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CÁTEDRA ÚNICA DE QUIMICA
2017
.Cátedra Unica de Química Ciclo Básico Común 2017
.Química. Actividades
S. AH D. Bckerman C. Bouszzola G. Brudniclc
J. Bruno R. Crubellati C. Dí Risio M. Fruogieri
RGautier A. Ghini L.Landau G.Pin
M.Ponce R. Servant N.Torres A. Yeleiro
Di Risio, Cecilia Quúnica. Actividades I Cecilia Di Risio. - la cd • - Ciudad Autónoma de Buenos Aires: C.C.C Editorial Educando, 2017.
i
SOpo ;30x21 cm. ISBN 978-950-807-C32-6 i. Qufmica
Título.
CDD540
CEditorlal cee Educando Av. Wames 236115 (1427) Capital Federal Con una lirada de SOOOejemplares Se lemIin6 de imprimir en llllII7.O de 2017, en talleres propios de la editorial en Argentina. Queda hecho el depósito que previene la ley IJ.723 No se permite la reproducción tota1 o Jl8ICialde este libro, ni su almacenatniento en un sistema informático. ni su transmisión en cualquier forma o por cualquier medio. electrónico, mecánico, fotocopia u otros métodos, sin el permiso previo del editor.
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íNDICE GENERAL Programa de contenidos
3
Bibliografía
5
1 Ejercicios introductorios 1. Propósito...... 2. Ejercicios
6 6 6
.
2
Materia, átomos y moléculas 1. Guíade Estudio . 2. Ejercicios .
3
Estructura atómica, estructura electrónica y Tabla Periódica 1. Estructuraatómica . . . . . . . . . . . . . . .. . . . 1 Guía de Estudio. . . . . . . . . . . . . . . . 2 Ejercicios. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2. Estructuraelectrónicade los átomos. .. . . . . . . . . 1 GuíadeEstudio 2 Ejercicios. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3. TablaPeriódicade los elementos . . . . . . . . . . . . . . . 1 GuíadeEstudio '. . . 2 Ejercicios. . . . . . . . . .. . . . . . . . .
8 8 8
. . . .
. . . .
. . . .
. . . .
. .. . .. . .
. . . . . .. . . . . . .. . . . . . ..
12 12 12. 12 14 14 14 15 15 15
4 Enlaces y compnestos químicos, estructÍIra e interacciones intermoleculares 17 Guíade Estudio . . . . 1. 17 2.
Ejercicios
. . . . . . .
17
N Nomenclatura de compuestos inorgánicos sencillos 1. Estadode oxidación 2. Compuestosbinarios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 1 Compuestosde metales y de no metalescon oxígeno:óxidos . 2 Cnmpuestosde metalescon hidrógeno(estadode oxidación-1) 3 Compuestosde no metales con hidrógeno (estado de oxida. ción +1) 4 Sales no oxigenadas.. . . .. .. .. .. .. .. .. .. .. 3. Compuestosternarios 1 Hidróxidos .. . .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. .. 2 Oxoácidos .. .. . .. .. .. .. . . .. .. .. .. 3 Oxosales 4 Hidrogenosales.. .. .. .. .. .. .. .. . .. .. 5 Sales no oxigenadasde amonio . . . . . . . . . . . . . . . . .. 4. Compuestoscuaternarios ... . . . . . . . . . . . . . 1 Hidrogeooxosaies . . . . . . . . . . . . . . . . 2 Oxosalesdeamonio 5 Magnitudes atómico-moleculares 1. GuíadeEstudio 2. Ejercicios......... 6 Gases 1. Guíade Estudio. . 2. Ejercicios.......
24 24 24 24 25 25 25 25 25 26 26 27 27 28 28 28
29 . .
29
29 32 32
..
32
1
7 Soluciones 1. Gufade Estudio 2. EJercIcIos
:.......
36 36 36
8 Reaccionesquímicas 1. Guía deEstudio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2. Ejercicios :.......................
41 41 41
9
48 48 48
Cinéticaquímica 1. Guíade Estudio 2. Ejercicios...................................
10 Equilibrio quimico 1. Guíade Estudio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2. Ejercicios...................................
51 51 51
11 Ácidosy bases 1. Guíade Estudio. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 2. Ejercicios...................................
56 56 56
A Magnitudes,unidades y equivalencias 1. El SistemaInternacionalde Unidades(SI). . . . . . . . . . . . . . . .. 2. Símbolos.nombresy origende los prefijosSI '.' .. 3. Constantesfísicasfundamentales. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 4. Unidadesaceptablesno pertenecientesal SI. . . . . . . . . . . . . . .. 5. Algunasunidadesderivadasdel sr . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .. 6. Conversiónde unidades ,
59 59 60 60 61 61 61
B Respuestasseleccionadas
62
Tabla Periódica de los Elementos
74
PROGRAMA DE CONTENIDOS (si Res.
es 4426/16) Profesora
a cargo: Dra. Cecilia D. Di Risio
UNIDAD 1: Materia, átomos y moléculas. Características y estados de la materia. Teoría cinética de la materia: nociones. Cambios de estado. Sistemas materiales: clasificación. Sustancias puras y mezclas. UNIDAD 2: Estructura atómica y clasificación periódica. Composición atómica Partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones. Número atómico y número másico. Isótopos e ¡sóbaros. Unidad de masa atómica Masa atómica promedio. Estructura electrónica de los átomos. Modelo de Bohr y modelo orbital. Orbitales atómicos. Niveles y subniveles de energía electrónica. Configura~ión electrónica. Configuración eleclrónica externa. Tabla Periódica de los Elementos. Clasificación de los elementos. Períodos y grupos. Tendencias periódicas en las propiedades de los átomos: radio atómico, electronegatividad y energía de primera ionización. UNIDAD 3: Enlaces químicos, Tipos de enlaces quúnicos: iónico, covalente y metálico. Enlaces covalentes simples, múltiples y coordinados. Estructuras de Lewis. Caractensticas del enlace covalente: longitud, energía y polaridad. Concepto de estado de oxidación.
Nomenclatura de compuestos inorgánicos sencillos binarios, temarios y cuaternarios. UNIDAD 4: Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias. Estructura tridimensional. Teoría de repulsión entre pares eleclrónicos de valencia (I'RePEV). Geometría molecular. Polaridad de moléculas. Geometría de iones poliatómicos. Fuerzas de atracción entre particulas. Redes cristalinas. Enlaces intermoleculares: Londen, dipolo-
y volumen
UNIDAD 6: Gases. Variables de estado. Teoría cinética de los gases: nociones. Hipótesis de Avogadeo. Ecuación de estado de gases ideales. Mezcla de gases. Presiones parciales. Fracción motar. UNIDAD 7: Soluciones. Distintos tipos de soluciones. Soluto y solvente. Formas de expresar la concentración de las soluciones: %ml m, %ml V, %.v IV, molaridad, molalidad. partes por millón. Soluciones acuosas de compuestos iónicos, disociación, electrolitos. Variación de la concentración por dilución. Mezcla de soluciones. UNIDAD 8: Reacciones químicas. Concepto de reacción quúnica. Ecuaciones quúnicas. TIpos de reacciones. Con. servación de la masa: balanceo de ecuaciones quúnicas. Reacciones cOn cambio de estados de oxidación (redox): balanceo por el método del ion-electrón. Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante. Pureza de reactivos. Rendimien' to de reacción.
3
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4 UNIDAD 9: Cinética qnÍ1lÚca Y Equilibrio químico. Nociones de cinética química. Concentración de reactivos y productos en función del tiempo. Expresiones de la velocidad de reacción. Equilibrio químico. Concepto de equilibrio dinámico. Constante de equilibrio y su significado. Cociente de reacción. Perturoaciones a un sistema en equilibrio. Principio de Le Chatelier. UNIDAD 10: Ácidos y bases. Teorías de Arrhenius y de Bwnsted-Lowry. Antoio'\Í'lación del agua. Escala de pH. Cálculos de pH de soluciones acuosas de ácidos y de bases fuertes. Equilibrio ácido-base.
.
ASISTENCIA: se registrará la asistencia de los estudiantes a clase. debiendo presenciar al menos el 75 % de las mismas para mantener su condición de regnlaridad en la asignatura. [Resolución es N" 3912/15 Art. 13 Inc. I)a) y b)]. .' AGRADECIMIENTO: los autores agradecen a los auxiliares docentes y á los estudiantes que han hecho llegar sus comentarios respecto de guías anteriores, los cuales han servido al propósito de mejorar los conteuidos de la presente.
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BIBLIOGRAFíA • QUÍMICA BÁSICA. C. Di Risio. M. Roverano e L Vázquez. Sa ed, Ed CCC Educando. BuenosAJres. 2013. • QUÍMICA GENERAL. Principios y aplicaciones modernas. RH. Petrucci. C. Bissoonelte. F.G. Herring YJ.D. Madura, lOa Ed., Prentice Hall, 201I. .• QUÍMICA. R. Chang y k. Goldsby. 12a ed.• Ed. Mc Graw Hill. 201S. • QUÍMICA. K.W. Whilten. R.D. Davis y M.L Peck, lOa ed.•Brooks Cole Pub. Co.• 2013. Referencias de los Anexos A y N • Cohen, E.R.. CvitaS. T.• Frey. J.G .• Holmstrom. B., Kuchitsu. K.. Marquardt, R.• MilI•• L. Pavese. F.. Quack, M., Stohner. J., Strauss. H.L.. TaIaími M. YThor. A.J. (2008) Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. lUPAC Green Book, 3a Edición. 2a impresión. lUPAC & RSC Publishing. Cambridge. • "Nomenclature of lnorganic CheDÚstry- lUPAC Recornmendations 2OOS";Connelly, N.a. Damhus. T.• Hartshorn, RM., y Hulton, A.T. The Royal Society of Chenústry, 200S [ISBN 08S4044388] • "IUPAC Compendium goldbook.iupac.org.
of
Chemical
Terminology".
versión
electrónica:
Referencias de la Tabla Periódica de los Elementos • http://dx.doLorgllO.1S1S/pac-201S-030S . • Nota: No se infonnan valores de masas atómicas para aquellos elementos que carecen de isótopos con una abundancÚl caracterlstica proveniente de fuentes terrestres naturales. .
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5
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EJERCICIOS INTRODUCTORIOS • 1.
Propósito
El propósito de estos ejercicios es que los estudiantes repasen o adquiimm las habilidades necesarias para resol ver algunas expresiones y operaciones matemáticas que se usarán en la asignatura
• 2. Ejercicios 1.1 Escribir los, números siguientes en notación científica: a) 521876; b) 0,000345; e) 20333; d) 0,00188; 1.2 Ordenar en forma creciente los números siguientes: a) 188,29; b)2,91 x104; c)7,66xlO-'; d)-Q,OOlO; e)-Q,0055;
f)5,22xlO-1.
1.3 Realizar los cálculos siguientes expresando la respuesta con el número adecuado de cifras significativas: a) 6,2591 .3,2; b)94,73/8%1,1l; e) 665,22 + 8,77 + 1,19 x lO' + 451,1. 1.4 Realizar los cálculos siguientes: a) 2,85 x lo' + 7,20 x lO' b) 4,650 x lOs + 8,350 x 103 e) 8,295 x 109 - 6,31 x 108 d) 6,24 x 10-3 - 7,81 x 10-' 1.5 Realizar los cálculos siguientes: a) 6,02 x 105 • 9,35 x 106 b) 5,02 x lO' . 6,22 x 10-3 e) 8,33 x 108/5,15 x 103 d) 9,67 x 10-<; / 4,79 x 108 1.6 Calcular el valor de x que satisface la igualdad siguiente: 6x-2 7x+9 -2-=-3-
1.7 Calcular los valores de x que satisfacen las igualdades siguientes: a).x" - x- 6 O; b) 24.x" -82x+48 O.
=
=
1.8 Calcular los valores de x que satisfacen la igualdad siguiente:
.x" 1 78 x 10-5 _ , - O,OIOO-x 1.9 a) ¿Cuál es la longitud más grande? 1) 450 ro; 2) 5200 cm; 3) 4 x 1~ cm; 4) 5 x 10-1 ro. b) ¿Cuáles la masa más grande? 1)870g; 2)2,5kg; 3)3xlO-'kg; 4)200000rog. 1.10 Expresar las magnitudes siguientes en las unidades que se indican en cada caso: a) 458,23 g en miligramos; b) 0,288 L en decímetros cúbicos;
6
L
Química CRC 2017
7 e) d) e) f) g) h) i)
1862 mg eo kilogramos; 324 mL en litros; 155,2 g en kilogramos; 322,18 L en centímetros cúbicos; 8766 cm3 en metros cúbicos; 300 m3 en decímetros cúbicos; 200 cm3 en mililitros.
1.11 Una barra de hierro tiene una masa de 5020 g. Expresar dicha masa en miligramos y en kilogramos. 1.12 Una botella contiene 750 mL de vino. Expresar dicho volumen en litros y en metros cúbicos. La densidad másica, p, es la masa (m) de sustancia que ocupa una unidad de volumen (V) a presión (p) y temperatura (T) conocidas: p(p, T) = mlV.
1.13 Una piscina contiene 25 m3 de agua. Expresar dicho volumen en litros. 1.14 La densidad del etanol a 20 oC es 0,800 g/mL. Expresar dicha densidad en kg/m3, 1.15 La densidad del CC14 a 20 oC es 1,59 g lnL - 1 Calcularla esta sustancia. 1.16 El oro escasa que la 54,3 g
masa de 28,5 cm3 de
es uno de los metales denominados "preciosos" o "nobles" debido a su abundancia, su alto valor económico y su tendencia a ser menos reactivo mayoría de los elementos químicos. Una pieza de oro cuya masa es de ocupa un volumen de 2,81 cm3. Calcular su densidad.
1.17 La masa de un átomo de oro es aproximadamente masa en kilogramos y en miligramos.
3,27x lO-ll g. Expresar dicha
1.18 La velocidad de la luz en el vacío es de aproximadamente 300000 kmls. Expresar dicha velocidad en las unidades siguientes: a) kmlh; b) mis; c) m/h. 1.19 La densidad del hierro tiene un valor de 7860 kg m-3; la del cobre, 8,92 g cm-3 y la del aluminio, 2700 g dm-3. Ordenar en forma creciente las densidades de estos tres metales. 1.20 La distancia de la Tierra a la Luna es de aproximadamente 3,84 x 108 m. Expresar dicha distancia en las unidades siguientes: a) km; b) cm; c) mm, 1.21 El radio de un átomo de silicio es de aproximadamente 1,17 x 10-8 cm. Expresar dicho radio en las unidades siguientes: a) metros; b) milímetros. 1.22 Una solución'de ácido nítrico tiene una densidad de 1,21 g/cm3, Calcular el volumen que ocuparán 150 g de dicha solución.
¿CUÁNDO
DEBIERAN
REDONDEARSE
LOS CÁLCULOS
NUMÉRICOS?
La ventaja de la utilización de las calculadoras es que no tienen que escribirse los resultados intermedios. En ciertas ocasiones, como cuando se solicita explicitar las etapas de un desarrollo de resolución paso a paso, se escribirán los resultados intermedios con las cifras significativas adecuadas, pero no se utilizarán de esa forma para alcanzar el resultado final. Éste debiera obtenerse almacenando los resultados intermedios en la memoria de la calculadora (o escribiéndolos en hoja borrador con dígitos en exceso) y, una vez alcanzado, redondearlo al número de cifras significativas que correspondan.
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MATERIA, ÁTOMOS V MOLÉCULAS
• 1.
Guía de Estudio
• ¿Cuáles son los estados de agregación de la materia? Explicar brevemente en qué consiste la Teoría Cinética de la Materia. • ¿A qué se denominan punto de ebullición normal y punto de fusión normal? • Explicar los conceptos de sistema homogéneo, sistema heterogéneo, propiedad intensiva y propiedad extensiva. • ¿Qué es el porcentaje en masa de un componente en una mezcla? ¿Y la composición centesimal de una mezcla? • Dar el concepto de elemento químico . • ¿En qué se diferencian las sustancias simples de las sustancias compuestas? ¿Cuál
es la diferencia entre sustancia pura y soluci6n? • Dar los conceptos de átomo y de molécula . • ¿Qué se entiende por fórmula empúica (o minima) y por fórmula molecular de una
sustancia?
• 2.
Ejercicios
2.1 a) Completar el esquema siguiente con los nombres de los cambios de estado de la materia, según corresponda:
I
estado sólido
t
•
¡
estado líquido
ej: vaporizacwn • estado gaseoso
•
I
b) Completar las líneas punteadas y discutir la relación entre los distintos estados de agregación del agua y la temperatura: Agua ( (hielo)
)
----l~.Agua
(liquida) --~~.
Agua (
) (vapor)
2.2 A una presión de I atrn, una cierta sustancia funde a-38 oC y ebulle a 137 oc. Se necesita realizar una ex.periencia con esa sustancia en estado líquido a p = 1 atIn. ¿A cuál/es de estas temperaturas se podrá realizar la experiencia?: a) -40 oC, b) 130 oC, e) 140 oC, d) -20 oc. 2.3 Los puntos de fusión del galio, del oro y de la plata a una presión de I atrn son: 30 oC, 1064 oC y 962 oC, respectivamente y los de ebullición son: 2403 oC, 3080 oC y 2212 oC, respectivamente. Indicar el estado de agregación de cada uno de estos metales a: a) 50 oC; b) 1000 oC; 'e) 2300 oC. 2.4 Los puntos de fusión y de ebullición normales del bromo son -7,2 oC y 59 oC, respectivamente. Los correspondientes al metanol son -94 oC y 65 oc. ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? a)
''A -100 oC, ambos son líquidos."
b) "A -30 oC, el bromo es s6lido y el metanollíquido." c)
"A 70 oC, ambos son goses."
d) "A -50 oC, el bromo es líquido y el metanol s6/ido."
8
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Qu(mica
ene 2017
9 2.5 ¿Cuáles de las afumaciones siguientes sobre los estados de agregación de la materia son correctas? a) "Un sólido cristalino puro puede ser representalÚJ como par/(culas muy cero canas unas de otras, ordenadas regularmeme." b) "En un gas las partfcu/as están más separadas entre s( con respecto a /as de un lú¡uido o a las de un sólido." . e) "lAs partfcu/as que constitUyen un gas se mueven en formo. casi independiente unas de otras y entre ellas hay espacio vacfo. " 2.6 ¿Cuáles de las afumaciones siguientes son correctas? Justificar. a) "Un sistemaformo.do por azúcar yagua puede ser homogéneoo heterogéneo, dependiendo de la temperatura a la cual se encuentre. " b) "Un sistemaformado porvarias sustan~ diferentes siempre tendrá más de
unafase." e) "Un sistema formado por dos trozos de hielo en agua tiene un componeme y dos fases." d) "Son propiedades intensivas de un sistema: su punto de fusión, su densidad, su punto de ebullición y su volumen."
, i
1
2.7 ¿Cuáles de las propiedades siguientes son extensivas para un sistema macroscópico? a) densidad; b) volumen; e) color; d) punto de ebullición; e) masa; f) COnductividad eléctrica 2.8 Una solución de sacarina en agua ocupa un volumen de 120 roL, a cierta presión y temperatura La masa de dicha soluciónes 124 g. Calcular la densidad de la solución. 2.9 A una presión de 1 atm el punto de fusión del etanol es ~ 114 oC y el de ebullición es 78,4 oC. La densidad del etanol a 20 oC es 0,789 g/cm3, mientras que a lOO oC es 1,51 x 10-3 g/cm3• Justificar a qué se debe esa diferencia. 2.10 Una masa de 80,0 g de hidróxido de potasio tiene 55,71 g de potasio, 22,86 g de oxígeno y' 1,43 g de hidrógeno. Calcular la composición centesimal de los elementos constibJyentes del compuesto. 2.11 En un sistema formado por 1500 roL de agua (p = 1,00 g/cm3) y 120 gdearena, se disuelven 25 g de sal. Calcular. a) la composición centesimal del sistema; b) el %mlm de la sal en la fase líquid'l. e) Si se evapora el agua del sistema, ¿cuál será la nueva composición centesimal del mismo? 2.12 A 20 oC se dispone de un sistema heterogéneo formado por 150 roL de metanol (p 0,791 g/roL), 80,0 roL de agua (p 1,00 g/roL) Y 25,0 g de cobre sólido. El metanol y el agua forman soluciones en toda proporción. Calcular: a) el %ml m del metanol en el sistema; b) el %mlm de agua en la fase líquida.
=
!.
=
2.13 Calcular la éomposición centesimal de los sistemas siguientes: a) mezcla de 20,0 g de arena, 13,0 g de limaduras de hierro y 29,0 g de sal; b) un trozo de aleación compuesta por 294'g de cobre, 53,0 g de estaño y 3,00 g de cinc. 2,14 Se tienen 5,00 kg de acero cuya composición centesimal es: 2,00% de embono, 0,0300% de azufre, 0,0400% de fósforo y el resto es hierro. Calcular la masa de cada componente expresada en gtamos.
Materia, átomos y moléculas
10 2.15 Para cada uno de los elementos siguientes, escribir su símbolo químico: a) estroncio; b) titanio; e) silicio; d) selenio; e) Icriptón; f) yodo; g) cinc. 2.16 Escribir los nombres de los elementos cuyos símbolos químicos son los siguientes: a) Ag; b) 01; e) Mg; d) Br; e) Ar; f) Pb; g) P. 2.17 Para cada una de las moléciJlas siguientes, indicar cuántos átomos tienen en total y cuántos elementos químicos las conforman. a) arsano (AsR¡); b) pentóxido de dieloro (ClzÜs); c) ácido nítrico (lIN03); d) ácido fosfórico (lL¡PO.); e) ácido etanoico (CzH.Oz). ~~Cl)
2.18 Escribir la fórmula de las iñóréculas focroadas por: a) 2 átomos de hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno; b) 2 átomos de hidrógeno y 1 de azufre; e) 2 átomos de bromo y 7 de oxígeno; d) 2 átomos de carbono, 4 de hidrógeno y I de oxígeno. R~tar ~den en que se listan los elementos. 2.19 ¿Cuál/es de las afirmaciones siguientes eslson correctas? Justificar. a) "w sal de mesa y el vino son sustancias simples." b) "El agua (H20) es una sustancia simple." c) "El ox(geno (02) es una sustancia compuesta/' d) "El aire es una mezcla homogénea de gases." 2.20 Clasificar las sustancias siguientes en simples o compuestas:
a) argón (Ar); b) bromo (Brz); c) óxído de silicio (SiOz); d) fósforo (P4); e) borano (BR¡); f) titanio (1i); g) fluoruro de potasio (KF). 2.21 ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? a) "Un sistema es honuigéneo ~iestá/armado por una única sustancia." b) "Un sistema es homogéneo si está/armado por una única/ase." c) "Un sistema consti(Uido por dos o más fases es heterogéneo." d) "Un sistema es homogéneo cuando sus propiedodes extensivas son las mismas en cualquier porción del volumen que ocupa." e) "Un sistema es homogéneo cuando sus propiedades intensivas son las mismas en cualquier porci6n del volumen que ocupa."
2.22 Dados los sistemas siguientes, indicar si son homogéneos o heterogéneos así como el número de fases presentes: a) kerosene y agua; b) aleación de cobre y cinc; c) soda; d) kerosene; el sal disuelta en agua; f) agua líquida yagua gaseosa; g) aire seco; h) talco en agua. 2.23 Clasificar los sistemas siguientes en sustancias simples, sustancias compuestas
(o compuestos), mezclas heterogéneas o soluciones: 1) calcio (Ca), 2) ozonO (03)' 3) azúcar disuelta en agua, 4) óxido de calcio (CaO), 5) carbono (C), 6) leche vacuna, 7) nafta, 8) granito, 9) agua y alcohol, 10) amoníaco
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Química CHe 2017
2".%6 En OII recipiente cerrado se. mezclaroDi crig} y CH4 (g), ¿Cuáli o. cuáles d••.las afirmaciones siguientes eslson correctas?: a) "El sistema es homogirreu." b) "El sistema está formado por dos SJ£>tanciassimples.~ e) "Ambas .ustancia.< son~." if) "La ntJ!zclo:tiene tres conzportentes." e) "La mezclo: áe ambos fitD'!' ""ustirr.ye rm" .ol'u<;ión.~ 2/8 En un recipiente se me2cl=nt ~Offl'y un azlÍClU';C¡hOn(S), el cual 00 se disolvió por completo. ¡;.Cuál de las. "finDaciooes siguientes es. correcta?: (A) "La f6rmula empirica del li/Z<Í(:ares. CHzO_~; (B) "La fómmla empfrica del agua coincide con sufónmdo NWIeClJ1a,,-";. (e) "EF Cll.1Í€IJr es una ••••tancia simple." (O) "La mezcla tiene doY fuses Y' tres componentes."; (E) "Ef agua es un elemento qufmico. ~
,•
,
2;28 Se dispone de W1a solucián de NaCI en agua. ¿Cuál de las afinnaciones
si~ guientes es correcta?: (A) "El siste100 podria pasar a ser heterogéneo variando su temperatura."; (H) "El sistema podna pasar a ser heterogéneo agregando más agua."; (C) "La mezcla estdfimnada por una sustancia simple y una compuesta:'; (O) "La solución' está compuesta por dos sustancias simples. "; (E) "La densidad de la solución es unapropiedad extensiva de la misma."
2.29 Se mezclaron 6,80 g de yodo s6lido, ~(s}, con 50,0 mL de tetracloruro de carbono líqnido, CCl4 (1' = 1,59 g/mL). El sistema linalconsistió en 6,00 g de yodo sin disolver y W1asolución de ~ en CCI4• a) Calcular la composiciÓII centesimal del sistema. b) Calcular el %ml m de yodo en fa soluciÓII obtenida. 2.30 Una persona se lJizo un análisis de saflgre y le dio una concentraciÓII de ácido úrico de 4,30 mg/dL Considerando que el volumen de sangre en UDapersona adulta es de aproximadamente 5,00 L, calcular la masa total de ácido úrico presente, expresada en gramos.
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ESTRUCTURA ATÓMICA, ESTRUCTURA ELECTRÓNICA Y TABLA PERiÓDICA
• 1.
Estructura atómica
1. Guíade Estudio • ¿Cuáles son las partículas subatómicas fundamentales?
¿Cuál es la carga y la masa
de cada una? • ¿Cuál es la relación aproximada entre el tamaño del núcleo y el tamaño del átomo? ¿Cómo es la densidad del núcleo comparada con la densidad del átomo? • Definir número atómico, número másico y nucleido .
• ¿Qué número es suficiente conocer para caracterizar un elemento? • ¿Cuándo dos o más nucleidos son isótopos entre sí? ¿Cuándo son isóbaros?
• ¿Qué es un ion? ¿Cómo se denominan de acuerdo con su carga? • ¿Cuál es la unidad que suele utilizarse para expresar la masa atómica (ma)? Indicar su equivalencia en gramos y en kilogramos . • ¿Cómo se calcula la masa promedio de los átomos de un elemento?
2. Ejercicios 3.1 Determinar el número atómico (Z), el número másico (A) y el símbolo de cada uno de los átomos representados por:
•
• ~
•
•
~
• B
A • Protón
O Neutrón
• Electrón
3.2 Indicar el número de cada una de las partículas subatómicas
presentes en los
nucleidos siguientes. a) 41Ca' b) 8sBr' c) 238U 20'
3S'
92'
3.3 Dados los nucleidos: 42Z S9Q 40.. 41L S9R 38A 391' 600 4lh. 20 • 28 I iÜ1Vl, 19 • 27 • 18 ' I~' 27 ' i8A
y
31T 17 •
a) identificarlos con sus símbolos químicos; b) indicar cuáles son isótopos entre sí; e) indicar cuáles son is6baros entre sí. 3.4 Indicar con la notación adecuada (~X, donde X es el símbolo químico, A el número másico y Z el número atómico), a los nucIeidos que contienen: a) 6 protones y 7 neutrones; b) 10 protones y 13neutrones; e) 17 protones y 20 neutrones.
12
13 3.5 Escribir ecuaciones que representen la obtención de los cationes siguientes a partir de los átomos correspondientes: a) ~¿Fe3+; b) l~a2+; e) fjAl3+. 3.6 Escribir ecuaciones que representen la obtención de los aniones siguientes a partir de los átomos correspondientes: a) 1;~I-; b) i~S2-; e) i;p3-. 3.7 Para cada uno de los iones siguientes detallar el número de protones, neutrones y electrones: a) ~¡Cr3+; b) ~~Se2-; e) 1;~I-; d) 1;~Cs+.
3.8 ¿Cuál de los símbolos siguientes representa a una especie X que contiene 10 electrones, 7 protones y 8 neutrones? a) I~X; b) 1~3+; e) I~X3-; d) 1~3-.
,,. 1
3.9 Indicar con la notación adecuada: a) la especie que contiene 8 protones, 8 neutrones y 10 electrones; b) el catión monovalente que contiene 1J protones y 12 neutrones; c).e1 anión divalente que contiene 16 protones y 18 neutrones. 3.10 Escribir el símbolo químico del átomo que es isoelectrónico con cada uno de los iones siguientes: a) 37Rb+; b) 4Be2+;_c) 33As3+; d) 8°2-.
i~X,
3.11 Dados los nucleidos l~, ~R, ~~, ~~Q y ~J: a) determinar en cada caso a cuál elemento corresponden;
b) -indicarel número de neutrones que posee cada uno; ¡ >
¡ l.,
e) indicar el número de cada una de las particulas subatómicas que constituyen las especies X3+, R2+, Q3+ y E-; d) indicar el símbolo químico del catión monovalente isoelectróuico con E-; e) indicar el símbolo químico del anión mqnovalente isoelectróuico con J+. 3.12 Completar el cuadro siguiente, utilizando la Tabla Periódica en los casos en que no se indique el símbolo del elemento químico.
Símbolo
Z
Carga
Número de:
A protones
115Cd 48
,,
48
O
1I5
48
1Cl17
neutrones
67
electrones
48
20 127
O
53 124
2+
80
84Rb2+ 37
40
34
2?Cu2+
65
29
10
IONe
35
1-
80
.3.13 Indicar si las afirmaciones siguientes son correctas (e) o incorrectas (1). a) "Cuando un átomo de sodio (2=11, A=23) pierde un electr6n se transforma
en el ion ~]Na+:' b) "Los nucleidos
f~ y f~y son
is6topos porque tienen igual número másico."
.. ~>
Esrructura atómica, estructura electróniéa Y Tabla Periódica
14
c) "Cuando el nucleido 190gana 2 electrones se transfonna en l~d-:' d) "Los nucleidos J~~ Y 1~~ son isótopos porque tienen el misf1!O. número de protones y distinto número de neutrones." 3.14 La masa del nucleido 23Na es 22,989768 u. Calcular: a) la masa de un átomo expresada en gramos y en kilogramos; b) la masa de mil átomos expresada en gramos. _ L¡(mr%Aljl
3.15 Los isótopos estables del elemento boro son 1~ y l1B. Eí primero tiene ma = 10,01 u y su abundancia en la naturaleza es 19,90%. El segundo tiene ma = 11,01 u y su abundancia en la naturaleza es 80,10%. a) Calcular la masa atómica promedio del elemento boro expresada en unidades
ma-
00
Para el i-ésimo isótopo. mi es su masa y %AI¡ su abundancia isotópica terrestre promedio en porcentaje de cantidad [(n¡I"totatlx 100).
de masa atómica. b) Calcular la masa atómica promedio expresada en gramos. 3.16 La masa atómica promedio de los átomos del elemento cloro es 35,45 u. Se sabe que sus isótopos estables son 35Cl y 37Cl. ¿Cuál de los dos isótopos debe tener una abundancia mayor de acuerdo con estos datos?
• 2. Estructura electrónica de los átomos Todas las configuraciones elec-
1. Guía de Estudio • Describir el modelo de Bobr y el modelo orbital. ¿Qué son los números cuánticos? • ¿A qué se llama nivel electrónico en el marco del modelo orbital? • ¿Qué son los orbitales atómicos? ¿Cómo se simbolizan? ¿Cuál es el número máximo de electrones en cada uno de ellos? : • • ¿Cuál es el orden creciente de energía orbital en un átomo polielectrónico? • ¿Qué se entiende por configuración electrónica (CE) de un átomo? ¿Y qué por configuración electrónica externa (CEE) de un átomo? • ¿Cuál es el orden creciente de la energía orbital en un átomo polieleclrónico? • Describir el orden de "ocupación" de los diferentes orbitales para predecir la configuración electrónica del estado fundamental de un átomo polielectrónico (regla de las diagonales). Dicha ocupación, ¿se efectúa siempre en sentido creciente de la
tr6nicas de estB: guía corresponden a las de los correspondientes estados fundamentales o basales
de las especieS involucradas .
energía orbital?
2. Ejercicios
.(lSl2(2~)Z(2Pl6.<3S)\ ,,[NeH3s)\
3.17 Escribir la configuración electrónica (CE) de los átomos signientes, en forma detallada y en notación abreviada de gas noble: a) potasio; b) bario; c) vanadio; d) fósforo. 3.18 Escribir la configuración electrónica externa (CEE) de los átomos siguientes: a) cloro; b) xenón; c) estroncio; d) selenio. 3.19 Escribir la CE del neón y la del ion Mg2+. ¿Se trata de especies isoeleclrónicas? ¿Por qué sí o por qué no? 3.20 Escribir la CE del catión divalente del calcio. 3.21 Escribir la CE del anión monovalente del bromo.
•
3.22 Escribir la CEE del ion Al3+. ¿Qué ion del oxígeno tiene la misma CEE?:
'r
3.23 La CEE de los átomos del elemento Z es (4s¡2(4p)s Indicar cuántos protones tiene Z, identificarlo con su símbolo químico y escribir su CE en forma detallada y en notación abreviada de gas noble.
CE del neón
.r.... ,
r
~
r f 1 ~.
l
Quimica
eRe
15
2017
.3.24 Identificar con sus símbolos químicos a los elementos cuyos átomos tienen las configuraciones electrónicas siguientes: a) (ls)2(2s)'(2p)6(3s)'(3p)4; b) [Ar](3d)1O(4s)2; c) (ls)2(2s)'(2p)6(3s)'(3p)6(4s)'; d) [Xe](6s)'. 3.25 El anión trivalente de X tiene la CE [Ne](3s)'(3p)6. a) Identificar al elemento X con su símbolo químico . . . b) Si un átomo de X tieue 16 neutrones, ¿cuál es su número másico? 3.26, Indicar con su símbolo químico y carga eléctrica un anión y un catión que sean isoelectrónicos con el elemento cuyo Z = 36. 3.27 .Los iones 88Q2. y 34Se2- son isoelectrónicos
entre sí. Identificar al elemento Q
con su.símbolo químico. ¿Cuántos neutrones posee el nucleido 88Q? 3.28 1M2. es un catión isoelectrónico con el argón y su núcleo contiene 22 neutrones. Indicar su notación completa. 3.29 La CEE del catión monovalente del elemento X es (4S)2(4p)6. Identificar a X con su símbolo químico e indicar el número másico del nucleido de X que tiene 48 neutrones en su núcleo .
• 3.
Tabla Periódica de los elementos
1. Guía de Estudio • Identificar toda la información que se puede 9btener en un casillero (correspondiente a un elemento) de la Tabla Periódica. ¿Qué masa atómica se informa? ¿Cómo suelen presentarse las configuraciones electrónicas? ¿Las configuraciones electrónicas coinciden siempre con las obtenidas por la "regla de las diagonales"? ¿Por qué? • ¿Qué es un gntpO y qué es un periodo en la Tabla Periódica? ¿Cuántos grupos y cuántos períodos hay en la Tabla Periódica? • ¿Cuáles son los glUpos denominados principales? ¿Cuáles son los elementos representativos en dichos gmpos? • Identificar a los elementos pertenecientes a los gmpos de los metales alcalinos, de los metales alcalino térreos, del.grupo del nitrógeno (pnictógenos), de los calcógenos, de los halógenos y de los gases nobles. • ¿A qué se denomina carga nuclear efectiva? • Describir cualitativamente cómo varía la carga nuclear efectiva a lo largo de un período y a lo largo de un grupo.
• Definir energía de primera ionización .
..
¡ (
I
• ¿Qué se entiende por radio atómico' Averiguar métodos para su determinación. • ¿Por qué la energía de primera ionización y el radio atómico son. entre muchas otras, propiedades periódicas de los átomos de los elementos? Describir sus variaciones generales a lo largo de un período y a lo largo de un grupo.
2. Ejercicios 3.30 En base a lo solicitado en la guía de estudio de esta sección, indicar la información que puede obtenerse de la Tabla Periódica que acompaña este material para los elementos: F, Cr, As y Ba. 3.31 Identificar con su simbolo químico, escribir su CEE e indicar a cuáles grupo y período pertenecen los elementos siguientes:
Estructura atómica, estrnctura elec~rónica Y Tabla Periód:,~.-
16 a) b) e) d)
el el el el
•
segundo halógeno; primer metal alcalino; cuarto gas noble; tercer metal a1calinotérreo.
3.32 Indicar si los elementos cuyo Z es: a) 20; b) 34; e) 46"; d) 53; 'e) 78;, f) 86; g) 94, son metales alcalinos, metales alcalinotérreos, no me.tales,'gases nobles, metales de transiciót:t '0 elementos de transición interna. 3.33 Escribir el símbolo quílIÚco e indicar 'a cuál período. y grupo pertenecen los elementos siguientes: 1) ¡¡quel cuyo Z =' 22; 2) aquel cuyo Z es una unidad menor que el del segundo halógepo; 3) el que form" uncaÍÍón dívalente isoelectrónico con el átomq de kripl6n. ' 3.34 Escribir la CE de dos' catiopes y de'dos 'aniOlies que sean isoelectrónicos con el tercer gas noble, id''"tificáJ¡dolos con sus símbolos quílIÚcos y cargas eléctricas. 3.35 Dados los elementos Na, Rb, Mg, Al, Si, S, C1 Y P, seleccionar los siguientes: 1) al no metal que forma aniones monovalenles, 2) aquel cuyo catión más común es trivalente, 3) aquel cuyos átomos tienen CEE = (3s)2(3p)4, 4) aquel con mayor carácter metálico, 5) aquel cuyo anión más común es trivalente, 6) el metal cuyo ion divalente es isoelec~ónicocon el ne6n. . 3.36 Identificar a los elementos, R y Q indicando su grupo y período, sabiendo que el catión divalente de R tiene 54 electrones y la CEE del anión monovalente de Q es (2s)2(2p)6. 3.37 La CEE del catión monovalente de X es (4s)2(4p)6. Escribir el símbolo químico del elemento X, su grupo y su período e indicar el número másico del nucleido de X que tiene 49 neutrones en su núcleo. 3.38 El elemento Q forma un anión divalente isoelectrónico con el tercer gas noble. a) Identificar a Q con su símbolo químico, indicando el grupo y el período al que pertenece. b) Calcular el número de neutrones del isótopo de
Q que tiene A = 34.
"
'. , .. ...•....•.• r 111-------.
~'
,
[
ENLACES Y COMPUESTOS QUíMICOS, ESTRUCTURA TRIDIMENSIONAL E INTERACCIONES INTERMOLECULARES
• 1. Guíade Estudio o Explicar el concepto de electronegatividad. o El enlace iónico y el enlace covalente. Delinir polaridad de enlace y momento dipolar de enlace. o El modelo de Lewis. Los símbolos y estruetnras de Lewis. La regla del octeto. Ejemplos y excepciones a dicha regla . • Las propiedades de las suslancias en las que predominan los enlaces iónicos, los covalentes y los metálicos. Carácter covalente y carácter iónico del enlace qLÚmiCO . • ¿Qué se entiende por estado de oxidación? ¿Cómo se lo determina y se lo representa? o Compuestos químicos binarios con oxígeno: óxidos. Estructuras de Lewis. Nomenclatura y ejemplos. o Compuestos químicos binarios con hidrógeno. Estructuras de Lewis. Nomenclatura y ejemplos. o Sales binarias. Estructuras de Lewis. Nomenclatura y ejemplos. o Teoría de la Repulsión entre Pares de Electrones de Valencia (1RePEV). Aplicación del modelo a la determinación de la geometría molecular. o Describir la polaridad de una molécula a partir de la polaridad de sus enlaces y de
su geometría. o Compuestos químicos ternarios y cnaternarios: oxoácidos, oxosales, hidróxidos, hidrogenosales, hidrogenoxosaIes. Estructuras de Lewis. Nomenclatura y ejemplOs. o Aplicar la TRePEV para determinar la geometría de los iones poliatómicos. . o Describir las contribuciones en que suelen dividirse los enlaces entre moléculas (interacciones intermoleculares). o Comparar el orden de magnitud de la energía involucrada en las interacciones intermoleculares y de la energía involucrada en los enlaces intramolecnlares . • Relacionar las contribuciones de las interacciones entre partículas idénticas (molé- ' culas o gases monoatómicos) con sus propiedades macroscópicas (por ej., con sus puntos de ebullición). o Relacionar la intensidad de las interacciones entre moléculas distintas con su solubilidad (miscibilidad) mutua. La solubilidad de compuestos iónicos en agua y las
interacciones jon-ion y ion-dipolo .
• 2. Ejercicios 4.1 Escribir los símbolos de Lewis de: a) el segundo metal alcalino. b) el primer gas noble, e) el tercer halógeno, d) el tercer metal alcalinntérreo, e) el elemento del grupo 16 y segundo período, f) el elemento del grupo 15 Y lercer período. 4.2 Ordenar a los átomos de los elementos signientes según su e1ectronegatividad. a) Br, F, 1, a en sentido creciente; b) Si, Mg, S, Pen sentido decreciente; e)Al, . O, K. C en sentido creciente; d) K. Cs, Rb, Na en sentido decreciente.
17
•
18
Enlaces y compuestos químicos, estructura e interacciones
4.3 Clasificar a las sustancias siguientes según el carácter preponderante (iónico o covalente) del enIau qOÚDicoinvolucrado: a) C~; b) HCI; c) KCI; d) NaF. 4.4 Dados los enlaces covalentes siguientes: C-CI, 8-0, H-F YN-D, a) señalar en cada uno de ellos al átomo más electronegativo; b) representar en cada caso el vector que representa. el desplazamiento de los electrones de enlace (dipolo de enlace); c) ordenarlos según polaridad de enlace creciente. 45 Dados los enlaces covalentes siguientes, ordenarlos según su polaridad creciente:
a) Br-H, H-H, N-H, o-cI; b) C-D, Cl-CI, B-H, N-D. 4.6 Responder a qué tipols de enlacels se refieren las proposiciones siguientes. a) Ocurren entre átomos que "comparten" pares de electrones. b) Se explican por la atracción electrostática entre iones de carga opuesta. e) Predominan en redes cristalinas que contienen iones de carga opuesta. d) Enlazan a los átomos que forman parte de una molécula e) Enlazan a los átomos cuyos electrones más energéticos pueden deslocalizarse. 4.7 Escribir una estructura de Lewis para la molécula de cada una de las sustancias siguientes teniendo en cuenta la regla del octeto: a) Cl2' HF, CO2;
b)Se02,SeOJ,N2; e) CH4, CzH4, CzH2; d) 2,~O, CH¡OH.
°
4.8 Escribir la estroctura de Lewls para la molécula de cada una de las sustancias siguientes, que constituyen ejemplos donde no se verifica la regla del octeto: a) BF3; b) SF6 y e) PCIs4.9 Indicar qué tipo de enlace químico predominará en las sustancias siguientes: a) NaC!,~, HCI, 02 y PeIJ; b) Iz, CO2, N2, CHC~ YCH4. 4.10 Determinar el estado de oxidación de cada elemento en las especies siguientes:
a) NaH, NH3, ~S04' HCI, CH4. b) S02' NO, SOJ' Si02, N2H4. c) CaF2, KH, PeCI3, CoBr2. d)~gl+,S042-,Fe3+,Cl-. e) NH/, N03-, POl- y HS-. 4.11 La mayoría de los elementos de la Tabla Periódícaforman compuestos binarios con el oxigeno. En los compuestos llamados óxidos el oxígeno tiene estado de oxidación -2. a) Aplicando las reglas del estado de oxidación, escribir la fórmula y.nombrar a los óxidos de los elementos siguientes: 1) azufre, con estados de oxidación -t4 y -Hi; 2) nitrógeno, con estados de oxidación +3 y +5: 3) cloro, con estados de oxidación +1 y +7; 4) calcio; 5) sodio; 6) hierro, con estados de oxidación +2 y +3. b) Hacer una lista de los óxidos predominantemente iónicos y otra de aquellns . predominantemente covalentes para los compuestos del ítem anterior. c} Dibujar una estroctura de Lewis para cada uno de ellos. 4.12 La mayoría de los elementos de la Tabla Periódica forman compuestos binarios con hidrógeno y en ellos el hidrógeno tiene estado de oxidación -1 o +1.
intermoleculares
Química eHe 2017
19 a) Aplicando las reglas del estado de oxidación, escribir la fórmula y nombrar los compuestos binarios que forman con hidrógeno los elementos sigulentes: 1) potasio; 2) calcio; 3) nitrógeno; 4) selenio; 5) silicio; 6) cloro; 7) oxígeno; 8) flúor. b) Hacer una lista de los compuestos predominantemente iónicos y otra de aquellos predominantemente covalentes. . e) Díbujar una estructura de Lewis para cada uno de ellos. 4.13 En la Tabla Peri6dica (pág. 74 Y 75) se informan los estados de oxidación más comunes de los elementos. a) Indicar los estados de oxidación del nitrógeno que se infotman en la Tabla Periódica .. b) Escribir al menos una f6rmula.de compuestos"ilel nitrógeno con oxígeno y con hidrógeno teniendo en cuenta los estados de oxidación del nitrógeno respondidos en el ítem anterior. 4.14 Escribir al menos una f6rmula posible de compuestos de cloro con oxígeno y con hidrógeno teniendo en cuenta los estados de oxidación del cloro en la Tabla Periódica. 4.15 a) Según corresponda, escribir la fórmula qulrnica o nombrar a las sales bina. rIa. siguientes: 1) FeCI3; 2) cloruro de hierro(II); 3) fluoruro de calcio; 4) COC12; 5) sulfuro de hierro(II); 6) Zns; 7) KCl; 8) cloruro de aluminio. b) Dibujar una estructura de Lewis para cada una de ellas. 4.16 a) Teniendo en cuenta que exlste un intervalo continuo referente ala natoraleza del enlace químico que va desde el covalente no polar al predominantemente iónico, ¿qué tipo de enlace químico prevalece en las sustancias sigulentes, algunas de cuyas propiedades se informan a continuación?: Compuesto AIF. AlClo AlEro
I Punto de fusión ¡OC 1200 192 98
Conducdón de la electriddad Conduce en estado líquido Conduce en estado líquido No conduce en estado líquldo
b) Ordenar a los haluras de aluminio del ítem anterior de menor a mayor carácter covalente de los enlaces. 4.17 Dados los haluros de hidrógeno: HF, HCl, HBr y HI, a) indicar la densidad de carga positiva o negativa sobre los átomos enlazados teniendo en cuenta la electronegatividad de los mismos; b) representar en cada caso al vector del dipolo de enlace; e) ordenar las moléculas en orden de polaridad creciente de su enlace. d) ¿Cuál de los haluros de hidrógeno tiene mayor carácter iónico? 4.18 ¿Es posible que moléculas diatómicas homonucleares tales como N2, 02,F2 Y Br2 tengan momentos dipolares permanentes (1' t- O)? . 4.19 Para describir una geometría molecular, los químicos utilizan las longitudes y los ángulos de enlace. Para referirse alas longitudes de enlace, deben indicarse dos átomos adyacentes; para referirse a los ángulos de enlace, se deben j.n~icar tres átomos contiguos. . Por ejemplo, para el caso del metano (CH4): longitud de enlace C-H = 109 pm; ángulo de enlace H-C-H = 109,5'. Predecir la geometría de las moléculas siguientes según la TRePEV e indicar el valor aproximado de los ángulos de enlace según se indica en cada caso: a) 1) H2S, H-S-H; 2) S02' O-S-O; 3) S03' O-S-O. b) 1) CO2, O-C-O; 2) CHC13, H-C-C1; 3) HCHO, H_C-O. e) 1) BF3, F-B-F;
2) NH3, H-R-H;
3) SiH4, H-Si-H.
20
Enlaces y compuestos qufmicos, estructura e interacciones intermoleculares
4.20 Predecir, en base a la TRePEV, la geometría de las moléculas siguientes:
a) HCN; b) PHJ: e) CCI4; d) C~O. ¿Cuálles tieneJn momento dipolar distinto de cero?
.
4.21 Poner eu conespondencia los pares siguientes en base a la TRePEY. .
CS2 piraruidU ~ angular ~O lineal ¿Cuálles es/son moléculas polares (p t O) Y cuálles es/son DOpolares (p = O)? Justificar. 4.22 Indicar cuál o cuáles de las moléculas siguientes son polares: a) BCIJ, b) BC~ F, e) SOJ y d) SO,. Justificar teniendo en cuenta la polaridad de los enlaces y la geometrla molecular. 4.23 a) Escribir la fórmula química y nombrar a los oxoácidos de: 1) azufre, con
estados de oxidación +4 y +6; 2) uitrógeno, con estados de oxidación +3 Y +5; 3) cloro, con estados de oxidación +1 y +5; 4) silicio, con estado de oxidación +4. b) ¿Son compuestos iónicos o covalentes? e) Dibujar una estructura de Lewis para cada uno de ellos. 4.24 a) Nombrar cada una de las oxosales e hidrogenoxosaIes siguientes:
1) CaSiOJ, NaCIO, N~SOJ y KHSO)" 2) CaCOJ, KHC03, NaN03 y K¡P04. b) Escribir la fórmula química y nombrar al ox08DÍón o bidrogenoxoanióD involucrado en cada una de ellas. 4.25 Aplicando la TRePEV, determinar la geometría de los iones potiatómicos siguientes:a) SOl-; b)C032-; c)PO/-; d)SQ/-; e)NH/. 4.26 a) Escribir la fórmula química o nombrar a los hidró:ñdos siguientes: 1) hidróxido de sodio; 2) Ca(OH)2; 3) hidróxido de aluminio; 4) Fe(OH)3; 5) Cn(OH)2; 6) hidróxido de manganeso(ll). b) ¿Son compuestos preponderantemente ióuicos o covalentes? e) Dibujar una estructnra de Lewis para cada uno de ellos. 4.27 a) Según conespanda, escribir la fórmula química o nombrar a los compuestos siguientes: 1) sulfato de calcio; 2) hidrogenocarbonato de sodio; 3) NaHS03; 4) sulfato de amouio; 5) hidrogenosulfuro de sodio; 6) Ba(OH)2; 7) N~COJ; 8) CaHP04; 9) hidróxido de cinc; 10) Fe(OR)2; 11) ácido fosfórico. b) ¿Cnáles de ellos son compuestos ternarios y cuáles son cuaternarios? e) Dibujar una estructura de Lewis para cada uno de ellos.
+ 1. Nombrarlo. b) Escribir la fórmula de una oxosa! que contenga los elementos en, S y O. Nombrarla.
4.28 a) Escribir la fórmula del oxoácido del bromo con estado de oxidación
4.29 Indicar el tipo de enlaces involncrados en la estructura de las moléculas O nni. dades fórmula siguientes. Donde haya enlaces covalentes, indicar tipo (sim. pies, dobles, coordinados/dativos) y número de cada uno: a) RCI03; b) KN03; e) LiJ03; d) N~COJ; e) ~C03; f) Sr(OH)2; g) H004; h) S8; i) CH4; j) C~OR; k) ISO. 4.30 Las moléculas siguientes tienen un átomo de carbono en su estructura. Salvo el metano (CR4) que es un gas a temperatura y presión ambientes, las demás son
líquidas en dichas condiciones y se usan como solventes: 1) CH4, 2) ~CI, 3) C~C~, 4) CHC~ y 5) CCI4.
Química eBe 2017
21 a) Dibujar la estructura de Lewis de cada una de ellas. b) Indicar en base a la TRePEY cuál es la geometría molecular de cada una de ellas. c) Explicar por qué las moléculas 1) i 5) no tienen momento dipolar permanente y 2), 3) Y 4) sí lo tienen. 4,31 a) ¿Qué tipos de interacciones existirán entre las moléculas de las sustancias siguientes en estado líquido? Justificar. 1) CC14; 2) CHCL¡; 3) S03; 4) BCI3; 5) SOz; 6) HF; 7) HBr; 8) HzO; 9)CH¡OH. b) ¿Qué tipo de enlace (interacción) existe entre los aniones y los cationes en un compuesto iónico? 4.32 Dadas las moléculas de las sustancias siguientes: 1) CH¡NHz (metanamina), 2) CHpH (metanol), 3) HCHO (metanal) y 4) HCOOH (ácido metanoico), a) Dibujar la estructura de Lewis de cada una de ellas. b) ¿Cuáles átomos en cada molécula están involucrados en eulaces polares (considerando que los eulaces C-H son no polares)? c) Indicar si en base a ]a TRePEY el valor del ángulo de enlace se aproxima a 109', 120' ó 180' para las tríadas de átomos siguientes: H-N-C en 1), H-O-C en 2), H-C-O en 3) y O-C-O en 4). d) ¿Se trata de moléculas polares o no polares? e) ¿En cuáles de las sustancias se pueden establecer enlaces de hidrógeno entre sus moléculas? 4.33 a) Ordenar de menor a mayor los PmJtOs de ebullición de las sustancias siguientes: 1) SiH4, 2) HzS, 3) CH4, 4) LlCI. Justificar. b) Ordenar de mayor a menor los puntos de ebuIlición de las sustancias siguientes: 1) CCI4, 2) CalIz, 3) Ar. Justificar. 4.34 En la tabla siguiente se informan los puntos de ebullición de los compuestos que forman los elementos del grupo ]6 con hidr6geno: Compuesto
Punto de ebuIlici6n I oC
lizO
100
HzS
-61
lIzSe
-42
HzTe
-4
Explicar los datos experimentales comparando las intensidades relativas de las interacciones intermoleculares presentes en cada sustancia en el estado líquido. 4.35 Dados los compuestos: HF, HzS, sulfato de potaSio, COz y HzSe0
,
4
a) escribir la estructura de Lewis de la molécnla o unidad fórmula del compuesto con mayor ponto de ebullición. b) Identificar al compuesto binÍlrio que en estado líquido s610 exhibe fuerzas . de London y dipolo-dipolo en sns interacciones intermoleculares. Predecir la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlate según la TRePEY. e) Identificar al compuesto binario cuyas moléculas son no polares. 4.36 Poner en correspondencia respectivos. a)
las sustancias
siguientes con sus puntos de fusión
-101 'C . -23,0 oC
840'C
Enlaces y compuestos químicos. estructura e interacciones inlermoleculares
22
-7,2 oC 1132 oC -97,7 oC
b)
4.37 Poner en correspondencia respectivos. a)
las sustancias siguientes con sus puntos de ebullición -185,8 oC -33,3 oC -252,8 oC
NH]
Hz
N2 b)
-161,5 oC
SiH4 CH4
-lUoC -62,5 oC
As~
4.38 Justificar las afirmaciones siguientes: a) Los compuestos iónicos conducen la comente eléctrica cuando están fundidos o en solución, pirorio lo hacen en estado sólido. b) Los compuestos iónicos generalmente tienen puntos de fusión y de ebullición altos. c) Los compuestos moleculares no son condnctores de la electricidad en estado de agregación alguno (sólido, líquido o gaseoso). d) Las partículas que constituyen a los compuestos moleculares son entidades discretas con formas definidas. 4.39 Poner en correspondencia
las sustancias listadas a la izquierda con las propie-
dades listadas a la derecha. Cu
Es aislante en estado sólido pero conduce la electricidad en estado líquido. Es un gas a temperatura léculas son polares.
ambiente y sus mo-
Es un líquido a temperatura ambiente, muy estructurado por los enlaces de hidrógeno. Na
Pertenece al bloque d, buen conductor del calor y de la electricidad. TIene molécnlas no polares. Es un metal del grupo 1, muy blando y reactivo.
4.40 ¿Cuál o cuáles de las afirmaciones siguientes esIson correcta/s? a) "El azufre elemental, Ss' es un s6lÚÚJconductor de la electricidad." b) "Entre átomos de xeoon en estado l(quÚÚJexisten fuerzas de London." c) "Las moléculas de NaHformon enlaces de hidrógeno entre sf." 4.41 ¿Cuáles de las moléculas de las sustancias siguientes pueden formar enlaces de hidrógeno con moléculas de agua?: a) amoníaco, b) c) HF, d) CHz~, e) CHCl], f) HCOOH.
12,
4.42 A modo de revisión de algunas propiedades de compuestos jónicos y covalentes, dados el NaCl y él CHFl, responder. a) ¿Cuál de las proposiciones siguientes refiere a cada uno? 1) Forma una red cristalina que contiene iones de carga opuesta. 2) En estado sólido, líquido o gaseoso está constituido por moléculas. b) ¿Cuál tiene menor punto de fusión? Justificar teniendo en cuenta todas las interacciones involucradas.
1.
-----~----~-_.-.'"-.-... - -. ..
Química eBe 2017
23 c) ¿Cuál conduce la corriente eléctrica en solución acuosa? d) ¿Cuál conduce la corriente eléctrica en estado líquido? 4.43 a) ¿Qué tipo de interacciones existen entre moléculas de agua? b) ¿Qué tipo de interacciones existen entre moléculas de metanol (CH)OH)? e) En una solución acuosa de metano}, ¿qué tipo de interacciones existen entre las moléculas de metanol y las moléculas de agua? d) En base a las respuestas anteriores, justificar por qué el metanol es soluble en agua. e) ¿Por qué el tetracloruro de carbono, CCI4, no es soluble en agua? 4.44 Dados el KCl y el CH30H: a) ¿Cuál de las proposiciones siguientes refiere a cada uno? 1) En estado sólido, forma una red cristalina que contiene iones de carga opuesta. 2) En estado sólido, líquido o gaseoso está constituido por moléculas. b) ¿Cuál tiene mayor punto de fusión? Justificar teniendo en cuenta todas las
interacciones involucradas. c) ¿Cuáles especies químicas provenientes de cada uno de ellos están presentes
en sus respectivas soluciones acuosas? d) ¿Cuál conduce la corriente eléctrica en solución acuosa? Justificar. 4.45 Los compuestos con bajo carácter covalente suelen ser más solubles en agua que los compuestos con elevado carácter covalente. En cada par listado a continuación, indicar cuál compuesto es más soluble en agua. a) NaCI o AlCI3; b)CaOoMgO.
!
•
11
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS SENCillOS
Dado el carácter introductorio de la asignatura, la nomenclatura de compuestos inorgánicos en este material de ejercitación se basa en el sistema composicional de la IUPAC y se incluyen, dada su amplia difusión, algunos nombres aceptados no sistemáticos.
La IUPAC reconoce además a los sistemas aditivo y sustitutivo, que no se describirán aqUÍ.
i
!
¡
• 1. Estado de oxidación El estado de oxidación se define como la carga que el átomo tendría cuando los electrones se cuentan de acuerdo con un conjunto de reglas que se listan a continuación: • Las especies en su forma elemental tienen estado de oxidación O (cero). Ej.: en el O2, el estado de oxidación de cada átomo de oxígeno es cero. • Todos los metales alcalinos combinados tienen estado de oxidación + 1 Y todos los metales alcalinotérreos combinados tienen estado de oxidación +2. • El flúor combinado siempre tiene estado de oxidación -1. • El estado de oxidación del oxígeno combinado es -2 (excepto en los peróxidos, superóxidos, ozónidos y en compuestos con lIúor). • El estado de oxidación del hidrógeno combinado es + 1 (excepto en los hidruros metálicos, donde el estado de oxidación es -1). • En los iones monoatómicos, el estado de oxidación es numéricamente igual a la carga del ion. Ej.: el estado de oxidación del calcio en el ion Ca2+ es +2. • En las especies poli atómicas, la suma de los estados de oxidación de sus átomos combinados es numéricamente igual a la carga de la especie. Ej.: en el agua, cada hidrógeno es + 1 Y el oxígeno es -2, parlo tanto (2'1)+(-2) = O; en el ion oxonio (o hidronio), H¡O+, el oxígeno es -2 y el hidrógeno + 1, porlo tanto (-2)+(3.1) = + 1. En nomenclatnra y en fórmulas químicas, el estado de oxidación se representa con un número romano y se lo expresa entre paréntesis luego del nombre del elemento sin dejar espacios [ej. cloruro de hierro(III)), o como un supraíndice derecho al símbolo del elemento (ej. FeIII, SVIOl-), respectivamente. Si es negativo, el signo debe explicitarse; no así cuando el estado de oxidación es positivo. Si el elemento combinado posee un único estado de oxidación? éste suele no indicarse (ej. sodio, calcio, bario, etc.). A continuación, se presentan diferentes tipos de compuestos sencillos, clasificados según el número de elementos diferentes que los forman (binarios: 2 elementos distintos, ternarios: 3 elementos distintos, cuaternarios: 4 elementos distintos) .
• 2. 1.
t Debe enfatizarse que el estado de oxidación es un índice derivado a partir de reglas sencillas y fonnales~ no es. por 10 tanto, un indicador directo de la distribución electrónica. En nomenclatura, se utiliza el estado de oxidación cuando hay certeza en la asignación de su valor. En general, se preferirá nombrar las especies expresando sus cargas ne-
tas. Por ejemplo, FeSO4: sulfato de bierro(2+), Fe2(S04)3: sulfato de hierro(3+).
Compuestos binarios
Compuestos de metales y de no metales con oxígeno: óxidos
Los óxidos son compuestos
en los cuales el oxígeno tiene estado de oxidación -2.
Los óxidos se nombran como: "óxido de metal" u "óxido de no metal" Metal con único estado de oxidación habitual O óxido de potasio O óxido de aluminio MgO óxido de magnesio
Metal o estado PbO PbO SO SO
No Metal con más de un de oxidación habitual óxido de plomo(II) óxido de plomo(lV) óxido de azufre(IV) óxido de azufre(VI)
Los 6xidos metálicos son compuestos preponderantemente iónicos donde existe el anión óxido, 02- , en su estructura mientras que los 6xidos de no metales son compuestos preponderan-
remente covalentes.
24
L
Química eRe 2017
25 Utilizando las atomicidades:
Para metales con dos estados de oxidación habituales, aún se utiliza una nomenclatura antigua por la cual se agrega. el sufijo "oso" cuando el metal presenta el menor estado de oxidación de los dos, e "ico" cuando presenta el mayor estado de oxidación de los dos. Ej. para el hierro: catiónferroso y eatiónférnco; parn el cobre: catión cuproso y catión cúprico; para el níquel: catión nique loso y catión niquélico.
2.
Los peróxidos son compuestos
3.
en los cuales el oxígeno tiene estado de oxidación -1. Los pe-
róxidos metálicos (por ej. peróxido de bario, BaOz) son com-
puestos preponderantemente iónicos, donde existe el ión peróxido (°22-) en su estructura, mientras que el peróxido de hi-
drógeno
(a, °2)
N,04
iónicos en los cuales existe el anión hidruro (H-) en su estructura. Los compuestos formados
por no metales e hidrógeno son covalentes.
dióxido de azufre trióxido de azufre
Compuestos de metales con hidrógeno (estado de oxidación -1)
Metal con único estado de oxidación habitual KH I hidruro de potasio CaH2 I hidruro de calcio
Compuestos de no metales con hidrógeno (estado de oxidación +1)
I
El compuesto se nombra como: "raíz del nombre de no metal"+"uro"
HF HCI HEr
es un com-
son compuestos
dióxido de manganeso dióxido de titanio telróxido de dinitrógeno
El compuesto se nombra como: ''hidruro~' de "metal"
también llama-
do "agua oxigenada" puesto covaJente.
Los hidruros
MnO? TiO,
ID .li,S
4.
Hidrácidos fluoruro de hidrógeno cloruro de hidrógeno bromuro de hidrógeno yoduro de hidrógeno sulfuro de hidrógeno
Nota: para algunas especies aún se aceptan sus nombres comunes. Ejemplos: HF H2S
[
ácido fluorhídrico ácido sulfhídrico
a,0
agua
NH,
amoníaco
Sales no oxigenadas
Son compuestos formados por aniones monoat6micos
y cationes metálicos.
El compuesto se nombra como: "raíz del nombre del no metaI"+"uro" Metal con único estado de oxidación habitual KCl cloruro de potasio N S sulfuro de sodio
La tennÍnación "uro" es la utilizada para de~ignar aniones monoatómicos (ej.: hidl1lro, H~; cloruro, CI- ; fosfuro, p3- , etc.) u homopoliatórnicos, salvo los constituidos con oxígeno (ej.: disulfuro, S22-; triyoduro, 13- , etc.)
de hidrógeno
Metal con más de oxidación FeC!? I cloruro FeC!, I cloruro
de "metal"
de un estado habitual de hierro(Il) de hierro(IlI)
La IUPAC también incluye como alternativa el uso de atomicidades en la nomenclatura. Por ejemplo: FeCI2, dicloruro de hierro; FeCI3, tricloruro de hierro.
• 3. Compuestostemarios 1. Hidróxidos Son compuestos formados por el anión hidróxido (OH-) y cationes metálicos. E] compuesto se nombra como: "hidróxido" Metal con único estado de oxidación habitual KOH I hidróxido de potasio Mg(OH), I hidróxido de magnesio
de "metar'
Metal con más de un estado de oxidación habitual Fe(OH), I hidróxido de hierro(Il) Fe(OH), I hidróxido de hierro(ill)
i
26
Nomenclatura de compuestos inorgánicos sencillos
2. Oxoácidos Los oxoácidos son compuestos temarios formados por un elemento (en generallln no
metal), oxigeno e hidrógeno y en su estructura hay hidrógeno enlazado a oxígeno. La lUPAC aún considera aceptables los nombres no sistem"ticos de los oxoácidos más comunes, que se construyen mediante las reglas siguientes: • Si el no metal exhibe habilualmente un único estado de oxidación, el nombre del oxoácido se construye como: "raíz del nombre del no metal + ico" y se antepone la palabra "ácido~'. • Si el no metal exhibe dos estados de oxidación al formular los oxoácidos, los nombres se construyen como: o
o
"ácido" "raíz del nombre del no metal + oso" para el estado de oxidación menor. "ácido" "raíz del nombre del no metal + ico" para el estado de oxidación mayor. Oxoácido
Nombre
HNOo HNO, H?CO, HoSO. H,PO.
ácido nitroso ácido nítrico ácido carbónico ácido sulfúrico ácido fosfórico
Estado de oxidación del átomo central +3 +5 +4 +6 +5
1
a Los elementos cloro, bromo y yodo pueden exhibir hasta cuatro estados de oxidación al formar oxoácidos. El nombre de cada uno de ellos se construye como sigue, en orden creciente del estado de oxidación del halógeno correspondiente: • "ácido" "hipd' + "raíz del nombre del no metal + osd~,para el estado de oxidación menor (+ 1). o "ácido" "raíz del nombre del no metal + oso", para el estado de oxidación (+3). o "ácido" "raíz del nombre del no metal + ico", para el estado de oxidación (+5). o "ácido" "per" + "raíz del nombre del no metal + ico", para el estado de oxidación mayor (+7). Oxoácido
Nombre
HCIO HClO? HClO, HClO
ácido hipocloroso ácido cloroso ácido dórico ácido perdórico
Estado de oxidación del átomo central +1 +3 +5 +7
3. OxosaJes Son compuestos formados por oxoaniones y cationes metálicos. Las oxosales se nombran como: "nombre del oxoanión" de "metal" Los oxoaniones
son aniones que tienen oxígeno en su estructura. Se los puede for-
mnlar a partir de los oxoácidos respectivos a los cuales se les han sustraído todos sus hidrógenos. El número de hidrógenos sustraídos es igual a la carga del oxoanión. Algunos oxoaniones reciben nombres no sistemáticos aceptados por la lUPAC, dada su amplia difusión entre los químicos.
• Si el átomo central, generalmente un no metal, exhibe habitualmente un único estado de oxidación al formar un oxoanión, el nombre de éste se construye como: "raíz del nombre del no metal" + "ato". a Si el átomo central, generalmente un no metal, exhibe habitualmente dos estados de oxidaciÓn- al formar oxoaniones, los nombres se construyen como: • "raíz del nombre del no metal" + "ito", para el estado de oxidación menor; o
j-'-
"raíz del nombre del no metal" + "ato", para el estado de oxidación mayor.
---------------------
Es necesario enfatizar que en los oxoácidos TODOS los enhces
son de naturalezacova!ei.re. Por ejemplo, la estructura de Lewis del ácido hipocloroso es: H :Q:g:
-.~.
27
Química eRe 2017
Oxoanión
NOlnbre
ca/-
carbonato sulfito sulfato nitrito nitrato
SO/SO NO, NO,
Estado de oxidación del átomo central +4 +4 +6 +3 +5
• Los elementos cloro, bromo y yodo pueden exhibir hasta cuatro estados de oxidación al formar oxoaniones. El nombre de cada oxoanión se construye como sigue, en orden creciente del estado de oxidación del halógeno correspondiente: • "hipo" + "raíz del nombre del no metal" + "ito" • "raíz del nombre del no metal" + "ito" • "raíz del nombre del no metal" + "ato" • "per" + "raíz del nombre del no metal" + "a~o" de oxidación I Eslado del átomo central
Oxoanión
Nombre
CIO
hipoclorito dorito clorato perclorato
CIO, CIO,ClO"
+1 +3 +5 +7
Ejemplos de oxosales: K,CO, CaSO, CaSO, Fe(NO,), Fe,(SO,,), FeSO" Fe(NO,), Cu,CO,
4.
carbonato de potasio sulfito de calcio sulfato de calcio nitrito de hierro(I1) sulfato de hierro(IlI) sulfato de hierro(Il) nitrato de hielTo(IlI) carbonato de cobre(l)
NaCIO C••(CIO,), Cu(CIO,), Fe(BrO,l_ KMnO" Ag,CrO" AI,(SO,), AgNO,
hipoclorito de sodio clorito de cobreen) clorato de cobre(l!) bromato de hierro(lII) permanganato de potasio cromato de plata sulfato de aluminio nitrato de plata
Hidrogenosales
Son compuestos formados por hidrogfolloallión!es
y catión/es.
Un hidrogenoanión es un anión que contiene hidrógeno oxígeno en su estructura. Se nombra como: hidrogeno+-'raíz
La especie NH4 + se llama c.:atión amonio. Es un catión binario en el cual el par de electrones no enlazados del nitrógeno en el amoníaco fonna un enlace covalente coordinado con un catión H+ (protón)_
KHS CuHS NH,HS
y un no metal distinto de
del nombre del no melal"+"'uro" de "metal (o amonio)" hidrogeno~ulfuro de potasio hidrogenosulfuro de cobre(l) hidrogenosulfuro .de amonio
5. Sales no oxigenadas de amonio El compuest~ se nombra como: "raíz del nombre del no metal"+"uro" NH CI (NH:)2S
~ cloruro de a1nonio 10 sulfuro de amonio
--------.
de "amonio"
I I
-----_ ..
_-----_.,
28
Nomenclatura de compuestos inorgánicos sencillos
• 4.
Compuestos cuaternarios
1. Hidrogenoxosales Son compuestos formados por bidrogenoxoanión/es y catión/es. Un bidrogenoxoanión es un anión que contiene hidrógeno, un elemento (generalmente un no metal) y oxígeno. El compuesto se nombra como: "(di)hidrogeno NaHCO . Fe(HSO ) e
NH HSO PO . HPO
Ca
PO)
CaHPO
2.
+ oxoanión" de "metal"
bidrogenocarbonato de sodio bidrogenosulfito de bierro(ll) bidrogenosulfato de amonio dibidrogenofosfato de potasio bidrogenofosfato de litio dibidrogenofosfato de calcio bidrogenofosfato de calcio
¡ ~.
•¡ l
f
Oxosales de amonio El compuesto se nombra como: "nombre del oxoanión" de "amonio" sulfato de amonio clorato de amonio
¡.
l,
L
II~-----
MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES
• 1. Guía de Estudio .' ¿Cuál es la unidad de cantidad de sustancia (n)? ¡,Có¡no se define? • ¿Qué son el número de Avogadro y la constante de Avogadro (NA)? • Definir la masa molar (M) y el volumen molar (Vm) de una sustancia .
• 2.
Ejercicios
5~1 El calcio es un metal abundanle en la corteza terrestre. Calcular: a) la masa de un átomo de calcio, expresada en gramos; b) la masa de mil átomos, expresada en gramos. ¿Sería posible pesar este número de átomos en una balanza cuya incertidumbre es de 0,1 mg?; . c) la masa de un número de Avogadro de átomos, expresada en gramos. 5.2 Calcular la masa (m) y el número de átomos (N) presentes en 2,00 mol de átomos de aluminio. 5.3 Calcular la cantidad y el número de átomos que hay en 100 g de helio .. 5.4 La masa de 1,50 mol de átomos de un elemento es de 48,1 g. Identificar al elemento con su súnbolo químico. 5.5 El número de átomos en 22,0 g de un metal puro es 2,41 x 1023• a) Calcular la masa de 6,50 mol de dicho metal. b) Identificar al metal con su símbolo químico. 5.6 El cinc es un metal de gran importancia para el organismo ya que participa en casi todos los niveles del metabolismo intermedio. Una persona adulta debería ingerir 15,0 mg diarios de este oligoelemento. Calcular a qué cantidad de cinc equivale dicha masa. 5.7 Una dosis de 400 mg de talio puecle ser letal para una persona adulta. Calcular para dicha masa: a) el número de átomos de talio; b) la cantidad de átomos de talio, expresada en moles y en milimoles. 5.8 Completar el cuadro siguiente, utilizando la Tabla Periódica cuando se considere
necesario:
Símbolo delelem. He
ma
M
m
n
lu
I g mol-l
Ig
I mol
2,50 591 81,0
Cu
V
I g cm-3
Icm3
I 1,785 x 10-4
5,00
Hg
p N
13,6
3,00
19,3 1,81
x 1024
2,41 x 1024
2,70 28,4
29
30
Magnitudes atómico.moleculares
I. i
5.9 El acero inoxidable "16Cr~2Ni" es una aleación que, además de hierro, contiene en masa 0,200% de carbono, 16,0% de cromo y 2,00% de níquel. Se utiliza para la construcción de álabes de twbinas, ejes de bombas, utensilios de cocina, cuchillerfa, etc. Para una muestra de dicho material cuya masa es de 350 g, calcular: a) la masa de carbono; b) la cantidad y el número de átomos de cromo; c) la cantidad de níquel, expresada en milimoles. 5.10 Calcular la masa molar de las sustancias siguientes: a) ácido nitroso; b) óxido de hierro(lll); c) sulfito de calcio; d) hidrogenosulfuro de aluminio. 5.11 Calcular la masa de una molécula de urea (CH4NzO) expresada en a) unidades de masa atómica; b) gramos. 5.12 La dolomita es un carbonato doble de fórmula CaMg(COJ)z' Calcular: a) la masa molar; b) el número de unidades fórmnla presentes en 250 g de dolomita; c) la cantidad de unidades fórmula en la masa del ítem anterior. 5.13 El nitrato de amonio (NH4NOJ) se utiliza como fertilizante. Calcular: a) la masa de nitrógeno en 1,00 kg de este fertilizante; b) el %mlm de nitrógeno en dicho compuesto; c) el número de átomos de hidrógeno en 300 g del fertilizante; d) la cantidad de átomos de oxígeno presente en la misma masa del ítem ante-- • rior. 5.14 La ingesta de calcio recomendada para niños con edades entre 1 y 3 años es
de 500 mg diarios. Calcular la masa de CaCOJ que cubre este requerimiento, expresada en gramos. 5.15 El salbutarnol (C[J~lNOJ) es un fármaco de efecto rápido utilizado para el alivio del broncoespasmo. Calcular: a) la masa de 150 moléculas de salbutamol. expresada en gramos; b) la cantidad de salbutamol presente en 2,00 mg del mismo, expresada en moles y en milimoles. 5.16 En 32,0 g de una sustancia gaseosa cuya fórmula es XOJ hay 7,22 x lUZ" átomos de oxígeno. a) Calcular la masa molar de la sustancia. b) Calcular la masa molecular, expresada en unidades de masa atómica. c) Identificar al elemento X con su símholo quími~o. 5.17 Se dispone de 120 g de nitrato de hierro(1ll). Para dicha ma..a, calcular: a) la cantidad de sustancia presente; b) la masa de oxígeno; cj el número de iones hierro(llI); d) la cantidad de iones nitrato. 5.18 Indicar si las afirmaciones siguientes son correctas (C) o incorrectas (1). a) "En 3 moles de ácido sulfúrico hay 6 moles de átomos de hidrógeno, 32 gramos de azufre y 12 moles de átomos de oxigeno." b) "Seis moléculas de hidrógeno (H2) tienen una mosa de 12 gramos." e) "Si un óxido de níquel tiene 78,6 %mlm de níque~ lafórmula emp(rica del óxido será NiO."
-'--------------------------------------_
__
...- .•...
.--
IL
-_
..
_--------------------------------------------------
'~
31
Quimica CRC 2017 5.19 Calcularlos voh1menes molares a) hidiógeno, ~(g), p ~ 0,0902 b) acetona, C3H60(l), p ~ 0,788 e) platino, PI(s), p ~ 21,5 g/cm"
de las sustancias siguientes: g/dm3 (O oC y 1 atm). g/cm3 (25 oC y 1 atm); (O oC y 1 alm).
.íif%
5.20 La densidad del ozono (03) a 1,00 alm y 25;0' oC es g/dm3. Para dicb"; condiciones de presión y temperatura, calcular: a) el volumen molar del ozono; b) la cantidad de átomos de oxígeno en 2,25 dm3 de ozono. 5.21 El volumen molar del hexano (C6HI4) a 20 oC es 126 cm"/mol. Para dicha temperatura, calcular: a) la deosidad del hexano; b) el número de moléculas de hexano presentes en 10,0 cm" de dicha sustancia; e) la cantidad de átomos de carbono presentes en 10,0 cm" de hexano . .522
Sabiendo que a 20 oC, 0,275 moles de una sustancia desconocida cuya densidad es 0.924 g/cm" ocupan un volumen de 45,9 cm3, calcular: a) la masa molar de la sustancia; b) el número de moléculas presentes en 120 cm3; e) la masa, expresada en gramos, de una molécula de dicha sustancia.
5.23 Para cada afirmación siguiente. indicar si es correcta (C) o incorrecta (1). "Cantidades iguales de los compuestos SOlg) y SOig) tienen: ..." a) "...distinta cantidad de átomos de ox(geno". b) ••...igual número de átomos de azufre". e) "...igual número de átomos totales". 5.24 Para cada afirmación siguiente, indicar si és cmrecta (C) O incorrecta (1). "Cantidades iguales de los compuestos CHPCHilJ y CH3CH20H(I) tienen: ... " a) u... distinto porcentaje en masa de oxtgeno". b) ••...igual masa". e) ••...igual número de átomos de hidrógeno". 5.25 Sabiendo que en un volumen de 0,0528 dm" a 20 oC bay 3,08 x 1023 moléculas de nna sustancia de fórmula C4HJl N, calcular: a) el volumen molar de la sustancia a 20 oC; b) la cantidad de dicha sustancia que contiene en total 1,50 mol de átomos; e) la masa de 5 moléculas de la sustancia, expresada en gramos.
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11
GASES
• 1. Guía de Estudio • ¿Cuáles son los postulados de 1"Teoría Cinética de los Gases? • ¿Cuáles son las propiedades físicas que determinan el estado de un gas? ¿Cuáles son sus unidades más frecuentes? • ¿En qué condiciones se puede aplicar a un gas real la ecuaciÓn de estado de los gases ideales? . • Enunciar la Hipótesis de Avogadro. • Definir presión parcial de un gas en una mezcla de gases. Enunciar la ley de presiones parciales de Dalton . •. ¿Cuál es la relación entre las escalas de temperatura Kelvin y Celsius?
• 2.. Ejercicios 6.1 Responder en cada caso si PA es mayor, menor oignal a 1'8. Justificaren base a la Teoña Cinética de los Gases. 2)
t)
TA=- Fg
B
A
P"A- Va PA."PS
3)
B
TA - TB VA = Ya PA ..• ]1B
, r I ,
4)
!
¡, f
r, I
B
A
TA 0= TB
A
B
YA= (l!2)YB P••.•• ]1B
6)
¡
¡ ¡
•I , •.,'.
.,
A
2TA= TB YA = Ya PA ••• ]1B
-'
B
A
~ TA - TB YA."" Vs PA."PB
j t
6.2 Una masa de aire contenida en un recipiente cerrado de 3,50 L ejerce una presión de 1140 Torr a 40,0 oC. Calcular la presión. expresada en atmósferas, que . ejercerá la misma masa de aire si se exp.mde hasta un volumen de 7,s0 L Y la temperatura Inego de la expansión es de 35,0 oC. 6.3 Un recipiente cerrado contiene una masa de cloro, Clz(g). a 20,0 oC que ejerce una presión de 1,40 atm. El sistema aumenta su temperatura, manteniendo
¡ ¡ 1.
I
t i
32
¡.
¡
_____
~
1
33
Química CBC 2017 la presión constante hasta duplicar su volumen. Calcular la temperatura alcanzada, expresada en grados Celsius.
final
6.4 Calcular la variación de volumen, expresada en cm3, que experimentará un gas contenido en un recipiente cerrado de 3,60 dm3, si se lo somete a los camhios de estado siguientes: a) a temperatura constante, se aumenta la presión del gas desde 2,00 alm hasta 2,50 alm; b) se enfria el recipiente desde 2,00 oC hasta -20,O°C a presión constante; e) desde un estado inicial a 2,00 oC y 2,00 alm hasta un estado final a 30,0 oC y 1,80 alm. 6.5 Una sustancia en estado gaseoso tiene una temperatura de 25,0 oC cuando ejerce una presión de 750 hPa y ocupa un volumen de 1250 cm3. Calcular: a) el volumen que ocupará si se la lleva a un estado donde la presión es 1,20 alm y la temperatura es 0,00 oC; b) la cantidad de gas presente en el sistema. 6.6 Un tanque de 20,0 dm3 contiene eteno (CzH4) gaseoso que ejerce una presión de 1260 hPa a una temperatura de 15,0 oC. Calcular: a) la masa de eteno dentro del tanque; b) la cantidad de átomos de hidrógeno en el sistema 6.7 Calcular la presión ejercida por una masa de 34,5 g de amoníaco (NH3) si ocupa un volumen de 12,0 dm3 a 325 K. 6.8 A 25,0 oC y 1055 Torr, 7,44 g de una sustancia simple diatómica ocupan un volumen de 3,45 dm3• Calcular su masa molar e identificar a la sustancia con su fórmula química. 6.9 Un recipiente cerrado de 6,75 dm3 contiene COz gaseoso a 12,0 oC y 1,60 alm. Calcular: a) la masa de COz en el recipiente; b) el número de átomos de oxígeno presentes. 6.10 Calcular el volumen molar de un gas en las condiciones siguientes: a) -25,0 oC y 0,500 atm; b) 0,00 oC y 1,00 atm. 6.11 A 25,0 oC, 3,00 mol de una sustancia gaseosa ocupan un volumen de 60,0 dm3. Calcular la presión que ejerce 1,00 mol de la sustancia a dicha temperatura. 6.12 Calcular la densidad del Nz(g) a 1,00 atm y 21,0 oC. 6.13 La densidad de un gas XH4 a 1370 hPa y 22,0 oC es 0,895 g dm-3. Para una masa de 40,0 g del compuesto, calcular: a) la cantidad de XH4; b) el volumen ocupado en dichas condiciones de presión y temperatura; e) la cantidad de átomos de hidrógeno. 6.14 A 25,0 oC y 0,998 alm, un recipiente cerrado de 2000cm3 contiene 6,54 g de un óxido gaseoso, cuyas moléculas tetrat6micas contienen 3 átomos de oxígeno. a) Calcular la masa molar del óxido. b) Escribir su fórmula molecular. 6.15 Los esquemas siguientes representan porciones nanoscópicas de sistemas gaseosos, todos en iguales condiciones de volumen y temperatura.
Gases
34 (X):Nz
~:co,
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a) ¿cuál de los sistemas ejerce mayor presión?; b) ¿en cuál de los sistemas la presión parcial de COz es mayor?; c) ¿en cuál de los sistemas la fracción molar de Nz es mayor? 6.16 Un recipiente rígido contiene Nz(g) a cierta temperatura y presión. Si se agrega 0z(g) al recipiente manteniendo la temperatura constante, ¿cuál/es de las alirmaciones siguientes eslson correcta/s? 1) "la presión total no variará"; 2) "la fracción molar del Nz no variará"; 3) "la presión parcial del Nz no variaram; 4) "la densidad del sistema aumentaram. 6.17 Un recipiente con tapa móvil contiene cantidades iguales de COz(g) y CO(g). Si se duplica la cantidad de COz manteniendo la presión y la temperatura cons-
tantes, ¿cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas?; 1) "se duplicará la presión parcial del Caz"; 2) "la cantidad de caz será el doble que la cantidad de Ca"; 3) "la fracción molar del ca valdrá la mitad que la del CO/'; 4) "la masa del cal será el doble que la masa de Ca"; 5) "se duplicará el volumen del recipiente".
~
6.18 Un recipiente de 4,80 dm3 contiene una mezcla de gases compuesta por 25,0 g de metano (CH4), 16,0 g de etano (CZH6) y 8,00 g de agua gaseosa. La presiÓn total de la mezcla es de 1,20 alm. Calcular las fracciones molares y las presiones parciales de cada componente. 6.19 Una mezcla gaseosa que contiene fracciones molares iguales de Freón l2@ (CCI F ) y Freón 2l@ (CHClzF), ocupa un volumen de 2,75 dm3 a 30,0 oc. 2 z Si la masa de Freón l2@ es 24,0 g, calcular: a) la masa de Freón 2l@enlamezcla; b) la presión que ejerce la mezcla gaseosa. 6.20 En un recipiente vacío y rigido se introdujeron 640 mg de metano (CH4), 350 mg de argón y 450 mg de nitrógeno, siendo la presión parcial de este último de 304 hPa a 27,0 oc. Calcular: a) el volumen del recipiente; b) la presión ejercida por la mezcla de gases. 6.21 A un recipiente rígido de 9,00 dm3 que contiene 7,45 g de He(g) se agrega, a temperatura constante, Ne(g) hasta duplicar la presión inicial. Calcular: a) la densidad de la mezcla gaseosa; b) la fracción molar del neón en la mezcla. 6.22 Una mezcla gaseosa compuesta por 4,00 g de etino (CzHz) y 1,32 g de un gas desconocido ocupa un volumen de 2,50 dm3 a 0,00 oC y 1,80 atm. Determinar la fórmula del gas desconocido, sabiendo que se trata de una sustancia simple de fórmula Xz. 6.23 Un recipiente rígido de 6,31 dm3 contiene CO2 a 30,0 oC y 760 Torr. Manteniendo la temperatura constante, se agregan 21,6 g de ZH3 y la presión aumenta hasta 6,00 alm. a) Calcular la densidad del gas en el sistema inicial. b) Calcular la presión parcial de ZH3 en la mezcla final.
f
I
.1
Químíca eBe 2017
35 e) Calcular la masa molar de ZH3, d) Indicar si la presión del CO2 en el sistema inicial es mayor, menor o igual que su presión parcial en la mezcla final.
6,24 Un recipiente rígido de 5,00 dm3 contiene 2,80 g de N2(g) a 0,00 oc. Se intro-
doeen 0,200 mol de CO2(g), a temperatura constante. Calcular: a) la variación de presión; b) la presión parcial de cada gas en la mezcla; c) la fracción molar del dióxido de carbono.
6.25 Un recipiente rígido contiene una mezcla gaseosa a 30,0 oC. La mezcla, cuya densidad es 3,82 gldm3, está compuesta por 2,00 mol de CO2 y una cierta masa de ca que contiene 3,01 x 1023 átomos de oxígeno. Calcular: a) el volumen del recipiente; b) la presión parcial de CO.
6.26 Un recipiente de 10,0 L contiene una cierta masa de N02(g) y 4,00 g de CHig). La temperatura del sistema es de 40,0 oC y la presión de 2,10 alm. Calcular: a) el número total de moléculas presentes; b) la fracción molar de CH4 .
.~ ..
I \.
-11----
SOLUCIONES
• 1.
Guía de Estudio
• Explicar qué interacciones intervienen en el proceso de disolución de una sustancia iónica y en el de una sustancia covalente en agua. • Indicar cuáles son las formas más habituales de expresión de las concentraciones de soluciones acuosas y definir las mismas. ... • Indicar qué datos son necesarios para convertir la concentración de una solución expresada como concentración molar (molaridad) en: a) %ml V, b) %ml m, c) molalidad . • Indicar qué significa la expresión "ppm", en qué Casos suele utilizarse y por qué no es recomendable su utilización. • Explicar en qué consiste el proceso de dilución. • Indicar si en el proceso de dilución, la relación de las concentraciones de la solución diluida respecto de la concentrada y la relación de los volúmenes de la. solución diluida respecto de la concentrada son mayores, menores o iguales a l. • Explicar qué relación existe entre la concentración molar de una solución acuosa que contiene un saluto iónico que se comporta como un eleetrolito fuerte y las concentraciones del catión y del anión.
• 2.
considerarán aditivos.
I
Ejercicios
7.1 El bromuro de potasio ha sido utilizado para tratar distintos tipos de epilepsia. Se prepara una solución disolviendo 20,00 g de la sal en 500,0 g de agua. Calcular: a) la masa de la solución; b) la concentración de la solución expresada en %mlm. 7.2 La glucosa, C6Ht20ó' es un hidrato de carbono fundamental para el metabolismo humano. Una solución parenteraI (inyectable) de glucosa tiene una concentración de 20,0 %ml m. Calcular: a) la masa de glucosa (expresada en gramos) disuelta en 1000 g de solución; b) la masa de glucosa (expresada en gramos) disuelta en 1,00 kg de agua. 7.3 Se dispone de una solución de KCII7,O %mlm. Calcular la masa de soluto y la masa de solvente que hay en 200 g de solución. 7.4 Una solución de NaBr contiene 116 g de la sal cada 100 g de agua. Expresar esta .composición como %ml m. 7.5 Se prepara una solución disolviendo 5,00 g de KI en agua suficiente para obtener 250 mL de solución. Calcular su concentración expresada en %mIV. 7.6 Ciertas patologías requieren la administración de soluciones parenteraIes que contienen nutrientes, e1ectrolitos o fármacos. Un paciente necesita que le sean suministrados lOO g de glucosa en las siguientes 12 horas. Calcular el volumen, expresado en litros, de solución de glucosa 5,00 %ml V necesario para dicho propósito. 7.7 Calcular la masa de N aCl necesaria para preparar 250 mL de solución 2,00
M.
7.8 Calcular el volumen (expresado en litros) de solución de H3P04 0,750 contiene 100 g del ácido.
que
36
Salvo indicación en contrario, las soluciones descritas a partir de este capítulo son acuosas y están a una temperatura de 25 oc. En mezclas de líquidos y a modo de aproximación, los volúmenes se
M
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37
Química CRC 2017
7.9. Describir cómo podrían prepararse en un laboratorio las soluciones siguientes: a) 2,00 L de bromuro de potasio 3,50 M; b) 0,250 L de nitrato de sodio 5,00 %mlV, 7.10 Se requiere preparar 5,00 L de solución fisiológica de cloruro de sodio 0,900 %ml V. a) Calcular qué masa de sal se necesita. b) Calcular la molaridad de la solución. 7.11 Calcular la molalidad de una solución que contiene 5,85 g de NaCl disuelto en 250 g de agua. 7.12 Se desea preparar una solución 0,600 molal de KCI. a) Calcular la cantidad de KCl que debe agregarse a 250 g de solvente para tal propósito. b) Expresarla concentración en %ml m. 7.13 Se preparó una solución mezclando 30,0 g de NH3 con 70,0 g de ~o.La densidad de la solución a cierta temperatura es 0,982 g/rnL. Calcular: a) la molalidad; b) la molaridad. 7.14 Se disuelven 14,2 g de N"lSO. en 100rnL de agua destilada (p = 1,00 g/rnL)' obteniéndose 106 rnL de solución. Calcular: a) la molaridad de la solución; b) la densidad de la solución. 7.15 Calcular: a) la masa de glucosa (C H1206) 6
necesaria para obtener 75,0 rnL de solución
acuosa 0,350 M. b) el volumen de metanol (CH30H, p = 0,792 g/rnL) necesario para obtener 2,25 L de solución acuosa 0,485 M. 7.16 La densidad del etanol (C2HsOH) acuoso 10,0 %mlm es 0,984 g/rnL. a) Calcular la molaridad de la solución. b) ¿Qué volumen de solución contiene 0,125 moles de etanol? 7.17 Se tiene una solución de NaCl(aq) 3,87 %mlm. Una porción de 75,0 rnL pesa 76,9 g. ¿Qué volumen de esta solución, expresado en litros, deben evaporarse basta sequedad para obtener 725 kg de NaCl(s)? 7.18 Una solución de cierta sustancia contiene 64,0 g de soluto disueltos en 0,480 L de solución cuya densidad es 1,06 g/rnL. Calcular la concentración de la solución, expresada como: a) %mIV; b) %mlm. 3
7.19 Se tienen 500 cm3 de solución de ~SO. 0,620 M, (p = 1,032 g/cm su concentracióu en: a) %mIV; b) %mlm.
).
Expresar
7.20 Se dispone de uua solución de un soluto dado cuya' conceutración es 25,0 %mIV. La densidad de la solución es 1,20 g/cm3. Calcular las masas de soluto y de solvente que bay en 1,50 kg de solución. 7.21 Se prepararon 900 cm3 de una solución de acetato de sodio (CH3COONa) 12,0 %mlm y su densidad resultó ser 1,06 g cm-3. Calcular la masa de soluto utilizada. 7.22 El ácido clorbídrico concentrado es una solución acuosa 38,0 %mlm, cuya densidad es 1,20 g cm-3. Calcular: a) la masa de soluto preseute eu 0,01 00 dm3 de solución; b) la masa de solvente presente en 0,0100 dm3 de solución; c) la molaridad de la solución. ~,.
I
38
So!urir;n.r;v
7.23 El ácido sulfúrico se utiliza en la fabricación de papel. abonos, textiles, detergentes. colorantes, etc. En la industria el ácido sulfúrico se produce, por lo general, con una concentración de 98.0 %ml m y densidad 1.83 g/mL. Para este ácido concentrado, calcular: a) su concentración molar; b) el volumen de solución que contiene 120 g de ácido.
~I Ii •
7.24 El champagnees una bebida que contiene etanol (C2H60) con una concentración del 11,0 % VIV. Calcular el volumen de etanol contenido en una botella de 1,50 L de champagne. 7.25 El cognac contiene etanol (C2H60) con una concentración del 39,5 %V IV. Sabiendo que la densidad del etanol es 0,789 g/cm3, calcular su concentración molar en el cognac. 7.26 Se preparó una solución acuosa disolviendo 10,0 rnL de C2H 0 (p = 0,789 g/rnL) 6 en un volumen suficiente de agua para obtener 100 rnL de solución (p = 0,982 g/rnL). Calcular la concentración de C2H60 en la solución, expresadá como: a) % VIV; b) %mlm; c) %mIV; d) molaridad. 7.27 Se dispone de dos frascos que contiene 100 mL de solución40.e 250 rnL de solución 25 %mIV. a) la solución más concentrada. b) La cantidad mayor de soluto.
contienen ácido nítrico (HN0 ). El frasco A 3 %mlm(p= 1,25 g/rnL) Yel frasco B contiene Determinar cuál de jos frascos contiene: Justificar. Justificar.
7.28 ¿Cuál de las dos soluciones siguientes tiene la concentración rosa (CI2Hz2011)?: a) 46,0 %mlm, p = 1,21 g/rnL; b) 1,50 M.
más alta de saca-
7.29 Completar la tabla siguiente. Solución de
Molalidad
Nal
0,150
CH3CHzOH C12Hz2011
%mlm
Xst
5.00 0,150
7.30 Escribir la ecuación química balanceada para la disociación de los eJectrolitos fuertes siguientes en agua: a) KCI; b) CaCIz; c) K3P0 ; d) Fe(N0 )3' 4
3
7.31 Se preparan tres soluciones acuosas de concentración 0,100 M usando respectivamente los solutos siguientes: a) KCI, b) MgCl2 Y c) NazS. Calcular. para cada una de ellas, las concentraciones molares de aniones y de cationes. 7.32 Ordenar las soluciones siguientes en forma creciente de concentración sodio: a) NazS04 0,100 M; b) NaCI 0,150 M; e) Na P0 0,0800 M. 3
de iones
4
7.33 Se dispone de una solución de CáBr2 2,00 %mIV. Expresar la concentración de la solución como %mlV de aniones bromuro y de cationes calcio. 7.34 Se tiene una solución de Ba(N03)2 5,22 %mIV. Calcular la concentración lar de iones nitrato en dicha solución. .
mo-
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Química CEC 2017
39
(, La concentración normal de cationes sodio en sangre es de aproximadamente 140 rnmol/L y la de c~tiones potasio es de 4mmollL.
Cuando se trabaja con soluciones acuosas diluidas, la concentración expresada en mgIL es casi equivalente a aquella denominada "ppm" (partes por millón).
La notación [Xl es una forma habitual abrevinda que significa "concentración de X", expresada en moUL
[Xl'"
ex =
f' VenL
,o:
Mutraz aforado
(odm')
\
7.35 La hipoka1emia es un desequilibrio electrolítico consistente en la disminución de la concentración de iones potasio en sangre. Esto puede ocurrir por pérdida de líquidos corporales, como por ejemplo, al realizar una actividad física prolongada con gran sudoración, lo cual puede provocar calambres, fatiga muscular y otros trastornos. Para evitarlo, los deportistas suelen hidratarse con una bebida que contiene un alto contenido de electrolitos. La etiqueta de dicha bebida informa que una porción de 240 mL contiene 110 mg de cationes sodio y 30,0 mg de cationes potasio. Calcular las concentraciones de ambos iones en dicha bebida, expresadas en mmol/L. 7.36 La Organización Mundial de la Salud (OMS) fijó en el año 2010 una concentración máxima pennitida de catión Pb2+ de 0,0100 mglL en los cursos de agua destinados a consumo humano. Una industria ubicada a orillas de un lago cuyo volumen de agua es de 1,00 x 1010 L dejó abandonado un tambor que contenía 200 kg de nitrato de plomo(II). Calcnlar cnál sería la concentración de Pb2+, expresada en mglL, que se alcanzaría si todo el contenido del tambor se disolviese en el lago. Indicar si. en tal caso, el agua del lago sería apta para consumo hnmano. 7.37 Calcular la masa de Na2S04 [Na+] = 0,0200 M.
que hay disuelta en 1,25 dm3 de solución, si
7.38 Se desean preparar 1000 cm' de solución 0,150 M de KOH, diluyendo una solución 0,750 M del mismo soluto. a) Calcular el volumen necesario de la solución más concentrada. b) Describir cómo se prepararía en un laboratorio la solución más diluida. 7.39 Describir cómo podría prepararse en el laboratorio una solución 0,0125 M de KMn04(aq) a partir de una solución 0,250 M, indicando alguna combinación adecuada de pipetas y malraces aforados a ntilizar. Snponer que se tienen a disposición pipetas de 1,00; 5,00; 10,00; 25,00 Y 50,00 mL Y matraces aforados de 100,0; 250,0; 500,0 Y 1000,0 mL.
Pipeta
7.40 En el laboratorio se dispone de una solución de KMn04 0,250 M Y se necesitan 500 mL de una solnción 0,632 %mIV. a) Indicar eómo se pndría proceder para obtener la solución requerida. b) Calcular qué cantidad de soluto contiene la solnción diluida. c) Calcular qué cantidad de soluto contiene 1,00 L de solución diluida. 7.41 al Un volumen de 10,00 mL de solución 2,05 M de KN0 se diluyó hasta 3 250,0 mL. ¿Cnál es la concentración molar de la solnción diluida? b) Un volumen de 25,00 mL de HC1(aq) se diluyó basta 500.0 mL obteniendo una solución 0,0850 M. ¿Cuál era la molaridad de la solución original? 7.42 Se desea diluir un volnmen de 700,0 mL de una solución de N~S04(aq) 0,1208 M para obtener una solución 0,1000 M. ¿Qué volumen de agua es necesario añadir a la solución más concentrada? 7.43 Se quintuplicó el volumen de una solnciónconcentrada de H,P0 y se obtuvie4 ron 0,750 L de una solución 0,150 M. Calcular para la solución concentrada: a) el volumen utilizado, expresado en cm'; b) la masa de soluto que contiene; c) la concentración, expresada en %m/V. 7.44 Se preparan 0,500 L de nna solución diluida a pa¡1ir de 5,00 cm' de nna solución de H2S04 concentrado (p = 1,84 g/cm', 98,0 %mlm). Calcular la concentración en %m/ V de la solución diluida.
1 40
Soluciones
I
I
7.45 Se diluye 10 veces un volumen de uua solución de CuS04 18,0 %ml m (p = 1,206 g/cm3), obteniéndose 250 cm3 de solucióu. Calcular. a) la concentración molar de la solucióu diluida; b) la relación de los volúmenes de la solución diluida respecto de la solución concentrada; c) la relación de las concentraciones molares de la solución diluida respecto de la solución concentrada. 7.46 Calcular el volumen de una solución de HZS04 que se requiere para preparar: a) 0,250 kg de solución 2,00 %ml m; b) 0,150 dm3 de solución 0,100 M.
13,0 %mlm (p = 1,06 g/rnL)
7.47 Se desean preparar 5,00 L de una solución
1,20 M de glucosa (C6H1Z06) a partir de una solución 46,8 %ml V del mismo soluto (p = 1,17 g/cm3). Calcular la masa necesaria de la solución concentrada.
7.48 A partir de una solución de amoníaco 28,0 %ml m (p = 0,898 g/cm3) se quieren preparar 2,00 dm3 de una solución 3,22 %mIV. Calcular: a) la molaridad de la solución más concentrada; b) el volumen, expresado en dm3, que debe emplearse de la solución más concentrada. 7.49 Un frasco contiene 330 rnL de una solución de ácido nítrico cuya densidad es p = 1,193 glcm3. Se le agrega agua hasta un volumen de 1,00 dm3, obteniéndose una solución cuya concentración es 2,00 M. Calcular la concentración de la solución de partida, expresada en %mlm. 7.50 El ácido fosfórico se utiliza para facilitar la adherencia a la superficie dental de los 'adhesivos, en la fabricación de gaseosas, de fertilizantes, etc. Se diluye una porción de una solución de ácido fosfórico (H3PO 4) comercial 85,0 %ml m por agregado de agua hasta un volumen de 100 cm3. Se obtiene una solución 14,0 %mlm cuya densidad es 1,08 g/cm3. Calcular la masa de la porción del ácido comercial utilizada. 7.51 Se diluyen 250 cm3 de uua solución de CuS04 0,740 %mlVhasta un volumen final de 2,00 dm3• Calcular: a) la masa de solUlO en la solución concentrada; b) la molaridad de la solución final; c) la concentración en rnmoUL de los iones Cu(ll) en la solución original. 7.52 Dada una solución de FeCl3 3,00 %mIV, se quieren preparar 250 rnL de una solución 0,100 M. Calcular: a) el volumen necesario de la solución más concentrada a ser utilizado; b) la concentración, expresada en moUL, de iones cloruro en la solución más concentrada.
1
~.
REACCIONES QUíMICAS • 1. Guíade Estudio .• ¿Qué se entiende por cambio fisico y qué por cambio químico? • Explicar qué indica una ecuación química y cuál es el significado de los coeficientes estequiométricos . • ¿Cuáles son los productos de la reacción de combustión completa de nn hídrocarburo? ¿Y los de una reacción de combustión incompleta? • Indicar qué se entiende por reacción redox e identificar en ella cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor. • Describir las etapas necesarias para balancear la ecuación qufmica de una reacción redox por el método de la semirreacción (o método del ion-electrón). • Indicar qué significa que una reacción sea de dismutación. • ¿Qué significa que un reactivo dado sea ellirnitante de una reacción química? Exp~icarel significado de pureza de una muestra o material. • Explicar el significado de rendimiento de una reacción química. Definir porcentaje de rendimiento .
• 2. Ejercicios 8.1 Responder si los procesos siguientes son ejemplos de un cambio fisico o de un
cambio q\lfmico: a) disolución en agua del cloruro de sodio; b) combustión del butano; c) evaporación del agua; d) oxidación del hierro; e) dilución de una solución acuosa de etanol.. •. 8.2 Escribir la ecuación química balanceada que representa a cada uno de los pre>cesos químicos siguientes: a) el potasio e1elIlentalreacciona con agua para producir gas hidrógeno e hidróxido de potasio acuoso; b) el óxido de sodio sólido reacciona con agua para producir hidróxido de sodio acuoso; c) la obtención de tetrafluoruro de silicio gaseoso yagua como productos de la reacción del ácido fluorhídrico con el dióxido de silicio. 8.3 Escribir las ecuaciones químicas balanceadas de combustión completa del propano (C3Hg) y del l-hexeno (C6H12). 8.4 Balancear las ecuaciones químicas siguientes: a) NaOH(aq)+ HCl(aq) --+ NaCl(aq)+~O(l) b) Al(OH)3(s) + HCl(aq) ---+ AlC13(aq)+ ~O(l) c) S02 (g) + HF(g) --+ SF 4 (g) + ~ 0(1) d) Mg(s) + HCI(aq) --+ MgC~(aq)+~(g) e) CH4(g)+Oig) --+ C02(g)+~0(g) f) Cr(s)+ C~(g) --+ CrCI3(g) 8.5 Determinar cuáles de las ecuaciones siguientes corresponden a reacciones redox e identificar en éstas al agente oxidante (AO) y al agente reductor (AR). a) Fe203 +3Mg---+ 3MgO+2Fe b) 2FeCl3+2KI ---+2F~+l¡+2KCl c) Mo02 +4HCl---+ MoCI2 +C12 + 2~0 d) RCI5+4~O---+H3P04 +5HCI e) AgN03 + HCl ---+ AgCl + HN03 f) AlCl3 + 3AgN03 ---+ 3AgCI + Al{N03)3
41
:' -'.
42
Reacciones qu{micas
a.6 'Explicar por qué las reacciones siguientes no pueden ocurrir la! como -están escritas: a) Fe3+(aq)+ Mno." (aq) +W(aq) Mn2+(aq) + Fe2+(aq) + H,0(l) b) ID(aq)+NO(g) HN02(aq) + 12(s)
a.7 Balancear las ecuaciones redox siguientes, correspondientes a reacciones que ocurren en solución acuosa: a) Sn2+(aq)+ Fe3+(aq)_ Sn4+(aq)+ Fe2+(aq) b) Ag+(aq) +Cu(s) _ Ag(s).+ Cu2+(aq) c) AI(s)+ Cu2+(aq) _ AI3+(aq)+Cu(s)
a.a
Balancear las ecuaciones redox siguientes. correspondientes' a reacciones que ocurren en medio ácido: a) P.cs)+N03 -(aq) ~H,PO. -(aq)+NO(g), 2 b) MnO. -(aq) +r-(aq) Mn +(aq) + Ii(s) c) Cu(s) + HN03(aq) -'--+ Cu2+(aq)+ NO(g) + H,0(l) d) Mn02(s)+ HC1(aq) MnCI,(aq)+H,O(I)+ CJi(g) e) Pb02(s)+ Pb(s)+H2SO.(aq) PbSO.(s)+ H,0(l)
a:9
Balancear las ecuaciones redox siguientes, correspondientes a reacciones que ocurren cn medio básico: a) MnO. -(aq)+ S032-(aq) Mn02(s)+ SOl-(aq) 3 b) 12(s)+ As03 -(aq) r-(aq)+ AsOl-(aq) c) CJ,(g)+NaOH(aq)_ NaClO(aq)+ NaCI(aq)+ H20(l) d) KCI03(aq) + CrCI3(aq) + KOH(aq)K,crO.(aq)+ H,0(l) + KCI(aq) e) Cr(OH)ls)+ CIO-(aq) crO/-(aq)+C1-(aq)
a.10, Se prepara gas bilarante (N20) por calentamiento de 100 g de nitrato de amonio
seg~n.representa la ecuación química (no balanceada) siguiente: NH.N03(s) -
N20(g} + H2°(g)
a) Calcularla masa de óxido que se obtiene; b) calcular la masa de agua que se obtiene. a.11 La fermentación es un proceso de descomposición controlada que ocurre por acción de microorganismos. La glucosa (C6HI206) fermenta dando etanol (C2H60) y dióxido de carbono, según representa la ecllación química siguiente: <;;H1ZOG(aq)-'--+ 2CzHGO(aq) + 2COz(g} .. a) la cantidad de etanol que se produce; b) el volumen que ocuparía el COi(g) producido a 1,00 atm Y25,0 oC.
Se fermentan 50,0 g de glucosa. Calcular.
a.12 En las células de pacientes diabétioos. no tratados se produce propanona (C~COCH3) que hace que el aliento de 'estos pacientes tenga un olor característico. La propanona se forma al cabo de una serie de reacciones originadas en el metabolismo de los glúcidos o hidratos de carbono. La ecnación química que representa el proceso se indica a continuación, para el ácido 3-oxobutanoico: CH3COCHzCOOHO) CH3COCH3(\)+ COz(g) Calcular la masa de propanona producida a partir de 300 mg de ácido 3-oxobutanoico. . . . 8.13 Un antiácido comercial utilizado para neutralizar el exceso de ácido (HCI) contenido en el jugo gástrico, contieÍle una mezCla de carbonatos de calcio y de magnesio. El proceso que ocurre cuando el antiácido actúa se puede representar mediante las ecuaciones químicas (no balanceadas) siguientes: -. CaC03(s) + HCl(al¡J ,-,-+ CaClz(aq) +C02(g) + Ti200> '. MgC03(s) + HCI(aq) MgCI2(aq)':¡'CO2(g}+ H200) , Si se ingiere una pastilla de antiácido que contiene 680 mg de Cac03 y 80 mg de MgC03' ¿cuál es la cantidad de ácido (Hel) que reacciona?
43
Química CBC 2017
8.14 Considerando la reacción de combustión completa del etano, CZif6' a) escribir la ecuación balanceada que la representa; b) calcular la masa de etano que reacciona cada lOO g de COz que'se produce; e) calcular la cantidad de oxígeno que .reacciona cada lOO g de ~O que se produce. 8.15 Por reacción de cinc elemental con HC1(aq) 0,800 M se obtuvieron 2,50 dm3 de Hlg) medidos a 20,0 oC y 1,00 atm. La ecuación química (no balanceada) que representa a la reacción ocurrida es: Zn(s)
+ HCl(aq) --> ZnClz(aq) + Hz(g)
a) Calcular la masa de cinc que reaccionó. b) Calcular el volumen de HCl(aq) necesario para que reaccione la masa de cinc calculada en el ítem anterior. 8.16 Se hizo reaccionar cloro con hidróxido de sodio, obteniéndose según: 2 NaOH(aq) + Clz(g) -->
2,50 g de agua,
NaCIO(aq) + NaCl(aq) + HzO(1)
a) .caleular la cantidad de aniones cloruro obtenidos; h) ¿de qué tipo de reacción se trata?;. . e) calcular el volumen ocupado por el cloro que reaccionó, medido a 300 K Y I atm. . 8.17 El esquema de la izquierda representa una porción nanoscópiea de un recipiente que contiene oxígeno (CD) y monóxidode .carbono (eJ). que al reaccionar producen dióxido de carbono (COz),
"'",~.----' ce 'O
,O
~
a) Escribir la ecuación balanceada que representa' a la'reacción descripta. b);Indicar cuál es el reactivo limitante. e) Dibujar en el esquema de la derecha las partículas que representen el estado final del sistema. 8.18 El aluminio en eontllcto con el oxígeno del aire se oxida fácilmente, recuhriéndose de una película dura y transparente de óxido de aluminio que lo protege de una oxidación posterior. La ecuación que representa este proceso es: 4A1(s) +30z(g) Determinar cuál es el a) 21,6 g de aluminio b) 21,6 g de aluminio e) 21,6 g de aluminio
-->2A1z0s(s)
reactivo lirnitante si se ponen a reaccionar: con 21,6 g de oxígeno. con 0,600 mol de oxígeno. con 16,0 g de oxígen\'o
8.19 Al mezclar 80,0 g de cobre con 1,50 dms de solución de ácido nítrico 4,00 M, se produjo la reacción siguiente: Cu(s) +4HNOs(aq)
-->
Cu(N0S)2(aq)
+2N02(g)+
2H2°(1)
Calcular: a) el volumen de N02 (g) obtenido, medido a una temperatura de 37,0 .C y una presión de 2,00 atm;
44
Reacciones químicas
b) la masa que quedó sin reaccionar del reactivo en exceso. 8.20 El ácido nítrico puede obtenerse, a escala de laboratorio, por reacción de nitritos en presencia de ácido sulfúrico. Al mezclar 100 g de una muestra de nitrito de sodio (90,0 % de pureza) con exceso de ácido sulfúrico en solución acuosa 2,00 M,se produjo la reacción siguiente: 6NaN0z (s)+3 HZS04 (aq) ------> 4 NO(g)+2HN03(aq)+2 HzO(l)+3NazS04 (aq) .a) El NO(g) obtenido se recogiÓ en un recipiente rígido de 10,0 dm3 a 20,0 oC. Calcular la presión ejercida por dícho gas. b) ¿Cuál es el volumen mínimo de H,S04(aq) necesarlo para que reaccione todo el NaNOz? 8.21 La "cal apagada", Ca(OH)2' se obtiene agregando agua a la "cal viva", CaD. Se hacen reaccionar 28,0 g de cal viva con 18,0 g de agua, según: CaO(s) + HzO(l) ------> Ca(OH)z(s) a) Determinar cuál es el reactivo limitante. b) Calcular la masa de cal apagada que puede obtenerse. c) Si la pureza de la cal viva fuese del 90,0% Y se usara la misma masa de ésta, ¿se obtendría mayor, menor o igual cantidad de hidróxido de calcio? Justificar. 8.22 Al mezclar 5.00 g de soda Solvay (NazC03 de 92,0% de pureza) con exceso de . HN03 ~n solución acuosa, se produjo la reacción: NaZC03(s) + 2HN03(aq)
------>
2 NaN03 (aq) +COz(g} + HzO(l)
a) Calcular la masa de impurezas en la muestra de soda Solváy; b) calcular la cantidad de dióxido de carlmno obtenido. 8.23 La termita es una mezcla (pirotécnica) de aluminio y un óxido metálico. El aluminio es oxidado por el óxido de otro metal, comúnmente por óxido de hierro(IIT): FeZ03(s) +2A1(s) ------> 2Fe(\) + A1Z03 (s) Una vez iniciada por calentamiento. la reacción es autosustentable por la gran eneIgÍa que libera. La reacción se usa frecuentemente. por ejemplo, para unir rieles ferroviarios. Si se mezclan 71,8 g de óxido de lúerro(IlI) con 27.0 g de aluminio, a) determinar cuál es el reactivo en exceso; b) calcular la masa en exceso del mismo; e) ¿qué cantidad de hierro se obtiene? d) Si se repite la reacción en las mismas condiciones iniciales con óxido de hierro(lll) que contiene '10,0% de impurezas, la masa de hierro que se obtiene ¿será mayor, menor o igual a la calculada en c)? Justificar. e) Si se repite la reacción en las mismas condiciones iniciales con aluminio que contiene un 15.0% de impurezas, la masa de hierro que se obtiene ¿será mayor, menor o igual a la calculada en c)? Justificar. 8.24 Al mezclar 20,0 g de cinc impuro con exceso de ácido sulfúrico en solución acuosa 0,800 M, se produjo una reacción en la que se obtuvieron 5.00 dm3 de hidrógeno medidos a 22,0 oC y 1,00 atm y sulfato de cinc en solución. a) Escribir la ecuación química que representa a la reacción. b) Calcular la pureza de la muestra de cinc. c) Si se utilizara una muestra de cinc de pureza mayor, el volumen de hidrógeno obtenido ¿aumentaría, disminuiría o no cambiaría? Justificar. 8.25 Al mezclar 42,5 g de Ba02 impuro con exceso de H,S04(aq), se produjo una . reacción en la que se obtuvieron 40,0 g de BaS0is).
Química
ese 20/7
45 a) Escribir la ecuación química que representa a la reacción. b) Calcular la pureza de la muestra utilizada. c) Calcular el volumen mínimo de solución de acido sulfúrico 0,900 M que se necesita para que reaccione todo el cloruro de bario. 8.26 El coque es un combustible sólido con alto contenido en carbono. Al quemar 2,00 kg de coque con exceso de oxígeno, se obtuvieron 3500 L de CO medidos 2 a 27,0 oC y 1,00 atrn, según: C(s) + 02(g) -----+ CO2(g) a) Calcular el %ml m de carbono en el coque utilizado. b) Calcular la masa de impurezas presentes en la muestra de coque utilizada
8.27 El etino, C2~'
arde en presencia de oxígeno originando dióxido de carbono y agua. a) Escribir la ecuación química balanceada de la reacción . . b) ¿Qué volumen de aire a 17 oC y 750 Torr se necesita para quemar 2,00 kg de etino si la fracción molar del 02 en el aire es O,21O?
8.28 El dióxido de azufre puede obtenerse industrialmente por tostación con aire de la blenda, un mineral que contiene 74,0% de sulfuro de cinc. La reacción que
ocurre es: 22oS(s) +302(gl---+ 2S02(gl + 2200 (s) Calcular la masa de mineral necesaria para obtener 500 kg de S02(g). 8.29 La piedra caliza es un mineral rico en CaCOJ. Éste se descompone del calor para obtener cal viva (CaO) segúIJ:
por acción
CaC03(s) -----+ CaO(s) +C02(g) a) Calcular la masa de piedra caliza de 80,0% de pureza en CaCOJ que se necesita para preparar 3,00 kg de cal viva. b) El CO2 que se produce en a) se recoge en un recipiente de 300 dm3 a 25,0 oc. Calcular la presión que ejerce el gas en el recipiente. 8.30 El estibano, SbH3 (g), se emplea en tecnología de semiconductores formas de obtención es a través de la reacción:
y una de sus
203Sb2(s) + 6HCI(aq) ---+ 2SbH3(g) + 3 2oCl2(aq) Se hicieron reaccionar 17,0 kg de ZnJSb2 y exceso de ácido clorhídrico, con un rendimiento del 14,0%. Calcular la masa de estibano obtenida. 8.31 En las pilas alcalinas, el polo negativo es una pasta de zinc en polvo mezclado con KOH, mientras que el polo positivo es carbono (grafito) comprimido con Mn02. La reacción global que ocurre es la siguiente: 2o(s) + 2Mn02(s)
---+ 2oO(s) + Mn203(S)
a) Si reaccionan 5,00 g de Mn02 y el rendimiento de la reacción es del 93,0%, determinar la masa de 200 que se obtiene. b) ¿Cuál es el agente oxidante y cuál es el cambio producido en el estado de oxidación del elemento que se reduce?
8.32 Al mezclar 5,00 dm3 de solución de hidróxido de sodio 2,00
M con 430 g de una muestra de fosfato de amonio (pureza 80,0 %), se produjo la reacción:
(NH.)3PO.(S) +3NaOH(aq)
°
-----+ Na3PO.(aq) + 3 NH3 (g) + 3 H2 (1)
Si el rendimiento fue del 75,0%, calcular el volumen ocupado por el NHJ(g) obtenido, medido a una temperatura de 20,0 oC y una presión de 1,50 atm.
Reacciones químicas .
46 8.33 El titanio es un metal liviano y resistente a la corrosión. Se obtiene por reacción de su cloruro con magnesio fundido a altas temperaturas: TiCI4(g) + 2 Mg(l)
--+
Ti(s) + 2MgCI2(1)
La reacción de 200 kg de TiCI4 con exceso de magnesio produjo 40,9 kg de titanio. a) Calcular el rendimiento de la reacción. b) ¿Qué cantidad de Mg02 se obtuvo? 8.34 El ácido adípico (C6HlO04) se utiliza en la producción de nailon. Industrialmente, el ácido se obtiene por oxidación del ciclohexano (C6H12), según: 2c.H12(l) +502(g)
--+ 2C6HlO04(s)
+ 2H20(I)
De una muestra de 20,0 kg de ciclohexano (95,0 % de pureza) y oxigeno en . exceso se obtuvieron 30,7 kg de ácido adípico. Calcular el rendimiento de la reacción. 8.35 Una forma de obtenerN204 es a través de la reacción: 2HN03(aq) +S02(g) --+ N204(g) + H2S04(aq) Reaccionaron 150 g de S02 con ácidanílrico en exceso. El N204 producido 'se ' recogió en un recipiente rígido de 20,0 L Y ejerció una presión de 2,86 atrn a 40,0 oc. Calcular el rendimiento de la reacción. 8.36 El óxido de sodio se obtiene preferiblemente con el metal, según: 2NaN02 +6Na
--+
por reacción del nitrito de sodio
4Na20+
N2(g)
Calcular la masa de sodio elemental necesaria para producir 500 g de óxido, si el rendimiento fuese del 90,0 %. 8.37 La aspirina (C9Hg04) se produce por reacción del ácido salicílico (C7H603) con anhídrido acético (C4H603): ~H603
+ C4H603
--+
CgHa04
+ CzH402
Se desea producir 1,00 kg de aspirina. Calcular la masa de ácido salicílico ne-
cesaria si: .a) el rendimiento b) el rendimiento
fuese del 100%; fuese del 80,0%.
8.38 El (NH4)2S04 es un compuesto que se utiliza en fertilizantes comerciales. obtiene a partir de amoníaco y ácido sulfúrico, según: 2NH3(g) +H2S04(aq)
--+
Se
(NH4)2S04(aq)
El rendimiento de la reacción es del 93,0 %. Si se desean producir 100 g de sal disuelta, ¿qué volumen de H2S04(aq) 3,50 M será necesario? 8.39 Al mezclar 15,0 g de una muestra de MgC03 impuro con exceso de HCI(aq), se produjo la reacción: MgC03(S) + 2 HCl(aq) --+ MgCI2(aq)
+ CO2(g) + H20(\)
El dióxido de carbono obtenido se recogió en un recipiente rígido de 10,0 dm3 a 22,0 oC, ejerciendo una presión de 0,400 atrn. a) ¿Cnál era la pureza de la oxosal? b) Calcular el volumen de nna solución 2,00 M del ácido que se necesitaría como mínimo para qne reaccione todo el MgC03' c) Si el tendimiento de la reacción fuese del 85,0% sin modificar el resto de las condiciones, la presión ejercida por el CO2 sería: ¿mayor, menor o ignal a 0,400 atrn? Justificar.
..
,
:
;
,
47
Qu£mica CBC 20/7
8.40 El aluminio en polvo reacciona con HCl(aq) dando como productos AICI3 disuelto e Hz gaseoso. Luego de mezclar 90,0 g de una muestra de aluminio (90,0% de pureza) con 5,00 dm3 de solución de Ha 2,00 M, se obtuvieron 55,0 dm3 de Hz(g) medidos a 25 oC y 1,60 abn. a) Escribir la ecuación química balanceada. b) Seleccionar en cada ítem la respuesta que se considere correcta: 1) El rendimiento de la reacción fue: i) 40,0%; ii) 72,0%; iii) 75,0%; iv) 80,0%; v) ninguna de las anteriores es correcta. 2) La masa de AICI3 formada fue: i) 400 g; ii) 320 g; iii) 267 g; iv) 160 g; v) ninguna de las anteriores es correcta. 3) Quedaron sin reaccionar: i) 146 g de Ha; ii) 73,0 g de HCI; iii) 9,00 g de Al; iv) 36,5 g de HCI; v) ninguna de las anteriores es correcta.
8.41 El ICzS03 reacciona con ácido nítrico segón: KZS03(s)
+ 2HN03(aq)
--
2KN03(aq)
+ H20(I) + SOz(g)
Luego de mezclar 75,2 g de una muestra que contiene ICzS03 (66,0% de pureza) con 400 cm3 de HN03(aq) 22,1 %mlV. se obtuvieron 0,297 mol de Hz0. a) Calcular el rendimiento de la reacción. b) Calcular la cantidad de HN03 que reaccionó. e) El SOz(g) producido se recogió a 37,0 oC en un recipiente rígido de 20,0 L que contenía 13,7 g de un gas X, resultando una presión total de 1,00 abn. Calcular la masa molar de X. d) Si se empleara igual masa de muestra pero de menor pureza. manteniendo las condiciones restantes, indicar si la masa de sal obtenida aumentaría, dis-
minuiría o no cambiaría.
-111-------
CINÉTICA QUíMICA
• 1.
Guía de Estudio
• ¿Qué estudia la cinética química? • ¿Qué se entiende por velocidad de reacción y qué por velocidad de cambio de concentración? • ¿Cuáles son las unidades en las que suele expresarse la velocidad de uua reacción? • ¿Qué significa que la velocidad de una reacción química esté descrita por una ley cinética experimental? • ¿Qué significan los términos signientes: (a) orden respecto de un reactivo, (b) orden total (o global) de una reacción, (c) coeficiente de velocidad de una reacción, (d) energía de activación? • ¿Cómo vana el coeficiente de velocidad con la temperatura? • ¿Qué significa que ciertas sustancias sean "catalizadoras de una reacción química?
• 2.
Ejercicios
9.1 Escribir las expresiones de velocidad para las reacciones siguientes:en función del cambio de concentración de los reactivos y de los productos: a) H2(g).+ lz(g) --> 2ID(g) b) 5BC(aq)+Br03 -(aq)+6H+(aq) --> 3 Br2(aq)+ 3H20(I) c) 2H2(g)+02(g) --> 2~0(g) d) 4NH3(g)+ 50ig) -->4NO(g)+6~0(g) 9.2 Considerar la reacción 2NO(g)+02(g) --> 2NOig) Ysuponer que, en un instante dado durante la reacción a una cierta temperatura, el NO reacciona a una velocidad de 0,0660 MIs. a) ¿Cuál es la velocidad de producción del N02? b) ¿Cuál es la velocidad a la que reacciona el oxígeno molecular? 9.3 Considerar la reacción 02(g) + 2CO(g) --> 2C02(g) y suponer que, en un instante dado durante la reacción a una cierta temperatura, el 02 reacciona a una velocidad de 0,0740 MIs. a) ¿Cuál es la velocidad de producción del CO2? b) ¿Cuál es la velocidad a la que reacciona el monóxido de carbono? 9.4 La velocidad inicial de la reacción de descomposición del agua oxigenada: ~02(aq) --> HP(l) + ~ 0ig) es 1,70 x 10-3 M s-1 a 24,0 oc. Suponer que esta velocidad se mantiene constante durante 2 minutos. Si se comienza a t = O con 175 rnL de H20iaq) 1,55 M, ¿qué volumen (expresado en rnL) de 02(g), medidos a 24,0 oC y 755 Torr se desprenderán de la solución durante el primer minuto de la reacción? 9.5 ¿Cuáles serán las unidades del coeficiente de reacción por segundo si los órdenes totales para las leyes de velocidad experimental son, respectivamente, cero, uno y dos? 9.6 La reacción: 2NO(g) + 2H2(g) --> N2(g) + 2H20(g) es de primer orden con respecto a ~ y de segundo orden con respecto a NO.
48
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Qu(mica CBC 2017
49 a) ¿Cuál es la expresión de la ley experimental de velocidad? b) Calcular el coeficiente de velocidad de la reacción si la velocidad es 15,0 MIs y las concentraciones de los reactivos son [NO] = 0,0500 M Y [H2] = 0,100 M. 9.7 Indicar en cada caso si las afinnaciones siguientes son correctas (e) o incorreclaS (1):
a) "Si la reacción es de orden uno, la velocidad es constante". b) "El orden de reacción respecto de cada reactivo es un parámetro experimental y suele ser un número entero o racionar'. e) "Un catalizador modifica la velocidnd de una reacción porque le provee un camino (mecanismo) alternativo con energía de activaci6n diferente".
9.8 En una reacción del tipo A + B --+ C, se determinó experimentalmente que al duplicar [Bj, la velocidad aumentó 4 veces, mientras que al dUplicar [A] la velocidad no tuvo variación alguna. Esto significa que la ley. de velocidad experimental es (elegir la opción que se considere correcta): a) v
= k[AJ';
b) v = k[q/[A][B]; c) v
= k[B]2;
d) v = k[A];
e) v
= k[A][B].
9.9 Para la reacción: CH3COOC2Hs(aq) +OW(aq) --+ CH3COO"(aq)+ CH3CHzOH(aq) se deterrninó experimentalmente que si se aumenta al doble la concentración de CH3COOC2Hs,la velocidad se duplica y si se triplica la concentración de OHla velocidad se lriplica. Elegir la opción que se considere correcta para la ley de velocidad experimental entre las opciones siguientes: . a) v = k[CH3COOC2Hs][OW] b) v = k[CH3COOC2Hs]l/2[OW] e) v = k[C~COOC2HsJ'[OW]
d)
v=
k[CH3CO
9.10 Se tienen los datos siguientes para la reacción del 2-bromometilpropano,
(CH3)3CBr, con iones hidróxido a 55 oC: 2(C~)3CBr(I) + OW(aq)
--+
(CH3)FOH(aq) + Br- (aq)
Experimento
[(C~)3CBr]t=o
[OH-],=o
I 2 3 4 5
.0,10 0,20 0,30 0,10 0,10
0,10 0,10 0,10 0,20 0,30
Yeloc. inicial Imol dm-3 sol 0,0010 0,0020 0,0030 0,0010 .0,0010
. Determinar la ley experimental de velocidad. 9.11 Se midieron los dalaS siguientes a 350 K para la reacción representada Por la
ecuación química:
Experimento
[BF3],=o
I
0,500 0,500 0,400 0,700 0,350
2 3 4 5
~],=o 0,500 0,250 0,200 0,200 0,200
Yeloc. inicial / mol d¡n'3 min-I 0,8520 0,4260 0,2726 0,4771 0,2386
¿Cuál es la ley experimental de velocidad de esta reaeción? ¿Y cuál es su orden total?
50 9.12 Explicar los .hechos siguientes: a) para evitar que el jugo de manzana se fermente y l'e convierta en sidra. debe mantenerse Mo. b) La madera se quema muy rápidamente en presencia de oxígeno puro, pero sólo lo hace lentamente en aire.
Cinética qufmica
ID----
EQUILIBRIO QUíMICO
• 1.
Guía de Estudio
• ¿Qué se entiende por: a) equilibrio químico; b) naturaleza dinámica del equilibrio químico?
• ¿Cómo se expresa la constante de equilibrio en función de las concentraciones de reactivos y productos? Considerar la expresión para una reacción química general: vAA+vEE== vQQ+VXX • ¿Qué información proporciona la constante de equilibrio de una reacción química y de cuál variable de estado depende su valor? • El valor numérico deja constante de equilibrio de una reacción química a cierta temperatura. ¿depende de las concentraciones iniciales de los reactivos y/o de los productos? !l
Conocer cómo se expresa la constante de equilibrio expresada en presiones parcia-
les, Kp. • Conocer la relación que existe entre la constante de equilibrio expresada en presiones parciales. Kp y la constante de equilibrio expresada en concentraciones, Kc•
para una reacción química determinada. • Definir cociente de reacción. Comparar sus valores posibles con la constante de equilibrio. • Analizar cómo afectan al equilibrio químico los cambios de distintas variables: a) el cambio en la presión y en la composición en forma cualitativa considerando el Principio de Le Ch1ítelier y en forma cuantitativa a través del cociente de reacción; b) el cambio en la temperatura a través del valor de la constante de equilibrio .
• 2.
Ejercicios
10.1 Cuando ocurre una reacción química que parte de reactivos sin productos presentes, la concentración de los primeros disminuye y la de los segundos aumenta hasta alcanzar un estado final en el cual las concentraciones de las especies involucradas no varian con el tiempo. En el estado fioal la conversión de los reactivos en productos puede haber sido total o parcial. Los gráficos siguientes describen cualitativamente las concentraciones en función del tiempo de un reactivo R y de un producto p. para sendas reacciones
químicas. Indicar en cada caso: a) el instante a partir del cual las concentraciones no cambian con el tiempo. b) ¿Cuál gráfico corresponde a una conversión total y cuál a una conversión parcial de R en P? c) ¿En qué caso el estado final corresponde a un estado de equilibrio químico? d) Entre el estado inicial y el estado final las concentraciones cambian con el tiempo. ¿Qué rama de las Ciencias Químicas estudia este proceso?
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Tiempo (minutos)
51
52
Equilibrio químico
10.2 Responder si las afirmaciones siguientes relacionadas con el estado de equilibrio químico y la constante de equilibrio son correctas (e) o incorrectas (1). Justificar las respuestas. a) "Cuando una reacci6n alcanza el equilibrio a una temperatura dada, las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen constantes a lo largo del tiempo. o, h) '.Cuanto más rápidamente ocurra una reacción, mayor será la cantidad de
productos en el equilibrio.:' e) "Cuanto mayor sea la cantidad inicial de reactivo~, mayor será la constante de equilibrio a una temperatura dada." d) "El estado de equilibrio es un estado dinámico porque la velocUlad de for-
mación de los productos (reacción directa) es igual a la velocidad de regeneración de los reactivos (reacción inversa)." e) "El valor de la constante de equilibrio de una reacción química a una temperatura dada indica euánfavoreeida está la conversión de reactivos en pro-
ductos." f) "A una temperatura dada, la presencia de un catalizador de reacción modi-
fica el valor de la constante de equilibrio de dicha reacción." 10.3 Se introducen hidrógeno y bromo en un recipiente cerrado de 5,00 dm3 a 1000 K. Una vez alcanzado el equilibrio se determinó la presencia de 0,0100 mol de H2(g), 0,00200 mol de Br2(g) y 0,872 mol de HBr(g), según: H2(g) + Br2(g)
==" 2HBr(g)
a) Escribir la expresión de Kc. b) Calcular el valor de Kc a 1000 K. 10.4 En un recipiente cerrado de 8,00 dm3 a 700 K están en equilibrio 25,4 g de 12(g) y 0,400 g de ~(g), según: H2(g) +I2(g) ==" 2ffi(g) Calcular la concentración (en mollL) de ffi(g) en el equilibrio si a 700 K la constante de equilibrio, Kc, vale 54,!. 10.5 En un recipiente rígido de 8,00 dm3 se introducen 298 K. Dada la reacción representada por:
0,200 mol de N204(g)
a
N20.(g) ==" 2N02(g) Kc=O,344 Indicar en un gráfico los valores de las concentraciones molares de reactivo y producto en el estado inicial y en el estado de equilibrio, dibujando además en forma cualitativa el cambio de las mismas entre ambos estados. 10.6 En un recipiente rígido de 15,0 dm3 a 1500 K, se introdujeron 6,00 mol de S02(g) y 3,00 mol de 02(g), produciéndose la reacción siguiente: 2S02(g) +02(g)
==" 2 S03 (g)
Una vez que la reacción alcanzó el equilibrio, se determinó experimentalmente que la concentración de S03 era 0,0560 M. Calcular: a) las concentraciones de S02 y de 02 en el equilibrio; b) el valor de Kc a 1500 K; c) el valor de Kc a 1500 K para la reacción: 2S03(g) ==" 2S02(g)+02(g). d) Representar gráficamente la cantidad de cada gas en función del tiempo entre el estado inicial y el estado de equilibrio. 10.7 El earbamato de amonio se descompone de acuerdo con la reacción siguiente: NH4NH2C02 (s)
==" 2 NH3 (g) + CO2 (g)
Si la presión parcial de CO2(g) es 0,300 atm después de que una muestra de carbamato de amonio puro alcanza el equilibrio en un recipiente cerrado a 500 K, ¿cuál es el valor de Kp a dicha temperatura?
Química
eRe 2017
53 10.S' Para la reacción siguiente: 2NO(g) + 2H,(g) ;==; N,(g} + 2H,O(g) a) Escribir las expresiones de las constantes Kp y Kc. b) Establecer la relación que existe entre ambas. 10.9 A 1000 oC y 1,00 atm de presi6n, el COC~(g) se descompone según la reacción
siguiente:
COCl,(g) ;==; CO(g) + Cl,(g) La constante de equilibrio a esa temperatura es Kp= 0,320. Calcular la fracción molar de CO(g) en equilibrio. 10.10 La constante de equilibrio Kp para la ecuaci6n de descomposici6n ruro de fósforo en fase gaseosa, según:
del pentaclo-
PClo (g) ;==; PCl3 (g) + Cl, (g) es 26,3 a 600 K. Considerar una mezcla de los tres gases en equilibrio químico a 1 almo Calcular la fracci6n molar de C12(g) en el equilibrio. 10.11 Responder si las afirmaciones siguientes relacionadas con el cociente de reacci6n (Qc o Qp, según corresponda) son correctas (C) o incorrectas (1). Justificar las respuestas. a) "El cociente de reacción y la constante de equilibrio siempre tienen el mismo valor numérico.~' b) "El cociente de reacción puede tener valor O (cero)." c) "Si Qc l' Kc (o bien Qp l' Kp), el valor numérico del cociente de reacción va cambiando desde el momento inicial hasta que se alcanza el equilibn'o." 10.12 En un recipiente rígido de 10,0 dm3 que contenía aire [esencialmente, una mezcla de N2(g) y 02(g)J a 305 K se agreg? mon6xido de nitr6geno gaseoso. La composici6n de la mezcla gaseosa inicial result6 ser: 0,320 mol de N2, O,OSOOmol de 02 y 0,200 mol de NO. Sabiendo que a dicba temperatura ocurre
la reacción:
2NO(g);==;N,(g}+O,(g} Kc =6,25 ¿cuál de las opciones siguientes podría corresponder a las concentraciones de los gases que constituyen el sistema un tiempo después de su mezclado? Justificar. a) [N,) = 0,0320 M; [02) = O,OOSooM; [NO) = 0,0200 M; b) [N2) >0,0320 M; [02) >O,OOSooM; [NO) <0,0200 M; c) [N,] >0,0320 M; [02) >O,ooSoo M; [NO) = O M. 10.13 En una cámara de combusti6n reacci6n representada por:
de paredes rígidas y a 950 oC, tiene lugar la
CH. (g) + 2 O, (g) ;==; CO, (g) + 2 H,O(g)
Kc =38,3
En un momento dado, se determin6 la concentraci6n de los componentes de la mezcla de gases dentro de la cámara, obteniéndose los valores siguientes: [CH.] = 0,200 M; [02) = 2,40 M; [C02) = I,SO M y [H20) = 3,60 M. Determinar si, para una muestra extraída de la cámara de combustión unos minutos más tarde, la concentraci6n de metano será mayor, menor o igual a 0,200 M. Justificar. 10.14 Dada la reacción química representada por la ecuaci6n: CO(g) + H,O(g);==;
CO,(g) +H,(g)
a) E$cribir la constante de equilibrio expresada en presiones parciales. b) ¿Qué relación existe entre Kp y Kc para esta reacción? c) Si la constante de equilibrio Kc es 7,30 a 500 oC, determinar si las mezclas gaseosas siguientes contenidas en un recipiente rígido de 10,0 dm3 están en equilibrio químico a esa temperatura. En caso contrario. determinar cuál es el sentido en que avanza la reacci6n hasta alcanzar dicho estado de equilibrio.
54
Equilibrio qufmico
1) 0,500 mol de
~.
ca, 0,400 mol de H20, 1,00 mol de CO2 y 2,00 mol de
2) 1,00 mol de CO, 0,400 mol de ~O, 0,600 mol de CO2 y 0,200 mol de H2.
10.15 La esterificaci6n de Fischer es una reacción exotérmica, lenta y reversible me-
diante la cual se puede obtener un éster a partir de un alcohol y un ácido carboxílico. Se produce la reacción entre el etanol y el ácido etanoico para dar etanoato de etilo yagua: CH3CH20HOl +CH3COOH(l)
°
r== CH3COO~H50l + H2 (1)
Luego de varias horas se alcanza el equilibrio químico. Determinar en cada caso y justificando las respuestas, si la cantidad de etanol en la mezcla aumentará, disminuirá o permanecerá constante si en ese momento se efectúan los cambios siguientes:
a) se agrega más CH3COOH; b) se separa por destilación parte del CH3COOC2Hj obtenido; c) se agrega agua; d) se aumenta la temperatura.
,-== 2HCI(g) es exotérmica. Considerar una mezcla de los tres gases en equilibrio químico dentro de un recipiente de paredes rígidas. ¿Qué ocurrirá con la cantidad de HCl(g) en la mezcla luego de realizar cada uno de los cambios siguientes?: a) se agrega H2(g) a temperatura constante; b) se extrae C~(g) a temperatura constante; e) se aumenta la temperatura. En cada caso analizado, mencionar si el valor de Kc aumenta, disminuye o per_ manece constante. Justificar las respuestas.
10.16 La reacción representada porla ecuación química: ~ (g) + C~ (g)
10.17 Un indicador del estado del clima se puede constroir con cloruro de cobalto(ll)
hidratado, que cambia de color como resultado de la reacción representada por la ecuación química siguiente: [Co(H20)61CI2(s)r== [Co(H20l.1CI2(s) + 2H20(g) rosa
azul
¿El color azul indica aire "seco" o "húmedo"? ¿Por qué? 10.18 Una de las reacciones químicas en fase gaseosa más estudiadas a principios del
siglo XX fue la síntesis del amoníaco: 3H2(g) +N2(g)
r== 2 NH3 (g)
La tabla siguiente muestra algunos datos experimentales obtenidos para composiciones de amoníaco en el equilibrio (expresadas como fracción molar, x(NH ), 3 a distintas temperaturas y presiones, partiendo de mezclas gaseosas de hidrógeno y nitrógeno 3:1. Temperatura I oC 400 500 600
p-looatm 0,251 0,106 0,045
p - 300 atro 0,470 0,264 0,138
p -600 atro 0,652 0,422 0,231
Analizar los datos presentados y responder: a) ¿qué se puede inferir respecto de la influencia de la temperatura sobre el equilibrio químico en la síntesis del amoníaco? b) ¿qué se puede inferir respecto de la influencia de la presión sobre el equilibrio? c) Según la tabla, ¿a qué temperatura y presión se logra el mayor rendimiento en amoníaco?
,..
,'l.
55
Qufmica CBC 2017
10.19 La tabla siguiente informa valores de Kc a temperaturas distintas para la reacción de obtención de bromuro de hidrógeno gaseoso a partir de los gases bromo e hidrógeno: Temperatura I K
Kc
300 500 1000
1,90 x 1017 1,30 x 1010 3,80 x lO'
Indicar: a) la expresión de Kc; b) el valor de Kp a 500 K; c) si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica. Justificar. d) ¿a qué temperatura tiene mayor rendimiento la obtención de bromuro de hidrógeno? Justificar.
,
"
".
"
ÁCIDOS Y BASES • 1. Guía de Estudio ;Describir 1a.'5teorías de ácidos y b.L"~de Arrhenius y de Br~nsted-Lowry. • Describir el comportamiento ácido base del agua. ¿A qué se denomina prodUl:IO f6nico del agua y cuál es su valor a 25,0 OC? • ¿Qué se entiende por ácidos y bases fuertes? • ¿Qué se entiende por ácidos y bases débiles? • ¿Cómo se expresan las constantes de acidez (Ka) Yde basicidad (Kb) para ácidos y bases débiles? • Definir el grado de disociación de un ácido y de una base .
',¡
• 2.
Ejercicios
11.1 a) El valor de Kw para el agua a 25 cC es 1,00 x 10 .14. Calcular: 1) el pH del agua neutra a 25 oC; 2) el valor de [H3 0+ j y el pOH del agua neutra a 25 oc. b) El valor de Kw para el agua a la temperatura normal del cuerpo humano (37 oC) es 2,50 x 10-'4 Calcular: 1) el pH del agua neutra a 37 oC; 2) el valor de [OH -] y el pOH del agua neutra a 37 oc. 11.2 Escribir las ecuaciones químicas que caracterizan a las sustancias siguientes como ácidos o como bases fuertes en solución acuosa: a) Ca(OH)2; b) HCI04; c) KOH; d) HEr; e) HNO)" 11.3 Calcular la [OR-] que está en equilibrio en soluciones acuosas con: a) [H30+] 1,80 x 10-4 M. b) [H30+] 8,00 x 10-9 M. e) Indicar si las soluciones descritas en a) y b} son ácidas, básicas o neutras. 11.4 Una solución acuosa tiene pH = 3,20. Calcular para la misma: a) la concentración de iones hidronio; b) la concentración de iones hidróxido; e) el pOR. 11.5 El pOH de una solución es 9,40. Calcular: a) lH30+];
b) el pH.
11.6 Calcular a) [H30+], b) [OH- J, c) pH y d) pOR de cada una de las soluciones sigujentes: 1) hidróxido de potasio 0,0150 M; 2) ácido clorhídrico 6,50 x 10-3 M; 3) hidróxido de calcio 2,80 x 10-3 M. 11.7 Calcular la concentración de todas las especies iónÍcas presentes en una solución 5,20 x 10-5 M de HC104. 11.8 Calcolar la concentración de todas las especies iónicas presentes en una solución 1,20 x 10-5 M de hidróxido de aluminio. 11.9 Calcular la cantidad de HNO) necesaria para preparar 500 mL de solución de pH =2,50. 11.10 Calcular la concentración, pH= 4,52.
56
e"presada
como %mlV, de una solución de RI de
Qufmica CEC 2017
57
=
11.11 Se disuelven en agua 0,240 gde KOH (M 56,1 g/mol) y se obtienen 200 rnL de solución. Calcular el pH de la solución obtenida. 11.12 Calcular la masa de KOH (M = 56,1 g/mol) necesaria para preparar 1,50 L de una solución de pH = 11,50. ¿Qué masa de Ca(OH)2 (M = 74,1 gfmol)se necesitaría para el mismo propósito? 11.13 Sabiendo que. 4,00 dm' deUDa solución que cOntiene 25,2 mgde mODoprótico tiene pH = 4,00, calcular la masa molar del ácido.
lDl
ácido fuerte
11.14 Un volumen de 2,00 L de una solución de NaORcontiene 0,251 moles de cationes sodio. a) Calcular el pOH de la solución. b) Calcular la masa de hidróxido de sodio disuelta. e) Calcular la concentración (moJIL) de una solución de hidróxido de calcio que tenga el mismo pH que la solución anterior. 11.15 Con las bases fuertes siguientes, 1) Mg(OH)2' 2) NaOH, 3)KOH, 4)Ca(0H)2' se prepararon cuatro soluciones acuosas que tienen el mismo pH. Sus coneentracion~ molares son, respectivamente. el. e2. C3 y Col_ Indicar cuál o cuáles de las afirmaciones siguientes es/son correcta/s, a) Cl C2; b) Cl >ca; e) Cl c.; d) CJ. <'c,; e) C2
=
=
11.16 Calcular [H30+] y el pH de la solución que resulta de diluir con agua 25,0 roL de una solución 0,200 M de ácido nítrico hasta un volumen final de 150 roL. 11.17 Una solución que contiene 0,160 g de KOH (M 12,10. Calcular su volumen. •
= 56,1
gfmol) tiene un pH
=
11.18 Se tiene una solución de HBr 0,100 M. Calcníar el volumen al que hay que diluir 10,0 roL de esta solución para que su pH sea 2,50. 11.19 Se tiene una solución de NaOH 0,0829 M. Calcular el volumen de agua que debe agregarse a 10,0 roL de esta solución para que el pH de la solución así obtenida sea 11,25. 11.20 Se dispone de 100 cm' de solución de HCl04 0,0200 M Y de 200 cm' de solución de HCl 0,0100 M. a) Calcular el pH de la solución más ácida. b) Escribir la fórmula de la especie iónica menos concentrada en la solución de HCl04. e) La solución de HCI se diluye a l,oodm'. Calcular el pH de la solución dilnida. 11.21 Se dispone de 400 roL de KOH(aq) de pH = 12,00 Y se diluyen con agua hasta un volumen final de 1,50 dm3• Calcular la concentración de todas las.especies iónicas en la solución dilnida. 11.22 Escribir las ecuaciones quúnicas correspondientes a la reacción con agua de los ácidos débiles siguientes: a) HN02, b) HF, e) HeIO. 11.23 El HF es un ácido débil. Indicar si la ~ 0+] de una solución de HF será menor, igual o mayor que la de una solución de HCl de la misma concentración. 11.24 El 2) a) b)
amoníaco es una base débil. Se prepararon soluciones 0,125 ~ y 3) Ca(0H)2' Escribir la ecuación de ionización del amoníaco. Ordenar las soluciones seg6n pH creciente.
M
de 1) NaOH,
Ácidos y bases
58 11.25 Se tienen dos soluciones: la de un ácido HX 5,00 x 10-2 M Y la de un ácido HY 2,00 x 10-3 M. El pH de ambas es 3,03. Indicar cuál de las afirmaciones siguientes es correcta: a) "HX es un ácido fuerte y HY es un ácido débiL" b) "HX es un ácido débil Y HY es un ácido fuerte." e) "Ambos ácidos sonfueries." d) "Ambos ácidos son débiles pero HX es más débil que HY." e) "Ambos ácidos son débiles pero BY es más deoil que HX" 11.26 ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar la respuesta. a) "En unasoluci6n /,00 M de unácidofuerte HA, [A-] > [H30+]." b) "En una soluci6n 0,/00 M de un ácido fuerte HA el pH es /,00." e) "En una soluci6n /,00 M de un ácido fuerte HA, [H30+] ~ /,00 M." d) "En una soluci6n 0,100 M de un ácido fuerte HA, [HA] ~ 0,/00 M." e) "El pH de una soluci6n de HBr /,00 x ur10 M es /0.00." f) "ElpH de una soluci6n de KOH /,00 x ](T10 M es =7,00." g) "Una soluci6n de un ácido débil siempre tiene mayor pH que una solucwn de ácido fuerte." h) "En una soJuci6n 1,00 M de un ácido débil HA, la concentracwn de A-es menor que tOO M."
57
Quimica eHe 2017
11.11 Se disuelven en agua 0.240 g de KOH (M = 56,1 g/mol) y se obtienen 200 roL de soluci6n. Calcular el pH de la soluci6n obtenida. 11.12 Calcular la masa de KOH (M = 56,1 g/mol) necesaria para preparar 1.50 L de una soluci6n de pH 11,50. ¿Qué masa de Ca(OH)2 (M 74,1 g/mol)se necesitaría para el mismo propósitu?
=
=
11.13 Sabiendo que4.00 dm3 de una soluci60 que contiene 25.2 mg de un ácido fuerte monoprótieo tiene pH = 4,00. calcular la masa molar del ácido. 11.14 Un volumen de 2,00 L de una soluci6n de NaOHcontiene 0,251 moles de cationes sodio. a) Calcular el pOH de la solución. b) Calcular la masa de hidróxido de sodio disuelta. c) Calcular la concentraci6n (moVL) de una soluci6n de hidróxido de calcio que tenga el mismo pH que'la soluci6n anterior. 11.15 Con las bases fuertes siguientes: 1) Mg(OH)2.2) NaOH. 3) KOH, 4) Ca(OH)2' se prepararon cuatro soluciones acuosas que tienen el mismo pR Sus CODceDtraciones molares son. respectivamente, Clo C2, C3 y c•. Indicar cuál o cuáles de las afirmaciones siguientes es/son correcta/s: a) c, C2; b) c, >c3; c) c, c.; d) c,
=
=
11.16 Calcular [H¡O+] y el pH de la soluci6n que resulta de diluir con agua 25,0 roL de una soluci6n 0,200 M de ácido nítrico hasta un volumen final de 150 roL. 11.17 Una soluci6n que contiene 0,160 g de KOH (M = 56,1 g/mol) tiene un pH = 12,10. Calcular su volumen. • 11.18 Se tiene una soluci6n de HBr 0.100 M. Calcular el volumen al que hay que diluir 10,0 roL de esta soluci6n para que su pH sea 2,50. 11.19 Se tiene una soluci6n de NaOH 0,0829 M. Calcular el volumen de agua que debe agregarse a 10,0 roL de esta soluci6n para que el pH de la soluci6n así obtenida sea 11.25. 11.20 Se dispone de 100 cm3 de soluci6n de HCI04 0,0200 M Y de 200 cm3 de soluci6n de HCI 0,0100 M. a) Calcular el pH de la solución más ácida. b) Escribir la fórmula de la especie iónica menos concentrada en la solución de HClO •. c) La solución de HCI se diluye a 1,00dm3. Calcular el pH de la solución diluida. 11.21 Se dispone de 400 roL de KOH(aq) de pH = 12,00 Y se diluyen con agua hasta un volumen final de 1,50 dm3• Calcular la concentración de tudas las ,especies ióuicas en la solución diluida. 11.22 Escribir las ecuaciones químicas correspondientes a la reacción con agua de los ácidos débiles siguientes: a) HN02, b)HF, c) HCIO. 11.23 El HF es un ácido débil. Indicar si la lR¡ 0+] de una solución de HF será menor. igual O mayor que la de una solución de HCI de la misma concentración. 11.24 El 2) a) b)
amoniaco es una base débil. Se prepararon soluciones 0,125 M de 1) NaOH, ~ Y 3) Ca(0H)2' Escribir la ecuación de ionización del amoníaco. Ordenar las soluciones según pH creciente.
Ácidos y bases
58 11.25 Se tienen dos soluciones: la de un ácido !IX 5,00 x 1O-~ M Y la de un ácido HY 2,00 x 10-3 M. El pH de ambas es 3,03. Indicar cuál de laS afirmaciones siguientes a) "HX es b) "HX es e) "Ambos d) "Ambos e) "Ambos
es correcta: un ácido fuerte y HY es un ácido débiL" un ácido débil y HY es un ácido fuerte." ácidos son fuertes." ácidos son débiles pero HX es más débil que HY." ácidos son débileS pero HYes más débil queHX"
11.26 ¿Cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas? Justificar la respuesta. a) "En una solución 1,00 M de un ácido fuerte HA, [A- J > [H]O+ J." b) "En una solución O,lOOMde un ácido fuerte HA elpH es 1,00." e) "En una solución 1,00 M de un ácidofuerte HA, [H]O+ J ~ 1,00 M." d) "En una solución 0,100 M de un ácido fuerte MIHAJ ~ 0,100 M." e) "El pH de una solución de HBr 1,00 x lirIO M es lO,OO." f) "El pH de una solución de KOH 1,00 x urJO M es "'7,00." g) "Una solución de un ácido débil siempre tiene mayor pH que una solución de ácido fuerte." h) "En una solución 1,00 M de un ácido débil HA, la concentración de A- es menor que 1,00 M._"
J
1Ie-----~.
MAGNITUDES, UNIDADES Y EQUIVALENCIAS
-l.
El Sistema Internacional de Unidades (SI)
Unidades básicas
longitud
metro
m
masa
kilogramo
kg
tiempo
segundo
s
corriente eléctrica
amperio
A
temperatura termodinámica
kelvin
K
cantidad de sustancia
mol candela
mol cd
intensidad luminosa
• El metro es la longitud recorrida por la luz en el vacío durante un intervalo de tiempo de 1/299792438 s. • El kilogramo
es la unidad de masa y es igual a la masa del prototipo internacfunaJ
para el kilogramo . • El segundo es la duración de 9192631770 períodos de la radiación correspondiente a la transición entre los dos niveles hiperfinos del estado fundamental del nucleido 133es .
• El amperio es la corriente constante, que, mantenida entre dos conductores rectos paralelos de longitud infinita de sección circular despreciable y separados a una distancia de 1 m en el vacío, produciría entre ambos conductores una fuerza igual a 2x 10-7 N . • El ke1vin es la fracción 1/273,16 de la temperatura termndinámica
del punto triple
del agua. • El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades ele.mentales como hay átomos en 0,012 kg de [2C. (Cuando se usa el mol, las entidades elementales deben especificarse; por ej.: átomos, moléculas, iones, electrnnes, otras partículas o grupos especificados de tales partículas.) • La candela es la intensidad luminosa en una dirección dada de una fuente que emite radiación monocromática de frecuencia 5,40 x 1014 Hz y que tiene una intensidad radiante en dicha dirección de 1/683 W Isr.
59
60 • 2.
Magnitudes,
Símbolos, nombres y origen de los prefijos SI , 1024", ,Y; , yotta , 1021
"Z
..
Latín: acta, 8 (Le. 8x3)
zetta,
Latín: septum, 7 (i.e. 7x3)
1018
E
exa
Griego: 6 (Le. 6x 3)
IOIS
P
peta
Griego: 5 (Le. 5 x3)
1012
T
tera
Griego: monstruo
109
G
giga
Griego: gigante
106
M
mega
Griego: grande
103
k
kilo
Griego: mil
102
h
hecto
Griego: cien
101
da
deca
Griego: diez
10-1
d
deci
Latín: decimus. décimo
10-2
c
centi
Latín: centum, cien
106 IImol
mili
Latín: mi/lí, mil
'"unidades de presión: 1 MPa 1000 kPa 1 x 104 hPa =lx106Pa
10-3
• 3.
unidades y equi'.'a/enci:c,
m
Ejemplos de su uso en '"unidades de masa: 1 kg = 1000 g = 1 x 106 mg • unidades de volumen: 1 m3 = lOOOdm3= l x 106 cm3 1 m3 = 1000 L = 1 x 106 roL '"unidades de cantidad: l mol = 1000 mmol = 1 x
=
10-6
11
micro
Griego: pequeño
lO-s
n
nano
Griego: enano
10-12
p
pico
Italiano: picea/o, pequeño
10-15
f
femto
Danés: jemten, quince
10-18
a
atto
Danés: allen, dieciocho
10-21
z
zepto
Latín: septum, 7 (Le. 7x3)
10-24
y
yocto
Latín: ocio, 8 (Le. 8x3)
Constantes ñsicas fundamentales Magnitud
Símbolo
Valor en unidades
SI
299792458 mis
velocidad de la luz en el vacío
en
~f
carga elemental
e
1,60217&53 x 10-19 C
masa del electrón
me
9,1093826 x 10-31 kg
masa del protón
mp
1,67262171 x 10-27 kg
masa del neutrón
mn
1,67492728 x 10
constante de masa atómica unificada
mu -1 u
l=rz
27
kg
1,66053878 x 10-27 kg
ma(12Cll
constante de Avogadro
L,NA
6,02214179 x loZ3 mol-1
constante de masa molar
M"'=muNA
10-3 kg mol-I
constante de los gases
R
8,314472 J K-I mol-I
cero de la escala Celsius
-
~273,15K
=
61
Qu(mica CEC 2017
• 4.
Algunas unidades no pertenecientes al SI cuyo uso es aceptable
Magnitud
Símbolo
Valor en unidades SI
tiempo
miuuto hora día
min h d
60s 3600 s
volumen
litro
L,I
'" 86400 s 10-3 m3
electronvoltio
eV
1,60217653 x 10-19 J
caloría (Iermodinámica)
cal
d~f4,184J
energía
• 5.
Nombre
Algunas unidades derivadas del SI Unidad derivada SI Símbolo Definición s 1 Hz
Nombre
frecuencia
hercio
energía
julio
fuerza
newton
J
kg m2
N
kgms-2
S-2
",J/m
potencia
vatio
W
kgm2
presión
pascal
Pa
kg m Is-2 =N m
carga eléctrica
culombio
C
As
diferencia de potencial eléctrico
voltio
>¡
kgm2
resistencia eléctrica
ohmio
n
kg m2 s
temperatura Celsius
grado Celsius
oC
t¡OC: TIK -273,15
• 6.
longitud
masa aceleración
energía
presión
3 =J/s
S-3 3
A-1=J
Símbolo
Valor en unidades SI
centímetro
cm
angstrom
A
10-2 m 10 10m
micrón
/l
gramo
g
103kg
en caída libre
gn
9,80665 m
dina
dyn
lO-s N
kilogramo fuerza
kgf
9,80665 N
Nombre
aceleración
estándar
.
10-6 m
ergio
erg
10
litro atmósfera
L atm
101,325 J
7
S-2
J
atmósfera
atm
bar (plural: baria)
bar
101325 Pa lOS Pa
torr libras por pulgada cuadrada
Torr
133,322 Pa
psi
6,894758 x 103 Pa
constante de los gases
R
0,0820575 L atm K-1 mol-I 1,9872065 cal K-1 mol-1
2=
Jm-3
A-1s-I
= V A-1
Conversión de unidades
Magnitud
fuerza
s
RESPUESTAS SELECCIONADAS Ejercicios introductorios 1.1: a) 5,21876 x 105; b) 3,45 x 10-4; e) 2,0333 x 104; d) 1,88 x 10-3. 1.2: e) < d) < e) < f) < a) < b). 1.3: a) 20; b) 1,057 x 10-2; e) 1,24 x 103. 1.4: a) 1,01 x 105; b) 4,734 x lOS; e) 7,66 x 109; d) 5,46 x 10-3. 1.5: a) 5,63 x 1012; b) 3,12 x 102; e) 1,62 x lo'; d) 2,02 x 10-14. 1.6:.x=6. 1.7: a) XI 3; X2 -2. b) Xl 2,67; X2 0,75. 1.8: Xl 4,13 x 10-4; X2 = -4,31 x 10-4. 1.9: a) 450 m; b) 2,5 kg. 1.10: a) 4,5823x 105 mg; b) 0,288 dm3; e) 1,862x 10-3 kg; d) 0;324 L; e) 0,1552kg; f) 3,2218 x 105 em3; g) 8,766 x 10-3 m3; h) 3,00 x 105 dm3; i) 200 mL. 1.11: 5,020 x 106 mg; 5,020 kg. 1.12: 0,750L;7,50xl0-4m3. 1.13: 2,5 X 104 L. 1.14: 800kglm3. 1.15: 45,3 g. 1.16: 19,3 gem-3. 1.17: 3,27 x 10-25 kg; 3,27 x 10-19 mg. 1.18: a) 1,08 x 109 krn/h; b) 3,00 x 108 mis; e) 1,08 x 1012 rnIh. 1.19: aluminio < hierro < eobre. 1.20: a) 3,84 x 105 km; b) 3,84 x 1010 em; e) 3,84 x 1011 mm. 1.21: a) 1,17 x lO-lO m; b) 1,17 x 10-7 mm. 1.22: 124 em3.
=
=
=
=
=
Materia, átomos y moléculas 2.1: a) volatilización
I
estado sólido
t
fusión ••
~
estado líquido
¡
vaporiZación • estado gaseoso
~
condensación
solidificación
I
sublimación
b) • Agua ((Shi'~.J',.d~.a.)) ~.-..-...-..-...-..--l .. '" fusión
Agua (líquida)
. .~ Agua ( gaseosa ) vap'():.1.2~~lon ( vapor)
2.2: b)yd). 2.3: a) galio: líquido, oro: sólido, plata: sólida; b) galio: líquido, oro: sólido, plata: líquida; e) galio: líquido, oro: líquido, plata: gaseosa. 2.4: b) y e). 2.5: a), b) ye). 2.6: a) y e). 2.7: b) y e). 2.8: 1,03 g/mL. 2.10: 69,64% de potasio; 28,57% de oxígeno y 1,79% de hidrógeno. 2.11: a) agua: 91,2%, arena: 7,29%, sal: 1,52%; b) 1,64%; e) arena: 82,8%, sal: 17,2%.
62
Diferencias dentro de f:3 % respecto de las consignadas aquí para resultados numéricos no logarítmicos, o dentro de :tO,02 unidades en resultados de pH, pOR. pKa o pKb' son posibles y suelen deberse a redondeos prematuros de cálculos intermedios (véase la recomendación de la pág. 7). Ante cualquier duda, consultar al docente del curso y/o del Ta-
ller de resolución de problemas te6rico-prácticos.
--------------------------------------------63
Química CHe 2017
2;12: a) 53,1 %; b) 40,3%. 2.13: a) arena: 32,3%, hierro: 21,0% y sal: 46,8%; b) cobre: 84,0%, estaño: 15,1 % Y cinc: 0,86 %. 2.14: Carbono: 100 g, azufre: 1,50 g, fósforo: 2,00 g Y hierru 4,90 x 103 g.
~5:~~~TI;~~;~~~~nl;~~
n
2.16: a) plata; b) cadmio; e) magnesio; d) bromo; e) argón; plomo; g) fósforo. 2.17: a) 4 y 2; b)7 Y 2; e) 5 y 3; d) 8 Y 3; e) 8 y 3. 2.18: a) H¡S04; b) H2S; e) Br207; d) C2H40. 2.19: d). 2.20: Simples: a), b), d) Y compuestas: e), e) y g). 2.21: b), e) y e). 2.22: a) heterogéneo (2); b) homogéneo; e) heterogéneo (2); d) homogéneo; e) homogéneo; heterogéneo (2); g) homogéneo; h) heterogéneo (2). 2.23: simples: 1,2 Y 5; compuestas: 4 y 10; mezclas heterogéneas: 6 y 8; soluciones: 3,7y9. 2.24: N204 y N02; C2H¡ y C6H6. 2.25: a) CH¡; b) NaO; e) Cr203; d) C2H40; e) NH; P205. 2.26: a) y e). 2.27: (B). 2.28: (A). 2.29: a) 7,88% de 12; b) 1,00%. 2.30: 0,215 g.
n;
n
n
Estructura atómica, estructura electrónica y Tabla Periódica Estructura atómica 3.1: A: ;H; B: ¡Be. 3.2: a) 20 p, 21 n y 20 e; b) 35 p, 50 n y 35 e; e) 92 p, 146 n y 92 e. 59N' 40C 41K, 59C 38Ar 39K 6
3.4: a) I~C;b) ¡~e; e) ijCl. 35' ..
a) 26 57Fe _
36'
a)
.•
57Fe3++3e-' , b) l~a----> 26. 56
1251+e- ----> 1251-' b) 32S+2e53
53'
16
14~a2++2e-' 56 _
' e) 27Al_ 13
32S2-. e) 32P+3e16'
15
27Al3++3e13 .
_
32p315.
3.7: a) 24 p, 28 n y 21 e; b) 34 p, 46 P Y 36 e; e) 53 p, 78 n y 54 e; d) 55 p, 82 n y 54e. 3 .•8. 15X37 . 3.9: a) 1~02-; b) HNa+; e) ~S2-. 3.10: a) Kr; b) He; e) Zn; d) Ne. 3.11: a) Cr, F, Ca, V, Fe y K, respectivamente; b) 25, 9, 33, 27, 33 Y 21, respectivamente; e) 24 p, 25 n y 2J e; 27 p, 33 n y 25 e; 26 p, 33 n y 23 e; 9 p, 9 n y 10 e, respectivamente; d) Na+; e) Cl-. 3.12: Número de: Símbolo
Carga
Z
A protones
neutrones
electrones
lI5Cd 48
O
48
115
48
67
48
lC¡17
1-
17
37
17
20
18
continúa en la página siguiente
Respuestas seleccionadas
64 Número Símbolo
Carga
Z
protones 1271 53
de:
A neutrones
electrones
O
53
127
53
74
53
2~b2+ 82
2+
82
206
82
124
80
84Rb2+ 37
2+
37
84
37
47
35
74Se234
2-
34
74
34
40
36
65Cu2+ 29
2+
29
65
29
36
27
loNe
O
10
20
10
10
10
8~ 35 r
1-
35
80
35
45
36
3.13: a) 1; b) 1; e) C; d) C. 3.14: a) 3,818 x 10-23 g, 3,818 x 10-26 kg; b) 3,818 x 10-20 g. 3.15: 10,81 u, 1,795 x 10-23 g. 3.16: El isótopo 3SC\.
Estructura electrónica de los átomos 3.17: ~) (1s)'(2s)2(2p)6(3s)'(3p)6(4s)l, [Ar](4s)l; b) (1s)2(2s )'(2p )6(3s )2(3p )6(3d)IO(4s )2(4p )6(4d)1O(5s )'( 5p )6(6s)2, [Xe ](6s)2; e) (1s)'(2s)'(2p)6(3s)'(3p)6(3d)'(4s)2, [Ar](3d¡3(4s)'; d) (ls)2(2s)'(2p)6(3s)'(3p)3, [Ne](3s)'(3p)3. 3.18: a) (3s)'(3p)5; b) (5s)'(5p)6; e) (5S)2; d) (4s)'(4p)4. 3.19: (ls)2(2s)'(2p)6; son especies isoelectrónieas porque tienen el mismo número de electrones. 3.20: (ls)'(2s)'(2p)6(3s)2(3p)6. 3.21: (ls)'(2S)2(2p)6(3s)2(3p)6(3d)IO(4s)'(4p)6. 3.22: (2s)'(2p)6. El ion 02-. 3.23: 35 p; Br; (Is)2(2s)2(2p)6(3s)'(3p¡G(3d)IO(4s)2(4p)5; [Ar](3d)IO(4s)'(4p)5. 3.24: a) S; b) Zn; e) K; d) Cs. 3.25: a) P; b) A = 31. 3.26: Be y Rb+. 3.27: Sr, 50 neutrones. 3.28: 3.29: Rb; A = 85.
i5Ca.
Tabla Periódica de los elementos 3.30: CE
Símbolo
Nombre
Z
ma/u
E.O:<.
EN
F
flúor
9
19,00
-1
3,98
(1s)'(2s)'(2p)5
Cr
cromo
24
52,00
2,3,6
1,66
[Ar](3d)5(4s)1
As
arsénico
33
74,92
:t3,5
2,18
[Ar](3d)IO(4s)'( 4p)3
Ba
bario
56
137,3
2
0,89
[Xe](6s)'
3.31: a) CI, (3s)'(3p)5,
grupo 17, período 3; b) Lí, (2S)', grupo 1, período 2; e) Kr,
.~,
Química
ese 2017
65 (4S)2(4p)6; grupo 18, período 4; d) Ca, (4s)2, grupo 2, período 4. 3.32: a) metal alcalinotérreo; b) no metal; c) metal de transici6n; d) no metal; e) metal de transici6n; f) gas noble; g) elemento de transici6n interna. 3.33: 1) Ti, P=4, 0=4; 2) S, P=3, 0=16; 3) Sr, P=5, G=2. 3.34: K+ y Ca2+; CI- y S2-; CE: [Ne](3s)2(3p)6. 3.35: 1) Cl; 2) Al; 3) S; 4) Rb; 5) P; 6) Mg . . 3.36: R: Ba, G: 2, P: 6; Q: F, G: 17; P: 2. 3.37: Rb, G: 1, P: 5, A = 86. 3.38: a) S, G: 16, P: 3; b) 18 n.
Enlaces y compuestos químicos, estructura e interaccionesintermoleculares
+
4.1: a) Na.; b) 'Ne' c) :ljr' d) 'Ca': e) :9' f) 4.2: a) 1 < Br < Cl < F; b) S > P > Si > Mg; c) K < Al < C < O; d) Na > K > Rb > Cs. 4.3: a) covalente; b) covalente; c) i6nico; d) i6nico. 4.4: a) C-O; S-Q; H-J:; N-Q; b) C-Cl, S-O,H-F, N-O; c)N-Q < C-Cl < S-Q < H-F. 4.5: a) H-H < O-CI < Br-H < N-H; b) Cl-Cl < B-H < N-Q < C-Q. 4.6: Enlaces predominantemente iónicos: b) y c). Enlaces covalentes y polarizados: a) y di. Enlaces metálicos: e). 4.7: a):9.l:9.I:
H
:f.:
:R: R::C::R
b)porej.:R:Se::R
:R:Se::R
H c) por ej. H :~: H H
H H
H
~: :~ d) R::R
H :R: H
HH
H :~:R: H H
:F:
:f.: :f.:
4.8: a) Por ejemplo, B 4.9: a) NaCl: i6nico; Cl,: covalente no polar, simple; HCl: covalente polar, simple; O2: covalente no polar, doble; PC13: covalentes polares, simples; b) 1 : covalente 2 no polar; simple; CO2: covalentes polares, dobles; N2: covalente no polar, triple; CHCl3: covalenles polares, simples; CH.: covalentes polares, simples. 4.10: a) NaH: Na +1, H -1; NH3: N -3, H +1; H,SO.: H +1, S +6, 0-2: HCI: H+I, Cl-l; CH.: C -4, H +1; b) S02: S +4, 0-2; NO: N +2, -2; S03: S +6, 0-2; Si02: Si +4, -2; N2H.: N -2, H +1; c) CaF2: Ca +2, F -1; KH: K +1, H -1; FeCI3: Fe +3, Cl-I; CoBr2: Co +2, Br -1; d) Mg2+: Mg +2; SO/-o S +6, 0-2; 3 Fe +: Fe +3; Cl-: Cl-I; e) NH/: N -3, H +1; N03 -: N +5, 0-2; PO.3-: P +5, 0-2; HS-: H +1, S -2.
°
°
4.11: a) 1) S02' 6xido de azufre(lV) o di6xido de azufre; S03' óxido de azufre(VI) o tri6xido de azufre; 2) N203, 6xido de nitr6geno(Ill) o tri6xido de dinitr6geno; N20S' 6xido de nitrógeno(V) o pent6xido de dinitr6geno; 3) Cl20, 6xido de cloro(l) o mon6xido de dicloro; C1201, 6xido de cloro(VII) o hept6xido de dicloro; 4) CaO, óxido de calcio; 5) Na,O, 6xido de sodio; 6) FeO, óxido de hierro(ll); Fe 0 , óxido 2 3 de hierro(ill). b) Covalentes: S, N Y Cl; i6nicos: Ca, Na y Fe.
:0: .. e) Por ejemplo, estructura de Lewis del Cl 0 ' 2 1
:0: ..
:R: CI :R: CI :R:
:0: :0: .. ..
2Fe3+ 3 [:R=]'4.12: a) 1) KH, hidruro de potasio; 2) CaH2, hidruro de calcio; 3) NH , amoníaco; 4) 3
• 66
Respuestas seleccionadas
lIzSe, seleniuro de hidrógeno; 5) SiH4, hidruro de silicio o silano; 6) HC1, cloruro de hidr6geno; 7) lIzO, agua; 8) HF, Ilnoruro de hidrógeno. b) Covalentes: N, S, Si, 0, y F. 16nicos: K y Ca. H c) Por ejemplo, estructura de Lewis del CalIz, Caz+ 2 [:H¡y del SiH4, H :~}: H H
°
4.13: a) -3, +1, +2, +3, +4 y +5; b) Por ej., para cada estado de oxidaci6n informado, NH3, NzO, NO, Nz03, NOz' NzOs' 4.14: HC1, ClzO, Clz03' ClzOs (desconocido), CIz07' 4.15: a) 1) cloruro de hierro(Ill); 2) FeClz; 3) CaPz; 4) cloruro de cobalto(ll); 5) FeS; 6) sulfuro de zinc; 7) cloruro de potasio; 8) AlCI3. b) Por ejemplo, estructura de Lewis del CoCIz, Coz+ 2 [:~l:r 4.16: a) AlF3: i6nico, A1C13: i6nico con mayor carácter covalente que en ellluoruro, Amr3: covalente; b) AlF3
:0: c) Por ejemplo, estructura de Lewis del lIzS04'
H
:Q: S :Q: H
y delHNOz,
:0: H :Q:N::Q 4.24: a) 1) silicato de calcio, hipoclorito de sodio, sulfito de sodio e hidrogenosnlfito de potasio; 2) carbonato de calcio, bidrogenocarbonato de potasio, nilrto de sodio y ortofosfato (ofosfato) de potasio; b) 1) Si03Z-, silicato; ClO-, hipoclorito; S03z-, sulfito; HS03 - , hidrogenosulfito; 2) COl- , carbonato; HC03 - , bidrogenocarbonato; N03 -, nitrato; POl-, ortofosfato (o fosfato). 4.25: a) tetraédrica; b) triangular; c) tetraédrica; d) piramidal; e) tetraédrica. 4.26: a) 1) NaOH; 2) hidróxido de calcio; 3) AI(OH)3; 4) hidr6xido de bierro(III); 5) bidróxido de cobreen); 6) Mn(OH)z' b) Son compuestos i6nicos. c) Por ejemplo, estructura de Lewis del Cu(OH)z, Cuz+ 2 [:Q: Hj4.27: a) 1) CaS04; 2) NaHC03; 3) hidrogenosulfito de sodio; 4) (NH4)ZS04; 5) N aHS; 6) hidr6xido de bario; 7) carbonato de sodio; 8) hidrogenofosfato de calcio; 9) Zn(OH)z; 10) hidr6xido de bierro(ll); 11) H3P04. b) Son ternarios 1),5), 6),7),9), 10) Y 11); el resto, cuaternarios. c) Por ejemplo, estructura de Lewis de NaHS03:
N:a+ [H
:Q:~'l-
y del
:0:
(NH4)ZS04'
1
2
1
H + [ :0: 2 H :~: H :Q::~:Q: [
4.28: a) HBrO, ácido bipobromoso; b) ejemplos: CnzS03' sulfito de cobre(l); CuS03, sulfito de cobre(ll); CUZS04, sulfato de cobre(l); CUS04, sulfato de cobre(ll).
Química CEC 2017
67 4.29: a) 4 enlaces covaIentes simples, o bien 2 simples y 2 coordinados. b) iónicos y . en el anión: 2 covalentes simples y I doble, o bien: 1 simple, 1 coordinado y I doble. c) iónicos y en el anión: 3 covalentes simples, o bien: I simple y 2 coordinados; d) iónicos y en el anión: 2 covaIentes simples y l doble; e) 4 covalentes simples y 1 doble; t) iónicos y en el anión: 2 covalentes simples; g) 2 covalentes simples y 3 coordinados, o bien 5 covalentes simples; h) 8 covalentes simples; i) 4 covaIentes simples; j) 5 covaIentes simples; k) iónicos.
:0: 4.30: a) Por ejemplo, H
:g: H;
b) son todas tetraédricas alrededor del átomo de car-
:el: bono; c) 1) y 5) tienen 4' enlaces polares iguales cuyo efecto se cancela por la suma vectorial de los vectores dipolares de enlace (o por simema); 2), 3) Y4) tienen 4 enlaces con polaridad distinta que no se cancelan por la suma vectorial de los vectores dipolares de enlace (o por simetria). 4.31: a) 1), 3) Y 4): fuerzas de London; 2), 5) Y 7): fuerzas de London y dipolo perm.-dipolo perm.; 6), 8) Y 9): fuerzas de London. dipolo perm.-dipolo perro. y enlaces de hidrógeno, (Justificación]; b) enlaces iónicos.
:º: N: H H
4.32: a) Por ejemplo. 1) H
H H
3) H
:C: :Q; b) en 1), C-N y N-H; en 2),
H C-O y 0-H; en 3), C=O; en 4), C=O, C-O y 0-H; c) aprox. 109' en 1) y 2); aprox. 120' en 3) y 4); d) Son todas moléculas polares; e) 1),2) Y 4). 4.33: a) 3), 1),2) Y 4); b) 2), 1) Y 3). 4.34: Se observa que los compuestos con hidrógeno del azufre, selenio y teluro tienen P.Eb. mucho menores que el P.Eb. del agua. Los PEb. aumentan en el sentido H S 2 ~Se <~ Te lo cual se explica.por el aumento de la polarizabilidad molecular que iutensifica las Fuerzas de LondoD. Si bien todas las moléculas son polares, el momento dipolar permanente y las interacciones dipolo-dipolo disminuyen en intensidad conforme aumenta el tamaño molecular. El agua tiene el P.Eb. más alto en esta serie debido a que sus moléculas interactúan además mediante enlaces de hidrógeno. 4.35: a) 2K+
f '0'.. ] 2:Q: ~ :9: :0:
b) H2S, angular, -109,5'; c) CO . 2
4.36: a) ~S P.E s40 oC, CCI4 P.E -23 oC. ~ P.E -101°C; b) N"l0 P.E 1132 oC, ~ Cl P.E -97,7 oC. Br2 P.E -7;l. oC. 4.37: a) NH¡ P.Eb. -33,3 oC, ~ PEb. -252,8 oC, N2 P.Eb. -185,8 oC; b) SiH P.Eb. 4 -112 oC, AsH3 P.Eb. -62,5 oC, CH4 PEb. -161.5 oC. 4.39: Cu: pertenece al bloque d, buen conductor del calor y de la electricidad; ~03: es aislante en estado sólido pero conduce la electricidad en estado líqnido; S92: es un gaS a temperatura ambiente y sus moléculas son polares; 2:tiene moléculas no polares; Na: es un metal del grupo 1, muy blando y reactivo; ~O: es un líquido a temperatura ambiente. muy estructurado por los enlaces de hidrógeno. 4.40: a) Incorrecta; b) correcta; c) incorrecta. 4.41: a), c) y t).
°
4.42: a) 1) NaCI; 2) CH30; b) CH3Cl, molécula polar, la interacción entre sus moléculas por fuerzas de London y dipolo perm.-dipolo perm. son de magnitud menor a la fuerte interacción iónica en el NaCl; c) NaCI(aq) porque en solución acuosa se disocia en iones conductores Na+(aq) y Cl-(aq); d) NaCl(I), porque al fundirse. los iones Na+ y Cl- adqnieren la movilidad suficiente para conducir la electricidad. 4A3: a), b) y c): fuerzas de London. dipolo perm.-dipolo perro. y enlaces de hidrógeno; d) porque las moléculas de metanol y las de agua pueden interactuar mediante enlaces (interacciones) intermoleculares de naturaleza y magnitudes similares; .. e) solamente puede interactuar con moléculas de agua mediante fuerzas de London
68
Respuestas seleccionadas
(de magnitud mayor entre similares de CCI. que entre CCI. y H:20) y no son suficientes para foonar un sistema homogéneo dado que las moléculas de agua están muy estructuradas por los enlaces de hidrógenu que foonan entre sí. 4.44: a) 1) KCI; 2) CHpH; b) KCI, es uncompoesto iónieo; e) en el KCI(aq) las especies que oñgina son los iones solvatados: K+(aq) y Cl-(aq); en las soluciones de metanol, las especies presentes son moléculas de metanol; d) el cloruro de potasio disuello en agua eondiJce la corriente eléctrica debido a la presencia de portadores de caIga (iones solvatados) en la solución. 4.45: a) NaCl; b) CaO.
Magnitudes atómico-moleculares 5.1: a) 6,656 x 10-23 g; b) 6,656 x 10-20 g; no es posible; e) 40,OS g. 5.2: 54,0 g; 1,20 x 10"'. . 5.3: n{He) =25,0 mol; N(He) = 1,50x 1lJ"5. 5.4: S.
5.5: a) 357 g; b) Mn. 5.6: n(Zn) = 2,29 x 10-' mol. 5.7: a) N(11) = 1,IS x 102'; b) n(11) = 0,00196 mol = 1,96 romol. 5.8:
Srmbolo
ma
M 1 gmol-'
m
n
Ig
1 mol
4,003
5,00
1.25
200,6
200,6
502
Aa
197
197
Al
27,0
en
63,55
del elem.
lu
He
4,003
Rg
N
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p
V
g cm-3
Icm3
1,785x 10-'
2,80x 10-
2,50
7,52x 1023 1,51x 102-
13,6
36,9
591
3,00
1,81x 102-
19,3
30,6
27.0
81,0
3,00
2,70
30,0
63,55
254
4,00
1,81x lo"2,41x 102•
8,94
28,4
.
5.9: a) m(C) = 0,700 g; b) n(Cr) = I,OS mol, N(Cr) = 6,4S x 1lJ"5; e) n(Ni) = 119mmol. 5.10: a) 47,02 g/mol; b) 159,7 g/mol; e) 120,2 g/mol; d) 126,2 g/mol. 5.11: a) 60,1 u; b)9,98x 10-23 g. 5.12: a) 184 g/mol; b) S,16 x 1023; e) 1,36 mol. 5.13: a) m(N)= 350 g; b) 35,0 %mlm; e) N(H) = 9,03 x 1024; d) neO) = 11,2 mol. 5.14: m(CaC03) = 1,25 g. 5.15: a) 5,96 x 10-20 g; b) 0,00836 mol = 8,36 romol. 5.16: a) 80,0 g/mol; b) 80,0 u; e) S. 5.17: a) 0,496 mol; b) 2,99 x 1023; e) 71,4 g; d) 1,49 mol. 5.18: a) 1; b) 1; e) C. 5.19: a) 22,4 dm3; b) 73,7 em3; e) 9,07 em3• 5.20: a) Vm(03) = 24,5 dm3/mol; b) neO) = 0,276 mol. 5.21: a) p(C6H¡J = 0,684 g/em3; b) N(C6H,.) =4,78 x 10"2; e) n(C) =0,476 mol. 5.22: a) M = 154 g/mol; b) N = 4,33 x 1023; e) m= 2,56 x 10-22 g. 5.23: a) C; b) C; e) 1. 5.24: a) 1; b) C; e) C. 5.25: a) Vm = 103 em3/mol; b) n = 0,0938 mol; e) = 6.07 x 10-22 g.
tn
Gases 6.1: 6.2: 6.3: 6.4:
1) PA = 1'8.2) PA < PB. 3) PA < PB.4) PA= 1'8. 5) PA < PB. 6) PA > PB. 0,689 alm. . 313 oC. a)-720cm3; b)-288 cm3; e) 807 em3.
',~
Química CBC 2017
69 . 6.5: a) 706 em3; b) 0,0378 mol. 6.6: a) m(C2H.) = 29,5 g; b) n(H) = 4,21 mol. 6.7: P(NH3) = 4,50 atm. 6.8: M = 38,0 g/mol. F2. 6.9: a) m(C02) 20,3 g; b) N(O) 5,56 x 1if3. 6.10: a) Vm = 40,7 dm3/mol; b) Vm = 22,4 dm3/mol. 6.11: p= 1,22atm .. 6.12: 1,16 g/dms. 6.13: a) n(XH4) = 2,50 mol; b) V = 44,7 dm3; e) n(H) = 10,0 mol. 6.14: a) M = 80,2 g/mol; b) S03' 6.15: a)C; b)lodoslamisma; e)A. 6.16: 3) y 4). 6.17: 2) y 3). 6.18: x(CH.) = 0,615; x(C2H6) = 0,210; x(~O) = 0,175; p(CH.) = 0,738 atm; p(C2H6) 0,252 atm; p~O) 0,210 atm. 6.19: a) 20,4 g; b) 3,59 atm. 6.20: a) 1,32 dm3; b) 1,21 atm. 6.21: a) p 5,00 g/dm3; b) x(Ne) 0,500. 6.22: N2. 6.23: a) 1,77 g/dm3; b) 5,00 alm; e) 17,0 g/mol; d) igual. 6.24: a) i\.p = 0,895 alm; b) P(N2) = 0,448 alm, p(C02) = 0,895 atm; e) 0,667. 6.25: a) V = 26,7 dm3; b) p(CO) = 0,466 atm. 6.26: a) N = 4,92 x 1023; b) x(CH4) = 0,306.
=
=
=
=
=
=
Soluciones 7.1: a) 520,0 g; b) 3,846 %mlm . . 7.2: a) 200 g; b) 250 g. 7.3: 34,0 g Y 166 g, respectivamente. 7.4: 53,7 %mlm. 7.5: 2,00 %mIV. 7.6: 2,00 L. 7.7: 29,3 g. 7.8: 1,36 L. 7.9: a) Pesar 833 g de KBr, agregar agua hasta 2,00 L. b) Pesar 12,5 g de NaN03, agregar agua hasta 0,250 L. 7.10: a) 45,0 g; b) 0,154 M. 7.11: 0,400 molal. 7.12: a) 0,150 mol; b) 4,28 %mlm. 7.13: a) 25,2 m; b) 17,3M. 7.14: a) 0,943 M; b) p = 1,08 g/em3. 7.15: a) 4,73 g; b) 44,1 rnL. 7.16: a) 2,13 M; b) 58,7 rnL. 7.17: 1,83xIO' L. 7.18: a) 13,3 %mIV; b) 12,6 %ml m. 7.19: a) 6,08 %mIV; b) 5,89 %mlm. 7.20: 313 g Y1,19 kg, respectivamente. 7.21: 1I5 g. 7.22: a) 4,56 g; b) 7,44 g;' e) 12,5 M. 7.23: a) ~SO.) = 18,3 M; b) 66,9 rnL. 7.24: 165 rnL. 7.25: 6,78 M. 7.26: a) 10,0%; b) 8,03%; e) 7,89%; d) 1,71 M. 7.27: a) fraseo A; b) fraseo B. 7.28: La solución de 46,0 %ml m.
70
Respuestas sele.cciona(
7.29:
7.30: a) KCI(s) e) KSP04(s)
"
¡i ~ 11
li ji
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•, 11
ji j!
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1 J
Solución de
Molalidad
%mlm
Xst
Na!
0,150
2,20
2,69 x 10-3
CH3C~OH
1,15
5,00
0,0202
C12H22011
0,150
4,88
2,69 x 10-3
IL¡0 ---->
K+(aq) + CI-(aq);
IL¡0 ----> 3K+(aq)+POl-(aq);
b) CaCI2(s)
H,O ---->
d) Fe(NOs)s(s)
2
Ca +(aq) + 2C¡-(aq);
IL¡0 3 ----> Fe +(aq)+3NOs
-(aq).
7.31: a) [Cn = [K+] = 0,100 M; b) [Cl-] = 0,200 M, [Mg2+]= 0,100 M; e) [S2-] = 0,100 M, [Na+] = 0,200 M. 7.32: b) < a) < e). 7.33: anión: 1,60 %mIV; catión: 0,400 %mIV. 7.34: 0,400 M. 7.35: [Na+] = 19,9 rnmollL; [K+] = 3,20 mmollL. 7.36: 0,0125 mgIL. No apta. 7.37: 1,78 g. 7.38: a) 200 cm3; b) medir 200 cms de la solución concentrada y agregar agua hasta 1,00 L. 7.39: Hay que diluir 20 veces la solución original, así que pueden emplearse, por ejemplo, una pipeta de 5,00 rnL Y un matraz aforado de 100,0 rnL, o bien una pipeta de 50,00 rnL Yun matraz de 1000,0 rnL. 7.40: a) a 80,0 rnL de solución concentrada se agrega agua hasta un volumen de" 500 rnL; b) 0,0200 mol; e) 0,0400 mol. 7.41: a) 0,082 M; b)I,70M. 7.42: 145,6 rnL. 7.43: a) ISO cm3; b) 11,0 g; e) 7,35 %mIV. 7.44: 1,80 %mIV. 7.45: a) 0,136 M; b) 10,0; e) l/lO. 7.46: a) 36,3 cm3; b) 10,7 cm3. 7.47: 2,70 kg. 7.48: a) 14,8 M; b) 0,256 dm3. 7.49: 32,0 %mlm. 7.50: 17,8 g. 7.51: a) 1,85 g; b) 5,80 x 10-3 M; e) 46,4 mmollL. 7.52: a) 135 cm3; b) 0,555 M.
Reacciones qnímicas 8.1: Cambios químicos: b) y d). 8.2: a) 2K(s) + 2~O(I) ----> ~(g) + 2KOH(aq); b) Nap(s) + H20(l) ----> 2NaOH(aq); e) 4HF(aq)+ Si02(s) ----> SiF4(g) +2HP(l). 8.3: CsHs(g)+ 502(g) ----> 3C02(g)+4~O(g); C6H12(g)+ 902(g) ----> 6COig)+6~O(g) 8.4: a) NaOH(aq) + HC1(aq) ----> NaCI(aq) + HP(1); b) Al(OH)/s) + 3HCl(aq) ----> AlCls(aq) + 3H20(l); e) S02(g) + 4HF(g) ----> SF4(g) + 2H20(l); d) Mg(s) + 2 HCI(aq) ----> MgCI2(aq) + ~(g);
"
Química CEe 2017
71 e) CH4(g)+ 202(g) --+ C02(g)+2~0(g); 2Cr(s) + 3 C~(g) --+ 2CrCIJ(g). 8.5: a) AO: Fe20J, AR: Mg; b), AO: FeCIJ, AR: KI; e), AO: Mn0 , AR: HCI. 2 8.6: a) 2 reducciones, ninguna oxidación; b) 2 oxidaciones, ninguna reducción. 2 J 4 8.7: a) Sn +(aq)+ 2Fe +(aq) --+ Sn +(aq)+ 2 Fe2+(aq) b) 2Ag+(aq) + Cu(s) --+ 2Ag(s) + Cu2+(aq) e) 2A1(s) + 3Cu2+(aq) --> 2 AIJ+(aq)+ 3 Cu(s). 8.8: a) 3Pis) + 20NOJ -(aq) + 8W(aq) +8~O(l) --+ 12H2P04 -(aq)+20NO(g); b) 2Mn04 -(aq) + lOI-(aq) + 16W(aq) --> 2Mn2+(aq) + 5Iz(s) + 8 Hz0(l); e) 3Cu(s)+4HN03(aq) --+ 3CuN°3(aq)+ + NO(g) + 2Hz0(l); d) Mn02(s) +4HCI(aq) --> MnC~(aq) + 2HzÜ(I) +C~(g); e) Pb02(s)+Pb(s)+2~S04(aq) --+ 2PbS04(S)+2~O(l). 8.9: a) 2Mn04 - (aq)+ 3 S032- (aq)+Hz0(l) --+ 2Mn0is)+ 3 SO/- (aq)+20H- (aq); b) Iz(s) +AsO/-(aq) + 20H-(aq) --+ 2I-(aq)+AsOl-(aq)+~O(l); e) CI2(g)+ 2NaOH(aq) --+ NaCIO(aq) + NaCI(aq) + Hz0(l); d) KCI03(aq)+2CrCI3(aq)+ lOKOH(aq) --> 2KzcrOiaq)+5~O(l)+ 7 KCl(aq); e) 2Cr(OH)/s)+3ClO-(aq)+40H-(aq) --+ 2CrO/-(aq)+3CI-(aq)+5~O(l). f)
8.10: a) 55,0 g; b) 45,0 g. 8.11: a) 0,555 mol; b) 13,6 dm'8.12: 0,171 g. 8.13: 1,55 x 10-2 mol. 8.14: a) C2H6 + ~02 --+ 2C02 + 3H20; b) 34,2 g; e) 6,48 mol. 8.15: a) 6,79 g; b) 260 em3. 8.16: a) 139 romol. b) redox (desproporción o dismutaeión). e) 3,42 dm'. 8.18: a) aluminio; b) ninguno; e) oxígeno. 8.19: a) 32,0 dm3; b) HNOJ• 61,0 g. 8.20: a) 2,09 almo b) 326 em3. 8.21: a) CaO. b) 37,0 g. 8.22: a) 400 mg. b) 4,34 x 10-2 mol. 8.23: a) Al. b) 2,74 g; e) 0,899 mol; d) menor. e) menor. 8.24: a)Zn(s)+~S04(aq)-->HzCg)+ZnS04(aq). b)67,5%. e) aumentaría. 8.25: a) BaCI2(s) +H2S04(aq) --+ BaS04(s)+ 2HC1(aq); b) 84,0%; e) 190 cm'. 8.26: a) 85,3 %; b) 295 g. 8.27: a) C2H2(g)+ ~ 02(g) --> 2C02(g) + HzÜ(g); b) 2,21 x 104 L. 8.28: 1,03 x 103 kg. 8.29: a) 6,70 kg; b) 4,37 almo 8.30: 1,35 kg. 8.31: a)2,18g. b)Mn02;Mn:+4a+3. 8.32: 83,3 dm'8.33: a) 81,0%; b) 1,71 x 103 mol. 8.34: 93,0%. 8.35: 95,1 %. 8.36: 309 g. 8.37: a) 767 g; b) 958 g. 8.38: 232 cm'. 8.39: a) 92,8%. b) 165em'- e)menor. 8.40: a) 2AI(s)+6HCI(aq) --> 2 AICl3(aq) + 3~(g); b) 1) iv), 2) ü), 3) iv). 8.41: a) 94,7%; b) 0,627 mol; e) 28,0 g/mol; d) disminuirla.
Cinética química 91..'
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Respuestas seleccionadas
72 __ 1~[H21. __ ~(02J_1~.
e) v d)
2
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9.2: a) 0,0660 Mis; b) 0,0330 Mis. 9.3: a) y b) ,0,148 Mis. 9.4: 219mL. 9.5: Mis, S-I y M-1 S-l, respectivamente. Z 9.6: a) v = k[NOf[Hzl; b) k = 6,00 X lO' M- s-l. 9.7: a) 1; b) C; e) C. 9.8: e). 9.9: a). 9.10: v = 1,0 x lO-z s-1[(CH3)3CBrl 9.11: v = 3,41 L mol-l s-1[BF3][NH3]' orden total 2. 9.12: a) a menor temperatura, también lo es la velocidad de fermentación; b) el orden respecto de la concentración de oxígeno debe ser distinta de cero (la proporción de oxígeno en el aire, x(Ozl ",0,2, es menor que en el oxígeno puro, x(0z) = 1).
Equilibrio químico 10.1: bl Gráfico izquierdo:
conversión
total. Gráfico derecho: conversión
parcial.
el B. d) la cinética química. 10.2: a) (C); b) (1); e) (1); d) (C); el (C); 1) (1). 10.3: a) Kc= [HBr]~/([Brzleq [Hz]eq); b) 3,80x lO'. 10.4: 0,130 M. 10.5: [NzO,]: de 0,0250 M a 4,76 x 10-3 M; [N0z]: deO a 0,0405 M. 10:6: a) [SOz] 0,344 M Y [Oz] 0,172 M; b) 0,154; e) 6,49; d) saz: 5,16 moles; 0z: de 3,00 a 2,58 moles; S03: de O a 0,840 moles.
=
=
de 6,00 a •
10.7: Kp= 0,108. 10.8: a) Kp= p(Nz)pZ(Hz0)/(pz(NO)pZ(Hz)); K,,= [Nz][HzÜ¡2/([N0z]z[Hz]Z); b) Kp= Kc(IIT)-I. 10.9: x(CO) = 0,330. 10.10: x(CIz) 0,495. 10.11: a)I; b)C; e)C. 10.12: (b). 10.13: menor. 10.14: a) Kp= p(COz)p(Hz)/(p(CO)p(HzO»; b) Kp= Kc; e) 1) Qc= 10 >Kc, a reactivos; 2)Qc= 0,300
=
'"
(reacción exotérmica). 10.19: a) Kc [HBrf/([BrzJ(Hz]);
=
b) Kp
= 1,30x
1010; e) endotérmiea;
d) 300 K.
Ácidos y bases 11.1: a): 1) pH = pOH = 7,00; 2) [H30+] = 1,00 x 10-7 M. b): 1) pH = pOH = 6,80; 2) [OH-] = 1,58 x 10-7 M. 11,0
11.2: a) Ca(OH)z --> Caz+(aq) + 20H- (aq); b) HCIO, + HzO(l) --> H30+(aq)+C10, -(aq);
-_.-.~----~-
----_
--.-._-._--- ~_._-
..
..
11,0
e) KOH ---> K+(aq)+ OH-(aq); d) HBr+ ~O(l) '-:"""lI:J0+(aq) + Br-(aq); e) HN03 +H20(l) ---> lI:J0+(aq)+N03 -(aq) 11.3: a) 5,56 x 10-11 M; b) 1,25 x 10-6 M; e): a) es ácida, b) es básica. 11.4: a) [1I:JO+]= 6,31 x 10-4 M; b) [OH-] 1,58 x lO-u M; e) pOH 10,80. 11.5: a) 2,51 x 10-5 M; b) 4,60 . .11.6: 1) a) 6,67 x 10-13 M, b) 0,0150 M, e) 12,18, d) 1,82; 2) a) 6,50 x 10-3 M, b) 1,54 x 10-12 M, e) 2,19, d) 11,81; 3) a) 1,79 x 10-12 M, b) 5,60 x 10-3 M, e) 11;75, d) 2,25. 11.7: [H30+] [CIO. -] = 5,20 x 10-5 M; [OH-] 1,92 x 10-10 M. 11.8: [AI3+] = 1;20 x 10-5 M; [OH-) = 3,60 x 10-5 M; ~o+) = 2,78 x 10-10 M.
=
=
=
=
11.9: n(HN03) = 0.00158 mol. 11.10: 3,86 x 10-< %mIV. 11.11: pH 12,33. 11.12: 0266 g de KOH y 0.176 g de Ca(OH)2' 11.13: 63,Oglmol. 11.14: a) pOH 0,90; b) 10,0 g; e) 6.28 x 10-2 M. 11.15: e)yd). 11.16: 0,0333 M; pH = 1,48. 11.17: 227 rnL. 11.18: 316rnL. 11.19: 456rnL. 11.20: a) 1.70; b) OH-; e) 2,70. 11.21: [K+] = [OH-] = 2,67 x 10-3 M; [H30+] = 3,75 x 10-12 M. 11.22: a) HN02 +H20(l) == lI:J0+(aq)+N02 -(aq); b) HF + Hz0(l) == H,O+(aq) + F-(aq); e) HCIO+ H20(I) ==lI:J0+(aq),i.C10-(aq). 11.23: menor. . 11.24: a) NlI:J + HzÜ(l)"":-:- OW (aq) + NH:(aq); b) 2) <1) <3). 11.25: d). 11.26: b); e); f) y h).
=
=
73
•
I grupo I
~
Tabla periódica de
1
1
1,008 1
2,20
H
1
151
3
6,968
098 2
1
'Li
1il2$2
22,99 1
rn"
1
85,47 1
Rb
1,~
1::¡'~n
~
H
Símbolo
1.1
Esbutlura electrónica
44,96 3
escandio
Sr
39
88,91 3
l,n
47,87 3,4
Ti
[Ar]3dl~
87,62 2
22 1,54
Y
23 1,63
7
6
5 50,94 2,3,4,5
V
24
52,00 2,3,6
1,66
Cr
[Ar]3d2402
[Ar]3d3402
[Ar]3dS 4~
titanio
vanadio
cromo
40
91,n 4
1,33
41
92,91 3,5
1,60
Nb
Zr
25 54,94 26 1,55 2,3,4,6,7 1,83
Mn
[Ar]3dS402
manganeso
42 9st6 43 2,16 2,3,4 ,6 1,90
4,7
Te
Mo
9
8 SS~~
Fe
27 2,88
58,93 2,3
Co
[Ar]3d6 ,,¡.
[Ar]3d7402
hierro
cobalto
44 101,1 45 2,20 2,3,4,6,8 2,28
Ru
102,9 2,3,4
Rh
[Kr]s.1
[Kr]552
[Kr]W552
[Kr]4d2ss2
[Kr]4d4S.1
[Kr]4dSs.l
[Kr]4d5552
[Kr)4d7S.1
[Kr]4d85.1
rubidio
estroncio
itrio
circonio
niobio
molibdeno
tecnecio
rutenio
rodio
55 0,79
132,9 1
eS
6
cesio
87 0,70
56
137,3 2
0,89
Ba
[Xe)6s1
74
38 0,95
21 1,36
.Se
calcio
0,82
7
40,08 2
[Ar]402
potasio
5
20 1,00
4
3
Ca
K
[Ar]401
37
2,20
24,31 2
1,31
[Ne]~
39,10 1
4
12
1 .
hidrógeno Nombre
magnesio
sodio 0,82
EIeclronegalividad (Pau6ng revisada)
Mg
Na [Ne]W
19
Número atómico
Be
berilio
3
Q,
9,012 2
litio 0,93
l:
41,57
1522$1
11
,0
Notación:
2
hidrógeno
1
57 1,10
138,9 3
La
[Xe)ssl
[Xe]~602
bario
lantano
88 0,90
2
89 1,10
[Rn]7.1
Ra
Ae
[Rn]7;
[Rn]sh;
francio
radio
Fr
actinio
72
178,5 4
1,30
73 1,50
180,9 5
75 -1,2,4,67 186,2 76 1902 77 74 1~8 2,20 2,3,4,&;8 2,20 2,36 2,3,4 ,6 1,90
192,2 2,3,4,6
'
Hf
Ta
W
Re
Os
Ir
hatnio
tantalio
tungsteno
renio
osmio
iridio
[Xe)4114sd2ss2 [Xe]4l14s.l3ss2 [Xe]4lI4s.l46.2 [Xe]4114s~6s2 [Xe)4f14sd6ss2 [xe]4l14sd76s2
3
104
_ 105
Rf [Rn]5rI4a;7.2
rutherfordio
Db
_ 106
Rn)srI46ci'7.2
dubnio
-
_ 107
Sg
-
Bh
- 108 -
Hs
- 109 -
-
Mt
Rn]5114tid47s2[Rn]5114scP7s2 Rn]5114sd'7s'l Rn)5114si7.z
seaborgio
bohrio
hassio
meitnerio
los elementos
18
2
4,003
o
He 13
14
15
16
17 19,00 .1
152
helio
~O zo,tg
Ne tsZ2J2/
neón
10
11
12
75
