Guia de Ejercicios QUIM102.pdf

Guía de Ejercicios, Curso de “Química General QUIM 102”, Primer Semestre 2017

Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

Guía de ejercicios Química General QUIM 102

Incluye Ejercicios resueltos y propuestos. Solemnes de años anteriores.

Compilado por: M.Sc. Francisco Cañas Urrutia, [email protected]

Viña del Mar, 2017

Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

1


OBJETIVOS DE LA GUÍA DE EJERCCIOS COMO MATERIAL DIDÁCTICO OBJETIVO Este material fue elaborado pensando en que su utilidad sea un material de apoyo para el logro de los aprendizajes esperados que se plantea desarrollar en los estudiantes de Tecnología Médica que cursan el programa de química general (QUIM102) de la Universidad Andrés Bello. OBJETIVO TRANSVERSAL Desarrollo del pensamiento Respecto al desarrollo del pensamiento, se busca que los estudiantes desarrollen y profundicen las habilidades intelectuales de orden superior relacionadas con la aplicación; que progresen en su habilidad de experimentar y aprender a aprender; que desarrollen la capacidad de predecir, estimar y ponderar los resultados de las propias acciones en la solución de problemas; y que ejerciten y aprecien disposiciones de concentración, perseverancia y rigurosidad en su trabajo. Entre las habilidades que la Educación Superior debe desarrollar en especial, se encuentran: • Las de investigación, que tienen relación con la capacidad de identificar, procesar y sintetizar información de una diversidad de fuentes; organizar información relevante acerca de un tópico o problema; revisar planteamientos a la luz de nuevas evidencias y perspectivas; suspender los juicios en ausencia de información suficiente. suficiente. • Las comunicativas, que se vinculan con la capacidad de exponer ideas, opiniones, convicciones, sentimientos y experiencias de manera coherente y fundamentada, haciendo uso de diversas y variadas formas de expresión. • Las de resolución de problemas, que se ligan tanto con habilidades que capacitan para el uso de herramientas y procedimientos basados en rutinas, como con la aplicación de principios, leyes generales, conceptos y criterios; estas habilidades deben facilitar el abordar, de manera reflexiva y metódica y con una disposición crítica y autocrítica, tanto situaciones en el ámbito escolar como las vinculadas con la vida cotidiana a nivel familiar, social y laboral. • Las de análisis, interpretación y síntesis de información y conocimiento, conducentes a que los estudiantes sean capaces de establecer relaciones entre los distintos sectores de aprendizaje; de comparar similitudes y diferencias; de entender el carácter sistémico de procesos y fenómenos; de diseñar, planificar y realizar proyectos; de pensar, monitorear y evaluar el propio aprendizaje; de manejar la incertidumbre y adaptarse a los cambios en el conocimiento. OBJETIVOS ESPECÍFICOS Los objetivos específicos que plantea este manual, apuntan hacia el fortalecimiento de las siguientes competencias: • Comprender conceptos, principios y teorías fundamentales del área de la Química. • Dominio de la terminología termin ología química, nomenclatura, convenciones y unidades. • Capacidad para la planificación, el diseño y la ejecución de proyectos de investigación. • Habilidad para trabajar en equipos. • Habilidad para la presentación de información científica ante diferen tes audiencias tanto en forma oral como escrita. • Capacidad de actuar con curiosidad, iniciativa y emprendimiento. • Capacidad para aplicar conocimiento y comprensión en química a la solución de problemas cualitativos y cuantitativos. • Capacidad para reconocer reconocer y analizar problemas y planificar estrategias para su solución. • Conocimiento de otras disciplinas ci entíficas que permitan la comprensión de la Química. • Habilidad en el uso de las técnicas modernas de la informática y comunicación aplicadas a la Química.


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CONTENIDOS DEL MANUAL TIPOS DE EJERCICIOS Ejercicios de primer grado de dificultad Este tipo de ejercicios corresponde a la resolución de problemas que solo implican habilidades del desarrollo del pensamiento de orden menor, tales como la identificación, reconocimiento, clasificación y otras que corresponden a aquellos primeros raciocinios derivados de la observación de un fenómeno. Este tipo de ejercicios implica además resolución de cuestionamientos relativos a la memorización y comprensión de conceptos y definiciones. Ejercicios de segundo grado de dificultad Este tipo de ejercicios requiere movilizar habilidades del pensamiento que implican analizar una problemática en la que se logra poner en práctica la comprensión y aplicación de conceptos y definiciones para así poder resolver exitosamente una situación problema. Por tanto, en primera instancia, para poder lograr una capacidad de análisis, es fundamental haber desarrollado un trabajo en el que la observación y la comprensión teórica será el motor para generar parámetros de comparación y poder desarrollar una discusión que implique discriminar aquellos datos útiles de otros no tan útiles como de aquellos que solo implican una distracción y denotar así inseguridad en la resolución de un problema. Ejercicios de tercer grado de dificultad Los ejercicios agrupados en este nivel, también son denominados de competencia, no obstante, lo importante y medular en la resolución de este tipo de ejercicios, es la movilización y aplicación de diversos saberes que permitan una resolución exitosa, en otras palabras, son ejercicios que requieren de haber desarrollado habilidades del pensamiento de orden superior, tal que los diversos recursos, cognitivos y no cognitivos, deben ser aplicados en la resolución del problema de manera exitosa.


3


ÍNDICE GUIA Nº 1

GUIA Nº 2

GUIA Nº 3

GUIA Nº 4

GUIA Nº 5

GUIA Nº 6

GUIA Nº 7

UNIDAD Nº 1:

MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

6

Aprendizajes esperados de la Unidad 1

6

Ejercicios Desarrollados

7

Ejercicios Propuestos

11

Respuestas

18

UNIDAD Nº 1:

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

21


21


23

Respuestas

28

UNIDAD Nº 2:

MOLÉCULAS, ENLACE QUÍMICO

31

Aprendizajes esperados de la Unidad 2

31


32


35

Respuestas

39

UNIDAD Nº 3:

ESTEQUIOMETRÍA

46

Aprendizaje esperados de la Unidad 3

46


47


53

Respuestas

61

Unidad Nº 3:

GASES Y SUS PROPIEDADES

64


64


65

Respuestas

71

Unidad Nº 3:

REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA

72


72


76

Respuestas

82

Unidad Nº 4:

EQUILIBRIO QUÍMICO

83

Aprendizaje esperado de la Unidad 4

83


84


89

Respuestas

95


4


GUIA Nº 8

GUIA Nº 9

GUIA Nº 10

GUIA Nº 11

Unidad Nº 4:

EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE

96


96


104

Respuestas

111

Unidad Nº 4:

ÓXIDO - REDUCCIÓN

113


113


119

Respuestas

128

Unidad Nº 5:

TERMOQUÍMICA

130

Aprendizaje esperados de la unidad 5

130


131


134

Respuestas

142

Unidad Nº 6:

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA

145

Aprendizaje esperados de la Unidad 6

145


146

TABLA PERIÓDICA

149

APÉNDICE: SOLEMNES DE SEMESTRES ANTERIORES

150


5


GUIA Nº 1 UNIDAD Nº 1 MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES Aprendizajes esperados Conocer conceptos básicos de química necesarios para las unidades siguientes. Contenidos: - Materia. - Clasificación propiedades de la Materia. - Unidades de medición. Sistema Internacional de medición. - Escalas de Temperatura. - Uso de prefijos, conversión de unidades. - La teoría atómica. Protones, electrones, neutrones. - Tamaño de los átomos. Número atómico, número de masa, isótopos, abundancia, masa atómica promedio. - Tabla Periódica.


6


EJERCICIOS DESARROLLADOS 1.

El oro puede martillarse hasta formar láminas extremadamente delgadas llamadas pan de oro. Si un trozo de 1,00 g de oro (densidad = 19,2 g/cm 3) se martilla hasta formar una lámina que mide 8,0 x 5,0 pies, calcule el espesor medio de la lámina en metros (1 pie = 0,3048 metros). Desarrollo: Utilizando la densidad del oro y su masa se determinará el volumen de éste. Como: d 

m Oro V Oro

Por lo tanto el volumen es: V 

V 

m Oro d Oro 1,00 g 19,2 g/cm 3

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

Antes de realizar el cálculo del espesor se transformará las longitudes dadas en pies a metros, así como el volumen a m 3. Primero se convertirá 8,0 y 5,0 pies a metros, sabiendo que 1 pie = 0,3048 m y utilizando el factor de conversión o factor unitario:  0,3048 m    2,438 m = 2,4 m 1 pie  

8,0 pies x 

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

 0,3048 m   1,524 m = 1,5 m 1 pie  

5,0 pies x 

Por último, el volumen se convertirá a m 3, sabiendo 1cm 3 = 1,0 x 10 -6 m3:  1,0 x106 m3   = 5,21 x 10-8 m3 0,0521cm x  3  1cm  3


7


Si se considera que la lámina de oro es un cubo rectangular cuya altura es el espesor de la lámina: El volumen es por lo tanto: Volumen = Ancho x Largo x Espesor (ó altura) La altura o en este caso espesor estará dado por: Espesor 

Espesor 

Volumen L arg o x Ancho

5,21 x 10-8 m3

1

2,4 m x 1,5 m

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

Espesor = 1,4 x 10-8 m 2.

Calcule la masa de un cilindro de acero inoxidable (densidad = 7,75 g/cm 3) cuya altura mide 18,35 cm mientras que su radio 1,88 cm. Exprese el resultado en kilogramos. Desarrollo: d = 7,75 g/cm 3 h = 18,35 cm r = 1,88 cm El primer paso es calcular el volumen del cilindro, el cual es: V=  r 2 x h V = 3,1416 x (1,88 cm) 2 x 18,35 cm V = 204 cm3 Luego se obtiene la masa usando el volumen del cilindro obtenido y la densidad: d

m V


8


Despejando la masa se tiene: m=dxV m  7,75

g 3

cm

x 204 cm3

m = 1581 g (expresado correctamente según cifras significativas sería: 1,58 x 10 3 g) Por último la conversión de la masa de g a kg:  1 kg   1,58 kg 1000 g  

1,58 x103 g x 

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

m = 1,58 kg 3.

Calcular la masa atómica promedio del Silicio considerando que se encuentra en la naturaleza formado por tres isótopos que tienen las siguientes masas y % de abundancia. Masa atómica (uma) 27,997 28,977 29.974

% de abundancia 92,23 4,67 3,10

Desarrollo: Cada isótopo contribuye a la masa atómica del Silicio de acuerdo con su abundancia. Por lo tanto, el primer paso es convertir los porcentajes en fracciones, así: 92,23 100 4,67 100 3,10 100

 0,9223

 0,0467

 0,0310

Luego se calcula la masa atómica promedio como sigue: Masa atómica promedio del Silicio = (0,9223)(27,997 uma) + (0,0467)(28,977 uma) + (0,0310)(29,974 uma) = 28,104 uma Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

9


4.

Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes especies: a) b) c) d)

17 8O

17 2 8O 40 20 Ca 40 2 20 Ca

Desarrollo: Recuerde que el exponente de la izquierda se refiere al número de masa, el subíndice al número atómico. En cambio, en los casos que lo hay, el exponente del lado derecho es la carga neta del elemento. 17 8O

a)

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

b)

17 2 8O

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

c)

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

d)

40 2 20 Ca

40 20 Ca

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


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EJERCICIOS PROPUESTOS 1.

La densidad del ácido acético es 1,05 g/mL. ¿Cuál es el volumen de 327 g de ácido acético? Justifique su respuesta. Indique cálculo de justificación:

2.

La densidad (d) del mercurio líquido es 13,5 g/cm 3. ¿Qué masa (m) del mercurio llenará un recipiente con un volumen (V) de 0,500 L? Indique cálculo de justificación:

3.

Cuando 24 pedazos de cobre se sumergen en agua, los pedazos desplazan 8,26 cm3 de agua. ¿Si la masa combinada de los pedazos es 73,86 g, ¿cuál es la densidad del cobre? Indique cálculo de justificación:

4.

Un pedazo de 8,44 g de un metal desconocido tiene 1,25 centímetros de largo, 2,50 centímetros de ancho, y 1,00 centímetro de grueso. ¿Cuál será la identidad posible del elemento? Indique cálculo de justificación:


11


5.

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

6.

Los termóstatos se fijan a menudo a 68ºF. ¿Cuál es esta temperatura en grados centígrados? Indique cálculo de justificación:

7.

El punto de ebullición de helio líquido es 4 K. ¿Cuál es esta temperatura en grados centígrados? Indique cálculo de justificación:

8.

La temperatura requerida para fundir el NaCl es 528 ºC. ¿Cuál es esta temperatura en Kelvin? Indique cálculo de justificación:

9.

Las reacciones químicas se estudian a menudo a 25 ºC. ¿Cuál es esta temperatura en grados Fahrenheit? Indique cálculo de justificación:


12


10. El radio de un átomo del helio es 31 pm. ¿Cuál es el radio en nanómetros? Indique cálculo de justificación:

11. Un cilindro tiene un radio de 5,08 centímetros y una altura de 125 centímetros. Calcule el volumen del cilindro en litros. Indique cálculo de justificación:

12. Las dimensiones de una caja son 12 pulgadas por 11 pulgadas por 5,5 pulgadas. Calcule el volumen de la caja en cm 3. Hay 2,54 centímetros por pulgada. Indique cálculo de justificación:

13. ¿Si la eficacia de combustible de un automóvil es 27 millas por galón, ¿cuál es su eficacia de combustible en kilómetros por litro? (1 kilómetro = 0,621 millas, 1,000 L = 1,057 cuartos de galón, 4 cuartos de galón = 1 galón) Indique cálculo de justificación:


13


14. Un galón (3,78 L) de pintura de látex puede cubrir 385 pies 2 de la superficie de una pared. ¿Cuál es el grosor promedio de una capa de pintura (en micrómetros)? Indique cálculo de justificación: justificación :

15. A 25 ºC, la densidad del oxígeno en aire es 0,275 g/L. ¿Qué volumen volumen será ocupado por 25 kilogramos de oxígeno a 25 ºC? Indique cálculo de justificación: justificación :

16. Una balanza electrónica electrónic a se utiliza para determinar que una muestra tiene una masa de 25,7171 g. Si la precisión de la balanza es de  0,1 mg, ¿cuál es el número correcto de las cifras significativas para esta medida? Indique cálculo de justificación: justificación :

17. Convertir 5,000 x 10-2 metros a milímetros y expresar la respuesta en la notación exponencial usando el número correcto de cifras significativas. justificación : Indique cálculo de justificación:


14


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

19. Exprese 0,38300 en notación exponencial. justificación : Indique cálculo de justificación:

20. El radio de un átomo del litio es 152 pm. ¿Cuál es es el volumen de un átomo del litio si se considera que el átomo es una esfera? El volumen de una esfera es (4/3) π r 3. Indique cálculo de justificación: justificación :

21. ¿Cómo se define una unidad de masa atómica (uma)? 22. ¿Cuántos protones, neutrones, y electrones están en un átomo de oxígeno-18? 23. ¿Cuál es el símbolo atómico para un elemento con 28 protones protones y 31 neutrones? neutrones? 72 32

24. ¿Cuál es la identidad de

X?

25. ¿Cuántos neutrones hay en cobalto-59? 26.

¿Cuál pareja entre los átomos siguientes tiene el mismo número de neutrones? 64 28

Ni ,

63 29

Cu ,

64 30

68 Zn , 30 Zn

27. ¿Cuál es el número de masa de un átomo átomo de bromo con 46 neutrones? neutrones? 28. ¿Cuál de los siguientes átomos son isótopos? 45 21

Sc ,

48 22

Ti ,

50 22

Ti ,

50 23

V


15


29. Complete la siguiente Tabla: Símbolo Protones Neutrones Electrones Carga neta

Fe2

54 26

5 6 5

16 18 -3

79 117 79

86 136 0

30. Un elemento consiste en dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su masa atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento? Indique cálculo de justificación: justificación :

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

32. El litio tiene dos isótopos estables con las masas de 6.01512 uma y 7.01600 uma. La masa molar media del Li es 6.941 uma. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia de cada isótopo? Indique cálculo de justificación: justificación :


16


33. El oxígeno tiene dos isótopos: O-16 y O-17. Calcula el porcentaje de cada uno de ellos sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 15, 9994 uma. Datos: masa de O-16 = 15,9949 uma; masa de O-17 = 16,9991 uma. Indique cálculo de justificación:

34. ¿Cuál es el elemento más abundante del universo? 35. ¿Qué elemento gaseoso abarca sobre tres cuartos de la atmósfera de la tierra? 36. Identifique el metal alcalinotérreo situado en el cuarto período. (Use una tabla periódica). 37. ¿Qué halógeno está situado en el cuarto período? (Use una tabla periódica). 38. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de no metales? Yodo, indio y xenón; aluminio, silicio y neón; azufre, fósforo y bromo; galio, argón, y oxígeno. 39. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de metaloides? B, As, y Sb; Silicio, P, y Ge; As, Ge, y Pb; In, Sn, y Ge 40. Identifique en la Tabla Periódica: a) b) c) d) d) e) f) g) f)

tres elementos alcalinos tres elementos alcalinotérreos cinco metales de transición tres halógenos tres calcógenos tres gases nobles cinco no metales cinco metales cinco metaloides.


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RESPUESTAS 1.

Respuesta:

3,11 x 10 2 mL

2.

Respuesta:

6,75 x 10 3 g

3.

Respuesta:

8,94 g/cm 3

4.

Respuesta:

Aluminio: 2,70 g/cm 3

5.

Respuesta:

7,87 g/cm 3

6.

Respuesta:

20 ºC

7.

Respuesta:

-269 ºC

8.

Respuesta:

801 K

9.

Respuesta:

77 ºF

10. Respuesta:

3,1 x 10 -2 nm

11. Respuesta:

10,1 L

12.

1,2 × 10 4 cm3

Respuesta:

13. Respuesta:

11 km/L

14. Respuesta:

106 μm

15. Respuesta:

9,1 x 10 4 L

16. Respuesta:

6

17. Respuesta:

50,00 mm

18. Respuesta:

8,74

19. Respuesta:

3,8300 x 10 -1

20. Respuesta:

1,47 × 10 -23 cm3

21. Respuesta:

1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.

22. Respuesta:

8 protones, 10 neutrones, 8 electrones

23. Respuesta:

59 28

24. Respuesta:

Ge

25. Respuesta:

32

26

Respuesta:

Ni

63 29

Cu y

27. Respuesta:

81

28. Respuesta:

48 22

Ti y

64 30

Zn

50 22

Ti

29. Símbolo Protones Neutrones Electrones Carga neta

Fe2

P

Au

Rn

26 28 24 +2

15 16 18 -3

79 117 79 0

86 136 86 0

54 26

5 6 5


18


30. Respuesta:

114,8 uma

31. Respuesta:

Ag-107; 106,9 uma

32. Respuesta:

7,49% Li-6 y 92,51% Li-7

33. Respuesta:

O-16 hay 99,55% y de O-17 hay 0,45%

34. Respuesta:

El hidrógeno, el cual es un elemento químico representado por el símbolo H y con un número atómico de 1. En condiciones normales de presión y temperatura, es un gas diatómico (H2) incoloro, inodoro, insípido, no metálico y altamente inflamable. El hidrógeno es el elemento químico más ligero y es, también, el elemento más abundante, constituyendo aproximadamente el 75% de la materia visible del universo

35. Respuesta:

El nitrógeno, el cual es un elemento químico, de número atómico 7, símbolo N y que en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78% del aire atmosférico.

36. Respuesta:

Ca

37. Respuesta:

Br

38. Respuesta:

azufre, fósforo y bromo

39. Respuesta:

As, Ge, y Pb

40. Respuesta: a) b) c) d) d) e) f) g) f)

tres elementos alcalinos tres elementos alcalinotérreos cinco metales de transición tres halógenos tres calcógenos tres gases nobles cinco no metales cinco metales cinco metaloides


Li, Na y K Be, Mg y Ca Ti, V, Cr, Mn y Fe F, Cl, y Br O, S y Se He NE y Ar O, S, C, N y P Li, Cu, Na, K y Mg B, Si, Ge, As y Sb

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GUIA Nº 2 ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS Aprendizajes esperados Reconocer la estructura electrónica de los átomos Contenidos ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS - Espectro de radiación electromagnética. Naturaleza ondulatoria. - Energía cuantizada. Efecto fotoeléctrico y fotones. Naturaleza dual de la luz. - Espectro de emisión del átomo de Hidrógeno. Modelo de Bohr. - Comportamiento ondulatorio de la materia. Principio de incerteza. - Mecánica cuántica y orbitales atómicos. Números cuánticos. - Representación de orbitales. Espín electrónico. Principio de exclusión de Pauli. - Configuraciones electrónicas. - Sistema periódico. Grupos y períodos. Propiedades periódicas.


20



Calcule la longitud de onda (λ) y la energía ( 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? Desarrollo:

El cambio de energía, y por tanto, la energía del fotón emitido se obtiene con la ecuación:  E  RH

1 ni

2



1 n f 2

Recordemos que en el estado fundamental n = 1. ni = 3, nf = 1  E  2,18x10 -18 J

1 32

 E  2,18x10 -18 J -



1 12

8 9

E = 1,94 x 10-18 J El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proc es o de emis ión . Para calcular la longitud de onda se omite el signo menos de Δ E porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva. Como: ΔE = h x 

Ecuación 1

Despejando la frecuencia de la ecuación 1 tendríamos: E

 

h

Ecuación 2

Además sabemos que la frecuencia es también: 

c 

Ecuación 3

λ

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



E h


Ecuación 4

21


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



c xh

Ecuación 5

E

(3,00x10 8 λ

m

) x (6,63x10 -34 Js)

s 1,94 x 10 -18 J



λ = 1,03 x 10-7 m 2.

a) Escriba la configuración electrónica para el flúor, Z = 9 b) Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de estos electrones en su estado fundamental. Desarrollo: a) i) El flúor tiene Z = 9. ii) Como el flúor no está ionizado tiene 9 electrones. iii) Con dos electrones se completa el primer nivel (1s2) iv) Quedan 7 electrones para llenar el orbital 2s y llenar parcialmente los orbitales 2p. Por lo tanto la configuración electrónica de F es: 1s2 2s2 2p5 b) i) Se comienza por n = 1, así que l = 0, un subnivel que corresponde a un orbital 1s. Este orbital puede acomodar un total de dos electrones. ii) En seguida, n = 2, y l puede ser 0 o bien 1. iii) El subnivel l = 0 tiene un orbital 2s, capaz de acomodar dos electrones. iv) Los cinco electrones restantes se acomodan en el subnivel l = 1, que tiene tres orbitales 2p. v) El Diagrama orbital es:

1s2

2s2

2p5


22


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

n

l

ml

m s

1 2 3 4 5 6 7 8 9

1 1 2 2 2 2 2 2 2

0 0 0 0 1 1 1 1 1

0 0 0 0 -1 0 +1 -1 0

+½ -½ +½ -½ +½ +½ +½ -½ -½

1s 2s 2px, 2py, 2pz


¿Cuál es la energía en kJ ·mol −1 de una radiación de 250 nm? Indique cálculo de justificación:

2.

¿Cuál es la energía por cada fotón (J) para la luz de frecuencia 4,2 x 10 14 Hz? Indique cálculo de justificación:

3.

Una de las líneas del espectro del hidrógeno se encuentra a 434 nm. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) de la radiación que la origina? Indique cálculo de justificación:


23


4.

La longitud de onda de las ondas de radio de una emisora de FM es 3,10 m. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) utilizada por la emisora? Indique cálculo de justificación:

5.

¿Cuál es la frecuencia (Hz) de la línea del espectro de hidrógeno que corresponde a la transición de n = 6 a n = 2? Indique cálculo de justificación:

6.

¿Cuál es la energía (J) asociada con el decaimiento de un electrón desde el nivel n=2 a n=1? Indique cálculo de justificación:

7.

¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicas requiere absorber una energía más alta para producirse? Justifique su elección. a) n = 4 a n = 7; b) n = 6 a n = 7; c) n = 4 a n = 6; d) n = 3 a n = 6 y e) n = 2 a n = 3. Indique cálculo de justificación:


24


8.

¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicas requiere absorber una energía más baja para producirse? a) n = 2 a n = 4; b) n = 2 a n = 6; c) n = 3 a n = 6; d) n = 2 a n = 3; e) n = 5 a n = 6. Indique cálculo de justificación:

9.

¿Cuál de las posibles combinaciones de los números cuánticos son incorrectas? Justifique su elección. a) b) c) d) e)

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

Indique justificación:

10. ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas? De el nombre de los orbitales que representan. a) b) c) d)

(4, 4, -1, ½) (3, 2, 1, ½) (3, -2, 1,- ½) (2, 1, -1,- ½)


11. ¿Cuál es la energía en (J) asociada con la transición de un electrón desde el nivel n = 6 a n = 2 para el catión He +? Indique cálculo de justificación:


25


12. a) Indique razonadamente los números cuánticos para los electrones 3p del cloro (Z = 17) en su estado fundamental. b) En el apartado anterior, indique razonadamente los números cuánticos que corresponden a los electrones desapareados que haya. c) Indica razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica del ion cloruro (Cl) en su estado fundamental. Indique justificación:

13. Escribe la estructura electrónica de los elementos con número atómico 11, 35 y 54. Responda a las siguientes preguntas. a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales? Indique justificación:

14. La configuración electrónica 1s 22s22p63s23p6 corresponde a un ion dipositivo Y +2. a) ¿Cuál es el número atómico de Y? b) ¿A qué período pertenece este elemento? c) ¿Cuántos electrones de valencia posee el elemento Y? Indique justificación:

15. Dados los elementos siguientes: A (Z = 4), B (Z = 13) y C (Z = 30) Razone la validez de las afirmaciones siguientes: a) Pertenecen al mismo período. b) Pertenecen al mismo grupo. Indique justificación:


26


16. Para cada una de las siguientes transiciones en el átomo de hidrógeno, calcule la energía, λ y  de la radiación asociada y determine si la radiación se emite o se absorbe durante la transición: a) De n = 5 a n = 1 b) De n = 6 a n = 2 c) De n = 4 a n = 5. Indique cálculo de justificación:

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

Ge In Ni Kr Br


18. Suponiendo que Superman tuviera una masa de 91 kg, ¿cuál es la longitud de onda asociada con él si se mueve a una velocidad igual a la quinta parte de la velocidad de la luz? (J = kg/m 2 s2). Indique cálculo de justificación:

19. Indique un valor aceptable para cada uno de los números cuánticos que faltan: a) b) c) d)

n = 3, l = , ml = 2, ms = +1/2 n = , l = 2, m l = −1, ms = −1/2 n = 4, l = 2, ml = 0, ms = n = , l = 0, ml = , m s =



27


20. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados? Indique justificación:

DATOS IMPORTANTES: h = 6,63 x 10 -34 J.s; c = 3,00 x 10 8 m/s; 1 nm = 1 x 10 -9m; RH = 2,18 x 10-18 J; 1 eV = 1,6 x 10 -19 J RESPUESTAS 1.

Respuesta:

479 kJ/mol

2.

Respuesta:

2,8 x 10 −19 J

3.

Respuesta:

6,91 x 10 14 s-1

4.

Respuesta:

9,68 x 10 7 m

5.

Respuesta:

7,31 x 10 14 s-1

6.

Respuesta:

1,64 x 10 −18 J

7.

Respuesta:

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

8.

Respuesta:

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

9.

Respuesta:

a) Incorrecta, porque l = 0 ml sólo puede ser 0, orbital s. d) Incorrecta. No existe el número cuántico l = 7 ni ml = 7

10. Respuesta:

Correcta la b) representa el orbital 3d Correcta la d) representa el orbital 2p

11. Respuesta:

4,84 x 10 −19 J

12. Respuesta:

a) (3p 5): (3,1,-1,+½); (3,1,0,+½); (3,1,1,+½); (3,1,-1,-½); (3,1,0,-½) b) (3,1,1,+½). c) (3,1,1,-½).

13. Respuesta:

Z = 11: 1s 22s22p63s1; Z = 35: 1s 22s22p63s23p63d104s24p5; Z = 54: 1s 22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 a) Z = 11: Grupo I A (Metales alcalinos); Z = 35: Grupo VII A (Halógenos); Z = 54: Grupo VIII (Gases nobles) b) Z = 11: + 1; Z = 35: - 1; Z = 54: 0 c) Z = 11: Metal; Z = 35: No metal; Z = 54: Gas noble

14. Respuesta:

a) 20 b) 4 Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

28


c) 2 15. Respuesta:

Dada las configuraciones electrónicas: A (Z = 4) 1s22s2 B (Z = 13) 1s22s22p63s23p1 C (Z = 30) 1s22s22p63s23p63d104s2 a) Falso, ya que por las configuraciones electrónicas: A corresponde al segundo período. B corresponde al tercer período. C corresponde al cuarto período. b)

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

16. Respuesta: Transición electrónica

E (J)

ν (s-1)

λ (m)

Emisión o Absorción

n=5an=1

-2,09 x 10 –18

3,15 x 1015

9,52 x 10-8

Emisión

n=6an=2

-4,84 x 10 –19

7,30 x 1014

4,11 x 10-7

Emisión

n=4an=5

4,91 x 10 –20

7,40 x 1013

4,10 x 10-6

Absorción

17. Respuesta:

18. Respuesta:

1,2 x 10 -43 m


29


19. Respuesta:

a)

l = 2

b)

n = 3

c)

ms = +½

d)

ml = 0 , m s = +½

20. Respuesta: N3: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg 2+; Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K +. Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 tiene electrones desapareados en los orbitales 3d.


30


GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 2 MOLÉCULAS, ENLACE QUÍMICO Aprendizajes esperados Comprender el enlace químico y su relaci ón con las propiedades físicas de la materia.

Contenidos - Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.

- Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas iónicas. - Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples. - Polaridad de los enlaces y electronegatividad. Momentos dipolares. - Moléculas y fórmulas químicas. - Nomenclatura Inorgánica. - Geometría molecular - Polaridad Molecular - Interacciones Intermoleculares: interacciones iónicas, dipolo-dipolo, dipolo inducido – dipolo inducido, uniones por puente de hi drógeno. - Relación entre tipo de enlace y propiedades físicas


31



a) Escriba la estructura de Lewis del ión perclorato, ClO 4 b) Calcule las cargas formales c) ¿Cuál es la estructura más razonable de acuerdo a las cargas formales que presenta? Desarrollo: a) Como sabemos: El O tiene Z = 8, por lo cual su configuración electrónica es: 1s 22s22p4 y los electrones del último nivel o los de valencia serán 6; El Cl tiene Z = 17, por lo cual su configuración electrónica es: 1s 22s22p63s23p5 y los electrones del último nivel o los de valencia serán 7, además la estructura tiene un electrón más. Por lo tanto, los electrones de valencia totales de la estructura del perclorato, ClO4-, será: (O) 6 x 4 + (Cl) 7 x 1 + 1 electrón más = 32 electrones, lo que esta de acuerdo a la siguiente estructura de Lewis:

b) C arg a Formal de un átomo en una estructura de Lew is

número total de



electrones de valencia en el átomo libre

Número



de electrones no enlazados



1 2

Número total de electrones de enlace

CF (Cl) = 7 - 0 - 8/2 = +3 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (4) Desde un punto de vista electrostático, los sistemas que presentan una gran separación de cargas eléctricas son poco estables. En general, por tanto, se prefieren estructuras de Lewis en las que los átomos tengan cargas formales 0 o a lo sumo ± 1. Por tanto esta estructura será poco probable. c) Al adecuarla para llegar a distribuciones electrónicas más razonables de la estructura se debe considerar:


32


i) El Cl pertenece al 3er periodo y por tanto puede ampliar el octeto, por lo tanto, puede alojar más de 8 electrones. Uno de los átomos de O periféricos puede ceder un par de electrones, que contribuyen a un doble enlace:

Podemos recalcular las cargas formales: CF (Cl) = 7 – 0 - 10/2 = +2 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (3) CF (O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 ii) Esta distribución electrónica todavía presenta una elevada separación de cargas y por tanto cabe esperar que sea poco estable. El proceso de ceder electrones desde los O periféricos hacia el Cl para formar nuevos enlaces puede continuar:

Carga Formal de estructura III: CF(Cl) = 7 – 0 - 12/2 = +1 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2) CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (2) Carga Formal de estructura IV: CF(Cl) = 7 – 0 -14/2 = 0 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (3) Carga Formal de estructura V: CF(Cl) = 7 – 0 - 16/2 = -1 CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (4) iii) Las estructuras (III), (IV) y (V) son correctas desde el punto de vista de una distribución electrónica adecuada. La decisión sobre cual es la más Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

33


representativa no es fácil. Podemos recurrir al siguiente argumento electrostático: en una esfera conductora, las cargas eléctricas se sitúan en la superficie. Según este argumento aquella distribución que coloque las cargas formales negativa sobre los átomos periféricos (la número IV) podemos pensar que será la más estable. iv) No se puede olvidar que cada una de las estructuras anteriormente descritas (II), (III), (IV) i (V) presentan estructuras resonantes. Por ejemplo, para la (IV) tenemos las estructuras siguientes:

2.

Indicar la polarización de los enlaces en la molécula de metano, CH 4, mediante el uso de flechas que indique el desplazamiento de la densidad electrónica. El enlace carbono – hidrógeno está polarizado, con una densidad de carga negativa sobre el átomo de carbono y una densidad de carga positiva sobre el átomo de hidrógeno, debido a la diferencia entre la electronegatividad del carbono e hidrógeno. La electronegatividad del C es 2,5 y la del H es 2,1; la diferencia es 0,4.


34



a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números atómicos son 11, 13 y 16. b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor carácter metálico. c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento? Indique justificación:

2.

Dados los elementos A, B, y C de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente: a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos. b) Determine el grupo y período a los que pertenecen. c) Indique cual es el más electronegativo. Indique justificación:

3.

Dados los siguientes compuestos: CaF 2, CO2, H2O. Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos. Indique justificación:

4.

Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las afirmaciones siguientes: a) El cloruro de sodio es soluble en agua. b) El hierro es conductor de la electricidad. Indique justificación:


35


5.

Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO3)2 . c) Una disolución de Cu(NO 3)2 . Indique justificación:

6.

Defina los conceptos, de los valores y estructura para los elementos siguientes: Mg (Z = 12), Cl (Z = 17), Al (Z = 13) y O (Z = 8). a) b) c) d)

Capa de Valencia Electrones de Valencia Valencia Estructura de Lewis


7.

A partir de las configuraciones electrónicas de los átomos correspondientes, de las estructuras de Lewis de las especies químicas: NF 3, NO2- y NO3-. Indique justificación:

8.

Escribir las fórmulas de Lewis para las moléculas: Cloruro de sodio, NaCl; catión amonio, NH4 + y Amoníaco, NH 3. Indique justificación:


36


9.

a) Escriba las estructuras resonantes del ion SCN -. b) ¿Cuál de ellas es más estable y porqué? Indique justificación:

10. a) Escriba la estructura de Lewis del ión nitrato, NO 3b) Calcule las cargas formales c) ¿Presenta estructuras resonantes, si es afirmativo, escriba los híbridos resonantes del ión? Indique justificación:

11. a) Escriba la estructura de Lewis y, b) Calcule la carga formal de las moléculas siguientes: i) ii) iii) iv)

PCl3 ICl4ClF3 OSF4


12. Indicar la polarización de los enlaces en H 2O, SO y IBr mediante el uso de flechas que señalen el desplazamiento de la densidad electrónica. Indique justificación:


37


13. Identifique los iones presentes en: a) KHCO3 b) (NH4)2Cr 2O7 14. ¿Cuáles de los siguientes átomos, I, Fe y Ag formarán iones con carga, +3, -1 y +1? 15. ¿Cuál es la fórmula correcta para un compuesto iónico que contenga iones: a) Aluminio y carbonato b) Magnesio y fluoruro c) Sulfato y cromo (III) 16. Cuál es la carga del ion plomo y el ión cobre en la especies: PbS 2 y Cu2O? 17. ¿Cuál es la fórmula correcta para el óxido del cobalto (III)? 18. ¿Cuál es la fórmula correcta para el cloruro de cobre (II)? 19. ¿Cuál es el nombre correcto para el NH 4ClO4? 20. Complete la siguiente tabla: Nombre

Fórmula

Ácido fluorhídrico

Catión

Anión

H+

F-

K+

ClO4-

NH4+

SO4-2

K+

IO3-

Fe+3

SO4-2

Na+

CN-

H2S NaOH Oxido clórico Hidróxido cuproso K2CrO4 Fosfato monoácido de calcio Ni2(SO4)3 Ácido sulfúrico CuS HClO4 Permanganato de potasio


38


RESPUESTAS 1.

Respuesta:

a) Na: 1s 2 2s2 2p6 3s1 Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 b) El elemento de mayor carácter metálico es el Na, porque tiene una gran tendencia a perder el electrón que tiene en su último nivel, para alcanzar la configuración estable del gas noble del período anterior. c) Na: grupo I A, período 3; Al: grupo III A, período 3; S: grupo VI A, período 3.

2.

Respuesta:

a) A: 1s 2 2s2 2p5 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 b) A: grupo VII A, período 2; B: grupo I A, período 4; C: grupo VII A, período 4. c) La tendencia es mayor en A que en C, porque es más pequeño y el núcleo atrae con mayor fuerza al electrón que necesita captar.

3.

Respuesta:

CaF2: Iónico, Diferencia de Electronegatividad ( EN) = 3; CO2: covalente, EN = 1 y H 2O covalente, EN = 1,4.

4.

Respuesta:

a) Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua. b) Las sustancias metálicas conducen la corriente eléctrica gracias a la movilidad de la nube de electrones.

5.

Respuesta:

a) Conduce la corriente eléctrica en estado sólido y fundido gracias a la movilidad de la nube electrónica. b) No conduce la corriente eléctrica porque los iones están ocupando posiciones fijas y no tienen libertad de movimiento. c) Al disolverse el cristal, los iones tienen libertad de movimiento y pueden conducir la corriente eléctrica.


39


6.

Respuesta:

a) Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento. b) Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia. c) Número de electrones encontrados en el nivel más externo de un átomo (último nivel de energía). (Tabla Nº 1). Este valor representa por lo tanto, la capacidad de un átomo individual para combinarse con otros átomos. El valor expresa el número de electrones que un átomo puede dar a o aceptar de otro átomo. (Tabla Nº 1). d) Estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos. (Tabla Nº 2). Elemento

Tabla Nº1 Capa de Valencia

Electrones de Valencia

Valencia

Mg

3s2

2

+2

Cl

3s2 3p5

7

-1

Al

3s2 3p1

3

+3

O

2s2 2p4

6

-2

Tabla Nº2

7.

Respuestas:

N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5


40


8.

Respuesta:

9.

Respuesta:

a)


41


b) La estructura (III) es la más inestable puesto que representa la molécula con una gran separación de cargas formales. Las estructuras de más peso en el híbrido de resonancia serán la (I) y (II). De entre ellas podemos decir que la que contribuirá de forma más eficaz es la (II) puesto que sitúa la carga formal -1 sobre el átomo más electronegativo mientras que la (I) lo sitúa sobre el S. Por tanto el peso relativo de cada una de estas estructuras en el híbrido de resonancia sería el siguiente: (II) > (I) >>> (III). 10. Respuesta:

a)

b) las cargas formales: CF(N) = 5 – 0 - 8/2 = 1; CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (1) CF (O’) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2) c) Si presenta resonancia. En este caso podemos imaginar 3 estructuras resonantes:

11. Respuesta:

i)

b)

CF (P) = 5 - 2 - 6/2 = 0 CF (F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)


42


ii) a)

b)

CF (I) = 7 – 4 - 8/2 = -1 CF (Cl) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (3)

iii) a)

b)

CF(Cl) = 7 - 4 - 6/2 = 0 CF(F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

iv) a)

b)

Como átomo central colocamos al S. CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 CF(S) = 6 – 0 -10/2 = 1 CF (F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4) Aunque en este caso hay otra distribución posible que no sitúa cargas formales sobre ningún átomo y que por lo anteriormente expuesto será la más probable:


43


y las cargas formales son: CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 CF(S) = 6 – 0 - 12/2 = 0 CF(F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4) 12. Respuesta:

H2O: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. H = 2,1); diferencia 1,4.

SO: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. S = 2,5); la diferencia es 1.

IBr: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de bromo, (E.N. Br = 2,8); (E.N. I = 2,5); la diferencia es 0,3.

13. Respuesta:

a) K+ y HCO3b) NH4+ y Cr 2O72-

14. Respuesta:

+3: Fe -1: I +1: Ag

15. Respuesta: 16. Respuesta:

a) Al2(CO3)3 b) MgF2 c) Cr 2(SO4)3 PbS2: +4 y Cu2O: +1

17. Respuesta:

Co2O3

18. Respuesta:

CuCl 2

19. Respuesta:

Perclorato de amonio


44


20. Respuesta: Nombre

Fórmula

Catión

Anión

Acido Fluorhídrico

HF

H+

F-

Acido sulfhídrico

H2S

H+

S-2

Hidróxido de sodio

NaOH

Na+

OH-

Oxido Clórico

Cl2O5

No ioniza

No ioniza

Perclorato de Potasio

KClO4

K+

ClO4-

Hidróxido Cúproso

CuOH

Cu+

OH-

Cromato de potasio

K2CrO4

K+

CrO4-2

Sulfato de amonio

(NH4) 2SO4

NH4+

SO4-2

Fosfato monoácido de calcio

Ca (HPO4)

Ca+2

HPO4-2

Yodato de potasio

K IO3

K+

IO3-

Sulfato de níquel (III)

Ni2(SO4)3

Ni+3

SO4-2

Acido sulfúrico

H2SO4

H+

SO4-

Sulfuro cuproso

CuS

Cu+2

S-2

Sulfato Férrico

Fe2(SO4)3

Fe+3

SO4-2

Acido perclórico

HClO4

H+

ClO4-

Permanganato de Potasio

KMnO4

K+

MnO4-

Cianuro de sodio

NaCN

Na+

CN-


45


GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 3 ESTEQUIOMETRÍA Aprendizajes esperados Realizar cálculos estequiométricos en función del concepto de mol y del número de Avogadro para diferentes sistemas (gaseosos, soluciones acuosas).

Contenidos A.- CÁLCULOS Y ECUACIONES QUÍMICAS - Ecuaciones químicas: Escritura y balanceo de ecuaciones. - Pesos atómicos y moleculares. Escala de masas atómicas. - El mol y número de Avogadro. - Masas molares. Fórmulas moleculares y empíricas. - Cálculos con fórmulas químicas y ecuaciones. - Reactivo limitante, rendimiento de una reacción. B.- GASES Y SUS PROPIEDADES - Características generales de los gases. Unidades. - Presión de gases y el manómetro. - Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro. - Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases. - Peso Molecular y densidad de los gases. - Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton. C.- REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA - Composición de soluciones. - Unidades de concentración de las disoluciones % m/m, % m/v, ppm, M, m. - Diluciones. - Electrólitos fuertes y débiles: Bases, ácidos y sales. - Reacciones en solución. Reacciones de precipitación. Concepto de solubilidad. - Reacciones de metátesis. Reacciones ácidobase. - Propiedades Coligativas: Descenso del punto de Congelación, Descenso de la presión de vapor, - Aumento del punto de ebullición, Presión Osmótica: Soluciones isotónicas, hipertónicas e hipotónicas


46



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 compuesto tiene una masa molar de 156 g/mol, ¿qué fórmula molecular tiene? CxHyOz 0,1005 g

+ O2

→

CO2 + 0,2829 g

H2O 0,1159 g H = 1,01 g/mol M C = 12,01 g/mol M O = 16,00 g/mol M

A. Masas molares de CO 2 y H 2O:

CO2 = 44,01 g/mol M H O = 18,02 g/mol 2 M

B . Moles y mas a de carbono:

n CO2 

0,2829 g 44,01 g / mol

s abiendo que

n = m / M

 6,428 x 103 mol  1 mol C    6,428 x 10-3 moles de C  1 mol CO2 

6,428 x 10-3 moles de CO2 x 

n de Carbono = 6,428 x 10-3 moles de C -3  12,01 g  m de Carbono = 6,428 x 10 moles de C x    1 mol C 

m de Carbono = 0,07720 g C . Moles y mas a de hidróg eno: n H 2O 

0,1159 g 18,02 g/mol

 6,432 x 10-3 mol  2 mol H    0,01286 moles de H 1 mol H O  2 

6,432 x 10-3 moles de H 2O x 

n de Hidrógeno = 0,01286 moles de H  1,01 g  m de Hidrógeno = 0,01286 moles de H x   = 0,01299 g  1 mol H 


47


D. Moles y mas a de Oxí g eno

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

0,0103 g 16,00 g / mol

n de Oxígeno = 6,44 x 10 -4 moles de O E . Determinación de Fórmula empíri ca:

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

n de Oxígeno n de Oxígeno







0,01286 moles de H 6,44 x10 4 moles de O

6,428 x 10-3 moles de C 6,44 x10 4 moles de O

6,44 x104 moles de O 6,44 x10 4 moles de O

 19,97  20

 9,98  10

1

Fórmula empírica = C 10H20O F. Determinación de Fórmula molecular:

Ahora se determina el número de unidades (C10H20O) presentes en la fórmula molecular. Masa de la fórmula empírica = (12 g / mol x 10) + (1 g / mol x 20) + (16 mol x 1) Masa de la fórmula empírica = 156 g / mol Masa molar = 156 g/mol


48


Masa molar Masa de la fórmula empírica



156 g / mol 156 g / mol

1

Fórmula molecular = C 10H20O 2.

En la reacción de obtención de fosfina, a partir de fosfuro de calcio, en presencia de agua, según la siguiente ecuación no balanceada:

Se hacen reaccionar 461 g de fosfuro de calcio, Ca 3 P2, en presencia de 360 g de agua. Según estos datos, calcule: a) La masa de fosfina, PH3, obtenida. b) La cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, obtenida. c) Si el rendimiento de la reacción es de 72%, calcule la masa de fosfina, PH 3, realmente obtenida. a) Cálculo de la masa de fosfina, PH 3, obtenida: . Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación química es balancear la ecuación.

La ecuación correctamente balanceada es:

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masas molares de reactantes y productos involucrados en la reacción. Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre son datos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes de cualquier cálculo estequiométrico .

Masa molar fosfuro de calcio, Ca 3P2 = 182 g/mol Masa molar agua, H 2O = 18 g/mol Masa molar fosfina, PH 3 = 34 g/mol Masa molar hidróxido de calcio, Ca(OH) 2 = 74 g/mol Ahora determinaremos el reactivo limitante de la reacción. Para este efecto, vamos a calcular la cantidad de materia, moles, de cada reactante involucrado en la reacción.


49


Por definición sabemos que: n=m/

M

Análogamente para el agua:

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

Inicialmente se tienen 20 moles de agua y solamente reaccionan 15,18 moles para consumir los 2,53 moles de fosfuro de calcio disponible. Luego, el limitante de la reacción es el fosfuro de calcio. Por lo tanto, el fosfuro de calcio será nuestra base de cálculo. Ahora hay que calcular la masa de fosfina, PH 3, obtenida: Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemos decir que:


50


Por definición sabemos que:

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

La cantidad de fosfina obtenida es 172 g, si la reacción tuviese un 100% de rendimiento. Por esta razón, se llama rendimiento teórico. . b) Cálculo de la cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, obtenida. El primer paso a seguir es calcular la cantidad de materia teórica de hidróxido de calcio. Para lograr este objetivo debemos estequiométricos de la reacción.

considerar

los

coeficientes

La cantidad de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, obtenida si hubiese un 100 % de reacción es 7,59 mol. c) Cálculo de la masa de fosfina, PH 3, realmente obtenida, si el rendimiento de la reacción es de 72 %. Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

51


Rendimiento en porcentaje, se puede expresar de la siguiente manera:

Para nuestro caso,

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

La masa de fosfina obtenida, PH 3, para un rendimiento del 72 % es 124 g.


52



Determine las masas molares de estos compuestos: a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m)

2.

KBr Na2SO4 Pb(NO3)2 C2H5OH HC2H3O2 Fe3O4 C12H22O11 Al2(SO4)3 Mn2O3 Mg3N2 C3H5(NO3)3 Cu(NO3)2 Al2(SO4)3

La densidad del hierro es 7,87 g/cm 3. Calcule el número de los átomos del hierro presentes en un cubo que tenga un borde de 3,00 centímetros. Indique cálculo de justificación:

3.

¿Cuántos gramos hay en 0,50 mol de sulfuro del hierro (II)? Indique cálculo de justificación:

4.

El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio? Indique cálculo de justificación:


53


5.

¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na 2S corresponden a 2,709 x 10 24 moléculas de Na2S y a cuántos moles de sodio? Indique cálculo de justificación:

6.

Determinar la composición porcentual de las siguientes gemas: a) esmeralda: Be3 Al2Si6O18 b) turquesa: Al2(OH)3PO4 . H2O Indique cálculo de justificación:

7.

La hemoglobina, una proteína que se encuentra en los eritrocitos transporta el O 2 de los pulmones hasta las células de los tejidos. El hierro (como ión Fe 2+) es el 0,33% de la masa de la hemoglobina. Si la masa molar de la hemoglobina es 6,8 x 10 4 g/mol. ¿Cuántos mol de iones Fe 2+ hay en un mol de la molécula? Indique cálculo de justificación:


54


8.

Determinar la fórmula empírica de los minerales que tienen la siguiente composición: a) Na 12,1%; Al 14,19%; Si 22,14%; O 42,09%; H 2O 9,48%. b) ZnSO4 56,14%; H 2O 43,86% Indique cálculo de justificación:

9.

Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en corriente de aire y dio 3,002 g de CO 2 y 1,640 g de H 2O. Si el compuesto sólo contenía C,H y O: a) ¿Cuál es su fórmula empírica? b) Si su masa molar determinada experimentalmente es 60 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular? Indique cálculo de justificación:

10. El análisis de una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) cuya masa es 1,274 g dio la siguiente composición: C 0,521 g; H 0,058 g y el resto es oxígeno. Determinar la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176g/mol. Indique cálculo de justificación:


55


11. Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico (compuesto utilizado en los cosméticos con filtros solares) se quemó en corriente de oxígeno y se obtuvo 17,1 g de CO2, 3,50 g de H 2O y 0,777 g de N 2. El compuesto contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno contenía la muestra? b) ¿Qué masa de C, H y N contenía la muestra? c) Basado en la masa de la muestra original, ¿qué masa de oxígeno contenía la muestra? d) ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido p-aminobenzoico? Indique cálculo de justificación:

12. Una muestra de 0,25 g de un compuesto orgánico que contiene C, H, O y N se quemó, obteniéndose 0,6151g de CO 2, 0,1628 g de H 2O y 0,0378 g de NO 2. ¿Cuál es la fórmula mínima del compuesto? Indique cálculo de justificación:

13. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas: a) b) c) d) e)

Fe

+

_

Fe

+

_

Cu

+

S

+

Cl2

+

Mn

+

I2

+

FeO

+

_ _

f) _ g) h)

_

_ _ _ _ _ _ _ _

O2 O2 O2 O2 O2 O2 O2 H2O

FeO

_

Fe2O3

_

Cu2O

_

SO2

_

Cl2O5

_

MnO3

_ _ _

I2O7 Fe(OH)2


56


i) ) k) l) ll) m) n) o) p) q) r)

Fe2O3

+

Li2O

+

Cl2O

+

Cl2O3

+

Cl2O5

+

Cl2O7

+

SO2

+

SO3

+

HClO3

+

HNO3

+

H2CO3

+

_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O H2O NaOH Ca(OH)2 NaOH

_

Fe(OH)3 LiOH

_

HClO

_

HClO2

_

HClO3

_

HClO4

_ _ _ _ _ _

H2SO3 H2SO4 NaClO3

+

Ca(NO3)2

+

Na2CO3

+

_ _ _

H2O H2O H2O

14. El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico según la reacción (no balanceada) Na2CO3(s) + HCl (aq) → NaCl (aq) + CO2(g) + H2O (l) ¿Qué masa de CO 2 se produce a partir de la reacción de 2,94 g de Na2CO3 con un exceso de HCl? Indique cálculo de justificación:


57


15. Bajo ciertas condiciones la reacción de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrogeno tiene un rendimiento de 38.2%. Cuántos gramos de NH 3 deben reaccionar con un exceso de de oxígeno para producir 17,5 g de NO? 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H 2O(g) Indique cálculo de justificación:

16. El trióxido de azufre se obtiene de la reacción del dióxido de azufre y oxígeno. Cuántos gramos de SO 3 pueden producirse de la reacción de 3,00 g SO 2 con 2,02 g de O2? Indique cálculo de justificación:

2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)

17. El magnesio reacciona con el yodo gaseoso a altas temperaturas para producir yoduro de magnesio. Qué masa de MgI 2 puede ser producida a partir de la reacción de 4,44 g Mg y 13,4 de I 2? Indique cálculo de justificación:


58


18. La reacción de 10,0 H 2(g) con 10,0 g de O 2(g) dan 8,43 g de H 2O(g). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de de esta reacción? Indique cálculo de justificación:

19. El vidrio común se obtiene fundiendo en hornos una mezcla molida de arena de cuarzo (SiO2), carbonato de sodio (Na 2CO3) y carbonato de calcio (CaCO 3) a 1500 1600°C: Na2CO3 CaCO3

Na2O + CO2 (g) calor CaO + CO2 (g)

El Na2O y el CaO reaccionan con el SiO 2 obteniéndose: Na2O + CaO + 6SiO 2

calor

Na2O CaO 6SiO2 .

.

v idrio

Calcular cuántos gramos de SiO 2, Na2CO3 y CaCO3 se necesitan para obtener 1 kg de vidrio. Indique cálculo de justificación:


59


20. Una muestra de 10,50 g de una mezcla de carbonato de calcio (CaCO 3) y sulfato de calcio se calentó para descomponer el carbonato, de acuerdo a la ecuación siguiente: CaCO3



CaO +

CO2

El CO2 gaseoso escapó y el CaSO 4 no se descompone por el calentamiento. La masa final de la muestra es 7,64 g ¿Qué porcentaje de la mezcla original es CaCO3?

Indique cálculo de justificación:


60


RESPUESTAS 1.

Respuesta:

a) KBr

( M ):

119,00g/mol

b) Na2SO4

(M ):

142,04g/mol

c) Pb(NO3)2

(M ):

331,21 g/mol

d) C2H5OH

(M ):

46,07 g/mol

e) HC2H3O2

(M ):

60,05 g/mol

f) Fe3O4

(M ):

231,54 g/mol

g) C12H22O11

(M ):

342,30 g/mol

h) Al2 (SO4)3

(M ):

342,15 g/mol

i) Mn2O3

(M ):

86,94 g/mol

j) Mg3N2

(M ):

100,93 g/mol

k) C3H5(NO3)3

(M ):

227,08 g/mol

l) Cu (NO3)2

(M ):

155,56 g/mol

m) Al2 (SO4)3

(M ):

316,95 g/mol

2.

Respuesta:

2,29 x 10 24 átomos

3.

Respuesta:

44,0 g

4.

Respuesta:

1,25 x 10 21 moléculas de HCN

5.

Respuesta:

4,5 mol de Na 2S; 9 mol de Na

6.

Respuesta:

a) Be: 5,02%; Al: 10,05%; Si: 31,35% y O: 53,58% b) Al: 24,77%; OH: 23,39%; P: 14,22%; O: 29,35% y H 2O: 8,25%

7.

Respuesta:

4 mol de iones hierro

8.

Respuesta:

a) Na2 Al2Si3O10.2H2O; b) ZnSO4.7H2O

9.

Respuesta:

a) C3H8O; b) C3H8O

10. Respuesta:

C6H8O6

11. Respuesta:

a) 0,389 moles de átomos de C, 0,389 moles de átomos de H y 0,0555 moles de átomos de N; b) 4,6 g de C; 0,39 g de H y 0,78 g de N c) 1,77 g de O; d) C7H7NO2

12. Respuesta:

C17H22O4N


61


13. Respuesta: a) b) c)

O2

2

FeO

O2

2

Fe2O3

+

O2

2

Cu2O

S

+

O2

2

Cl2

+

5

O2

2

Cl2O5

2

Mn

+

3

O2

2

MnO3

2

I2

+

7

O2

2

I2O7

FeO

+

Fe2O3

+

Li2O

Fe

4

Fe

+

4

Cu

d) e) f) g) h) i) ) k) l) ll) m) n) o) p) q) r)

+

2

2

3

SO2

H2O

Fe(OH)2

H2O

2

Fe(OH)3

+

H2O

2

LiOH

Cl2O

+

H2O

2

HClO

Cl2O3

+

H2O

2

HClO2

Cl2O5

+

H2O

2

HClO3

Cl2O7

+

H2O

2

HClO4

SO2

+

H2O

H2SO3

SO3

+

H2O

H2SO4

HClO3

+

NaOH

NaClO3

+

HNO3

+

Ca(OH)2

Ca(NO3)2

+

2

H2O

H2CO3

+

NaOH

Na2CO3

+

2

H2O

3

2

14. Respuesta:

1,22 g

15. Respuesta:

26,0 g

16. Respuesta:

3,75 g

17. Respuesta:

14,7 g

18. Respuesta:

74,9

19. Respuesta:

753 g SiO 2,

H2O

209,2 g CaCO3 221,7 g Na 2CO3 20. Respuesta:

61,9% Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

62


Guía N° 5 GASES Y SUS PROPIEDADES EJERCICIOS DESARROLLADOS 1.

La densidad del gas butano (C 4H10) es 1,71 g. Calcular su masa molar cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra es 640 mm Hg. Desarrollo: Como sabemos el número de moles es: n  y la densidad: d C 4H10 

masa Masa molar (C 4H10 )

masa Volumen

Ecuación 1 Ecuación 2

Además sabemos que ecuación del gas ideal: PV=nRT

Ecuación 3

Si sustituimos en número de moles de la ecuación 1, en la ecuación 3: PV 

masa Masa molar (C 4H10 )

Ecuación 4

RT

Si despejamos la Masa molar de la Ecuación 4 tendremos: Masa molar (C 4H10 ) 

masa Volumen x Presión

Ecuación 5

RT

Por último sustituyendo la ecuación 2 en la ecuación 5, la masa molar queda: Masa molar (C 4H10 ) 

Datos:

densidad Presión

RT

d = 1,71 g / L  1atm   = 0,842 atm P = 640 mm Hg x  760 mm Hg   T = 75ºC (K/ºC) + 273 K = 348 K R = 0,0821 L atm / K mol 1,71

Masa molar (C 4H10 ) 

g

L atm L x 0,082 x 348 K 0,8421 atm K mol

= 58,0 g / mol


63


2.

Si 10 g de peróxido de sodio reaccionan con agua para producir hidróxido de sodio y oxígeno, según la siguiente ecuación: Na2O2

+

H2O

→

NaOH

+

O2

a) Escribir la reacción química balanceada. b) ¿Cuántos litros de oxígeno se producirán a 20 ºC y 740 mm Hg? Desarrollo: a) 2 Na2O2

+ 2 H2O

→

4 NaOH

+

O2

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masa molar del reactante Na 2O2: Masa molar, Na2O2 = 78 g/mol b) Ahora se calculan los moles de Na 2O2: n Na 2 O 2 

10 g 78 g/mol

n Na2O2 = 0,128 mol Según los coeficientes estequiométricos de la reacción, la cantidad de O 2 formada será: 2 mol de Na 2 O 2 1mol de O 2



0,128 mol X

n O 2 = 0,064 mol Utilizando la ecuación de gas ideal, se puede determinar el volumen de O 2 según la ecuación siguiente: V 

nO 2 RT P

Datos: n O 2 = 0,064 mol P = 740 mm Hg P = 740 mm Hg x 1atm / 760 mm Hg = 0,974 atm T = 20 ºC (K/ºC) + 273 K = 293 K R = 0,0821 L atm / K mol Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

64


V O2 

0,064 mol L atm x 0,0821 x 293 K 0,974 atm K mol

V O2 = 1,6 L


Un cilindro rígido que contiene 3,50 L de H 2 a 17 °C y 0,913 atm se cierra herméticamente. ¿Si el cilindro se calienta a 71 °C, cuál es la presión en el cilindro? Indique cálculo de justificación:

2.

Un cilindro firmemente sellado de 5,0 L contiene 781 mm Hg de Ar (g) a 19 °C. Se calienta el cilindro hasta que se dobla la presión. ¿Cuál es la temperatura del gas? Indique cálculo de justificación:

3.

Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32 °C. El globo se coloca en nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza -132 °C. Asumiendo que la presión permanece constante, ¿cuál será el volumen de este globo enfriado? Indique cálculo de justificación:


65


4.

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

5.

¿Qué volumen de CO2 a 15 °C y 1.50 atm contiene el mismo número de moléculas que 0,410 L de O 2 a 35 °C y 3.00 atmósferas? Indique cálculo de justificación:

6.

Si un cilindro de 3,44 L de SO 2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas que un cilindro de 5,00 L de H 2 -7°C y 1,00 atm, cuál es la temperatura (en °C) del SO2? Indique cálculo de justificación:

7.

Si 3,67 g CO2 (g) se introduce en un cilindro vacío de 2,50 L a 65 °C, ¿cuál será la presión dentro del cilindro? Indique cálculo de justificación:


66


8.

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

9.

Calcule la densidad (en g/L) del Kr a 308 K y 527 mm Hg. Indique cálculo de justificación:

10. Una masa de 1.663 g de un gas desconocido se introduce en un cilindro vacío de 2.00 L. ¿Si la presión en el cilindro es de 0.544 atmósferas a 78°C, ¿cuál de los gases siguientes podría estar en cilindro? a) N2; b) C2H2; c) NH3; d) HCl; e) N 2O Indique cálculo de justificación:

11. ¿Qué volumen de O 2(g), medido a 91.2 °C y 743 mm Hg, será producido por la descomposición de 4,88 g KClO 3? 2 KClO3(s) → 2 KCl (s) + 3 O2(g) Indique cálculo de justificación:


67


12. ¿Qué volumen de O 2 (g), medido a 17,7°C y 0,978 atm reacciona con 15,1 g de C4H10(g) para producir CO2(g) y H2O(l)? Indique cálculo de justificación:

13. El ácido clorhídrico reacciona con cinc para producir hidrógeno según la reacción: 2 HCl (ac) + Zn (s) → ZnCl2(ac) + H2(g) Si 750,0 mL de HCl 0,250 M se combinan con 5,98 g de Zn (s), ¿qué volumen de gas de hidrógeno seco puede ser producido? Asuma que la temperatura y la presión del gas son 25 °C y 742 mm Hg, respectivamente. Indique cálculo de justificación:

14. La fórmula empírica de cierto hidrocarburo es CH 2. Cuando 0,120 moles de dicho hidrocarburo se queman por completo en un exceso de oxígeno, se producen 17,7 L de CO2 (g) a 27 °C y 1,00 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo? Indique cálculo de justificación:


68


15. La nitroglicerina nitroglice rina (227,1 g/mol) se descompone según la reacción: 4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO 2(g) + 10 H 2O (g) + O2(g) ¿Qué volumen total de gases se produce a 65 °C y 744 mm Hg por descomposición 5,00 g de nitroglicerina? justificación : Indique cálculo de justificación:

16. El agua se puede descomponer por electrólisis electrólisi s para producir hidrógeno y oxígeno gaseosos. ¿Qué masa de agua debe descomponerse para llenar un recipiente de 4,00 L con una mezcla de hidrógeno y de oxígeno a una presión total de 2.63 atmósferas a 298 K? 2 H2O (l) → 2 H2(g) + O2(g) Indique cálculo de justificación: justificación :

17. El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para producir producir dióxido de carbono: 2 CO (g) + O2(g) → 2 CO2(g) En un cilindro de 1,00 L, 2,40 atm de CO reaccionan con 4,50 atm de O 2. Si se asume que la temperatura permanece constante, ¿cuál será la presión final en el cilindro? Indique cálculo de justificación: justificación :


69


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

19. Un cilindro de 1,00 L a 298 K contiene una mezcla de Kr y de N 2 a una presión total de 0,940 atm. Si la fracción molar de Kr es 0,455 ¿cuál es la fracción molar del N 2? Indique cálculo de justificación: justificación :

20. El oxido nítrico, nítrico, NO (g), precursor en en la preparación preparación industrial del del ácido nítrico, nítrico, HNO3, se forma al reaccionar amoniaco, NH3 (g), con oxigeno, O 2(g), en presencia de un catalizador, de acuerdo a la ecuación siguiente: ____NO(g) ____NH3 (g) + ___O 2 (g) → ____ NO(g) + ____H2O(g) Equilibre la ecuación y encuentre, ¿cuántos litros de NH 3(g) son necesarios para reaccionar con 1,76 moles de O 2 (g) a 5,38 °C y 3,55 atm? Indique cálculo de justificación: justificación :


70


RESPUESTAS 1.

Respuesta:

1,08 atm

2.

Respuesta:

311 °C

3.

Respuesta:

1,49 L

4.

Respuesta:

1,24 ×10 3

5.

Respuesta:

0,767 L

6.

Respuesta:

29 °C

7.

Respuesta:

0,925 atm

8.

Respuesta:

0,362 mol

9.

Respuesta:

2,30 g/L

10. Respuesta:

N 2O

11. Respuesta:

1,83 L

12. Respuesta:

41,2 L

13. Respuesta:

2,29 L

14. Respuesta:

C6H12

15. Respuesta:

4,52 L

16. Respuesta:

5,17 g

17. Respuesta:

5,70 atm

18. Respuesta:

0,341

19. Respuesta:

0,714

20. Respuesta:

Coeficientes Coeficient es 4, 5, 4, 6; 9,00 L


71


GUÍA N° 6 REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA EJERCICIOS DESARROLLADOS 1.

a) ¿Qué volumen de disolución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 40,0% en masa y densidad 1,20 g/mL hace falta para preparar dos litros de disolución 0,10 M de dicho ácido? b) Una vez preparada dicha disolución, se toman 100 mL y se valoran con una disolución de NaOH 0,40 M gastándose, hasta llegar al viraje del indicador, 25,5 mL de esta última disolución. ¿Cuál será la concentración real del ácido clorhídrico (HCl)? a) Paso 1:

Ordenar los datos:

Masa molar del HCl = Masa molar del H + Masa molar del Cl Masa molar del HCl = 1,01 g/mol + 35,5 g/mol Masa molar del HCl = 36,51 g/mol Concentración de la disolución concentrada de HCl = 40,0% m/m d = 1,20 g/mL Paso 2 :

Se determinará primero la molaridad del HCl concentrado: Como sabemos: 40,0 % m / m 

40,0 g de HCl 100 g de solución

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

masa de HCl Masa Molar 40,0 g HCl 36,51 g/mol

nHCl = 1,10 mol Luego se obtendrá el volumen que corresponden los 100 g de disolución usando la densidad: d 

m V


72


Por lo tanto el volumen es: V 

V 

masa de la solución de HCl densidad de la solución 100 g 1,20 g/cm3

V = 83,3 mL = 0,0833 L Con estos datos y sabiendo que la molaridad es: M

moles de soluto de HCl 1Litro de solución

Por lo tanto, la molaridad será: 1,10 moles de HCl X  0,0833 L de solución 1 L de solución

X = 13,2 M Luego debemos obtener el volumen necesario para diluir la solución de 13,2 M a 0.10 M. Sabemos que: Moles antes de diluir = Moles después de diluir Moles = Molaridad x V (Litros) Por lo tanto: M antes de diluir x V antes de diluir = M después de diluir x V después de diluir Así, el volumen necesario de la disolución 13,2 M, para preparar 2 L de la solución 0,10 M es: V

V

antes de diluir

antes de diluir





Vdespués de diluir x Mdespués de diluir V

antes de diluir

2 L x 0,10 M 13,2 M

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


73


b) Para obtener la verdadera concentración de HCl se realiza una titulación ácido base que involucra la siguiente reacción: HCl(ac) + NaOH(ac) Paso 1:

→

NaC(ac) + H2O(l)

Ordenar los datos.

VHCl a titular = 100 mL = 0,100 L [NaOH] = 0,40 M VNaOH gastado = 25,5 mL = 0,0255 L Paso 2:

Obtener los moles de NaOH que serán neutralizados y luego por la estequiometría de la reacción los moles de HCl requeridos. Recordemos: n = M x V (Litros) nNaOH = 0,40

mol L

x 0.0255 L

nNaOH = 0,0102 mol Por lo tanto los moles de HCl requeridos serán: 1 mol de NaOH 0,0102 mol de NaOH  1 mol de HCl X

n HCl = 0,0102 mol Paso3:

La concentración real de HCl se determina sabiendo el concepto de molaridad antes dado: 0,0102 mol de HCl X  0,100 L de solución 1L

[HCl] = 0,102 M


74


2.

Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C. Calcular la masa molar de la resorcina, K eb del agua es 0,52 °C/m. Paso 1: Ordenar los datos.

Soluto resorcina

: masa

= 0,572 g

Solvente agua

: masa

= 19,31 g

Keb

=

0,52 °C/m

Tºeb

=

100,00 °C

Solución: Teb

=

100,14 °C

Paso 2 : Pregunta concreta  determinar la masa molar de la resorcina. Paso 3: Aplicamos las ecuaciones Teb

=

Teb

-

Teb

=

Keb m

Tºeb

Ecuación 1 Ecuación 2

Para poder calcular la masa molar del soluto necesitamos saber cual es la masa de un mol de moléculas de resorcina. Luego necesitamos saber que molalidad tiene la solución, para lo cual utilizamos entonces la ecuación 1, para determinar el aumento del punto de ebullición y la ecuación 2 para calcular la molalidad. Paso 4: Cálculo de la molalidad Teb =

Teb

Teb =

100,14 °C -

Teb =

-

Tºeb 100,00 °C

0,14 °C

Teb =

Keb m

0,14 °C =

(0,52 °C/molal) m

m

0,269 molal

=

Esto significa que 0,269 moles de soluto (resorcina) se disolvieron en 1000 g de solvente (agua). Paso 5 : Cálculo de moles de resorcina presentes en 19,31 g de agua. 0,269 moles resorcina X  1000 g de agua 19,31 g de agua

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


75


Paso 6 : Cálculo de la masa molar. nresorcina 

masa de resorcina Masa Molar

5,194 x 10 -3 moles 

Masa Molar 

0,572 g Masa Molar

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

Masa molar =

110 g/mol EJERCICIOS PROPUESTOS

1.

Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCI (cloruro de sodio) en 300 g de agua. Expresar su concentración en: a) masa de soluto/100 g de agua b) % m/m c) molalidad Indique cálculo de justificación:

2.

Se prepara una solución que contiene 6,0 g de un soluto cuya 500 mL de solución. Expresar su concentración en: a) % m/V b) molaridad

= 60,0 g/mol en

M



76


3.

Se dispone de una solución alcohólica 2,00 M de un soluto cuyo Determinar qué masa de soluto está presente en: a) 500 mL de solución b) 1000 mL de solución c) 3,00 L de solución

= 84,0 g/mol.

M


4.

¿Cuál es la fracción molar de Fe(NO3)3(ac) 1,98 m ? La masa molar de Fe(NO 3)3 es 241,9 g/mol y la masa molar del agua es 18,02 g/mol. Indique cálculo de justificación:

5.

El porcentaje en masa de un H 2SO4 concentrado es 96,0% y su densidad es 1,84 g/mL. ¿Cuál es la molaridad del H 2SO4 concentrado? Indique cálculo de justificación:

6.

Si la concentración de cloruro de potasio en agua es 113 ppm, ¿cuál es la molaridad del cloruro de potasio en agua? La masa molar del KCl es 74,55 g/mol. Asuma que la densidad de la solución es 1,00 g/mL. Indique cálculo de justificación:


77


7.

El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico (HCI). Cuando una muestra de 26,2 g de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 mL se obtiene una solución 5,28 x 10 3 M en HCI. Calcular el % m/m de HCI en el jugo gástrico. Indique cálculo de justificación:

8.

Calcular ¿qué masa de agua debe agregarse a 1200 g de solución 2,50 m de K 2SO4 para obtener una solución 1,50 m? Indique cálculo de justificación:

9.

Una muestra de 25,00 mL de NaOH se titula con 17,13 mL de HCl 0,3150 M. ¿Cuál es la concentración de la solución de NaOH? Indique cálculo de justificación:

10. ¿Qué volumen de NaCl 0,300 M se requiere para precipitar todo el ion Pb 2+ presente en 25,0 ml de Pb(NO 3)2 0,440 M? Pb(NO3)2(ac) + 2 NaCl (ac) → PbCl2(s) + 2 NaNO3(ac) Indique cálculo de justificación:


78


11. Una muestra de 25,00 mL de ácido sulfúrico, H 2SO4, requiere 42,13 mL de NaOH 0,1533 M para la titulación en el punto de equivalencia. ¿Cuál es la concentración del ácido sulfúrico? H2SO4(ac) + 2 NaOH → Na2SO4(ac) + 2 H2O (l) Indique cálculo de justificación:

12. ¿Cuántos mL de solución de H 2SO4 al 80% m/m y d = 1,74 g/mL se necesitan para que reaccionen completamente 50 g de zinc? Zn(s) + H2SO4(ac)

→

ZnSO4(ac) + H2(g)


13. Se quiere determinar la pureza en carbonato cálcico de un mineral de caliza, para lo cual 5 g de mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl 0,2 M, quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH 0,05 M, del que se gastan 75 mL. Señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral. CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O Indique cálculo de justificación:


79


14. La presión de vapor de agua pura a 45°C es 71,9 mm Hg. ¿Cuál es la presión de vapor de una mezcla de 21,0 g de sacarosa (C 12H22O11, masa molar 342,3 g/mol) y 79,0 g de agua? Indique cálculo de justificación:

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

16. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto molecular no polar si 5,52 gramos disueltos en 36,0 gramos de benceno comienzan a congelar a – 1,87 °C? El punto de congelación del benceno puro es de 5,50 °C y la constante crioscópica, K f , es – 5,12 °C/m. Indique cálculo de justificación:


80


17. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución que contiene 2,33 g de cafeína, C8H10N4O2, disuelta en 15,0 g de benceno? El punto de ebullición de benceno puro es 80,1°C y su constante ebulloscópica, K eb, es 2,53 °C/m. Indique cálculo de justificación:

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

19. A 25 °C, ¿cuál es la presión osmótica de 8,65 g de urea (CON 2H4) diluida con agua a 1,50 L? (R = 0.08206 L·atm/mol·K) Indique cálculo de justificación:


81


20. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en suficiente agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27 °C. ¿Cuál es la masa molar del soluto? (R = 0,08206 L·atm/mol·K) Indique cálculo de justificación:

RESPUESTAS 1.

Respuesta:

a) 5,0 g/100 g de agua b) 4,8 % m/m c) 0,85 m

2.

Respuesta:

a) 1,2% m/V b) 0,20 M

3.

Respuesta:

a) 84,0 g b) 168,0 g c) 504,0 g

4.

Respuesta:

0,0345

5.

Respuesta:

18,0 M

6.

Respuesta:

1,52 x 10 -3 M

7.

Respuesta:

0,147 % m/m

8.

Respuesta:

557, 5 g

9.

Respuesta:

0,2158 M

10. Respuesta:

73,3 mL

11. Respuesta:

0,1292 M

12. Respuesta:

53,869 mL

13. Respuesta:

61,25%

14. Respuesta:

70,9 mm Hg

15. Respuesta:

44,7 °C

16. Respuesta:

107 g/mol

17. Respuesta:

82,1 °C

18. Respuesta:

148 g/mol

19. Respuesta:

2,35 atm

20. Respuesta:

119 g/mol Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

82


GUIA Nº 7 UNIDAD Nº 4 EQUILIBRIO QUÍMICO Aprendizajes esperados Describir sistemas en equilibrio de ácidos y bases, sus propiedades en términos d e su estructura, siendo capaz de calcular concentraciones en equilibrio.

Contenidos - Constante de equilibrio Kp y Kc. - Equilibrio ácidobase. Constantes de acidez y basicidad. Relación entre ellas. - Disociación del agua. Producto iónico del agua. - Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas “p”. - Ácidos y bases fuertes y débiles. - Hidrólisis de sales. - Efecto del ión común. - Soluciones amortiguadoras. - Valoraciones ÁcidoBase. - Conceptos Generales de Oxido-Reducción. Balanceo de ecuaciones. - Potenciales estándar de reducción. Ecuación de Nernst. - Oxido-reducción en sistemas biológicos.


83



Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g) la Kc = 4,4 a 2000 K. Si se introducen en un reactor con una capacidad de 1,0 L simultáneamente 1 mol H 2, 1 mol CO2 y 2 mol de H2O, determine: a) Las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio b) La Kp c) Las presiones parciales de los gases en el equilibrio Desarrollo: a) Teniendo en cuenta la reacción: H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O(g)

+

CO (g)

Cinicial

1M

1M

2M

0

Reacción

xM

xM

0

0

Formación

0

0

xM

xM

(2 + x) M

xM

Equilibrio

(1 - x) M

(1 - x) M

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

[CO] = x Entonces:

Kc 

H2 OCO  CO 2 H2 

Ecuación 1

Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene: 4,4 

(2  x) x

Ecuación 2

(1 - x) (1 - x)

(4,4) (1 – 2x + x2) = 2 x + x2 Reordenando la ecuación 2 se tienen las ecuaciones 3 y 4: 4,4 x2 – x2 – 8,8 x – 2 x + 4,4 = 0

Ecuación 3

3,4 x2 – 10,8 x + 4,4 = 0

Ecuación 4


84


Utilizando la fórmula para resolver una ecuación cuadrática: a x2 ± b x ± c x = 0 x=

 b  b 2  4ac 2a

y aplicándola para la Ecuación 4 se tiene: x=

 (10,8) 

( 10,8) 2  4 (3,4) ( 4,4) 2 ( 4,4)

Resolviendo se tiene: X1 = 2,6966 M X2 = 0,4799 M X1 se descarta porque es mayor que la concentración inicial, por lo que el valor a utilizar es X2. Por lo tanto las concentraciones serán: [H2] = (1 - 0,4799) M = 0,52 M [CO2] = (1 - 0,4799)M = 0,52 M [H2O] = (2 + 0,4799) M = 2,5 M

[CO] = 0,48 M b) Sabiendo que n = (moles de productos – moles de reactantes) n

Como para nuestro caso n = 0, entonces: Kc = Kp = 4,4 c) Utilizando la ecuación de los gases PV = nRT y sabiendo que los moles totales de reactantes y productos es de 4 mol, la temperatura 2000 K, V = 1,0 L y R = 0,0821 L atm/K mol; la presión total es:

PTotal 

4 mol L atm x 0,0821 x 2000 K 1L K mol

PTotal = 656 atm La presión parcial de cada gas en el equilibrio se obtiene por: P Parcial del gas = fracción molar del gas (  ) x P Total Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

85


 =

moles del gas moles Totales

Los moles de cada gas y los totales en el equilibrio son: n H2 = 0,52 mol ; n CO 2 = 0,52 mol ; n H 2O = 2,5 mol ; n CO = 0,48 mol n total = 4,0 mol P H2 =

0,52 mol 4,0 mol

x 656 atm

P H2 = 85 atm

P CO2 =

0,52 mol 4,0 mol

x 656 atm

P CO2 = 85 atm

P H2O =

2,5 mol 4,0 mol

x 656 atm

P CO2 = 410 atm

P CO =

0,48 mol 4,0 mol

x 656 atm

P CO = 79 atm


86


2.

Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0,01 M tiene un pH de 5,60. Calcule: a) La concentración de HCN, CN, H3O+ y OH. b) El grado de disociación del HCN. c) Calcular su constante de acidez. Desarrollo: a) Como el pH = 5,60; entonces calculando el antilogaritmo, [H 3O+] = 2,5 x 10 -6 M HCN(ac)

+

H2O(l)

↔ CN(ac) + H3O+(ac)

Cinicial

0,01 M

----

0

0

Reacción

xM

----

0

0

Formación

0

----

xM

xM

----

xM

xM

Equilibrio

(0,01 - x) M

Por lo tanto: [HCN] = 0,01 - x [CN] = x [H3O+] = x Las especies químicas presentes son: el agua, H 2O (que actúa como disolvente y, por tanto, no tiene sentido hablar de su concentración). La concentración de ion cianuro, CN , será la misma que la concentración de ion hidronio, H3O+: [CN] = [H3O+] = 2,5 x 10-6 M La concentración de ion hidroxilo se calcula a partir de la expresión del producto iónico del agua: Kw = [H3O+] [OH−] que, a 25ºC, tiene un valor de 1,0 x 10 14. Por lo tanto: 14

OH    1,0 x 10 H3 O



1,0 x 10 14 2,5 x 10 6

[OH-] = 4 x 10-9 M Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

87


b) Por último, la concentración de ácido cianhídrico que queda sin disociar será igual a la concentración inicial menos la concentración de ácido que se ha disociado 2,5 x 10-6 M. [HCN] = 0,01 M - 2,5 x 10-6 M = 0,0099975 0,01 M lo cual es lógico ya que el ácido cianhídrico es un ácido débil y prácticamente no está disociado. Grado de disociación: α=

Concentrac ión de la especie disociada Concentrac ión inicial

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

y el % de disociación sería: (2,5 x 10 -6 M / 0,01M) x 100 Porcentaje de disociación = 2,5 x 10 -2 %. c) Para determinar el valor de la constante Ka escribimos su expresión y sustituimos los valores que son conocidos: Ka 

CN 

H3 O 

HCN 

2,5 x 10 6 2,5 x 10 6 Ka  0,01

Ka = 6,25 x 10

10


88



Escriba la expresión de Kc ó Kp para las siguientes reacciones: Cu2+(ac) + 4 NH3(ac)  Cu (NH3)42+(ac) Al2S3(s)

 Al

23+(ac) + 3 S2-(ac)

CH3CO2-(ac) + H2O (l)  CH3CO2H (ac) + OH-(ac) 2 HBr (g)  H2(g) + Br 2(l) 2 Hg2O(s)

 4

Hg(s) + O2(g)

Justificación:

2.

Escriba las ecuaciones químicas equilibradas que correspondan a las siguientes expresiones de constante de equilibrio: K p =

P NH3 P N1/22 P H3/2 2

3+

- 3

; K = [Fe ][OH ] ; K =

[F- ][H3O+ ] [HF]

Justificación:

3.

El tetraóxido de dinitrógeno se descompone para producir dióxido de nitrógeno: N2O4(g)



2 NO2(g)

Calcule el valor de K p, conociendo que K c = 5.88 x 10-3 a 273 K. ( R = 0,08205 L·atm/mol·K) Indique cálculo de justificación:


89


4.

Un recipiente de 4,00 L se llena con 0,75 mol de SO 3, 2,50 mol de SO 2, y 1,30 mol de O2, permitiéndose que alcance el equilibrio. Usando el cociente de la reacción Q, prediga el efecto sobre las concentraciones de SO 3 cuando el equilibrio es alcanzado. Asuma que la temperatura de la mezcla se escoge de tal forma que K c = 12. 2 SO3 (g)  2 SO2 (g) + O2(g) Indique cálculo de justificación:

5.

La reacción siguiente se estudia a temperaturas altas: PCl5(g)



PCl3(g) + Cl2(g)

Si en el equilibrio, las presiones parciales de los gases son las siguientes: PCl 5 = 1,8 x 10-2 atmósfera, PCl 3 = 5,6 x 10-2 atmósfera, y Cl 2 = 3,8 x 10 -4 atmósfera. ¿Cuál es el valor K p para la reacción? Indique cálculo de justificación:

6.

A una temperatura dada, una mezcla del equilibrio contiene las concentraciones siguientes de gases: [SO 3] = 0,054 M, [SO 2] = 0,0047 M, y [O 2] = 0,58 M. ¿Cuál es la constante de equilibrio, K c, para la siguiente reacción? 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g) Indique cálculo de justificación:


90


7.

Se adicionan 0,0774 moles de N 2O4 (g) a un recipiente de 1,00 L a una temperatura dada. Después de que se alcanza el equilibrio, la concentración de NO 2 (g) es 0,0068 M. ¿Cuál es el valor de K c para la reacción siguiente? N2O4 (g)  2 NO2 (g) Indique cálculo de justificación:

8.

A 25°C, la descomposición del tetraóxido del dinitrógeno: N2O4(g )  2 NO2(g ) tiene una constante de equilibrio ( K p) de 0,144. En el equilibrio, la presión total del sistema es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio? Indique cálculo de justificación:

9.

El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y bromo gaseosos: COBr 2(g)

 CO

(g) + Br 2 (g)

K c es igual a 0,19 a 73 ºC. Si una concentración inicial de COBr 2 de 0,63 M se

calienta a 73°C hasta que alcance el equilibrio, ¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr 2, CO, y Br 2? Indique cálculo de justificación:


91


10. Una solución se prepara diluyendo 0,16 mol de HNO 3 con agua hasta un volumen de 1,5 L. ¿Cuál es el pH de dicha solución? Indique cálculo de justificación:

11. Cuál es el pH de NaOH 2,1 x 10 -5 M (ac) a 25 ºC? ( K W = 1,0 × 10-14) Indique cálculo de justificación:

12. ¿Cuál es la concentración de H 3O+ en una solución acuosa con un pH de 12,17? Indique cálculo de justificación:

13. ¿Cuál es la concentración de OH - en una solución acuosa con un pH de 11,45? (K W = 1,0 × 10 -14) Indique cálculo de justificación:

14. ¿Cuál es el pH una solución 5,0 × 10 -3 M de HF? El valor de K a para HF es 7,2×10 -4. HF(ac) + H2O(l) ↔ F-(ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación:


92


15. ¿Cuál es la concentración de OH - en CH3CO2- 0,51 M? K b del CH3CO2- = 5,6 x 10 -10 CH3CO2-(ac) + H2O (l) ↔ CH3CO2H(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:

16. ¿Cuál es el pH del ácido benzoico acuoso 0,015 M? ( K a de C5H6CO2H = 6,3 x 10 -5) CH6H5COOH(ac) + H2O (l) ↔ CH3COO- (ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación:

17. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? ( K b de ClO- = 2,9 x 10-7) ClO-(ac) + H2O(l) ↔ HClO(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:

18. El pH de la trimetilamina acuosa 0,050 M es 11,24. ¿Cuál es el valor de K b de esta base? (CH3)3N(ac) + H2O(l) ↔ (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:


93


19. A 25 ºC, una disolución de amoniaco en agua contiene 0,17 g de este compuesto por litro de disolución y se sabe que está disociado en un 4,3 %. Calcular: a) La concentración de iones amonio e hidróxido b) La constante de disociación del amoniaco en agua a la temperatura mencionada c) El pH de la disolución H3N(ac) + H2O(l) ↔ H4N+(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:

20. El ácido fórmico (metanoico) es un ácido monoprótico moderadamente débil con una constante de disociación, Ka = 1,8 x 10 -4. Si se prepara una disolución 0,100 M de este ácido: a) ¿Cuál será el pH de la disolución? b) ¿Existirá ácido fórmico en disolución acuosa una vez alcanzado el equilibrio? c) Si es afirmativa la respuesta del apartado b), ¿cuál será la concentración de ácido fórmico en el equilibrio? Indique cálculo de justificación:


94


RESPUESTAS

1.

Respuesta:

[Cu(NH3 )2+ 4 ]

K c =

[Cu 2+ ][NH 3 ]4

K = [Al3+ ]2[S2- ]3 K =

[CH3CO-2 ] [CH3CO2 H][OH- ]

K p =

P H2 2 P HBr

K p = P O2

2.

Respuesta:

1/2 N2(g) + 3/2 H 2(g) Fe(OH)3(s)





NH3(g)

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

HF(ac) + H 2O(l)



F-(aq) + H3O+(ac)

3.

Respuesta:

0,132

4.

Respuesta:

[SO3] disminuirá porque Q < K

5.

Respuesta:

1,2 x 10-3

6.

Respuesta:

4,4 × 10-3

7.

Respuesta:

6,2 x 10-4

8.

Respuesta:

0,20 atm NO 2 (g) y 0,28 N2O4 (g)

9.

Respuesta:

[COBr2] = 0,37 M, [CO] = 0,26 M, [Br 2] = 0,26 M

10.

Respuesta:

0,97

11.

Respuesta:

9,32

12.

Respuesta:

6,8 x 10-13 M

13.

Respuesta:

2,8 x 10-3 M

14.

Respuesta:

2,80

15.

Respuesta:

1,7 x 10-5 M

16.

Respuesta:

3,03

17.

Respuesta:

10,34

18.

Respuesta:

6,3 x 10-5

19. Respuesta:

a) [NH 4+] = [OH-] = 4,3 x 10 -4 b) 1,93 x 10-5 c) 10,63

20. Respuesta:

a) 3,46 b) Si, existirá, porque el ácido no está totalmente ionizado c) 6,56 x 10-4 M


95


GUIA Nº 8 EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE EJERCICIOS DESARROLLADOS 1.

Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de hidróxido sódico 0,10 M con 50 mL de ácido fórmico (metanoico) 0,10 M. Ka = 5,6 x 10 -11, según la ecuación siguiente: HCOOH + NaOH

→

HCOONa

+ H2O

Desarrollo: Primero debemos calcular los moles de HCOOH y NaOH y la concentración de cada uno en la solución. V HCOOH = 50 mL = 0,050 L V NaOH = 50 mL = 0,050 L El volumen total será: 0,050 L + 0,050 L = 0,100 L n HCOOH = 0,10 M x 0,050 L n HCOOH = 0,0050 mol n NaOH = 0,10 M x 0,050 L n NaOH = 0,0050 mol Entonces las concentraciones en la solución serán: 0,0050 mol 0,100 L



X 1L

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


96


HCOONa(ac)  HCOO(ac) + Na+(ac) Concentración inicial:

0,050 M

Concentración final:

0

0

0

0,050 M

0,050 M

Por lo tanto: [HCOONa] inicial = [HCOO] = [Na+] = 0,050 M HCOO(ac) + H2O(l) Cinicial



HCOOH(ac)

+

OH(ac)

0,050 M

-----

0

0

Reacción

xM

-----

0

0

Formación

0

-----

xM

xM

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

xM

xM

Equilibrio

Como sabemos: Ka x Kh (ó Kb) = Kw Por lo tanto: Kw

Kh ó Kb 

Ka

1,0 x 10 -14



5,6 x 10 -11

Kb = 1,79 x 10-4 Kb

 HCOOH  OH  

1,79 x 10

HCOO  

-4

x2



(0,050 - x)

Resolviendo la ecuación cuadrática tendremos: x = [OH] = 2,90 x 10 3 M Entonces: pOH = 2,54 pH = 14 – 2,54 pH = 11,46


97


2.

Si se tiene un litro de una solución amortiguadora que contiene 0,10 mol de ácido láctico, C2H3COOH, y 0,12 mol de lactato de sodio, C 2H3COONa, calcule: a) El pH del amortiguador (Ka = 1,4 x 10 4) b) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de NaOH (no tome en cuenta el cambio de volumen) c) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de HCl (también sin tomar en cuenta el cambio de volumen). Desarrollo: a) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M El lactato de sodio es un electrolito fuerte por lo cual: C2H3COONa(ac)  C2H3COO(ac) + Na+(ac) Concentración inicial:

0,12 M


0

0

0

0,12 M

0,12 M

Por lo tanto: [C2H3COO] = 0,12 M Teniendo en cuenta la reacción: C2H3COOH(ac) + H2O(l)  C2H3COO(ac) + H3O+(ac) Cinicial

0,10 M

-----

Reacción

xM

-----

0

Formación

0

-----

xM

xM

-----

(0,12 + x) M

xM

Equilibrio

(0,10 - x) M

0,12 M

0 0

Por lo tanto: [C2H3COOH ] = (0,10 – x) [C2H3COO] = (0,12 + x) [H3O+] = x Entonces:

Ka 

C 2H3 COO  H3 O 

C2H3 COOH 


Ecuación 1

98


Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene: 1,4 x 10

-4



(0,12  x ) x

Ecuación 2

(0,10 - x)

Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO ] = (0,12 – x) M 0,12 M ≈

[C2H3COOH] = (0,10 + x) M 0,10 M ≈

Sustituyendo: 1,4 x 10

-4



(0,12 ) x (0,10)

Despejando x: x

(1,4 x 10

-4

) (0,10 )

(0,12)

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

Base  Acido

Para nuestro caso: pH = pKa + log

C 2H3 COO 

C 2H3 COOH 

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

0,12 0,10

pH = 3,92


99


b) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M [C2H3COO] = 0,12 M El hidróxido de sodio es un electrolito fuerte por lo cual: NaOH(ac)  OH(ac) + Na+(ac) Concentración inicial:

0,02 M


0

0

0

0,02 M

0,02 M

Por lo tanto: [OH] = 0,02 M Se está agregando una base que reaccionará con el ácido del amortiguador en una reacción de neutralización, es decir con el ácido láctico, según el siguiente cuadro estequiométrico: CH3COOH(ac) + OH(ac)  H2O(l) + CH3COO(ac) Antes de la reacción Reacción Formación

0,10 M 0,02 M 0

Después de la reacción

0,08 M

0,02 M 0,02 M 0 0

-------

0,12 M 0 0,02 M

---

0,14 M

Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de ácido y base después de la reacción de neutralización: C2H3COOH(ac) + H2O(l)  C2H3COO(ac) + H3O+(ac) Cinicial

0,08 M

-----

Reacción

xM

-----

0

Formación

0

-----

xM

xM

-----

(0,14 + x) M

xM

Equilibrio

(0,08 - x) M

0,14 M

0 0


Ka 

C 2H3 COO  H3 O 

C2H3 COOH 


Ecuación 1

100



-4



(0,14  x ) x (0,08 - x)

Ecuación 2


[C2H3COOH] = (0,08 + x) M 0,08 M ≈


-4



(0,14 ) x (0,08)

Despejando x: x

(1,4 x 10

-4

) (0,08 )

(0,14)

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

C 2H3 COO 

C 2H3 COOH 


0,14 0,08

pH = 4,10


101


c) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M [C2H3COO] = 0,12 M El ácido clorhídrico es un electrolito fuerte por lo cual: HCl(ac) Concentración inicial:



Cl(ac)

0,02 M


+

H+(ac)

0

0

0

0,02 M

0,02 M

Por lo tanto: [H+] = [H3O = 0,02 M Se está agregando un ácido que reaccionará con la base del amortiguador en una reacción de neutralización, es decir el lactato de sodio, según el siguiente cuadro estequiométrico: CH3COO(ac) + H3O(ac)  H2O(l) + CH3COOH(ac) Antes de la reacción Reacción Formación

0,12 M 0,02 M 0

0,02 M 0,02 M 0

Después de la reacción 0,10 M

0

-------

0,10 M 0 0,02 M

---

0,12 M

Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de ácido y base después de la reacción de neutralización: C2H3COOH(ac) + H2O(l) Cinicial



C2H3COO(ac) + H3O+(ac)

0,12 M

-----

Reacción

xM

-----

0

0

Formación

0

-----

xM

xM

Equilibrio

(0,12 - x) M

-----

0,10 M

(0,10 + x) M

0

xM


Ka 

C2H3 COO  H3 O 

C2H3 COOH 


Ecuación 1

102



-4



(0,10  x ) x

Ecuación 2

(0,12 - x)


[C2H3COOH] = (0,12 + x) M 0,12 M ≈


-4



(0,10 ) x (0,12)

Despejando x: x

(1,4 x 10

-4

) (0,12 )

(0,10)

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

C 2H3 COO 

C 2H3 COOH 


0,10 0,12

pH = 3,77


103



Se preparan tres disoluciones acuosas de tres sales diferentes, fluoruro sódico, cloruro sódico y cloruro amónico. ¿Cómo será respectivamente el pH de las disoluciones anteriores?: Indique justificación:

2.

Se tiene una disolución 0,30 M de acetato sódico. La K a del CH3COOH = 1,8 x 10-5. Calcule: CH3COONa (ac) → Na+ (ac) + CH3COO- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) CH3COOH (ac) + OH- (ac) ↔

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

3.

Calcule el pH de una disolución de cloruro amónico 2,0 M, K b (NH3) = 1,8 x 10-5. NH4Cl(ac) → NH4+ (ac) + Cl- (ac) NH4+ (ac) + H2O(l) ↔ NH3(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación:


104


4.

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

5.

¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 35 mL 0,50 M de NH 3 (ac) y 35 mL 0,50 de HCl (ac) a 25 ºC? ( K b para el NH 3 = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación:

6.

¿Cuál es el pH de una solución que resulta de agregar 25 mL de NaOH 0,50 M a 75 mL de CH3CO2H 0,50 M? ( K a del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación:


105


7.

Si a la disolución de CH 3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+, se le añade acetato sódico, CH3COONa. ¿Qué debería esperar que ocurriera? Indique Justificación:

8.

Pretendemos preparar una disolución amortiguadora. Para ello, preparamos un litro de disolución de un ácido HA cuyo K a = 5 x 10-6. La concentración es 0,2 M y queremos obtener una disolución con pH = 5,00. ¿Cuántos moles de NaA debemos añadir? Indique cálculo de justificación:

9.

¿Cuál es el pH de una solución acuosa que es 0,30 M en HF y 0,15 M en F -? (K a de HF= 7,2 x 10 -4) Indique cálculo de justificación:


106


10. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH 3 y 8,0 g de NH4Cl se diluyen con agua hasta un volumen de 0,50 L? ( K a del NH4+ = 5,6 x 10-10) Indique cálculo de justificación:

11. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 11 g de NaCH 3CO2 se mezclan con 85 mL de CH 3CO2H 1,0 M y se diluyen con agua hasta 1,0 L? ( K a del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación:

12. ¿Qué masa de KF sólido (masa molar = 58,1 g/mol) se debe agregar a 2,0 L de HF 0,25 M para hacer una solución buffer con un pH de 3,14? (p K a para HF = 3,14) Indique cálculo de justificación:


107


13. Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H 2PO4- y 0,250 mol de HPO42- y diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21. ¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21? Indique cálculo de justificación:

14. ¿Cuántos moles de HCl deben ser agregados a 1,00 L de NH 3 0,72 M para hacer un buffer con un pH de 9,50? ( K a del NH4+ = 5,6 x 10 -10) Indique cálculo de justificación:

15. Calcula el pH de una disolución formada por: a) 250 mL de HCl 0,10 M mezclados con 150 mL de NaOH 0,20 M; b) 125 mL de HCl 0,30 M mezclados con 200 mL de NaOH 0,15 M; c) 50 mL de HCl 0,20 M mezclados con 50 mL de NH 3 0,20 M; d) 50 mL de CH 3COOH 0,20 M mezclados con 50 mL de KOH 0,10 M. K a (CH3COOH) = 1,8 x 10 -5; K b (NH3) = 1,8 x 10 -5 Indique cálculo de justificación:


108


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

17. Calcula la pureza de una sosa comercial, si 30 gramos de la misma precisan 50 mL de ácido sulfúrico 3,0 M para su neutralización total. Indique cálculo de justificación:

18. Tenemos 25 mL de CH3COOH 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades siguientes de NaOH 0,050 M: a) 10 mL; b) 25 mL; c) 49 mL; d) 50 mL; e) 60 mL Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: K a (CH3COOH) = 1,8 x 10 -5 Indique cálculo de justificación:


109


19. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades siguientes de NH3 0,20 M: a) 20 mL; b) 25 mL; c) 26 mL; d) 40 mL Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: K b (NH3) = 1,8 x 10 -5 Indique cálculo de justificación:

20. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadirle las cantidades siguientes de NaOH 0,10 M: a) 40 mL; b) 49 mL; c) 51 mL; d) 90 mL. Indique el pH en el punto de equivalencia. Indique cálculo de justificación:


110


RESPUESTAS 1.

Respuesta:

Fluoruro sódico: sal de ácido débil y base fuerte. Da reacción de hidrólisis básica (con pH > 7): NaF(ac) → Na+ (ac) + F- (ac) y F- (ac) + H2O(l) ↔ HF(ac) + OH-(ac) Cloruro sódico: Sal de ácido fuerte y base fuerte. No hay hidrólisis de los iones, la disolución es neutra y su pH = 7. Cloruro amónico: sal de ácido fuerte y base débil. Sólo se hidroliza el ión amonio: NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl-(ac) El Cl- se hidrata, y el NH 4+ da reacción de hidrólisis ácida (con pH < 7): NH4+(ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + H3O+ (ac)

2.

Respuesta:

a) pH = 9,10 b) 1,3 x 10-5 M.

3.

Respuesta:

pH = 4,47

4.

Respuesta:

10,34

5.

Respuesta:

4,93

6.

Respuesta:

4,44

7.

Respuesta:

CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ y CH3COONa → CH3COO- + Na+ Por efecto del ión común (CH 3COO-), al añadir NaAc, el equilibrio de disociación del CH 3COOH se desplazará hacia la izquierda, hasta que el cociente de reacción vuelva a tener el mismo valor de Kc y se alcance el equilibrio nuevamente.

8.

Respuesta:

0,1 mol

9.

Respuesta:

2,84

10. Respuesta:

9,45

11. Respuesta:

4,94

12. Respuesta:

29 g

13. Respuesta:

0,205 mol

14. Respuesta:

0,26 mol

15. Respuesta:

a) pH = 12,10 b) pH = 1,63 c) pH = 5,13 Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

111


d) pH = 4,74 16. Respuesta:

pH = 13,61 y 0,40 litros

17. Respuesta:

40%

18. Respuesta:

a) 4,15 b) 4,75 c) 6,44 d) 8,64 e) 11,77 pH = 8,64 en el punto de equivalencia

19. Respuesta:

a) 1,84 b) 5,21 c) 7,85 d) 9,03 pH = 5,21 en el punto de equivalencia

20. Respuesta:

a) 1,95 b) 3,00 c) 11,00 d) 12,46 pH = 7,00 en el punto de equivalencia


112


GUIA Nº 9 ÓXIDO – REDUCCIÓN EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. a) Determinar los números de oxidación de cada elemento, identificar los elementos que sufren cambio en su número de oxidación e indicar cual se reduce en las reacciones siguientes.

b)

i)

Fe2O3 + CO → Fe + CO 2

ii)

H2SO4 + KBr → Br 2 + K2SO4 + SO2 + H2O

iii)

K2Cr 2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr 2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Balancear las siguientes reacciones en medio ácido y medio básico por el método del ion-electrón. i)

KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

ii)

Cr 2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Desarrollo: a) i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): Fe2 O3 + 3 C O → 2 Fe + 3 C O2 +2 –2 0 +4 –2 E.O.: +3 –2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”, luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”, luego se oxida (cada átomo de C pierde 2 electrones). ii) H2SO4 + KBr → Br 2 + K2SO4 + SO2 + H2O Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): 2 H2 S O4 + 2 K Br → Br 2 + K2 S O4 + S O2 + 2 H2 O 0 +1 +6 –2 +4 −2 E.O.: +1 +6 –2 +1 −1

+1 −2

Reducción: El S disminuye su E.O. de “+6” a “+4”, luego se reduce (c ada átomo de S captura 2 electrones). Oxidación: El Br aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomo de Br pierde 1 electrón). iii) K2Cr 2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr 2(SO4)3 + K2SO4 + H2O


113


Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): K2 Cr 2 O7 + 7 H2 S O4 + 6 K I → 3 I2 + Cr 2 (S O4)3 + 4 K2 S O4 + 7 H2 O E.O.: +1 +6 -2 +1 +6 –2 +1 −1 0 +3 +6 –2 +1 +6 –2 +1 −2 Reducción: El Cr disminuye su E.O. de “+6” a “+3”, luego se reduce (cada átomo de Cr captura 3 electrones). Oxidación: El I aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomo de I pierde 1 electrón). b) i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Pasos del método ion-electrón en medio ácido: 1. Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnO4 → K+ + MnO4 – MnSO4 → Mn2+ + SO42 –

H2SO4 → 2H+ + SO42 – K2SO4 → 2K+ + SO42 –

KI → K+ + I – I2 y H2O (sin disociar)

2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: Oxidación: 2 I – → I2 Reducción: MnO 4 – → Mn2+ 3. Para reacciones en medio ácido, agregar H 2O para balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos de H: Oxidación: 2 I – → I2 Reducción: MnO4 – + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado: Oxidación: 5 x (2 I – → I2 + 2e−) Reducción: 2 x (MnO4 – + 8 H+ + 5e− → Mn2+ + 4 H2O) Oxidación: 10 I – → 5 I2 + 10e− Reducción: 2 MnO4 – + 16 H+ + 10e− → 2 Mn2+ + 8 H2O Reacción global: 10 I – + 2 MnO4 – + 16 H+ → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O


114


5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI → 2 MnSO 4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O Las 6 moléculas de K 2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. ii) Cr 2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K 2CrO4 + KCl + K 2SO4 + H2O 1. Moléculas o iones existentes en la disolución: Cr 2(SO4)3 → 2Cr 3+ + 3SO42 – KOH → K+ + OH – – + KClO2 –3 → K+ + ClO 3 K2CrO4 → 2K + + – CrO4 KCl → K + Cl K2SO4 → 2K+ + SO42 – H2O (sin disociar) 2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: Oxidación: Cr 3+ → CrO42 – Reducción: ClO3 → Cl – 3. Para reacciones en medio básico, agregar OH - para balancear los átomos de O y H2O para balancear los átomos de H: Oxidación: Cr 3+ + 8 OH – → CrO42 – + 4 H2O Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO 42 – provienen de los OH – existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H 2O junto con todos los átomos de H. Reducción: ClO3 – + 3 H2O → Cl – + 6 OH – Los 3 átomos de O que se precisan para formar el Cl – provienen de los OH – existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H 2O junto con todos los átomos de H. 4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado. Oxidación: 2 x (Cr 3+ + 8 OH – → CrO42 – + 4 H2O + 3e−) Reducción: ClO3 – + 3 H2O + 6e – → Cl – 2 Cr 3+

+ 6 OH –

+ 16 OH – → 2 CrO42 –+ 8 H2O + 6e−

ClO3 – + 3 H2O + 6e− → Cl –+ 6 OH – R. global: 2Cr 3+ + 16OH – + ClO3 – + 3H2O → 2CrO42 – + 8H2O + Cl – + 6OH – Simplificando los OH – y el H2O presentes en ambos miembros: 2 Cr 3+ + 10 OH – + ClO3 – → 2 CrO42 – + 5 H2O + Cl –


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5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: Cr 2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH → 2 K2CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K 2SO4 Las 3 moléculas de K 2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. 2.

a) Calcule el potencial de una celda donde: una semicelda está formada por el par Fe3+/Fe2+, en la cual la [Fe 3+] = 1,00 M y la [Fe 2+] = 0,10 M; y en la otra semicelda se encuentra el par MnO 4-/Mn2+ en solución ácida con una [MnO 4-] = 1,0 x 10-2 M, la [Mn+2] = 1 x 10-4 M y la [H+] = 1,0 x 10 -3 M. b) Una pila Al(s) / Al3+(ac) (0,10 M) // Cu+2(ac) (0,020 M) / Cu (s) empieza a funcionar. Calcule su potencial inicial y el potencial que tendrá cuando la concentración del catión cúprico se redujo en un 30%. ¿Cuál es la Keq y el Gº de esta reacción a 25ºC? Datos: Eº Fe3+/Fe2+ = 0,771 V; Eº MnO 4-/Mn2+ = 1,51 V; Eº Al 3+(ac)/Al(s) = -1,66 V; Eº Cu+2(ac)/Cu(s) = 0,34 V. Desarrollo: a) Primero se debe balancear la ecuación en medio ácido y calcular el potencial estándar, Eº: MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 e− → Mn2+(ac ) + 4 H2O(l) 5 (Fe2+(ac) → Fe3+(ac) + e− )

Eº = - 0,771 V

MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 e− → Mn2+(ac) + 4 H2O(l) 5 Fe2+(ac) → 5 Fe3+(ac) + 5 e− MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 Fe2+(ac)

→ Mn2+(ac) +

Eº = 1,51 V

Eº = 1,51 V Eº = - 0,771 V

4 H2O(l) + 5 Fe3+(ac) Eºcelda = 0,74

V

O bien se puede calcular: Eºcelda = Eºred (cátodo) − Eºred (ánodo) Eºcelda = Eº (MnO4-) – Eº (Fe3+) Eºcelda = 1,51 V – (0,771 V) = 0,74 V Recordemos que la Ecuación de Nernst es: Ecuación 1 Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción. Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

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Reemplazando en la ecuación 1:

E celda = (0,74 V – 0,32 V) = 0,42 V b) Primero se debe balancear la ecuación y calcular el potencial estándar, Eº: 2 x (Al(s) → Al3+(ac) + 3 e−)

Eº = 1,66 V

3 x (Cu2+(ac) + 2 e− → Cu(s))

Eº = 0,34 V

2 Al(s) → 2 Al3+(ac) + 6 e−

Eº = 1,66 V

3 Cu2+(ac)

−

+ 6 e → 3 Cu

(s )

2 Al(s) + 3 Cu2+(ac) → 2 Al3+(ac) + 3 Cu(s)

Eº = 0,34 V

Eºcelda = 2,00 V

Recordemos que la Ecuación de Nernst es:

Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción. Reemplazando en la ecuación 1:

E celda(inicial) = (2,00 V – 0,030 V) = 1,97 V La concentración de ion cúprico se redujo en un 30%: [Cu+2]inicial = 0,02 M El 30% de este valor es: [Cu+2]reducida = 6,0 x 10 -3 M [Cu+2]final = [Cu+2]inicial

- [Cu+2]reducida = 0,02 M - 6,0 x 10 -3 M

[Cu+2]final = 0,014 M Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

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Entonces el potencial de celda es:

E celda = (2,00 V – 0,035 V) = 1,96 V Para determinar la constante de equilibrio debemos recordar que E

celda =

0, por lo tanto:

Despejando y obteniendo el antilogaritmo la constante se obtiene por la siguiente ecuación: Eº x n

Log K =

0,0592 V

Eº x n

K = 10 0,0592 V 2,00Vx6

K = 10 0,0592 V K = 1,00 x 10203 Para determinar Gº se utiliza la ecuación siguiente, donde F = 96500 C y que 1J = C x V: Gº = - n F Eºcelda Gº = - 6 x 96500 C x 1,96 V = - 1,13 x 10 6 J Gº = - 1,13 x 103 kJ 3. Calcule la masa de cobre producido al reducirse iones Cu +2 por el paso de 2,5 amperes de corriente, por una solución de sulfato cúprico, CuSO4, durante un tiempo de 45 minutos. Desarrollo: La semi-reacción de reducción de los iones Cu +2 en el cátodo es: Cu +2(ac) + 2e- ↔Cu(s) En ella vemos que por cada 2 moles de e- se deposita 1 mol (63,5g) de cobre sólido. Calculemos la cantidad de carga eléctrica transportada Q, en Coulomb. La cantidad de carga en Coulomb es igual a la intensidad de la corriente en Amperes (C/s) multiplicada por el tiempo transcurrido en segundos Q (C) = I(A) x t(s) Como Ampere = C/s debemos transformar los minutos a segundos: 45min× 60 s= 2700s 1min Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

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Ahora, reemplazando: Q(C) = 2,5 c/s x 2700 s = 6750 C Con la constante de Faraday, que nos da la cantidad de carga eléctrica de 1 mol de electrones: 1F = 96500 C/mol, se calcula el número de moles de electrones: 1 mol de e- = 96500 C

x mol ex = 0,07 mol e

6759 C

y ahora se relaciona el número de moles de electrones con los moles de Cu que se forman: 2 mol e1 mol de Cu

=

0,07 mol ex mol de Cu

x = 0,035 mol de cobre

Masa Cu = 0,035 mol x 63,5 g/mol = 2,22 g de cobre son los que se producen EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Dadas las reacciones siguientes: a) CO + 2H2 → CH3OH b) HCl + NaOH → NaCl + H 2O c) 2H2S + SO2 → 3S + 2H 2O Deducir si son reacciones redox o no, y en caso afirmativo, indicar el número de oxidación de cada uno de los elementos y qué elementos se oxidan y cuáles se reducen. Indique justificación:


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2. En metalurgía, que es el proceso para obtener metales a partir de sus minerales, siempre se efectúan reacciones de óxido- reducción. En la metalurgía de la galena (PbS), el mineral principal que contiene plomo, el primer paso es la conversión de sulfuro de plomo en óxido (mediante el proceso de tostación) 2PbS(s) + 3 O2(g) → 3PbO(s) + 2SO2(g) A continuación se trata el óxido con monóxido de carbono para obtener un metal libre. PbO(s) + CO(g) → Pb(S) + CO2(g) Identifique que átomos se oxidan y se reducen en cada reacción y especifique caules son los agentes oxidantes y reductores. Indique justificación:

3. Balancee la siguiente ecuación de óxido reducción utilizando el método ion – electrón en medio ácido: K2SO3 + KIO3 + HCl → K2SO4 + I2 + KCl + H2O Indique justificación:


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4. En reacciones donde una especie redox se oxida y se reduce por sí misma, recibe el nombre de dismutación . En este caso, el cloro se oxida y reduce a la vez inducido por el medio alcalino de la reacción. Esta es una de las reacciones utilizadas en la industria para la síntesis de hipoclorito de sodio por su bajo costo. Balancee la siguiente ecuación de óxido reducción utilizando el método ion – electrón – electrón en medio alcalino: NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO Indique justificación Indique justificación::

5. Por acción del dicromato potásico en medio ácido sulfúrico sobre el yoduro potásico, se produce la oxidación de éste, originándose como productos de reacción sulfato potásico, sulfato de cromo (III), yodo y agua. Balancea la reacción completa por el método del ion –electrón. –electrón. Indique justificación Indique justificación::

6. Balancea por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio). Indique justificación Indique justificación::


121


7. Completar y balancear por el método del ion-electrón las reacciones siguientes: a) Ácido sulfhídrico con dicromato de potasio en medio ácido clorhídrico para dar azufre y cloruro de cromo(III). b) Dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido para dar ácido sulfúrico y sulfato de manganeso(II). c) Arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH para dar arseniato de potasio y dióxido de manganeso. Indique justificación Indique justificación::

8. Calcule la fem estándar de la pila: Fe3+(ac) + I-(ac) →Fe2+(ac) + I2 (s) Si los potenciales estándar de reducción son los siguientes: E°Fe(III)/Fe(II) = +0,77 (v) y E°I2/I- = +0,535 (v). ¿La reacción es espontánea en el sentido que está escrita? justificación: Indique cálculo de justificación:

9. Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares Cu 2+/Cu, Pb2+/Pb y Zn2+/Zn son respectivamente, 0,34 V, – V, –0,13 0,13 V y – y –0,76 0,76 V. a) Explica, escribiendo las reacciones r eacciones correspondientes qué metal/es metal /es producen pr oducen desprendimiento de hidrógeno al ser tratados con un ácido. b) Haz un esquema y escribe las reacciones de ánodo y cátodo de la pila formada por electrodos de Zn y Pb. Indique justificación Indique justificación::


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10. Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe (II) con MoO 42 –. b) Si el hierro (II) puede ser oxidado a Fe (III) con NO 3 –. Datos: Eº (MoO 42 –/Mo3+) = 0,51 V; Eº (NO 3 –/NO) = 0,96 V; Eº (Fe 3+/Fe2+) = 0,77 V; Eº (Fe2+/Fe0) = – = –0,44 0,44 V. Indique cálculo de justificación: justificación:

11. Calcule la fem no estándar de la siguiente reacción: Zn(s) + Cu2+(ac)  Zn2+(ac) + Cu(s) Indique si la reacción es espontánea dadas las siguientes concentraciones para las especies iónicas en disolución acuosa: una concentración de 0,01 (mol/L) para el ion cinc(II) y una concentración de 0,1 (mol/L) para el ion cobre(II). Los potenciales estándar de reducción son los siguientes: E°Zn(II)/Zn = -0,76 (v) y E°Cu(II)/Cu = +0,34 (v). justificación: Indique cálculo de justificación:

12. Dados los siguientes potenciales: E°(MnO 4-/Mn2+) = 1,51 voltios Eº(BrO3-/Br -) = 1,44 voltios Determine el rango de pH donde es espontánea la siguiente reacción:

Br -(ac) + MnO4-(ac) + H+(ac)

Mn2+(ac)

+ BrO3-(ac)

Indique cálculo de justificación: justificación:


123


13. El estaño es un metal plateado, maleable, que no se oxida fácilmente y es resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la corrosión. Haga un estudio del efecto de la variación de pH en la corrosión del estaño en una aleación y la posible formación de hidróxido de estaño, dados los semi potenciales de reducción estándar. SnO2 (s) + 4 H+(ac) + 4eSn(OH)2 (s) + 2 H+(ac) + 2 e-

Sn(s) + 2 H2O Sn(s) + 2 H2O

E° = -0,117 (v)

O2(g) + 4 H+(ac) + 4 e-

H2O(l)

E° = 1,229 (v

E° = -0,547 (v)


14. La FEM de la pila Ag /AgCl(s) // Fe 3+ / Fe2+ es Eº = 0,548 V. a) Describir el proceso anódico, catódico y total. b) Calcule el valor de Gº para esta reacción. c) Calcule el valor de la constante de equilibrio para este proceso. d) Calcule el valor de la FEM si [Cl -] = 0,50 M; [Fe 3+] = 0,10 M y [Fe 2+] = 0,010 M Datos: Eº Fe 3+/Fe 2+ = + 0,77 V; Eº Ag +/Agº = + 0,80 V. Indique cálculo de justificación:


124


15. A continuación se muestra un diagrama de potencial en el que se indican los potenciales estándar de reducción para las semirreacciones entre los estados de oxidación de un elemento metálico hipotético M. Datos: Eº Ag +/Agº = +0,799 V; Eº Fe 2+/Feº = -0,44 V; Cl -/Cl2(Pt) = +1,359 V; Eº Sn2+/Sn = -0,136 V.

En condiciones normales: a) ¿reaccionará M con Ag +?; b) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M 3+?; 3+ c) ¿puede el cloro (Cl2) oxidar al catión M ?; 4+ d) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M ?; e) ¿reaccionarán M4+ y MO22+? Indique cálculo de justificación:

16. Un acumulador de plomo es una pila basada en el proceso: Pb(s) + PbO2(s) + 2 H+(ac) + 2 HSO4 –(ac) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l ) ¿Por qué disminuye lentamente el voltaje mientras se va gastando? Indique justificación:


125


17. Si se electroliza una solución de CuSO 4, durante 7,00 minutos con una corriente de 0,60 amperes, ¿cuál es el número de coulombs producidos? ¿Cuántos moles de cobre metálico se depositan en esta electrólisis? Indique cálculo de justificación:

18. ¿Qué masa de aluminio se deposita electrolíticamente por la acción de una corriente de 40 amperes durante una hora? Indique cálculo de justificación:

19. ¿Cuál es la intensidad de la corriente necesaria para depositar en el cátodo 10,00 g de oro por hora de una disolución que contiene una sal de oro trivalente? Indique cálculo de justificación:


126


20. Se electroliza una disolución de cloruro de níquel, empleando una corriente de 1,48 A. El proceso anódico consiste únicamente en la liberación de cloro, pero en el cátodo se deposita níquel y se desprende además hidrógeno. Si en el cátodo se depositan 1,926 g de níquel, calcular: a) El tiempo en horas que ha durado la electrólisis b) El volumen de hidrógeno a 18ºC y 738 mmHg que se ha desprendido en el mismo tiempo Indique cálculo de justificación:


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RESPUESTAS 1. Respuesta:

a)

+2 –2

0

-2 +1 -2 +1

C O + 2 H 2 → C H3 O H; Se oxida el H y se reduce el C. b)

+1 -1 +1 -2 +1

+1 -1

+1 -2

H Cl + Na O H → Na Cl + H 2 O; No es una reacción redox. c)

+1 -2 +4 -2

0

+1 -2

2 H2 S + S O 2 → 3 S + 2 H 2 O; Se oxida y se reduce el S. 2. Respuesta:

2PbS(s) + 3 O2(g) +2 -2 0

→ 3PbO(s) + 2SO2(g) +2 -2 +4 -2

PbO(s) + CO(g) → Pb(S) + CO2(g) +2 -2 +2 -2 0 +4 -2 3. Respuesta:

5K2SO3 +2 KIO3 + 2HCl → 5K2SO4 + I2 + 2KCl + H2O

4. Respuesta:

2NaOH + Cl2

5. Respuesta:

K2Cr 2O7 + 7 H2SO4 + 6 KI → Cr 2(SO4)3 + 7 H2O + 3 I 2 + 4 K2SO4

6. Respuesta:

6 KI + KClO 3 + 3 H2O → 3 I 2 + KCl + 6 KOH

7. Respuesta:

a) 3 H2S + K2Cr 2O7 + 8 HCl → 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl

→

NaCl + NaClO + H2O

b) 2 KMnO4 + 5 SO2 + 2 H2O → 2 MnSO 4 + 2 H2SO4 + K2SO4 8. Respuesta:

c) 3 KAsO2+ 2 KMnO4 + H2O → 3 KAsO 3 + 2 MnO 2 + 2 KOH Fem = +0,235 (v) Este potencial es positivo, por lo tanto, la reacción es espontánea en el sentido que está escrita.

9. Respuesta:


a)

Pb y Zn.

b)

Cátodo: Pb2+(ac) + 2 e−

→ Pb(s)

a)

Ánodo: Zn(s) – 2 e− → Zn2+(ac) Si

b)

Si

E = +1,13 (voltios). Este potencial es positivo, por lo tanto, la reacción es espontánea en las condiciones dadas.

12. Respuesta:

0 < pH <1,98

13. Respuesta:

Los potenciales más altos son para la formación de Sn(OH) 2, por lo tanto, este es el producto mayoritario de la corrosión del estaño bajo

las condiciones dadas.


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14.Respuesta:

a)

Ánodo (oxidación): Agº → Ag+ + 1 e−; pero al existir iones Cl en la disolución, el proceso real es el siguiente: Agº(s) + Cl-(ac)→ AgCl(s) + 1 e− Cátodo (reducción):

Fe3+(ac)

Proceso global: Agº(s) + Cl-

b)

+1e (ac) +

−

→ Fe

Fe3+(ac)

2+

→

(a c)

.

AgCl(s) + Fe2+(ac)

Gº = - 53 kJ

c) K = 1,81 x 10 9 d) Eº = 0,589 V 15.Respuesta:

a) Sí ( E° = 2,03 + 0,80 = 2,83 V) b) No (E° = -2,03 + 0,44 = -1,59 V) c) Sí (E° = -0,47 + 1,36 = 1,89 V) d) Sí (E° = 0,47 + 0,14 = 0,61 V); e) No (E° = -1,15 + 0,93 = -0,22 V)

17.Respuesta:

Porque disminuyen las concentraciones de H + y HSO4 –. Q =252 coulombs

18.Respuesta:

n = 1,30x10 -3 moles de cobre depositados m Al = 13,428 g

19.Respuesta:

I =4,02 amperes

20.Respuesta:

a)

16.Respuesta:

t = 1,25 h b) V = 41,3 mL


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GUIA Nº 10 UNIDAD Nº 5 TERMOQUÍMICA Aprendizajes esperados Identificar cantidades de energía intercambiada en una reacción química (variación de entalpía, ), la variación de entropía , y el concepto de espontaneidad de las reacciones químicas asociado a la variación de energía libre de Gibss ( . Contenidos - Formas de energía. Sistemas. Variables de Estado, Ecuaciones de Estado. - Leyes de la termodinámica. Energía Interna. Calor y Trabajo. Entalpía. - Entalpía de reacción, de formación y de combustión. Ley de Hess. - Concepto de Entropía, Energía Libre y Espontaneidad de una reacción química


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EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C 10H8), una sustancia de olor penetrante que se utiliza en los repelentes contra polillas, se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20,17 a 25,84ºC. Si la masa de agua que rodea al calorímetro es exactamente 2000 g y la capacidad calórico de la bomba calorimétrica es 1,80 kJ/ºC, calcule el calor de combustión del naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor de combustión molar. Desarrollo: Como se trata de un sistema aislado, el calor generado por la combustión debe ser igual al calor ganado por el agua y el calorímetro. Primero se calculan los cambios de calor del agua y para el calorímetro, utilizando la siguiente ecuación: q agua = m cp ∆t q agua = (2000 g) (4,184 J/g ºC) (25,84ºC – 20,17ºC) q agua = 4,74 x 10 4 J q bomba = C t q bomba = (1,80 x 10 3 J/ºC) (25,84ºC – 20,17ºC) q bomba = 1,02 x 10 4 J Entonces utilizando la siguiente ecuación para calcular q

reacción:

q reacción = - (q agua + q bomba) q reacción = - (4,74 x 104 J + 1,02 x 104 J) q reacción = - 5,76 x 10 4 J La masa molar del naftaleno es 128,2 g/mol, por lo que el calor de combustión de 1 mol de naftaleno es: - 5,76 x 10 4 J 

1,435 g C10H8

calor molar de combustión g 128,2 mol

Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 6 J Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 3 kJ


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2. Dada la siguiente reacción: C2H5OH(l) + O2(g) → CH3COOH(l) + H2O(l) a) Calcular el ∆Hº, ∆Sº de la reacción e indicar si es exotérmica o endotérmica, y si produce aumento o disminución de entropía. b) Calcular la variación de energía libre de Gibbs en condiciones estándar (0ºC) e indicar si la reacción será espontánea y si la temperatura puede influir en la espontaneidad. Datos: C2H5OH(l)

CH3COOH(l)

H2O(l)

O2(g)

∆Hºf (kJ / mol)

- 227,6

- 487

- 285,8

-

Sº (J / mol K)

160,7

159,8

70

205

y las reacciones de formación de los tres compuestos que nos dan son: 2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) → C2H5OH (l)

∆Hº f = - 227,6 kJ/mol

2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) → CH3COOH (l)

∆Hº f = - 487 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)

∆Hº f = - 285,8 kJ/mol

La reacción que se debe obtener, se consigue asociando estas tres reacciones de la forma siguiente: C2H5OH (l) → 2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g)

∆Hº = 227,6 kJ/mol

2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) → CH3COOH (l)

∆Hº = - 487 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g)

∆Hº = - 285,8 kJ/mol

____________________________________________________________ C2H5OH(l) + O2(g) → CH3COOH(l) + H2O(l)

∆Hº R = - 545,2 kJ

o puede también calcularse directamente con la ecuación siguiente:

Hº R   np Hº f ,p  nr Hº f ,r donde: ∆HºR es la entalpía de la reacción, n p coeficientes estequiométricos de los productos, ∆Hº f,p entalpía de formación de los productos, n r coeficientes estequiométricos de los reactantes y ∆Hº f,r entalpía de formación de los reactantes. ∆Hº R = [1 mol x - 487 kJ/mol + 1 mol x - 285,8 kJ/mol ] – [1 mol x - 227,6 kJ/mol ] ∆Hº R = - 545,2 kJ Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas

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La reacción es exotérmica ya que el Hº obtenido es negativo. Para el cálculo de la variación de entropía se utiliza la ecuación siguiente: Sº R   np Sº p  nr Sº r

∆Sº R = [1 mol x 159,8 J / mol K + 1 mol x 70 J / mol K] – [1 mol x 160,7 J / mol K + 1 mol x 205 J / mol K] ∆Sº R = - 135,9 J / K = - 0,1359 kJ / K Lo que indica que hay una disminución de entropía ya que ∆Sº negativo.

R

es

b) Para calcular el cambio de energía libre a temperatura estándar, es decir, 0ºC o 273 K, se utilizará la ecuación siguiente: ∆Gº = ∆Hº R - T ∆Sº R ∆Gº = - 545,2 kJ – 273 K x - 0,1359 kJ / K ∆Gº = - 508 kJ Reacción espontánea en estas condiciones, ya que ∆Gº es negativo. Este

carácter espontáneo depende de la temperatura.


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EJERCICIOS PROPUESTOS 1. El calor específico del hierro es 0,107cal/g°C. ¿Qué cantidad de calor se necesita para calentar 100g de hierro desde 20°C hasta 70°C? Indique cálculo de justificación:

2.¿Cuánta energía se libera cuando se enfrían 50 g de plomo desde 150°C hasta 50°C si su capacidad calorífica molar promedio en este intervalo de temperatura es 6,42 cal/mol°C? Indique cálculo de justificación:

3. Cierto gas se expande de un volumen de 2,0 a 6,0 L a una temperatura constante. Calcule el trabajo hecho por el gas si la expansión ocurre a) contra el vacío y b) contra una presión constante de 1,2 atm. Indique cálculo de justificación:

4. El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462 J. Durante este proceso hay una transferencia de calor de 128J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía para este proceso. Indique cálculo de justificación:


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5. ¿Qué cantidad de calor se necesita para convertir 20 g de hielo a -10°C en agua líquida a 50°C? Calor específico del hielo= 2,1 J/g°C; calor específico del agua= 4,18J/g°C; calor de fusión del hielo= 335J/g. justificación : Indique cálculo de justificación:

6. Calcule el calor de combustión de 250 g de propano teniendo en cuenta los siguientes datos: ΔHºf C C3H8(g) = -103,8; -103,8; ΔHº f CO CO2(g) = -393,13; -393,13; ΔHº f H H2O(l) = -285,8 - 285,8 kJ/mol. Indique cálculo de justificación: justificación :

7. La combustión del butano, C 4H10, libera energía según la siguiente ecuación termoquímica: 2C4H10(g) + 13O2(g)

8CO2(g) + 10H2O(g)

ΔH = -5690,2KJ

¿Cuánto calor se liberará por combustión de 5,8 g de C 4H10? Indique cálculo de justificación: justificación :


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8. Determine la cantidad de propano que se necesita quemar para calentar 2 L de agua desde la temperatura ambiente (25ºC) hasta ebullición, donde se supone un rendimiento del proceso del 80 %. Las entalpías normales de formación del propano, dióxido de carbono y agua líquida son respectivamente, -104,7, -393,5 y –285,8 –285,8 kJ/mol. Datos: Cp (agua) = 4,18 kJ/kg K Indique cálculo de justificación: justificación :

9. La reacción de descomposición del óxido de cobre (II), sólido, origina cobre metálico y oxígeno molecular. La entalpía estándar del proceso es de 155,2 kJ por cada mol de óxido de cobre (II), a 25ºC. Calcule el calor absorbido o cedido cuando se forman 50 g de óxido de cobre (II), a partir de los elementos en estado estándar, a 25ºC. Indique cálculo de justificación: justificación :

10. Calcular la entalpía de descomposición del CaCO 3 en CaO y CO2.Discutir el signo de la entalpía de reacción. ΔH°f CO CO2=-393,7 =-393,7 KJ/mol; ΔH°f CaCO CaCO3= -1207,1 KJ/mol; ΔH°f CaO= CaO= -635,5 KJ/mol justificación : Indique cálculo de justificación:


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11. Calcular la entalpía de reacción para: CO(g) + ½ O2(g)

CO2(g)

Se sabe que ΔH°f CO CO2=-393,7 =-393,7 KJ/mol y que ΔH° f CO CO(g) = -110,5 KJ/mol Indique cálculo de justificación: justificación :

12. Calcule el cambio de energía interna cuando 2 moles de CO se convierten en 2 moles de CO2 a 1 atm y 25°C. 2CO(g) + O2(g)

2CO2(g)

ΔH°= -566,0KJ

justificación : Indique cálculo de justificación:

13. Justifique cuales de los procesos siguientes serán siempre espontáneos, cuales no lo serán nunca y cuales dependerán de la temperatura. a) b) c) d)

Proceso con ∆H < 0 y ∆S > 0 Proceso con ∆H > 0 y ∆S < 0 Proceso con ∆H < 0 y ∆S < 0 Proceso con ∆H > 0 y ∆S > 0 Indique justificación Indique justificación::


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14. Calcule la variación de entropía en el proceso de formación del agua líquida, a partir del hidrógeno y oxígeno gaseosos. Datos: Sº H 2O(l) = 69,80; Sº H2(g) = 130,70; Sº O2(g) = 204,82 J/mol K Indique cálculo de justificación:

15. Calcule las variaciones estándar de entalpía y de energía libre de Gibbs para la reacción de obtención de etano por hidrogenación de eteno. Razona si, en condiciones estándar, el sentido espontáneo será el de formación de etano. Datos: C2H4(g)

C2H6(g)

∆Hºf (kJ / mol)

51,9

- 84,5

Sº (J / mol K)

219,5

229,5


16. Para la siguiente reacción de sustancias gaseosas: A(g) + B(g) → AB(g), se conoce que su ΔH = - 81 kJ y ΔS = - 180 J/K. Calcule en qué intervalo de temperaturas se puede trabajar para que la reacción sea espontánea. ¿Qué significan los signos negativos ΔH y ΔG? Indique cálculo de justificación:


138


17. A continuación se dan tres hidrocarburos comunes que contienen cuatro átomos de carbono, junto con sus entalpías estándar de formación: Hidrocarburo 1,3 -Butadieno 1-Buteno n-Butano

Fórmula C4H6(g) C4H8(g) C4H10(g)

ΔH°f= (kJ/mol) 111,9 1,2 -124,7

a) Para cada una de estas sustancias, calcule la entalpía molar de combustión a CO 2(g) y H2O(l) b) Calcule el valor energético em KJ/g de cada uno de estos compuestos. c) Para cada hidrocarburo, determine el porcentaje en masa de hidrógeno. d) Proponga una relación entre el contenido de hidrógeno y el valor energético de los hidrocarburos. Indique justificación:

18. La nitroglicerina, de fórmula C 3H5(NO3)3, es un explosivo que se descompone según la ecuación: C3H5 (NO3)3(l) → CO2(g) + H2O(l) + O2(g) + N2(g) La entalpía de descomposición de la nitroglicerina a 1 atmósfera de presión y 25°C es de -1541,4 KJ/mol a) Escriba una ecuación química balanceada para la descomposición de la nitroglicerina. b) Calcule el calor estándar de formación de la nitroglicerina. c) El calor desprendido cuando se descomponen 3,0 kg de nitroglicerina. Indique justificación:


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19 La congelación del agua es un proceso exotérmico, ¿por qué no es espontáneo en condiciones estándar? ¿En qué intervalo de temperaturas será espontáneo? Para el hielo el calor de formación es -291,8 kJ/mol y la entropía estándar 47,93 J/mol K Indique cálculo de justificación:

20. Calcular el cambio de energía libre molar, ΔGm, para el proceso H 2O (s) → H2O (l) y decidir si la fusión es espontánea a presión constante a: a) 10ºC b) 0ºC Considerar: ΔHfusión = 6,01 kJ/mol y ΔSfusión = 22,0 J/K.mol, independientes de la temperatura. Indique cálculo de justificación:


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21. El producto aerozina 50 se empleó como combustible de maniobra en el módulo lunar y consiste en una mezcla equimolar de hidracina (N 2H4) y dimetilhidracina (C2H8N2). Los componentes de la mezcla reaccionan con el tetróxido de dinitrógeno (N 2O4) según se representa en las siguientes ecuaciones (sin balancear): N2H4 (l) + N2O4 (l) → H2O (g) + N2 (g) C2H8N2 (l) + N2O4 (l) → CO2 (g) + H2O (g) + N2 (g) Las sustancias reaccionan instantáneamente cuando se ponen en contacto, produciendo una llama cuya temperatura es superior a 3000 K. a) Determine las energías liberadas en ambas reacciones a 25 °C. Calcule la energía liberada por la reacción completa de 1 kg de Aerozina 50 a 25 °C. b) Calcule cuántos moles gaseosos totales se producen por la reacción completa de 1 g de Aerozina 50 c) ¿Qué volumen ocuparían a 1 atm los gases producidos en la reacción del ítem c) si la temperatura final de la reacción fuera de 3000 K? d) Una de las mayores dificultades sobre el uso de N 2O4 como comburente es que si se libera a la atmósfera se disocia dando dióxido de nitrógeno, que es una gas muy tóxico. La reacción de disociación es la siguiente: N2O4 (l) → 2 NO2 (g) Al respecto, dibuje las estructuras de Lewis de NO 2, N2H4 y N2O4 indicando en cada uno de ellos si presentan momento dipolar distinto de cero o igual a cero. Indique cálculo de justificación:


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22. Una de las aplicaciones de aprovechamiento de la energía desprendida por una reacción química es la de bebidas autocalentables (Europa) en la cuál se aprovecha la reacción entre el óxido de calcio (CaO) y el agua (H 2O) para producir hidróxido de calcio (Ca(OH)2) mediante una reacción exotérmica. Según las indicaciones del fabricante la temperatura final que se alcanza en el envase que contiene 60 g de CaO, 23,0 g de agua coloreada, 206,20 g de café líquido (200 mL) y 100,56 g de material del envase corresponde a 62,5 °C. La reacción que ocurre en el interior del envase es la siguiente CaO (s) + H2O (l)

→

Ca(OH)2 (s)

a) Determine el reactivo limitante y el reactivo en exceso b) Mediante el uso de tablas calcule la entalpía estándar de la reacción (ΔH r °) c) Determine el calor que se desprende en la reacción (moles de Ca(OH) 2 obtenidos) d) Calcule la temperatura final que alcanzaría la reacción. Para ello considere los siguientes calores específicos: C esp(H2O) = 1,00 Cal/g°C; C esp(Ca(OH)2) = 0,28 Cal/g°C; Cesp(material envase) = 0,12 Cal/g°C y temperatura inicial de 22,5°C. Asuma el café líquido como agua. e) Explique la diferencia observada entre la temperatura final señalada por el fabricante y la temperatura determinada teóricamente (d) Indique cálculo de justificación:


142


RESPUESTAS 1.

Respuesta:

535cal; 2238,4 J

2.

Respuesta:

Q= -644,7 J El signo negativo significa que se desprende calor

3.

Respuesta:

a) W=0 b) W= -4,9x102 J

4.

Respuesta:

334 J

5.

Respuesta:

Q= 2701cal ; 11,3KJ

6.

Respuesta:

-1,26x10 4 KJ

7.

Respuesta:

67,99Kcal

8.

Respuesta:

15,57 g

9.

Respuesta:

- 97,6 kJ (liberado)

10. Respuesta:

ΔHreacción=177,9KJ/mol. El valor positivo de la entalpía de reacción indica que la reacción es endotérmica y que la descomposición de CaCO3 a 25°C necesita 117,9 KJ/mol

11. Respuesta:

ΔH= -283,2 KJ

12. Respuesta:

ΔE°=-565,5KJ

13. Respuesta:

a) Proceso exotérmico con aumento del desorden ∆Gº < 0, espontáneo, a cualquier temperatura. b) Proceso endotérmico con disminución del desorden ∆Gº > 0, no es espontáneo, a cualquier temperatura. c) Proceso exotérmico con disminución del desorden Par a que sea espontáneo (∆Gº < 0), se debe cumplir que: ∆Hº < T ∆Sº, es decir, a baja temperatura. d) Proceso endotérmico con aumento del desorden Para que sea espontáneo (∆Gº < 0), se debe cumplir que: T ∆Sº < ∆Hº, es decir, a alta temperatura.

14. Respuesta:

- 163,3 J/K


ΔHº = - 136,4 kJ/mol; ΔGº = 100,5 kJ/mol; Reacción espontánea. T < 450 K; ΔHº < 0 → exotérmica; ΔGº < 0 → espontánea

17. Respuesta:

1,3Butadieno:a) ΔH=-2543,4KJ/mol; b)47KJ/g; c)11,18% de H 1-Buteno: a) ΔH=-2718,5KJ/mol; b)48KJ/g; c)14,37% de H n-Butano: a) ΔH=-2878,5KJ/mol; b)50KJ/g; c)17,34% de H d) A medida que el % en masa de H aumenta, también crece

el valor energético (kJ/g) del hidrocarburo, con respecto a un mismo número de átomos de carbono.


143


18. Respuesta: N2(g)

19. Respuesta:

a) 4 C 3H5 (NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(l) + O2(g) + 6 b) ΔH°f C3H5 (NO3)3= -353,6 KJ/mol c) 2,04x104 J No es espontánea porque la variación de la energía libre es positiva; T < 273 K

20.

a) Espontánea, ΔGm = -0.22 kJ/mol, b) Equilibrio, ΔGm = 0 kJ/mol

21. Respuesta:

a) 622,2 KJ/mol; 632 kJ/mol b) 13634,2 KJ/Kg c) 0,1209 moles d) 29,7 L e) µ ≠ 0; µ = 0; µ = 0

22.

a) CaO es el reactivo limitante b) 64,22 kJ/mol c) 68,72 kJ/mol d) 89,7°C e) una de las razones es que en los cálculos teóricos se consideran valores a 25 °C

Respuesta:


144


GUIA Nº 11 UNIDAD Nº 6 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA BIOINORGÁNICA Aprendizajes esperados Reconocer conceptos básicos de Química orgánica, y como están estos implicados en temas tales como la Vida, la toxicología, medicina.

Contenidos - Origen y especificidad de metales en los sistemas biológicos. Generalidades. - Propiedades generales de los iones metálicos y sus ligandos en sistemas biológicos. - Generalidades de la química bioinorgánica de algunos metales de transición seleccionados: Fe, Cu, Zn, Co, Cr, Mn. - Aspectos toxicológicos de algunos contaminantes típicos: Hg, Cd, Pb, Tl, Al. - Química bioinorgánica en medicina y farmacología. Generalidades


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EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Qué distingue a un metal de transición de un metal representativo? Indique justificación:

2. ¿Por qué el Zn no se considera un metal de transición? Indique justificación:

3. Explique por qué el radio atómico disminuye en forma muy gradual del esacandio al cobre. Indique justificación:

4. Escriba la configuración electrónica del estado basal de los metales de la primera serie de transición. Explique cualquier irregularidad. Indique justificación:


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5. Escriba la configuración electrónica de los siguientes iones: V 5+, Cr 3+, Mn2+, Fe3+, Cu 2+, Sc3+, Ti4+. Indique cálculo de justificación:

6. A medida que se avanza en la primera serie de los metales de transición de izquierda a derecha, el estado 2+ se vuelve más estable en comparación con el estado 3+. ¿Por qué es esto así? Indique justificación:

7. ¿Cuál de es un agente oxidante más fuerte, Mn 3+ o Cr 3+? Indique justificación:

8. El análisis químico muestra que la hemoglobina contiene 0.34% de Fe en masa. ¿Cuál es la mínima masa molar posible de la hemoglobina? La masa real de la hemoglobina es 65000g. ¿Cómo se puede explicar la discrepancia entre su valor mínimo y el valor real? Indique cálculo de justificación:


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9. Explique los siguientes hechos: a) El Cu y el Fe tienen diversos estados de oxidación, mientras que el Zn sólo existe en uno. b) El Cu y el Fe forman iones coloridos mientras que el Zn no lo hace. Indique justificación:

10. Defina los siguientes términos: compuestos de coordinación, ligante, átomo donador, número de coordinación, agente quelante. Indique justificación:

11. Complete los siguientes enunciados para el ion complejo [Cr(C 2O4)2(H2O)CN6-]. a) El número de oxidación de Cr es_________. b) El número de coordinación de Cr es___________. c) ________ es un ligante bidentado. Indique justificación:


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APENDICE SOLEMNES DE SEMESTRES ANTERIORES Período académico 2014. Solemne 1 1. (a) El volumen de un glóbulo rojo de la sangre es aproximadamente 9,0 x 10 Exprese este volumen en L y L. (3 puntos )

-11

mL.

(b) Usando la tabla periódica adjunta al final de esta prueba de ejemplos de: (3 puntos ) 2 elementos alcalinos 2 elementos alcalinotérreos 4 metales de transición 2 halógenos cinco no metales cinco metales (c)

Complete la siguiente tabla. (4 puntos ) Nombre

Formula

Oxido Férrico Sulfato Cúprico CaH2 CO 2. La luz proveniente de una ampolleta tiene una energía de 1,62x10 -3 cal. A partir de esto: i) Determine la frecuencia de la radiación de la ampolleta. (3,0 puntos ) ii) Determine la longitud de onda de la radiación de la ampolleta. (3,0 puntos ) iii) Establezca si esta radiación es capaz de excitar un electrón del átomo de hidrógeno desde el nivel n=2 al n=3. 4,0 puntos ) Datos: 1 ergio = 1 x 10 -7 julios, 1 ergio = 2,4 x 10 -8 cal, E = hν; ν λ = c; h = 6,63 x 10 34 J∙s ; c= 3,00 x 108 m/s; ΔE=2,18 x10−18 (1/ni 2 −1/nf 2) Facultad de Ciencias Exactas. Departamento de Ciencias Químicas


Los números cuánticos que se listan a continuación corresponden a cuatro electrones distintos del mismo átomo: . (a) n = 4, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 (b) n = 3, l = 2, ml = 1, ms = +1/2 (c) n = 3, l = 2, ml = -2, ms = -1/2 (d) n = 3, l = 1, ml = 1, ms = -1/2 (a) Diga cuál de los cuatro electrones es el de mayor energía. (5 puntos) (b) Escriba una configuración electrónica para la cual el último electrón ubicado tenga los cuatro números cuánticos de (a). (5 puntos) 4.

Para el ión carbonato CO 3-2 i) Dibuje una estructura de Lewis apropiada (5 puntos) ii) Determine la carga formal de cada átomo en este ión. (5 puntos) Datos: C = grupo IV ; O = grupo VI



Solemne 2 1. La fórmula molecular de la aspirina es C 9H8O4 y su masa molar es 180,2 g. Si se sabe que una pastilla de aspirina contiene 325 mg de aspirina, calcule a) Moles de aspirina presentes en una pastilla del fármaco. (2,0 puntos) b) Número de átomos de O presentes en una pastilla de aspirina. (4,0 puntos) c) Masa en g de una molécula de aspirina. (4,0 puntos) Datos: Masas molares (g / mol): C = 12,0; H = 1,0; O = 16,0 1 g = 1000 mg 2. El óxido nítrico, NO (g), precursor en la preparación industrial del ácido nítrico, HNO 3, se forma por reacción de amoniaco NH 3(g) con oxígeno O 2(g) en presencia de un catalizador adecuado: 4 NH3(g) + 5 O2(g)  4 NO(g) + 6 H2O(g) a) ¿Cuántos litros de NH3(g) a 540 °C y 3,0 atm reaccionarían con 2,0 moles de O 2 (g) en esta reacción? (5,0 puntos). b) ¿Cuántos litros de NO se formará a la misma presión y temperatura. (5,0 puntos). 3. El koala se alimenta exclusivamente de hojas de eucalipto. Su sistema digestivo detoxifica el aceite esencial de eucalipto llamado “eucaliptol”, que es venenoso para otros animales, el cual contiene 77,87 % de C, 11,76 % de H y el resto O. Considerando que la masa molar del eucaliptol es 154 g/mol. Determine: a) La fórmula empríca. (7,0 puntos) b) La fórmula molecular. (3,0 puntos). Datos masas molares: C = 12,01, H = 1,01, O = 16,00 g/mol 4. Al igual que muchos metales, el manganeso reacciona con un halógeno para dar un halogenuro metálico. (Ecuación no balanceada) Mn + F2



MnF3

Si se tienen 10,0 g de Mn. a) Que masa en gramos de F 2 se requieren para que reaccione todo el Mn. (3 puntos) b) Que cantidad en gramos y moles de MnF 3 se obtendrán. (4 puntos) c) Si la reacción ocurre sólo con un 85% de rendimiento, cuántos gramos de MnF 3 se obtendría? (3 puntos) Datos masas molares: Mn = 54,94, F = 19,00 g/mol



Solemne 3 1. Una solución que contiene 3,86 g de un soluto no iónico, X, en 150 g de acetato de etilo, hierve a 78,21 ºC. Considerando que el punto de ebullición del acetato de etilo puro es 77,06 ºC y K b para este solvente es 2,77 ºC/m, calcular el peso molecular de X . (10 puntos)

2. Una ampolla de 25 mL de suero glucosado hipertónico contiene 1,5 g de glucosa (C6H12O6). Se desea prepara 2,5 litros de suero glucosado hipotónico que contenga 0,5 g/L de glucosa. Según estos datos calcule : (2,5 puntos c/u) a) La concentración molar (mol/L) de suero hipertónico. b) La concentración molar (mol/L) de suero hipotónico. c) El volumen de suero hipertónico necesario para preparar los 2,5 L de suero hipotónico. d) ¿Cuántas ampollas de suero hipertónico se necesitan para preparar el suero hipotónico? Datos masa molar del C 6H12O6 = 180 g / mol. 3. Se han preparado 1000 mL de un amortiguador que se compone de 1,20 mol de acetato de sodio (CH 3COONa) y 1,40 mol de ácido acético (CH 3COOH) Ka = 1,78x10-5 a) Calcule el valor de pKa (2 puntos) b) Calcule las concentraciones molares de CH 3COONa y CH3COOH (2 puntos) c) Calcule el pH de este amortiguador (3 puntos) d) Calcule el pH si se agregan 0,03 mol de NaOH (3 puntos) 4. La oxidación de dióxido de azufre (SO 2) por causa del oxígeno (O 2) produce trióxido de azufre (SO3) de acuerdo a la siguiente reacción: ___SO2 (g) + ___O2 (g) ↔ ___SO3 (g)

Kc = 5,88 x 10-3 a 0 ºC

En un recipiente de 5,0 L en un momento dado las concentraciones molares son [SO2]=1,5 M ; [O 2]=2,0 M ; [SO 3]=3,0 M. Al respecto: a) Balancee la ecuación química (2 puntos) b) Calcule el valor de Kp a 0 ºC (4 puntos) c) Calcule las concentraciones en equilibrio (4 puntos) Datos Kp=Kc(RT) ∆n



Período académico 2015 Solemne 1 a) La dosis recomendada para adultos de elixofilina, un fármaco empleado para el tratamiento del asma, es de 6,0 mg/Kg de masa corporal. Calcule la dosis en mg para una persona de 150 libras. Exprese su resultado considerando cifras significativas. (6 puntos) 1.

1 lb= 453,6 g b) Una pepita de oro, con una masa de 521g se agrega a 50,0 mL de agua. El nivel de agua se eleva a un volumen de 77,0mL. ¿Cuál es la densidad del oro? Exprese su resultado considerando cifras significativas. (4 puntos) 2. a) El Bromo es un líquido rojo-anaranjado con una masa atómica promedio de 79,90 uma. Su nombre deriva de la palabra griega bromos ( s), la cual significa hedor. Tiene dos isótopos naturales: Br-79 (78,92 uma) y Br-81 (80,92 uma). ¿Cuál es la abundancia del Isótopo más pesado? (5 puntos) 2. b) El isótopo de un elemento desconocido “X” tiene un número de masa de 79. El ion más estable de éste isótopo tiene 36 electrones y forma un compuesto binario con sodio que tiene una fórmula de Na 2X. En base a la información expuesta, responda: a) b) c)

¿Cuál es el número atómico (Z) de X? (2 puntos) ¿Cuántos neutrones contiene éste isótopo? (2 puntos) A qué elemento corresponde “X” (1 punto)

3. a) Complete la siguiente tabla: (3 puntos) Símbolo elemento / Nombre I

Ii Iii

Configuración electrónica

N°s cuánticos último electrón Grupo Periodo (n, l, ml, ms)

/ azufre 1s22s22p6 (2, 1, +1, +1/2)



b) ¿Se emite o absorbe energía cuando ocurre la transición electrónica de n = 3 a n = 6 en el hidrógeno? (1 punto) i. Calcule la energía (absorbida o emitida) producto de esta transición. (2 puntos) ii. Determine la frecuencia asociada a este proceso de transición electrónica. (2 puntos) iii. Determine a que región del espectro electromagnético corresponde la radiación asociada a esta transición. (2 puntos)

4. Dibuje la estructura de Lewis para las siguientes moléculas: a) SF2

( EN S= 2,44 EN F = 4,0 )

(4 puntos)



b) HCO2-

( EN H = 2,2 EN O = 3,5 EN C = 2,5) ( 4 puntos)

c) Basándose en las posiciones de los siguientes elementos en la tabla periódica, acomode los enlaces siguientes en orden de polaridad creciente: (2 puntos) i. ii. iii. iv.

Li – F O – F Be – F Cs – F



Solemne 2 1. a) Complete la siguiente tabla: (6,0 puntos) Catión Pb4+ Plomo (IV) Plúmbico Co2+ Cobalto (II) Cobaltoso Cu+1 Cobre (I) Cuproso Pt2+ Platino (II) Platinoso Na+ Sodio Sódico H+ Hidrógeno

Anión ClCloruro

Fórmula química

Nomenclatura

NO2Nitrito O-2 Óxido OHHidróxido HCO3Bicarbonato Br Bromuro

b) Una muestra de la hormona sexual femenina estradiol, C 18H24O2, tiene una masa de 5,6x10-3 g. (4,0 puntos) i) ii) iii) iv)

Calcule la masa molar del estradiol. ¿Cuántos moles de estradiol contiene la muestra? ¿Cuántas moléculas de estradiol contiene la muestra? ¿Cuántos átomos de carbono contiene la muestra?

NA = 6,022x1023 2. Se determina que una muestra de benzoato de metilo, un compuesto empleado en la elaboración de perfumes, contiene 3,758 g de carbono, 0,316 g de hidrogeno y 1,251 g de oxígeno. Obtenga la fórmula empírica y molecular de esta sustancia, si la masa molar es 136 g/mol. (10 puntos ) Masas molares (g/mol): C = 12 H=1

O = 16



3. El magnesio reacciona con el yodo gaseoso a altas temperaturas para producir yoduro (10 puntos ) de magnesio, según la siguiente ecuación química: Mg + I2  MgI2 A partir de la reacción de 4,44 g Mg y 13,4 g de I 2, determine: a) El reactivo limitante. b) La masa de MgI 2 que se produce. c) ¿Qué masa de reactivo en exceso permanece después de completada la reacción? d) Si experimentalmente se obtuvieron 12,4 g de MgI 2, determine el % de Rendimiento de la reacción. Masas molares (g/mol): Mg = 24

I = 127

4. a) Tenemos una botella de vidrio que se ha cerrado herméticamente en lo alto de una montaña a 620 mmHg y 5°C. ¿Qué presión tendrá si bajamos al nivel del mar y se (4 puntos) calienta hasta 30°C? b) Una masa de 1,663 g de un gas desconocido se introduce en un cilindro vacío de 2,00 L, Si la presión en el cilindro es de 0,544 atmósferas a 78°C. Al respecto responda (6 puntos)

a) Cuantos moles de gas hay en el cilindro. b) La masa molar del gas. c) ¿Cuál de los gases siguientes podría estar en el cilindro? a) N2 ; b) C2H2; c) NH3; d) HCl; e) N2O Masas molares (g/mol): N = 14 C = 12 H = 1 Cl = 35,5

O = 16



Solemne 3 1. Para la siguiente reacción Kc = 2,00 a 1000°C. 2 COF2 (g)  CO2 (g) + CF4 (g) Si 5,00 L de una mezcla contienen 0,145 mol de COF 2, 0,262 mol de CO 2 y 0,074 mol de CF4 a una temperatura de 1000°C, a) ¿Estará la mezcla en equilibrio? (4,0 puntos ) b) Si los gases no están en equilibrio, ¿en qué sentido tendrá lugar el cambio neto? (2,0 puntos )

c) Calcule Kp para esta reacción. (4,0 puntos ) 2. La piperidina es una base que se encuentra en cantidades pequeñas en la pimienta negra. ¿Cuál es el pH de una disolución acuosa que contiene 25,0 g de piperidina en 315 mL de disolución? (10 puntos ) C5H11N (ac) + H2O (l)  C5H11NH+ (ac) + OH- (ac) Kb = 1,6x10 -3 Masa molar piperidina = 85,0 g/mol 3. Calcule: a) La [OH-] y el pH de una disolución de Ba(OH) 2 (ac) que contiene 3,9 g de Ba(OH) 2 (MM = 171,34 g/mol) en 100 mL de disolución. (3 puntos ) b) El pH de una disolución que se obtiene al diluir 125 mL de NaOH 0,606 M con agua hasta 15 L. (3 puntos ) c) El pH de una disolución de HNO3 5,2x10-4 M (2 puntos) d) La concentración de iones hidrógeno, H +, en mol/L para una disolución cuyo pH es 11,21. (2 puntos ) 4. Se mezclan 28 g de soluto (masa molar 95,21 g/mol) y 250 g de agua (densidad 1g/mL) formando una disolución. La densidad de la mezcla homogénea es 1,18 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en: (2,5 puntos c/u)

a) % m/m b) % m/v c) Molalidad d) Molaridad



Período académico 2016 Solemne 1 1. La cafeína, es el estimulante más consumido en el mundo, se consume en café, té y bebidas, pero también en chocolates, bebidas energéticas y medicamentos. En los adultos, la toxicidad letal de cafeína se estima que ocurre a una concentración de 175 mg de cafeína / kg de masa corporal. Para una persona de 154 lb de masa corporal, determine: a) ¿Cuántas tazas de café debe consumir al día para alcanzar dicha concentración, suponiendo que cada taza de café contiene 0,1 g de cafeína? Utilice cifras significativas para expresar sus resultados. (6,0 puntos) b) Exprese la toxicidad de la cafeína en g de cafeína / lb de masa corporal. (4,0 puntos) Datos: Mili (m) = 10-3; 1 lb = 0,4536 kg 2. a) Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla (6,0 puntos) Símbolo

Carga

Z

A

protones

neutrones electrones 46

0

82

+2

126 124

80

2. b) Un isótopo de un elemento metálico tiene un número de masa de 65 y tiene 35 neutrones en su núcleo. El catión derivado de dicho isótopo tiene 28 electrones. Escriba el símbolo de éste catión. (4,0 puntos)



3. a) Complete la siguiente tabla: (4,0 puntos) Símbolo elemento (Nombre) I

Configuración electrónica

N°s cuánticos último electrón (n, l, ml, ms)

S (azufre) 1s22s22p6

Ii Iii Iv

(2, 1, +1, +1/2)

Ca2+

b) El microscopio electrónico se ha utilizado ampliamente para obtener imágenes muy amplificadas de materiales biológicos y de otro tipo. Cuando un electrón de masa 9,1095x10 -31 kg, se acelera puede alcanzar una velocidad de 5,93x10 6 m/s. En base a la información expuesta, calcule para este electrón: a) La longitud de onda, en nm. (2,0 puntos) b) La frecuencia en Hz. (2,0 puntos) c) La energía asociada a la transición de este electrón desde n = 1 a n = 4. Indique si este proceso corresponde a una emisión o una absorción. (2,0 puntos) 5. a) Dibuje la estructura de Lewis para las siguientes moléculas y el tipo de enlace que se forma: SF2

( Electronegatividad S= 2,5 EN F = 4,0 )

(3,0 puntos)



NO2-

( Electronegatividad N = 3,0 EN O = 3,5 ) (3,0 puntos)

4. b) ¿Cuántos pares libres hay en los átomos subrayados de los siguientes compuestos? (2,0 puntos) HBr y CH4



Solemne 2 1. a) Complete la siguiente tabla: (6,0 puntos) Catión Pt4+ Platino (IV) Platínico Ca2+ Calcio Cálcico Mn4+ Manganeso (IV) Permangánico Cr 2+ Cromo (II) Cromoso Ni3+ Níquel (III) Niquélico Mg2+ Magnesio Magnésico

Anión Br Bromuro

Fórmula química

Nomenclatura

SO32Sulfito OHHidróxido HCO3Bicarbonato ClO3Clorato Cr 2O72Dicromato

b) La cloromicetina, es un antibiótico cuya fórmula es C 11H12O5N2Cl2. En una tableta que contiene 100,0 mg de cloromicetina, determine: (4,0 puntos) v) ¿Cuál es la masa molar de la cloromicetina? vi) ¿Cuántos moles de cloromicetina hay en una tableta? vii) ¿Cuántas moléculas de cloromicetina hay en una tableta? viii) El % de N en la cloromicetina Masas molares (g/mol): C = 12,0 = 35,5 NA = 6,022x10 23

N = 14,0

H = 1,0

O = 16,0

Cl

2. Un compuesto orgánico tiene la siguiente composición centesimal: 12,78 % de C; 2,13 % de H y 85,09 % de Br. a) Determine la fórmula empírica. (7,0 puntos) b) Sabiendo que 3,29 g de dicho compuesto equivalen a 0,017 moles, determine la fórmula molecular. (3,0 puntos) Masas molares (g/mol): C = 12,0; H = 1,00; Br = 79,9



3. Los carbohidratos para el ser humano son una importante fuente de energía, la que se obtiene a través de la oxidación metabólica realizada en las células del cuerpo. El resultado neto de la oxidación metabólica de la glucosa puede resumirse en: C6H12O6 + O2  CO2 +

H2O

Si en este proceso se metaboliza 100 g de glucosa con 100 g de oxígeno, determine: e) El reactivo limitante en este proceso. (2,5 puntos) f) La masa de H2O que se produce. (2,5 puntos) g) La masa de reactivo en exceso que permanece después de completada la reacción. (2,5 puntos) h) Si el rendimiento de la reacción es de un 75%, calcule el rendimiento experimental del H2O en gramos. (2,5 puntos) Masas molares (g/mol): H2O = 18,0

C6H12O6 = 180,0

O2 = 32,0

CO2

=

44,0

4. a) Una fuente importante de CO es el humo del cigarrillo. Un fumador aspira 10,0 mg de CO por cada cigarro que se fuma. Sabiendo esto, ¿Cuántas moléculas de CO se consumen por cigarrillo y qué densidad, en g/L, tiene este gas a 22°C y 580 mm Hg? (6,0 puntos) Masa molar CO = 28,0 g/mol b) Una mezcla de He y O 2 se colocan en un cilindro de 4,00 L a 32 °C. La presión parcial del He es 2,7 atmósferas y la presión parcial del O 2 es de 1,4 atmósferas. ¿Cuál es la fracción molar de O 2? (4,0 puntos)



Solemne 3 1. a) (4 puntos) La urea (CH4N2O MM= 60g/mol) se encuentra en la orina y es una de las formas más comunes del cuerpo para la excreción de los desechos de nitrógeno. Por lo común se reporta como gramos de nitrógeno en lugar de gramos de urea. La gráfica de un paciente indica que una muestra de 1230 mL de orina recolectada en un período de 24 horas contenía 13.7 g de nitrógeno. Calcule la molaridad de la urea en la muestra de orina. b) (2 puntos) Calcule los gramos de agua que deben añadirse a 17.0 g de cloruro de potasio (KCl) para preparar una disolución de cloruro de potasio al 20.0% m/m. c) (2 puntos) Calcule el número de mililitros de ácido acético concentrado 17.4 M que deben agregarse al agua para preparar 500.0 mL de una disolución 3.00 M de ácido acético. d) (2 puntos) Calcule los gramos de agua que deben adicionarse a 85.0 g de glucosa (C6H12O6 MM= 180g/mol) para preparar una disolución 2.00 m. 2. A) Calcule el pH y el pOH de las siguientes disoluciones: (4 puntos ) a) la concentración de ion hidrógeno en el vinagre es de 7.9 x 10 -4 mol/L b) la concentración de ion hidrógeno en la leche agria es de 6.3 x 10 -7 mol/L B) Para la siguiente reacción: (6 puntos ) 2 NOCl (g)  2 NO (g) + Cl2 (g) Si en el equilibrio a 298 K las concentraciones son: 0,50 M para NOCl, 1,00x10 -2 M para Cl2 y 2,00x10-2 M para NO. a) Exprese Kc b) Calcule Kc y Kp c) Indique hacia dónde está desplazado el equlibrio. 3. (5 puntos) Una teoría que se utiliza para explicar cómo la lluvia ácida destruye los

bosques es que el ácido solubiliza las sales de aluminio que normalmente son insolubles y que están en el suelo. Estas sales de aluminio solubles las toman las raíces de los árboles y son tóxicas para ellos. Suponiendo que la sal insoluble del suelo es AlZ3 (Z = anión orgánico poliatómico) y que la lluvia ácida es HNO3 (ácido nítrico, disolución acuosa diluida): a) Escriba y balancee la ecuación de esta reacción. b) Escriba la ecuación iónica y la ecuación iónica neta de la reacción.



4. (5 puntos) Para la reacción en disolución acuosa entre Na 2CO3 y Ba(NO3)2 para formar el sólido BaCO 3 indique lo siguiente: Na2CO3 (ac) + Ba(NO3)2 (ac)  BaCO3 (s) + 2NaNO3 (ac) a) Calcule el volumen de Na 2CO3 0,15 Molar que se requiere para precipitar a BaCO 3 todo el ión Ba2+ presente en 25,0 mL de Ba(NO 3)2 0,64 Molar. b) Calcule los moles de producto precipitado que se formará.

I.

(10 puntos) Una disolución contiene 0.376 gramos de fenol (C 6H5OH) por cada 100

mL. Sabiendo que el fenol se puede comportar como ácido débil monoprótico y que su valor de Ka es 1.0 x 10-10 calcule: a) las concentraciones finales de fenol y fenolato presentes en la disolución b) el pH y el porcentaje de ionización del fenol.


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