Problemas y ejercicios de aplicación para química001

QUÍMICA PROBLEMAS Y EJERCICIOS DE APLICACIÓN PARA QUÍMICA

LILIA GABRIELA

DAVEL M O H I N A

índice

Davel, Lilia Problemas y ejercicios de aplicación para química / Lilia Davel y Gabriela Mohina. - la ed- - Buenos Aires : Eudeba, 2010. 96 p. ; 14x21 cm. - (UBA X X I ) ISBN 978-950-23-1702-1 1. Química. 2.

Enseñanza Superior. 1. Mohína. Gabriela

II. Título

C D D 540.711

Presentación A l lector

Eudeba Universidad de Buenos Aires

,

,„,!,,,

,,,

n»

Antes de comenzar ¿Cómo estudiar esta materia? Estudiar los contenidos conceptuales

5 •

'

,„,,.> U inmi» V .............. U

Aprovechar las herramientas didácticas que se proporcionan ... 10 I edición: febrero de 2010

Resolver las actividades propuestas

10

a

©2010, Editorial Universitaria de Buenos Aires Sociedad de Economía Mixta Av. Rivadavia 1571/73 (1033) Ciudad de Buenos Aires Tel.: 4383-8025 / Fax: 4383-2202 www.eudeba.com.ar Diseño de tapa. Ariel F. Guglielmo. UBA XXI Diseño de interior: Abelardo Levaggi, UBA XXI Corrección y composición general: Eudeba

Impreso en la Argentina Hecho el depósito que establece la ley 11.723

V ES UN D H I I T Í )

No se permite la reproducción total o parcial de este libro m su almacenamiento en un sistema informático, ni su transmisión en

1. Estructura atómica y Tabla periódica Problemas y ejercicios

II 12

2. Uniones químicas y Propiedades de las sustancias

19

Problemas y ejercicios Ejercicios integradores

21 25

3. Soluciones Problemas y ejercicios

29 29

4. Magnitudes atómico-moleculares y Estado gaseoso

37

Problemas y ejercicios

38

5. Reacciones químicas Problemas y ejercicios

47 47

6. Equilibrio químico Problemas y ejercicios

57 58

7. Equilibrio ácido/base y Soluciones reguladoras (buffer)

65

8. Química orgánica Problemas y ejercicios

75 76

9. Respuestas a los problemas y ejercicios L. Estructura atómica y Tabla periódica 2. Uniones químicas y Propiedades de las sustancias Ejercicios integradores 3. Soluciones

83 83 84 85 86

4. Magnitudes atómico-moleculares y Estado gaseoso 5. Reacciones químicas 6. Equilibrio químico

Presentación

88 90 91

7. Equilibrio ácido/base y Soluciones reguladoras (buffer) .... 92 Ejercicios integradores 93 8. Química orgánica 94

E

n el transcurso de estos últimos años, hemos reconocido desde el Programa de Educación a Distancia de la Universidad de Buenos Aires, UBA X X I , la necesidad de fortalecer la enseñanza de ciertos contenidos disciplinares con el propósito de favorecer el desarrollo de estrategias de aprendizaje que permitan la permanencia de los estudiantes en la Universidad. Entendemos que los desafíos de la Educación Superior son múltiples y variados. Como programa puente entre la Educación Secundaria y la Universitaria, creemos firmemente en la responsabilidad de democratizar el acceso a ésta brindando el apoyo que los estudiantes requieren para transitar con éxito el paso de un nivel a otro. Ésta ha sido la marca de inscripción de origen del Programa en el año 1986 y así sostenemos que debe continuar como marco político que le da sentido. Con este libro, Problemas y ejercicios de aplicación para Química, pretendemos continuar en la línea ya iniciada con el texto sobre equilibrio ácido/base en soluciones acuosas. En este caso, las autoras crearon un abanico de situaciones problemáticas y de ejercitaciones con el propósito de favorecer los procesos de construcción del conocimiento en esta disciplina. L a metodología de aprendizaje por problemas resulta valiosa para aquellos contenidos científicos complejos y de difícil apropiación. A d e m á s , forman parte del saber hacer de la ciencia y, en este sentido, entendemos que resulta de fundamental relevancia como aproximación al desarrollo de este tipo de pensamiento. Asimismo, estematerial da cuenta de la importancia que desde el Programa UBA XXIdamos a la producción académica de sus docentes. 1

1. Daizo, María Cecilia; Gamboa, R u b é n O., Equilibrio

Ácido/Base

en

i MíiP^-Gf^ela

M o h ¡ n a

La escritura de estos i¡h™ Cátedra , es una i „ » ¡ ,

a c ¡ I

, , n

*,

" P^"»*»

al interior de la

Al lector.

" n a Lion directora del Programa UBA X X I C a

E

ste libro continúa la serie que publica Eudeba sobre diferentes temas de Q u í m i c a básica dirigida a estudiantes de nivel universitario que acceden a las carreras de Ciencias Exactas y del área de la Salud. Estamos convencidas de que la ciencia puede ser atractiva si se logra hacerla comprensible. Por eso, es nuestro deseo alentar y apoyar el estudio de esta disciplina facilitando la introducción a las distintas nociones que se imparten en un primer nivel. En este texto se brinda un compilado de problemas y ejercicios de aplicación que responden a los temas del programa de Química que se dicta en U B A X X I y que han sido probados y trabajados con los estudiantes que han cursado la materia en cuatrimestres anteriores. En este sentido, se han tenido en cuenta los conocimientos alcanzados, así como las dificultades que frecuentemente tienen los alumnos que recién terminan el nivel secundario. La resolución de los problemas y ejercicios presentados requiere de la aplicación de ¡os conceptos fundamentales adquiridos en el estudio teórico de toda la materia, tales como Estructura atómica y Tabla periódica, Uniones q u í m i c a s y Propiedades de las sustancias. Soluciones, Magnitudes a t ó m i c o - m o l e c u l a r e s y Estado gaseoso. Reacciones químicas, E q u i l i b r i o q u í m i c o . Equilibrio ácido-base, Soluciones reguladoras (buffer) y Química orgánica. Problemasy ejercicios de aplicación para Química invita a que el estudiante revea y aplique los conceptos adquiridos a lo largo de la cursada y despliegue sus propias estrategias de aprendizaje para llegar a las respuestas correctas; por esto, en el texto sólo se incluyen los

ggvel - Gabriela Mohir»

a

Esperamos que este l i b r o farif,>» i ^ Por lo tanto, ayude ' ^ ' estudiantes en a U n i v e m S d ' '

t S , a

1

a

Agradecemos a A n e , ; de D t s e ñ o de UBA X X I ^ interior del libro '

d

d

P

G

? 1 3

D

^ : ,

y

r

a

o

°

a

A

S

W

r e a l l z a c i

C O m

1

°

n

P

r e n s

*

p

e

I - n de la asignaturj ™ " J r

n

e

n

c

Antes de comenzar.

T, " ^ ^ ^ v a g g ¡ . d e l AnJ ° « de la tapa y del d , s e r J 6

Lilia Davel ] Gabriela Mohína í 1

2

ste libro presenta problemas y ejercicios cuya resolución requiere la aplicación de los conceptos fundamentales adquiridos en el estudio teórico de Química. Pero, antes de comenzar, es importante que tengas en cuenta algunas recomendaciones para el abordaje de esta asignatura.

E

¿ C Ó M O ESTUDIAR ESTA MATERIA? Si bien, cada alumno va adquiriendo un modo de aprendizaje propio y personal, ciertas sugerencias acerca de los métodos de estudio pueden resultar útiles. Una de las primeras acciones que se debe tener en cuenta es planificar las actividades a fin de elaborar un plan de estudio, con el compromiso de cumplirlo, que puede incluir los siguientes puntos: Estudiar los contenidos conceptuales. Aprovechar las herramientas didácticas que se proporcionan. Resolver las actividades propuestas.

Estudiar los contenidos conceptuales Es necesario contar con el material de estudio y ejercitación que brinda la C á t e d r a , preparar los contenidos teóricos de cada tema o unidad, y luego comenzar a resolver los ejercicios propuestos en Química -Material de estudio) ejercitación , para luego resolver los que se plantean en este texto. No es aconsejable empezar a trabajar un tema sin haber comprendido el anterior dado que el programa presenta los contenidos de manera secuenciadae integrada. 1

1. Lilia Davel es titular de hr-, , Programa de Edueación a a D istanI ^ Distancia c . ™ d

2- Gabriela Mohina ^ 7 ^ ^

<>»"'mica que se nnparte en el * Buenos Aires. UBA X X , .

1. Angelini, M - y otos. Química

- Material de estudio y ejercitación,

Buenos

t

Lilia Davel - Gabriela Mohína

Aprovechar las herrair» ientas didácticas que se proporcionan Esta materia cuenta c o n una bibliografía teórica y cuadernos de ejercicios. También ofrece tutorías presenciales que se dictan en distintos horarios y sedes, y diversas actividades y foros de consulta en el Campus virtual de U B A X X I .

1 Estructura atómica y Tabla periódica

Resolver las actividades propuestas Para adquirir destreza y habilidad en la resolución de problemas y ejercicios en Química, la práctica debe ser una constante en este aprendizaje.

Antes de comenzar a resolver los problemas y ejercicios, que en general integran una serie de conceptos básicos relacionados, es conveniente que:

•

Estudies y comprendas los principales conceptos de cada unidad temática.

•

Leas cuidadosamente el enunciado, interpretes las consignas y lo relaciones con los conceptos estudiados.

• •

Leas detenidamente e identifiques los datos y las incógnitas. Resuelvas los ejercicios entendiendo los procesos que se llevan a cabo.

•

Analices si los resultados son coherentes con la teoría estudiada y con los datos del ejercicio.

•

Indiques en las respuestas las unidades de medida cuando corresponda.

•

Finalices primero el ejercicio y luego compares tus resultados con los dados,

•

Tengas en cuenta que, cuando justifiques, se pretende una explicación lo más detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna.

S

e aborda la presentación de) modelo que postula cuáles son las unidades más pequeñas en que se puede dividir la materia y las

principales magnitudes relacionadas con ese modelo. Se completa el estudio del modelo de átomo actual, analizando en particular la organización extranuclear. Luego se relacionan estos conocimientos con el ordenamiento de los elementos en la Tabla periódica y se estudia c ó m o se puede interpretar y emplear la información que se brinda en esta herramienta tan utilizada en Química. Para resolver los problemas y ejercicios que figuran a continuación,

es necesario que hayas adquirido, además, los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Composición atómica. • Estructura electrónica de los átomos. • Tabla periódica de los elementos. •

de compuestos inorgánicos. Encontrarás, también, una serie de consignas y preguntas que es mportante responder antes de comenzar la tarea. • ¿Cuáles son las partículas subatómicas fundamentales? • ¿Qué significa la composición nuclear y la carga nuclear? • Definí los siguientes t é r m i n o s : número atómico, número másico, ion, anión, catión, isótopos, unidad de masa atómica, • •

Ahora sí, estarías en condiciónesele emprender la tarea.

Número de oxidación, escritura de fórmulas y nomenclatura

•

especies isoelectrónicas. Elabora una síntesis del modelo de Bohr. Definí los siguientes t é r m i n o s asociados al modelo atómicoorbital: nivel, subnivel, orbital, configuración electrónica. ¿Cómo se clasifican l o s elementos según su ubicación en la

1, Estructura atómica y Tabla periódica


En algunos ejercicios, se mencionan los elementos con letras que no responden a su símbolo químico, pero se dan datos para que puedas averiguar de qué elemento se trata. Por eso, es importante, que leas e interpretes bien la consigna del ejercicio; muchas veces las palabras brindan un dato, por ejemplo, si dice anión trivalente, significa cjue es una especie con tres cargas negativas, o sea que proviene de un átomo que ganó tres electrones, y se puede simbolizar M ~.

•f-

}

" # 3 El átomo del elemento X forma un catión divalente isoelectrónico t , . con M ~ . El elemento Q está ubicado en el mismo período que M y m

35

en el mismo grupo que X. a) Identifica a los elementos X, M y Q con su símbolo químico. b) Escribí la CEE de M " . c) Indica la composición del núcleo del isótopo X . d) Nombra el compuesto que forma M con el Ni (II). 3J

8 7

!

y

4. Las especies X " , T y Ar son isoelectrónicas. a) Indica el número atómico de X . 2

2 +

b) Escribí la CEE de T . c) Escribí la CE de T. d) Nombra el compuesto que forma X con T. 2 +

Problemas y ejercicios A continuación, te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que encontrarás en el último capítulo, sino que despliegues y comprendas la importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje. 1. El átomo del elemento R forma un catión divalente cuya CEE es 5s 5p . Un átomo de R forma con átomos del elemento X el compuesto R X que tiene 162 protones. a) Identifica a X con su símbolo. 2

6

2

b) Indica el número de neutrones de un átomo de X . c) Escribí la fórmula química del compuesto binario que forma R con el nitrógeno.

5. Los elementos M y Q, pertenecientes al segundo período, forman un compuesto iónico cuya fórmula empírica es M Q , y se sabe que Q 2

pertenece al grupo V I A. a) Identifica con su símbolo el ion que forma Q y da su CEE. b) Indica el símbolo de M y el grupo al que pertenece. c) Cuáles son el tipo y la cantidad de partículas que hay en el núcleo de M . 7

d) E s c r i b í el s í m b o l o del a n i ó n monovalente que sea isoelectrónico con el catión presente en M , Q .

l 2 7

d) Nombra al compuestoque forma X con el Co (II). 2. Dado el compuesto K S : 2

6. La molécula RT tiene 50 protones y 56 neutrones. Ambos elementos pertenecen al período 3 y se sabe que T es un halógeno. a) Indica el número atómico de R y el grupo al que pertenece. 2

b) Escribí el símbolo y la CEE de un átomo cuyo anión trivalente es isoelectrónico con T~.

a) Identifica al átomo del elemento que es isoelectrónico con el anión y el catión que forman ese compuesto,'dando su símbolo y su CEE.

c) Señala el número m á s i c o del isótopo de T presente en la

b)

d) Enumera el tipo y la cantidad de partículas que hay en el núcleo del isótopo de T presente en la molécula.

X es un isótopo del átomo del elemento menos electronegativo del compuesto dado. Indica cuántos neutrones posee. c) Simboliza un halógenocuya electronegatividad sea mayor que las correspondientes a ambos elementos del compuesto dado. d) Uno de los elementosdeicompuesto dado forma con hidrógeno un compuesto covalente. Escribí su fórmula. e) Nombra el compuestoFeS. 4 |

molécula, sabiendo que R tiene igual cantidad de electrones y de neutrones.

7. El átomo del elemento R forma un anión divalente cuya CEE es 4s 4p . Un átomo de R forma con u n átomo del elemento X el compuesto 2

XR que tiene 72 protones, a) Identifica a X con su s í m b o l o .

6

Lilia Davel - Gabriela Mohir—la

1. Estructura atómica y i

b) Indica el n ú m e r o de neutrones de un átomo de X .

k,$ b) 'iff¿'. e)

8 8

c) Escribí la fórmn Ja química del compuesto binario qut brrri X con el nitróge «10. i d) Nombra el comp uesto que forma R con el Cu (II). 8. Dado el compuesto SrB r , :

¡ i

a) Identifica al á t o m o del elemento que es isoelectrónico con ej anión y el catión q ue forman ese compuesto, dando su símbolo! y CEE.

1

X e s un isótopo d e l átomo del elemento menos electronegativo! del compuesto dado. Indica cuántos neutrones posee. ' c) Simboliza un halógeno cuya electronegatividad sea mayor que las correspondientes a ambos elementos del compuesto dado. b )

89

d) Uno de los elementos del compuesto dado forma un óxido' covalente que no posee enlaces coordinados (dativos). Escribí su fórmula.

t

•

Indica el símbolo y la CEE de Q. Cuáles son el símbolo y la CE de un átomo cuyo catión divalente es isoelectrónico con X". Señala el símbolo y el número másico del isótopo de X que tiene I I neutrones. d) índica el tipo y la cantidad de partículas que forman el isótopo de X mencionado en c)

' 12. El ionR ~es isoelectrónico con el catión del tercer metal alcalino2

térreo. a) Identifica a R con su símbolo y escribí su CEE. b) Cuáles son el tipo y el número de partículas que hay en el núcleo del ion R . c) Indica cuál de las especies X , L , Q , es un isótopo de R. 3 3

2 -

3 3

3 2

3 3

d) Escribí la fórmula del compuesto que forman los elementos mencionados en el enunciado, identificando a éstos por su

e) Nombra el compuesto CoBr,.

símbolo. 9. El átomo del elemento X forma un ion mononegativo isoelectrónico con M . El elemento Q está ubicado en el mismo período que M y en el mismo grupo X . 2 0

2 +

13. El átomo del elemento Q forma un anión divalente cuya CEE es 2s 2p . Un átomo de Q forma con dos átomos del elemento X el 2

6

compuesto X Q que tiene 30 protones. a) Identifica a X con su símbolo. b) Indica el número de neutrones de un átomo de X . 2

a) Identifica a los elementos X, M y Q con su símbolo químico. b) Ordena de mayor a menor de acuerdo con su electronegatividad. c) Escribí la CEE de M \ 2 Q

2

d) Indica la composición del núcleo del isótopo Q . e) Nombra el compuesto que forma X con el Fe (III). 80

2 3

c) Escribí ¡a fórmula química del compuesto binario que forma X con el nitrógeno. d) Nombra el compuesto que forma Q con el Cu (II).

10. Los elementos L y X , pertenecientes al tercer período, forman un compuesto iónico cuya fórmula empírica es L X „ y se sabe que L es un metal alcalino-térreo.

14. La molécula Q X contiene 66 partículas positivas. Q y X son

a) Identifica con su símboloel ion que forma L y escribí su CEE. b) Indica el símbolo de X y el grupo al que pertenece.

b) Cuáles son el símbolo y la CE de un átomo cuyo catión

3

elementos del tercer período y Q pertenece al grupo VA. a) Indica el símbolo y la C E E de X .

c) Cuáles son el tipo y la cantidad de partículas que forman el isótopo X .

divalente es isoelectrónico con Q ~. c) Indica el número m á s i c o del i s ó t o p o de X que tiene 20 neutrones.

d) E s c r i b í el s í m b o l o deán catión monovalente que sea isoelectrónico con el anión presente en L X , .

d) Indica el tipo y la cantidad de partículas que forman al isótopo

J

3 5

de X mencionado en c). 11. La molécula Q X contiene 42 partículas positivas. Q y X son elementos del segundo período yK es un halógeno. 4

15. Se tiene el ion R ~ , que po.ee 16 neutrones en su núcleo, y el 32

2

catión trivalente que forma un á t o m o de aluminio.


a) Indica la cantidad y el tipo de cada una de las partícula presentes en el / ^ I . b) Cuál es la CEE del A 1 . c) A qué grupo pertenece el átomo del elemento cuyo catió divalente es isoelectrónico con R ~. d) Escribí la fórmula del compuesto que forman los elementos mencionados en el enunciado, identificando a éstos por su símbolo. 2 9

19. Los elementos M y Q, pertenecientes al segundo período, forman un compuesto iónico cuya fórmula empírica es M Q „ y se sabe que

3 +

2 9

3 +

3 2

Q es un halógeno. a) Identifica con su símbolo el ion que forma Q y escribí su CEE. b) Indica el símbolo de M y el grupo al que pertenece.

2

c) Cuáles son el tipo y la cantidad de partículas que hay en el núcleo de M . 9

d) Escribí

el símbolo del anión monovalente

que

sea

isoelectrónico con el catión presente en MQ.,. 16. Dados los elementos P, Ca, F, K: a) Cuál es el símbolo del átomo del elemento que forma un catión divalente isoelectrónico con el tercer gas noble, y escribí la CE de dicho átomo. b) Identifica al átomo del elemento que forma un anión monovalente, e indica el número de masa del isótopo del mismo que tiene 10 neutrones. c) Indica las partículas con carga que posee el á t o m o Ca. d) Simboliza dos iones de los elementos dados, que sean isoelectrónicos entre sí. 41

17. Los átomos de los elementos L (grupo HA) y E (grupo VA) forman iones que son isoelectrónicos con el cuarto gas noble. a) Escribí la CEE de E. b) Indica el número total de electrones que hay en el ion que forma L. c) Cuál es la composición del núcleo de un isótopo de E que tiene igual número de neutrones que e l Kr. d) Escribí la fórmula del compuesto que forma E con el segundo halógeno, utilizando los símbolos químicos correspondientes. 7 8

18. Los átomos de los elementosL y X, pertenecientes al tercer periodo, forman un compuesto iónico cuya fórmula empírica es L , X , y se sabe que L es un metal alcalino. a) Identifica con su símboloel ion que forma L y escribí su CEE. b) Indica el símbolo de X y el grupo al que pertenece. c) Cuáles son el tipo y la cantidad de partículas que forman el isótopo X . 3 2

20. Dados los elementos S, Rb, P, Ca: a) Identifica al átomo del elemento que forma un anión divalente isoelectrónico con el tercer gas noble e indica su CE. b) Identifica al átomo del elemento que forma un catión monovalente, e indica ei número de masa del isótopo del mismo que tiene 48 neutrones. c) Indica las partículas con carga que posee el átomo S. 33

d) Simboliza dos iones de los elementos dados que sean isoelectrónicos entre sí.


S

e estudian las diferentes formas en que pueden unirse los átomos para dar origen a la enorme variedad de sustancias que existen en el mundo circundante. Se analizan con cierto detalle algunas características del enlace covalente y se fundamenta el concepto de número de oxidación, que se aplica para completar el estudio de la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. También, se trata la estrecha relación entre la estructura submicroscópica de las sustancias (tipo de enlace, geometría, polaridad, interacciones) y sus propiedades macroscópicas. Para resolver los problemas y ejercicios que se presentan a c o n t i n u a c i ó n , es necesario que hayas adquirido, a d e m á s , los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Electronegatividad. • Uniones químicas. • Número de oxidación, escritura de fórmulas y nomenclatura de compuestos inorgánicos. • Diagramas de Lewis. • Teoría de r e p u l s i ó n de pares electrónicos de valencia (TRePEV). • Geometría molecular. • Polaridad de enlace y de moléculas. • Fuerzas de atracción entre partículas y su relación con las propiedades de las sustancias (punto de ebullición, punto de fusión, s o l u b i l i d a d y c o n d u c c i ó n de la corriente eléctrica).


Lilia Davel - Gabriela Mohina

•

¿Qué tipos de enlaces químicos o uniones entre átomos existen? Explica los tipos d e uniones.

problemas y ejercicios

•

Analiza las características y las propiedades generales de los sustancias iónicas, covalentes y metálicas.

•

Definí los siguientes términos: electronegatividad, sustancias moleculares, enlace covalente no polar, enlace covalente polar, momento dipolar.

• • •

¿Para qué se utiliza la TRePEV? Enuncia sus postulados. ¿Qué es la geometría electrónica? ¿Qué es la geometría molecular?

A c o n t i n u a c i ó n , te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que e n c o n t r a r á s en el último capítulo, sino que despliegues y comprendas la importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje.

• • • • •

¿Cómo se determina la polaridad de las moléculas? ¿Qué condiciones debe reunir una molécula para ser polar? ¿Qué condiciones debe reunir una molécula para ser no polar? Explica los distintos tipos de fuerzas intermoleculares. Definí las siguientes propiedades: punto de ebullición, punto de fusión, solubilidad, conductividad eléctrica. Explica la relación entre las fuerzas intermoleculares y las propiedades físicas de las sustancias.

•

1. En los siguientes ejercicios: a) El n i t r ó g e n o forma con á t o m o s de o x í g e n o un anión monovalente en el cual el átomo central no forma enlaces covalentes dativos (coordinados). Dibuja el diagrama de Lewis de dicho ion. b) Indica la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del ion. c) Dados los compuestos CF y CC1 y los puntos de fusión -185 °C 4

4

y -23 °C, asigna un valor a cada uno de los compuestos. Justifica tu respuesta.

Para algunos de estos contenidos, a veces, se solicita justificar.

d) Da el nombre de C u , S 0 . e) Escribí la fórmula del yodato férrico. 4

ffr Para justificar las propiedades de las sustancias es conveniente que tengas en cuenta los siguientes aspectos: • Diferenciar las sustancias iónicas, moleculares (covalentes) y metálicas. • • •

•

•

Indicar la estructura de Lewis, y si es una sustancia con enlaces covalentes, la geometría de la molécula. Analizar en cada sustancia el tipo y la intensidad de las fuerzas que mantienen unidas a las partículas (iones o moléculas). Aclarar que las fuerzas se producen entre las partículas y NO en la partícula. Recordar que en las sustancias el número de partículas es extremadamente grande (N" de Avogadro). Indicar en las sustancias moleculares, la polaridad de las moléculas para poder determinar el tipo (London, dipolodipolo o puente hidrógeno) y la intensidad de las fuerzas que las mantienen unidas. Explicar la relación entre la energía que será necesario suministrar y el cambio de estado que se debe producir, haciendo referenciaalconcepto de punto de ebullición.

2. Dada la sustancia de fórmula Na SC> : a) Dibuja el diagrama de Lewis de dicha sustancia. b) Indica el tipo y la cantidad de enlaces involucrados en el 2

3

anión del compuesto dado. c) Señala la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace en dicho anión. d) Da el nombre de la sustancia. e) Dados los compuestos F , C F , HF y los puntos de ebullición - 1 2 8 ° C ; 19,5°C y - 1 8 7 ° C , asigna a cada uno de los compuestos el valor que le corresponde. Justifica tu respuesta. 2

4

3. Dadas las siguientes sustancias moleculares A s H , Br , H 0 , HF. N H , 3

2

2

3

C 0 , responde: a) Cuál/es es/son polar/es. b) Cuál/es presenta/n interacciones puente de hidrógeno entre sus moléculas. E x p l i c a en q u é consiste dicha interacción. c) Cuál/es presenta/n g e o m e t r í a piramidal. 2


2. Uniones químicas y Propiedades d

d) Cuál/es presenta/n, solamente, interacciones de London entre sus moléculas al estado líquido. Justifica tus respuestas.

d) Da el nombre de la sustancia. e) Ordena de mayor a menor los puntos de ebullición que puede esperarse para las sustancias SC1 , CL,, MgCl . Justifica tu 2

2

respuesta. 4. A partir de los elementos C, O y K : a) Formula un compuesto binario covalente no polar. b) Formula un compuesto binario de elevado punto de fusión. c) Indica todas las fuerzas que actúan entre moléculas del compuesto formulado en a), al estado líquido. Justifica tus respuestas. 5. Dada la sustancia de fórmula C a ( I 0 ) : 3

8. Los átomos de los elementos Q y oxígeno forman un anión monovalente en el cual Q tiene un par electrónico sin compartir. 7

a) Dibuja el diagrama de Lewis del anión, identificando a Q por su símbolo. b) Si Q utilizara todos sus electrones externos al combinarse con el oxígeno, ¿cuál sería la geometría del anión monovalente

2

que formaría?

a) Dibuja el diagrama de Lewis de dicha sustancia. b) Indica el tipo y la cantidad de enlaces involucrados en el anión del compuesto dado.

c) Dadas las sustancias CS (PF: -116°C ) y SO, (PF: -76°C),

c) Señala la geometría y valor aproximado del ángulo de enlace en dicho anión. d) Da el nombre de la sustancia.

d) Señala de cuál de las sustancias mencionadas en c), se puede

e) Dados los compuestos R,S, C H , HF y los puntos de ebullición -60,7°C; 19,5°C; -161°C, asigna a cada uno de los compuestos el valor que le corresponde justificando tu respuesta. 4

2

justifica la diferencia en los puntos de fusión basándote en las fuerzas intermoleculares presentes. esperar que sea menos soluble en agua. e) Da el nombre de de Ni(C10) . f) Escribí la fórmula del iodato férrico. 3

9. Dada la sustancia de fórmula F e ( 0 0 j a) Dibuja el diagrama de Lewis de dicha sustancia. 4

6. En los siguientes ejercicios: a) El carbono forma con átomos de oxígeno un anión divalente en el que el átomo central no posee electrones sin compartir. Dibuja el diagrama de Lewis de dicho ion. b) Indica la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del ion. c) Dados los compuestosCS, y SCI-, y los puntos de fusión -116 °C y -78 °C, asigna un valor a cada uno de los compuestos. Justifica tu respuesta. d) Da el nombre de Fe(CI0 ) . 3

3

r

b) Indica el tipo y la cantidad de enlaces involucrados en el anión del compuesto dado. c) Señala la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace en dicho anión. d) Da el nombre de la sustancia. e) Dados los compuestos CH-.C1,, CH^Cl, CHC1 y los puntos ?

de ebullición 40°C, 61°C y - 2 4 ° C , asigna a cada uno de los compuestos el v a l o r que le corresponde. Justifica tu respuesta.

e) Escribí la fórmula del nitrato mercúrico. 10. Los átomos de los elementos , X y oxígeno forman un anión divalente en el cual X tiene un par electrónico sin compartir. 6

7. Dada la sustancia de fórmulaCu(NO.,),: a) Dibuja el diagrama de Lewis de dicha sustancia. b) Indica el tipo y la cantidad de enlaces involucrados en el anión del compuesto dado. c) Señala la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace en dicho anión.

a) Dibuja el diagrama d e Lewis del anión, identificando a X por su símbolo. b) Si X utilizara todos sus electrones externos al combinarse con el oxígeno, ¿cuál s e r í a la geometría del anión divalente que formaría en este caso?



c) Dadas las sustancias C H F (PF: -79°C) y CC1 (PF: -23°C), justifica la diferencia en l o s puntos de fusión basándote en las fuerzas intermoleculares presentes. d) De cuál de las sustancias mencionadas en c), se puede esperar que sea más soluble en agua. e) Da el nombre de N i S 0 . 3

d) DaeInombredeNiS0 . e) Escribí la fórmula del perclorato férrico. 4

4

14. Dada la sustancia de fórmula Cu(N0 ) : a) Dibuja el diagrama de Lewis de dicha sustancia. b) Indica el valor aproximado de) ángulo de enlace en el anión. 3

2

3

f) Escribí la fórmula del nitrato cuproso.

c) Da el nombre de la sustancia. d) Dados los compuestos CBr y CC1 , y los puntos de fusión 4

4

-23°C y 94°C, asigna un valor a cada uno de los compuestos.

11. En los siguientes ejercicios: a) El yodo forma con átomos de oxígeno un anión monovalente en el cual el átomo central no posee electrones sin compartir. Dibuja el diagrama de Lewis de dicho ion. b) Indica la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del ion. c) Dados los compuestos C H y N H y los puntos de ebullición -161 °C y -33 °C, asigna un valor a cada uno de los compuestos. Justifica tu respuesta. d) Da el nombre de Pb(N0 ) . 4

2

Justifica tu respuesta. e) Señala qué fuerzas interactúan entre las moléculas de las sustancias mencionadas en c) cuando se encuentran en estado líquido. Justifica tu respuesta. f) Escribí la fórmula del clorato (V) de hierro (III).

3

Ejercicios integradores

2

Los ejercicios que se presentan a continuación integran los contenidos: Estructura atómica, Tabla periódica, Uniones químicas y Propiedades de las sustancias. Por ello, es importante que los analices e interpretes con una visión integradora.

e) Escribí la fórmula del sulfito ferroso. 12. Dada la sustancia de fórmula Fe(CI0 )-,: a) Dibuja el diagrama de Lewis de dicha sustancia. b) Indica el valor aproximado del ángulo de enlace en el anión. c) Da el nombre de la sustancia. d) Dadas las sustancias NH y SC1 , asigna a cada una el valor del punto de ebullición que le corresponde: PE: -78 °C ó PE: -33°C. Justifica tu respuesta. e) De cuál de las sustancias mencionadas en d), se puede esperar que sea más soluble en agua. f) Escribí la fórmula del selcniato (VI) de plomo (II). 2

3

2

13. En los siguientes ejercicios: a). El fósforo forma con átomos de oxígeno un anión trivalente en el cual el átomo central no posee enlaces coordinados. Dibuja el diagrama de Lewis de dicho ion. b) Indica la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del ion.

15. Se tienen los elementos A , R y T. E l átomo del elemento A tiene 2 7

14 neutrones en el núcleo. El ion R " tiene 36 electrones y T tiene 2

CEE a) b) c)

4s 4p . Escribí la CEE del catión más estable que puede formar A. Simboliza un catión monovalente isoelectrónico con R . Cuál es la estructura de Lewis del oxoanión que forma R en su menor estado de oxidación positivo, con el oxígeno (identifica a R con el símbolo q u í m i c o correspondiente). d) Indica la geometría y el valor del ángulo de enlace del ion. 2

!

2-

16. El número total de electrones en una molécula de RQ es 138 y el de neutrones es 177. R y Q pertenecen al cuarto período de la Tabla periódica y la CEE de R es 4s 4 p . a) Señala el número a t ó m i c o de Q. b) Indica el número de masa de R sabiendo que el de Q es 80. 3

2

c) Dadas las sustancias SCI,y S0 , señala de cuál de ellas se puede esperar que sea menos soluble en tetracloruro de 3

3

Lilia Davel - Gabriela Mor» ¡ n a

2. Uniones químicas y Propieda

c) Selecciona un e lemento cuyo Z esté entre R y Q y escribí su CEE. d) Indica cuál es e 1 elemento del sexto período que tiene la mayor tendencia a f o r m a r cationes. e) Escribí la estruc tura de Lewis del anión monovalente que forma el elemento n i t r ó g e n o en su mayor estado de oxidación, con átomos de o x í g e n o . f) Cuál es la geometría electrónica del AsBr . 3

g) Indica la/las fuerza/s intermolecular/es que presenta el AsBr, al estado líquido. Justifica tu respuesta. h) Nombra la sustancia SnCl . 2

i) Escribí la fórmula del clorato (III) de potasio. 17. Un átomo del elemento X forma un anión divalente que es isoelectrónico con M . 19

+

e) Nombra la sustancia K S O f) Escribí la fórmula del cloruro de bario. 2

y

19. Dados los elementos de Z (19, 15, 26 y 35): a) Simboliza con la notación adecuada al isótopo del elemento de Z = 35 que tiene 43 neutrones en el núcleo. b) Identifica con su símbolo al elemento de transición. c) Escribí la CE del catión que forma el elemento de Z = 19. d) Escribí la fórmula de un compuesto binario formado entre algunos de los elementos del enunciado, de modo que presente un elevado punto de fusión. Justifica tu respuesta. e) Escribí la fórmula de un compuesto binario del elemento de Z = 15 con alguno de los otros, de modo que presente geometría electrónica tetraédrica.

a) Escribí la CEE de X.

f) Dibuja la estructura de Lewis del compuesto anterior e indica

b) Calcula el número de masa del isótopo de X que tiene 18 neutrones en su núcleo.

el ángulo de enlace. g) ¿Qué fuerzas se presentan entre las moléculas del compuesto anterior al estado líquido? Justifica tu respuesta. h) Nombra el compuesto Ba(NO,) . i) Escribí la fórmula del óxido cobaltoso.

c) Indica cuál es el gas noble cuyo Z está entre X y ¡VI. d) Escribí la estructura de Lewis del oxoanión que forma X con 4 átomos de oxígeno, identificando a X con su símbolo químico. e) Indica la geometría molecular del H S. f) Escribí la fórmula de una sustancia diatómica formada por M y otro elemento, que sea capaz de conducir la corriente eléctrica al estar fundida. Justifica tu respuesta.

2

2

g) Indica cuál/es de las siguientes sustancias presenta/n interacciones puente de hidrógeno entre sus moléculas al estado líquido: HI, CH , N H y HF. Justifica tu respuesta. h) Nombra la sustancia H N 0 . i) Escribí la fórmula del yoduro plúmbico. 4

20. Se tienen los elementos H , Ca, Cl y S: a) Indica los iones que forman los átomos de esos elementos isoelectrónicos con un mismo gas noble. b) Calcula el número de masa del isótopo del S que contiene 16 neutrones en e l núcleo.

3

2

c) Cuál es la CE de un anión que puede formar un átomo del elemento cuyo Z = 17. d) Escribí la fórmula de un compuesto binario triatómico que

18. Se tienen los elementos Q, T y X. El átomo Q tiene 39 neutrones en su núcleo. El ion tiene 36 electrones y X tiene CEE 5s 5p'. a) Escribí la CEE deQ. 7U

2

b) Simboliza un catión monovalente isoelectrónico con T ~. c) Escribí el símbolo y el número de neutrones de un átomo de M. 2

conduzca la corriente eléctrica ai estado líquido. Justifica tu respuesta. e) Formula un c o m p u e s t o binario del azufre que presente geometría molecular angular. f) Dibuja la estructura de Lewis del oxoanión que forma el cloro,

l i 5

d) Cuál es la estructura de Lewis del oxoanión que forma el elemento T en su mayor estado de oxidación positivo, con el oxígeno (identifica a T con el símbolo químico correspondiente).

con tres á t o m o s de o x í g e n o . g) Compara los puntos de e b u l l i c i ó n de los compuestos formulados en d) y en e). h) Nombra la sustancia F e S O

r


21. Un átomo del elemento X forma un anión trivalente que es isoelectrónico con Y . a) Escribí la CEE de X. 3 7

3. Soluciones

+

b) Calcula el número de masa del isótopo de X que tiene 42 neutrones en su n ú c l e o . c) Indica la CE del gas noble anterior a aquel cuyo Z se encuentre entre X e Y. d) Escribí la estructura de Lewis del oxoanión que forma X con 4 átomos de oxígeno, identificando a X con su símbolo químico. e) Indica cuál es la geometría electrónica de la molécula AsF . f) Escribí la fórmula de una sustancia diatómica formada por Y y otro elemento, que conduzca la corriente eléctrica en solución acuosa. Justifica tu respuesta. g) Dadas las sustancias LiBr (PE: 1265°C), HF (PE: 19,6°C) y HBr (PE: -67,0°C), justifica a qué se deben las diferencias en sus puntos de ebullición. h) Nombra la sustancia A1(N0 ) . i) Escribí la fórmula del ioduro ferroso. 3

3

3

e analizan con detalle las soluciones líquidas, en forma particular las acuosas, tratando específicamente la forma de expresar la composición de estos sistemas.

S

Para resolver los ejercicios que te presentamos, es necesario que hayas adquirido, además, los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Formas de expresar la concentración de las soluciones. • Soluciones acuosas de compuestos iónicos. • Variación de la concentración por dilución. Encontrarás también una serie de consignas y preguntas que es importante responder antes de comenzar la tarea. •

¿Qué es una solución? ¿ C ó m o está constituida? ¿Cómo se

•

clasifican las soluciones? Explica cómo es el proceso de disolución.

•

Indica las diferentes formas de expresar la concentración de

•

una solución. Explica el proceso de dilución.

Problemas y ejercicios A continuación, te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que encontrarás en el ú l t i m o c a p í t u l o , sino que despliegues y comprendas |a importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje.


b) Averigua su molaridad. c) Calcula la masa de solución necesaria para preparar 60 otra solución al 10,0% m/m del mismo soluto.

Tené en cuenta que, cziando justifiques, se petende una explicación lo más detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna.

d) Indica qué especies iónicas provenientes del soluto se encuentran en la solución.

Estas justificación es no las encontrarás en las respuestas que nosotros te proporcionamos, ya que se espera que sean elaboraciones tuyas, producto de tus aprendizajes.

5. Se desea preparar 2,00 dm de una solución acuosa de H S 0 ( M = 98,0 g/mol) 5,00 M a partir de otra solución de H S 0 80,0% m/m y densidad 1,50 g/cm . a) Indica si la concentración de la solución 80,0% m/m es: mayor/igual/menor, que la de la solución 5,00 M . 3

1. Se desea preparar una solución acuosa l , 0 0 M d e densidad l,12g/cm utilizando 31,7 g de FeCl . a) Calcula la masa de agua que debe agregarse. b) ¿Cuál es la molalidad de la solución obtenida? c) Calcula el % m/V de la solución que je obtiene si 10,0 cm de la solución anterior se diluyen con agua hasta 250 cm . d) Indica si en la solución acuosa preparada, la concentración molar del catión es mayor / igual / menor que la del anión.

3

2

4

2

4

3

2

3

3

2. Se dispone de una solución acuosa de NaOH al 70,0% m/m. a) Calcula la masa de esta solución que hay que emplear para preparar 350 g de una solución al 40,0% m/V de densidad 1,08 g/cm . 3

b) Averigua la masa de solvente que se necesita agregar. c) Calcula la concentración molar de la solución más diluida. d) Indica qué especies iónicas provenientes del soluto se encuentran en la solución.

b) Cuántos c m de la solución más concentrada deben utilizarse 3

en la preparación. c) Determina si la siguiente afirmación es o no correcta: "1,00 dm de una solución acuosa 0,500 M tiene el doble de la masa de soluto que 2,00 dm de una solución 0,250 M del mismo soluto". Justifica tu respuesta. 3

3

6. En 400 g de solución acuosa de glucosa (M - 180 g/mol), hay disueltos 60,0 g de soluto. La densidad de dicha solución es 1,40 g/cm . a) Calcula la concentración de la solución expresada en % m/V. b) A 50.0 c m de la solución anterior se le agrega agua hasta obtener 0,250 d m de solución. Determina la concentración de la solución obtenida expresada en molaridad. 3

3

3

c) Indica si la siguiente afirmación es o no verdadera: "Una solución 3,00 M de glucosa siempre tiene mayor masa de soluto que otra solución 2,00 M de glucosa". Justifica tu

3. Se dispone de 5,50 cm de una solución acuosa de HCl al 36,1 % m/m de densidad 1,21 g/cm . a) Calcula su molaridad. b) Averigua la masa de solvente presente en la solución dada. c) Calculad volumen desolución 0,100 M que puede prepararse a partir de la solución disponible. d) Indica si la concentración molar del anión es: el doble/igual/la mitad de la concentración molar del catión. 3

respuesta.

3

4. Se utilizan 300 g de K l sólido para preparar 1,00 dm de solución 3

acuosa 2,50 m. a) Calcula la densidad de la disolución obtenida.

7. Se tienen dos soluciones acuosas de H N 0 . La solución A es 50.0% m/m de densidad 1,08 g . c m y la solución B es 2,00 M . a) Indica cuál es la molaridad de la solución más concentrada. 3

-3

b) Calcula el % m / V de la m á s diluida. c) Indica qué masa d e soluto hay que agregar a 50,0 cm de la solución más d i l u i d a para igualar sus concentraciones. 3

8. Se prepara una s o l u c i ó n con 75,0 g de H N 0 280 g de agua. Su densidad es 1,48 g/cm . 3

a) Calcula su molaridad.

3

(M - 63,0 g/mol) y


3. Soluciones

b) Expresa su concentran ion en molalidad. c) Calcula qué volumen de esta solución debe emplearse para preparar 1,50 dm de s o l u c i ó n de H N 0 0,200 M . 3

3

9. Se dispone de 200 cm de sol ución acuosa de H P 0 (M =98 g/mol) al 45,0% m/m y 5 = 1,29 g / c m . a) Determina la masa soluto presente en el sistema. b) Calcula la molalidad de la solución. c) Se agrega agua a la solución hasta obtener un volumen final de 1,00 dm . Señala si la molaridad de la solución que se obtiene será mayor/igual/menor que 1,00. Justifica tu respuesta. 3

3

4

3

3

13. 500 cm de una solución acuosa 2,00 M de NaCl (M = 58,5 g/mol) se diluyen con agua hasta obtener una solución 5,22% m/m de densidad 1,12 g.cm" . Calcula: a) El volumen final de la solución diluida. b) La concentración molar de la solución diluida. c) Las concentraciones molares de los iones provenientes de la sal, en la solución original. 3

3

14. Se necesita preparar 10,0 dm de una solución de H N 0 (M =63,0 g/mol) 3,04% m/V (solución B) a partir de una solución 1,00 M (8 = 1,03 g/cm ) del mismo soluto (solución A). a) Expresa la concentración de la solución A en % m/m. b) Calcula cuántos dm de la solución A deben usarse en la preparación deseada. c) Si se utilizan 4,00 d m de solución A para preparar los 10,0 dm de solución, determina si ésta tendrá concentración mayor/igual/menor que la solución B. Justifica tu respuesta. 3

3

3

3

10. Se disuelven 30,0 g de FeCI (M = 127 g/mol) en 250 g de agua, obteniéndose una solución cuya densidad es 1,12 g.cm . a) Calcula el volumen de solución obtenido. 2

-3

b) Expresa la concentración de la solución en % m/m. c) Se agrega agua a la solución hasta obtener un volumen final de 500 cm . Señala si la molaridad de la solución final será: el doble/igual/la mitad de la solución inicial. Justifica tu respuesta. 3

11. Se necesita preparar 10,0 dm de una solución de HC1 (M = 36,5 g/mol) 0,730% m/V (solución B) a partir de una solución 1,00 M (5 = 1,06 g/cm ) del mismo soluto (solución A). a) Expresa la concentración de la solución A en % m/m. b) Calcula cuántos dm de la solución A deben usarse en la preparación deseada. c) Si se utilizan 4,00 dm de solución A y se preparan 20,0 dm de solución, determina si ésta tendrá una concentración mayor/igual/menor quela solución B. Justifica tu respuesta. 3

3

3

15. Una solución del soluto X en agua es 0,250 M , 0,916% m/m y su densidad es 1,092 g/cm . Calcula: a) La masa molar de X. b) La concentración de la solución en molalidad. c) El volumen de solución necesario para preparar 2.00 dm de otra solución 5,00.10" M del mismo soluto. 3

3

2

3

3

3

3

16. En una solución acuosa de FeCl (M= 162,5 g/mol) la concentración del ion cloruro es 0,180 M . 3

a) Calcula la masa de FeCL utilizada para preparar 200 cm de 3

dicha solución. b) La solución anterior se diluye al doble con agua y su densidad es 1,08 g/cm . Calcula el % m/m de la solución diluida. c) Una solución acuosa de CaCl tiene una concentración de ion cloruro 0,180 M . Indica si la molaridad de esta solución es mayor / menor que la de la solución original de FeCl . Justifica tu respuesta. 3

2

12. Utilizando 6,00 g de soluto se preparan 500 cm de una solución acuosa 0,200 M . 3

3

a) Calcula la concentración de la solución en % m/V. b) Calcula la masa molar del soluto. c) Indica qué iones se producen cuando se disuelve en agua el K. SQ y si dichos iones tienen la misma concentración molar. 2

4

17. Se disuelven 0,625 mol de K O H ( M = 56,0 g/mol) en 250 g de agua, obteniéndose una solución cuya densidad es 1,08 g/cm . Calcula: a) El volumen de solución que se obtiene. 3

Lilia Davel - Gabriela Mohir» a

b) La concentrado de la solución, expresada en % m/V. c) La concentración del catión, expresada en molaridad. d) La densidad d la disolución 1,02 M que se obtiene ai agregar 350 g d e solvente (agua 5 = 1,00 g/cm ) a la solución inicial. n

e

3

18. Se dispone de 400 g d e solución acuosa de HC1 (M = 36,5 g/mol) al 22,0% m/V y densidad 1,10 g.cm- . Calcula: a) La masa de solvente presente en el sistema. b) La molaridad de la solución. 3

c) La concentración del anión, expresada en % m/V. d) El volumen de la solución que se necesita para preparar 1,00 L de otra solución que sea 0,750 M . 19. Se agregan 270 g de agua a una muestra de 30,0 g de KC1 (M = 74,5 g/mol) y se obtiene una solución cuya densidad es 1,06 g.cm . Calcula: a) El volumen de solución que se obtiene. b) La molaridad de la solución. -3

c) La concentración del catión, expresada en molalidad. d) La concentración, expresada en % m/V, de la solución que se obtiene al diluir 10,0 cm de la solución inicial hasta un volumen de 25 cm . 3

3

20. El recipiente A contiene 500 cm de solución de BaCl al 10% m/m, cuya densidad es 1,02 g/cm . Indica: a) La masa de solvente presente en A. b) La molalidad déla solución contenida en A. c) La molaridad déla solución que se obtiene al agregar 100 g de solvente a la solución dada. d) Los iones provenientes de la sal presentes en la solución. 3

2

3

21. Utilizando 1.25 molesde NaCI (M = 58,5 g/mol), se prepara una solución acuosa al 14,0% m/m de 8 = 1,10 g.cm . Calcula: a) El volumen de solución que se obtiene. b) La molalidad déla solución. c) La concentración del catión, expresada en mol/L. d) La densidad de la solución 1,61 M que se obtiene al agregar 300 g de solvenie(agua 5 = 1,00 g/cm ) a la solución inicial. -3

3

22. Se diluyen 500 g de solución al 12,0% m/m de CaCL, con agua, resultando una solución cuya densidad es 1,10 g.c Determina: a) La molalidad de la solución inicial. b) La molaridad de la solución final. c) Si la molaridad del anión proveniente de la sal, en la solución final, es mayor / igual / menor que la del catión. Justifica tu respuesta. 23. Se dispone de 200 g de solución acuosa de FeCl al 12,0% m/m y 8 = 1,10 g.cm . Se diluye, por agregado de 820 g de solvente (agua 8 = 1,00 g/cm ) y se obtiene 1,00 L de solución. Calcula: 3

-3

3

a) La molalidad de la solución inicial. b) La molaridad de la solución final. c) La molaridad del anión en la solución final. 24. Un recipiente contiene 75,0 cm de solución acuosa de NaC10 (M= 106 g/mol) al 10,0% m/m y 8 = 1,07 g/cm . Calcula: a) La masa de soluto presente en el sistema. b) La molalidad de la solución. c) La concentración del anión, expresada en molaridad. d) El volumen de solución 0,200 M que se obtiene por dilución 3

3

3

de la solución dada. 25. En el recipiente A se disuelven 12,0 g de NaCI en agua, obteniéndose una solución al 5,00% m/m de 5 = 1,03 g.cm . Determina: a) El volumen de solución obtenido en A . b) La molaridad de la solución. c) Si la molaridad del anión es el doble/igual/la mitad que la -3

molaridad del catión. 26. Se le agregan 300 g de agua a una muestra de 30,0 g de K F y se obtiene una solución cuya densidad es 1,13 g.cm . Calcula: a) El volumen de solución que se obtiene. b) La molaridad de l a solución. c) La concentración del anión, expresada en molalidad. d) La concentración, expresada en % m/V, de la solución que se obtiene al diluir 10,0 c m de la solución inicial hasta un volumen de 250 c m . -3

3

3


27. Un recipiente contiene; 4,00 d m de solución acuosa 2,00 M de H N 0 (M = 63,0 g/mol) de 8 = 1,07 g.cm" . Calcula: a) La masa de solvente presente en el sistema. b) La concentración d e la solución expresada en % m/m. c) La concentración d e l anión, expresada en molaridad. d) El volumen de solvente que debe agregarse para obtener una solución 0,600 M . 3

3

3

28. Se dispone de 360 g de solución acuosa de NaCI (M = 58,5 g/mol) al 25,0% m/V y 6 = 1,20 g.cm' . Calcula: a) La masa de solvente presente en el sistema. b) La molaridad de la solución. c) La concentración del anión, expresada en molalidad. d) El % m/V de la solución que se obtendrá al diluir 20,0 c m de la solución dada hasta un volumen final de 500 cm .

4. Magnitudes atómieomoleculares y Estado gaseoso

3

3

3

29. Se disuelven 1,25 mol de KOH (M = 56,0 g/mol) en 500 g de agua y se obtiene una solución cuya densidad es 1,08 g/cm . Calcula: a) El volumen de solución que se obtiene. b) La concentración de la solución, expresada en % m/V. c) La concentración expresada en molaridad. 3

30. Se dispone de 500 cm de solución acuosa de una sal cuya concentración es 15,3% m/m y de densidad 1,25 g/cm . Se agrega agua hasta obtener una solución de concentración 4,30% m/v. a) Calcula el volumen de solución final. b) Calcula la masa de soluto presente en la solución inicial. c) Indica si la molaridad de la solución final es mayor/menor/igual que la de la solución inicial. 3

3

E

ste tema se relaciona con los estados de agregación de las sustancias y, en especial, con el estado gaseoso, aplicando en su estudio los conceptos desarrollados en la primera unidad del programa. Para resolver los ejercicios que se presentan a continuación, es necesario que hayas adquirido, además, los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Magnitudes atómico-moleculares. • Teoría cinético-molecular del estado gaseoso. •

Ecuación general de gas ideal.

•

Mezcla de gases.

Encontrarás también una serie de consignas y preguntas que es importante responder antes de comenzar la tarea. • • • • •

¿Qué es un gas ideal? ¿Cuáles son las variables de estado? Indica las unidades en que pueden medirse y las equivalencias más utilizadas. Enuncia los postulados de la teoría cinética de los gases ideales. ¿Qué leyes rigen el comportamiento de los gases? Escribí la expresión d e la ecuación de estado y la ecuación general de gas ideal indicando las unidades de las variables

•

correspondientes. Enuncia la hipótesis d e Avogadro.

•

Indica cuáles son las condiciones normales de presión y

•

Definí los siguientes conceptos: masa atómica, masa molecular, mol, constante de Avogadro, masa molar, volumen molar, volumen molar normal, p r e s i ó n parcial de un gas, presión

temperatura (CNPT).


•

4. Magnitudes atómico-moleculares

Indica las expresiones con las que pueden calcularse las presiones parciales y la presión total.

Problemas y ejercicios A continuación, te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que encontrarás en el ú l t i m o capítulo, sino que despliegues y comprendas la importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje. Tené en cuenta que, cuando justifiques, se pretende una explicación lo más detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna. Estas justificaciones no las encontrarás en las respuestas que nosotros te proporcionamos, ya que se espera que sean elaboraciones tuyas, producto de tus aprendizajes. 1. En un recipiente de volumen V se encuentran 55,0 g de C1 0 (g) a 1,25 atm y 80,0°C. A temperatura y volumen constantes se agrega nitrógeno gaseoso hasta tener masas iguales de ambos gases. a) Determina el número total de moles de átomos que hay en el recipiente. 2

b) Indica si la presión parcial del C l , 0 en la mezcla es: mayor/igual/menor que la del nitrógeno. c) Calcula el volumen que ocuparía el gas nitrógeno contenido en el recipiente, en CNPT. d) Indica si la densidad de ¡a mezcla gaseosa: aumenta/disminuye/no cambia al duplicar el volumen del sistema. Justifica tu respuesta.

c) Si se desea duplicar la presión en el recipiente, man constante la temperatura, calcula cuántos moles de'moléc de gas deben agregarse. d) Indica si la presión del sistema inicial: aumenta/disminuye/no cambia al llevar la temperatura de la mezcla gaseosa a 400 K. Justifica tu respuesta. 3. Un recipiente rígido contiene 2,50 moles de N-, (g) a 1,50 atm y 280K. a) Determina la densidad del gas en las condiciones dadas. b) Si al agregar, a temperatura constante, 134 g del gas X 0 se obtiene una presión final de 2,50 atm, señala cuál de los gases en la mezcla final tiene mayor fracción molar. 3

c) Indica el número total de moles de átomos que hay en el recipiente. d) Calcula la masa de una molécula de X 0 . 3

4. Un recipiente de volumen V = 10,0 d m contiene cierta masa de C 0 (g) en CNPT. Se agrega CO gaseoso hasta que la masa de la mezcla de gases es de 60,0 g y se observa variación de temperatura y un aumento de presión de 2,5 atm. a) Determina la temperatura final que alcanza el sistema. b) Señala si la presión parcial del dióxido de carbono en la mezcla 3

2

es mayor/igual/menor que la del monóxido de carbono. Justifica tu respuesta. c) Calcula el número de átomos de oxígeno que hay en el sistema final. d) Si en lugar de CO se hubiera agregado 0

2

(g) hasta tener la

misma masa final de 60,0 g y el mismo aumento de presión, indica si la temperatura final alcanzada sería la misma o no. Justifica tu respuesta. 5. Un recipiente rígido contiene 2,00 mol de S 0 (g) a la presión de 2

1,00 atm y a una dada temperatura. A l mismo se le agrega C 0 (g) 2

2. Un recipiente rígido de 12,0 d m contiene, a 154 C, una mezcla formada por 35,5 g de Cl,(g) y 16,0 g de CH (g). 3

0

A

a) Indica si la fracción molar del C H es mayor/menor/igual que la del C I . 4

2

b) Determina el número total de átomos que hay en el recipiente.

a temperatura constante hasta que la presión final del sistema es 1,80 a) b) c)

atm. Calcula: La masa, en gramos, de C O , agregado. La presión parcial del S 0 en la mezcla final. La densidad del S 0 gaseoso en CNPT. 2

2


4. Magnitudes atómico-moleculares y Estado

d) La masa de una m o l é c u l a de SO, expresada en unidades de masa atómica.

gaseoso

d) Si en lugar de C0, el sistema inicial hubiera contenido N , a igual P y T, indica si la masa de la mezcla final sería mayor/igual/menor. Justifica tu respuesta.

6. Un recipiente rígido de 5 0 , 0 d m de capacidad contiene 12,0 g de He 3

y cierta masa de S 0 gaseoso (cuya presión parcial es 0,600 atm). La temperatura del sistema es 300 K. 2

a) Calcula la presión total del sistema gaseoso. b) Calcula la fracción molar de S 0 en la mezcla. c) Justifica cómo aumentar la presión parcial del SO, en la mezcla sin modificar su fracción molar. d) Expresa en gramos la masa de una molécula de S0 . 2

2

10. Un recipiente rígido de 16,0 dm contiene 50,7 g del gas X en CNPT. Se agregan 154 g de CO, elevando la temperatura hasta 80,0"C. Determina: a) La masa de una molécula de X , . b) La presión parcial del CO, en la mezcla gaseosa. c) El número de moles de átomos presentes en el sistema final. d) Si la fracción molar de X aumenta/disminuye/no cambia cuando se disminuye en 40,0°C la temperatura del sistema. Justifica tu respuesta. 3

2

2

7. Un recipiente rígido de 2,00 d m de capacidad contiene HC1 (g) a la presión de 5,00 atm y a 273 K. Se agrega, a temperatura constante, C l (g) y la presión aumenta en 1,50 atm. a) Calcula la masa de Cl, agregada. b) Indica la presión parcial del gas HC1 3

2

c) Calcula el número total de átomos de cloro presentes en la mezcla. d) Expresa la masa de una molécula de Cl, en unidades de masa atómica.

11. Un recipiente rígido contiene 2,00 mol de N (g) a 1 atm. Se agrega, 2

a temperatura constante, N 0 (g) hasta que la presión parcial de este 2

gas en la mezcla es de 0,500 atm. a) Determina la masa de N 0 agregada. b) Cuál es la presión final del sistema. 2

c) Calcula el número de moles de átomos de nitrógeno en el sistema final.

8. Un recipiente rígido de 10,0 d m contiene 2,50 mol de CO, (g) y 56,0 g de CO (g) a 27°C. 3

a) Calcula el número total de moles de moléculas contenidos en el recipiente.

d) Si en lugar de N el sistema inicial hubiera contenido 0 a igual P y T, indica si la masa de la mezcla final sería mayor/igual/menor. Justifica tu respuesta. 2

2

12. Un recipiente rígido de 9,00 L de capacidad contiene N H (g) en CNPT. Se agrega N , (g) hasta que la masa total del sistema gaseoso es 40,0 g; se produce cierta variación de temperatura y un aumento de presión de 4,00 atm. Determina: a) La temperatura final d e l sistema en "C. b) La presión parcial del N en el sistema final. c) El número de moles de átomos de nitrógeno en la mezcla obtenida. 3

b) Calcula el número total de átomos de oxígeno contenidos en el recipiente. c) Calcula la presión parcial del CO, en la mezcla. d) Justifica cómo puede aumentarse la presión parcial del C 0 en la mezcla sin cambiar la masa total del sistema.

2

2

9. U n recipiente rígido contiene 1,00 mol de C 0 a 0,500 atm. Se agrega, a temperatura constante, O, (g) hasta que la presión parcial de este gas en la mezcla es de 1,00 atm. 2

a) Determina la masa de0 agregada. b) Cuál es la presión final del sistema. 2

c) Calcula el número de moles de átomos de oxígeno en el sistema final.

d) Si la densidad del sistema gaseoso cambia al agregar el N . 2

Justifica tu respuesta. 13. Un cilindro de 10,0 d m contiene, a 300 K, 2,00 mol de H , gaseoso 3

y 21,3 g de un gas desconocido. La presión del sistema es 8,00 atm. Calcula: a) La presión parcial del H

2

gaseoso en la mezcla.

4. Magnitudes atómico-moleculares


b) La densidad del gas desconocido en CNPT. c) La masa en gramos de una molécula de FL. d) El número de m o l é c u l a s presentes en el sistema. 14. Un recipiente rígido d 50,0 dm de capacidad contiene 8,00 g de He gaseoso y cierta masa de CO, gaseoso. Las fracciones molares de ambos gases son iguales y la temperatura del sistema es 0°C. a) Calcula la presión total del sistema gaseoso. b) Calcula la masa de CO, contenida en el recipiente. c) Calcula, en gramos, la masa de una molécula de CO,. d) Indica si se modifican o no las presiones parciales de cada gas en la mezcla al aumentar la temperatura del sistema. Justifica tu respuesta. e

3

d) Si a temperatura constante se produce una pérdida de 0. de gas, calcula la presión total del sistema final. 18. Un recipiente rígido contiene 1,00 mol de CO (g) a 1,00 atm y cierta temperatura T. Se agrega C 0 (g) a temperatura constante, hasta que la presión de la mezcla sea de 1,70 atm. Determina: 2

a) De cuál de los gases hay mayor masa en el recipiente. Justifica tu respuesta. b) La presión parcial de CO en el sistema final. c) El número final de átomos de oxígeno en el recipiente. d) La masa de una molécula de CO. 19. Un recipiente rígido de 10,0 d m contiene, a 160 °C, una mezcla formada por 71,0 g de C l , (g) y 16,0 g de C H (g). Determina: 3

4

15. Un cilindro rígido contiene 4,00 mol de CO, (g) y 128 g de SO, (g) a 273 K y 1,50 atm de presión. a) Calcula el volumen del recipiente. b) Calcula el número total de moles de átomos de oxígeno contenidos en la mezcla. c) Calcula la presión parcial del C 0 en la mezcla. d) Justifica si, al aumentar la temperatura, se modifica o no la presión parcial del C 0 (g) en la mezcla. 2

2

16. Un recipiente rígido contiene 0,200 mol de NO, (g) a la presión de 1,00 atm y a la temperatura T. A l mismo se le agrega NO (g) a temperatura constante,siendo la presión parcial del NO en la mezcla igual a 0,200 atm. Calcula: a) El número de moles de NO (g) agregado. b) La presión parcial del NO, (g) en la mezcla final. c) El número total de moles de átomos de oxígeno en la mezcla gaseosa. d) La masa, en gramos, de una molécula de NO,. 17. Un recipiente rígido de6,00 L de capacidad contiene, a 301 K, los gases O,, N , y Ar conlarnisma presión parcial, igual a 0,700 atm. a) Determina de cuál de los gases hay mayor masa en el rec ipiente. Justifica tu respuesta. b) Cuál es la presióntotal que soporta el sistema. c) Calcula el número total de moles de átomos que hay en el

a) Si la fracción molar del C H es mayor/menor/igual que la 4

del C l . b) El número total de átomos que hay en el recipiente. c) Cuántos moles de C l , (g) deben agregarse si se desea duplicar la presión en el recipiente, manteniendo constante la temperatura. Justifica tu respuesta. 2

d) Si la presión del sistema inicial aumenta/disminuye/no cambia al llevar la temperatura de la mezcla a 400 K. Justifica tu respuesta. 20. Un recipiente rígido de 6,00 L de capacidad contiene C1 0 (g); se agregan 26,4 g de CO, (g). La temperatura final del sistema es 37,0 °C y la presión 5,08 atm. Determina: a) La presión parcial del C 1 0 en el sistema. b) El número total de átomos que hay en el recipiente. c) La masa de una m o l é c u l a de dióxido de carbono. d) Qué modificación se produce en la presión parcial del CO, si se enfría la mezcla de gases. Justifica tu respuesta. 2

2

21. Un recipiente rígido contiene 2,5 moles de N" (g) a 1,50 atm y 280 K. a) Determina la densidad d e l gas en las condiciones dadas. b) A l agregar, a T constante, 134 g del gas X 0 , se obtiene una presión final de 2.50 atm. Determina, sin efectuar cálculos, si varía o no, la pies ion parcial del N , en la mezcla. Justifica tu respuesta. 2

3

Lilia Davel - Gabriela Mohína 4. Magnitudes atómico-moleculares y Estado

c) Indica el n ú m e r o total de moles de átomos que hay en ¡a mezcla final. d) Calcula la masa, e n gramos, de una molécula de X O

26. Un recipiente rígido de 6,00 dm contiene, a 27,0°C, una mezcla formada por 0,500 mol de C!, (g) y 20.0 g de C H (g). Indica: a) Si la fracción molar del C l es mayor/menor/igual que la del C H . b) El número total de átomos que hay en el recipiente. c) Cuántos moles de moléculas de gas cloro deben agregarse, si se desea duplicar la presión en el recipiente, manteniendo constante la temperatura. d) Si la presión del sistema inicial aumenta/disminuye/no cambia al llevar la temperatura de la mezcla gaseosa a 400 K. Justifica tu respuesta. 3

2

r

gaseoso

6

2

2

22. Un recipiente rígido contiene 1,00 mol de CO, (g) a 1,00 atm y cierta temperatura T. S e agrega CO (g) a temperatura constante, hasta que la presión de la mezcla sea de 2,80 atm. Determina: a) De cuál de los gases hay mayor masa en el recipiente. Justifica tu respuesta. b) La presión parcial del CO en e! sistema final. c) El número final de átomos de oxígeno en el recipiente. d) La masa de una molécula de CO,. 23. Un recipiente rígido de 6,00 L de capacidad contiene, a 298 K, los gases C 0 , N y N H con la misma presión parcial, igual a 0,600 atm. a) Determina de cuál de los gases hay mayor masa en el recipiente. Justifica tu respuesta. 2

2

3

b) Cuál es la presión total que soporta el sistema. c) Calcula el número de moles de átomos de nitrógeno en el recipiente. d) Si a temperatura constante se produce una pérdida de 0,221 moles de gas, calcula la presión total del sistema final.

6

27. Un recipiente rígido contiene 1,00 mol de CO (g) a 1,00 atm y cierta temperatura T. Se agrega CO, (g) a temperatura constante, hasta que la presión de la mezcla sea de 3,00 atm. Determina: a) De cuál de los gases hay mayor masa en el recipiente. Justifica tu respuesta. b) La presión parcial de CO en el sistema final. c) El número final de átomos de oxigeno en el recipiente. d) La masa de una molécula de CO. 28. Un recipiente rígido de 8,00 d m contiene, a 298 K y 2,10 atm, ios gases N , N H y N H con la misma fracción molar. a) Determina de cuál de los gases hay menor masa en el recipiente. Justifica tu respuesta. b) Cuál es la presión parcial del nitrógeno gaseoso en el sistema. c) Calcula el número total de átomos de hidrógeno que hay en el recipiente. d) Si a temperatura constante se produce una pérdida de 0,229 moles de gas, calcula la presión total del sistema final. 3

24. Un recipiente rígido contiene 2,80 mol de S 0 (g) a 1.00 atm y 300 K. a) Determina la densidad del gas en las condiciones dadas. b) Indica el número total de átomos que hay en el recipiente. c) Al agregar, a T constante, 118 g del gas X , se obtiene una presión final de 2,5 atm. Calcula la fracción molar de X , en la mezcla indicando si es mayor/menor que la del SO,. d) Calcula la masa de un átomo de X. 2

25. Un recipiente rígido de5,00 dm contiene, a 300 K y 1,50 atm, una mezcla de los gases Q ,CI, y Ar con la misma fracción molar. a) Determina de cuál délos gases hay menor masa en el recipiente. Justifica tu respuesta.

2

3

2

4

3

2

b) Cuál es la presión parcial del gas cloro en el sistema. c) Calcula el númerodemoles de átomos que hay en el recipiente. d) Si a temperatura constante se produce una pérdida de 0,102 moles de gas, calcula la presión total del sistema final.

29. Un recipiente rígido de 3,50 L de capacidad contiene C 0 (g). Se agregan 52,5 g de C 1 0 (g). L a temperatura final del sistema es 37,0°C y la presión 8,72 atm. Determina: a) La presión parcial de C O , en el sistema. b) El número total de moles de átomos de oxígeno en el recipiente. c) La masa de una m o l é c u l a del óxido de cloro. d) Qué modificación se produce en la presión parcial del CO,, si se calienta la mezcla de gases. Justifica tu respuesta. 2

2

Lilia Davel - Gabriela M o H i n a

30. Un recipiente r í g i d o contiene 1,15 mol de He (g) y una cierta cantidad de C O , Cg). La mezcla de gases.se encuentra a una temperatura de 120 °c y ejerce una presión de 3,85 atm. La fracción molar del He en la mezcla es 0,555. Calcula: a) El volumen d e l recipiente.

5. Reacciones químicas

b) El número de moléculas de C 0 contenidas. c) La presión parcial del He en la mezcla gaseosa. d) La densidad d la mezcla. 2

e

E

l centro de atención se traslada, ahora, al cambio químico: cómo aplicar lo aprendido para simbolizai las reacciones químicas y cómo utilizar las ecuaciones químicas aprovechando los conocimientos alcanzados hasta este momento, en particular, los relacionados con magnitudes atómico-moleculares, gases y soluciones. Para resolver los ejercicios que te presentamos, es necesario que hayas adquirido, además, los conocimientos de los siguientes temas del programa: • • • • • •

Soluciones. Estado gaseoso. Distintos tipos de reacciones químicas. Pureza de los reactivos. Reactivo limitante y reactivo en exceso. Rendimiento de una reacción.

Encontrarás, también, una serie de consignas y preguntas que es importante responder antes de comenzar la tarea. • Ejemplifica los distintos tipos de reacciones químicas. • Definí los siguientes conceptos: reducción, oxidación, agente oxidante, agente reductor, pureza de un reactivo, reactivo limitante, rendimiento de una reacción.

Problemas y ejercicios A continuación, te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos q u e no sólo, llegues a los resultados que


5. Reacciones

Tené en cuenta que, cuando justifiques, se pretende una explicación lo nás detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna. Estas justificaciones no las encontrarás en las respuestas que nosotros te proporcionamos, ya que se espera que sean elaboraciones tuyas, producto de tus aprendizajes. 1. Reaccionan 125gdeBaC0 (80,0% de pureza) y 300 cm de solución 3,00 M de H S 0 , según la ecuación: 3

2

BaC0

+ H S 0 —>BaS0 + C 0 (g) + H 0 2

a) Determina e l porcentaje de pureza de la muestra de CuO. b) Calcula el volumen de la solución de ácido nítrico necesario para reacc ionar estequiométricamente con todo el CuO contenido e n la muestra. c) Indica la masa de sal que se obtendrá, si el rendimiento de la reacciones del 95,0%. d) Si se usaran 400 cm de otra solución de H N 0 10,0 M , determina s i igualmente reaccionaría todo el óxido de cobre. Justifica tu respuesta. 3

3

3

4

3

químicas

4

4

2

4

2

2. Se hacen reaccionar 30,0 g de C (80,0% de pureza) con 5,00 L de solución acuosa 1,00 M de NaOH y exceso de agua. La ecuación correspondiente a la reacción es: 3

c) Determina la presión que ejercerá el gas obtenido si se recoge en un recipiente de 61,5 d m a 27,0 °C. d) Señala cuál es la forma reducida de la especie que se reduce. Justifica tu respuesta. 3

3. Reaccionan 199 g de una muestra de CuO que contiene 40,0 g de impurezas inertes, con excesode solución acuosa de H N 0 5,00 M , s e g ú n la ecuación: 3

3

2

2 A l + 2 NaOH + 2 H 0 —>2NaAI0 2

2

+ 3H (g) 2

a) Indica el número de oxidación de cada elemento presente en la forma oxidada del agente reductor. b) Calcula el número de moles iniciales del reactivo limitante. c) Si se obtienen 21,0 L de hidrógeno gaseoso, medidos a 25,0 °C y 1,80 atm, determina el rendimiento de la re.acción. d) Si se utilizan 3,00 mol de NaOH, manteniendo todas las d e m á s condiciones, señala si el volumen de H , obtenido: se duplica/no cambi a/disminuye a la mitad. Justifica tu respuesta. 5. A l hacer reaccionar 200 g de P b 0 (85,0% de pureza) con 1,00 d m 2

3

de s o l u c i ó n acuosa 1,80 M de HC1, se obtienen 7,00 d m de 3

2

a) Indica cuál es el reactivo limitante. b) Calcula la masa de sal que se obtendrá si el rendimiento es del 75,0%.

CuO + 2HN0¡->Cu(NO )

exceso de agua. La ecuación correspondiente a la reacción es:

cloro gaseoso, medidos en CNPT. La ecuación que representa el

C + 2 NaOH + H 0 —>Na C0 + 2 H (g) 2

impurezas inertes con 1,50 L de solución acuosa 1,00 M de NaOH y

2

a) Señala si la ecuación representa una reacción redox. Justifica tu respuesta. b) Calcula cuántos moles de BaS0 se obtienen, si el rendimiento es del 80,0%. c) Determina el volumen de C 0 que se obtiene, si se recoge en un recipiente rígido a 1,00 atm y 25,0 °C. d) Si se utiliza la mitad del volumen de solución de ácido sulfúrico, manteniendo todas las demás condiciones, indica si la masa de sal obtenida aumenta/disminuye/no cambia.

2

4. Se hacen reaccionar 174 g de una muestra de Al que contiene 30,0% de

+ H 0 2

proceso es: PbO

z

+4HC1—>PbCI + Cl (g) + 2 H 0 2

2

2

a) Indica q u é tipo de reacción química representa la ecuación dada. Justifica tu respuesta. b) D e t e r m i n a cuál es el reactivo en exceso y la masa del mismo que q u e d a sin reaccionar. c) Calcula e l rendimiento de la reacción. 6. Se hacen reaccionar 375 g de K S 0 2

3

que contienen 18,0 % de

impurezas inertescon 1,20 d m d e solución 3,50 M d e H N 0 , según 3

3

la e c u a c i ó n : K S0 2

3

+2HN0 -^2KNO 3

3

+ H 0 + S0 (g) 2

2


a) Si el rendimiento de La reacción es de 90,0%, calcula ia masa de sal que se obtiene. b) Indica si la ecuación representa un proceso redox. Justifica tu respuesta. c) Calcula el volumen d e gas que se obtiene, medido a 20,0 °C y 1,50 atm. 7. Al reaccionar 50,0 g de una muestra que contiene 70,0% de K A I O , puro con 2,50 L de hidrógeno gaseoso medidos a 373 K y 1,50 atm, se obtienen 0,065 mol de K O H , según la ecuación: 2 KAIO., + 3 H (g) —>2 A l + 2 FLO + 2 KOH 2

a) Indica si es correcto afirmar que el gas hidrógeno es la forma reducida del agente reductor. Justifica tu respuesta. b) Determina el número de moles iniciales del reactivo en exceso e identifícalo. c) Calcula el rendimiento de la reacción.

10. 100 g de una muestra de BaC0 (80,0% de pureza) se hace reac con 240 c m de solución 3,00 M de H S 0 . La ecuación es: 3

3

2

B a C 0 + H,S0 —>BaS0 + C 0 ( g ) + H 0 3

4

4

2

2

El rendimiento de la reacción es del 80,0%. a) Identifica el reactivo limitante y calcula cuántos moles del mismo hay en el sistema inicia!. b) Calcula cuántos moles de BaS0 se obtendrán. c) Determina el volumen de CO, que se obtiene si se recoge en un recipiente a 40,0 °C y 2,00 atm. d) Si se usara la mitad del volumen de solución de sulfúrico, manteniendo todas las demás condiciones, indica si la masa de sal obtenida sería mayor/igual/menor. Justifica tu respuesta. 4

11. Se hacen reaccionar 37,2 g de antimonio (82,0% de pureza) con 700 c m de solución acuosa al 9,40% m/V de H N 0 , según la ecuación: 3

2

Sb + 5 H N 0 —>5 NO (g) + H S b 0 + H 0 2

8. A l hacer reaccionar 8,80 g de N 0 con 18,6 g de una muestra que contiene 80,0% de Co(OH) puro, se obtienen 7,44 g de cobalto, según la ecuación:

4

3

4

2

2

2

N 0 + Co(OH),—>2NO(g) + H 0 + Co 2

2

a) Indica con su fórmula cuál es la forma reducida del agente oxidante. b) Determina si el N 0 reacciona totalmente. Justifica tu respuesta. 2

c) Calcula el número total de moles de cobalto que sé obtienen. 9. Se hacen reaccionar 142 g de una muestra de CaC0 que contiene 35,0 g de impurezas inertes, con 600 cm de solución 2,5 M de H , S 0 , según la ecuación: 3

a) Indica si el antimonio actúa como agente oxidante o reductor y señala el cambio que se produce en su número de oxidación. b) Identifica al reactivo en exceso e indica cuántos moles del mismo se usan en la reacción. c) El gas producido por la reacción se recoge a 32,0 °C en un recipiente rígido de 25,0 dm donde ejerce una presión de 1,00 atm. Calcula el rendimiento de la reacción. d) Si se utilizara la misma masa de otra muestra de antimonio que contiene 10,0% de impurezas, manteniendo todas las demás condiciones, señala si la presión jyercida por el gas obtenido sería mayor/igual/menor. Justifica tu respuesta. 3

3

4

CaC0 + H S 0 - > C O (g) + CaS0 + H , 0 3

2

4

2

4

E l rendimiento de la reacción es del 85,0%. a) Determina el porcentaje de pureza de la muestra de CaCO,. b) Calcula cuántos moles de sal se obtienen. c) Calcula qué volumen de CO, (g) se obtendría en CNPT. d) Si se utiliza la mitad del volumen de la solución de ácido sulfúrico, manteniendo las demás condiciones, indica si la masa de sal que seobtiene aumenta/disminuye/no cambia

12. Se hacen reaccionar 140 g de una muestra de silicio, que contienen 12,5% de impurezas inertes, con 1,75 d m de solución de NaOH 1,00 M y exceso de agua. La ecuación es: 3

Si + 2 NaOH + H 0 —*Na,Si0 + 2 H (g) 2

3

2

y se obtienen 33,5 d m de hidrógeno medidos en CNPT. a) Identifica cuál es el reactivo limitante y cuántos moles del mismo hay en el sistema inicial. b) Calcula el rendimiento de la reacción. 3

5. Reacciones


c) Identifica el agente reductor e indica el número de oxidación que presenta su f o r m a oxidada. d) Si se empleara el m i s m o volumen de otra solución de NaOH 5,00% m/V, manteniendo todas las demás condiciones, señala si el volumen de gas obtenido sería mayor/menor/igual. Justifica tu repuesta. 13. Se hacen reaccionar 80,0 g de una muestra de fósforo (70,0% de pureza), con 2,50 dm de solución acuosa de ácido nítrico 2,00 M , según la ecuación: 3

5 HN0

3

+ P —*H P0 + 5 NO, (g) + H 0 3

4

2

a) Identifica el agente reductor e indica el número de oxidación que presenta en su forma reducida. b) Indica cuál es el reactivo limitante y cuántos moles del mismo hay en el sistema inicial. c) Si el rendimiento es del 75%, calcula el volumen de gas que se recogerá en CNPT. d) Si se usara el mismo volumen de una disolución 12,6% m/V de HNO3, manteniendo todas las demás condiciones, señala si el volumen de gas obtenido sería mayor/igual/menor. 14. Reaccionan 220 g de dióxido de plomo (80,0% de pureza) con 320 c m de solución acuosa al 40,0% m/V de HC1, según la ecuación: 3

Pb0 + 4HCl->p Cl 2

D

2

+ CI (g) + 2 H 0 • 2

2

a) Indica si el gas cloro es la forma oxidada o reducida, señalando el cambio que se produce en su número de oxidación. b) Identifica al reactivo en exceso y calcula cuántos moles del mismo quedan sin reaccionar. c) Si el rendimiento de la reacción es del 80,0%, determina qué volumen de gas se obtendrá a 20,0°Cy 2,00 atm. d) Si se utilizara la misma masa de otra muestra de dióxido de plomo que contiene 25,0% de impurezas, manteniendo todas las demás condiciones.señalá si la presión ejercida por el gas obtenido sería mayor/igual/menor.

químicas

15. A l hacer reaccionar 280 g de silicio, que contienen 25,0% de impurezas inertes, con 3,50 dm de solivión 2,00 M de NaOH y exceso de agua, según la ecuación: 3

Si + 2 NaOH + H 0 —> Na Si0 + 2 H (g) 2

2

3

2

se obtienen 127 dm de hidrógeno medidos en CNPT. a) Identifica al agente reductor e indica el número de oxidación que presenta su forma reducida. b) Indica cuál es el reactivo limitante y cuántos moles del mismo hay en el sistema inicial. c) Calcula el rendimiento de la reacción. d) Si se usara el mismo volumen de una solución 10,0% m/V de NaOH, manteniendo todas las demás condiciones, señala si el volumen de gas obtenido sería mayor/igual/menor. Justifica tu respuesta. 3

16. Se hacen reaccionar 100 g de una muestra de óxido ferroso (95,0% de pureza) con exceso de solución acuosa 1,00 M de H N 0 , según la ecuación: 3

FeO + 2 H N 0 — > F e ( N 0 ) + 3

3

2

H 0 2

a) Señala si la ecuación representa una reacción redox. Justifica tu respuesta. b) Calcula el volumen de la solución usada que es necesario para reaccionar estequiométricamente con todo el FeO contenido en la muestra. c) Si el rendimiento de la reacción es del 90,0 %, determina la masa de sal que se obtendrá. d) Sí se utilizaran 2,64 d m de solución de H N 0 0,500 M . manteniendo todas las demás condiciones, señala si la nasa de sal obtenida sería mayor/igual/menor. 3

3

17. Reaccionan 100 g de una muestra de mineral de cobre que contiene 80,0% de cobre con 2,5 L de solución acuosa 0,100 M de H N 0 , 3

según la ecuación: 3Cu + 8 H N 0 —»3 C u ( N 0 ) + 2 NO (g) + 4 H 0 3

3

2

2

a) Identifica en la sustancia que se reduce el elemento que cambia su número de o x i d a c i ó n y s e ñ a l a dicho cambio.


20. 250 g de una muestra de CuO que contiene 48,0 g de im

b) Determina si el c o b r e de la muestra reacciona totalmente. Justifica tu respuesta. c) Si se obtienen 1,60 g de NO, calcula el rendimiento de la reacción. d) Si se utilizara la misma masa de otra muestra de cobre con 40,0% de impurezas inertes, manteniendo todas las demás condiciones, señala si la presión ejercida por el gas obtenido sería mayor/igual/menor que en el caso anterior.

inertes reaccionan con exceso de solución de H N 0 6,00 M , se 3

la ecuación: CuO + 2HN0 —>Cu(N0 ) + H 0 (g) 3

de sal. c) Calcula la presión que ejercerá el agua gaseosa obtenida, si se la recoge a 120°C en un recipiente rígido de 30,0 dm . 3

d) Si se emplearan 500 cm de otra solución de H N 0 9,00 M , 3

a) Señala si la ecuación representa una reacción redox. Justifica tu respuesta. b) Calcula el volumen de la solución de HC1 necesario para reaccionar estequiométricamente con todo el Fe presente en la muestra. c) Si el rendimiento de la reacción es del 80,0%, determina la masa de sal que se obtendrá. d) Si se utilizaran 2,60 L de solución de FIC11,20 M , manteniendo todas las demás condiciones, señala si la presión ejercida por el gas obtenido sería mayor/igual/menor. 19. Se hacen reaccionar en un recipiente cerrado 400 g de una muestra de carbonato de calcioque contiene 1,5% de impurezas-inertes con 500 cm de solución acuosa 1,50 M de HC1, según la ecuación: 3

CaC0 + 2 HC1 —> CaCl + CO-, (g) + FLO 2

3

2

3

determina si igualmente reaccionaría todo el óxido de cobre. Justifica tu respuesta.

2

a) Señala si en la reacción el número de oxidación del cloro aumenta/disminuye/no cambia. b) Determina si el CaC0 de la muestra reacciona totalmente. Justifica tu respuesta. c) Si se obtienen 37,5 g de CaCl , calcula el rendimiento de la reacción. d) Si se utilizaran 100 g de la muestra de carbonato de calcio manteniendo todas las demás condiciones, señala si la presión ejercida por el gas obtenido sería mayor/igual/menor que en el caso anterior.

2

b) Calcula el rendimiento de la reacción si se obtienen 2,30 moles

2Fe + 6 H C 1 — ^ 2 F e C l + 3 H ( g )

3

2

a) Determina el porcentaje de pureza de la muestra de CuO.

18. En un recipiente cerrado reaccionan 100 g de una muestra de hierro (70,0% de pureza) con exceso de solución acuosa 1,45 M de HC1, según la ecuación: 3

3

fe]

4

S

e aborda aquí, el concepto de equilibrio químico, los factores que pueden afectarlo y la forma cuantitativa de analizar este singular tipo de situación. Confluyen en este estudio gran parte de los conocimientos adquiridos a lo largo del curso, que deben ser utilizados para interpretar las diferentes situaciones planteadas. Para resolver los problemas y ejercicios que se presentan a c o n t i n u a c i ó n , es necesario que hayas adquirido, a d e m á s , los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Reacciones reversibles e irreversibles. • Características del equilibrio químico. • Constante de equilibrio de una reacción. • Factores del equilibrio químico: concentración de reactivos y productos, temperatura y presión. • Evolución de un sistema hacia el equilibrio. • Principio de Le Chatelier. Encontrarás, también, una serie de consignas y preguntas que es importante responder antes de comenzar la tarea. • ¿Qué significa que un sistema se encuentre en equilibrio? Menciona las características del equilibrio. • Escribí la expresión de K c y compara distintos valores de la misma. • ¿Cómo puede determinarse el sentido de una reacción química? Relaciona Qc y K c . • Enuncia el principio de Le Chatelier. • Explica los factores que puedan desplazar la posición de un equilibrio e indica cuál de ellos hace variar el valor de Kc. Interpreta la e v o l u c i ó n del sistema en cada caso.


•

Explica los distintos tipos de reacciones químicas desde el punto de vista termoquímico.

N (g) + 0 , ( g ) ^ 2 N O ( g ) 2

Se verifica que en esas condiciones han reaccionado 0,0200 mo N (g). a) Calcula Kc a la temperatura T. b) Determina el número de moles de oxígeno gaseoso presentes 2

Problemas y ejercicios A c o n t i n u a c i ó n , te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que encontrarás en el ú l t i m o capítulo, sino que despliegues y comprendas la importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje.

en el equilibrio. c) Si al sistema en equilibrio se le agrega 0,500 mol de N , (g), indica (sin realizar cálculos) si la concentración de 0 (g) aumenta/disminuye/no cambia. Justifica tu respuesta. 2

3. A la temperatura T se coloca, en un recipiente rígido de 3,00 L , 2,00 mol de H 0 (g). El sistema evoluciona hasta alcanzar el 2

equilibrio, representado por:

Tené en cuenta que, cuando justifiques, se pretende una explicación lo más detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna.

2 H j O ( g ) ^ 2 H (g) + 0 , ( g ) 2

Se verifica que en el equilibrio la [O,] = 0,100 M . a) Calcula Kc a la temperatura T. b) Determina el número de moles de hidrógeno gaseoso presentes

Estas justificaciones no las encontrarás en las respuestas que nosotros te proporcionamos, ya que se espera que sean elaboraciones tuyas, producto de tus aprendizajes. -

•

,

1. A la temperatura T se coloca, en un recipiente rígido de 1,00 dm , una mezcla gaseosa formada por 3,00 mol de H , 0 , 1,00 mol de CO,, 1,50 mol de O, y 2,00 mol de CFf,. Se deja que el sistema alcance el equilibrio representado por: 3

CH + 2 0 (g)<-2H 0(g) + CO,íg) 4

2

:

K c ( T ) á 27,78

a) Indica en qué sentido evoluciona el sistema para llegar al equilibrio. b) Calcula la concentración molar del oxígeno en el sistema final, sabiendo que en el equilibrio el recipiente contiene 3.80 mol de agua. c) Representa gráficamente la concentración molar del C H en función del tiempo, indicando claramente los valores numéricos correspondientes al estado inicial y al de equilibrio. 4

2. E n un recipiente rígido de 10,0 dm se coloca una mezcla de 1,84 mol de nitrógeno gaseoso y 1.02 mol de oxígeno gaseoso. Se calienta hasta

en el equilibrio. c) Representa gráficamente la concentración molar de agua gaseosa en función del tiempo, indicando claramente los valores numéricos correspondientes al estado inicial y al de equilibrio. 4. En un recipiente de 5,00 d m se coloca una mezcla gaseosa compuesta por 0,500 mol de CO, 0,500 mol de oxígeno y 0,500 mol de C 0 . Se calienta el sistema que, a los 80,0 °C, alcanza el equilibrio, representado por: 3

2

2CO(g)+0 (g)^2C0 (g) 2

2

Kc = 66,7

a) Indica en qué sentido evoluciona el sistema inicial para llegar al equilibrio. Justifica t u respuesta. b) Determina el número de moles de CO presentes en el sistema final, sabiendo que ( C O , ] = 0,140 M . c) Considerando que la reacción en estudio es exotérmica, indica cómo se verá afectada la concentración de C O , (g), si se aumenta la temperatura del sistema. Justifica tu respuesta. e q

3

5. En un recipiente de 10,0 d m se mezclan, a una cierta temperatura T, 0,200 mol de N , 0 Cg) c o n 0,400 mol de N O (g). El sistema 3

4

;

6. Equilibrio químico


evoluciona hasta alcanzar- el equilibrio, en el que se encuentran presentes 0,300 mol de N 0 , según la siguiente ecuación: 2

2

2N0 (g)^N 0 (g) 2

3

2

4

2

8. En un recipiente de 1,50 dm , a cierta temperatura T, se colocan 3,00 mol de CO (g), 3,00 mol de 0 (g) y 1,50 mol de C 0 (g). La reacción 2 CO (g) + 0 (g) 2 C 0 ig) tiene Kc (T) = 6,80. a) Indica cómo evolucionará el sistema para llegar al equilibrio a T constante. Justifica tu respuesta. b) Calcula la concentración molar de O, en el equilibrio, a T constante, si [ CO ] = 0,74 M .

4

a) Calcula la concentración molar de N , , 0 en el equilibrio a esa misma temperatura. 4

b) Representa en un gráfico el número de moles de N , 0 en función del tiempo. c) Calcula el valor de K c . 4

2

2

eq

c) Representa en un gráfico la variación del número de moles de

d) Indica qué variación se produce en el valor numérico de Kc si, a T constante, se agrega una cierta masa de oxígeno gaseoso al sistema en equilibrio. Justifica tu respuesta.

CO, en función del tiempo. d) Si, a T constante, el volumen se disminuye a la mitad, indica si el valor numérico de Kc. aumenta/disminuye/permanece igual. Justifica tu respuesta.

6. En un recipiente de 500 cm , a cierta temperatura T, se colocan 0,500 mol de H (g), 0,400 mol de I (g) y 2,00 mol de H I (g). La reacción se representa según la siguiente ecuación: 3

2

I (g) + H (g) ^ 2 H I (g) 2

9. En un recipiente rígido de 2,00 d m se colocan, a 50,0 °C. un cierto 3

2

Kc (T) = 9,00

2

número de moles de N 0 . El sistema evoluciona hasta llegar al 2

equilibrio, representado por: N 0 (g) 2

a) Indica cómo evolucionará el sistema para llegar al equilibrio, a T constante. Justifica tu respuesta. b) Calcula la concentración molar de H I en el equilibrio, a T constante, si [ I ] = 1,06 M . c) Representa en un gráfico la variación del número de moles de H en función del tiempo. d) Calcula el número demoles de I , , presentes en el equilibrio si el volumen del recipiente se duplica a T constante.

2 N 0 (g)

4

Kc (50 °C) = 7,47 10'

2

Se determina que la [ N 0 ] 2

4

e q

2

= 9,00 . I 0 " M . 4

a) Calcula el número de moles de NO, presentes en el sistema en equilibrio.

2

2

4

b) Representa gráficamente la concentración molar de N 0 en función del tiempo, indicando claramente los valores n u m é r i c o s correspondientes al estado inicial y al de equilibrio. 2

c) Indica hacia dónde evolucionará el sistema si se agrega una 7. E n un recipiente de 10,0 dm se colocan, a una cierta temperatura T, 10 moles de ozono (g). El sistema evoluciona alcanzando el equilibrio, en el que quedan 2 moles de ozono, según la ecuación:

pequeña cantidad de N O , a temperatura constante. Justifica

3

tu respuesta. 10. En un recipiente rígido de 10,0 d m se colocan 460 g de 3

2 0 ( )~3O (g) 3

g

2

a) Calcula la concentración molar de O, en el equilibrio a la temperatura T. b) Representa en un gráfico el número de moles de O, en función del tiempo. c) Calcula el valor deKc. d) Si a T constante, seagrega una cierta masa de oxígeno gaseoso al sistema en equilibrio, indica si el valor numérico de Kc. aumenta/disminuye/permanece igual. Justifica tu respuesta.

N0

2

(M = 46,0 g/mol) a la temperatura T. El sistema evoluciona

hasta llegar al equilibrio, representado por: 2 N O , ( g ) « - 0 (g) + 2 N O (g) 2

siendo [ O , ]

e q

= 0,300 M .

a) Representa gráficamente la concentración molar de N O , en función del t i e m p o , indicando claramente los valores numéricos correspondientes a! estado inicial y al de equilibrio. b) Calcula Kc de la r e a c c i ó n a la temperatura dada. c) Indica el número de moles de NO presentes en el equilibrio.

Lilia Davel - Gabriela rviohina

11. En un recipiente rígido de 5,00 d m se colocan 187 g de N H ( M = 17,0 g/mol) a la temperatura T. El sistema evoluciona hasta llegar al equilibrio, representado por: 3

14. La reacción exotérmica representada por: 2 S 0 ( g ) « - 2 S 0 ( g ) +• 0 (g)'

3

2 N H (g)<->3H tg) + N (g) 3

2

siendo [ N ]

2

2

e q

= 0,100 M .

3

2

2

tiene Kc = 6,49 a la temperatura T. En un recipiente cerrado de 2,00 d m , a dicha temperatura, se colocan 0,688 mol de S 0 , 3

a) Calcula K c de la reacción a la temperatura dada. b) Representa gráficamente el número de moles de N H en función d e l tiempo, indicando claramente los valores numéricos correspondientes al estado inicial y al de equilibrio. c) Indica hacia dónde evolucionará el sistema, si se agrega una pequeña cantidad de N a temperatura constante. Justifica tu respuesta.

2

0,344 mol de O, e igual número de moles de S 0 . 3

a) Indica hacia dónde evolucionará el sistema para alcanzar el

3

equilibrio. b) Selecciona cuál/es de los siguienles cambios sobre el sistema en equilibrio aumentará/n la [ S 0 J: I) bajar la temperatura; II) agregar S 0 ; III) eliminar 0 . Justifica tu respuesta. 3

2

3

7

15. La reacción simbolizada por la ecuación 2C + A ^ 3 B e s exotérmica. En un recipiente cerrado de 1,00 d m hay inicialmente, a la temperatura T, 6,00 mol de B, 2,00 mol de C y 1,00 mol de A. El sistema evoluciona hasta llegar al equilibrio, encontrándose entonces en el recipiente 3,00 mol de B junto con una cierta cantidad de A y C. a) Determina la concentración molar de A y C en el equilibrio. b) Si se produce la misma reacción, a partir de las mismas concentraciones iniciales, pero a mayor temperatura, indica si la [B] en el nuevo sistema en equilibrio será mayor/igual/menor que 3,00 M . Justifica tu respuesta <

12. En un recipiente rígido de 2,00 d m se colocan, a la temperatura T, igual número de moles de N y O,. El sistema evoluciona hasta llegar al equilibrio, representado por: 3

2

N ( g ) + 0 (g)<->2 NO (g). Se determina que [ N , ] 2

2

e q

= 1,00 M .

Dato: Kc = 0,16 a) Calcula la concentración molar de NO en el sistema en equilibrio. b) Representa gráficamente el número de moles de NO en función del tiempo, indicando claramente los valores numéricos correspondientes al estado inicial y al de equilibrio. c) Indica si la concentración de O, aumenta/disminuye/no cambia, si se agrega al sistema, una pequeña cantidad de N a temperatura constante. Justifica tu respuesta.

>

3

16. En un recipiente rígido de 3,00 d m se colocan 6,60 mol de 3

2

NH

3

( M = 17,0 g/mol) a la temperatura T. El sistema evoluciona

hasta llegar al equilibrio, representado por: 2 N H ( g ) ~ 3 H (g) + N,(g)

13. La reacción exotérmica representada por:

3

H ( g ) + F (g)<->2HF(g) tiene Kc = 2,00 H)- a la temperatura T. En un recipiente cerrado de 2,00 dm , a dicha temperatura, se colocan 0,500 mol de H (g) y una cierta masa de gas flúor. Cuando se alcanza el equilibrio, se han formado O,2O0mol de HF. 2

2

2

3

2

a) Calcula la concentración molar de flúor en el equilibrio. b) Selecciona cuál/es de los siguientes cambios sobre el sistema en equilibrio aumentará/n la cantidad de HF formada: I) bajar la temperatura; II) agregar igual cantidad de moles de H , y F ; III) aumentar la temperatura. Justifica la respuesta. ;

2

en el que se encuentran presentes 0,300 mol de N , . a) Calcula Kc de la reacción a la temperatura dada. b) Representa gráficamente el número de moles de H , en función del tiempo, indicando claramente los valores numéricos correspondientes al estado inicial y al de equilibrio. c) Indica si la concentración de N H aumenta/disminuye/no cambia, si se agrega al sistema una pequeña cantidad de FL, a temperatura constante. Justifica tu respuesta. 3


U

n caso particular de equilibrio químico es el equilibrio ácido/base; un tema fundamental, tanto en el estudio de sistemas vivientes, como al analizar procesos de interés industrial o de la vida cotidiana. Para resolver los problemas y ejercicios que se presentan a c o n t i n u a c i ó n , es necesario que hayas adquirido, a d e m á s , los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Equilibrio químico. • Acidos y bases: Teoría de Bronsted-Lowry. • Escala de pH. • Equilibrio ácido-base. • Constantes de ionización (Ka y Kb). • Fuerza acida y fuerza básica. • Soluciones reguladoras (buffer). Encontrarás, también, una serie de consignas y preguntas que es importante responder antes de comenzar la tarea. • Definí ácido y base s e g ú n la teoría de Brónsted-Lowry. Ejemplifica. • Definí los siguientes términos y conceptos: solución acida, solución básica, solución neutra, ácido fuerte, ácido débil, base fuerte, base débil, constante de ionización del agua (Kw), constante de i o n i z a c i ó n de un ácido ( K a ) , constante de ionización de una base ( K b ) , pH y pOH. • Escribí la ecuación de ionización/disociación en agua e indica, cuando corresponda, l a e x p r e s i ó n de la constante de ionización de: un ácido fuerte un ácido débil una base fuerte

Lilia Davel - Gabriela M o h í n a

7. Equilibrio ácido/base y Soluciones reg

•

Explica cuál es el significado de la fuerza de un ácido.

•

Definí el p K a de un ácido débil. ¿Cuál es la relación entre eí valor del p K a y la fuerza de un ácido? *-

•

Definí el p K b de una base débil. ¿Cuál es la relación entre el valor del p K b y la fuerza de una base?

•

¿ Q u é es u n a s o l u c i ó n reguladora? ¿ C u á l e s son sus componentes?

•

¿Cómo actúa un sistema buffer ante el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte o de una base fuerte? Menciona ejemplos.

•

¿ E n q u é intervalo de p H un sistema buffer regula adecuadamente?

•

¿En qué condiciones se logra la máxima capacidad reguladora? ¿Por qué al diluir moderadamente una solución reguladora no se modifica el valor de pH?

b) Expresa la concentración molar del anión en la soluci concentrada. c) Indica si la concentración de la solución original tiene: mayor/menor/igual carácter ácido que una solución acuosa de HCI de igual concentración molar. Justifica tu respuesta. 2. Una solución acuosa de ácido acético (CH COOH, pKa = 4,74) tiene pH = 4,70. a) Calcula la concentración molar inicial del ácido acético. b) Escribí la fórmula de la base conjugada del ácido acético y calcula su pKb. 3

c) Calcula la concentración molar del ácido acético en el equilibrio. 3. Agregando 0,125 mol de NPLC1 a 500 c m de solución acuosa 0,500 M de N H (pKb = 4,74), sin que se modifique su volumen, se prepara una solución reguladora. a) Calcula el pH de la solución preparada. b) Si se diluye la solución con agua pura hasta 1000 cm , indica si el pH resultante será mayor/menor/igual que el calculado en el ítem anterior. Justifica tu respuesta. c) Indica cómo varía la relación de concentraciones molares ácido/base conjugada cuando al sistema se le agrega una pequeña cantidad de K O H sólido. 3

3

Problemas y ejercicios A continuación, te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que encontrarás en el último capítulo, sino que despliegues y comprendas la importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje. Tené en cuenta que, cuando justifiques, se pretende una explicación lo más detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna.

4. Se toman 50,0 c m de una solución acuosa de KOH (M = 56,0 g/mol) de p H = 12,00 y se diluyen con agua hasta obtener 200 c m de solución. a) Calcula el pH de la solución final. b) Indica la c o n c e n t r a c i ó n molar del catión de la solución 3

3

Estas justificaciones no las encontrarás en las respuestas que nosotros te proporcionamos, ya que se espera que sean elaboraciones tuyas, producto de tus aprendizajes.

original. c) Expresa el % m/V de la solución diluida.

Nota: en todos los ejercicios que te planteamos, se utiliza como dato: pKw = 14,00 (Kw = l 00.10- ) que es el valor a 25°C (

14

1 . Se prepara una soluciónele pH = 3,70 diluyendo con agua 15,0 cm de una solución acuosa de H N 0 0,0126% m/V. a) Calcula el volumen de solución que se obtiene. 3

3

3

5. A l disolver 0,120 g de H F (M = 20,0 g/mol) en suficiente agua, se obtienen 500 c m de s o l u c i ó n cuyo p H es 2,61. a) Calcula el pKa del H F . b) Indica si la base conjugada del HF tiene mayor/menor/igual fuerza básica que el N H (pKb = 4 J 4 ) . Justifica tu respuesta. c) Calcula el número de moles de HF presentes en el equilibrio. 3

3



6. Se prepara una solución reguladora de pH = 9,13 con N H (pKb = 4,74) y cloruro de amonio. a) Calcula la relación de concentraciones molares (amoníaco/ion amonio).

11. A l disolver HCIO (pKa = 7,51) en suficiente agua para completar 5,00 d m de solución, el pH de la solución resultante es 6,00.

b) Si a la solución se le; agiega una pequeña cantidad de base fuerte, indica si la relación de concentraciones (amoníaco/ion amonio) será mayor/menor/igual a la del ítem a). Justifica tu respuesta. c) Indica el rango de p H para el cual la solución reguladora tendrá buen poder regulador.

b) Expresa la concentración molar de la base conjugada en el

3

3

a) Calcula el número de moles de ácido que fueron utilizados para preparar la solución. equilibrio. c) Indica si la base conjugada del HCIO tiene mayor/menor/igual fuerza básica que el N H (pKb = 4,74). 3

a) Calcula el volumen de solución 4,00% m/V. b) Expresa la concentración molar del anión hidróxido (OH") presente en la solución concentrada.

12. Una solución reguladora formada por trimetilamina ( C H ) N , pKb = 4,13 y cloruro de trimetilamonio, (CH ) NHC1, tiene pH = 9,70. a) Calcula la relación de concentraciones molares trimetilamina/ion trimetilamonio. b) Indica si dicha relación de concentraciones: aumenta/disminuye/no cambia, si se agrega a la solución una pequeña cantidad de ácido fuerte. Justifica tu respuesta.

c) Indica la concentración molar del catión en la solución diluida.

c) Indica el rango de pH para el cual la solución reguladora tendrá

3

7. Se desea obtener 2,00 d m de una solución acuosa de NaOH de pH = 11,80 a partir de otra solución del mismo soluto, de concentración 4,00% m/V. 3

3

3

3

buen poder regulador. 8. Se prepara una solución acuosa de ácido salicílico ( C H 0 , Ka = 1,07.10" ) de pH = 4,70. Calcula: a) La concentración molar del ácido inicial. b) El pKb de la base conjugada del ácido salicílico. 7

6

3

13. Se preparan 2,50 d m de solución acuosa de HC10 (M= 100,5 g/mol)

3

3

4

0,500% m/V a partir de una solución de pH 1,00: a) Calcula el volumen de solución concentrada que se utiliza.

9. Se prepara una solución reguladora disolviendo 0,100 mol de NaF en 100 c m de solución 0,750 M de HF (Ka = 6,31.10"*), sin que se modifique el volumen. 3

a) Calcula el pH de la solución.

b) Determina el pH de la solución final. c) Indica si la molaridad de la solución final será mayor/igual/menor que la de una solución de L i O H de pH 13,00. 14. Se disuelve 5,25.10" mol de hidroxilamina (HO-NH,) en agua obteniéndose 150 c m de solución de pH 9,18. a) Indica las especies i ó n i c a s presentes en el sistema. 3

b) Calcula el nuevo pH si a la solución se la diluye con agua pura hasta 500 cm . c) Indica cómo varíala relación de concentraciones molares ácido/base conjugada cuando al sistema se le agrega una pequeña cantidad de KOH sólido. 3

10. Se preparan 1,50 d m desolución por agregado de agua a 50,0 cm d e una solución acuosa deHN0 3,00 M . a) Calcula el pH de la solución obtenida. b) Indica las especies iónicas presentes en la solución. c) Calcula el número de moles de H N 0 presentes en la solución más concentrada. 3

3

3

3

3

b) Determina el número de moles de ion hidróxido que hay en la solución preparada. c) Calcula Kb de la hidroxilamina. d) Ordena según su molaridad la solución dada y soluciones del mismo pH (9,18) de hidracina (pKo = 5,52) y de K O H . Justifica tu respuesta. 15. Se dispone de 1,50 d m de solución reguladora, de p H 4,85, que 3

contiene 0,680 mol de acetato de sodio y cierta cantidad de ácido acético (Ka= I,82.I0" ). 5

Lilia Davel - Gabri « l a Mohína

7. Equilibrio ácido/base y Soluciones reg

a) Determina cuántos moles del ácido conjugado hay en la solucicSn. b) Señala en qué rango de pH regulan adecuadamente las soluciones formadas por el par ácido/base dado en el enunci ado. 16. Se diluyen 25,0 cm de solución acuosa al 15,0% m/V de KOH (M= 56,1 g/mol), hasta un volumen de 1,20 dm . a) Calcula la [ O H ] en la solución inicial. b) Determina el pH de la solución final. c) Indica si la solución inicial tiene mayor/igual/menor carácter básico que una solución de NaOH al 15,0% m/V.

a) Indica las especies iónicas presentes en el sistema. b) Determina el número de moles de ion hidróxido que hay e solución preparada. c) Calcula el valor dei Kb de la propilamina. d) Ordena según su molaridad la solución dada y soluciones del mismo pH (11,30) de hidracina (pKb = 5,52) y de KOH.

3

3

-

17. Se prepara una solución acuosa que contiene 9,00.10~ mol de HF en 3,00 dm de solución, siendo su pH de 2,39. a) Indica las especies iónicas presentes en el sistema. b) Determina el número de moles de iones oxonio que hay en la solución preparada. c) Calcula el valor del Ka del ácido fluorhídrico. d) Ordena según su molaridad la solución dada y soluciones del mismo H (2,39) de ácido benzoico (pKa = 4,20) y de HC1.

21. Se desea preparar una solución buffer de pH 4,25, a partir de 2,00 dm de solución 1,25 M de ácido benzoico (Ka = 6,31.10" ). a) Calcula cuántos moles de benzoato de sodio se debe agregar. b) Si a la solución obtenida se le agrega una pequeña cantidad de HCI, indica cómo varía su pH, y escribí la ecuación iónica que explica dicho cambio. 3

5

2

3

p

18. Se desea preparar una solución buffer de pH 9,20, a partir de 2,00 dm de solución 1,25 M de N H (Kb = 1,85. 10" ). a) Calcula cuántos moles de cloruro de amonio se deben agregar. b) Si a la solución obtenida se le agrega una pequeña cantidad de NaOH, indica cómo varía su pH, y escribí la ecuación iónica que explica dicho cambio.

3

3

5

19. Se necesita preparar 0,500 dm de una solución acuosa 0,300% m/V de H N 0 (Aí= 63,0 g/mol), a partir de una solución de pH 1,10. a) Calculáel volumen de la solución concentrada que se debe usar. 3

22. Se diluyen 300 c m de solución acuosa 0,040% m/V de NaOH (M = 40,0) hasta obtener una solución de pH 11,20. 3

a) Calcula el volumen de la solución final. b) Determina la masa de soluto presente en la solución inicial. c) Indica si una solución al 10% rn/V de NaOH tendrá pOH mayor/igual/menor que una solución 10% m/V de K O H (M= 56,0 g/mol). 23. Se prepara una solución acuosa que contiene 0,02 mol de HCIO en 0,250 dm , siendo su pH de 4,30. a) Indica las especies moleculares presentes en el sistema. b) Determina el número de moles de ion oxonio que hay en la 3

solución preparada. c) Calcula el valor del Ka del ácido hipocloroso. d) Ordena s e g ú n su molaridad la solución dada y soluciones del mismo p H (4,30) de ácido benzoico (pKa = 4,20) y de HCI.

3

b) Determina el pH de la solución final. c) Indicási la molaridad de la solución final será mayor/igual/menor que lade una solución de KOH de pH 12,90. 20. Se disuelve 1,25 mol de propilamina (CH,CH CH,NH ) en agua hasta obtener 100 dm de solución de pH 11,30. 2

3

24. Se desea preparar 1500 cm de solución reguladora de pH 10,81. Se 3

utilizan 0,350 m o l de etilamina (Kb = 4,68.1o ) y cierta cantidad -4

de cloruro de etilamonio. a) Determina c u á n t o s moles del ácido conjugado hay en la solución. b) Señala en q u é rango de p H regulan adecuadamente las

2

soluciones formadas por el par á c i d o / b a s e dado en el




b) Se diluye un volumen Vi de la solución A hasta 3Q0 cm , obteniéndose una solución de pH 12,60. Calcula Vi. c) Compara las soluciones D, E, F y, sin realizar cálculos, decidí cuál de ellas tiene la menor molaridad. 3

Los ejercicios que se presentan a continuación integran los contenidos: Soluciones acuosas, Dilución, Equilibrio ácido/base, ácidos y bases fuertes, ácidos y bases débiles, pH, Soluciones reguladoras (buffer). Por ello, es importante que los analices e interpretes con una visión integrcidora.

d) Determina cuántos moles de ion oxonio hay en 2,00 L de la solución F . e) Considera concentraciones adecuadas y selecciona entre las dadas, un par de soluciones que sean apropiadas para preparar una solución reguladora.

25. Se dispone de 3,00 L de cada una de las siguientes soluciones acuosas, a 25°C: A ) HCI 2,00.10- M ;

D ) KOH; pH 12,00;

B) KC1 2.00.10- M ;

E) metilamina (Kb^.20.10- ); pH 12,00;

2

2

f) Determina si la solución buffer del ítem anterior servirá para regular el pH de un cierto sistema alrededor de 6,00. Justifica tu respuesta.

4

27. Se dispone de 500 mi de cada una de las siguientes soluciones

C) CH NH C1 2,00.10" M ; F) trimetilamina (Kb=7,40.10" ); pH 12,00.

acuosas, a 25 °C;

a) Se diluye la solución A hasta obtener una solución de pH 2,50. Calcula el volumen de solución que se obtiene. b) Indica si la [ O H ] de la solución A es mayor/igual/menor que la [ O H ] de la disolución D.

A ) NaOH; p H 12,00;

3

3

2

5

D) HCI 0,010 M ;

B) amoníaco (Kb= 1,82.10" ); pH 12,00;

E) NaCI 0,010 M ;

C) etilamina

F ) C H N H C 1 0,010M.

5

(Kb=4,68.10- ); p H 12,00; 4

2

5

3

c) Calcula cuántos moles de ion hidróxido hay en los 3,00 L de solución F .

a) Se diluye la solución D hasta obtener una solución de pH 2,50. Calcula el volumen de solución que se obtiene.

d) Compara las soluciones D, E, F y, sin realizar cálculos, decidí cuál de ellas es la más concentrada.

b) Indica si la [ O H ] de la solución A es mayor/igual/menor que la [ O H ] de la solución D. c) Calcula cuántos moles de ion hidróxido hay en los 500 mL de solución C . d) Compara las soluciones A , B, C y, sin realizar cálculos, decidí

e) Considera concentraciones adecuadas y selecciona, entre las dadas, un par de soluciones que sean apropiadas para preparar una solución reguladora. f)

cuál de ellas es la más concentrada. e) Selecciona entre las dadas, un par de soluciones que sean apropiadas para preparar una solución reguladora. f) Determina si la solución reguladora del ítem anterior será adecuada para mantener e l pH de un cierto sistema alrededor de 10,00. Justifica tu respuesta. g) Formula las especies i ó n i c a s presentes en la disolución F .

Determina si la solución reguladora del ítem anterior será adecuada para mantener el pH de un cierto sistema alrededor de 12,00. Justifica tu respuesta.

g) Formula las especies iónicas presentes en la disolución C. 26. Dadas las siguientes soluciones acuosas, todas a 25 °C: A ) N a O H 6,00.10' M ;

D) HC10 , pH 4,00;

B) K C 1 6.00.10- M ;

E) HCIO (pKa=7,51);pH 4,00;

28. Dadas las siguientes disoluciones acuosas, todas a 25 °C:

C) N a C l O 6,00.10" M ;

F) H-COOH (pKa=3,77); pH 4,00.

A ) NaNOj 5,50.10- M ;

D) KOH; pH 9,00;

B) HCI 5,50.10" M ;

E) C , H N H (pKb=3,33); pH 9,00;

2

2

2

4

a) Indica si el pHde lasolución A es mayor/ menor/ igual que el de la solución D.

2

2

5

C ) C H N H C ! 5,50.10" M ; 5

5

2

2

F) C H N (pKb=8,7); pH 9,00. 5

3

Lilia Davel - Gabriela M c h i n a

a) Indica si la molaridad de la solución D es mayor/igual/menor que la de la solución B. b) Se diluyen 2 5 0 c m de la solución B hasta obtener 705 cm . Determina e l pH de la solución obtenida. 3

3

c) Compara las soluciones D, E , F y, sin realizar cálculos, decidí cuál de ellas tiene la mayor molaridad. d) Determina cuántos moles de ion hidróxido hay en 600 L de la solución E . e) Considera concentraciones adecuadas y selecciona entre las dadas, un par de soluciones que sean apropiadas para preparar una solución reguladora. f) Indica el rango de pH para el cual la solución buffer del ítem anterior será un buen regulador. Justifica tu respuesta.

a

S

e centra en el estudio de los compuestos de carbono, analizando los principales grupos funcionales, compuestos polifuncionaies sencillos y su nomenclatura, así como la isomería estructural y algunas nociones de isomería espacial. El tema se completa con el análisis de la ¡elación entre la estructura y las propiedades en los compuestos orgánicos. Para resolver los problemas y ejercicios que se presentan a c o n t i n u a c i ó n , es necesario que hayas adquirido, a d e m á s , los conocimientos de los siguientes temas del programa: • Funciones orgánicas. • Nomenclatura de compuestos orgánicos. • Isomería plana y espacial. •

Fuerzas intermoleculares presentes en los distintos grupos

•

funcionales. Relación entre las propiedades físicas de las sustancias y la estructura de las partículas.

Encontrarás, también, una serie de consignas y preguntas que es importante responder antes de comenzar la tarea. • Estudia la nomenclatura de los distintos compuestos. • Identifica los distintos tipos de isomería plana y espacial. • Da ejemplos de isómeros geométricos. • Definí carbono quiral. • Escribí f ó r m u l a s semidesarrolladas de isómeros quirales, señalando el carbono quiral o asimétrico. • Explica la r e l a c i ó n entre las fuerzas intermoleculares y las

8. Química orgánica


Problemas y ejercicios A continuación, te presentamos una serie de problemas y ejercicios que te posibilitarán aplicar los conocimientos adquiridos a lo largo de la cursada. Esperamos que no sólo, llegues a los resultados que encontrarás en el último capítulo, sino que despliegues y comprendas la importancia de desarrollar tus propias estrategias de aprendizaje. Tené en cuenta que, cuando justifiques, se pretende una explicación lo más detallada posible, utilizando conceptos teóricos, acerca del hecho o fenómeno mencionado en la consigna. Estas justificaciones no las encontrarás en las respuestas que nosotros te proporcionamos, ya que se espera que sean elaboraciones tuyas, producto de tus aprendizajes.

_

,

.

d) Justifica a qué se deben las diferencias en los puntos de ebullición de las siguientes sustancias: n-propilamina (49,0 °C), ácido etanoico (118 °C), 1- propanol (97,2 °C). e) Nombra el compuesto CH CH(CH )CONH,. 3

3. En los siguientes ejercicios: a) Escribí la fórmula estructural y nombra un hidrocarburo de 6 carbonos que presente isomería geométrica. b) De los siguientes compuestos: (I) 2-butanol, (II) butanal y (III) 2- metilpentano, selecciona el/los que, en estado líquido, sólo presente/n interacciones intermoleculares de London. c) Indica cuál de los compuestos del ítem anterior es ópticamente activo. d) Dados los compuestos: (I) C H ( C H ) C H N H (PE: 78,5 " Q (II) CH (CH ) CHO (PE: 76,0 °C) (III) CH =CH(CH ) CH (PE: 112,5 °C) 3

1. Dados los compuestos: (I) 1-butanol (II) butanal (III) dietiléter

2

2

2. Dadas las sustancias: (I) CH^=CH(CH ) C=CH (II) CH CH CO(CH ) CH3 (III) CH CH COCH(CH )CH,CH a) Indica cuáles son isómeros y qué tipo de isomería presentan. b) Escribí la fórmula semidesarrollada de un isómero ópticamente activo del compuesto (1).Marca el carbono asimétrico con un asterisco. 2

c)

3

2

2

2

2

2

2

c) Escribí la fórmula estructural de un isómero de (I) que posea un carbono quiral. señalando el mismo con un asterisco. d) Nombra el compuesto CH OHCH(OH)CH CHO.

3

2

2

2

5

3

Justifica a qué se deben las diferencias en sus puntos de

b) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de cadena de (II).

3

2

3

a) Escribí la fórmula estructural del que posea mayor punto de ebullición.

2

3

3

3

3

Indica qué fuerzas interaioleculares presentan el compuesto ( I I I ) en estado líquido

ebullición. e) Nombra el compuesto C H C H C O O C H C H . 3

2

2

3

4. Dado el compuesto: CH CrL,CH(CH )COOCH a) Escribí el nombre. b) Indica las fuerzas intermoleculares que presenta el compuesto cuando se encuentra en estado líquido. c) Escribí la fórmula estructural y el nombre de dos aldehidos de cuatro carbonos que sean isómeros entre sí. d) Escribí la fórmula estructural y el nombre del alcohol de menor masa molar que presente actividad óptica. Marca el carbono asimétrico con un asterisco. e) Justifica a qué se d e b e n las diferencias en los puntos de ebullición de las siguientes sustancias: (I) CH (CH ) COOH ( 1 8 7 °C) (II) CH (CH ) CHO ( 1 0 3 °C) 3

3

2

3

3

2

3

3

3

Lilia Davel - Gabriela Mor-iina

5. Dados los compuestos: (I) ácido propanoico (II) n-butanal (III) 2-pentanol

a) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero

a) Escribí la fórmula estructural del/los que tiene/n carbono quiral, señalando el mismo con un asterisco. b) Escribí la fórmula estructural y da el nombre de un isómero de cadena de ( I I ) . c) Determina de cuál de los compuestos puede esperarse que tenga el mayor punto de ebullición. Justifica tu respuesta. d) Nombra el compuesto CI^(OH)CH CH COOH. 2

2

b) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de (III) posea un carbono quiral, señalando el mismo con un asterisco. c) Determina de cuál de los compuestos puede esperarse que tenga el menor punto de ebullición. Justifica tu respuesta. d) Nombra el compuesto CH =CHCOOH. 2

9. Dados los compuestos: (I) (ni^CHCHf OCHfíij (II) CH CH=CHCH(NH )CHO (IU) CH CH(OH)CH(CH )COOH a) Nombra el compuesto del que, pueda esperarse, presente el mayor punto de ebullición. Justifica tu respuesta. b) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero quiral de (I). c) Nombra el compuesto que presente como grupo funcional principal un aldehido. 3

2

3

6. Dados los compuestos: (I) propano (II) n-octano (III) etanol a) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de función de (III). b) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de (II) que posea un carbono quiral, señalando el mismo, con un asterisco. c) Determina de cuál de los compuestos puede esperarse que tenga el mayor punto de ebullición. Justifica tu respuesta. d) Nombra el compuesto CH CHNH COOH. 3

2

7. Dados los compuestos: (I) HOCH,C(CH ),CH=CHCONH (IDCHjCH.CrljCOOCHj (111) CH CWNH )tl(CH )COCH . 3

l

2

2

3

3

a) Indica y nombra el compuesto del que, pueda esperarse, tenga el mayor punto de ebi¡:.;ci^ Justifica tu respuesta. b) Identifica y nombra el compuesto quiral, señalando el/los centro/s quirafes con un asterisco. c) Nombra el compuesto que presenta fuerzas de London y dipolo-dipolo entre sus moléculas al estado líquido. 8. Dados los compuestos; (I) propanal (II) 1-propanol

3

10. Dados los compuestos: (I) ácido pentanoico (II) n-pentanal (III) n-pentanol a) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de función de (III). b) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de (I) que posea un carbono quiral, señalando el mismo con un asterisco. c) Determina de cuál de los compuestos puede esperarse que tenga el menor punto de ebullición. Justifica tu respuesta. d) Nombra el compuesto CH CHBrCH COOCH . 3

2

3

11. Dado el compuesto: CH^CH^CONHj a) Da la fórmula estructural y el nombre de un isómero que posea actividad ó p t i c a . Marca el carbono a s i m é t r i c o con un asterisco. b) Indica qué fuerzas intermoleculares actúan en e l compuesto del enunciado cuando se encuentra en estado líquido. c) Dados los compuestos:


8. Química orgánica

(II) C H ( C H ) C H (F>.E: -0,5 °C) (III) C H ( C r i , ) C H CP.E: 126 °C) 3

2

3

2

3

6

3

Justifica a qué se deben las diferencias en sus puntos de ebullición. d) Escribí la fórmula estructural y nombra un isómero de función del ácido butanoico.

b) Escribí la fórmula estructural y da el nombre de un isómero de función de (II). c) Escribí la fórmula estructural de un isómero de (III) que posea solamente un carbono quiral, señalando el mismo con un asterisco. d) Nombra el compuesto CH CHNH CH CHO. 3

12. Dados los compuestos: (I) n-hexano (II) 2,2-dimetilbutano (III) n-octano

3

3

2

2

3

3

b) Determina si un compuesto de fórmula molecular C H ¡ podría ser isómero de alguno de los compuestos dados, indicando su fórmula semidesarrollada. 6

4

c) Escribí la fórmula estructural y da el nombre de un isómero de (III) que posea un carbono quiral, señalando el mismo con un asterisco. d) Nombra el compuesto CH CH(OH)CH CH(NH )CH . 3

13. Dados los compuestos: (I) CH =CHCH COCH CH 2

2

2

2

2

3

3

(II) C H C H ^ H C H ^ ) C H O (III) CH CH(OFf)CH(CH )COOH 3

3

3

a) Selecciona y da el nombre del que, pueda esperarse, tenga mayor punto de ebullición. b) Identifica y nombra el/los compuesto/s que presenta/n isomería cis-trans. c) Selecciona y nombra al compuesto cuya función principal es la cetona.

a) Ordénalos según el pumo de ebullición decreciente. Justifica t u respuesta.

3

3

16. Dados los compuestos: (I) n-pentilamina (II) 2-metilpentano (III) n-hexanol a) Ordénalos según el punto de ebullición creciente. Justifica tu respuesta. b) Escribí la fórmula estructural y da el nombre de un isómero de (III) que posea dos carbonos quirales y señálalos con un asterisco. c) Nombra el compuesto CH =CHCH(CH CH )COOH. 2

2

3

17. Dados los compuestos: (I) C H = C H C H C H C H C H (II) CH CH=CHCH(CH )CHO (III) CH CH(OH)CH(C1)COOH a) Identifica y nombra e l / l o s que presente/n isomería geométrica. b) Selecciona y da el nombre del que, pueda esperarse, tenga mayor punto de ebul l i c i ó n . Justifica tu respuesta. c) Selecciona y nombra e l que sólo presenta interacciones de London entre sus m o l é c u l a s . 2

14. Dados los compuestos: (I) n-hexanol (II) 2-hexanol (III) 2-metil-2-pentanol

2

15. Dados los compuestos: (I) CH CH(CH )CSC-C0NH (n)CH CH COOCH (ni) CH CH(OH)CH(CH )COCH a) Selecciona y da el nombre del que, pueda esperarse, tenga menor punto de ebullición. Justifica tu respuesta. b) Escribí la fórmula estructural de un isómero de función de (I) que presente isomería cis-trans. c) Selecciona y nombra al compuesto cuya función principal es la cetona. 3

a) Ordénalos según el punto de ebullición creciente. Justifica tu respuesta.

2

2

3

2

2

3

3

3

9. Respuestas a los problemas y ejercicios

E

n este capítulo encontrarás las respuestas a todos los problemas y ejercicios que te fuimos presentando a medida que se fueron desarrollando los temas. Recordá que las estrategias para llegar a esos resultados son personales y constituyen una parte muy importante de tu aprendizaje. 1. ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA 1. a) I , b) 74 n, c) B a N , d) yoduro cobaltoso ó yoduro de cobalto (II). 3

2

2. a) Ar, 3s 3 p ; b) 22; c) Cl ó F; d) H S; e) sulfuro ferroso ó sulfuro de hierro (II). 2

6

2

3. a) X=Sr, M=Br, Q=Ca; b) 4s 4 p ; c) 38p y 49n; d) bromuro niqueloso 2

6

+

ó bromuro de níquel (II). 4. a) 16, b) 3 s 3 p , c ) l s 2 s 2 p 2

6

2

2

6

3s 3p 4 s , d ) sulfuro de calcio. 2

6

2

5. a) O ", 2s 2p ; b) L i , grupo 1 ó I A ; c) 3p , 4n; d) Fr. 2

2

6

+

6. a) 16, g r u p o V I A ; b ) P , 3 s 3 p ; c ) 37; d) 17p ,20n. 2

3

+

7. a) Sr, b) 50, c) S r N , d) seleniuro cúprico o seleniuro de cobre (II). 3

8. a) Kr, 4s 4p ; b) n = 51; c) C l ó F; d) B r 0 ; e) bromuro cobaltoso ó 2

6

2

bromuro de cobalto (II). 9. a) X = Cl, M = Ca, Q = Br; b ) C l > Br > Ca; c) 3s 3p ; d) 35p , 45n; 2

6

+

e) cloruro férrico ó cloruro d e hierro (III). 10. a ) M g , 2 s 2 p ; b ) C l , g r u p o 1 7 ó V I I A ; c ) 17p , H e " , 1 8 n ; d ) K . 2+

2

6

+

11. a) C, 2s 2p ; b) M g , l s 2 s 2 p 3 s ; c) A = 20; d) 9p+, 9e~ y 1 l n . 2

2

2

2

6

2

+


9. Respuestas

13. a) Na, b) 11 n, c) Na N, d) ó xido cúprico u óxido de cobre (II). 3

5

2

2

2

6

2

37

+

2

6

2

2

2

e

8. a) Estructura de Lewis del N0 ~, consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) plana triangular, c) elabora tu propia justificación, d) CS , e) clorato (I) de níquel (III) ó hipoclorito niquélico, f) Fe(I0 ) . 2

15. a) 13p , 10e" y 16n; b) 2s 2 p ; c) I I A; d) A1 S . +

d) nitrato (III) de cobre (II) ó nitrito cúprico; e) M g C l > SC1 > C l ; además, elabora tu propia justificación. 2

14. a)Cl,3s 3p ;b)Ca: ls 2s 2p6 3s 3p 4s ; c) Cl;d) 17p , 17 -y20n. 2

a los problemas y ejercicios

3

2

16. a) Ca, l s 2s 2p 3s 3p 4 s K ó P ". 2

+

2

6

2

6

b) F, A = 19; c) 20 p , 20 e"; d) Ca ,

2 ;

+

2 +

3

3

3

9. a) Consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) 1 unión covalente simple y 3 uniones covalentes dativas; c) tetraédrica, cx=109°; d) clorato (VII) de hierro (II) ó perclorato ferroso; e) CH C1 : 40°C, CH C1: -24°C, CHC1 :61°C; además, elabora tu propia justificación.

17. a) 4s 4p , b) 36, c) 33 p y 4 2 n, d) AsCl . 2

3

+

3

18. a) Na , 2s 2p ; b) S, Grupo 16 ó VIA; c) 16p , 16e", 16n; d) K . +

2

6

+

2

+

3

19. a) P , 2s 2p ; b) Be, Grupo 2 ó HA; c) 4p, 5n; d) H". 2

2

3

6

20. a)S: l s 2 s 2 p 3 s 3 p ; b ) R b , A = 85;c) 16p , 1 6 e - ; d ) S , P ó C a 2

2

6

2

4

+

2

3

10. a) Estructura de Lewis del S0 , consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) tetraédrica, c) elabora tu propia justificación, d) CH F, e) sulfato (IV) de níquel (II) ó sulfito mqueloso, f) C u N 0 . 32_

2 +

3

2. UNIONES QUÍMICAS Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

3

11. a) Estructura de Lewis del I0 ~, consulta con tu tutor el diagrama 4

1. a) Estructura de Lewis del N 0 ~ consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) angular, a<120°; c) CC1 : -23°C y CF : -185 °C; además, elabora tu propia justificación; d) sulfato (VI) de cobre (I) ó sulfato cuproso; e) Fe ( I 0 ) . 2

4

3

4

3

2. a) Consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) 2 uniones covalentes simples, 1 unión covalente dativa; c) piramidal, a<109°; d) sulfato (IV) de sodio o sulfito de sodio; e) CF : -128°C, HF: 19,5°C y F : -187°C; además, elabora tu propia justificación. 4

realizado; b) tetraédrica, a=109°; c) N H : -33°C, C H : -161°C; 3

4

además, elabora tu propia justificación; d) nitrato (III) de plomo (II) ó nitrito plumboso; e) FeS0 . 3

12. a) Consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) a<109°; c) clorito ferroso ó clorato (III) de hierro (II); d) SC1 , PE: -78 °C 2

y N H PE: -33°C; además, elabora tu propia justificación; e) N H ; 3

3

f)PbSe0 . 4

2

13. a) Estructura de Lewis del P 0 , consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) piramidal, ct<109°; c) SC1 ; además, elabora tu propia justificación; d) sulfato ( V I ) de níquel ( I I ) ó sulfato niqueloso; e) Fe ( C 1 0 ) . 33_

3. a) A s H , H 0 , HF, N H ; b) H,0, NH ,y HF; c) A sH y N H ; d) Br y C 0 . Elabora tus propias justificaciones a todos estos ítems. 3

2

3

3

3

3

2

2

4. a) C 0 , b) por ejemplo: KjO.c) fuerzas de London. Elabora tus propias justificaciones a todos estos ítems. 2

5. a) Consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) 1 unión covalente simple y 2 uniones covalentes dativas; c) piramidal, a < 1 0 9 ° ; d) yodato ( V ) de calcio o yodato de calcio; e) H S : -60,7°C, H F : 19,5°C, C H : -161°C;además, elabora tu propia justificación. 2

2

4

3

14. a) Consulta con tu tutor el diagrama realizado, b) oc=120°, c) nitrato cúprico ó nitrato (V) de cobre (II), d) CBr : 94°C y CC1 : -23°C; además, elabora tu propia justificación, e) fuerzas de London; además, elabora tu propia justificación, f) Fe(C10 ) . 4

4

3

3

4


6. a) Estructura de Lewis de C0 -, consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) plana triangular,a= 120°; c) SCL,: -78C°, CS : -116 °C; a d e m á s , elabora tu propia justificación; d) clorato férrico ó clorato (V) de hierro (IIL);e)Hg ( N 0 ) .

15. a) A l , 2s 2p ; b) Rb ; c) estructura de Lewis del S e 0 , consulta con tu tutor el diagrama realizado; d) piramidal, oe<109°.

7. a) Consulta con tu tutor el diagrama realizado; b) 1 unión covalente simple y 1 unión covalente doble; c) angular, cc<120°;

16. a) Z = 35, b) A = 75, c) Se: 4 s 4 p , d) Cs, e) estructura de Lewis del N 0 , consulta con tu t u t o r e l diagrama realizado, f) tetraédrica,

32

2

3

2

3 +

2

6

+

32-

2

3_

4

9. Respuestas


g) London y dipolo-dipolo, además, elabora tu propia justificación, h) cloruro estañoso ó c l o r u r o de estaño (II), i) K C 1 0 r

17. a) 3s 3p ; b) A = 34; c) A r ; d) estructura de Lewis del S0 ", consulta con tu tutor el diagrama realizado; e) angular; f) compuesto iónico formado por potasio y u n halógeno, por ejemplo: KC1; además, elabora tu propia justificación; g) N H y HF, además, elabora tu propia justificación; h) ácido nitroso ó nitrato (III) de hidrógeno; i) Pbl . 2

4

42

3

4

18. a) 4s 4p', b) Rb ; c) I n : 66 n, d) estructura de Lewis de Se0 ", consulta con tu tutor el diagrama realizado, e) sulfito de potasio ó sulfato (IV) de potasio, f) J3aCl . 2

+

42

2

19. a) ™Br, b) Fe, c) ls 2s 2p 3s 3p , d) por ejemplo: KBr ó FeBr , además, elabora tu propia justificación, e) PBr , f) estructura de Lewis del PBr,, a<109°, consulta con tu tutor el diagrama realizado; g) London y dipolo-dipolo, además, elabora tu propia justificación, h) nitrito de bario ó nitrato (III) de bario, i) CoO. 2

2

6

2

6

2

3

20. a) C a , Cl " y S "; b) A = 32; c) Cl", l s 2s 2p 3s 3p ; d) CaCl ; además, elabora tu propia justificación; e) H S o SC1 ; f) estructura de Lewis del 0 0 ~ , consulta con tu tutor el diagrama realizado; g) Peb C a C l > Peb H,S o SC1 ; h) sulfito ferroso ó sulfato ( I V ) de hierro (II)^i) CuCl,." 2+

2

2

2

2

6

2

6

6. a) 21,0% m/V; b) 0,233 M ; c) falsa, además, elabora t justificación. 7. a) 8,58 M ; b) 12,6% m/V; c) 20,7 g. 8. a) 4,96 M ; b) 4,25 m; c) 60,5 cm . 3

9. a) 107 g; b) 8,35 m; c) mayor, además, elabora tu propia justificación. 10. a) 250 cm ; b) 10,7% m/m; c) la mitad, además, elabora tu propia justificación. 3

11. a) 3,44% m/m; b) 2,00 dm ; c) igual, además, elabora tu propia 3

justificación. 12. a) 1,20% m/V; b) 60,0 g/mol; c) K y S0 ", de distinta concentración +

42

molar. 13. a) 1,00 dm ; b) 1,00 M ; c) Na = Cl" = 2,00 M . 3

+

14. a) 6,12% m/m; b) 4,83 dm ; c) menor, además, elabora tu propia 3

justificación.

2

2

3

2

a los proü

15. a) 40,0 g/mol; b) 0,231 m; c) 400 cm . 3

16. a) 1,95 g; b) 0,451% m/m; c) mayor, además, elabora tu propia

2

justificación. 17. a) 264 cm ; b) 13,3% m/V; c) 2,37 M ; d) 1,03 g/cm . 3

21- a) 4s 4p ; b) A = 75; c) ls 2s 2p 3s 3p ; d) estructura de Lewis del A s C ^ , consulta con tu tutor el diagrama realizado; e) tetraédrica; f) compuesto iónico de rubidio con un halógeno, por ejemplo: RbF, a d e m á s , elabora tu propia justificación; g) elabora tu propia justificación; h) nitratode aluminio ó nitrato (V) de aluminio; i) Fel,. 2

3

2

2

6

2

3

6

3-

18. a) 320 g; b) 6,03 M ; c) 21,4% m/V; d) 124 cm . 3

19. a) 283 cm ; b) 1,42 M ; c) 1,49 m; d) 4,24% m/V. 3

20. a) 459 g; b) 0,534 m ; c) 0,409 M ; d) Cl" y B a . 2+

21. a) 475 cm ; b) 2,78 m ; c) 2,63 mol/L; d) 1,06 g/cm . 3

3. SOLUCIONES 1 . a) 248 g, b) 1,01 m, c) 0.508% m/V. d) menor. 2. a) 185 g; b) 165 g; c) 10,0 M; d) Na , OH".

3

22. a) 1,23 m; b) 0,762 M ; c) mayor, además, elabora tu propia justificación. 23. a) 0,841 m; b) 0,148 M ; c) 0,444 M .

+

24. a) 8,03 g; b) 1,05 m; c ) 1,01 M ; d) 379 cm . 3

3. a) 12,0 M ; b) 4,25 g; cj658 cm ; d) igual. 3

25. a) 233 cm ; b) 0,880 M ; c) igual. 3

4. a) 1,02 g/cm ; b) 1,81 M; c) 205 g; d) K , L 3

+

26. a) 292 cm ; b) 1,77 M ; c) 1,72 m; d) 0,411% m/V. 3

5. a) mayor; b) 817 cm ;c)íalsa, tienen la misma masa; además, elabora tu propia justificado)). 3

27. a) 3,78 Kg; b) 11,8% m / m ; c) 2,00 M ; d) 9,33 d m . 3

Lilia Davel - Gabriela Morriña

9. Respuestas

15. a) 89,5 dm ; b) 12,0 mol de átomos; c) 1,00 atm; d) sí; además, elabora tu propia justificación.

28. a) 285 g; b) 4,27 M ; c) 4,4S> m; d) 1,00% m/V. 29. a) 528 cm ; b) 13,3% m/V; 3

c


3

) 2,37 M .

16. a) 0,04; b) 1,00 atm; c) 0,440 mol de átomos de O; d) 7,64. lO"

30. a) 2,22 dm ; b) 95,6 g; c) menor.

23

g.

3

4. MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES V ESTADO GASEOSO 1. a) 5,82 mol de átomos; b) menor; c) 44,0 dm ; d) disminuye, además, elabora tu propia justificación. 3

17. a) Ar; además, elabora tu propia justificación; b) 2,10 atm; c) 0,851 mol de átomos; d) 1,05 atm. 18. a) COy, además, elabora tu propia justificación; b) 1,00 atm; c) 1.44.10 átomos de O; d) 4,65.10" g ó 28,0 u. 24

23

2. a) Mayor; b) 3,61.10 átomos; c) 1,50 mol; d) disminuye, además, elabora tu propia justificación.

19. a) Igual; b) 4,21.10 átomos; c) 2,00 moles; además, elabora tu propia justificación; d) disminuye, además, elabora tu propia justificación.

3. a) 1,83 g/dm ; b) nitrógeno ( N ) ; ) 11,7 mol de átomos; d) 80,4 u ó l,33.10" g.

20. a) 2,54 atm; b) 2,17.10 átomos; c) 44,0 u ó 7,31.10~ g; d) disminuye la presión; además, elabora tu propia justificación.

4. a) 226 K ; b) menor, además, elabora tu propia justificación; c) 1,40.10 átomos de O; d) no, sería menor; además, elabora tu propia justificación.

21. a) 1,83 g/dm ; b) no varía; además, elabora tu propia justificación;

24

24

3

2

c

22

24

24

23

3

c) 11,7 mol; d) I , 3 4 . 1 0 ' g . 22

5. a) 70,4 g; b) 1,00 atm; c) 2,86 g/dm ; d) 64,0 u.

22. a) CO; además, elabora tu propia justificación; b) 1,80 atm; c) 2,29.10 átomos de O; d) 7,31.10" g ó 44,0 u.

6. a) 2,08 atm; b) 0,289; c) aumentando la temperatura; además, elabora

23. a) C 0 ; además, elabora tu propia justificación; b) 1.80 atm;

3

tu propia justificación; d) 1,06.10

-22

24

23

2

c) 0,442; d) 0,900 atm.

g.

7. a) 9,51 g; b) 5,00 atm; c) 4,30.10 átomos de Cl; d) 71,0 u.

24. a) 2,60 g/dm ; b) 5,06.10 átomos; c) 0,600, mayor; 3

24

23

d) 1 4 , 0 u ó 2 , 3 3 . 1 0 - g . 23

8. a) 4,50 mol; b) 4,2 L I O átomos de O; c) 6,17 atm; d) aumentando la temperatura; además, elabora tu propia j ustificación. 2 4

9. a) 64,0 g; b) 1,50 atm; c) 6,00 mol de átomos; d) menor, además, elabora tu propia justificación. 10. a) 70,9 u ó l,18.10- g; b) 6,33atm; c) 11,9 mol de átomos; d) no cambia; además, elabora tu propia justificación.

25. a) 0 ; además, elabora tu propia justificación; b) 0,500 atm; 2

c) 0,508 mol de átomos; d) 1,00 atm. 26. a) Menor; b) 3,81.10 á t o m o s ; c) 1,17 mol; d) aumenta, además, elabora tu propia justificación. 24

22

11. a) 46,0 g; b) 1,50 atm; c) 5,00 mol de átomos; d) mayor, además, elabora tu propia justificación. 12. a) 72,0 ° C ; b) 3,71 atm; c) 2.76 mol de átomos; d) cambia, aumenta; además, elabora tu propia justificación. 13. a)4,92 a t m ; b) 0,761 g/dm ; c) 3,32.10- g;d) 1,96.10 moléculas. 3

24

24

27. a) C 0 ; además, elabora tu propia justificación; b) 1,00 atm; c) 3,01.10 átomos de O; d) 4,65.10- g ó 28,0 u. 2

24

23

28. a) N H ; además, elabora tu p r o p i a justificación; b) 0,700 atm; 3

c) 9,65.10 ;d) 1,40 atm. 23

29. a) 4,36 atm; b) 1,80 mol de á t o m o s ; c) 1,445.10' ó 87,0 u ; d) aumenta, además, elabora tu propia justificación. 22


18. a) Sí, además, elabora tu propia justificación; b) 2,6 d d) menor.

5. R E A C C I O N E S QUÍMICAS 1. a) No, además, elabora tu propia justificación; b) 0,406 mol; c) 9,92 d m ; d) disminuye.

19. a) No cambia; b) sí, además, elabora tu propia justificación; c 90,1%; d) igual.

2. a) C; b) 159 g; c) 1,20 atm; d) H ; además, elabora tu propia justificación.

20. a) 80,8%; b) 90,5%; c) 2,47 atm; d) no; además, elabora tu propia justificación.

3. a) 79,9%; b) 800 cm ; c) 356 g; d) sí; además, elabora tu propia justificación.

6. EQUILIBRIO QUÍMICO

3

2

3

4. a) Na + 1 , A l + 3 , 0 - 2 ; b) 1,50 mol; c) 68,75%; d) se duplica; además, elabora tu propia justificación. 5. a) Redox, además, elabora tu propia justificación; b) 62,5 g Pb0 ; c) 69,4%. 2

6. a) 353,5 g; b) no; además, elabora tu propia justificación; c) 28,2 dm . 3

1. a) Evoluciona hacia productos (sentido directo); b) 0,700 M ; c) de 2,00 M a 1,60 M ; consulta con tu tutor el gráfico realizado. 2. a) 8,79.1o ; b) 1,00 mol; c) disminuye [ 0 ] ; además, elabora tu propia justificación. -4

2

3. a) 1,81.1o ; b) 0,600 mol; c) de 0,667 M a 0,467 M ; consulta con tu tutor el gráfico realizado. -2

7. a) Sí; además, elabora tu propia justificación; b) 0,357 mol; c) 79,5%. 8. a) Co; b) no, quedan en exceso 0,0400 mol; además, elabora tu propia justificación; c) 0,126 mol de átomos. 9. a) 75,4%; b) 0,919 mol; c) 20,4 dm ; d) disminuye.

4. a) Evoluciona hacia productos (sentido directo); además, elabora tu propia justificación; b) 0,300 mol; c) disminuye; además, elabora tu propia justificación.

3

10. a) J3aC0 ,0,406 mol; b) 0,325 mol; c) 4,17 dm ; d) menor, además, elabora tu propia justificación. 3

3

11. a) Agente reductor, de 0 + 5 ; b) 1,25 mol de H N 0 ; c) 80.0%; d) mayor, además, elabora tu propia justificación. a

5. a) 0,03 M ; b) de 0,200 mol a 0,300 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; c) 75,0; d) no cambia; además, elabora tu propia justificación.

2

12. a) NaOH, 1,75 mol; b) 85,6%; c) silicio, +4; d) mayor, además, elabora tu propia justificación. 13. a) P, cero; b) 5 mol de HN0 ; c) 84,0 dm ; d) igual. 3

3

14. a) Forma oxidada, de - 1 acero; b) HCI, 0,566 mol; c) 7,08 d m ; d) menor. 3

15. a) Silicio, +4; b) NaOH, 7mol; c) 81,0%; d) mayor, además, elabora tu propia justificación. 16. a) N o , además, elabora tu propia justificación; b) 2,65 dm ; c) 214 g; d) menor.

6. a) Evoluciona hacia reactivos (sentido inverso); además, elabora tu propia justificación; b) 3,48 M ; c) de 0,500 a 0,630 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; d) 0,530 mol. 7. a) 1,20 M ; b) de 0 (cero) a 12,0 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; c) 43,2; d) permanece igual; además, elabora tu propia justificación. 8. a) Evoluciona hacia productos (sentido directo); además, elabora tu propia justificación; b ) 1,37 M ; c) de 1,50 mol a 3,39 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; d) no cambia; además, elabora tu propia justificación.

3

17. a ) Nitrógeno, de +5 a +2; b) no, además, elabora tu propia

9. a) 0,0164 mol; b) de O (cero) a 8,2.10 M , consulta con tu tutor el gráfico realizado; c) evoluciona hacia reactivos (sentido inverso); además, elabora tu p r o p i a justificación. -3


9. Respuestas

10. a) de 1,00 M a 0,400 M , consulta con tu tutor el gráfico realizado; b) 0,675; c) 6,00 mol. 11. a) 6,75.10^; b) de 11,0 m o l a 10,0 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; c) evoluciona hacia reactivos (sentido inverso); además, elabora tu propia justificación. 12. a) 0,400 M ; b) de cero a 0,800 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; c) disminuye; a d e m á s , elabora tu propia justificación. 13. a) 2,50 M ; b) I y I I ; además, elabora tu propia justificación. 14. a) Evoluciona hacia productos (sentido directo); b) I I ; además, elabora tu propia justificación.

11. a) 1,67-lü- mol; b) 1,00.10 M; c) menor. 4

-6

12. a) 0,676; b) disminuye, además, elabora tu propiajustificación; c) 8,87-10,87. 13. a) 1,24 L ; b) 1,30; c) menor. 14. a) OH-, H 0 , H O N H ; b) 2,27.10-* mol; c) 6,52.10" ; 3

+

3+

9

d) hidroxilamina > hidracina > KOH; además, elabora tu propia justificación. 15. a) 0,528 mol; b) 3,74-5,74. 16. a) 2,67 M ; b) 12,75; c) menor. 17. a) F , OH", H 0 ; b) 4,07.10~ ; c) 6,39.1o ; d) HC1
15. a) [C] = 4 M , [ A ] = 2 M ; b) menor, además, elabora tu propia justificación.

3

+

3

-4

18. a) 2,94 mol; b) aumenta pH, N H 16. a) 6,75.1o ; b) de 0 (cero) a 9,90 mol, consulta con tu tutor el gráfico realizado; c) aumenta, a d e m á s , elabora tu propia justificación.


4 +

+ OH" —>NH + H , 0 . 3

-4

19. a) 300 cm ; b) 1,32; c) menor. 3

20. a) OH-, H 0 , C H C H C H , N H ; b) 2,00.10"' mol; c) 3,81.10" ; d) KOH < C H C H C H N H < hidracina. 3

+

3

3

7. EQUILIBRIO ÁCIDO/BASE

2

2

2

3+

4

3

21. a) 2,80; b) disminuye pH, H 0 + A" —>HA + H 0 . 3

+

2

Y SOLUCIONES REGULADORAS (BUFFER) 22. a) 1,90 dm ; b) 0,12 g; c) menor. 3

1. a) 150 cm ; b) 2,00.10 M; c) igual, además, elabora tu propia justificación. 3

-3

2. a) 4 , 2 0 . 1 0 M ; b) CH CO0-, 9,26; c) 2,20.10 M . -5

3

23. a) HCIO y H 0 ; b) 1,25.1o" mol; c) 3.14.10" ; d) HCI < ácido benzoico < HCIO. 2

5

8

-5

24. a) 0,254 mol; b) 9,67 - 11,67.

3. a) 9,56; b) igual, además, elabora tu propiajustificación; c) disminuye. 4. a) 11,40; b) 1.00.10- M ; c)0,O14% m/V.

E j e r c i c i o s integradores

5. a) 3,20; b) menor, además,elabora tu propiajustificación; c) 4,78.10 mol.

25. a) 19 dm ; b) menor; c) 0,03 mol; d) F; e) por ejemplo: C y E; f) no; además, elabora tu propiajustificación; g) C H N H , Cl", H 0 , OH".

6. a) 0,741; b) mayor, además, elabora tu propiajustificación; c) 8,26 - 10,26.

26. a) Mayor; b) 199 c m ; c) D ; d) 2,0.1o" mol; e) por ejemplo: C y E; f) no; además, elabora tu propiajustificación.

7. a) 12,6 m L ; b ) 1,00 M ; c) 6,31.10 M .

27. a) 1,58 L ; b) mayor; c) 5,00.10" mol; d) B ; e) por ejemplo: C y F; f) sí; además, elabora tu propiajustificación; g) H 0 , OH", Cl", C H N H .

2

-3

-3

8. a) 2,04.10' M ; b ) 11,03. 5

3

3

3

3+

3

+

4

3

3

+

2

5

3 +

9. a) 3,32; b) 3,32; c) disminuye. 28. a) Menor; b) 1,71; c) F; d ) 6,00. l O ' m o l ; e) por ejemplo: C y F; f) 4,30 - 6,30; a d e m á s , elabora tu propiajustificación. 3

10. a) 1,00; b) H 0 , O H , NO;; c) 0,15 mol. 3

+

-

Lilia Davel - Gabriela M o n i n a

9. Respuestas

8 . QUÍMICA ORGÁNICA

11. a) C H C H ¿ H ( C H ) C O N H , 2-metilbutanamida; b) Londont dipolo-dipolo y puente de hidrógeno; c) elabora tu propia justificación; d) por ejemplo: C H C O O C H C H , etanoato de etilo. 3

1. a) CH CH CH CH 0>H; b) CH CH(CH )CHO, metilpropanal, c) C H C H ( O H ) C H C H ; d) 3,4-dihidroxibutanal. 3

2

2

2

3

3

2

3

2

3

2

3

3

2

c) fuerzas de L o n d o n y dipolo-dipolo; d) elabora tu propia justificación; e) metilpropanamida. 3. a) Por ejemplo: C H C H C H = C H C H C H , 3-hexeno; 3

2

2

4. a) 2-metilbutanoato de metilo; b) fuerzas de London y dipolo-dipolo; c) CH CH(CH )CHO, metilpropanal y CH CH CH CHO, butanal; 3

3

2

12. a) I I < I < I I I ; además, elabora tu propiajustificación; b) sí, el (II), CH CH(CH )CH(CH )CH ; c) por ejemplo: C^CE^CHÍCLL,) (CFL^CHj, 3-metil hcptano; 3

3

2

3

3

2

c) (I) 5-en 3-hexanona. 14. a) I > I I > I I I ; además, elabora tu propiajustificación; b) por ejemplo: C H J C ^ O C H L J C H ^ H J C H ^ etilbutiléter; c) CH CHOHCH CH CH CH ; d) 3-aminobutanal. 2

2

2

3

2-butanol; e) elabora tu propia

3

15. a) (II) propanoato de metilo; además, elabora tu propiajustificación; b) CH CH=CH-CH=CHCONH ; c) (III) 4-hidroxi-3-metilpentanona. 3

5. a) CH CH(OH)CH CH CH ; b) CH CH(CH )CHO, metilpropanal; c) ácido propanoico; además, elabora tu propia justificación; d) ácido 4-hidroxibutanoico. 2

2

3

3

3

3

2

3

2

3

7. a) (I) 2-en-5-hidroxi-4,4-dimetilpentanamida; además, elabora tu propiajustificación; b) ( I I I ) , C H C H ( N H ) C H ( C H ) C O C H ; c) butanoato de metilo. 3

2

3

3

8. a) CH COCH , propanona; b) por ejemplo: CH^Cl^^CUiCH^CHpH, 2-metil-l-pentanol; c) (I) propanal; además, elabora tu propia justificación; d) ácido-2-en-propanoico. 3

9. a) (III) ácido-3-hidroxi-2-metilbutanoico; además, elabora tu propia justificación; b) C H CHCH(CH )COCH ,3-metil-4-en- pentanona; f

3

3

c) 2-amino-3-en-pentanal.

10. a) Por ejemplo: CH OCH CH CH CH , metilbutiléter; 3

2

2

2

16. a) I I < I < I I I ; además, elabora tu propiajustificación; b)

CH CH CH(CH )CHOHCH ,3-metil-2-pentanol; 3

2

3

3

c) ácido 3-en-2-etilbutanoico.

3

3-metilheptano; c) (II): n-octano; además, elabora tu propia justificación; d) ácido 2-aminopropanoico.

•

2

3

6. a) CH OCH , dimetiléter; b) por ejemplo: CH CH CH(CH )(CH ) CH ,

3

3

d) 4-amino-2-pentanol.

3

d) C H C H ( O H ) C H C H , justificación.

3

3

13. a) (III) ácido 3-hidroxi-2-metilbutanoico; b) (IT) 2-amino-3-en-pentanal;

3

b) (III), 2-metilpentano; c) (I), 2-butanol; d) elabora tu propia justificación; e) propanoato de etilo.

3

2

3

2. a) (II) y (III), isomería de cadena; b) CFL= CHCH(CH )CH C =CH;

3

a los problemas y ejercicio?*

3

b) CH^H^CHÍCHJCOOH, ácido 2-metilbutanoico; c) (II) n-pentanal; además, elabora tu propia justificación; d) 3-bromobutanoato de metilo.

17. a) (II) 3-en-2-metilpentanal, b) (III) ácido 2-cIoro-3-hidroxibutanoico; además, elabora tu propiajustificación, c) (I) 1-hexeno.

Problemas y ejercicios de aplicación para química001

Recommend Documents