestra de 45 mL de la sustancia y a continuación determino la masa de la sustancia encontrando que pesaba 38.5 g . Las posibles sustancias eran alcoho l isopropílico (densidad ==== 0.785 g/mL) o bien tolueno (densidad ==== 0.866 g/mL) ¿Cuál fue la densidad calculada y cuál es la probable identidad de la sus tancia? b) Un experimento requiere 45.0 g de etilenglicol, un líquido cuya densidad es de 1.114 g/mL. En vez de pesar la muestra en una balanza , un químico opta por medir el líquido en una probeta graduada. ¿Qué volu men del líquido deberá usar? c) Un trozo cúbico de un metal mide5.00 cm por lado. Si el metal es níquel, con densidad 8.90 g/cm 3 ¿qué masa tiene el cubo? 26. a) Al haberse desprendido la etiqueta de un fra sco que contiene un líquido transparente, el cual se piensa es benceno, un quím ico mide su densidad. Una porción de 25.0 mL del líquido tuvo una masa de 21. 95 g. Si la densidad informada para el benceno es de 0.8787 g/mL ¿la den sidad calculada concuerda con el valor tabulado? b) Un experimento requiere 15.0 g ciclohexano, cuya densidad es de 0.7781 g/mL ¿qué volumen de ciclohexano debe usarse?

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c) Una esfera de plomo tiene 5.0 cm de diámetro. ¿Q ué masa tiene la esfera si la densidad del plomo es de 11.34 g/cm 3 27. Un trozo de papel de aluminio que mide 12.0 pulg por 15.5 pulg y tiene una masa de 5.175 g. El aluminio tiene una densidad de 2.70 g/cm 3. Calcule el espesor del papel de aluminio en milímetros. 28. El oro puede martillarse hasta formar láminas e xtremadamente delgadas llamadas pan de oro. Si un trozo de 1.00 g de oro (d ensidad ==== 19.2 g/cm 3) se martillea hasta formar una lámina que mide 8.0 x 5. 0 pies, calcule el espesor medio de la lámina en metros. ¿Cómo podría expresar se el espesor sin notación exponencial, empleando un prefijo métrico apropiado ? 29. Efectúe las siguientes conversiones: a) 62 ºF a ºC b) –16,7 ºC a ºF c) –33 ºC a K d ) 315 K a ºF e) 2500 ºF a K 30. a) La temperatura de un día de verano soleado e s de 82 °F exprese esa temperatura en °C b) El punto de fusión de cloruro de sodio es de 804 °C exprese esa temperatura en K c) El mercurio se congela a 234.28 K, exprese su pu nto de congelación en °F d) Muchos datos científicos es reportan a 25 °C exp rese esa temperatura en K y °F e) El neón, el elemento gaseoso empleado para fabri car anuncios luminosos, tiene un punto de fusión de –248.6 °C y un punto de ebullición de –246.1 °C, exprese esas temperaturas en K. Incertidumbre al medir 31. Indique cuáles de los siguientes números son ex actos: a) la masa de un broche para papel b) el área sup erficial de una moneda c) el número de pulgadas que hay en una milla d) el númer o de onzas que hay en una libra e) el número de microsegundos que hay en un a semana f) el número de páginas que tiene un libro. 32. Indique cuáles de los siguientes son números ex actos: a) la masa de una lata de café de 32 onzas b) el número de estudiantes en su grupo de química c) la temperatura de la superficie del sol d) la masa de un sello de correos e) la altura media de los estudiantes de su curso f) el número de mL en un metro cúbico de agua 33. Indique el número de cifras significativas en c ada una de las siguientes cantidades medidas: a) 1282 kg b) 0.00296 s c) 8.070 mm d) 0.0105 L e) 9.7750 x 10-4 cm 34. Indique el número de cifras significativas en c ada una de las siguientes cantidades medidas: a) 8.1441 mg b) 0.00050 m 2 c) 6,480,100 s d) –15.20 °C e) 10 .0800 x 10-2 g

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35. Redondee los siguientes números a cuatro cifras significativas y exprese el resultado en notación exponencial: a) 300.235800 b) 456,500 c) 0.006543210 d) 0.000957830 e) 50.778 x 10 3

f) –0.035000 36. 35. Redondee los siguientes números a tres cifr as significativas y exprese el resultado en notación exponencial: a) 100.000 b) 0.005000 c) 73,000 d) 1. 5615 x 105 e) 8854.05 f) –12,350 37. Efectúe las siguientes operaciones y exprese su s resultados con el número apropiado de cifras significativas: a)1.240560 + 75.80 b) 23.67 – 75 c) 890.00 x 112.3 d) 78,132 / 2.50. 38. Efectúe las siguientes operaciones y exprese su s resultados con el número apropiado de cifras significativas: a) 320.55 - (6104.5/2.3) b) [(285.3 x 10 5) –( 1.200 x 103)] x 2.8954 c) (0.0045 x 20,000.0) + (2813 x 12) d) 863 x [1255 – (3.45 x 108)] Análisis Dimensional 39. Cuando convierte unidades, ¿cómo decide qué par te delo factor de conversión va en el numerador y cuál va en el denom inador? 40. La relación entre millas y kilogramos es 1 mi = 1.609 km. Al convertir millas a kilogramos ¿qué parte del factor de conversión va e l denominador? 41. Realice las siguientes conversiones: a) 0.076 L a mL b) 5.0 x 10 -8 m a nm c) 6.88 x 10 5 ns a s d) 1.55 kg/m 3 a g/L 42. a) El diámetro de un átomo de bromo es de 2.3 x 10-8 cm. Exprese esta distancia en picómetros. b) Los océanos contienen aproximadamente 1.35 x 10 9 km 3 de agua exprese este volumen en litros. c) Una persona ordinaria tiene alrededor de 200 mg de colesterol en 100 mL de sangre. Si el volumen total de sangre en un persona es de 5.0 L ¿cuántos gramos de colesterol total contiene la sangre de es te individuo?. 43. Realice las siguientes conversiones: a) 8.60 mi a m b) 3.00 días a s c) 5.0 p m a m d) 75.00 mi/h a m/s e) 55.35 pies 3 a cm 3 44. Realice las siguientes conversiones: a) 9.5 pies a cm b) 4.95 qt (cuartos de ga lón) a mL c) 45.7 pulg/h a mm/s d) 7.00 yd 3 a m3 e) 2.57 g/mL a kg/m 3 45. a) ¿Cuántos litros de vino puede contener un ba rril cuya capacidad es de 31 gal. b) La dosis recomenda da para adultos de elixofilina, un

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fármaco empleado para el tratamiento del asma, es d e 6 mg/kg de masa corporal. Calcule la dosis en miligramos para una persona de 150 lb. c) Si un automóvil puede recorre 254 mi con 11.2 ga l de gasolina, calcule el rendimiento de la gasolina en km/L d) Una libra de café en grano rinde 50 tazas de café (4 tazas = 1 qt) ¿Cuántos mL de café se pued en preparar con 1 g de café en grano? 46. a) Si el tanque de gasolina de una automóvil co mpacto tiene una capacidad de 12 galones, ¿qué capacidad tiene en litros? b) si una abeja vuela a una velocidad media de 3.4 m/s, calcule su velocidad media en mi/h c) calcule el desplazamiento en litros de los piston es de un motor cuyo desplazamiento se reporta como 320 pulg 3

d) En marzo de 1986, el Exxon Valdez encalló y derram o 240,000 barriles de petróleo crudo cerca de las costas de Alaska. Un ba rril de petróleo es igual a 42 gal. ¿cuántos litros de petróleo se derramaron? 47. La densidad del aire a la presión atmosférica n ormal y a 25°C es de 1.19 g/L. Calcular la masa en kilogramos del aire contenido e n una habitación que mide 12.5 x 15.5 x 8.0 pies. 48. La concentración máxima de permisible de monóxi do de carbono en el aire urbano es de 10 mg/m 3 durante un periodo de 8 horas. En este nivel ¿qué m asa de monóxido de carbono en gramos está presente en u na habitación que mide 8 x 12 x 20 pies? 49. Una refinería de cobre produce un lingote de co bre que pesa150 lb. Si el cobre se estira para formar alambre de 8.25 mm de d iámetro, ¿cuántos píes de cobre podrán obtenerse del lingote?. La densidad de l cobre es de 8.94 g/cm 3 50. El dólar de plata Morgan tiene una masa de 26.7 3 g. Por ley, se requería que esta moneda contuviera 90% de plata, siendo el rest o cobre. a) cuando la moneda se acuño a fines del siglo xix, la onza troy (31.1 g) de plata costaba 1.18 dólares. A este precio, ¿cuánto valía la plata de l a moneda?. Ejercicios Adicionales 51. ¿Qué significan los términos composición y estr uctura cuando se refieren a la materia? 52. Clasifique cada una de las siguientes como sust ancia pura, solución o mezcla heterogénea: una monead de oro, una taza de ca fé, una tabla de madera. ¿Qué ambigüedades hay al determinar claramente la n aturaleza del material a partir de la descripción dada? 53. a) ¿Qué diferencia hay entre una hipótesis y un a teoría? b) ¿Qué diferencia hay entre una teoría y una ley científica? ¿Cuál se refiere a como se comporta la materia y cuál a por qué se comporta como lo hace?

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54. Una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) se sintetiza en un laboratorio. La muestra contiene 1.50 g de carbono y 2.00 g de o xígeno. Otra muestra de ácido ascórbico aislada de cítricos contiene 6.35 g de carbono. ¿Cuántos gramos de oxígeno contiene esta otra muestra? ¿Qué ley se esta ilustrando aquí? 55. ¿Cuáles de las siguientes son propiedades inten sivas: a) masa b) densidad c) temperatura d) área e) color f) volumen? 56. Indique las unidades SI derivadas para cada una de las siguientes cantidades en términos de unidades SI fundamentales: a) aceler ación (distancia / tiempo 2) b) fuerza (masa x aceleración) c) trabajo (fuerza x distancia) d) presión (fuerza / área) e) potencia (trabajo / t iempo) 57. El magnesio se usa en las ruedas de automóviles porque es “ más ligero” que el acero. Exprese esta comparación en una forma científicamente más correcta. 58. En general los sólidos tienen una densidad mayo r cuando están en su punto de fusión que cuando se encuentran en fase líquida. Sugiera una razón para esto. 59. El helio tiene el punto de ebullición más bajo de todos los líquidos, -268.9 °C. Exprese esta temperatura en K y °F. 60. Como ejercicio de laboratorio dos estudiantes d eterminan el porcentaje de plomo en una muestra. El verdadero porcentaje es de 3.55 %. Los resultados de los estudiantes para tres determinaciones son las s iguientes: I: 3.20, 3.15, 3.22 II: 3.65, 3.58, 3.45 a) calcule el porcentaje medio para cada conjunto d e datos, e indique cuál conjunto es más exacto con base en dicho valor medi o. b) La precisión puede evaluarse examinando la media de las desviaciones r especto al valor medio para ese conjunto de datos. (calcule la diferencia entre la medición de cada estudiante y el valor verdadero y luego obtenga el promedio de los valores absolutos de estas desviaciones)¿cuál conjunto es más preciso? 61. ¿Es apropiado el uso de cifras significativas e n cada una de las siguientes afirmaciones?, ¿por qué sí o por qué no?

a) La circulación del Reader’s Digest en 1976 fue d e 17,887,299. b) Hay más de 1.4 millones de personas en Estados U nidos que tienen el

apellido Brwn. c) La precipitación pluvial media anual en San Dieg o, California, es de 20.54

pulg d) El número de habitantes en East Lansing Michigan , fue de 51,237 en 1979

62. La producción anual de Hidróxido de Sodio en EA U en 1994 fue de 25,830 millones de libras.

a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se produje ron en ese año? b) La densidad de hidróxido de sodio es de 2.130 g/ cm 3 ¿cuántos kilómetros

cúbicos se produjeron?

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63. a) Se nos da un frasco que contiene 2.36 mL de un líquido amarillo. La masa total del frasco y el líquido es de 5.26 g. El frasco vacío pesa 3.01 g. Calcule la densidad del líquido b) el mercurio se vende por frascos, una unidad que tiene una masa de 34.5

kg. Calcule el volumen de una botella de mercurio s i la densidad del metal es de 13.6 g/mL.

c) Una esfera de latón tiene un radio de 2.37 cm. S i la densidad del latón es de 8.47 g/cm 3 , ¿qué masa tiene la esfera?

64. Una muestra de 8.47 g de un sólido se coloca en un matraz de 25.00 mL El volumen restante del matraz se llena con benceno, en el cual el sólido es insoluble. El sólido y el benceno juntos pesan 24.5 4 g. La densidad del benceno 0.879 g/mL. Calcule la densidad del sólido. 65. Suponga que usted decide definir su propia esca la de temperatura empleando el punto de congelación (-11.5 °C) y el p unto de ebullición (197.6 °C) del etilenglicol. Si establece el punto de congelac ión como 0 °G y el de ebullición como 100 °G, ¿cuál sería el punto de congelación de l agua en esta nueva escala? 66. El ganador de una carrera de 10,000 metros cubr ió el recorrido en 20 minutos, 13 segundos. Calcule la velocidad media del gana dor en millas por hora. 67. Un auto deportivo rinde 29 millas por galón y t iene un tanque de gasolina con una capacidad de 41 L.

a) ¿Qué distancia puede recorrer con un tanque de g asolina? b) ¿Cuánto gastará en gasolina el conductor en un r ecorrido de 650 millas si

el galón de gasolina cuesta $1.39? 68. La distancia entre la Tierra y la Luna es de ap roximadamente 240,000 mi.

a) Exprese esta distancia en metros. b) El Concorde tiene una velocidad respecto al aire de 2400 km/h. Si el

Concorde pudiera volar a la Luna ¿cuántos segundos tardaría? 69. Una moneda de 25 centavos de dólar tiene una ma sa de 5.67 g y un espesor aproximado de 1.55 mm.

a) ¿Cuántas de estas monedas tendría que apilarse p ara alcanzar una altura de 575 pies.

b) ¿Cuánto pesaría esta pila c) ¿Cuánto dinero contendría esta pila? d) En 1994 la deuda nacional de Estados Unidos era de 4.6 billones de

dólares. ¿Cuántas pilas como la que se describe aqu í se necesitarían para saldar esa deuda?

70. En Estados Unidos el agua empleada para irrigac ión se mide en acres-pies. Un

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acre-pie de agua cubre un acre hasta una prof undidad de un pie. Un acre mide 4840 yd2 . Un acre-pie es suficiente agua para aprovisionar dos hogares típicos durante 1.00 años. El agua desalinizada cuesta cerca de $2000.000 por acre-pie.

a) ¿Cuánto cuesta el litro de agua desalinizada? b) ¿Cuánto tendría que pagar un hogar al día si ést a fuera la única fuente de

agua? 71. Un recipiente cilíndrico con radio r y altura h tiene un volumen de ππππ r2h.

a) Calcule el volumen en centímetros cúbicos de un cilindro con radio de 16.5 cm y una altura de 22.3 cm.

b) Calcule el volumen en metros cúbicos de un cilin dro de 6.3 pies de altura y 2.0 pies de diámetro.

c) Calcule la masa en kilogramos de un volumen de m ercurio igual al volumen del cilindro de b). La densidad del mercuri o es de 13.6 g/cm 3

72. Un tubo cilíndrico de vidrio con una longitud de 15.0 cm se llena con etanol. Se determina que la masa de etanol necesaria pa ra llenar el tubo es de 9.64 g. Calcule el diámetro interior del tubo en cm. La densidad del etanol es de 0.789 g/ml 73. El oro forma una aleación con otros metales par a aumentar su dureza y fabricar

joyería con él. a) Considere una alhaja de oro que pesa 9.85 g y ti ene un volumen de 0.675

cm 3 . La alhaja sólo contiene oro y plata, que tiene d ensidades de 19.3 g/cm 3 y 10.5 g/cm 3 respectivamente. Suponiendo que el volumen total d e la alhaja es la suma de los volúmenes de oro y plat a que contiene, calcule el porcentaje de oro (en masa) de la alhaja.

b) La cantidad relativa de oro en una aleación nor malmente se expresa en unidades de quilates. El oro puro normalmente tiene 24 quilates, y el porcentaje de oro en una aleación se indica como un porcentaje de ese valor. Por ejemplo, una aleación que tiene 50 % de oro tiene 12 quilates. Exprese la pureza de la alhaja en quilates.

74. Suponga que recibe una muestra de un líquido ho mogéneo. ¿qué haría para determinar si es una solución o una sustancia pura? 75. La cromatografía es un método sencillo pero con fiable para separar una mezcla en sus sustancias constituyente. Suponga que usa cromatografía para separar una mezcla de dos sustancias. ¿Cómo sabría si la s eparación tuvo éxito? ¿Puede proponer una forma de cuantificar qué tan bue na o qué tan deficiente es la separación?

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76. Un sólido flota en cualquier líquido que sea má s denso. Usando un manual de química, encuentre la densidad de las siguien tes sustancias: tetracloruro de carbono, hexano, benceno, y yoduro de metilo. ¿Flotará en cualquiera de estos líquidos una esfera de mármol cuya masa es de 2.00 g y cuyo radio es de 0.56 cm? 77. Empleando el Handbook of Chemistry and Physics o una fuente de datos similares, determine qué elemento sólido tien e la mayor densidad

a) qué elemento sólido tiene el punto de fusión más alto conocido b) qué elemento sólido tiene el punto de fusión más bajo conocido c) cuáles son los únicos elementos que son líquidos a temperatura ambiente

(unos 20 °C)

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Respuestas Guía Nº 1 Clasificación y propiedades de la materia

1. (a) Gas (b) sólido (c) líquido (d) gas. 2. (a) Gas (b) sólido (c) líquido (d) sólido 3. (a) mezcla heterogénea (b) mezcla homogénea (c) su stancia pura (d)

mezcla homogénea 4. (a) mezcla homogénea (considere aire limpio) (b) sustancia pura (c)

sustancia pura (d) mezcla heterogénea. 5. El agua pura es una sustancia pura, en tanto que una solución de sal en

agua es una mezcla. Tome una pequeña cantidad del lí quido y deje que se evapore. Si el líquido es agua salada, habrá un res iduo sólido blanco (sal). Si el líquido es agua, no habrá residuo alguno.

6. Estos dos sustancias tienen diferentes propiedad es físicas, incluyendo diferentes solubilidades en agua. Entonces, adicion e agua a la mezcla, solo el azúcar se disolverá. Luego filtre la mezcla, la arena quedará retenida en el papel filtro y el azúcar estará disue lta en el agua. Luego podrá evaporar el agua filtrada y recoger el azúcar sólida.

7. (a) Al (b) Na (c) Fe (d) K (e) P (f) Br (g) N (h) Hg 8. (a) C (b) Cd (c) Cr (d) Zn (e) I (f) S (g) O (h) Ne 9. (a) Hidrógeno (b)magnesio (c)plomo (d)silicio (e ) flúor (f) estaño (g)cobre

(h) calcio. 10. (a) Sodio (b) cobalto (c) manganeso (d)azufre (e )fósforo (f)níquel (g)plata

(h) titanio. 11. C es un compuesto; contiene carbono y oxígeno. A es un compuesto;

contienen al menos carbono y oxígeno. B no esta def inido por los datos proporcionados; probablemente es un compuesto porqu e pocos elementos existen como sólidos blancos.

12. Antes de la instrumentación moderna, la clasifi cación de una sustancia pura como un elemento se basaba solo en si la susta ncia podía fragmentarse o romperse en otros componentes elemen tales. Si los resultados eran negativos, la sustancia era un elem ento. En algunos casos estos resultados eran ambiguos pero todavía no se c onocía o no se había descubierto una técnica más poderosa y todavía no s e conoce.

13. Propiedades físicas: blanco plateado; lustroso; punto de fusión = 649 ºC; punto de ebullición = 1105 ºC; densidad a 20 ºC = 1 .738 g/mL: se convierte en lámina golpeándola; se estira para formar alambr es; buena conductora. Propiedades químicas: arde en aire; reacciona con C l2.

14. Propiedades físicas : liquido; color marrón rojizo; hierve a 58.9 ºC; co ngela a –7.2 ºC, densidad a 20 ºC 3.12 g/mL. Propiedades químicas : corrosivo, el líquido corroe metales fácilmente y reacciona rápid amente con Al para formar bromuro de aluminio.

15. a) Químico (b) físico (c) físico (d) químico ( e) químico. 16. (a) Químico (b) físico (c) físico (la producció n de agua es un cambio

químico pero la condensación es un cambio físico) ( d) físico (la producción de hollín es un cambio químico pero la d eposición es un cambio físico)

Unidades de Medición

17. (a) 1 x 10-1 (b) 1 x 10 -2 (c) 1 x 10 -15 (d) 1 x 10 -6

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(e) 1 x 106 (f) 1 x 10 3 (g) 1 x 10 -9 (h) 1 x 10 -3 (i) 1 x 10 -12 18. (a) 3.4 pm (b) 4.8 nL (c) 7.23 kg

(d) 2.35 x 10 -6 m3 x 1 cm 3 x 1 mL = 2.35 mL (1 x 10-2)3 m3 1 cm 3

(e) 5.8 ns (f) 3.45 mmol

19. (a)0.454 g (b) 5.0 x 10 3 ppm (c) 35 µµµµm 20. (a) 3.05 x 105 g x 1 kg = 3.05 x 102 kg ( 305 kg)

1 x 103 g (b) 0.00035 mm x 1 x10 -3 m x 1 nm = 3.05 x 102 nm 1mm 1 x 10 -9 m (c) 3.45 x 10 -1 s x 1 ms = 3.45 x 102 ms (345ms)

1 x 10-3 s 21. (a) Tiempo (b) densidad (c) longitud (d) área ( e) temperatura (f) volumen (g)

temperatura. 22. (a) volumen (b) área (c) volumen (d) densidad ( e) tiempo (f) longitud (g)

temperatura. 23. (a) 1.59 g/cm 3 (b) 1.76 x 10 3 g (c) 158 cm 3 24. (a) 0.56 g/cm 3 (b) 7.80 x 10 2 g de bromo (c) 4.78 L de ebano 25. (a) densidad calculada = 0.86 g/mL. La sustanci a es probablemente

tolueno, densidad = 0.866 g/mL (b) 40.4 mL de etile nglicol (c) 1.11 x 10 3 g de níquel

26. (a) 0.878 g/mL (b) 19.3 mL de ciclohexano (c) 7 .4 x 102 g 27. 1.60 x 10-2 mm 28. 14 nm de espesor 29. (a) 17 ºC (b) 1.9 ºF (c) 240 K (d) 108 ºF (e) 1 644 K 30. (a) 28 ºC (b) 1077 K (c) –37 97 ºF (d) 77 ºF (e ) pto de fusión = 24.6 K y pto de

ebullición = 27 1 K

Incertidumbre al medir 31. Exactos: (c), (d), (e), (f) 32. Exactos: (b), (e)

33. (a) 4 (b) 3 (c) 4 (d) 3 (e) 5

34. (a) 5 (b) 2 (c) ambiguos; 5, 6 o 7 (d) 4 (e ) 6

35. (a) 3.002 x 102 (b) 4.565 x 10 5 (c) 6.543 x 10 -3 (d) 9.578 x 10 -4

36. (a)1.00 x 102 (b)5.00 x 10 -3 (c) 7.30 x 10 4 (d) 1.56 x 10 5

(e) 8.85 x 103 (f) –1.24 x 10 4

37. (a) 77.04 (b) –51 (c) 9.995 x 10 4 (d) 3.13 x 10 4

38. (a) -2.3 x 103 (b) 8.260 x 10 7 (c) 3.4 x 10 4 (d) 7.62 x 10 5

14

Análisis Dimensional

39. Disponga factores de conversión de modo que la s unidades iniciales se cancelen y las nuevas unidades queden en el lugar a propiado, ya sea en el numerador o denominador.

40. (a) 1.609 km/1 mi

41. (a) 76 mL (b) 50 nm (c) 6.88 x 10 -4 s (d) 1.55 g/L

42. (a) 2.3 x 102 pm (b) 1.35 x 10 21 L (c) 10 g de colesterol.

43. (a) 1.38 x 104 m (b) 2.59 x 10 5 s (c) $ 0.410/L (d) 5.0 x 10 -9 m/s (e) 33.52 m/s

(f) 1.567 x 10 6 cm 3

44. (a) 2.9 x 102cm (b) 4.68 x 10 3 mL (c) 0.322 mm/s (d) 5.35 m 3 (e) 0.659 ¢/g (f) 2.57 x 10 3 kg/m 3

45. (a) 1.2 x 102 L (b) 4 x 10 2 mg (c) 9.64 km/L (d) 26 mL/g 46. (a) 45 L (b) 7.6 mi/h (c) 5.24 L (d) 3.8 x 10 7 L

47. 52 kg de aire

48. (a) 0.54 g CO

49. 467 pies

50. (a) $ 0.91 (b) 8.7 monedas

Ejercicios Adicionales 51. (a) Composición es el contenido de una sustanci a; estructura es la

disposición de ese contenido. 52. Una moneda de oro es probablemente una solución sólida, por algunas

propiedades del oro (muy blando) es factible que pa ra la fabricación de la moneda se haga uso de otros metales. Una taza de café es una solución siempre que no hall an sólidos en suspensión (grumos de café) Si es así el sistema es una mezcla heterogénea. Una tabla de madera es una mezcla heterogénea de var ios componentes de la celulosa. A veces estas mezclas son visibles e n las vetas de la madera. La ambigüedad en cada uno de los ejemplos anteriore s es que el nombre de la sustancia no nos proporciona una completa des cripción del material.

53. (a) Una hipótesis es una posible explicación pa ra un cierto fenómeno o un conjunto de datos experimentales preliminares. Una teoría es algo más

15

general y esta sustentada en un cuerpo significativ o de evidencia experimental (b) Una ley científica es un sumario o una declarac ión del comportamiento natural; ella nos dice como es el comportamiento de la materia. La teoría es una explicación del comportamiento natural, ella nos intenta explicar el porque la materia se comporta y cual es el camino q ue usa.

54. (a) 8.47 g de O; la ley de la composición const ante. 55. (a) Intensivas (no dependen de la cantidad): (b ) densidad; (c) temperatura;

(e) color

56. (a) m/s 2 (b) kg-m/s 2 (c) kg-m 2/s2 (d) kg/m-s 2 (e) kg-m 2/s3 57. El magnesio es menos denso que el acero. Esto es que par un volumen

unitario, la masa de magnesio es menor que la masa de un volumen unitario de acero.

58. En estado sólido, las moléculas tienen un orde namiento regular. En

estado líquido las moléculas están en movimientos r elativos unas con otras. Las moléculas con orientación fija en estado sólido, tienden a minimizar el espacio vacío entre moléculas. Para un volumen especifico de sustancia hay más masa (menos espacios vacíos) en e stado sólido que en estado líquido. Entonces la densidad de los sólidos es más grande.

59. 4.3 K; 452.0 ºF

60. (a) I. 3.19 % II. 3.56 %. Basándonos en los val ores promedio el set II es mas

exacto. Esto significa que estos valores están más cercanos al valor verdadero de 3.55 % (b) Desviaciones promedio I. = 0.03 II. = 0.07. El set I. es más preciso que el set II. Esto significa que lo s valores del set I. son más cercanos unos de otros que los valores del set II.

61. (a) Inapropiado; (b) Apropiado (c) Pude ser a propiado (d) Inapropiado

62. (a) 1.172 x 1013 g de NaOH (b) 5.501 x 10 -3 km 3

63. (a) 0.953 g/mL (b) 2.54 L (c) 55.8 cm 3 (d) 472 g

64. 1.3 g/mL

65. Punto de congelación del H 2O = 5.50 ºG (G = escala etilenglicol)

66. 18.44 mi/h

67. (a) 310 mi (b) $31

68. (a) 3.9 x 108 m (b) 5.8 x 10 5 s

69. (a) 1.13 x 105 centavos (b) 641 kg (c) $2.83 x 10 4 (d) 1.6 x 10 8 pilas

16

70. (a) 0.16 ¢/L (b) $2.74 /día

71. (a) 1.91 x 104 cm 3 (b) 0.56 m 3 (c) 7.6 x 10 3 kg Hg

72. (a) 1.02 cm

73. (a) 61 5% Au (b)15 quilates

74. La solución puede ser separada de sus component es a través de métodos

físicos. Si el líquido es una solución, el soluto p uede ser sólido o un líquido y dependiendo del caso la separación de los componentes será diferente. Si evaporamos la muestra y finalmente qu eda un sólido, esto nos indica que se trataba de una solución y no de u n liquido puro. Si no se observa un sólido, podemos destilar la muestra y ob servar si hay dos o más líquidos con diferentes puntos de ebullición, e sto indicaría que se puede tratar de una solución con uno o más solutos líquidos. Si el resultado sigue siendo negativo, es probable que la sustancia sea un líquido puro, aunque debemos decir que estos result ados no son necesariamente concluyentes. Todavía las técnicas d e separación son deficientes.

75. Una separación es considerada exitosa si se pue den ver dos distintos

puntos en el papel. La cuantificación se relaciona con las características de la separación, calculando un valor referencial d e cada punto en la cromatografía:

distancia recorrida por el punto distancia recorrida por el solvente

Si estos dos valores para los dos puntos son difere ntes, la separaciones exitosa.

76. Tetracloruro de carbono: 1.5940 g/cm 3; hexano: 0.6603 g/cm 3; benceno:

0.87654 g/cm 3; yoduro de metileno: 3.3254 g/cm 3. La esfera de mármol flota en el yoduro de metileno.

77. (a) Osmio, densidad = 22.6 g/cm 3 (b) Tungsteno, m.p. = 3410 ºC

(c) Helio, b.p. = -268.9 ºC (d) Mercurio y bromo t ienen puntos de congelación bajo temperatura ambiente y puntos de e bullición sobre la temperatura ambiente.

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof.: Betsabé Acevedo P.

Guía N° 2: Átomos moléculas, iones

Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten Referencia: Capítulos 2 Brown 1. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en los siguientes átomos:

a) 40Ar, b) 55Mn c) 65Zn d) 79Se e) 184W f) 235U 2. Todos los núclidos siguientes se emplean en medi cina. Indique el número de

protones y neutrones que tiene cada núclido: a) fós foro – 32 b) cromo –51 c) cobalto-60 d) tecnecio-99 e) yodo-131 f) talio-2 01

3. Complete la siguiente tabla suponiendo que cada columna representa un

átomo neutro:

Símbolo

39K

Protones

25 82

Neutrones

30 64

Electrones

48 56

Número de masa

137 207

4. Escriba el símbolo correcto, con subíndice y sup eríndice, de cada uno de las

siguientes especies: a) el isótopo de sodio con mas a 23 b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones c) una partícula alfa d) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37 e) el núclido de magnesio que tiene el mismo número de protones y de neutrones.

5. El isótopo de uranio que se emplea para generar energía nuclear tiene 143

neutrones en su núcleo. El isótopo más común de ura nio tiene 146 neutrones en su núcleo. Escriba los símbolos químicos complet os, con subíndices y superíndices, de estos isótopos de uranio.

6. Para cada uno de los siguientes elementos, escri ba su símbolo, localícelo en

la tabla periódica e indique si es un metal, un met aloide o un no metal: a) plata b) helio c) fósforo d) cadmio e) ca lcio f) bromo g) arsénico.

18

7. Localice cada uno de los siguientes elementos en la tabla periódica, proporcione el nombre del elemento e indique si es un metal, un metaloide o un no metal: a) Sr b) Si c) S d) Sm e) Sb f) Sc g) Se.

8. Escriba el nombre y el símbolo químico para cada uno de los elementos del

grupo 6 A (los calcógenos) y clasifique cada uno c omo, metal, metaloide o no metal.

9. ¿Qué proporciona más información: la fórmula emp írica, la fórmula molecular

o la fórmula estructural? Explique. 10. Dos compuestos tienen la misma empírica, ¿deben tener la misma fórmula

molecular? 11. En la lista siguiente, encuentre los grupos de compuestos que tienen la

misma fórmula empírica: C 2H2, N2O4, C2H4, C6H6, NO2, C3H6, C4H8. 12. Escriba la fórmula empírica que corresponde a c ada una de las fórmulas

moleculares siguientes: N 2O4, C6H12, C4H2O4, P2O5, C6H12O6, SO3. 13. Complete la siguiente tabla:

Símbolo 31 P -3 40 Ca+2 52 Cr+3

130 I-

Protones 23 28 47 33 Neutrones 28 45 31 60 69 42 Electrones 21 36 46 48 Carga Neta -2 +2 +2 - 3

14. Cada uno de los elementos siguientes puede form ar un ión en reacciones

Químicas. Consultando la tabla periódica, prediga l a carga del ión más estable de

cada uno: a) Al; b) Ca; c) S; d) I; e) Cs.

15. Empleando la tabla periódica, prediga las carga s de los iones de los siguientes elementos: a) Rb; b) Sr; c) Se; d) At

16. Con la tabla periódica como guía, prediga la fó rmula y el nombre del

compuesto formado por los elementos siguientes: a) Ga y F; b) Li y H; c) Al y I; d) K y S

17. Prediga la fórmula empírica de los compuestos i ónicos formado por los pares

de elementos siguientes: a) Ca y S; b) Na y F; c) M g y N; d) Al y O 18. Prediga la fórmula empírica del compuesto ióni co formada por: a) Ca +2 y Br -; b) NH4

+1 y Cl -1; c) Al +3 y C2H3O2-1; d) K +1 y SO4

-2; e) Mg+2 y PO4-3

19. Prediga las fórmulas químicas de los compuestos formados por los pares

iónicos

19

siguientes: a) Mg +2 y NO3-1; b) Na 1+ y CO3

-2; c) Ba +2 y OH-1; d) NH4+ y PO4

-3; e) Hg2

+2 y ClO 3-

20. Prediga si cada uno de los compuestos siguiente s es molecular y iónico: a)

B2H6; b) CH3OH; c) LiNO 3; d) Sc 2O3; e) CsBr; f) NOCl; g) NF 3; h) Ag 2SO4

20

Respuestas Guía Nº 2

21. Especie Protones Neutrones Electrones

40Ar 18 22 18 55Mn 25 30 25 65Zn 30 35 30 79Se 34 45 34 184W 74 110 74 235U 92 143 92

22.

Núclidos Protones

Neutrones

fósforo – 32 15 17 cromo – 51 24 27 yodo-131 53 78

cobalto-60 27 33 tecnecio-99 43 56

talio-201 81 120 23.

Símbolo 39K 55Mn 112Cd 137Ba 207Pb Protones 19 25 48 56 82 Neutrones 20 30 64 81 125 Electrones 19 25 48 56 82 Número de masa 39 55 112 137 207

24. a) el isótopo de sodio con masa 23 = 23Na11

b) el núclido de vanadio que contiene 28 neutrones = 51V23 c) una partícula alfa = 4He2 d) el isótopo de cloro que tiene una masa de 37 = 37Cl17 e) el núclido de magnesio con el mismo número de pr otones y de neutrones = 24Mg12

25. 235U92, 238U92

26. a) plata = Ag ( metal) b) helio = He ( No metal ) c) fósforo = P ( no metal)

d) cadmio = Cd ( metal) e) calcio = Ca ( (metal) f) bromo = Br (no metal) g) arsénico = As (metaloide).

27. a) Sr = Estroncio (Metal) b) Si = Silicio ( met aloide) c) S = Azufre ( no

metal) d) Sm = Samario (metal) e) Sb = antimon io (metaloide) f) Sc = Escandio (metal) g) Se = Selenio (no metal).

28. O = oxígeno, no metal; S = azufre, no metal; Se = selenio, no metal; Te =

Teluro, metaloide; Po = polonio, metal. (algunos pi ensan que el Po tiene más características de metaloide)

21

29. La fórmula estructural contiene más información . Esta fórmula muestra el tipo de átomos, el número total de ellos present es en la molécula y la forma en que esto se conectan.

30. No, dos moléculas con igual fórmula empírica p ueden tener diferente

fórmula molecular, por ejemplo CH 2O es la fórmula empírica para el formaldehído CH 2O y la glucosa C 6H12O6.

31. CH: C2H2, C6H6 CH2: C2H4, C3H6, C4H8 NO2:N2O4, NO2

32. a)NO2 b)CH2 c)C2HO2 d)P2O5 e)CH2O f)SO3.

33. Complete la siguiente tabla:

Símbolo Protones Neutrones Electrones Carga Neta 31 P -3 15 16 18 3- 40 Ca+2 20 20 18 2+ 51V2+ 23 28 21 2+ 79Se2- 34 45 36 2- 59 Ni2+ 28 31 26 2+ 52 Cr+3 24 28 21 3+ 107Ag+ 47 60 46 1+ 119Sn2+ 50 69 48 2+ 75As 3- 33 42 36 3- 130 I- 53 77 54 1-

34. a)Al 3+; b)Ca 2+; c)S 2-; d)I -; e)Cs+.

35. a)Rb+; b)Sr 2+; c)Se 2-; d)At -

36. a)Ga F3 fluoruro de galio III b)LiH hidruro de litio c)AlI 3 yoduro de

aluminio d) K2S sulfuro de potasio

37. a)Ca S b)NaF c)Mg 3N2 d)Al 2O3

38. a)CaBr2 b)NH4Cl c)Al(C 2H3O2)3 d)K2SO4 e)Mg3(PO4)2 19. a)Mg(NO3)2 b)Na2CO3

c)Ba(OH)2 d)(NH4)3PO4 e)Hg2(ClO3)2

20. Moleculares (todos los elementos son no metales ): a)B2H6 b)CH3OH

f) NOCl g) NF 3 Iónicos (formados por iones, usualmente contienen un catión metálico) c)LiNO 3 d) Sc 2O3 e)CsBr h)Ag 2SO4

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Profesora: Betsabé Acevedo P

Guía Nº3: Estructura Electrónica de los átomos Lectura de Referencia: “QUÍMICA. La Ciencia Central” 7ª Edición. T. L. Brown, H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten Referencia: CAPÌTULO 6. Brown

Energía Radiante

1. Especifique las unidades SI básicas para (a) la longitud de onda; (b) la

frecuencia de la luz; (c) la velocidad de la luz. 2. ¿Qué relación hay entre la longitud de onda y la frecuencia de la energía

radiante? ¿Qué variedad de longitudes de onda (en n anómetros) abarca la porción visible del espectro electromagnético?

3. Determine cuáles de las afirmaciones siguientes son falsas o verdaderas. Si una afirmación es falsa, corríjala. (a) La radia ción electromagnética tiene componentes tanto eléctricos como magnéticos. (b) L a radiación de longitud de onda larga se propaga por el espacio más lentame nte que la radiación de longitud de onda corta. (c) La luz infrarroja tiene frecuencias más bajas que la luz visible.

4. Liste los siguientes tipos de radiación electrom agnética en orden de longitud de onda creciente: (a) los rayos gamma pro ducidos por un núclido radiactivo utilizado para obtener imágenes médicas; (b) la radiación de una estación de FM que esta a 93.1 MHz en el cuadrante; (c) una señal de radio de una estación AM que esta a 680 kHz en el cuadrante; (d) la luz amarilla de los arbotantes con lámparas de vapor de sodio; (e) la l uz roja de un diodo emisor de luz, como los de la pantalla de la calculadora.

5. a) Que frecuencia tiene la radiación electromagn ética cuya λλλλ = 0.589 pm?; b) Calcular la longitud de onda de la radiación cuy a frecuencia νννν = 5.11 * 1011 s-1; c) las radiaciones de las partes a) o b) serían v isibles al ojo humano; d) que distancia viaja la radiación electromagnética e n 6.54 s

6. ¿Qué frecuencia tiene la radiación cuya longitud de onda es de 1.73 nm? (b) Calcule la longitud de onda de una radiación cu ya frecuencia es de 9.83 x 109 s-1 (c) Las radiaciones de las partes (a) o (b), ¿podr ían detectarse con un detector de microondas? (d) ¿Qué distancia viaja la radiación electromagnética en 90.0 fs?

7. Los átomos de mercurio excitados emiten luz inten sa con una longitud de onda de 436 nm. ¿Qué frecuencia tiene esta radiació n? Empleando la figura 6.4 (ver Capitulo 6 Texto Brown), prediga el color asociado a esta longitud de onda.

23

Energía Cuantizada y fotones 8. (a) ¿Qué significa decir que la energía esta cua ntizada? (b) ¿Por qué no

percibimos la cuantización de la energía en nuestras actividades cotidianas? 9. (a) Calcule el incremento de energía más pequeño , un cuanto, que puede

ser emitido o absorbido a una longitud de onda de 6 45 nm. (b) Calcule la energía de un fotón con frecuencia 2.85 x 10 12 s –1. (c) Determine la longitud de onda de la radiación cuyos fotones tienen una en ergía de 8.23 x 10 -19 J. ¿En que porción del espectro electromagnético se en cuentra esta radiación?

10. Una estación de radio AM difunde a 820 kHz, mien tras que su filial de FM transmite a 89.7 MHz. Calcule y compare las energías de los fotones emitidos por las estaciones de radio.

11. Un láser de diodo con longitud de onda de 785 nm se enciende durante un minuto. Durante ese tiempo, el laser emite una seña l con una energía total de 31 J. ¿Cuántos fotones se emitieron?

12. El ojo humano recibe una señal de 3.65 x 10 -17 J de fotones cuya longitud de onda es de 515 nm. ¿Cuántos fotones inciden sobr e el ojo?

13. Cierta película fotográfica requiere una energ ía de radiación mínima de 80 kJ/mol para causar una exposición. Determine la rad iación de longitud de onda más grande que posee la energía necesaria para exponer la película. ¿Podría usarse esta película para fotografía infrar roja?

14. El molibdeno metálico debe absorber radiación c on una frecuencia mínima de 1.09 x 10 15 s-1 antes de que se pueda emitir un electrón de su sup erficie por el efecto fotoeléctrico. (a) Determine la energía m ínima necesaria para producir dicho efecto. (b) Determine la longitud de onda de la radiación que proporciona fotones con esta energía. (c) Si irradi amos molibdeno con luz con longitud de onda de 120 nm, calcule la energía cinética máxima que pueden tener los electrones emitidos.

Modelo de Bohr, ondas y materia

15. Explique como la idea de espectro de línea es c ongruente con la idea de

energías cuantizadas. 16. ¿Se emite o absorbe energía cuando ocurren las transiciones electrónicas

siguientes en hidrógeno? (a) de n = 3 a n = 6; (b) de una orbita con radio 4.76 Å a una con radio 2.12 Å; (c) ionización del electró n desde el estado basal.

17. Para cada una de las siguientes transiciones en el átomo de hidrógeno, calcule la energía, λλλλ y νννν de la radiación asociada y determine si la radiaci ón 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. Algunas de las transiciones anteriore s se emite o absorbe en el visible.

18. Para cada una de las transiciones electrónicas siguientes en el átomo de hidrógeno, calcule la energía, frecuencia y longitu d de onda de la radiación asociada y determine si la radiación se emite o abs orbe durante la transición: (a) de n = 2 a n = 7; (b) de n = 5 a n = 6; (c) de n = 6 a n = 3. ¿Alguna de las transiciones anteriores emite o absorbe luz visible?

19. Una de las líneas de emisión del átomo de hidr ogeno tiene una longitud de onda de 93.8 nm, a) en que región del espectro e lectromagnético se encuentra esta emisión?, b) determine los valores i nicial y final de n asociados a esta emisión

24

20. Un átomo de hidrógeno puede absorber luz con lon gitud de onda 1282 nm. (a) ¿En qué región del espectro electromagnético se encuentra esta absorción? (b) Determine los valores inicial y fina l de n asociado a esta absorción.

21. Calcule la longitud de onda de los siguientes o bjetos: (a) un automóvil de 3000 libras ( 1 kg = 2.205 lb) que se desplaza a 55 mi/h (1 km = 0.62137 mi); (b) una pelota de béisbol que pesa 5.0 onzas (1 onza = 28 .3 g) es lanzada a una velocidad de 89 mi/h; (c) un átomo de helio que se mueve a 8.5 x 10 5 m/s

22. El modelo de Bohr del átomo de hidrógeno contem pla la determinación exacta de la posición y el momento del electrón. Ex plique por qué este modelo es incompatible con el principio de incertid umbre.

23. El microscopio electrónico se ha utilizado ampli amente para obtener imágenes muy ampliadas de materiales biológicos y d e otro tipo. Cuando un electrón se acelera a través de 100 V, alcanza una v elocidad de 5.93 x 10 6 m/s. Calcule la longitud de onda característica de este electrón. ¿Es la longitud de onda comparable con el tamaño de los átomos?

Mecánica Cuántica y orbitales atómicos 24. En la descripción de la mecánica cuántica del á tomo de hidrógeno, ¿qué

significado físico tiene el cuadrado de la función de onda, 2? 25. (a) Para n = 4, ¿qué valores puede tener l? (b) Para l = 2, ¿qué valores

puede tener m l? 26. a) Para n = 5, ¿qué valores puede tener l? (b) Para l = 3, ¿qué valores

puede tener m l? 27. Cite los valor de n, l y m l para (a) cada orbita de la subcapa 4f; (b) cada

orbita de la capa n = 3; (c) cada orbital de la sub capa 2p; (d) cada orbital de la subcapa 5d

28. Cuáles de los siguientes conjuntos de números c uánticos para un electrón del átomo de hidrógeno son permitidos : a) n =2, l =1, m l =1; b) n = 1; l = 0; m l = -1; c) n = 4, l = 2, m l = -2 ; d) n = 3, l = 3, m l =0. Para las combinaciones permitidas escriba la designación apropiada de la s ubcapa a la que pertenece el orbital (es decir 1s, etc).

29. ¿Cuál de los siguientes conjuntos de números c uánticos están permitidos para un electrón en un átomo de hidrógeno: (a) n = 1, l = 1, m l = 0; (b) n = 3, l = 0, m l = 0; (c) n = 4, l = 1, m l = -1; (d) n = 2, l = 1, m l = 2? Para las combinaciones permitidas, escriba la designación ap ropiada de la subcapa a la que pertenece el orbital.

30. (a) ¿Qué similitudes y diferencias hay entre lo s orbitales 2s y 3s del átomo de hidrógeno? (b) ¿Qué similitudes y diferencias ha y entre el orbital 2s y un orbital 2p? (c) Para el átomo de hidrógeno, ¿qué ti ene más alta energía: el orbital 2s, el 3s o un orbital 2p?

Átomos con muchos electrones, espín electrónico 31. ¿Qué números cuánticos deben ser iguales para q ue los orbitales sean

degenerados (tengan la misma energía) (a) en un áto mo de hidrógeno, y (b) en un átomo con muchos electrones?

32. (a) Cite los valores que puede tener el número cuántico de espín electrónico. (b) ¿Qué equipo experimental puede usa rse para distinguir

25

electrones que tienen valores distintos del número cuántico de espín electrónico? (c) Dos electrones de un átomo ocupan el orbital 1s. ¿Qué cantidad debe ser diferente para los dos electrones ? ¿Qué principio determina la respuesta a esta pregunta?

33. Indique el número máximo de electrones de un át omo que pueden tener los siguientes números cuánticos: (a) n = 3; (b) n = 4, l = 2; (c) n = 4, l = 3, m l = 2; (d) n = 2, l = 1, m l = 0, ms = -1/2

34. Liste los posibles valores de los cuatro número s cuánticos para cada electrón del átomo de boro en estado basal.

Configuraciones electrónicas 35. (a) ¿Qué representa cada cuadro de un diagrama de orbitales? (b) ¿Qué

cantidad se representa con la dirección (hacia arri ba o hacia abajo) de las medias flechas que se dibujan en un diagrama de orb itales? (c) ¿Se usa la regla de Hund para deducir la configuración electró nica del berilio? Explique.

36. a) ¿Cuántos electrones como máximo se pueden co locar en un orbital?; b) ¿qué diferencia hay entre un electrón apareado y un o no apareado?, c) Se aplica la regla de Hund para deducir la configuraci ón electrónica de Silicio (Si, Z = 14).?

37. Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos, utilizando las abreviaturas de gas noble apropiado p ara los electrones internos: (a) Rb, (b) Se; (c) Zn; (d) V; (e) Pb; (f ) Yb

38. Escriba las configuraciones electrónicas comple tas para los átomos siguientes: (a) K; (b) Al; (c) S; (d) Mn; (e) Y, (f ) Nb

39. Utilizando diagrama de orbitales, determine el n úmero de electrones no apareados que hay en cada uno de los átomos siguien tes: (a) Ge; (b) In; (c) Ni; (d) Kr; (e) Br

40. Indique el elemento específico que corresponde a cada una de las configuraciones electrónicas siguientes: (a) 1s 22s22p63s2; (b) [Ne] 3s 23p1; (c) [Ar] 4s 13d5; (d) [Kr]5s 24d105p4.

Ejercicios adicionales 41. La luna está a aproximadamente 240.000 millas d e la tierra. ¿Cuánto

tardaría un rayo láser en llegar a la luna, ser ref lejado y regresar a la tierra? 42. Los números cuánticos que se listan a continuac ión corresponden a

cuatro electrones distintos del mismo átomo. Ordéne los por energía creciente . Indique si hay dos que tengan la misma energía.

(a) n = 4, l = 0, m l = 0, ms = +1/2 (b) n = 3, l = 2, m l = 1, ms = +1/2 (c) n = 3, l = 2, m l = -2, ms = -1/2 (d) n = 3, l = 1, m l = 1, ms = -1/2

43. Para cada una de las configuraciones siguientes , determine el elemento al que corresponde y diga si se trata de una configura ción electrónica basal o de estado excitado: (a) [He]2s 12p5; (b) [Ar]4s 23d10 4p5 ; (c) [Ne]3s 23p2 4s1; (d) [Kr]5s 24d10 5p1

26

Respuestas Guía Nº 3

1. (a) metros (m) (b) 1/segundos (s -1), (c) metros / segundos (m/s) 2. Longitud de onda ( λλλλ) y frecuencia ( ) son inversamente proporcionales; la

constante de proporcionalidad es la velocidad de la (c). = c/λλλλ. El rango de longitud de onda en la porción visible del espectro electromagnético es 400-700 nm.

3. (a) verdadero, (b) falso. Toda la radiación elec tromagnética se mueve a la

misma velocidad (c = 3.0 x 10 8 m/s). (c) Verdadero.

4. Longitud de onda de: (a) rayos gamma < (d) luz am arilla (visible) < (e) luz roja (visible) < (b) ondas de (radio) FM de 93.1 MH z < (c) ondas (de radio) AM de 680 kHz o 0.680 MHz.

5. a) 5.09 x 1020 s-1; b) 5.87 x 10 -4 m ; c) ninguna es visible al ojo humano;

d) 1.96 x 10 9 m

6. (a) 1.73 x 1017 s-1 (b) 3.05 x 10 -2 m (c) Si. La radiación de (b) esta en el rango de microondas. (d) 2.70 x 10 -5 m (27.0 µµµµm)

7. 6.88 x 1014s-1; azul

8. (a) Cuantización significa que la energía sólo se puede absorber o emitir

en cantidades específicas o en múltiplos de estas c antidades. Esta cantidad mínima de energía es igual a una constante multiplicada por la frecuencia de la radiación emitida o absorbida; E = h . (b) En las actividades cotidianas, los objetos macroscópicos c omo nuestros cuerpos, ganan o pierden cantidades totales de ener gía mucho más grande que un cuanto individual, h . La ganancia o pérdida de la cantidad relativamente minúscula de energía no se advierte.

9. (a) E = 3.08 x 10-19 J (b) E = 1.89 x 10 -21 J (c) λλλλ = 241 nm; ultravioleta.

10. E = h AM: 5.43 x 10 -28 J, FM: 5.94 x 10 -26 J. El fotón de FM tiene 100 veces

más energía que el fotón de la AM.

11. 1.2 x 1020 fotones

12. 95 fotones

13. 1.50 x 10-6 m, de acuerdo con la figura 6.4 (longitudes de ond a de la radiación electromagnética) este film puede ser usa do para fotografía infrarroja.

14. (a) Emin = 7.22 x 10-19 J (b) λλλλ = 275 nm (c) E 120 = 1.66 x 10-18 J. El exceso de energía del fotón de 120 nm se convierte en la ener gía cinética del electrón emitido. E k = 9.3 x 10-19 J/ electrón.

27

15. Cuando se aplica a los átomos, la noción de en ergías cuantizadas significa que sólo se permiten ciertos valores de E, los cuales están representados por las líneas del espectro de emisió n de los átomos excitados.

16. (a) se absorbe (b) se emite (c) se absorbe.

17.

Transición electrónica

E (J) (s-1) λλλλ (m) Emisión o Absorción

n = 5 a n = 1 -2.09 *10 –18 3.16*1015 9.49*10-8 Emisión n = 6 a n = 2 -4.84 *10–19 7.31*1014 4.10*10-7 Emisión n = 4 a n = 5 4.1 *10–20 7.4*1013 4.05*10-6 Absorción

18. Transición electrónica

E (J) (s-1) λλλλ (m) Emisión o Absorción

n = 2 a n = 7 5.01 x 10 -19 7.55 x 1014 3.97 x 10-7 Absorción n = 5 a n = 6 2.66 x 10-20 4.02 x 1013 7.46 x 10-6 Absorción n = 6 a n = 3 -1.82 x 10-19 2.74 x 1014 1.09 x 10-6 Emisión

19. (a) esta línea se ubica en la región del ultrav ioleta, (b) n i = 6 y n f = 1 20. (a) Infrarrojo, (b) Usando la ecuación 6.6 del texto Brown, se obtiene λλλλ =

1.875 x 10-6 m, como esta longitud de onda es mas larga que 1.2 82 x 10-6 m, entonces n i = 3 pero n f > 5. Resolvemos entonces la misma ecuación para buscar ahora el valor de n f, dando = 5, entonces n i = 3 y n f = 5.

21. (a) 2.0 x 10-38 m, (b) 1.2 x 10 -34 m, (c) 1.2 x 10 -13 m

22. El principio de incertidumbre establece que ex iste un limite en cuanto a la

precisión con la que podemos conocer la posición y el momento de inercia simultáneos de un electrón. En el modelo de Bohr lo s electrones se mueven en esferas exactas que tienen energía conoci da, lo que implica que la posición y el momento de inercia de un elect rón pueden conocerse con exactitud y simultáneamente. Esto viola el prin cipio de incertidumbre.

23. λλλλ = 1.23 x 10-10 m, (1.23 Å) Tanto los radios atómicos como las distancias

interatómicas están en el orden de 1 a 5 Å , esta λλλλ es comparable con el tamaño de los átomos.

24. El cuadrado de la función de onda tiene el sign ificado físico de amplitud o

de probabilidad. La cantidad 2 en un punto dado del espacio es la probabilidad de localizar el electrón dentro de una pequeña unidad d e volumen, alrededor de ese punto en cualquier instante dado. La probabi lidad total, es decir, la suma de 2 en todo el espacio alrededor del núcleo, debe ser igual a 1.

25. (a) n = 4, l = 3, 2, 1, 0 (b) l = 2, m l = -2, -1, 0 1, 2 26. (a) n = 5, l = 4, 3, 2, 1, 0 (b) l = 3, m l = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3.

28

27. Caso n l m l

a) cada orbital de subcapa 4f 4 3 3 4 3 2 4 3 1 4 3 0 4 3 -1 4 3 -2 4 3 -3 b) cada orbital de la capa n = 3 n l m l

3s 3 0 0 3p 3 1 1

3 1 0 3 1 -1 3d 3 2 2 3 2 1 3 2 0 3 2 -1 3 2 -2

28. (a) Permitida para 2p (b) prohibido para l = 0 ml solo puede valer 0, (c)

permitida para 4d, (d) prohibida, si n = 3, los úni cos valores posibles de l son 0, 1 y 2.

29. (a) prohibido para n = 1, l solo puede valer 0, (b) permitida para 3s, (c)

permitida para 4p, (d) prohibida por l = 1 ya que e l valor máximo de m l es 1. 30. (a) Los orbitales 2s y 3s del átomo de hidróge no tienen la misma forma

esférica general, pero el orbital 3s tiene una exte nsión radial mayor y un nodo más que el orbital 2s. (b) La forma de los orb itales 2s y 2p es diferente (esférica contra forma de lóbulo), en tan to que la distancia media del núcleo a un electrón que ocupa uno u otro orbit al es similar. (c) En el átomo de hidrógeno, los orbítales 2s y 2p tienen la misma energía y el orbital 3s tiene un nivel más alto de energía.

31. El mismo número cuántico principal, n, (b) los números cuánticos

principal y azimutal, n y l. 32. (a) +1/2, -1/2,

(b) un imán con un campo magnético no homogéneo fu erte, (c) deben tener diferentes valores de m s; el principio de exclusión de

Pauli.

33. (a) 18, (b) 10, (c) 2, (d) 1

29

34. B: 1s 2, 2s2, 2p1 electrón n l m l ms

1s1 1 0 0 ½ 1s2 1 0 0 -½ 2s1 2 0 0 ½ 2s2 2 0 0 -½ 2p1 2 1 1 ½

(todas son 2 1 1 -½ posibles) 2 1 1 ½ 2 1 0 ½ 2 1 0 -½ 2 1 -1 ½ 2 1 -1 -½

35. (a) Cada cuadro representa un orbital.

(b) El sentido de las medias flechas representa el espín electrónico. (c) No. En el Be no hay electrones en las subcapas que tienen orbitales degenerados, así que la regla de Hund no se aplica.

36. (a) 2.

(b) Si en un orbital hay dos electrones significa q ue están apareados y cada electrón tendrá un espin opuesto al otro. En u n diagrama de orbitales se dibujarán con flechas en direcciones o puestas. Electrones desapareados ubicados en orbitales degenerados tien en el mismo espin y en un diagrama de orbitales se esquematizará n con flechas en la misma dirección. (c) Si. La configuración electrónica del Si es 1s 2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p2, la regla de Hund requiere que los dos electrones de 3p estén desapareados y ubicados en diferentes suborbitales.

37. (a) Rb, [Kr]5s 1,

(b) Se, [Ar]4s 23d104p4, (c) Zn, [Ar]4s 23d10, (d) V, [Ar]4s 23d3, (e) Pb, [Xe]6s 24f145d106p2, (f) Yb, [Xe]6s 24f14

38. Elemento Configuración electrónica a) K 1s 2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 b) Al 1s 2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1 c) S 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4

d) Mn 1s 2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d5

e) Y 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d1

f) Nb 1s 2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f4

30

39. Elemento Diagrama de Orbitales Comentario a)

Ge 4s 3d 4p

2 electrones desapareados

b) In

5s 4d 5p

1 electrón desapareado

c) Ni

4s 3d

2 electrones desapareados

d) Kr

5s 4d 5p

0 electrones desapareados

e) Br

4s 3d 4p

1 electrón desapareado

40. (a) Mg (b) Al, (c) Cr, (d) Te 41. 2.6 s

42. (d) 3p <(a) 4s < (b) 3d = (c) 3d

43. (a) O, excitado (b) Br, basal (c) P, excitado (d) In, basal.

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof.: Betsabé Acevedo P.

Guía N° 4: Enlace Químico

Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten Referencia: Capítulo 8 Brown

1. (a) ¿Qué son los electrones de valencia? (b) ¿Cu ántos electrones de valencia posee un átomo de carbono? (c) Un átomo ti ene la configuración electrónica 1s 22s22p63s23p1. ¿Cuántos electrones de valencia tiene ese átomo?

2. (a) Enuncie la regla del octeto. (b) ¿Cuántos el ectrones debe ganar un

átomo de fósforo para alcanzar un octeto? (c) un áto mo tiene la configuración electrónica 1s 22s22p5 ¿Cuántos electrones debe ganar este átomo para alcanzar un octeto?

3. Escriba el símbolo de Lewis para cada uno de los átomo o iónes

siguientes: (a) Cl; (b) Mg; (c) Br; (d) Ar; (e) K; (f) Se; (g) Al +3; (h) Sn +2

4. Utilizando símbolo de Lewis haga un diagrama de l a reacción entre átomos de calcio y oxígeno para formar la sustancia iónica CaO

5. Utilice símbolos de Lewis para representar la re acción que ocurre entre

átomos de Al y F.

6. Escriba la configuración electrónica de cada uno de los iónes y determine cual de ellos posee una configuración de gas noble: (a) Ba+2; (b) Cl -; (c) Te -2; (d) Cr +2; (e) Sc+3; (f) Co +3

7. Escriba la configuración electrónica de cada uno de los iónes y determine

cual de ellos posee una configuración de gas noble: (a) P-3; (b) Al +3; (c) Au +; (d) Ru +3; (e) Pt+2; (f) Ti +3

8. (a) ¿Qué significa el termino enlace covalente? (b) ¿En que difieren los

enlaces de Cl 2 de los de NaCl?

9. (a) Explique por qué un átomo de Br en Br 2 satisface la regla del octeto en tanto que un átomo de Br libre no lo hace. (b) Expl ique por qué la figura 8.6 (ver texto Brown) es congruente con la estruct ura de Lewis para el H 2 .

10. Utilice símbolos de Lewis y estructura de Lewis para hacer un diagrama de

formación de PH 3 a partir de átomos de P y H.

32

11. Utilice símbolos de Lewis y estructura de Lewis para hacer diagramar la formación de SiCl 4 a partir de átomos de Si y Cl.

12. (a) Construya una estructura de Lewis para el O 2 en la que cada átomo

alcance un octeto de electrones. (b) Explique por q ué es necesario formar un doble enlace en la estructura de Lewis. (c) El e nlace O-O en el O 2 es más corto que en los compuestos que contienen un en lace O-O sencillo. Explique esta observación.

13. La longitud de los enlaces C-S en el disulfuro de carbono, CS 2 , es más

corta que la esperada para los enlaces C-S sencillo s. Utilice una estructura de Lewis para racionalizar esta observación.

14. ¿Cuál de los siguientes enlaces son polares: (a ) B-Cl; (b) Cl-Cl; (c) P-F; (d)

Hg-Sb; (e) O-Br? ¿Cuál es el átomo más electronegat ivo en cada enlace polar?

15. Acomode los enlaces de cada uno de los conjunto s siguientes en orden de

polaridad creciente: (a) H-F, O-F, Be-F; (b) C-S, B-F, N-O; (c) O-Cl, S- Br, C-P.

33

Respuestas Guía Nº 4

1. (a) Los electrones de valencia son los que toman parte en la formación de enlaces químicos. Esto involucra generalmente a los electrones que están más allá de la configuración central de gas noble d el átomo, aunque a veces son sólo los electrones de la capa externa.

(b) El C tiene 4 electrones de valencia:

C: [He] 2s 22p2 4 electrones de valencia (c) El (Al) tiene 3 electrones de valencia:

Al: [Ne] 3s 23p1 3 electrones de valencia

2. (a) Los átomos ganarán, perderán o compartirán e lectrones para alcanzar la configuración del gas noble más cercano. A excep ción del He el número corresponde a ocho electrones en la capa de valenci a. A esta regla se le conoce como Regla del Octeto.

(b) P: [Ne] 3s 2 3p3. El átomo de fósforo tiene 5 electrones de valenci a, debe ganar 3 electrones para alcanzar el octeto. (c) 1s 2 2s2 2p5 = [He]2s 2 2p5. Este átomo (F) tiene 7 electrones de valencia y deberá ganar 1 electrón para completar el octeto.

3. Especie Símbolo de

Lewis Especie Símbolo de

Lewis

Cl

Cl

K

K

Mg

Mg

Se

Se

Br

Br

Al+3

[ Al ]+3

Ar

Ar

Sn+2

[ Sn ]+2

4.

Ca + O Ca+2 + [ O ] -2

34

5.

Al + F + F + F Al+3 + 3[ F ] -

6. (a) Ba+2 [Xe] configuración de gas noble

(b) Cl - [Ne]3s 23p6 = [Ar] configuración de gas noble (c) Te+2 [Kr]5s 24d105p6 = [Xe] configuración de gas noble (d) Cr+2 [Ar]3d 4 (e) Sc+3 [Ar], configuración de gas noble (f) Co+3 [Ar]3d 6

7.

Iónes Configuración electrónica Observación a) P-3 [Ne]3s 23p6 = [Ar] c.e. de gas noble b) Al+3 [Ne] c.e. de gas noble c) Au+1 [Xe]4f 145d10

d) Ru+3 [Kr]4d 5

e) Pt+2 [Xe]4f 145d8

f) Ti+3 [Ar]3d 1

8. (a) Un enlace covalente es el enlace que se form a cuando dos átomos

comparten uno o más electrones. (b) El enlace iónic o en el NaCl se debe a la fuerte atracción electrostática entre los Iónes Na+ y Cl - con cargas opuestas. El enlace covalente del Cl 2 se debe a que dos átomos neutros de cloro comparten un par de electrones.

9. (a) Un átomo libre del bromo tiene 7 electrones de la valencia, entonces le

falta 1 electrón para completar su octeto. En la es tructura de Lewis del Br 2, cada átomo del bromo tiene 6 electrones no enlazados y 1 par de electrones enlazados. Ambos electrones de este par c ompartido se pueden contar en el octeto de cualquier átomo del b romo. De esta manera los átomos del bromo han completa sus octetos compa rtiendo un par de electrones. (b) En la figura 8.6 la densidad electrónica es mayor entre los dos núcleos que lejos de ellos. La probabilidad más alta de encontrar al electrón es e ntre los dos núcleos de los átomos de Hidrógeno, aunque existe una probabil idad finita que un electrón se ubique en cualquier posición a cierta d istancia (radio) del núcleo. Esto es consistente con la estructura de L ewis que muestra los dos átomos de H compartiendo un par de electrones. Esto implica que el par de electrones compartidos será encontrado muy p robablemente entre los dos núcleos atómicos.

10.

H H· + H· + H· + P H – P: H

35

11. Cl Cl· + Cl· + Cl· + Cl· + Si Cl – Si – Cl Cl

12. (a) O = O (b) Se requiere un doble enlace por que no hay suficientes

electrones para satisfacer la regla del octeto con enlaces sencillos y pares no compartidos. (c) Cuanto mayor es el número de pa res de electrones compartidos entre dos átomos, más corta es la dista ncia entre los átomos. Un doble enlace O = O es más corto que un enlace se ncillo O – O

13.

S = C = S

La estructura de Lewis para el CS 2 muestra que el enlaces C-S es dobles. Si comparamos la distancia C-S en un enlace simple y doble, diremos que el enlace simple es más largo que el enlace doble.

14. Los enlaces de (a), (c) y (e) son polares. El átomo más electronegativo en

cada enlace polar es: (a) Cl, (c) F, (e) O 15. (a) O-F < H-F < Be-F (b) C-S < N-O <B-F (c) S-B r < C-P <O-Cl

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof.: Betsabé Acevedo P.

Guía N° 5: Nomenclatura Inorgánica (Incluye Apuntes de Nomenclatura)

Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten Referencia: Capítulos 2 Brown Nombre de los compuestos inorgánico 1. Escriba la fórmula química de (a) ión clorito, ( b) ión cloruro, (c) ión clorato,

(d) ión perclorato, (e) ión hipoclorito. 2. Dé los nombre a los compuestos iónicos siguiente s: (a) AlF 3, (b) Fe(OH)2,

(c) Cu(NO 3)2, (d) Ba(ClO 4)2, (e) Li 3PO4, (f) Hg2S, (g) Ca(C2H3O2)2, (h) Cr 2(CO3)3, (i) K2CrO4, (j) (NH4)2SO4

3. Escriba la fórmula química de los siguientes com puestos: (a) óxido de cobre I, (b) peróxido de potasio, (c) hidróxido de aluminio, (d) nitrato de cinc, (e) bromuro de mercurio I, (f) carbonato de hierro III, (g) hipobromito de sodio.

4. De nombre o la fórmula química, según sea apropi ado, para cada uno de los ácidos siguientes: (a) ácido sulfúrico, (b) áci do nitroso, (c) ácido yodhídrico, (d) H 2CO3, (e) HClO4, (f) HC2H3O2

5. Suponga que encuentra las siguientes frases en e s sus lecturas. Escriba la fórmula química de cada una de las sustancias menci onadas. (a) El clorato de potasio se emplea en el laboratorio como fuente de oxígeno, (b) el hipoclorito de sodio se usa como blanqueador en hog ar, (c) El amoniaco es importante en la síntesis de fertilizantes como el n itrato de amonio, (d) el ácido fluorhídrico se emplea para grabar cristal, ( e) el olor de los huevos podridos se debe al sulfuro de hidrógeno, (f) Si ag regamos ácido clorhídrico al bicarbonato de sodio, se forma dióxido de carbon o gaseoso.

Ejercicios de otros textos

6. Determine el estado de oxidación (EO) de cada el emento presente en los siguientes compuestos o iónes:

Especie Estados de Oxidación (NH4)+ (MnO4)-2 H2O2 HCIO3 K2 Cr2 O7 Fe2 (SO3)3 Pb(SO4)2 H2S2O3

37

Ca O2 K2O Na2SO4 LiOH Fe(OH)3 (NH4)2 CO3 CaH2 CaCO3 KCIO3 HF

7. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:

Nombre Fórmula 1 Oxido Niqueloso 2 Cromato de Potasio 3 Sulfato Cúprico 4 Oxido Férrico 5 Ioduro Férrico 6 Óxido de Nitrógeno III 7 Fluoruro de Cesio 8 Sulfito Plumboso 9 Cloruro de Plata 10 Hidruro de Calcio 11 Sulfuro de Zinc 12 Nitrato de Plata 13 Cloruro de Aluminio 14 Sulfato Ferroso 15 Fosfato ácido de litio 16 Dicromato de sodio

8. ¿Cuál es el nombre de los siguientes iónes? Fe2+........................................................................ Pb+2........................................................................ Ni+2 ........................................................................ Fe+3........................................................................ Cu+2 ........................................................................ Hg+ ........................................................................ Hg+2........................................................................ Ni+3 ........................................................................

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Cu+ ........................................................................ Ag+ ........................................................................ Co+3 ........................................................................ Au+3 ........................................................................ 9. ¿Cómo se llaman los siguientes compuestos (Nomb ra por IUPAC)?

Fórmula Nombre IUPAC 1 NaOH 2 CI2O7 3 K2SO3 4 HCI 5 CaH2 6 CaCO3 7 KCIO3 8 HF 9 Cu(OH)2 10 HCIO 11 H3PO4 12 H2CO3 13 HNO2 14 K2Cr2O7 15 MgCI2 16 Li 2Cr2O7 17 NH4CI 18 NH3 19 Ca3(PO4)2 20 KIO3 21 Ni2(SO4)3 22 HNO3 23 NaNO3 24 CuS 25 CuCI2 26 Fe2(SO4)3 27 HClO4 28 MoCI2 29 Ba(HCO3)2 30 NaCIO 31 KMnO 4 32 H2SO4 33 NaNO2 34 HCN 35 Mg(C2H3O2)2 36 AI2O3 37 H2S 38 H2SO3

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10. Marque la única alternativa correcta. 1. ¿Qué compuesto se formó en la siguiente reacció n? CaO + H2O →→→→ .............. a) CaH2 b) CaOH c) Ca(OH)2 d) Ca2OH e) H2CaO2

2. Un ejemplo de un anhídrido es: a) NaOH b) HNO3

c) NaHCO3 d) SO3 e) Fe2O3

3. El CaH2 corresponde a un: a) Sal binaría b) anhídrido c) hidrácido d) hidruro e) hidróxido 4. Uno de los siguientes compuestos es el hidróxido de potasio: a) KH b) KOH c) KHCO 3 d) K2O e) K2O2 5. El cloruro férrico es: a) FeCl2 b) Fe2Cl3 c) FeCl 3 d) Fe3Cl e) Fe2Cl5

6. El nombre del compuesto NiO en nomenclatura Iup ac es: a) óxido nitroso b) óxido nítrico c) óxido niquélico d) anhídrido niqueloso e) óxido de niquel II 7. El ácido perclórico es: a) HCl b) HClO c) HClO 2 d) HClO 3 e) HClO4

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8. El Cr 2S3 es un compuesto que se clasifica como: a) sal binaria b) sal terciaria c) anhídrido d) hidruro e) ácido hidrácido 9. Un ejemplo de oxoácido es: a) H2O b) HNO3 c) HBr d) HCl e) HCO3

- 10. ¿Cuál de los siguientes compuestos no es un hid rácido? a) HBr b) HCl c) LiH d) H2S e) H2Se 11. Dados los siguientes compuestos y sus nombres:

I N2O3...........anhídrido de nitrógeno III II H2SO3.........ácido sulfúrico III CuS...........sulfuro cúprico

¿Cuáles nombres está correctos? a) I y III b) II c) III d) I y II e) I, II y III 12. ¿A que tipo de compuestos representan las 4 sig uientes fórmulas respectivamente? NaBr P 2O3 H3PO4 BeO

a) óxido, sal binaria, ácido, óxido b) hidróxido, óxido, sal, óxido c) sal, anhídrido, oxoácido, óxido d) hidruro, anhídrido, ácido, peróxido e) brumuro, óxido, sal, peróxido 13. Dada la siguiente ecuación de disociación:

Fe(OH)3 →→→→ A + B A y B son respectivamente: a) Fe+3 y 3OH-

b) 3 Fe+3 y OH-

c) FeO y H2O d) FeO3 y H2O e) Fe+2 y OH-

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14. Los hidruros son compuestos que resultan al com binar: a) hidrógeno y un no metal b) hidrógeno y un metaloide c) hidrógeno (-1) con un metal d) hidrógeno (+1) con un metal e) metal con no metal 15. Los nombre Iupac y tradicional para PbO son res pectivamente: a) anhídrido plúmbico y óxido de plomo b)anhídrido plúmboso y óxido de plomo c) óxido de plomo I y óxido plumboso d) óxido de plomo II y óxido plumboso e) óxido de plomo I y óxido plumbico 16. Los hidrácidos son compuestos formados respecti vamente por: a) hidrógeno(-1) + no metal b) hidrógeno (-1) + metal c) hidrógeno (+1) + no metal d) hidrógeno (+1) + metal e) son compuestos sin hidrógeno 17. Las fórmulas correcta de los ácidos sulfuroso, bromhídrico y sulfúrico son: a) HSO3 , HCl y HSO 4 b) H2SO4 , HBr y HSO 3 c) H2SO3 , HBrO y H 2SO4 d) H2SO3 , HBr y H 2SO4 e) H2SO5 , H2Br y H 2S 18. El HBr y el HNO 3 son respectivamente: a) oxoácido e hidrácido b) hidruro e hidrácido c) sal y ácido d) hidrácido y oxoácido e) ambos son oxoácidos 19. El producto de la siguiente ecuación es:

2Na+ + SO4-2 →→→→ ¿....?

a) sulfito de sodio b) sulfuro de sodio c) bisulfito de sodio d) hidruro de sodio e) sulfato de sodio 20. El anión del ácido nítrico reacciona con el pot asio para formar: a) KNO2

b) K(NO 3)2 c) K2NO3 d) K2NO2

e) KNO3

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21. El dicromato de potasio es: a) KCr 4 b) K2CrO4 c) KCrO 7 d) K2Cr2O7

e) KHCrO 4

22. Un ejemplo de sal binaria es: a) NaCl b) CuSO 3

c) KHCO 3 d) KNO 3 e) Al 2(SO4)3

23. El nombre del compuesto FeO, según la nomenclat ura tradicional es: a) anhídrido férrico b) anhídrido ferroso c) óxido ferroso d) óxido férrico e) óxido de fierro I 24. El perclorato de aluminio es: a) Al (ClO 4)3 b) Al (Cl 3)3 c) Al (ClO 2)3 d) AlCl 3 e) AlClO 4

25. La fórmula del nitrato de plata es: a) HNO3 b) PtNO 3 c) AgOH d) AgHSO 4 e) AgNO 3

26. La fórmula correcta para el ácido sulfúrico y e l óxido de sodio I son: a) H2SO3 y KOH b) H2S y NaOH c) H2SO4 y Na2O d) H2SO3 y Na2O e) H2SO4 y NaO 27. Un ejemplo de un hidrácido y un oxácido respect ivamente son: a) HNO3 y H2SO4

b) HClO 4 y HClO c) HI y HBr d) HCl y H 2SO3 e) H2O y H2O2

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28. El compuesto CoSO 4 es un (a) ............. y se llama.............. ........ a) sal - sulfito de carbono II b) hidróxido - sulfuro de cadmio I c) oxoácido - bisulfito de cobre II d) hidruro - hidruro de cobalto IV e) sal - sulfato de cobalto II 29. Un ejemplo de un óxido y un anhídrido respectiv amente son: a) CuO y SO 3

b) ClO 7 y Cl 2O c) NiO y HBr d) KH y SO 3 e) H2O y H2O2

30. El nombre tradicional de ácido cloroso corresp onde a la fórmula: a) HClO b) HClO 3

c) HClO 2 d) H2ClO d) HCl

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Apuntes de Nomenclatura Recomiendo estudiar los siguientes apuntes, antes de hacer sus ejercicios de nomenclatura. Estados de Oxidación (EO) Es la carga eléctrica neta que presenta el átomo o un ión. Las siguientes reglas ayudan a asignar el EO de los elementos. 1.- Sus valores pueden ser positivos o negativos. 2.- Un elemento puede tener uno ó más EO. Todos los Metales alcalinos

(Grupo IA) tienen EO + 1. Todos los metales Alcal inos Térreos (Grupo II A) tienen EO + 2. El aluminio siempre tiene O + 3 en todos sus compuestos.

3.- En los elementos libres (que no están combinado s) el EO es cero. 4.- En una molécula neutra, la suma de los EO de to dos los átomos debe ser cero. 5.- Para los iones formados por un sólo átomo el EO es igual a la carga del ión. Así para Li + su EO es +1 y O -2 su EO –2 6.- En un ión poli atómico la suma de los EO de tod os los elementos debe ser

igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio NH 4+ ;N (-3), H

(+1). Así la suma de los EO es –3 + 4 (+1)= +1, qu e es la carga neta del ión. 7.- El EO del oxigeno en la mayoría de sus componen tes es –2 excepto en los peróxido donde actúa con su EO-1 8.- El EO del hidrógeno en la mayoría de sus compue stos es +1 excepto cuando esta formando hidruros (unido a un metal) don de actúa con su EO-1 A continuación presentamos una lista con elementos y sus EO. Se han seleccionado los que se usan con mayor frecuencia.

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Estados de Oxidación Grupo

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA H 1 Be 2 B 3 C ±±±± 4,2 N ±±±± 3, 5, 4,2 O -2 F -1 Li 1 Mg 2 Al 3 Si 4 P ±±±± 3, 5, 4 S ±±±± 2, 4, 6 Cl ±±±± 1, 3, 5, 7 Na 1 Ca 2 Ga 3 Ge 4 As ±±±± 3,5 Se -2, 4, 6 Br ±±±± 1, 5 K 1 Sr 2 In 3 Sn 4,2 Sb ±±±± 3, 5 Te -2, 4, 6 I ±±±± 1, 5, 7 Rb 1 Ba 2 Tl 3,1 Pb 4,2 Bi 3,5 Po 2, 4 At ±±±± 1, 3, 5, 7 Cs 1 Ra 2 Fr 1

Grupo IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB

Cu 2, 1 Zn 2 Sc -3 Ti 4, 3 V 5, 4 3, 2 Cr 6, 3, 2 Mn 7, 6, 4, 2, 3

Ag 1 Cd 2 Y 3 Zr 4 Nb 5, 3 Mo 6, 5, 4, 3, 2 Tc 7 Au 3, 1 Hg 2, 1 La 3 Hf 4 Ta 5 W 6, 5, 4, 3, 2 Re 7, 6, 4,

2, -1 Ac 3

VIII B Fe 2, 3 Ru 2, 3, 4, 6, 8 Os 2, 3, 4, 6, 8 Co 2, 3 Rh 2, 3, 4 Ir 2, 3, 4, 6 Ni 2, 3 Pd 2, 4 Pt 2, 4

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Nombres y fórmulas de algunos ácidos inorgánicos

La siguiente tabla entrega alguna información de algunos hidrácidos y oxácidos más usados.

Nombre Fórmula Anión (es) Nombre del anión Ácido clorhídrico HCl Cl - Cloruro Ácido bromhídrico HBr Br - Bromuro Ácido fluorhídrico HF F - Fluoruro Ácido sulfhídrico H 2S HS- Sulfuro ácido S-2 Sulfuro Ácido cianhídrico HCN CN - Cianuro Ácido nítrico HNO 3 NO3

- Nitrato Ácido nitroso HNO 2 NO2

- Nitrito Ácido sulfúrico H 2SO4 SO4

-2 Sulfato HSO4

- Sulfato ácido Ácido sulfuroso H 2SO3 SO3

-2 Sulfito HSO3

- Sulfito ácido Ácido hipocloroso HClO ClO - Hipoclorito Ácido cloroso HClO 2 ClO2

- Clorito Ácido clórico HClO 3 ClO3

- Clorato Ácido perclórico HClO 4 ClO4

- Perclorato Ácido fosfórico H 3PO4 PO4

-3 Fosfato HPO4

-2 Fosfato ácido H2PO4

- Fosfato diácido Ácido fosforoso H 3PO3 PO3

-3 Fosfito HPO3

-2 Fosfito ácido H2PO3

- Fosfito diácido Ácido Carbónico H 2CO3 CO3

-2 Carbonato HCO3

- Carbonato ácido Ácido Acético C 2H3O2H C2H3O2

- Acetato

Las siguientes especies son aniones también de uso frecuente. Lo especial de estos aniones es que sólo son estables estas esp ecies y no el posible ácido del cual podrían proceder.

Anión Nombre del anión MnO4

- Permanganato CrO4

- Cromato Cr2O7

-2 Dicromato

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Funciones Químicas Inorgánicas Tipo de Función Nombre de la Función Formada por

Óxido (Anhídrido) Oxígeno, Metal (No Metal)

Peróxidos

Grupo Peróxido y metales del Grupo 1A y 2A, además del Hidrógeno

Binaria Hidruros Metal e Hidrógeno

Hidrácidos No Metal e Hidrógeno

Sal Binaria Metal y No Metal

Hidróxidos Metal y Grupo Hidróxilo

Terciarias Oxácidos Hidrógeno, No Metal y Oxígeno

Sal Terciaria Metal, No Metal y Oxígeno

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof.: Betsabé Acevedo P.

Guía N° 6 Estequiometría: cálculos con fórmulas y ecuaciones químicas

Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten Referencia: Capítulos 3 Brown 1. a) ¿Qué principio o ley se aplica en el proceso de balancear las ecuaciones

química? b) ¿Qué símbolos se emplean para representar gases , líquidos, sólidos y soluciones acuosas en las ecuaciones químicas? c) ¿Qué diferencia hay entre P 4 y 4 P en una ecuación química?.

2. a) ¿Qué diferencia hay entre un reactivo y un pr oducto en una ecuación

química? b) Al balancear ecuaciones químicas, ¿Por qué no se modifican los subíndices de las fórmulas químicas? c) La siguiente ecuación, es congruente con la ley de conservación de masas:

H2SO4(ac) + Ca(OH)2 →→→→ H2O(l) + CaSO4(s)

3. Balancee las siguientes ecuaciones químicas: a) ___NH4NO3(s) →→→→ ___N2O(g) + ___H2O(l) b) ___ La 2O3(s) + ___H2O(l) →→→→ ___La(OH)3 c) ___Mg3N2(s) + ___H2O(l) →→→→ ___Mg(OH)2 + ___NH3 d) ___C6H6(l) + ___O2(g) →→→→ ___CO2(g) + ___H2O(l) e) ___CH3NH2(g) + ___O2(g) →→→→ ___CO2(g) + ___H2O(g) + ___N2(g) 4. Solo se presentan dos isótopos de boro en la nat uraleza: 10B de masa =

10.013 uma y abundancia = 19.78%, y 11B de masa = 11.009 uma y abundancia = 80.22%. Calcule la masa atómica promedio del bor o.

5. Determine los pesos formulares de cada uno de lo s siguientes compuestos:

a) P2O3; b) BaSO 4; c) Mg(C 2H3O2)2. 6. Calcule el porcentaje en masa de oxígeno en cada uno de los siguientes

compuestos: a) SO 3; b) CH3COOH; c) Ca(NO 3)2 ; d) (NH4)2SO4. 7. Una muestra de glucosa, C 6H12O6, contiene 4.0 x 10 22 átomos de carbono:

a) ¿cuántos átomos de hidrógeno contiene la muestra ? b) ¿cuántas moléculas de glucosa contiene la muestr a? c) ¿cuántos moles de glucosa contiene la muestra? d) calcule la masa de la muestra en gramos.

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8. a) Calcule la masa molar de Cu(NO 3)2; b)calcule la masa en gramos de 0.120 moles de Cu(NO 3)2; c) ¿cuántos moles de Cu(NO 3)2 hay en 3.15 g de este compuesto?; d)¿cuántos átomos de N hay en 1.25 mg d e Cu(NO3)2?.

9. ¿Qué diferencia hay entre una fórmula empírica y una fórmula molecular? 10. Explique porque podemos usar las composiciones porcentuales para obtener

fórmulas empíricas pero no necesariamente fórmulas moleculares. 11. Escriba la fórmula empírica de cada uno de los compuestos siguientes si una

muestra contiene: a) 0.0130 mol de C, 0.0390 mol de H y 0.0065 mol de O; b) 11.6 g de Fe y 5.01 g de O; c) 40.0 % de C, 6.7 % d e H y 53.3 % de O en masa.

12. Determine la fórmula empírica de cada uno de lo s compuestos siguientes si

una muestra contiene: a) 0.104 mol de K, 0.052 mol de C y 0.156 mol de O; b) 5.28 g de Sn y 3.37 g de F, c) 87.5 % de N y 12.5 % de H en masa.

13. Escriba la fórmula molecular de cada uno de los siguientes compuestos: a)

fórmula empírica CH, masa molar 78 g/mol b) fórmula empírica NO 2, masa molar = 92.02 g/mol

14. Determine la fórmula empírica y molecular de ca da una de las sustancias

siguientes: a) etilenglicol (sustancia empleada como componente primario de la mayor

parte de las soluciones anticongelantes) formada po r 38.7 % de C, 9.7 % de H y 51.6 % de O, PM = 62.1 uma.

b) cafeína, un estimulante presente en el café, 49. 5 % de C, 5.15 % de H, 28.9 % de N y16.5 % de O con una masa molar de alrededor de 195 g.

c) epinefrina (adrenalina) una hormona secretada al torrente sanguíneo en momentos de peligro o tensión: 59.0 % de C, 7.1 % d e H, 26.2 % de O y 7.7 % de N, PM cerca de 180 uma.

d) Nicotina, un componente del tabaco: 74.1 % de C, 8.6 % de H y 17.3 % de N, masa molar de 160 ±±±± 5 g.

15. El olor característico de la piña se debe al bu tirato de etilo, un compuesto que

contiene C, H y O. La combustión de 2.78 mg de este compuesto produce 6.32 mg de CO 2 y 2.58 mg de H 2O. Determine la fórmula empírica del compuesto.

16. 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 CO 2 y 0.1159 g de H 2O. Determine la fórmula empírica del mentol. Si el co mpuesto tiene una masa molarde 156 g/mol, ¿qué fórmula molecular tiene?

17. La sosa para lavar, un compuesto que se emplea para acondicionar aguas

duras para el lavado de ropa, es un hidrato, lo que significa que su estructura sólida incluye cierto número de moléculas de agua. Su fórmula puede escribirse como Na 2CO3 x H2O.

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Cuando una muestra de 2.558 g de sosa para lavar se calienta a 125 °C se pierde toda el agua de hidratación dejando 0.948 g de Na2CO3 ¿Cuál es el valor de x?

18. ¿Por qué es indispensable que usar ecuaciones químicas balanceadas al

resolver problemas estequiométricos? 19. El alcohol del “gasohol” arde según la siguiente ecuación:

C2H5OH (l) + 3O2 (g) →→→→ 2CO2 (g) + 3H2O (l)

a) ¿Cuántos moles de CO 2 se producen cuando 3.00 moles de C 2H5OH se queman de esta forma?

b) ¿Cuántos gramos de CO 2 se producen al quemar de esta manera 3.00 g de

C2H5OH? 20. El hidruro de calcio reacciona con agua para fo rmar hidróxido de calcio e

hidrógeno gaseoso. a) Escriba la ecuación química balanceada para la r eacción. b) ¿cuántos gramos de hidruro de calcio se requiere n para formar 10.0 g de

hidrógeno? 21. La fermentación de la glucosa, C 6H12O6, produce alcohol etílico, C 2H5OH, y

CO2 : C6H12O6 (ac) →→→→ 2C2H5OH(ac) + 2CO2(g)

a) ¿cuántos moles de CO 2 se producen cuando 0.330 moles de glucosa

reaccionan de esta manera? b) ¿cuántos gramos de glucosa se requieren para for mar 2.00 moles de C 2H5OH c) ¿cuántos gramos de CO 2(g) se forman cuando se producen 2.00 g de C 2H5OH. 22. (a) Defina los términos reactivo limitante y reactivo en exceso.

(b) ¿Por qué las cantidades de productos formados e n una reacción están sólo por la cantidad del reactivo limitante?

23. Un fabricante de bicicletas tiene 5350 ruedas, 3023 cuadros y 2655 manubrios. a) ¿cuántas bicicletas pueden fabricarse usando est os componentes? b) ¿Cuántos componentes de cada tipo sobran? c) ¿Cuál componente es el reactivo limitante en cua nto a que limita la

producción de bicicletas? 24. Una planta embotelladora tiene 120550 botellas vacías con capacidad de 355

ml cada una de ellas, 123000 tapas y 51575 litros de bebida: a) ¿cuántas botellas de bebida pueden llenarse y ta parse ? b) ¿cuánto sobra de cada componente? c) ¿qué componente limita la producción?

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25. El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando SiO 2 y C a altas temperaturas:

SiO2(s) + 3C(s) →→→→ SiC(s) + 2CO(g)

a) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se per mite que reaccionen 3.0 g

SiO2 de y 4.5 g de C? b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual es el reac tivo en exceso? c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el

reactivo limitante?. 26. Uno de los pasos del proceso comercial de para convertir amoniaco en ácido

nítrico implica la conversión de amoniaco en óxido de nitrógeno II:

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

a) ¿Cuántos gramos de NO se forman cuando 1.50 g de NH3 reaccionan con 1.85 g de O 2?

b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual está en ex ceso? c) ¿Cuánto del reactivo en exceso queda una vez que se ha consumido

totalmente el RL?

27. Cuando se burbujea ácido sulfhídrico gaseoso en una solución de hidróxido de sodio, la reacción forma sulfuro de sodio y agua . ¿Cuántos gramos de sulfuro de sodio se forman si 1.50 g de ácido sulfh ídrico son burbujeados en una solución que contiene 1.65 g de hidróxido de so dio?

28. Soluciones de ácido sulfúrico y acetato de plom o II reaccionan para formar

sulfato de plomo sólido y una solución de ácido acé tico. Si se mezcla 10.0 g de ácido sulfúrico y 10.0 g de acetato de plomo, ca lcule el número de gramos de ácido sulfúrico, acetato de plomo II, sulfato de plomo y ácido acético presentes en la mezcla al termino de la reacción.

29. Una técnica de laboratorio común para preparar pequeñas cantidades de

oxígeno consiste en descomponer clorato de potasio por calentamiento. Si se descomponen 2.00 g de clorato de potasio da 0.720 g de oxígeno, calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción. Sugiera u na razón por la que el rendimiento real es tan marcadamente menor que teór ico.

30. a) Cuántos gramos de dióxido de carbono (CO 2) pueden formarse cuando se

enciende una mezcla de 1.93 g de etileno (C 2H4) y 3.75 g de oxigeno (O 2). Suponga una combustión completa para formar dióxido de carbono y agua: b) escriba la ecuación balanceada.

31. Las soluciones de carbonato de sodio y nitrato de plata reaccionan para

formar carbonato de plata sólido y una solución de nitrato de sodio. Una solución que contiene 5.0 g de carbonato de sodio s e mezcla con otra que contiene 5.0 g de nitrato de plata. Una vez que la r eacción llega a su término, la solución se evapora a sequedad dejando una mezcl a de sales. ¿Cuántos gramos de carbonato de sodio, nitrato de plata, car bonato de plata y nitrato

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de sodio están presentes al final de la reacción?. Escriba y balance su ecuación química para iniciar sus cálculos.

32. Una estudiante hace reaccionar benceno, C 6H6, con bromo, Br 2, para preparar

bromobenceno, C 6H5Br: C 6H6 + Br 2 →→→→ C6H5Br + HBr

a) calcular el rendimiento teórico de la reacción s i 30.0 g de benceno reacciona con 65.0 g de bromo,

b) si el rendimiento real es de 56.7 g, calcule el porcentaje de rendimiento.

33. a) Una molécula de antibiótico llamada penicili na G tiene una masa de 5.342 x 10-21 g. Calcule la masa molar de la penicilina G. b) La hemoglobina, la proteína portadora de oxígeno de los glóbulos rojos de la sangre, tiene 4 átomos de Fe por molécula y cont iene 0.340 % en masa de Fe. Calcule la masa molar de la hemoglobina.

34. Un elemento X forma un yoduro XI 3 y un cloruro XCl 3. El yoduro se

interconvierte cuantitativamente en el cloruro de acuerdo a: 2XI3 + 3Cl2 →→→→ 2XCl3 + 3I2

Si se trata 0.5000 g de XI 3 se obtiene 0.2360 g de XCl 3.

a) calcule el peso atómico del elemento X. b) identifique el elemento X.

35. La vainillina, el saborizante que domina en la v ainilla, contiene C, H y O. Cuando se quema totalmente 1.05 g de esta sustancia , se produce 2.43 g de CO2 y 0.50 g de H 2O. Determine la fórmula empírica de la vainillina.

36. Una mezcla que contiene KClO 3, K2CO3, KHCO3 y KCl se calentó y produjo

CO2, O2 y H2O gaseosos según la siguientes ecuaciones: 2KClO 3(s) →→→→ 2KCl(s) + 3O 2(g) 2KHCO3(s) →→→→ K2O(s) + H2O(g) + 2CO2(g) K2CO3(s) →→→→ K2O(s) + CO2(g)

KCl no reacciona en las condiciones de la reacción. Si 100.0 g de la mezcla produce 1.8 g de H 2O, 13.2 g de CO 2, y 4.0 g de O 2, ¿qué composición tenia la mezcla original?. Suponga que la mezcla se descompone por completo.

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Respuestas Guía Nº 6

1. (a) La de conservación de la masa, (b) (g), (l), (s) y (ac), (c) P 4 representa cuatro átomos de fósforo unido entre sí a través de un enl ace químico, formado una sola molécula. 4 P representa cuatro átomos de f ósforo individuales.

2. (a) Los reactantes son las sustancias con las qu e se comienza una reacción química y los productos con las que se termina. Los reactantes aparecen en el lado izquierdo de la flecha en una ecuación química y los productos aparecen el lado derecho. 3. (a) NH4NO3(s) →→→→ N2O(g) + 2H2O(l)

(b) La 2O3(s) + 3 H2O(l) →→→→ 2 La(OH)3 (c) Mg3N2(s) + 6 H2O(l) →→→→ 3 Mg(OH)2 + 2 NH3 (d) 2 C6H6(l) + 15 O2(g) →→→→ 12 CO2(g) + 6 H2O(l) (e) 4 CH3NH2(g) + 9 O2(g) →→→→ 4 CO2(g) + 10 H2O(g) + 2N2(g)

4. 10.812 uma 5. (a) 110.0 uma (b) 233.4 uma (c) 142.3 uma 6. (a) 59.9 % (b) 53.3 % (c) 58.5 % (d) 48.4% 7. (a) 8.0 x 1022 átomos de H (b) 6.7 x 10 21 moléculas de glucosa (c) 1.1 x 10 -2 moles de glucosa (d) 2.0 g de glucosa. 8. (a)187.57 g (b) 22.5 g de Cu(NO 3)2 (c)1.68 x 10 -2 moles (d)8.03 x 10 18 átomos de N 9. Una fórmula empírica proporciona el número relat ivo y la clase de cada átomo en un compuesto, pero una fórmula molecular indi ca el número real de átomos de cada clase en la molécula. 10. Las composiciones porcentuales dan las masas re lativas de cada elemento en un compuesto. Estos porcentajes producen número relativos de átomos en una molécula, de la fórmula empírica. 11. (a) C2H6O (b) Fe2O3 (c) CH2O 12. (a) K2CO3 (b) SnF4 (c) NH2 13. C6H6 ; N2O4 14. (a) fórmula empírica: CH 3O; fórmula molecular: C 2H6O2 (b) fórmula empírica: C4H5N2O; fórmula molecular: C 8H10N4O2 (c) fórmula empírica: CH 3O; fórmula molecular: C 2H6O2 (d) fórmula empírica: CH 3O; fórmula molecular: C 2H6O2 15. C3H6O 16. C10H20O

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17. x = 10; Na 2 CO3 •10 H2O 18. Las proporciones molares implícitas en los coef icientes de una ecuación química balanceada son fundamentales para reso lver problemas estequiométricos. Si la ecuación no esta balan ceada, las proporciones molares serán incorrectas y darán origen a err ores en las cantidades calculadas de reactivos y productos. 19. (a) 6.00 moles de CO 2 (b) 5.73 g de CO 2 20. (a) CaH2 (s) + 2H2O (l) →→→→ Ca(OH)2 (ac) + 2H2 (g) (b) 104 g de CaH 2

21. (a) 0.660 mol de CO 2 (b) 180 g de C 6H12O6 (c)1.91 g de CO 2 22. (a) El reactivo limitante determina el número m áximo de moles de productos resultado de una reacción química; cualquier otro r eactivo es un reactivo en exceso (b) El reactivo limitante regula la cantida d de productos porque se consume totalmente durante la reacción; no se pued e formar más producto cuando uno de los reactivos no esta disponible (po rque se acabo) 23. (a) Puede armar 2655 bicicletas (b) sobran 368 cuadros y 40 ruedas (c)los manubrios. 24. (a) 120550 botellas llenas y con tapa (b) 2450 tapas, 8.8 x10 3 L de bebida (c) las botellas son el componente limitante. 25. (a) 2.0 g de SiC (b) el SiO 2 es el reactivo limitante (c) quedan 2.70 g 26. (a) 1.39 g de NO son producidos (b) O 2 es el RL y NH 3 es el RE (c) 0.71 g de NH3

27. 1.61 g de Na 2S 28. ácido sulfúrico = 7.0 g, acetato de plomo II= 0, sulfato de plomo = 9.32 g ácido acético = 3.69 g 29. 92.0% de rendimiento. Dos razones podrían ser e l calentamiento desigual de KClO 3 y por lo tanto una reacción incompleta, o la perdi da de O 2 antes de pesar. 30. (a) 3.44 g de CO 2 (b) C2H4 (g) + 3O2 (g) →→→→ 2CO2 (g) + 2 H2O (g) 31. Nada queda de AgNO 3 (reactivo limitante), 3.44 g de Na 2CO3, 4.06 g de Ag2CO3 y 2.50 g de NaNO 3 32. (a) 60.3 g es el rendimiento teórico. (b) 94.0 % es el porcentaje de rendimiento. 33. (a) 3217 g/mol de penicilina G (b) 6.57 x 104 g /mol de hemoglobina.

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34. (a) Masa atómica = 138.9 g (b) X es lantano , L a 35. C8H8O3

36. 10.2 g de KClO 3, 20.0 g de KHCO 3, 13.8 g de K 2CO3, 56.0 g de KCl

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Guía Nº 7: Gases Lectura de Referencia: “QUÍMICA. La Ciencia Central” 7a Edición. T. L. Brown , H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten Referencia: CAPÍTULO 10 Brown 1. Considere dos personas con la misma masa paradas en una habitación. Una

de ellas esta parada en ambos pies y la otra esta p arada en un solo pie; a) ¿las dos personas ejercen la misma fuerza sobre el s uelo?; b) ¿las dos personas ejercen la misma presión sobre el suelo?

2. (a) ¿Qué altura en metros deberá tener una colum na de agua para ejercer una

presión igual a la de una columna de 760 mm de Hg? La densidad del agua es d =1.0 g/mL y la del Hg es d =13.6 g/mL. (b) Calcul e la presión en atmósferas sobre el cuerpo de un buzo si está a 28 pies debajo de la superficie de agua y la presión atmosférica en la superficie es de 0.98 atm.

3. Una cantidad fija de gas a temperatura constante exhibe una presión de 737

torr y ocupa un volumen de 20.5 L. Utilice la Ley d e Boyle para calcular a) el volumen que ocuparía el gas si la presión aumenta a 1.80 atm; b) la presión del gas si el volumen aumenta a 16 L.

4. Una cantidad fija de gas a presión constante ocu pa un volumen de 8.50 L a

una temperatura de 29°C. Utilizando la ley de Charle s determine a) el volumen que ocuparía el gas si la temperatura se eleva a 1 25°C; b) la temperatura en grados Celcius , cuando el volumen del gas es de 5. 0 L.

5. (a) ¿Cómo se explica la ley de combinación de vo lúmenes con la hipótesis de

Avogadro? (b) Considere un matraz de 1.0 L que conti ene gas neón y un matraz de 1.5 L que contiene gas xenón. Ambos gases están a la misma temperatura y presión. Según la ley de Avogadro, ¿q ué puede decirse acerca de la relación del número de átomos en los dos ma traces?.

6. El nitrógeno y el hidrógeno gaseoso reaccionan p ara formar amoniaco

gaseoso: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3(g)

A cierta temperatura y presión, 0.70 L de N 2 reacciona con 2.1 L de H 2. Si se consumen todo el N 2 y el H2, ¿qué volumen de NH 3, a la misma temperatura y presión se producirá?

7. Calcule cada una de las siguientes cantidades pa ra un gas ideal: a) la presión

en atmósferas, si 8.25 x 10 -2 moles ocupan 174 mL a –15°C; b) la cantidad de gas en moles, si 6.38 L a 35 °C tiene una presión d e 955 torr; c) el volumen de

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gas en litros, si 2.95 moles tiene una presión de 0 .76 atm a una temperatura de 52 °C; d) la temperatura absoluta del gas, en la que 9.87x10 -2 moles ocupan 164 mL a 682 torr.

8. Una respiración profunda de aire tiene un volume n de 1.05 L a una presión de

740 torr, y la temperatura corporal es de 37 °C. Ca lcule el número de moléculas en la respiración.

9. A 46°C y 0.880 atm de presión, un gas ocupa un v olumen de 0.600 L:

a)¿Cuántos litros ocupará a 0°C y a 0.205 atm?; b) ¿Cuántos litros ocupará a condiciones de presión y temperatura estándar?

10. a) Calcule la densidad de SO 3 gaseoso a 0.96 atm y 35°C; b) calcule la masa

molar de un gas si 4.40 g ocupan 3.50 L a 560 torr y 41°C. 11. El magnesio se puede utilizar como capturador en recipientes evacuados,

para reaccionar con los últimos restos de oxígeno. Si un recipiente de 0.382 L tiene una presión parcial de O 2 de 3.5 x 10 -6 torr a 27°C, ¿qué masa de Mg reaccionará según la siguiente ecuación?

2Mg(s ) + O2(g) →→→→ 2MgO(s) 12. El sulfato de amonio, (NH 4)2SO4, se puede preparar por la reacción de

amoníaco, NH 3, con ácido sulfúrico, H 2SO4:

2NH3 (g) + H2SO4 (ac) →→→→ (NH4)2SO4(ac)

Calcule el volumen de amoníaco gaseoso necesario a 20°C y 25.0 atm para reaccionar con 150.0 kg de H 2SO4.

13. Una mezcla que contiene 0.538 mol de He (g), 0.3 15 mol de Ne (g) y 0.103 mol

de Ar (g) está confinada en un recipiente de 7.0 L a 25°C: a) calcule la presión parcial de cada uno de los ga ses b) calcule la presión total de la mezcla.

14. Una mezcla contiene 4.00 g de CH 4 (g), 4.00 g de C 2H4 (g) y 4.00 g de C 4H10 (g)

está encerrado en un matraz de 1.50 L a una temperat ura de 0 ºC. (a) Calcule la presión parcial de cada uno de los gases de la m uestra, (b) Calcule la presión total de la mezcla.

15. Una mezcla de gases contiene 0.55 mol de N 2, 0.20 mol de O 2 y 0.10 mol de

CO2. Si la presión total de la mezcla es de 1.32 atm, calcule la presión parcial de cada componente.

16. A una profundidad bajo el agua de 250 pies, (1 m = 3.28 pies) la presión es de

8.38 atm. ¿qué porcentaje en moles de oxigeno debe tener el gas de buceo para que la presión parcial de oxígeno en la mezcla sea de 0.21 atm, igual que en el aire a 1.0 atm?

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17. Ocasionalmente se generan cantidades pequeñas de oxígeno gaseoso en el laboratorio calentando KClO 3 en presencia de MnO 2 como catalizador:

2KClO 3 (s) →→→→ 2KCl (s) + 3O 2 (g)

¿Qué volumen de oxígeno se obtiene sobre agua a 23 ºC si se hace reaccionar 0.3570 g de KClO 3 y la presión barométrica es de 742 torr? (La presión de vapor de agua a 23 ºC = 21.07 Torr)

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Respuestas Guía Nº 7 1. (a) F = m x a. Las fuerzas que se ejercen sobre el piso son exact amente iguales.

(b) P = F/A. La persona parada en un pie aplica esta fuerza en un área más pequeña y por tanto ejerce una presión mayor sobre el piso.

2. (a) 10.3 m (b) 1.81 atm 3. (a) V = 11.0 L (b) P = 944 torr 4. (a) 11.2 L (b) –95 ºC 5. (a) Si volúmenes iguales de gases a la misma tem peratura y presión contienen

número iguales de moléculas y las moléculas reaccio nan en proporciones de números enteros y pequeños, se deduce que los vo lúmenes de los gases reaccionantes están en proporciones de número s enteros y pequeños. (b) puesto que los dos gases están ala mi sma presión y temperatura, la proporción de los números de átomos es la misma que la relación de volúmenes.

6. 1.4 L de NH3 (g) 7. (a) P = 10.0 atm (b) n = 0.317 mol (c) V = 1 .0 x 102 L (d) T = 18.2 K 8. 2.42 x 1022 moléculas de gas 9. (a) V = 2.20 L (b) V = 0.452 L 10. (a) d = 3.0 g/L (b) Masa Molar = 44.0 g/mol 11. 3.5 x 10-9 g de Mg 12. 2.94 x 103 L de NH3 13. (a) P de He = 1.88 atm, P de Ne = 1.10 atm, P de Ar = 0.360 atm (b) P t = 3.34 atm 14. PCH4 (g) = 3.72 atm, P C2H4 (g) = 2.13 atm, P C4H10 (g) = 1.03 atm (b) P t = 6.88 atm 15. P de N2 = 0.85 atm, P de O 2 = 0.31 atm, P de CO 2 = 0.16 atm 16. 2.5 moles por ciento de O 2 17. 0.112 L

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Guía N° 8 Reacciones acuosas y Estequiometría de soluciones

Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten Referencia: Capítulos 4 Brown 1. ¿La concentración de una solución es una propied ad intensiva o extensiva?. 2. Suponga que prepara 500 mL de una solución 0.10 M de una sal y luego

derrama un poco de solución. ¿Qué pasa con la conce ntración que queda en el recipiente?

3. Cierto volumen de una solución 0.50 M contiene 4 .5 g de cierta sal. ¿Qué

masa de la sal esta presente en el mismo volumen de una solución 2.5 M?. 4. Explique la diferencia entre 0.50 mol de HCl y H Cl 0.50 M. 5. a) Calcule la molaridad de una solución que cont iene 0.0345 mol de NH 4Cl en

400 mL de solución; b) ¿cuántos moles de HNO 3 hay en 35.0 mL de una solución 2.20 M de ácido nítrico?; c) cuántos milil itros de una solución 1.50 M de KOH se necesitan para suministrar 0.125 mol de K OH?.

6. a) Calcule la masa de KBr que hay en 0.250 L de una solución de KBr 0.120 M;

b) calcule la concentración molar de una solución q ue contiene 4.75 g de Ca(NO3)2 en 0.200 L; c) calcule el volumen en mL de Na 3PO4 1.50 M que contiene 5.0 g de soluto.

7. Partiendo de sacarosa sólida, C 12H22O11, describa como prepararía 125 mL de una solución de sacarosa 0.150 M.

8. ¿Cómo prepararía 100.0 mL de solución de AgNO 3 0.08000 M a partir del soluto puro?

9. Describa como prepararía 400 mL de C 12 H22O11 0.100 M a partir de 2.00 L de C12H22O11 1.50 M.

10. Para un experimento se requieren 200 mL de solu ción de HNO 3 1.0 M. Lo único que hay disponible es una botella de HNO 3 6.0 M. ¿Cómo prepararía usted la solución deseada?

11. Clasifique las siguientes sustancias como no el ectrolitos, electrolito fuerte o electrolito débil a) HF; b) etanol, CH 3CH2OH; c) NH3; d) KClO 3; e) Cu(NO 3)2, f) HNO3; g) O 2; h) HBrO; i) KOH; j) CoSO 4; k) sacarosa; l) C 12H22O11

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12. ¿Qué tiene una concentración más alta de ión po tasio: KCl 0.20 M, K 2CrO4 0.35 M o K3PO4 0.080 M?

13. Indique la concentración de cada ión o molécula presente en las siguientes soluciones: a) NaOH 0.14 M; b) CaBr 2 0.25 M; c) CH3OH 0.25 M; d) una mezcla de 50.0 mL de KClO 3 0.20 M y 25.0 mL de Na 2SO4 0.20 M . Suponga que los volúmenes son aditivos.

14. Una solución acuosa de un soluto desconocido se prueba con papel tornasol y se determina que es ácida. La solución conduce dé bilmente la electricidad en comparación con una solución de NaCl con la mism a concentración: ¿cuál de las sustancias podría ser la desconocida?: KOH, NH3, HNO3, KClO 2, H3PO3, CH3COCH3?

15. Rotule cada una de las siguientes sustancias co mo ácido, base, sal o ninguna de las anteriores. Indique si la sustancia existe e n solución acuosa totalmente en forma en forma molecular, totalmente como iones o como una mezcla de moléculas y iones; a) HF; b) acetonitrilo, CH 3CN; c) NaClO 4; d) Ba(OH) 2

16. Explique las observaciones siguientes: a) el NH 3 no contiene iones OH - pero sus soluciones acuosas son básicas; b) se dice que el HF es un ácido débil, pero es muy reactivo

17. ¿Por qué usamos una flecha simple ( ) en la ecuación química para la ionización de HNO 3 pero una flecha doble ( ) para la ioni zación de HCN?

18. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: a) HBr (ac) + Ca(OH) 2 (ac), b) Cu(OH) 2 (s) + HClO 4 (ac), c) Hidróxido de hierro III sólido reacciona con ácido sulfúrico.

19. Escriba la fórmula química de la sal que se for ma en cada una de las

reacciones de neutralización siguientes: (a) ácido acético acuoso es neutralizado con hidróxi do de potasio acuoso (b) hidróxido de calcio sólido es disuelto con ácid o nítrico (c) amoniaco acuoso es neutralizado con ácido sulfúr ico

20. Escriba ecuaciones iónicas netas balanceadas pa ra las reacciones siguientes e identifique el o los iones espectadores presentes en cada una: a) Pb(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac) PbSO 4 (s) + 2 NaNO3 (ac) b) 2 Al (s) + 6 HCl (ac) 2 AlCl 3 (ac) + 3H2 (g) c) FeO (s) + 2 HClO 4 (ac) H2O (l) + Fe(ClO 4)2 (ac)

21. Empleando pautas de solubilidad o extensiones r azonables de la misma,

rediga si los compuestos siguientes son solubles en agua: a) NiCl 2 b) Ag 2S c) Cs 3PO4 d) SrCO 3 e) (NH4)2SO4 f) K3PO4 g) Pb(C2H3O2)2 h) Ga(OH)3 i) NaCN j) BaSO 4

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22. Muestras individuales de una solución de una s al desconocida se trata con soluciones diluidas de AgNO 3, Pb(NO3 )2 y BaCl 2. Se forman precipitados en los tres casos, ¿Cuál de los siguientes podría ser el anión de la sal desconocida: Br -1, SO4

-2, NO3-1?

23. Se tratan muestras individuales de una solución de una sal desconocida con soluciones diluidas de HBr, H 2SO4 y NaOH. Sólo se forma un precipitado con H2SO4. ¿Cuál de los cationes siguientes podría contener la solución: K +, Pb+2, Ba+2?

24. Escriba ecuaciones iónicas netas balanceadas pa ra las reacciones que podrían ocurrir al mezclar cada uno de lo s pares siguientes: a) H2SO4 (ac) y BaCl 2 (ac) b) NaCl (ac) y (NH 4)2SO4 (ac) c) AgNO 3 (ac) y Na 2CO3 (ac) d) KOH (ac) y HNO 3 (ac) e) Ca(OH)2 (ac) y HC2H3O2 (ac) f) Pb(NO 3)2 (ac) y MgSO 4 (ac)

25. a) ¿Cuántos mL de HCl 0.155 M se necesitan par a neutralizar totalmente 35.0

mL de una solución 0.101 M de Ba(OH) 2 b) ¿Cuántos mL de H 2SO4 2.50 M se requieren para neutralizar 75.0 g de NaOH c) Si se necesitan 55.8 mL de una solución de BaCl 2 para precipitar todo el sulfato de una muestra de 544 mg de Na 2SO4 (al formarse BaSO 4), ¿ qué molaridad tiene la solución? d) Si se requieren 37.5 mL de una solución 0.250 M de HCl para neutralizar una solución de Ca(OH) 2, ¿cuántos gramos de Ca(OH) 2 hay en la solución?

26. Se derrama un poco de ácido sulfúrico en una me sa de laboratorio. El ácido

puede neutralizarse espolvoreando sobre él bicarbona to de sodio y absorbiendo con un trapo la solución resultante. El bicarbonato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico como sigue:

2 NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) Na2SO4 (ac) + 2CO2 (g) + 2H2O(l) Se agrega bicarbonato de sodio hasta que cesa la ef ervescencia causada por la formación de CO 2 (g) . Si se derramaron 35 mL de H 2SO4 6.0 M, ¿qué masa mínima de NaHCO 3 debe agregarse al derrame para neutralizar el ácido ?

27. a)Qué volumen de solución 0.115 M de HClO 4 se requieren para neutralizar

50.0 mL de NaOH 0.0875 M? b) que volumen de HCl 0.128 M se requieren para neu tralizar 2.87 g de Mg(OH)2 c) Si se necesitan 25.8 mL de AgNO 3 para precipitar todos los iones de Cl - de una muestra de 785 mg de KCl (con formación de AgCl ), ¿qué molaridad tiene la solución de AgNO 3? d) si se requieren 45.3 mL de una solución 0.108 M de HCl para neutralizar una solución de KOH, ¿cuántos gramos de KOH deben estar presentes en la solución. No olvidar escribir la ecuación balancead a.

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28. Se permite que una muestra de Ca(OH) 2 sólido permanezca en contacto con agua a 30.0 °C durante mucho tiempo, hasta que la s olución que contiene tanto Ca(OH) 2 como puede retener. Se extrae una muestra de 100 mL de esta solución y se titula con HBr 0.05 M. Se requieren 4 8.8 mL de la solución de ácido para la neutralización. ¿qué molaridad tiene l a solución de Ca(OH) 2?. No olvidar escribir la ecuación balanceada.

29. Calcule la molaridad de la solución que se prod uce mezclando:

a) 50.0 mL de NaCl 0.200 M y 100.0 mL de NaCl 0.100 M b) 24.5 mL de NaOH 1.50 M y 20.5 mL de NaOH 0.850 M . (Suponga que

los volúmenes son aditivos)

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Respuestas Guía Nº 8

1. Intensiva; la proporción del soluto respecto a l a cantidad total de solución es la misma cualquiera que sea la cantidad de soluc ión presente.

2. La concentración de la solución remanente no ca mbia y se asume la

misma de la solución original.

3. 23 g de soluto.

4. El termino 0.50 moles define una cantidad (18 g aprox.) de una sustancia pura HCl. El termino 0.50 M es una razón; indica que existen 0.50 moles de HCl por cada 1.0 litros de solución. Esta razón de m oles de soluto en solución es la misma independiente del volumen de l a solución que se este considerando.

5. (a) 0.0863 M NH4Cl (b) 0.0770 mol de HNO 3 (c) 83.3 mL de 1.50 M de KOH

6. (a) 4.46 g de KBr (b) 0.145 M de Ca(NO 3)2 (c) 20.3 mL de 1.50 M Na 3PO4

7. Agregue 6.42 g de C 12H22O11 a un matraz aforado de 125 mL, disuelva en

un pequeño volumen de agua y adicione agua hasta la marca del cuello. Agite perfectamente para asegurarse que el mezclado sea completo.

8. Se debe pesar 1.359 g de AgNO 3. Esta cantidad de sólido se disuelve en un

vaso con una pequeña cantidad de agua y luego se po ne en un matraz de 100 mL. Se agrega el contenido del vaso y se enjuag a una o dos vez (cuidando de no pasar el volumen de 100 mL) finalme nte se afora, es decir, se completa el volumen con agua destilada hasta la marca del aforo.

9. Enjuague y limpie perfectamente una bureta de 50 mL y llénela con

C12H22O11 1.50 M. Mida y ponga 26.7 mL de esta solución en un recipiente aforado de 400 mL; agregue agua hasta la marca y me zcle perfectamente.

10. Se debe diluir el ácido 6.0 M. Para calcular e l volumen que se debe tomar

del ácido 6.0 M (más concentrado) hacemos uso de la fórmula de dilución: V1xC1 = V2xC2. 33 mL. Entonces tome los 33 mL del ácido 6.0 M (c on una pipeta o lo ideal es desde una bureta) Se ponen den tro de un matraz de 200 mL y se aforan con agua destilada.

11. (a) HF: electrolito débil (b) CH 3CH2OH: no electrolito (c) NH 3: electrolito

débil (d) KClO 3: electrolito fuerte (e) Cu(NO 3)2: electrolito fuerte (f) HNO 3: electrolito fuerte (g) O 2: no electrolito (h) HBrO: electrolito débil (i) K OH: electrolito fuerte (j) CoSO 4: electrolito fuerte (k) sacarosa no electrolito (l ) C12H22O11 no electrolito.

12. 0.15 M K2Cr2O7.

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13. (a) NaOH 0.14 M: 0.14 M de Na+ y 0.14 M de OH - (b) CaBr 2 0.25 M: 0.25 M de Ca+2 y 0.50 M de Br - (c) CH3OH 0.25 M (queda igual) (d) una mezcla de 50.0 mL de KClO 3 0.20 M y 25.0 mL de Na 2SO4 0.20 M: 0.13 M de K +, 0.13 M de ClO - , 0.13 M de Na+, 0.067 M de SO4

-2.

14. H3PO3

15. (a) HF; ácido, mezcla de iones y moléculas, (el ectrolito débil) (b) CH3CN (acetonitrilo); ninguna de las anteriores, única mente moléculas (no electrolito) (c) NaClO 4 sal, sólo iones (electrolito fuerte) (d) Ba(OH) 2 base, únicamente iones, (electrolito fuerte)

16. (a) El NH3 produce iones OH - en solución acuosa cuando reacciona con el agua en una reacción llamada hidrólisis: NH3 (ac) + H2O (l) NH4

+ (ac) + OH-(ac), la presencia de los iones OH - hacen básica a la solución (b) El término “débil” se refiere a la tendencia del HF a disociarse en los iones H + y F- en solución acuosa, pero no hace referencia a la re actividad con otros compuestos.

17. La flecha con solo una dirección indica que el HNO3 esta completamente

disociado en H + y NO3- en solución acuosa. La flecha doble indica que el

HCN está sólo parcialmente disociado y existe en so lución como una mezcla de H + , CN- y moléculas no disociadas de HCN.

18. (a) 2 HBr (ac) + Ca(OH) 2 (ac) CaBr 2 (ac) + 2H2O (l) (b) Cu(OH)2 (s) + 2 HClO 4 (ac) Cu(ClO 4)2 (ac) + 2H2O (l) (c) Hidróxido de hierro III sólido reaccion a con ácido sulfúrico 2Fe(OH)3 (s) + 3H2SO4 (ac) Fe2(SO4)3 (ac) + 6H2O (l)

19. a) KC2H3O2 (b) Ca(NO3)2 (c) (NH4)2SO4 20. (a) Pb(NO3)2 (ac) + Na2SO4 (ac) PbSO 4 (s) + 2 NaNO3 (ac)

Ecuación Iónica neta: Pb +2 (ac) + SO4-2 (ac) PbSO 4 (s)

Iones espectadores: NO 3-, Na+

(b) 2Al (s) + 6HCl (ac) 2 AlCl 3 (ac) + 3H2 (g) Ecuación Iónica neta: 2Al (s) + 6H +(ac) 2Al +3 (ac) + 3H2 (g) Iones espectadores: Cl -

c) FeO (s) + 2HClO 4 (ac) H2O (l) + Fe(ClO 4)2 (ac) Ecuación iónica neta: FeO(s) + 2H +(ac) H2O (l) + Fe2+ (ac) Iones espectadores: ClO 4

-

21. (a) NiCl 2 soluble (b) Ag 2S insoluble (c) Cs 3PO4 soluble (d) SrCO 3 insoluble (e) (NH 4)2SO4 soluble (f) K 3PO4 (g) Pb(C2H3O2)2 (h) Ga(OH)3 (j) NaCN (k) BaSO 4

22. SO4-2

66

23. Se descarta la presencia de K + porque el hidróxido y sus sales son soluble, se descarta la presencia de Pb 2+ porque habría formado precipitado con el hidróxido, BaSO 4 es insoluble y el Ba(OH) 2 es soluble, luego la solución solo puede contener Ba 2+

24. (a) H2SO4 (ac) y BaCl 2 (ac); Ba +2 (ac) + HSO4-(ac) BaSO4 (s) + H+ (ac)

(b) NaCl (ac) y (NH 4)2SO4 (ac); no hay reacción (c) AgNO 3 (ac) y Na 2CO3 (ac); 2Ag + (ac) + CO3 2- Ag2CO3 (s) (d) KOH (ac) y HNO 3 (ac); H+(ac) + OH-(ac) H2O (l) (e) Ca(OH)2 (ac) y HC2H3O2 (ac); HC2H3O2 (ac) + OH- (ac) H2O(l) + C2H3O2

-

(ac) (f) Pb(NO 3)2 (ac) y MgSO 4 (ac); Pb 2+ (ac) + SO4

2-(ac) PbSO4 (s)

25. (a) 45.6 mL de solución de HCl (b) 375 mL de solución de H 2SO4 (c) 0.0686 M

de BaCl 2 (d) 0.347 g de Ca(OH) 2

26. 35 g de NaHCO3

27. (a) 38.0 mL de 0.115 M de HClO 4 (b) 769 mL de HCl 0.128 M (c) 0.408 M AgNO 3 (d) 0.275 g de KOH

28. 1.22 x 10-2 M Ca(OH)2 solución de Ca(OH) 2 es 0.0904 g en 100 mL de solución. 29. (a) 0.133 M de NaCl (b) 1.20 M de NaOH.

67

Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof.: Betsabé Acevedo P. Guía Nº 9

Propiedades de las Soluciones Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr.,B.E. Bursten Referencia: CAPÍTULO 13 (BROWN) Reacciones en Solución Acuosa Concentración de las soluciones 30. Calcule el porcentaje en masa de CaCl 2 en una solución que contiene 16.5 g

de CaCl 2 en 456 g de agua; b) un mineral de plata contiene 8 3.5 g de Ag por tonelada de mineral. Exprese la concentración de pl ata en ppm.

31. Calcule la fracción molar de alcohol metílico ( CH3OH) en las siguientes

soluciones: a) 8.5 g de CH3OH en 224 g de agua b) 65.2 g de CH 3OH en 144 g de CCl 4.

32. Calcule la fracción molar del fenol C 6H5OH en cada una de las soluciones

siguientes: a) 4.5 g de fenol en 855 g de agua b) 44.0 g de fenol en 550 g de alcohol etílico.

33. Calcule la molaridad de las soluciones acuosas siguientes:

a) 10.5 g de NaCl en 350.0 mL de solución b) 40.7 g de LiClO 4 • 3H2O en 125 mL de solución c) 40.0 mL de ácido nítrico 1.50 M diluido a 500 mL .

34. Calcule la molalidad de cada una de las siguien tes soluciones:

a) 13.0 g de benceno C 6H6, disuelto en 17.0 g de CCl 4 b) 5.85 g de NaCl disuelto en 0.250 L de agua (con sidere que la densidad del

agua es 0.997 g/mL). 35. a) ¿Cuántos gramos de azufre S 8, es preciso disolver en 100.0 g de naftaleno,

C10H8, para preparar una solución 0.16 molal, b) Calcule la molalidad de una solución que se prep ara disolviendo 1.80 moles de KCl en 16.0 moles de agua.

36. La densidad de CH 3CN es de 0.786 g/mL, y la densidad de CH 3OH es de 0.791

g/mL. Se prepara una solución disolviendo 20.0 mL de CH3OH en 100.0 mL de CH3CN, a) calcule la molaridad de la solución, b) calc ule la molalidad de la solución, c) suponiendo que los volúmenes son aditi vos, calcule la molalidad de CH3OH en solución.

68

37. La densidad del Tolueno C 7H8 es de 0.867 g/mL y la del Tiofeno, C 4H4S, es de 1.065 g/mL. Para una solución que se preparar disol viendo 15.0 g de tiofeno en 250.0 mL de tolueno, calcule: a) fracción molar del tiofeno en la solución b) molalidad c) molaridad

38. El ácido ascórbico, vitamina C, es una vitamina soluble en agua. Una solución

que contiene 80.5 g de ácido ascórbico, C 6H8O6, disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1.22 g/ml a 55 ºC. Calcule: a) porcentaje en masa b) fracción molar de C 6H8O6 c) molalidad d) molaridad

39. Una solución acuosa de ácido sulfúrico, H 2SO4 que contiene 571.6 g de ácido

por litro de solución tiene una densidad de 1.329 g /cm 3, calcule: (a) porcentaje en masa (b) fracción molar de H 2SO4 (c) molalidad (d) molaridad

40. Calcule el número de moles de soluto que están presentes en cada una de las

siguientes soluciones: (a) 75.0 g de solución acuosa que tiene 2.50 % en m asa de sacarosa, C12H22O11 (b) 300 g de una solución acuosa que tiene 0.460 % en masa de NaCl (c)1.20 L de HNO 3 2.55 M

41. Describa como prepararía cada una de las soluci ones acuosas siguientes:

a) 1.60 L de solución de Na 2CO3 0.110 M partiendo de Na 2CO3 sólido b) 120 g de una solución 0.65 molal de (NH 4)2SO4 partiendo del soluto sólido c) 1.20 L de una solución que contiene 20.0 % en ma sa de Pb(NO 3)2,

partiendo del soluto sólido. La densidad de la solu ción es de 1.20 g/mL d) una solución de HCl 0.50 M que apenas neutralizar ía 6.60g de Ba(OH) 2,

partiendo de HCl 6.0 M Propiedades Coligativas

42. a) Calcule la masa de etilenglicol C 2H6O2, que se debe agregar a 1.00 kg de etanol, CH 3CH2OH, para reducir su presión de vapor en 13.2 torr a 35°C. La presión de vapor del etanol puro es 100 torr; b) ca lcule la masa de KBr que se debe añadir a 0.500 kg de agua para reducir su pre sión de vapor en 4.60 torr a 40°C, P(H 2O) a 40°C = 55.3 torr.

43. La urea, (NH 2)2CO, es un producto del metabolismo de las proteínas en los mamíferos. Calcule la presión osmótica de una soluc ión acuosa que contiene 2.02 g de urea en 145 ml de solución a 20°C.

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44. La lisozima es una enzima que rompe las paredes c elulares de las bacterias. Una solución que contiene 0.150 g de esta enzima en 210 mL de solución tiene una presión osmótica de 0.953 torr a 25°C. Es time la masa molar de la sustancia.

45. Calcule los puntos de congelación y de ebullici ón de cada una de las siguientes soluciones: a) glicerol 0.17 molal en et anol b) 1.92 moles de naftaleno (C 10H8) en 16.8 moles de cloroformo (CHCl 3). Etanol Cloroformo Kf = 1.99 °C/m K f = 4.68 °C/m Kb = 1.22 °C/m K b = 3.63 °C/m Pto ebullición = 78.3 ºC Pto ebullición = 60.9 ºC Pto congelación = -117.3 ºC Pto congelación = -63 ºC

Otros ejercicios de no del Brown

Concentración de Soluciones

46. Partiendo de sacarosa sólida, C 12H22O11, describa como prepararía 125 mL de una solución de sacarosa 0.150 M.

47. ¿Cuántos gramos de nitrato de plata deberá pesa r para preparar 200 mL de una solución al 2.00 % en masa? La densidad de la s olución es 1.01 g/ml

48. Se disuelven 16.3 g de ácido nítroso hasta com pletar un volumen de 250 ml de solución. Calcular la molaridad de la solución .

49. ¿Qué volumen en mL se deben tomar de una soluci ón de glucosa 0.25 M si se desea tener 25 mg de azúcar?

50. ¿Cuántos gramos de Sulfato ferroso FeSO 4 deberá pesar para preparar 0.65 litros de una solución al 1.50 % en masa? Considere que la solución tiene una densidad de 1.0 g/ml.

51. Se disuelven 147.85 g de ácido fosfórico H 3PO3 hasta completar un volumen de 250 mL de solución. Calcular la molaridad result ante.

52. Se tienen una solución de glucosa C 6H12O6 0.25 M. Si a partir de ella se quiere preparar 550 ml de una solución 0.100 M, ¿qué canti dad de la solución 0.25 M se deben tomar?

53. La cantidad de 180 mg de colesterol C 27H46O por cada 0.100 litro en el suero

sanguíneo está dentro del rango normal para esta ho rmona. Calcular la concentración molar si un adulto tiene como promedio 5000 ml de suero sanguíneo.

54. ¿Cuál es el % m/m de una solución formada al a grega 2 tabletas de sacarina C7H5SO3N (cada tableta masa 0.500 g) a una taza de café (v olumen de la taza = 275 ml), considere que la solución tiene una dens idad de 1.00 kg/L

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55. Se tiene una solución de ácido sulfúrico H 2SO4 al 98.0 % en masa cuya densidad es 1.84 g/ml. ¿Qué volumen de esta solució n debemos tomar para recuperar 40.0 g de ácido puro?

56. Se tiene 1200 ml de una solución 0.078 M de ca rbonato de calcio (CaCO 3 ) ¿Cuántos g de soluto contiene?

57. ¿Cuántos mL de agua se deberán agregar a 34.6 g de azúcar para obtener una solución final al 50.0 % en masa?

58. Un químico prepara una solución añadiendo 56.1 g de etanol puro (C 2H6O) a 143.9 g de agua. Calcule % m/m y la Molaridad de la solución. La densidad de la solución es 1.01 g /ml

59. Calcule la Molaridad de una solución que fue pr eparada mezclando 35.6 g de benceno (C 6H6) con 198.3 mL de tolueno (C 7H8) densidad del benceno = 1.04 g/mL y la densidad del tolueno = 1.17 g/mL

60. ¿Cuántos g de cloruro de sodio se necesitan par a preparar 2000 mL de una solución 2.0 M de la sal?

61. Si tenemos 300 mL de una solución 0.05 M ¿Cuál es la masa molar del soluto si se pesaron 600 mg del soluto en la preparación?

62. Calcule la molalidad de la solución siguiente: 0.06 moles de soluto disueltos en 3000 mL de un solvente cuya densidad es de 1.03 g/mL

63. Se tienen una solución de glucosa C 6H12O6 , 2.5 x 10-3 M. Si a partir de ella se quiere preparar 550 ml de una solución 1.5 x10 -4 M, ¿qué cantidad de la solución 2.5 x10 -3 M se deben tomar?

64. El agua de mar es una solución acuosa con una c oncentración aproximada de 3.2 % en masa en cloruro de sodio, NaCl. Calcule la masa de sal que se puede obtener al evaporar 2.0 litros de agua de mar. La d ensidad del agua de mar 1.12 g/ml

65. Se calientan 150.0 mL de una solución 0.15 M de BaSO4 (soluto no volátil), hasta que se evapora un 35% de la solución. ¿Cuál e s la nueva molaridad de la solución?

66. ¿Cuántos gramos de nitrato de plata hay en 450 ml de una solución 2.00 M?

67. Una persona que padece úlcera al duodeno tiene ácido clorhídrico en el jugo gástrico con una concentración de 7.7 x10 -2 molar. Si diariamente se segregan 3500 ml de jugo gástrico, ¿qué masa de áci do se produce en el estómago?

68. ¿Hasta que volumen, en ml, es necesario comple tar una solución que fue preparada con 12.0 gramos de hidróxido de aluminio, Al(OH)3 para que la concentración final sea 5.50 x10 -2 molar?

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69. Se tiene 8.0 litros de una solución 2.50 M de á cido nítrico, HNO 3 Si a esta solución se le agregan 36.0 litros agua destilada. ¿cuál es la nueva molaridad de la solución.

Propiedades Coligativas

70. Calcular la presión de vapor a 28 ºC de una sol ución que contiene 100 g de Na2SO4 en 300 mL de agua. La presión de vapor del agua a la misma temperatura es 28.35 mm Hg. Discuta si habría dife rencia en la variación de la presión de vapor de la solución si se pone un solut o molecular de similar masa molar en lugar del soluto iónico en cuestión.

71. Calcular el punto de congelación y el punto de ebullición de una solución que contiene 30.0 g de naftaleno C 10H8 en 150 g de agua. Compare los valores si se reemplaza naftaleno por 30.0 g cloruro de sodio. Kf H2O = 1.86 ºC/m, Kb H2O = 0.512 ºC/m

72. Una solución que contiene 5.31 g de almidón por litro, tiene una presión osmótica de 12.7 mm Hg a 25 ºC. Calcular la masa mo lar del almidón.

73. El alcohol etílico (C 2H5OH), para uso industrial se desnaturaliza para que n o sea usado en bebidas alcohólicas. La desnatur alización consiste en agregarle alcohol metílico (CH 3OH) en la siguiente proporción: 0.5 L de CH3OH en 10 L de etanol de 95% en volumen con agua.

CH3OH: d = 0.787 g/mL Pvº = 100 mm Hg a 20 ºC. C2H5OH(95%) d = 0.810 g/mL Pvº = 40 mm Hg a 20 ºC H20: d = 1.000 g/mL Pvº = 17.5 mm Hg a 20 ºC

¿Cuál es la presión de vapor de este alcohol desnat uralizado?.

74. Una muestra de 2.00 g de urea sintética se disu elve en 140 g benceno, C 6H6. Al medir el punto de congelación de la solución, se obtiene el valor de 4.28 ºC. Si el punto de congelación del C 6H6 puro es 5.51 ºC y su K f = 5.12 ºC/molal. ¿Cuál es la masa molar de la urea?

75. Una fábrica tiene al aire libre un depósito que contiene 500 litros de agua. En el invierno, la temperatura ambiente puede llegar h asta -10 ºC y se ha pensado añadir etanol, C 2H5OH, al agua como anticongelante. Sabiendo que la densidad del etanol es 0.789 g/mL, ¿qué volumen de alcohol debería añadirse para impedir la congelación del agua?

76. Calcule el punto de ebullición de una solución que contiene 25.0 g de urea, (NH2)2CO, disueltos en 1500,0 g de nitrobenceno, C 6H5NO2. La Kb para el nitrobenceno es 5.24 ºC/m, y su punto de ebullición es 210.8 ºC.

77. Para conseguir que 10 litros de agua congelen a – l0 ºC ¿Cuántos gramos de etilenglicol, C 2H6O2, como anticongelante, debe agregarse?

78. Calcule la presión osmótica de una solución que es 0.25 M de sacarosa, C12H22O11, a 37 ºC. ¿Cuál es el valor de la presión osmótica si se reemplaza la sacarosa por una solución 0.25 M de cloruro de alum inio?

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79. La insulina es una proteína que regula el metab olismo de los carbohidratos y cuya deficiencia provoca diabetes. Un muestra conti ene 20 mg de insulina, disuelta en suficiente agua para hacer 10.0 mL de s olución, tiene una presión osmótica de 6.48 Torr a 25 ºC. Calcule la masa mola r de la insulina.

80. La pepsina es la principal enzima del jugo gástr ico. Una muestra contiene de 3.00 mg de pepsina disuelta en un volumen total de 10 mL de solución y tiene una presión osmótica de 7.40 mm de Hg a 25 ºC. Calc ule la masa molar de la pepsina.

81. Los polivinilos, o polímeros vinílicos, constit uyen un importante grupo de los polímeros de gran importancia en la tecnología actu al. La forma final del polímero derivado del alcohol vinílico, CH 2=CHOH, es (CH2-CHOH)X y, a lo largo del proceso de polimerización interna, se cont rola el crecimiento de x. Al disolver 18 g del polímero en 500 mL de agua, la solución congela a – 0.51 ºC. Determine el valor de x para este grado de poli merización.

73

Respuestas Guía Nº 9 1. (a) 3.49 % (b) 92.0 ppm 2. (a) XCH3OH = 0.021 (b) XCH3OH = 0.685 3. (a) X C6H5OH = 1.0 x 10-3 (b) X C6H5OH = 0.0377 4. (a) 0.513 M NaCl (b) 2.03 M LiClO 4 • H2O (c) 0.120 M HNO3 5. (a) 9.79 m C6H6 (b) 0.402 M NaCl 6. (a) 4.1 g de S 8 (b) 6.24 m 7. (a) 4.12 M (b) 6.28 m 8. (a) X C4H4S = 0.0705 (b) 0.822 m de C 4H4S (c) 0.675 M de C4H4S 9. (a) 27.7 % de C6H8O6 en masa (b) X C6H8O6 = 0.0377 (c)2.18 m de C 6H8O6 (d)1.92 M de C6H8O6 10. (a) 43.01 % (b) XH2SO4 = 0.122 (c) 7.69 m (d) 5.827 M 11. (a) 5.48 x 10-3 mol C 12H22O11 (b) 2.36 x 10 -2 mol de NaCl (c) 3.06 mol HNO 3 12. (a) Se deben pesar 18.7 g de Na 2CO3 esta masa se disuelve en un vaso con una pequeña cantidad de agua y luego se lleva a un matraz de aforo de 1.6 L, se afora con agua destilada (b) Se deben pasar 9.5 g d e (NH4)SO4 esta masa se disuelve en un vaso con una pequeña cantidad de agu a. Una vez disuelto se agrega 110.5 g de agua (120 – 9.5 = 110.5) de tal m anera que la solución completa sea de 150 g (c) Se pesan 288 g de Pb(NO 3)2 Luego de disolver en un poco de agua destilada se agregan 1152 g de agua de tal man era que la solución completa pese 1400 g o 1.2 L (d) Debemos calcular p rimero los moles de HCl necesarios para neutralizar 6.6 g de Ba(OH) 2 = 0.0772 moles de HCl, son necesarios 150 mL de 0.50 M de HCl, esta solución l a debemos preparar del ácido 6.0 M por dilución lo que da 13 mL. Entonces: se toman 13 mL del ácido 6.0 M y se aforar a 150 mL con agua destilada. 13. (a) 205 g de C2H6O2 (b) 150 g de KBr 14. π = 5.58 atm 15. Masa molar = 1.39 x 10 4 g/mol de lisozina 16. (a)Tcong = -114.9 ºC Teb =78.6 ºC

(b)Tcong = -68.0 ºC Teb.= 64.7 ºC (c)Tcong = -1.2 ºC Teb = 100.3 ºC

Ejercicios no del Brown .

17. Se deben pesar 6.41 g de sacarosa, disolverlos en una pequeña porción de agua destilada y una vez disuelta se pone en un m atraz de aforo de 125 mL. Completar con agua destilada hasta el aforo. 18. 4.0 g de sal 19. 1.39 M 20. 0.56 mL de la solución 0.25 M 21. 9.75 g de sal 22. 7.20 M 23. 220 mL 24. 4.7 x 10-3 M 25. 0.36 % 26. 22.2 mL 27. 9.36 g de CaCO3 28. 34.6 g de agua 29. 28 % m/m y 6.2 M

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30. 1.96 M 31. 233.8 g de NaCl 32. 40.0 g/mol 33. 0.0194 molal 34. 33 mL de solución 35. 71.7 g de NaCl 36. 0.231 M 37. 152.9 g de AgNO 3 38. 9.82 g de HCl 39. 2800 mL 40. 0.45 M 41. 27.2 mmHg. La presión de vapor de la solución n o depende del tipo de

soluto disuelto. 42. Pto congelación de la solución con C 10H8 = -2.85 ºC

Pto ebullición de la solución con C 10H8 = 100.8 ºC Pto congelación de la solución con NaCl = -12.7 ºC Pto ebullición de la solución con NaCl = 103.5 ºC

43. 7.77 x 103 g/mol 44. 33.1 mmHg 45. 59.5 g/mol 46. 157.2 L 47. 212.3 ºC 48. 3.33 kg 49. 6.89 atm, Para el caso de AlCl 3 la presión osmótica tiene un valor de 27.5

atm 50. 5.73 x 103 g/mol 51. 754 g/mol 52. x = 3

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof: Betsabé Acevedo P.

Guía N° 10 Equilibrio Químico

Lectura de Referencia: “QUÍMICA. La Ciencia Central” 7a Edición. T. L. Brown , H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten Referencia: CAPÍTULO 15. Brown 1. Escriba las expresiones para K c y Kp para las siguientes reacciones químicas. Indique en cada caso si la reacción es homogénea o heterogénea: a) 3NO(g) ↔↔↔↔N2O(g) +NO2(g) b) CH4(g) + 2H2S(g) ↔↔↔↔ CS2(g) + 4H2(g) c) Ni(CO)4 (g) ↔↔↔↔ Ni(s) + 4CO(g) d) Fe2O3(s) + 3H2(g) ↔↔↔↔ 2Fe(s) + 3H2O (g) e) 2N2O5(g) ↔↔↔↔ 4NO2(g) + O2(g) f) FeO(s) + H2(g) ↔↔↔↔Fe(s) + H2O(g) 2. La constante de equilibrio para la reacción: 2 NO(g) ↔↔↔↔ N2(g) + O2(g) es K c= 2.4 x 103 a 2000 °°°°C. a) Calcule K c para: N 2(g) + O2(g)↔↔↔↔ 2NO(g) b) A esta temperatura ¿favorece el equilibrio al NO o al N2 y el O 2? 3. La constante de equilibrio de la reacción: 2SO 3(g) ↔↔↔↔ 2SO2(g)+ O2(g) es K c= 2.4 x 10-3 a 700 °°°°C. (a) Calcule K c para: 2SO 2 (g) + O2(g) ↔↔↔↔ 2SO3(g) (b) A esta temperatura ¿favorece el equilibrio al S O2 y el O 2 o al SO 3? 4. Se coloca yoduro de hidrógeno gaseoso en un reci piente cerrado a 425 °°°°C donde se descompone parcialmente en hidrógeno y yod o según:

2HI(g) ↔↔↔↔ H2(g) + I2(g)

En la posición de equilibrio se encuentra que [HI] = 3.53 x 10-3 M; [H2] = 4.79 x 10 -4 M; [I 2] = 4.79x10 -4 M. Calcule K c y Kp a esta temperatura. 5. A temperaturas cercanas a los 800 ºC, el vapor d e agua se hace pasar sobre coque (una forma de carbono que se obtienen de la h ulla) caliente reacciona para formar CO e H 2 : C(s) + H2O (g) ↔↔↔↔ CO(g)+ H2(g)

La mezcla de gases que se produce es un combustible industrial importante que se llama gas de agua. Cuando se alcanza el equilibrio a 800 ºC [H 2] = 4.0 x 10 -2 M, [CO] = 4.0 x 10 -2 M, [H2O] = 1.0 x 10 -2 M. Calcule Kc a esta temperatura. 6. Para la reacción : 2NO (g) + Cl 2 (g) ↔↔↔↔ 2 NOCl (g)

76

A 500 K la constante de equilibrio de la reacción e s Kp = 52.0. Una mezcla de los tres gases en equilibrio presenta presiones parcial es de 0.095 atm para NO y 0.171 atm para Cl 2. ¿Cuál es la presión parcial del NOCl en la mezcla. 7. El tricloruro de fósforo gaseoso y el cloro gase oso reaccionan para formar pentacloruro de fósforo gaseoso: PCl 3 (g) + Cl 2 (g) ↔↔↔↔ PCl5 (g)

Un recipiente para gases se carga con una mezcla de PCl3 (g) y Cl 2 (g) la cual se deja que alcance el equilibrio a 450 K. En el equil ibrio las presiones parciales de los tres gases son PPCl 3 = 0.124 atm PPCl 5 = 1.30 atm PPCl 2 = 0.157 atm. Calcular el valor de Kp e esta temperatura. Discuta hacia que dirección esta desplazado el equilibrio. 8. A 700 ºC Kc = 20.4 para la reacción: SO 2 (g) + ½ O2 (g) ↔↔↔↔ SO3 (g) a) ¿Cuál es el valor de K c para la reacción SO 3 (g) ↔↔↔↔ SO2 (g) + ½ O2 (g) b) ¿Cuál es el valor de K c para la reacción 2SO 2 (g) + O2 (g) ↔↔↔↔ 2SO3 (g) c) ¿Cuál es el valor de K p para la reacción 2 SO 2 (g) + O2 (g) ↔↔↔↔ 2SO3 (g) 9. Una mezcla de 0.100 moles de CO 2, 0.05000 moles de H 2 y 0.1000 moles de H 2O se colocan en un recipiente de 1.000 L. Se establec e el equilibrio siguiente: CO2 (g) + H2 (g) ↔↔↔↔ CO(g)+ H2O(g) En el equilibrio [CO 2] = 0.0954 M. a) Calcule la concentración en el equ ilibrio de todas las demás especies. b) Calcule K c de la reacción c) ¿Se dispone de suficiente información para calcular Kp? 10. A 100 °°°°C la constante de equilibrio para la reacción:

COCl2(g) ↔↔↔↔ CO(g)+ Cl 2(g)

tiene un valor de K c = 2.19x10-10. ¿Las siguientes mezclas de reactante y productos están en una posición de equilibrio? (a) [COCl 2] = 5.00x10 -2 M; [CO] =3.31x10 -6 M; [Cl 2] = 3.31x10 -6 M (b) [COCl 2] = 3.50x10 -3 M; [CO] =1.11x10 -5 M; [Cl 2] = 3.25x10 -6 M (c) [COCl 2] = 1.45 M; [CO] = 1.56x10 -6 M; [Cl 2] = 1.56x10 -6 M (d) Si la respuesta es NO, indique la dirección que la reacción debe proceder para alcanzar la posición de equilibrio. 11. A 100 °°°°C , Kc = 0.078 para la reacción siguiente:

SO2Cl2(g) ↔↔↔↔ SO2(g) + Cl 2(g) En una mezcla de los tres gases en el equilibrio las concentraciones de SO2Cl2 y SO2, son: 0.136 M y 0.072 M, respectivamente. ¿Cuál e s la concentración de Cl 2 en el equilibrio?

12. A 900 K la reacción siguiente tiene un K p = 0.345

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

77

En una mezcla en equilibrio las presiones parciales de SO2 y O2 son 0.215 atm y 0.679 atm respectivamente. ¿Cuál es la presión parc ial de equilibrio del SO 3 en la mezcla. 13. A 1285 ºC la constante de equilibrio para la re acción Br 2 (g) ↔↔↔↔ 2 Br (g) es de Kc = 1.04 x 10-3 Un recipiente de 0.200 L que contiene una mezcla de los gases en equilibrio tiene 0.245 g de Br 2 (g) en su interior. ¿Cuál es la masa de Br (g) que hay en el recipiente? 14. Para la reacción : H 2 (g) + I2 (g) ↔↔↔↔ 2HI (g) Kp = 55.3 a 700 K . En un matraz de 2.00 L que tiene u na mezcla de los tres gases en equilibrio, hay 0.056 g de H 2 y 4.36 g de I 2 ¿Cuál es la masa de HI que hay en el matraz? 15. Considere la reacción: PCl 5 (g) ↔↔↔↔ PCl3 (g) + Cl 2 (g) a 250°C Kc = 1.80. Si se agregan 0.100 moles de PCl5 a un recipiente de 5.00 L ¿Cuales son las concentraciones de PCl 5 , PCl3 y Cl 2 en el equilibrio a esta temperatura. 16. ¿Cómo afectan los cambios siguientes el valor d e la constante de equilibrio de una reacción exotérmica? a) extracción de un rea ctivo o un producto b) disminución del volumen c) disminución de la te mperatura. 17. Una muestra de bromuro de nitrosilo (NOBr) se d escompone de acuerdo a la siguiente ecuación:

2NOBr(g) ↔↔↔↔ 2NO(g) + Br 2(g) En el equilibrio la mezcla contenida en un matraz de 5.0 l a 100 °°°°C contiene 3.22 g de NOBr, 3.08 g de NO y 4.19 g de Br 2 (a) Calcule K c (b) Calcule K p (c) ¿Cuál es la presión total ejercida por la mezcla de tres gases? 18. Para el equilibrio, 2IBr(g) ↔↔↔↔ I2(g) + Br 2(g) donde K c = 8.5x10-3 a 150 °°°°C. Si 0.040 mol de IBr son colocados en un container de 1.0 l, cuál es la concentración de esta sustancia una vez que alcance la posición de equilibrio?

19. Una muestra 0.831 g de SO 3 se colocan en un recipiente de 1.00 L y se calienta a 1100 K. El SO 3 se descompone en SO 2 y O2 2SO3 (g) ↔↔↔↔ 2SO2 + O2

En el equilibrio, la presión total en el recipiente es de 1.300 atm. Encuentre los valores de K C y Kp para esta reacción a 1100 K.

78

Respuestas Guía Nº 10 1.

Kc Kp Tipo de equilibrio

(a) Kc = [N 2O][NO 2] [NO] 3

Kp = PN2O x PNO2 P3NO

Homogéneo

(b) Kc = [CS 2][H2]4

[CH4][H2S]2 Kp = PCS 2 P

4H2 PCH4P

2H2S Homogéneo

(c) Kc = [CO] 4 [Ni(CO) 4]

Kp = P 4CO PNi(CO)4

Heterogéneo

(d) Kc = [H 2O]3 [H2]

3 Kp = P 3H2O P3H2

Heterogéneo

(e) Kc = [O 2][NO 2]4

[N2O5]2

Kp = PO 2P4NO2

P2N2O5 Homogéneo

(f) Kc = [H 2O] [H2]

Kp = PH2O PH2

Heterogéneo

2. (a) Kc = 4.2 x 10 -4

(b) el equilibrio favorece al N 2 y al O 2 a esa temperatura. 3. (a) Kc = 4.2 x 10 2

(b) el equilibrio favorece a SO 3 a esa temperatura.

4. Kc = 1.84 x 10 -2, kp = 1.84 x 10-2 5. Kc = 0.16 6. La presión del NOCl (g) es 0.28 atm 7. (a) Kp = 66.8

(b) Como Kp > 1, los productos son más favorables q ue los reactantes. En este caso el equilibrio favorece a PCl 5 (g)

8. (a) Kc = 0.0490 (b) Kc = 416 (c) Kc = 5.21

9. (a) [H2] = 0.0454 M, [CO] = 0.0046 M, [H 2O] = 0.1046 M [CO 2] = 0.0954 M (b) Kc = 0.11 (c) No. Para calcular Kp a partir de Kc, se debe co nocer la temperatura de la reacción. Aunque en este caso Kc = Kp ya que ∆n = 0

10. (a) Q = 2.19 x 10-10; la mezcla esta en equilibrio, Q = Kc (b) Q = 1.03 x 10 -8; la reacción avanza hacia la izquierda, Q > Kc (c) Q = 1.68 x 10 -12; la reacción avanza hacia la derecha, Q < Kc

11. Kc = 0.15 M

79

12. PSO3 = 0.104 atm 13. [Br 2] = 7.67 x 10 -3 M, [Br] = 2.82 x 10 -3 M, 0.0451 g de Br 14. 20.79 g de HI 15. [PCl 5] = 2 x 10 -4 M, [PCl 3] = [Cl 2] = 0.0198 M 16. (a) Ningún efecto

(b) ningún efecto (c) aumenta la constante de equilibrio (d) ningún efecto

17. (a) Kc = 6.44 x 10 -2 (b) Kp = 1.97 (c) PT = 0.968 atm

18. [IBr] = 0.034 M 19. Kc = 0.047 Kp = 4.3

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Prof.: Betsabé Acevedo P.

Guía N° 11 Equilibrio ácido-base y Tampones

Lectura de Referencia: “Química. La Ciencia Central” 7ª Edición. T.L. Brown, H.E. LeMay, Jr., B.E. Bursten Referencia: Capítulos 16 y 17 Brown 1. a) Escriba una ecuación química que ilustre la a utoionización del agua

b) escriba la expresión del producto iónico del agu a Kw, explique por qué se omite la concentración de agua liquida.

c) que significa que una solución sea básica. 2. El óxido de deuterio D 2O posee una constante de producto iónico K w = 8.9

x10-16 a 20 °°°°C. Calcule [D +] y [OD -] para D 2O a esta temperatura. 3. En que factor cambia la [H +] para un cambio de pH de

a) 2 unidades b) 0.50 unidades.

4. Complete la siguiente tabla: [H+] M [OH -] M pH pOH Ácida o básica 2.5 x10-4 6.9 x10-8 3.2 5.7

5. Escriba las bases conjugadas de los siguientes á cidos de Bronsted-Lowry:

a) HClO2 b) H2S c) HSO4- d) NH4

+

6. Escriba los ácidos conjugadas de las siguientes bases de Bronsted-Lowry: a) NH3 b) IO- c) CH3COO- d) HAsO 4

2- 7. Para cada una de los siguientes ecuaciones quími cas mencione cada para

ácido-base conjugado: a) NH4

+(ac) + CN-(ac) ⇔⇔⇔⇔ HCN(ac) + NH3(ac) b) (CH3)3N(ac) + H2O(l) ⇔⇔⇔⇔ (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac) c) HCO2H (ac) + PO4

-3(ac) ⇔⇔⇔⇔ HCO2-(ac) + HPO4

2-(ac) 8. Prediga los productos de las siguientes reaccion es ácido-base: a) NH2

- (ac) + H2O (l) ↔↔↔↔ b) HClO 2 (ac) + H2O (l) ↔↔↔↔ c) H3O+(ac) + F−−−− (ac) ↔↔↔↔ d) O2-(ac) + H2O (l) ↔↔↔↔ e) HSO4

- (ac) + HS- (ac) ↔↔↔↔ f) HCO3

-(ac) + F−−−− (ac) ↔↔↔↔

81

9. Calcule el pH de cada una de las siguientes solu ciones de ácidos fuertes: a)1.8x10-4M de HBr, b) 1.02 g de HNO 3 en 250.0 mL de solución, c) 50.0 mL de una solución preparada a partir de 2.0 mL de HCl O4 0.5 M, d) una solución formada mezclando 10.0 mL de HBr 0.010 M co n 20.0 mL de HCl 2.5x10-3 M.

10. Calcule la [OH -] y el pH de a) una solución de Sr(OH) 2 3.5x10-4 M; b) 1.5 g

de LiOH en 250 mL de solución; c) 1.0 mL de NaOH 0. 095 M llevado a una solución de 2.0 L; d) una solución formada adiciona ndo 5.0 mL de KOH 0.0105M a 15.0 mL de Ca(OH) 2 3.5x10-3 M.

11. El ácido láctico, HC 3H5O3, tiene un hidrógeno ácido. Una solución 0.10 M

de ácido láctico tiene un pH de 2.44. Determine la constante de acidez K a.

12. La constante de disociación o de acidez de ácido benzoico (HC 7H5O2) es 6.5x10-5. Calcule las concentraciones en equilibrio de H +(ac), C7H5O2

-(ac) y HC7H5O2(ac) en la solución si la concentración inicial del ácido en la solución es 0.050 M.

13. Calcule el % disociación de HCrO 4

−−−− (Ka = 3.0x10-7) en las siguientes soluciones: a) 0.250 M b) 0.0800 M c) 0.0200 M

14. Una solución = 0.200 M de un ácido débil HX est á ionizada en 9.4% .

Calcule las concentraciones de todas las especies e n solución y también calcule K a.

15. El ácido tartárico H 2C4H4O6 (presente en la uva) es un ácido diprótico.

Calcule el pH de una solución 0.025M. Explique las aproximaciones realizadas en sus cálculos. Ka 1 = 1.0 x 10-3, Ka2 = 4.6x10-5.

16. Calcule la concentración molar de iones OH - y el pH de una solución

0.050 M de etilamina (C 2H5NH2), Kb = 6.4x10-4.

17. Prediga si las soluciones acuosas de las siguie ntes sales son ácidas, básicas o neutras: a) NH 4Br b) FeCl 3 c) Na2CO3 d) KClO 4 e) NaHCO3

18. El ácido sórbico HC 6H7O2 , es un ácido monoprótico débil con Ka = 1.7 x

10-5. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso pa ra evitar la formación de mohos. ¿Cuál es el pH de una solución que contiene 4.93 g de sorbato de potasio en 0.500 L de solución?

19. El ingrediente activo de la aspirina es el ácid o acetilsalicílico, HC 9H7O4 un

ácido monoprótico con Ka 3.3 x 10 -4 a 25 °C ¿Cuál es el pH de una solución obtenida disolviendo dos tabletas de aspir ina, cada una con 325 mg de ácido acetilsalicílico en 250 mL de agua.

20. La efidrina, es estimulante del sistema nervios o central, se usa en aerosoles nasales como descongestionante. Este comp uesto es una base orgánica débil:

C10H15N (ac) + H2O (l) C10H15NH+ (ac) + OH- (l)

82

¿Qué pH esperaría usted para una solución 0,035 M d e efedrina si se supone que no hay otra sustancia presente? Kb = 1.4 x 10-4

21. El volumen del estómago de un adulto varía desd e alrededor unos 50 mL cuando está vacío hasta 1 L cuando está lleno. Si s u volumen es de 450 mL y su contenido tiene un pH de 2.0 ¿cuántos moles de protones contiene?

22. La Codeína, C 18H21NO3, es una base orgánica débil. Una solución 5.0 x10 -3

M de codeína tiene un pH de 9.95. Calcular el valor de k b de esta sustancia.

Efecto del ión común, Soluciones Amortiguadoras y Titulaciones ácido- base

23. Discuta si el pH aumenta, disminuye o permanece igual al agregar:

a) NaNO2 a una solución de HNO 2 b) CH3NH3Cl a una solución de CH 3NH2 c) KBr a una solución de HBr d) NH3 a una solución de HCl e) NaClO4 a una solución de NaOH

24. Calcule el pH de las siguientes soluciones amor tiguadoras: a) HCOONa 0.100 M más HCOOH 0.180 M, Ka = 1.8 x 10 -4 b) C5H5N 0.075 M más C5H5NHCl 0.050 M, Kb = 1.7 x 10 -9

25. Calcule el % ionización de para: a) solución de ácido butanoíco (K a =

1.5x10-5) 0.100 M, b) de ácido butanoico 0.10 M en una solu ción de butanoato de sodio 0.050 M

26. ¿Cuántos gramos y moles de hipobromito de sodio se deben agregar a

1.00 L de ácido hipobromosos 0.200 M para formar un a solución amortiguadora de pH = 8.80. Suponga que el volum en no cambia al agregar el sólido. K a(HBrO) = 2.5 x 10 -9

27. Calcule el pH de las siguientes soluciones a) p ropionato de potasio

KC3H5O2 0.0080 M y ácido propionico HC 3H5O2 0.16 M Ka = 1.3 x 10 -5; b) trimetilamina (CH 3)3N 0.15 M y cloruro de trimetilamonio (CH 3)3NHCl 0.12 M Kb = 6.4 x 10 -5

28. Calcule el pH de una solución amortiguadora for mada por 100 mL de ácido

fórmico (HCOOH) 0.20M y 250 ml de solución 0.150 M de formiato de sodio (HCOONa) 0.15 M. Ka = 1.8 x 10 -4

29. Se prepara una solución amortiguadora adicionan do 5.0 g de NH 3 y 20.0 g

de NH4Cl en agua suficiente para formar 2.5 L de solución ; a) cual es el pH de esta solución amortiguadora. Kb(NH 3) = 1.8x10-5

30. Una solución amortiguadora contiene 0.11 mol de ácido acético,

CH3COOH, y 0.15 mol de acetato de sodio, CH 3COONa, en 1.0 litro de

83

solución, a) determine el pH de esta solución amort iguadora; b) determine el pH de la solución amortiguadora después de agreg ar 0.02 mol de KOH; c) determine el pH de la solución amortiguadora des pués de agregar 0.02 mol de HCl. K a(CH3COOH) = 1.8x10-5.

31. ¿Cuál es la proporción de HCO 3

-- a H2CO3 en la sangre de pH = 7.4. ¿Cuál es la proporción de HCO 3

-- a H2CO3 en la sangre de un maratonista agotado cuyo pH = 7.1 Ka 1 = 4.3 x 10-7

Titulaciones

32. Diga cuantos mL de NaOH 0.0350 M se requieren p ara titular cada una de

las siguientes soluciones hasta el punto de equival encia: a) 40.0 mL de HNO3 0.0350 M b) 65.0 mL de HBr 0.0620 M c) 80.0 mL de una solución que contiene 1.65 g de HCl por litro.

33. ¿Cuántos mililitros de de HCl 0.075 M se necesi tan para titular cada una de

las siguientes soluciones hasta alcanzar el punto eq uivalente: a) 40.0 ml de NaOH 0.075 M, b) 38.2 ml de KOH 0.105 M, c) 50.0 ml de una solución que contiene 1.65 g de NaOH por litro.

34. Si 20.0 ml de una muestra de HBr 0.200 M es tit ulada con una solución de

NaOH 0.200 M. Calcule el pH de la solución resulta nte después de agregar los siguientes volúmenes de base : a)15.0 ml b)1 9.9 ml c)20.0 ml d) 20.1 ml e) 35.0 ml

35. Una muestra de 30 mL de KOH 0.200 M se titula c on una solución de 0.150

M de HClO 4 Calcular el pH después de adicionar los siguientes volúmenes de ácido: a) 30.0 mL b) 39.5 mL c) 39.9 mL d) 40.0 mL e) 40.1 mL

Ejercicios Adicionales no del Brown

Cálculos de pH de Ácidos y bases fuertes y débiles

36. a) Explique por que el pH de una solución 1 x10 -8 M de HNO3 no es 8.0 b) Calcule el pH de esta solución.

37. Clasifique las siguientes sustancias en ácidos y bases fuertes o débiles,

justificando mediante la constante respectiva: a) HNO2 Ka = 4.5 x 10 -4 d) NH3 Kb = 1.78 x 10 -5 b) HI Ka = ∞∞∞∞ e) HCl Ka = ∞∞∞∞ c) KOH Kb = ∞∞∞∞ f) H2O Kw = 1.0 x 10 –14

38. Calcule el pH y el pOH de las siguientes soluc iones, cuyas

concentraciones son:

a) [ H+] = 2.00 x 10 – 3 c) [ OH -] = 2.00 x 10– 5 b) [ H+] = 1.00 x 10 – 4 d) [ OH -] = 1.78 x 10 –5

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39. Se dispone de las siguientes soluciones: a) Solución A con pH = 5 c) solución C con pOH = 8 b) Solución B con [H+] = 2.4 x 10 –5 d) solución D con [OH -] 3.8 x 10 –8

Ordénelas en acidez creciente.

40. Para una solución de HCl que tiene un pH = 3, calcule la concentración de iones OH -

41. El pH de una solución de ácido perclórico es d e 5 ¿Cuál es la

concentración del ácido?

42. Calcule el pH de una solución 0,01 M de ácido f órmico. Ka = 1.8 x 10 – 4

43. La constante de ionización del ácido cianhídrido , HCN, es Ka = 4.8 x 10 -10 Calcular la concentración de H +, OH- y HCN en el equilibrio para 450 ml de una solución preparada con 0.16 moles de HCN.

44. Un cierto ácido orgánico 0.01 M, se disocia un 0.18 % en disolución

acuosa, calcule la constante de acidez para este ác ido orgánico.

45. Para las siguientes mezclas calcule el pH, plant eé las ecuaciones químicas respectivas: a) La mezcla de 400 ml de HCl 0.25 M con 200 ml HCl 0.15 M b) La mezcla de 50 ml de NaOH 0.25 M con 15 ml de Na OH 0.15 M. c) La mezcla de 50 ml de HCl 0.25 M con 10 ml de NaO H 0.25 M d) La mezcla de 30 ml de HBr 1x10 -3 M con 50 ml de NaOH 0.025 M e) La mezcla de 150 ml de HCl 2x10 -2 M con 200ml de KOH 3x10 -3 M f) La mezcla de 75 ml de HCl 0.035 M con 80 ml de Na OH 0.025 M

46. El ácido fenilacético HC 8H7O2, es una de las sustancias que se acumulan

en la sangre de las personas que padecen de fenilce turonia, un trastorno hereditario que puede causar retraso mental o incl uso la muerte. Se determina que una solución 0.085 M de esta sustanci a tiene un pH de 2.68 Calcule el valor de k a para este ácido.

85

Respuestas Guía Nº 11

1. (a)H2O (l) ↔↔↔↔ H+ (ac) +OH- (ac) (b) Kw = [H +][OH -], el [H 2O] (l) se omite porque es un líquido puro. La molaridad de los sóli dos y líquidos puros no cambia una vez establecido el equilibrio. (c) Qué un a solución sea básica significa que la [OH -] es mayor que la [H +]

2. Kw = [D +][OD -] = 8.9 x 10 -16 [D+] = [OD -] = 3.0 x 10 -8 M

3. Una manera de resolver este ejercicio es dándose valores de pH. pH = 1.0

significa [H+] = 1.0 x 10 -1 pH = 3.0 significa [H+] = 1.0 x 10 -3. Luego si dividimos 1.0 x 10 –1 / 1.0 x 10-3 = 100. Lo que significa que hay un incremento de 100 unidades en la [H+] al aumentar e n 2 unidades el valor del pH. b) Se hace igual a a) dando un incremento d e 3.2 unidades.

4.

[H+] M [OH -] M pH pOH Ácida o básica 2.5 x10-4 4.0 x 10-11 3.6 10.4 ácida 1.4x10-7 6.9 x10-8 6.8 7.2 ácida 6.0x10-4 2.0 x 10-11 3.2 10.8 ácida 5.0x10-9 2.0 x 10-6 8.3 5.7 básica

5. (a) ClO2

-, b) HS-, c) SO4-2, d) NH3

6. (a) NH4+, b) HIO, c) HC2H3O2, d) H2AsO 4

7.

8. Base ácido ácido conj. Base conj. g) NH2

- (ac) + H2O (l) ↔↔↔↔ NH3 (ac) + OH- (ac) h) H2O (l) + HClO 2 (ac) ↔↔↔↔ H3O+ + ClO2

- (ac) i) F−−−− (ac) + H3O+(ac) ↔↔↔↔ HF (ac) + H2O (l) j) O2-(ac) + H2O (l) ↔↔↔↔ OH- (ac) + OH-(ac) k) HS- (ac) + HSO4

- (ac) ↔↔↔↔ H2S (ac) + SO4-2 (ac)

l) F−−−− (ac) + HCO3-(ac) ↔↔↔↔ HF (ac) + CO3

-2 (ac)

9. a) 3.7 b) 1.2 c) 1.7 d) 2.3 10. [OH-] pH [OH-] pH a) 7.0 x 10-4 10.8 c) 4.8 x 10 -5 9.7 b) 0.251 13.4 d) 7.9 x 10 -3 11.9 11. Ka = 1.36 x 10 -4 12. [H+] = 1.8 x 10 -3 M, [C7H5O2

-] = 1.8 x 10 -3 M, [HC7H5O2] =0.048 M 13. a) 0.11 % b) 0.19 % c) 0.39 % 14. [HX] = 0.181 M [H+] = [X -]= 0.0188 M Ka = 2.0 x 10 -3

ácido base Base conjugada Ácido conjugado NH4

+ CN- NH3 HCN H2O (CH3)3N OH- (CH3)3NH+ HCO2H PO4

-3 HCO2- HPO4

-2

86

15. pH = 2.35 16. [OH-] = 5.3 x 10 -3 pH = 11.13 17. a) ácido, b) ácido, c) básico, d) Neutro, e) ác ido 18. pH = 8.8 19. pH = 2.7 20. pH = 11.3 21. 5.0 x 10-3 moles de H + 22. Kb = 1.6 x 10 -6 23. a) NaNO2 a una solución de HNO 2 el pH aumenta

b) CH3NH3Cl a una solución de CH 3NH2 el pH decrece c) KBr a una solución de HBr el pH no cambia d) NH3 a una solución de HCl el pH aumenta e) NaClO4 a una solución de NaOH el pH no c ambia

24. a) pH = 3.5 b) pH = 5.4 25. a) 1.2 % b) 0.030 % 26. Para 1.0 L se necesitan 0.32 moles, 38.1 g de NaBrO 27. a) pH = 4.58 b) pH = 9.9 28. pH= 3.62 29. pH= 9.15 30. a) pH = 4.88 b) pH = 5.0 c) pH = 4.74 31. (a) [HCO3

-] = 11.0 b) [HCO 3-] = 5.4

[H2CO3] [H2CO3] 32. (a) 40.0 mL de solución de NaOH

(b) 115.0 mL de solución de NaOH (c) 103.45 mL de solución de NaOH

33. (a) 40.0 mL de solución de HCl (b) 53.5 mL de solución de HCl (c) 27.5 mL de solución de HCl

34.

mL de NaOH pH 15.0 1.544 19.9 3.3 20.0 7.0 20.1 10.7 35.0 12.737

35.

mL de KOH pH 30.0 12.398 39.5 11.0 39.9 10.2 40.0 7.0 40.1 3.5

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Ejercicios Adicionales no del Brown 36. a) Como es de esperar en sistemas muy diluidos a autoionización del agua

contribuye a la concentración del [H +] casi 10 veces más que el ácido fuerte. (b) pH = 7.0

37. Sustancia Constante Clasificación Comentario HNO2 Ka = 4,5 x 10 -4 Ácido débil El hecho que sea posible medir un valo r

para Ka, lo convierte en un sistema débil. NH3 Kb = 1,78 x 10 -5 Base débil El hecho que sea posible medir un valor

para Kb, lo convierte en un sistema débil. HI Ka = ∞∞∞∞ Ácido fuerte El valor de Ka tiende a infinito, esto da

cuenta que el equilibrio esta casi completamente desplazado a la derecha, no existiendo concentración de ácido en el medio.

HCl Ka = ∞∞∞∞ Ácido fuerte El valor de Ka tiende a infinito, esto da cuenta que el equilibrio esta casi 100% desplazado a la derecha, no existiendo concentración de ácido en el medio.

KOH Kb = ∞∞∞∞ Base fuerte El valor de Kb tiende a infinito, esto da cuenta que el equilibrio esta casi 100% desplazado a la derecha, no existiendo concentración de base en el medio.

H2O Kw = 1,0 x 10 –14 Anfótera El valor de Kw da cuenta de la baja concentración de los iones H + y OH- existente en solución, este equilibrio esta casi completamente desplazado a los reactantes.

38.

39. Solución Dato pH Solución A pH = 5.0 5.0 Solución B [H+] = 2.4 x 10 –5 4.6 solución C pOH = 8.0 6.0 solución D [OH -] 3.8 x 10 –8 6.6

Orden de acidez creciente: solución D, C, A, B .

40. [OH-] = 1.0 x –11 41. 1.0 x 10-5

Sustancia pH pOH [ H+] = 2.00 x 10 – 3 2.7 11.3 [ OH-] = 2.00 x 10– 5 9.3 4.7 [ H+] = 1.00 x 10 – 4 4.0 10.0 [ OH-] = 1.78 x 10 -5 9.3 4.7

88

42. pH = 2.90 43. [H+] = 1.31 x 10 -5 [OH-] = 7.63 x 10 -10 [HCN] = 0.359 44. Ka = 3.25 x 10 -8 45. Ka = 5.26 x 10 -5 46.

[H+] totales [OH -] totales pH a) 0.216 - 0.66 b) - 0.227 13.4 [H+] sobrantes [OH -] sobrantes pH

c) 0.16 - 0.78 d) - 0.0153 12.2 e) 6.86 x 10-3 - 2.16 f) 0.625 - 2.4

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Universidad Nacional Andrés Bello Química General Profesora: Betsabé Acevedo P. Guía Nº 12 Electroquímica

Lectura de Referencia: “QUÍMICA. La Ciencia Central” 7a Edición. T. L. Brown , H. E. LeMay, Jr., B. E. Bursten Referencia: CAPÍTULO 20. Brown Reacciones de oxidación – reducción

1. ¿Qué quiere decir el término oxidación?, b) ¿En que lado de una semireacción de oxidación aparecen los electrones? c) qué significa el término oxidante?

2. ¿Qué quiere decir el término reducción, b) ¿En q ue lado de una

semireacción de reducción aparecen los electrones? c) qué significa el término reductor?

3. En cada una de las siguientes ecuaciones redox b alanceadas, identifique

los elementos que sufren cambios en el estado de ox idación e indique la magnitud del cambio:

(a) I2O5 (s) + 5CO (g) I 2 (s) + 5CO2 (g) (b) 2Hg2+ + (ac) + N2H4 (ac) 2Hg (l) + N 2 (g) + 4H+ (ac) (c) 3H2S (ac) + 2H+ (ac) + 2 NO3

- (ac) 3S (s) 2NO (g) 4H 2O (l) (d) Ba+2 (ac) + 2OH- (ac) + H2O2 (ac) + 2ClO 2 (ac) Ba(ClO 2)2 (s) + 2H2O (l) + O2 (g)

4. El sulfuro de plomo (II) sólido reacciona a alta temperatura con el oxígeno

del aire para formar óxido de plomo (II) y dióxido de azufre. (a) escriba la ecuación balanceada para esta reacción. (b) ¿qué su stancias son reductoras y cuáles son oxidantes?

5. Complete y balancee las siguientes Semireaccione s, en cada caso indique

si se produce una oxidación o una reducción:

(a) Co+2 (ac) Co+3 (ac) (b) H2O2 (ac) O2 (g) (medio ácido) (c) ClO 3

-(ac) Cl - (ac) (medio ácido) (d) OH- (ac) O2 (g) (medio básico) (e) SO3

-2 (ac) SO4-2 (ac) (medio básico)

(f) Sn+4 (ac) Sn+2 (ac) (g) Mn+2 (ac) MnO 2 (s) (medio ácido) (h) NO3

-(ac) NO (g) (medio ácido) (i) Cr(OH)3 (s) CrO 4

2- (ac) (medio básico) (j) ClO - (ac) Cl - (ac) (medio básico)

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6. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: (a) Pb(OH)4

-2 (ac) + ClO – (ac) PbO 2 (s) + Cl - (ac) (medio básico) (b) Tl 2O3 (s) + NH2OH (ac) TlOH (s) + N 2(g) (medio básico) (c) Cr 2O7

2- (ac) + CH3OH (ac) HCO2H (ac) + Cr +3 (ac) (medio ácido) (d) MnO 4

- (ac) + Cl - (ac) Cl 2 (ac) + Mn +2 (ac) (medio ácido) (e) H2O2 (ac) + ClO 2 (ac) ClO 2

- (ac) + O2 (ac) (medio básico) (f) NO2

- (ac) + Cr 2O7 2-(ac) NO3- (ac) + Cr +3 (ac) (medio ácido)

7. Se construye una celda voltaica de la siguiente manera: un

compartimiento de electrodo se compone de una tira de cinc inmersa en una solución de nitrato de cinc, y la otra contiene una tira de níquel colocada en una solución de cloruro de níquel (II) : La reacción global de la celda es:

Zn (s) + Ni 2+ (ac) Zn2+ (ac) + Ni (s)

(a) escriba las semireacciones que se llevan a cabo en los dos compartimientos de electrodos, (b) ¿cuál electrod o es ánodo y cuál es en cátodo?, (c) Indique los signos de los electrodos, (d) Diga si los electrones fluyen del electrodo de cinc al electrodo de níquel o de níquel al cinc, (e) ¿En que sentido emigran los cationes y los aniones a través de la solución?

8. (a) ¿Qué quiere decir el término fuerza electro m otriz?, (b) ¿Cómo se

define el volt?, (c) ¿Qué tiene de especial un pote ncial estándar de celda? 9. Una celda voltaica que emplea la reacción:

Tl +3 (ac) + 2Cr+2 (ac) Tl + (ac) + 2Cr+3 (ac)

tiene un potencial estándar de celda medido de 1.19 V. (a) escriba las dos semireacciones de celda, (b) ¿cuál es el Eº red de la del Tl 3+ (ac) a Tl+ (ac)? (c) dibuje un esquema de celda voltaica, rotule el ánodo y el cátodo e indique el sentido del flujo de los electrones.

10. Usando potenciales estándares de reducción, ca lcule la fem estándar de

cada de las reacciones siguientes: (a) Cl2 (g) +2I- (ac) 2Cl - (ac) + I2 (s) (b) Hg (l) +2Fe 3+ (ac) Hg+2 (ac) + 2Fe2 (ac) (c) 2Cu+ (ac) Cu (s) + Cu 2+(ac) (d) Ca (s) + Mn 2+ (ac) Ca+2 (ac) + Mn (s) (e) 3Zn (s) +2Al 3+ (ac) 2Al (s) + 2 Zn 2+ (ac) (f) 3 Co2+ (ac) Co (s) + 2Co 3+ (ac)

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Respuestas Guía Nº 12

11. (a) Oxidación: proceso que se caracteriza por la perdida de electrones, (b)

los electrones aparecen en el lado de los productos , lado derecho de la semireacción de oxidación, (c) El oxidante (o agent e oxidante) es el reactivo que se reduce; gana los electrones que so n perdidos por la sustancia que es oxidada.

12. (a) Reducción: proceso que se caracteriza por la ganancia de electrones,

(b) los electrones aparecen en el lado de los react ivos, lado izquierdo de la semireacción de reducción (c) El reductor (o agente reductor) es el reactivo que se oxida; sede los electrones a la sus tancia que se reduce.

13. (a) I es reducido desde +5 a 0; el C es oxidado de +2 a +4

(b) Hg es reducido de +2 a 0; el N es oxidado de - 2 a 0 (c) N es reducido de +5 a +2; el S es oxidado de -2 a 0 (d) Cl es reducido de +4 a +3; el O es oxidado de - 1 a 0

14. (a) 2PbS (s) + 3 O 2 (g) →→→→ 2PbO (s) + 2SO 2 (g)

(b) O2 es el agente oxidante, en la reacción experimenta una reducción de 0 a -2. El S es el agente reductor, es oxidado desd e -2 a +4. El Pb no experimenta cambios en su estado de oxidación en es ta reacción.

15. (a) Co+2 (ac) →→→→ Co+3 (ac) + 1ē oxidación

(b) H2O2 (ac) →→→→ O2 (g) + 2H+ (ac) + 2ē oxidación (c) ClO 3

- (ac) + 6H+ (ac) + 6ē →→→→ Cl- (ac) + 3H2O (l) reducción (d) 4OH- (ac) →→→→ O2 (g) + 2H2O (l) + 4ē oxidación (e) SO3

-2 (ac) + 2OH- (ac) →→→→ SO4-2 (ac) + H2O (l) + 2ē oxidación

(f) Sn+4 (ac) + 2ē →→→→ Sn+2 (ac) reducción (g) Mn+2 (ac) +2H2O (l) →→→→ MnO2 (s) + 4H++ 2ē oxidación (h) NO3

- (ac) + 4H+ + 3ē →→→→ NO (g) + 2H2O (l) reducción (i) ClO - (ac) + H2O(l) + 2ē →→→→ Cl- (ac) + 2OH- (ac) reducción (j) Cr(OH)3 (s) + 5OH- (ac) →→→→ CrO4

2- (ac) + 4H2O(l) + 3ē oxidación

16. (a) Pb(OH)4-2 (ac) + ClO – (ac) →→→→ PbO2 (s) + Cl - (ac) + 2OH- (ac) + H2O (l)

(b) Tl 2O3 (s) + 4NH2OH (ac) →→→→ 2TlOH (s) + 2N2(g) + 5H2O (l) (c) 2Cr 2O7

2- (ac)+ 3CH3OH (ac) +16H+ (ac) →→→→ 3HCO2H (ac) + 4Cr +3(ac) +11H2O(l)

(d) 2MnO 4- (ac) + 10Cl - (ac) + 16H+ →→→→ 5Cl2 (ac) + 2Mn +2 (ac) + 8H2O (l)

(e) H2O2 (ac) + 2ClO 2 (ac) + 2OH- →→→→ 2ClO2- (ac) + O2 (ac) + 2H2O (l)

(f) 3NO2- (ac) + Cr 2O7 2-(ac) + 8H+ (ac) →→→→ 3NO3

- (ac) + 2Cr +3 (ac) + 4H2O (l) 17. (a) Zn (s) →→→→ Zn2+ (ac) + 2ē, Ni2+(ac) + 2ē →→→→ Ni (s)

(b) Zn(s) es el anodo; Ni (s) es el cátodo (c) Zn(s) negativo, Ni(s) positivo (d) Los electrones fluyen desde el electrodo de Zn (-) al electrodo de Ni (+)

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(e) Los cationes migran hacia el cátodo de Ni (s); los aniones migran hacia el ánodo de Zn (s).

18. (a) La fuerza electro motriz es la fuerza impulsor a que hace que los

electrones atraviesen el circuito externo de una ce lda voltaica. Es la diferencia potencial de la energía entre un electró n en el ánodo y un electrón en el cátodo. (b) El volt es la diferencia potencial de la energí a requerida para impartir 1 J de la energía a una carga de 1 culombio. 1V = 1 J/C (c) El potencial estándar de celda es el potencial (fem) de la celda medido en condiciones estándares, esto es soluciones acuos as 1M y para los gases a una presión de 1 atmósfera.

19. (a) Las dos semireacciones de celda son

Tl+3(ac) + 2ē →→→→ Tl +(ac) Ered = ? 2Cr+2 (ac) →→→→ 2Cr+3 (ac) + 1ē Ered = - 0.41 V

(b) Ecelda = Ered (cátodo) - E red (ánodo), 1.19 V = E red- - ( - 0.41 V) Ered = 1.19 V - 0.41 V = 0.78 V (c) Esquema:

Por el hecho de ser el Cr +2 (ac) fácil de oxidar será necesario aislar la semicelda del oxígeno.

20. Reacciones Cálculo la fem estándar

Cl2 (g) +2I- (ac) →→→→ 2Cl- (ac) + I2 (s) Eº = 1.359 V- 0.536 V = 0.823 V Hg (l) +2Fe 3+ (ac) →→→→ Hg+2 (ac) + 2Fe2 (ac) Eº = 0.771 V - 0.854 V = 0.823 V

2Cu+ (ac) →→→→ Cu (s) + Cu 2+(ac) Eº = 0.521 V - 0.153 V = 0.368 V

Ca (s) + Mn2+ (ac) →→→→ Ca+2 (ac) + Mn (s) Eº = -1.18 V - (-2.87 V) = 1.69 V

3Zn (s) +2Al 3+ (ac) →→→→ 2Al (s) + 2 Zn 2+ (ac)

Eº = -1.66 V - (-0.763 V) = -0.90 V

3 Co2+ (ac) →→→→ Co (s) + 2Co 3+ (ac) Eº = - 0.277 V-1.842 V = -2.119 V