EJERCICIOS PRIMERA SOLEMNE QUI100 Ejercicio Nº1 Complete el siguiente cuadro: Ca (número atómico = Z = 20; número másico = A = 40), Cl (Z = 17; A = 35), Si (Z = 14; A = 28) Número protones Ca 2+ Cl Si 4-
20 17 14
Número neutrones
Número electrones
20 18 14
Configuración electrónica
18 17 18
1s22s22p63s23p6 1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6
Numero de electrones de valencia. (elemento) 2 7 4
Ejercicio Nº2 Escriba todas las posibles combinaciones de números cuánticos para el último electrón en la configuración de Cl (3,1,0,-½) Ejercicio Nº3 Calcule la longitud de onda ( l ) y la energía ( D E) que corresponde a la transición del electrón desde el estado n = 3 hasta el estado fundamental en el átomo de hidrógeno.¿Se trata de luz absorbida o emitida? Delta E = RH{(1/ni)2-(1/nf)2} ni = 3, nf = 1 Delta E = 2.18x10-18 J {(1/3)2-(1/1)2} Delta E = 2.18x10-18 J {-8/9} Delta E = -1.94 x10-18 J
Delta E = 1.94 x10-18 J = h c / lambda= 6.63x10-34 J s x 3x108 ms-1/ lambda Despejando resulta lambda = 1.03 x 10–7 m SE TRATA DE RADIACIÓN EMITIDA Ejercicio Nº4 a) Dibujar estructuras de Lewis para los siguientes compuestos : i SO2
ii BeH2
iii AlCl3
iv SiF4
v PH3
b) Indicar la polarización de los enlaces en cada caso, mediante el uso de flechas que indique el desplazamiento de densidad electrónica.
Ejercicio Nº5 La producción anual de hidróxido de sodio de EEUU fue de 2.5830 x 107 libras. ¿Cuántos kilogramos de hidróxido de sodio se produjo en EEUU en un año?
Ejercicio Nº6 La energía necesaria para retirar por completo un electrón de un átomo es su energía de ionización. Esta puede estimarse para el átomo de hidrógeno como una transición electrónica desde el estado fundamental hasta un estado con n = ¥ . (10 puntos) a. Estime la energía de ionización del átomo de hidrógeno. Delta E = RH{(1/ni)2-(1/nf)2} ni = 1, nf = infinito Delta E = 2.18x10-18 J {(1)2-(0)2} Delta E = 2.18x10-18 J {1} Delta E = 2.18x10-18 J b. Determine la longitud de onda máxima de la luz que podría causar la ionización del átomo de H. Delta E = 2.18x10-18 J = h c / lambda = 6.63x10-34 J s x 3x108 ms-1/ lambda Despejando resulta Lambda = 9.11 x 10–8 m Ejercicio Nº7 El óxido de dinitrógeno, N2O, conocido como gas de la risa se usa como anestésico en cirugías. a.- Dibuje al menos 2 estructuras de Lewis de esta molécula y argumente cual es más razonable (sugerencia: utilice cargas formales).
b.- Señale la separación de cargas en los enlaces dibujados señalando mediante una flecha la polaridad de cada uno. Debe indicarse con una flecha desde el elemento menos electronegativo hasta el mas electronegativo. Ejercicio Nº8 a) Escriba las configuraciones electrónicas completas de los iones 2+ de magnesio, silicio, azufre y argón. Mg2+: 1s22s22p6 Si2+: 1s22s22p63s2 S2+: 1s22s22p63s23p2 Ar2+: 1s22s22p63s23p4 b) Escriba todas las combinaciones de cuatro números cuánticos aceptables para el último electrón en el sodio. Na: 1s22s22p63s1 (3,0,0,+½) ,(3,0,0,-½) , Ejercicio Nº9 Se nos entrega un recipiente de vidrio cuya masa es 3.01 g. Al agregarle 3.5mL de una muestra líquida de color amarillo la masa del conjunto es 7.11 g. Cual es la densidad de la muestra líquida? d = masa del líquido / volumen de líquido masa del líquido = 7.11 g – 3.01 g = 4.10 g volumen de líquido = 3.5 mL d = 4.10 g / 3.5 mL = 1.2 g/mL
Ejercicio Nº10 Dibuje una estructura de Lewis para los siguientes compuestos. b.- En los casos en que estime pueda haber resonancia dibuje adicionalmente 1 estructuras resonante. c.- Utilizando flechas y símbolos de cargas parciales señale la polaridad de cada enlace en la molécula. i. H2CO3 ii. C2H4 iii. O3
Ejercicio Nº11 Para cada una de las siguientes especies i. 20M1+ ii. 33X2+ iii. 35Y1a) Señale el conjunto de números cuánticos posibles para el último electrón i) M+: 1s22s22p63s23p64s1 (4,0,0,+½), (4,0,0,-½) ii) X2+: 1s22s22p63s23p64s23d104p1 (4,1,+1,+½), (4,1,0,+½), (4,1,-1,+½), (4,1,+1,-½), (4,1,0,-½), (4,1,-1,-½) iii) Y-: 1s22s22p63s23p64s23d104p6 (4,1,+1,+½), (4,1,0,+½), (4,1,-1,+½), (4,1,+1,-½), (4,1,0,-½), (4,1,-1,-½) b) Señale a que grupo y periodo de la tabla periódica corresponden i) M : GRUPO 2, CUARTO PERIODO ii) X: GRUPO 15, CUARTO PERIODO iii) GRUPO 17, CUARTO PERIODO Ejercicio Nº12 En enero de 2006, el buque carguero Exxon Valdez derramó 450000 barriles de petróleo en Alaska. Si un barril contiene 24 galones, cuantos litros de petróleo se derramaron en el episodio?
EJERCICIOS SEGUNDA SOLEMNE QUI100 Ejercicio Nº1 La atorvastatina, fármaco ampliamente utilizado en el tratamiento de los niveles de colesterol altos, posee fórmula (C33H34FN2O5)2Ca · 3H2O. a) Calcule la masa molar de la atorvastatina Masa Molar = M = 66 x 12,01g/mol + 74 x 1,01g/mol + 2 x 19,00g/mol + 4 x 14,01g/mol +13 x 16,00g/mol + 1 x 40,08g/mol M = 1209,52 g/mol b) Cuántos moles de atorvastatina hay en una dosis (20 mg) de compuesto? 20 mg = 2,0 x 10–2 g n atorvastatina= 2,0 x 10-2/ 1209.52 g/mol n atorvastatina= 1,7 x 10-5 mol atorvastatina c) Cuántas moléculas hay en 20 mg de compuesto? 1,7 x 10-5 mol x 6.023 x 1023 moléculas/mol = 1,0 x 1019 Moléculas de atorvastatina d) Cuántos átomos de oxígeno existen en 20 mg de compuesto? 13 át. oxígeno/fórmula x 1,0 x 1019 moléculas = 1,3 x 1020 át. oxígeno e) Cuantos átomos de flúor deben existir en una muestra que contiene 3.012 x 1010 átomos de calcio? 3,012 x 1010 átomos de calcio x 2 át. Flúor/1 át calcio = 6,024 x 1010 Ejercicio Nº2 Una muestra de un compuesto formado exclusivamente por cloro y oxigeno reacciona con un exceso de hidrógeno produciendo 0.233 g de ácido clorhídrico(HCl) y 0.403 g de agua(H2O). Determine la fórmula empírica del compuesto. PM(HCl) = 35,45 + 1,01 = 36,46 g/mol PM(H2O) = 2 x 1,01 + 16,00 = 18,02 g/mol Fórmula empírica : ClXOY Moles Cl = moles HCl = 0,233 g / 36,46 g/mol = 6,39 x 10-3 mol Moles O = moles H2O = 0,403/18,02 g/mol = 2,24 x 10-2 mol Luego Cl0,00639O0,00223 / 0,00639 = Cl1O3,50 x 2 = Cl2O7 Ejercicio Nº3 El carbonato ácido de sodio (NaHCO3) se descompone completamente a 100 ºC en carbonato de sodio (Na2CO3), anhídrido carbónico (CO2) y vapor de agua. Si se descomponen 2.00 g de bicarbonato de sodio. Calcule la cantidad que queda, si se han obtenido 500 mL de CO2 seco a 100 ºC y la presión final fue de 731mmHg. 2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) M(NaHCO3) = 1 x 22,99 + 1 x 12,01 + 3 x 16,00 + 1x 1.01 M(NaHCO3)= 84.01 g/mol 500 mL = 0,500 L, 100 ºC = 373 K P = 731/760 = 0,962 atm moles gas = n = PV/(RT) = 0,962 atm x 0,500 L/(0,0821 L atm/(K mol) x 373) moles de CO2= 1,57 x 10-2 mol moles bicarbonato que reaccionaron= moles CO2/2 = 1,57 x 10-2 mol/2 = 7,86 x 10-3 mol masa bocarbonato que reaccionó = moles x PM = 7,86 x 10-3 mol x 84.01 g/mol = 0.660 g masa de bicarbonato que queda = 2.00 g -0.660 g = 1,34 g
Ejercicio Nº4 El SO2 se libera a la atmósfera, produciendo SO3 por reacción con el oxígeno del aire. La industria ha hecho grandes esfuerzos para atrapar estos gases, que son responsables de la lluvia ácida entre otros efectos. 2 SO2(g) + O2(g) à 2 SO3(g) Un balón de 2 L contiene 6,4 g de SO2, y el O2 necesario para que la reacción ocurra completamente sin dejar reactivos en exceso. La temperatura de la reacción es 0 ° C (10 puntos) a) Determine la presión parcial de cada gas antes de reaccionar. 6,4 g SO2 / 64,07 g/mol = 0,1 mol SO2 0,1 mol SO2 requiere 0,05 mol O2 para reaccionar completamente
ntotal = nSO2+nO2 = 0,15 mol gas
b) Determine la presión dentro del balón luego de ocurrida la reacción, suponiendo que la temperatura se mantuvo constante. Ptotal= nRT/V = 0,15 mol x 0,082 L atm/(K mol) x 273/2 L = 1,68 atm PSO2= Ptotal x xSO2 = 1,68 atm x (0,1 mol/0,15 mol) = 1,12 atm PO2 = 1,68 -1,12 = 0,56 atm Ejercicio Nº5 Que volumen de aire en condiciones normales de presión y temperatura se requiere para quemar completamente 100 g de gasolina. Suponga que la gasolina se compone solamente de heptano (C7H16), que el aire contiene un 20% de oxigeno en volumen y que los únicos productos de la combustión son anhídrido carbónico y agua. PM(C7H16) = 7 x 12,01 + 16 x 1,01 = 100,23 g/mol Reacción: C7H16 + 11 O2 7 CO2 + 8 H2O 100 g C7H16 = 100 / 100,23 g/mol = 0,998 mol (2 puntos) 0,998 mol de heptano requiere 11 x 0,998 mol = 10,978 mol de O2 en condiciones normales de P y T: 10,978 mol O2 x 22,4 L/mol = 245,9 L O2 245,9 L O2 x 100 L aire/20 L O2 = 1230 L aire Ejercicio Nº6 El alcohol cinámico, ampliamente utilizado en perfumería, posee fórmula molecular C9H10O. (10 puntos) a) Calcule la masa molar del alcohol cinámico M = 9 x 12,01 +10 x 1,01 + 1 x 16.00 = 134,19 g/mol b) Cuántos moles de alcohol cinámico hay en 1.29 x 105 mg de compuesto? 1,29 x 105 mg = 129 g moles = 129/134,19 g/mol = 0,961 mol alcohol cinámico c) ¿Cuántas moléculas hay en 1.29 x 105 g de compuesto? 1,29 x 105 g/134,19 =961.3 mol x 6,023 x 1023 molec/mol = 5,79 x1026 d) Cuántos átomos de hidrógeno existen en 1.29 x 105 mg de compuesto? 0,961 mol x 6,023 x1023 molec./mol x 10 át H/ molec. = 5,79 x1024 e) ¿Cuántos átomos de carbono deben existir en una muestra que contiene 3.012 x 1010 átomos de hidrógeno? 3,012 x 1010 át. H x 9 át C/10át. H = 2,711 x 1010 át. Ejercicio Nº7 A 800 ºC y 2,25 atmósferas se tiene un sistema gaseoso formado por 0,75 moles de pentacloruro de fósforo, 0,25 moles de tricloruro de fósforo y 0.25 moles de cloro, respectivamente. Al respecto calcule la fracción molar y la presión parcial de cada gas en el sistema.
Fracción molar:
Pentacloruro de fósforo= 0,75/(0,75+0,25+0,25) = 0,6 Tricluruo de fosforo =cloro = 0,25/(0,75+0,25+0,25) = 0,2 Presiones parciales : Pentacloruro de fósforo= 0,6 x 2,25 atm = 1,35 Tricluruo de fosforo =cloro = 0,45 atm
EJERCICIOS TERCERA SOLEMNE QUI100 Ejercicio Nº1 . La sacarina, un sustituto del azúcar utilizado en algunos medicamentos, es un ácido débil con una Ka = 2.1 x 10 - 12 a 25 ºC. Se disocia en solución acuosa como sigue: (10 puntos) HNC7H4SO3 (ac) H+(ac) + NC7H4SO3- (ac) a.- ¿Cuál es el pH de una solución 0.10 M de esta sustancia? HNC7H4SO3(ac) H+(ac) + NC7H4SO3- (ac) Inicial 0,10 M 0 0 Pérdida XM 0 0 Ganancia 0 XM XM En Eq.: (0,10 –X)M XM XM Ka = [ H+][NC7H4SO3- ] / [NC7H4SO3H ]
Ka = X2 / 0,10 –X X → 0 por ser un ácido muy débil Ka = X2 / 0,10 X = Ö 2.1 x 10 -12 x 0,1 X = 1,45x10-7 pH = -log 1,45x10-7 = 5.84
Ejercicio Nº2 2. Cual de las siguientes soluciones presenta un mayor pH: HCl 0,1 M, H2SO4 0.1 M o CH3COOH (Ka 1,8 x 10–5) 0,1 M. Justifique su respuesta. HCl(aq) Inicial 0,1 M Final 0 H2SO4 (aq) Inicial 0,1 M Final 0
H+(aq) + Cl - (aq) 0 0 0,1 M 0,1 M
Por lo tanto: pH = -log [H+] pH= -log 0,1 pH = 1
2 H+(aq) + SO4 -2 (aq) 0 0 2x 0,1 M 0,1 M
Por lo tanto: pH = -log [H+] pH= -log 0,2 pH = -0,7
CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO- (ac) Inicial 0,10 M 0 0 Pérdida X 0 0 Ganancia 0 XM XM En Eq.
: (0,10 –X)M
XM
XM
Ka = [ H+ ][ CH3COO - ] / [ CH3COOH ] X → 0 por ser un ácido muy débil Ka = X2 / 0,10 1,8 x 10-5 = X2 / 0,10 X = Ö 1,8 x 10-5 x 0,1 X = 1,34 x 10-3 pH = -log 1,34 x 10-3 = 2,87
El mayor pH es el ácido acético Ejercicio Nº3 El ácido ascórbico, vitamina C, es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico, C6H8O6, disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1,22 g/mL a 55 ºC. Calcule: (10 puntos)
a.- el porcentaje en masa masa de solución = 210 g de agua + 80.5 g de C6H8O6 masa de solución = 290,5 g de solución 80,5g/ 290,5 g = X / 100 g X = 27.71 % m/m b.- la molaridad del ácido ascórbico en esta solución. M C6H8O6 = 12,0 g x 6 + 1,0 g x 8 + 16,0 g x 6 = 176g/mol n C6H8O6 = 80,5 g/ 176 g/mol = 0,457 mol Vsolución de C6H8O6 = 290,5 g de solución / 1,22 g/mL Vsolución de C6H8O6 = 238 mL 0,457 mol / 238 mL = X / 1000 mL X = 1,92 M Ejercicio Nº4 La pepsina es la enzima principal del jugo gástrico. Una muestra que contiene 3,00 x 10 - 3 g de pepsina disuelta en un volumen de 0,0100 L de disolución, tiene una presión osmótica de 7,40 mmHg a 25ºC.(10 puntos) a.- Calcule la Molaridad de la solución de pepsina. p = MRT M = p /RT Presión : 7,40 mmHg / 760 (mmHg/atm) = 9,74x 10-3 atm T = 25ºC (K/ºC) + 273 K = 298 K M = 9,74x 10-3 atm /0,082 (L x atm/K x mol) x 298 K M = 3.99x10 -4 M b.- Calcule la masa molar de la pepsina. 3.99x10 -4 mol / 1L = X mol / 0.01 L X = 3.99 x 10-6 mol en 0.01 L n de pepsina = masa de pepsina / masa molar de la pepsina masa molar de la pepsina = 3.00x10-3 g / 3.99 x 10 -6 mol masa molar = 751.88 g/mol Ejercicio Nº5 Se mezclan 200 mL de NaOH 0,12 M con 100 mL de HNO3 0,34 M. La ecuación química que representa la reacción es: NaOH(ac) + HNO3(ac) --> H2O(l) + NaNO3(ac) Al respecto calcule: a) la molaridad del NaNO3 NaOH(ac) + HNO3(ac) --> H2O(l) + NaNO3(ac) 0,024 mol 0,034 mol 0,024mol 0,12 mol /1000 mL = X mol NaOH / 200 mL n NaOH = 0,024 mol 1mol de NaOH / 1 mol de NaNO3 = 0,024 mol de NaOH / X mol NaNO3 n NaNO3 = 0,024 mol 0,24 mol / 300 mL = X / 1000 mL [NaNO3] = 0.8M b) la molaridad del reaccionante en exceso en la solución final 0,34 mol /1000 mL = X mol HNO3 / 100 mL
n HNO3 = 0,034 mol Como la reacción es 1 a 1 lo que se requerirán de HNO3 son 0.024 mol y se agregaron 0.034 mol, por l o cual es el reactivo en exceso es el HNO3 n en exceso de HNO3 = 0.034 mol– 0.024 mol n en exceso de HNO3 = 0.01 mol V total de solución = 200 mL + 100 mL = 300 mL = 0.3 L 0.01 mol de HNO3/ 0.3 L = X mol en 1L [HNO3] en exceso = 0.033 M c) el pH de la solución final El pH lo da el HNO3 en exceso y como es un ácido fuerte pH = -log 0.033 M = 1.48 Ejercicio Nº6 El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico (HCl). Cuando una muestra de 26,2 g de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 mL, se obtiene una solución 5,28 x 10-3 M en HCl. Calcule el pH del jugo gástrico. (10 puntos) El ácido clorhídrico se disocia según: HCl(aq) H+(aq) + Cl - (aq) Como es un ácido fuerte: HCl(aq) Inicial 5,28 x 10-3M Final 0 Por lo tanto: pH = -log [H+] pH= -log 5,28 x 10-3 M pH = 2.28
H+(aq) + 0 5,28 x 10-3M
Cl -(aq) 0 5,28 x 10 -3M
