Qca en ejercicios Evelson.pdf

10. Equilibrio ácido-base

Química en ejercicios

Respuestas Bloque 1

1.

Volver a los ejercicios del Bloque 1

a) I b) C c) C d) I e) I f) C g) C h) C i) I Elaboren las justificaciones correspondientes.

2.

a) Solución Acuosa

Ecuación de ionización

HBr (ácido fuerte)

HBr + H2O

HNO2 (ácido débil)

HNO2 + H2O

HF (ácido débil)

HF+ H2O

→

Especies presentes en el sistema final

H3O + Br –

H2O, H3O , OH , Br -

H3O + NO2

H2O, H3O , OH NO2 , HNO2

H3O + F –

HClO4 (ácido fuerte)

HClO4 + H2O

NH3 (base débil)

NH3 + H2O

(CH3)3 N (base débil)

(CH3)3N + H2O

→

H2O, H3O , OH , HF, F-

H3O + ClO4

H2O, H3O , OH ,

ClO4 ⇄

NH4 + OH–

+ ⇄ (CH3)3NH +

H2O, H3O , OH , NH3, NH4

OH–

H2O, H3O , OH , (CH3)3 NH+, (CH3)3 N

b) HNO2 (ácido débil): H3O /H2O ; H2O/ OH ; HNO2 / NO2 HF (ácido débil): H3O /H2O ; H2O/ OH ; HF/F NH3 (base débil): H3O /H2O; H2O/ OH ; NH4 / NH3 (CH3)3 N (base débil): H3O /H2O ; H2O/ OH ; (CH3)3 NH+/(CH3)3 N

3.

a) Aumenta; b) disminuye; c) disminuye; d) aumenta; e) no cambia.

209

QUÍMICA EN EJERCICIOS

Química en ejercicios / Pablo Evelson ... [et.al.]. - 1a ed. - Ciudad Autónoma de Buenos Aires : Eudeba, 2014. E-Book. - (UBA XXI) ISBN 978-950-23-22 978-950-23-2269-8 69-8 1. Química. I. Evelson, Pablo. CDD 541.07

Eudeba Universidad de Buenos Aires

1a edición: marzo de 2014

© 2014 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

Composición general: Eudeba Impreso en Argentina. Hecho el depósito que establece la ley 11.723

No se permite la reproducción total o parcial de este libro, ni su almacenamiento en un sistema informático, informático, ni su transmisión en cualquier forma o por cualquier medio, electrónico, mecánico, fotocopia u otros métodos, sin el permiso previo del editor.

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y Calidad Académica

PROGRAMA UBA XXI Directora

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Coordinación Desarrollo Pedagógico

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Procesamiento didáctico

Andrea Pandolfo

Coordinación Producción Multimedial Liliana Castillo Edición

María Alejandra Batista Ariadna Pou Patricia Bucich

Diseño de tapa

Ariel F. Guglielmo

Química en ejercicios Contenidos

Pablo Evelson, profesor titular Marisa Repetto, profesora adjunta Gabriela Mohina, profesora tutora María Gabriela Muñoz, profesora tutora Lidia Iñigo, profesora tutora Ruth Josiowicz, profesora tutora

Índice

Acerca de UBA XXI ...........................................................................................9 Introducción ............................................................................................................10

1. Estructura atómica y clasicación periódica.................................................13 2. Uniones químicas y nomenclatura ..............................................................29 3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias .........................................................................................49 4. Magnitudes atómicas y moleculares ............................................................67 5. Gases ideales ..............................................................................................85 6. Soluciones ...................................................................................................99 7. Compuestos orgánicos ...............................................................................117 8. Reacciones químicas .................................................................................147 9. Equilibrio químico .......................................................................................167 10. Equilibrio ácido-base ................................................................................185 Anexo .............................................................................................................221 Tabla periódica................................. ....................................... ...............................221 Documento: Cifras signicativas................................. ...................................... .....222


Acerca de UBA XXI

Acerca de UBA XXI

UBA XXI es un programa de educación a distancia de la Universidad de Buenos Aires, cuya propuesta, a lo largo de los años, desarrolla estrategias de enseñanza orientadas a promover aprendizajes de calidad en los estudiantes que opten por continuar sus estudios a través de esta modalidad. En esta publicación, Química en ejercicios, se desarrollan multiplicidad de ejercicios prácticos, con diferentes niveles de complejidad, que abordan e integran los conceptos teóricos de la materia. Este Programa ofrece distintos recursos para favorecer el cursado de la materia y promover el estudio autónomo. Cabe destacar que frente a escenarios cambiantes y a la proliferación de materiales en distintos soportes, uno de sus desafíos es favorecer la integración de tales recursos en el marco de procesos pedagógicos, cada vez más heterogéneos.

9


Acerca de UBA XXI

Introducción

La presente publicación, Química en ejercicios, es un material obligatorio para el estudio de la materia Química que se dicta en el Programa de Educación a Distancia de la Universidad de Buenos Aires, UBA XXI. Este libro comprende una guía de ejercicios de todas las unidades del programa de Química y, de esta manera, se constituye en material de la bibliografía obligatoria para desarrollar la práctica. También, forma parte del conjunto de los recursos que el Programa brinda a los alumnos para orientarlos en la organización del estudio y acompañarlos en el cursado de la materia. La resolución de ejercicios tiene como objetivo principal que los alumnos comprendan e integren los diferentes contenidos teóricos que aprendan a lo largo de la cursada. Este material está armado en base al programa de Química y, por lo tanto, se estructura en diez capítulos que se corresponden con cada una de las unidades del programa. En cada capítulo, se presentan ejercicios de complejidad creciente organizados en dos bloques. Los ejercicios del Bloque 1 hacen un recorrido secuencial y completo de los temas de cada unidad, mientras que en el Bloque 2, se presenta una variedad de ejercicios con distinto grado de dificultad para afianzar y continuar con la práctica. Al comienzo de cada capítulo, se recomienda realizar un recorrido bibliográfico por los principales contenidos teóricos que se deberán considerar para la resolución de los ejercicios. Al final de de los mismos, se incluyen las respuestas y en el Anexo se publican la Tabla periódica y el documento “Cifras significativas” que utilizamos en UBA XXI. Cabe destacar que la cátedra de Química de UBA XXI tiene como objetivo que los alumnos logren desarrollar un nivel de análisis y comprensión de los temas que les permita resolver ejercicios, en forma no automática y memorística. Se trata de acercarlos al análisis químico a través de la resolución de los mismos.

10


Acerca de UBA XXI

Por último, se sugieren algunos pasos a tener en cuenta antes de comenzar la práctica: 

Leer cuidadosamente el enunciado de cada ejercicio y establecer relaciones con los conceptos teóricos de la unidad correspondiente.



Identificar los datos, los valores que puedan ser útiles y las incógnitas.



Recordar que es tan importante el número obtenido como las unidades en las que se expresan los resultados.



Analizar si los resultados obtenidos son coherentes según los aspectos teóricos estudiados y los datos del ejercicio. Verificar que la respuesta indique lo solicitado.



Informar los resultados con tres cifras significativas. Se redondea solo el resultado final. Consultar en el Anexo el documento “Cifras significativas”.

11


12

Acerca de UBA XXI

1. Estructura atómica y clasificación periódica

Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:

Las partículas fundamentales que constituyen un átomo. Los conceptos de: composición nuclear, número atómico, número másico, nucleido, ion, anión, catión, isótopo, unidad de masa atómica y especies isoelectrónicas. El número atómico y el número másico (su simbolización). Modelo atómico orbital: nivel, subnivel, orbital, configuración electrónica y configuración electrónica externa. Clasificación de los elementos según su ubicación en la t abla periódica. Radio atómico, energía de ionización y electronegatividad, y sus variaciones a lo largo de un grupo y de un período.



Bloque 1 1. A partir de los símbolos de los siguientes nucleidos: 24 12 Mg

130 56 Ba

28 14 Si

79 35 Br

25 12 Mg

40 19 K

19 9F

52 24 Cr

39 19 K

a) determinen la composición nuclear y el número de electrones; b) indiquen cuáles de esos son isótopos. R ESPUESTA

2. Representen con su símbolo a los siguientes iones formados por: a) 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones; b) 14 neutrones, 13 protones y 10 electrones; c) 36 electrones, 49 neutrones y 37 protones; d) 92 protones, 143 neutrones, 90 electrones; e) 76 neutrones, 52 protones y 54 electrones. R ESPUESTA

3. Completen el siguiente cuadro: Símbolo 23 11 Na

Z

A

Nº p

Nº e

Nº n

Carga neta

11

23

11

11

12

0

16

2-

32 197

79

0 10

14

10

7

40 2 20 Ca

7 7 3 Li

R ESPUESTA

14

3+



4.

Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). Justifiquen las respuestas. a) En un átomo, el número de protones es siempre igual al número de neutrones. b) Los átomos son partículas eléctricamente neutras. c) En los iones, el número de electrones es igual al número de protones. d) Los isótopos tienen distinto número de neutrones. e) Todo anión tiene un número de electrones en la nube menor al número de protones del núcleo. f) La carga nuclear de un átomo está determinada por el número de neutrones. g) Las especies

, 35 Br 37 Rb

h) Los nucleidos

35 17

X

y

37 17

y

X

son isoelectrónicas.

18 Ar

son isótopos.

i) Si dos átomos tienen el mismo número másico, pertenecen al mismo elemento. R ESPUESTAS

5. Un átomo del elemento M forma un catión divalente isoelectrónico con el ion 79Z – que posee 44 neutrones en su núcleo. Determinen el número atómico de M. R ESPUESTA

6. Una molécula de XO2 tiene en total 23 protones y 24 neutrones. Si se considera que los átomos de oxígeno corresponden a su isótopo más abundante, el

16

O, determinen el número

atómico y el número másico de X. Identifiquen al elemento X con su símbolo. R ESPUESTA

7. Escriban la configuración electrónica (CE) de los átomos de los elementos de número atómico (Z): 19, 34, 18, 56, 23, 14. R ESPUESTA

8.

Escriban la CE de los siguientes iones, e indiquen el número de electrones en el último nivel energético: Li+

O2-

Ba 2+

P3-

Sr 2+

Al3+

R ESPUESTA

9. Escriban la configuración electrónica externa (CEE) de las siguientes especies: Na+ Te As3 – Rb+

I-

Ne

Indiquen cuáles de estas son isoelectrónicas. R ESPUESTA 15



10. Dados los elementos de Z: 11, 16, 20, 52 y 30, identifiquen con sus símbolos a: a) los metales; b) al/a los elemento/s de transición; c) los elementos que pertenecen al mismo grupo; d) los elementos que pertenecen al mismo período.

R ESPUESTA

11. Clasifiquen a los elementos de Z = 2, 3, 9, 10, 12, 19, 38 y 53 en: halógenos, metales alcalinos, metales alcalino-térreos y gases nobles. R ESPUESTA

12. Un átomo del quinto metal alcalino forma un ion isoelectrónico con el anión X 2 – . Identifiquen al elemento X con su símbolo. R ESPUESTA

13. Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). Justifiquen las respuestas. a) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4p tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 4f. b) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4s tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 5s. c) La CEE del Mg

2+

es 3s2.

d) Los cationes divalentes que forman los átomos del segundo metal alca lino son isoelectrónicos con los aniones monovalentes que forman los átomos del segundo halógeno. e) La CEE del ion que forma un átomo del cuarto halógeno es 4s 2 4p6. R ESPUESTA

16



14. La molécula RX4 está formada por 74 protones y por 78 neutrones. El elemento X es el segundo halógeno y el isótopo del elemento R posee el mismo número de protones que de neutrones. a) Identifiquen al elemento X con su símbolo. b) Indiquen el número de neutrones presentes en el isótopo de X. c) Escriban la CE del átomo R. R ESPUESTA

15. Para cada terna de elementos, ordenen en forma creciente el radio atómico: a) b)

12Mg

17Cl

14Si

19K

55Cs

3Li

7 N

20Ca

c) 4Be

Justifiquen las respuestas. R ESPUESTA

16. Se dispone de los siguientes valores de energía de primera ionización (Ei): a) 1008,5 KJ/mol

b) 708,7 KJ/mol

c) 1251,3 KJ/mol

Asignen a cada uno de los siguientes elementos: I, Cl y Sn, el valor que le corresponde. Justifiquen las respuestas.

R ESPUESTA

17. Ordenen en forma creciente el carácter metálico de los siguientes elementos: Sn

Sr

Ba

Si

R ESPUESTA

17



18. Dados los elementos R, Q, T, y los siguientes datos: - el isótopo 40R tiene 21 neutrones en su núcleo; - Q forma un anión divalente que tiene 18 electrones; - la CEE del átomo de T es 3s 2. Indiquen: a) el símbolo del ion más estable de R; b) el número de neutrones que tiene el núcleo del isótopo

34

Q;

c) la notación adecuada del isótopo del elemento T que tiene 13 neutrones en su núcleo. R ESPUESTA

19. Un átomo del elemento R forma un catión divalente isoelectrónico con la especie 37Q – cuyo núcleo tiene 20 neutrones. Indiquen: a) el símbolo y el número atómico de R y de Q; b) el número de neutrones de un átomo de 35Q; c) la CEE del catión divalente que forma R; d) el símbolo de un elemento que pertenezca al mismo grupo que Q, cuyos átomos presenten mayor energía de primera ionización.

R ESPUESTA

20. Identifiquen con su símbolo a los átomos de los elementos que poseen las siguientes CEE:

a) 3s2 3p3 R ESPUESTA

18

b) 4s2 3d1

c) 5s1

d) 4s2 4p4

e) 6s24f 3



Bloque 2 1. Indiquen cuáles de estos datos, Z y/o A, se necesitan para calcular: a) el número de protones de un átomo; b) el número de neutrones; c) el número de partículas positivas en el núcleo; d) el número de electrones en un anión monovalente. R ESPUESTA

2. A partir de la siguiente información y de la tabla periódica, escriban los símbolos químicos de los nucleidos correspondientes: a)14 protones y 16 neutrones; b) 50 neutrones y Z = 37; c) 13 protones y 14 neutrones; d) un átomo de cloro con 20 neutrones. R ESPUESTA

3. Completen las ecuaciones de formación de los siguientes iones: a) F + _ _ _ → F – b) Ba → Ba 2+ + _ _ _ R ESPUESTA

4. Se sabe que una partícula está formada por 15 protones, 18 electrones y 16 neutrones. Indiquen: a) si este conjunto de partículas subatómicas constituye a un átomo o a un ion; b) el símbolo de la especie correspondiente; c) cuál de los siguientes iones es isoelectrónico con la partícula mencionada: Ca2+

F-

Na+

S2-

R ESPUESTA

5. Un átomo del elemento E forma un anión divalente isoelectrónico con el catión monovalente que forma un átomo de potasio. Indiquen el número másico de E, si se sabe que tiene 17 neutrones en su núcleo. R ESPUESTA 19



6. Determinen el número másico de X, si se sabe que tiene 20 neutrones en su núcleo y forma un ion mononegativo que es isoelectrónico con

2+ 20R .

R ESPUESTA

7.

Los iones X3 – y Sr 2+ son isoelectrónicos. Identifiquen con su símbolo al elemento X. R ESPUESTA

8. Los átomos Q y R tienen el mismo número másico. Un átomo de R forma un catión trivalente constituido por 25 electrones y 30 neutr ones. El átomo Q tiene dos protones menos que R. a) Indiquen el número atómico y el número másico de Q y de R. b) Calculen el número de neutrones de un átomo de Q. c) Identifiquen con su símbolo a los elementos mencionados. R ESPUESTA

9. Escriban la CE y la configuración electrónica externa (CEE) de los átomos de los siguientes elementos: Be

Sr

Zn

Mn

As

R ESPUESTA

10. A partir de las siguientes CEE, indiquen si los elementos son representativos o de transición, e identifíquenlos con sus símbolos. a) CEE: 4s2 4p3

b) CEE: 4s2 3d3

c) CEE: 6s1

d) CEE: 4s2 4p6

R ESPUESTA

11. El ion E2- es isoelectrónico con un átomo del tercer gas noble. Indiquen grupo y período al que pertenece el elemento E. R ESPUESTA

12. Escriban el símbolo del ion más estable que pueden formar los átomos de los siguientes elementos: a) Na

b) N

R ESPUESTA 20

c) K

d) I



13. El elemento M es representativo y forma el catión M 2+ cuya CEE es 4s 2 4p6. a) Identifiquen a M con su símbolo e indiquen a qué grupo y período pertenece. b) Indiquen cuántos neutrones tiene en su núcleo el isótopo 88M. R ESPUESTA

14.

Una molécula de RX3 tiene en total 66 protones. Se sabe que R es un elemento representativo del tercer período que tiene 5 electrones en su CEE; determinen el grupo y período al que pertenece X. R ESPUESTA

15.

Un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el quinto gas noble. a) Identifiquen al elemento T con su símbolo. b) Indiquen el número de neutrones del isótopo de T cuyo número másico es 131. c) Ordenen de mayor a menor el carácter metálico de los elementos Ba, Sr y el elemento mencionado en el enunciado. R ESPUESTA

16.

Un átomo de 22X es isoelectrónico con el ion

24

T2+. El núcleo de T 2+ está formado por igual

número de protones que de neutrones. Indiquen: a) la CEE de T; b) el número de partículas sin carga eléctrica que constituye a un átomo de 22X; c) el grupo y el período al que pertenecen ambos elementos; d) el símbolo de un elemento del mismo período que T, cuyos átomos tengan menor radio atómico. R ESPUESTA

21



17. Los elementos M y Q pertenecen al segundo período. Q es un halógeno y M es un metal alcalino. Indiquen: a) el símbolo del ion más estable que forma Q y su CEE; b) el símbolo de M y el grupo al que pertenece; c) el tipo y número de partículas que hay en el núcleo de 7M; d) el símbolo del átomo que presenta mayor energía de primera ionización.

R ESPUESTA

18. Dados los átomos de los elementos de número atómico 19, 16, 25 y 35, indiquen: a) el tipo y el número de partículas que componen al isótopo

81 35 X

b) el símbolo del elemento de transición; c) la CE del ion más estable que forma el átomo del elemento de Z= 16; d) el símbolo del elemento de mayor carácter metálico que pertenece al período 4. R ESPUESTA

19. El átomo del elemento T forma un anión divalente cuya CEE es 3s23p6. Un átomo de T forma con un átomo del elemento X el compuesto de fórmula XT que tiene 36 protones. a) Identifiquen a X con su símbolo. b) Indiquen el número de neutrones de un átomo de

44

X.

c) Escriban la CE de T. R ESPUESTA

20. Dada la fórmula del compuesto K 2S, indiquen: a)

el símbolo del átomo del elemento que es isoelectrónico con el anión y el catión que forman una unidad de fórmula de ese compuesto y escriban su CEE;

b)

el número de neutrones que tiene el isótopo del elemento más electronegativo del compuesto dado, cuyo número másico es 34;

c)

la CE del ion más estable que forma el potasio.

R ESPUESTA

22



21. Un átomo del elemento X forma un ion dipositivo isoelectrónico con 35R – . El elemento T está ubicado en el mismo período que R y en el mismo grupo que X. a) Indiquen los símbolos químicos correspondientes a los elementos X y T. b) Escriban la CEE de 35R – . c) Determinen la composición nuclear del isótopo

87

X.

R ESPUESTA

22. El ion 41R + es isoelectrónico con el tercer gas noble. Otro elemento M posee un isótopo de +

número másico 34, cuyo núcleo tiene 4 neutrones menos que el isótopo 41R . a) Indiquen el número de neutrones en el núcleo de

41

+

R .

b) Escriban la CEE del átomo del elemento M. c) Identifiquen a R con su símbolo y escriban su CE. R ESPUESTA

23



Respuestas Bloque 1


1. a) Nucleido

Composición nuclear

Número de electrones

24 12 Mg

12 p y 12 n

12

130 56 Ba

56 p y 74 n

56

79 35 Br

35 p y 44 n

35

28 14 Si

14 p y 14 n

14

40 19 K

19 p y 21 n

19

25 12 Mg

12 p y 13 n

12

19 9F

9 p y 10 n

9

52 24 Cr

24 p y 28 n

24

39 19 K

19 p y 20 n

19

b) Los isótopos son:

2. a)

18 28O

24 12 Mg

3 b) 27 13 Al

c)

y

25 12 Mg ;

86 37 Rb

d)

39 19 K

y

40 19 K

235 2 92 U

e)

128 252Te

3.

24

Símbolo

Z

A

Nº p

Nº e

Nº n

Carga neta

23 11 Na

11

23

11

11

12

0

32 216S

16

32

16

18

16

2-

197 79 Au

79

197

79

79

118

0

27 3 13 Al

13

27

13

10

14

3+

40 2 20 Ca

20

40

20

18

20

2+

14 37 N

7

14

7

10

7

3-

7 3 Li

3

7

3

2

4

+



4.

a) I

b) C

c) I

d) C

e) I

f) I

g) I

h) C

i) I

Elaboren las justificaciones correspondientes.

5. Z = 38

6. Z = 7 A = 15; N

7. CE K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 CE Se: 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 CE Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 CE Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 CE V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 CE Si: 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p2

8. Símbolo

CE

Electrones externos

Li+

1s2

2

O2 – Ba2+ P3 – Sr 2+

1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

8 8 8 8

Al3+

1s2 2s2 2p6

8

9. Símbolo Na+

CEE 2s2 2p6

Te As3 – Rb+

5s2 5p4 4s2 4p6 4s2 4p6

I Ne

5s2 5p6 2s2 2p6

Especies isoelectrónicas: Na+ y Ne; As3 – y Rb+

25



10. a) Na, Ca y Zn

b) Zn

c) S y Te

d) Período 3: Na y S; período 4: Ca y Zn

11. Halógenos: 9F y 53I. Metales alcalinos: 3Li y 19K. Metales alcalino-térreos: 12Mg y 38Sr. Gases nobles: 2He y 10 Ne

12. X: Te

13. a) C

b) C

14. a) Cl

c) I

d) I

e) I . Elaboren las justificaciones correspondientes.

c) CE: 1s2 2s2 2p2

b) 18 n

15. a) 17Cl, 14Si, 12Mg

b) 3Li, 19K, 55Cs

c) 7 N, 4Be, 20Ca. Elaboren las justificaciones

correspondientes.

16. Sn = 708,7 KJ/mol I = 1008,5 KJ/mol; Cl = 1251,3 KJ/mol. Elaboren las justificaciones correspondientes.

17. Si, Sn, Sr y Ba

18. a) K +

b) 18

c)

25 12 Mg

19. a) R: 20Ca y Q: 17Cl

20. a) P

b) Sc

c) Rb

c) 3s2 3p6

b)18

d) Se

e) Pr

Bloque 2 1. a) Z

2. a) 26

30 14 Si

d) F


b) Z y A

b) 87 37 Rb

c) Z

c)

d) Z

27 13 Al

d)

37 17 Cl



→ F –

b) Ba → Ba2+ + 2 e

3.

a) F + 1e

4.

a) Un ion. Anión trivalente

5.

A = 33

b)

31 315 P

c) Ca2+ y S2-

6. A = 37

7. As

8. a) Z R = 28 y A R = 58; Z Q = 26 y A Q= 58

b) 32 n

c) Fe y Ni

9. Símbolo

CE 2

CEE

Be Sr Zn

s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

2s2 5s2 4s2 3d10

Mn As

s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 s 2p 3s 3p 4s 3d 4p

4s2 3d5 4s 4p

10. a) As, representativo

b) V, transición

c) Cs, representativo

d) Kr, representativo

11. Grupo 16 y período 3

12. a) Na+

b) N3 – c) K +

13. a) Sr, grupo 2 y período 5

d) I –

b) 50 n

14. Grupo 17 y período 3

15. a) T: I

b) 78 n

c) Ba, Sr, I

27



16. a) CEE Mg: 3s2

b) 12 n

c) X: Ne, grupo 18 y período 2 y T: Mg, grupo 2 y período 3

d) Cualquiera de los que se ubican en el período 3 que posean mayor número atómico que el magnesio, por ejemplo: Si.

17. a) F – , CEE: 2s2 2p6

b) Li, grupo 1

18. a) 35 p, 35 e y 46 n

19. a) Ca

b)18 n

21. a) X: Sr y T: Ca

22. a) 22 n

28

c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6

c)1s2 2s2 2p6 3s23p4

b) 24 n

20. a) Ar, 3s23p6

b) Mn

c) 3 p, 4 n

b) 3s23p4

c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6

b) 4s24p6

c) 38 p y 49 n

c) K; 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1

d) F

d) K

2. Uniones químicas y nomenclatura


Características de los distintos tipos de uniones químicas (iónica, covalente y metálica) y sus características. Características generales de las sustancias iónicas, covalentes moleculares y metálicas. Representación de: 

las fórmulas mínimas y las moleculares;



cada uno de los términos (símbolos, puntos o cruces, corchetes, etc.) utilizados en las estructuras de Lewis.

La polaridad de los enlaces y representación del momento dipolar, según el concepto de electronegatividad. Nomenclatura de los compuestos inorgánicos binarios, ternarios y cuaternarios.



Bloque 1 1. En cuál de los recipientes se representan: a) moléculas de NH3 b) moléculas de Cl2 c) un cristal de KCl

1

2

3

4

5

6

R ESPUESTA

2. Identifiquen el tipo de uniones involucradas en una unidad elemental (molécula o unidad de fórmula) de: a) BF3 b) K 2O

c) C2H6

d) SeO2

e) KBr f) CaCl2

R ESPUESTA

3. A partir de las siguientes fórmulas, indiquen el tipo de unión, el tipo de partículas que constituyen a las sustancias y dibujen sus estructuras de Lewis: a)

NaF b) AsH3 c) SiCl4 d) LiCl

e) PCl3 f) Ca3 N2 g) SO2

R ESPUESTA

4. Dibujen la estructura de Lewis de los siguientes iones: S2-

ClO – H3O+

R ESPUESTA

30

OH –

3

PO4

2

SO3

h) Li2O i) N2O5



5. Determinen los números de oxidación de todos los elementos que forman las siguientes especies: MnO2 2

CrO4

Fe3+ NO3

S2-

AsH3

NH4

Al2S3

NO2

Na2SO4

KMnO4

CuH

R ESPUESTA

6. Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica

Nombre

CaF2

Clasificación

Estructura de Lewis

sal binaria trióxido de dinitrógeno

LiBr heptóxido de dicloro H2S óxido de cesio

R ESPUESTA

7. Completen el siguiente cuadro: Fórmula

Nombre

empírica

Clasificación

Estructura de Lewis

Mg(OH)2 ácido clórico Co(NO2)3 hidróxido de cobre (I) H2SO4 carbonato de amonio KHS

hidrógeno sulfuro de potasio

HNO3 hidrógeno sulfito de níquel (III)

R ESPUESTA

31



8. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a)

Todos los compuestos binarios constituidos por metales y no metales son iónicos.

b) Los átomos tienen mayor estabilidad al adquirir l a configuración electrónica del gas noble más cercano. c)

En una unión covalente dativa, o coordinada, uno de los átomos es el que aporta el par de

electrones que es compartido. d) Los átomos de los elementos que presentan valores altos de energía de ionización pueden forman enlaces metálicos. R ESPUESTA

9. Indiquen cuál/es de las siguientes representaciones y/o fórmulas es/son correcta/s para un compuesto formado por un elemento X, que pertenece al grupo 2, y otro elemento Y, que pertenece al grupo 16:

a)

b) X-Y-X

c)

d) XY

e) X2Y

f) X=Y

R ESPUESTA

10. Escriban la fórmula empírica, la estructura de Lewis y el nombre de: i. un hidróxido formado por un catión trivalente; ii. un hidróxido de un metal alcalino-térreo; iii.

una molécula formada por tres átomos de hidrógeno, un átomo de fósforo y cuatro átomos de oxígeno;

iv. un oxoácido en el que el no metal actúe con estado de oxidación: i) +1; ii) +4; iii) +5 respectivamente; v. un oxoanión monovalente y uno divalente; vi. un oxoanión que presente: 2 uniones covalentes simples y 1 unión covalente doble, i) ii) 1 unión covalente simple, iii) 1 unión covalente simple y 2 uniones covalentes dativas; vii. una oxosal en la que el metal actúe con estado de oxidación +3 y el no metal con estado de oxidación +4; viii. una oxosal formada por un metal del grupo 2 y un no metal del grupo 17; 3

ix. una oxosal formada por PO4 y K +. R ESPUESTA 32



11. Dados los números atómicos (Z) 9, 17, 55, 38 y 53, de diferentes átomos, indiquen:

a) los símbolos de los que solo presentan números de oxidación positivos; b) el símbolo del que tiene el valor de electronegatividad más bajo; c) el tipo de unión que predomina en el compuesto constituido por los elementos cuyos números atómicos son 9 y 55. R ESPUESTA

12. Representen el vector momento dipolar para cada uno de los siguientes enlaces:

a) b) c) d) e)

Si

Cl

C

O

N

F

O

Cl

Si

N

R ESPUESTA

13.

a) Clasifiquen a las siguientes sustancias en iónicas o covalentes moleculares según corresponda: Rb2O

P2O5 I2O

Na2SiO3

Br 2O7 HClO4 H2CO3 HCN

Al(OH)3 Ca(IO2)2

b) Escriban sus estructuras de Lewis, indicando el tipo de uniones presentes en cada una. c) Indiquen el nombren de cada una de las sustancias. R ESPUESTA

Bloque 2 1. Escriban la notación de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: carbono, aluminio, sodio, argón, flúor, azufre y fósforo. R ESPUESTA

2. a) Elijan un metal alcalino e indiquen qué tipo de unión establece con: i) el nitrógeno, ii) el yodo. 33



b) Escriban las estructuras de Lewis y la fórmula empírica para las unidades elementales de cada una de las sustancias del punto anterior. R ESPUESTA

3. Representen las estructuras de Lewis y las fórmulas mínimas de las unidades elementales de los compuestos constituidos por los siguientes elementos: a)

19K

y 17Cl

b) 20Ca y 8O

c) 3Li y 16S

d) 13Al y 9F

e) 12Mg y 35Br

R ESPUESTA

4. a) Elijan un elemento del grupo 16 e indiquen qué tipo de unión establece con:

i) el carbono, ii) el cloro. b) Escriban las estructuras de Lewis y las fórmulas moleculares para las unidades elementales de cada una de las sustancias del punto anterior. R ESPUESTA

5. Indiquen cuál/es de las siguientes moléculas presenta/n, al menos, un enlace covalente dativo o coordinado:

a) NH3

b) SO2

c) CS2

d) SO3

R ESPUESTA

6. Escriban las fórmulas de los óxidos que forman los si guientes elementos, con sus diferentes estados de oxidación: litio, bromo, hierro, cobre y selenio. R ESPUESTA

34



7. a) Indiquen el tipo de unión que predomina en los compuestos constituidos por los siguientes pares de elementos: i) P y I, ii) S y K, iii) H y C y iv) Al y O, y las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) que constituyen cada una de las sustancias. b) Dibujen las estructuras de Lewis y escriban las fórmulas empíricas y las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos, según corresponda. R ESPUESTA


Nombre

Clasificación

Estructura de Lewis

MgO bromuro de hidrógeno K 2Se pentóxido de dibromo Mg3 N2

R ESPUESTA

9. Un átomo del elemento R que pertenece al grupo 15 y al período 2, se une a átomos del segundo halógeno. Además, constituye otro compuesto de fórmula M 3R, con el tercer metal alcalino. a) Escriban las estructuras de Lewis de ambas unidades elementales. b) Clasifiquen ambos compuestos según el tipo de unión química. R ESPUESTA

10. Escriban el nombre de los siguientes iones: CO32

BrO4

IO

NO2

R ESPUESTA

35



11. a) Dibujen las estructuras de Lewis de las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) de los siguientes compuestos: Cl2O3 SeO3 BH3 H2SO3 KOH

Al(NO2)3

SF6

b) Indiquen en cuáles de las moléculas del punto anterior, los átomos centrales no cumplen la Regla del octeto.

R ESPUESTA


Nombre

Clasificación

Estructura de Lewis

Ca(OH)2 ácido hipobromoso Li2SO3 HClO2 nitrato de magnesio HIO4 sulfato de calcio NaHCO3

R ESPUESTA

13. Escriban la fórmula y nombren la oxosal que se forma a partir del anión NO3 y el catión que forma el Fe (hierro) con su menor estado de oxidación. R ESPUESTA

14. Escriban la fórmula y nombren el oxoácido que forma el nitrógeno cuando actúa con estado de oxidación +3. R ESPUESTA

36



15. Uno de los iones estables del plomo es tetravalente. Indiquen:

a) el símbolo del ion; b) la fórmula del óxido correspondiente; c) la fórmula del sulfato de plomo (IV). R ESPUESTA

16. Escriban las fórmulas mínimas y los nombres de las sustancias constituidas por los cationes, indicados en las columnas, y los aniones, indicados en las filas, como se muestra en el ejemplo. Iones

Fe3+

Li+

Sr2+

Fe2O3

2-

O

óxido de hierro (III)

-

F

-

OH

2

SO4

3

PO4

HCO3

R ESPUESTA

17. Un átomo del elemento X forma con tres átomos de oxígeno un anión monovalente, en el que todos los átomos cumplen con la Regla del octeto. Además, se sabe que el número atómico de X es mayor que 3 y menor que 9. Escriban la estructura de Lewis y el nombre de dicho anión, identificando a X con su símbolo. R ESPUESTA

18.

a) Escriban la fórmula y el nombre de la oxosal formada por aniones ClO3 y iones Cu2+. b) Dibujen la estructura de Lewis del anión.

R ESPUESTA

37



19. A partir de las fórmulas de las siguientes moléculas, indiquen cuáles presentan enlaces no polares: a) CO2 b) O2

c) CH4

d) Br 2

e) CCl4

R ESPUESTA

20.

a) Escriban las estructuras de Lewis y el nombre de los siguientes oxoácidos:

i) H3PO4 ii) H2SeO4 b) Indiquen tipo y número de enlaces presentes en las moléculas de cada uno de los ácidos del punto anterior. Clasifiquen los enlaces covalentes en polares y no polares según corresponda. R ESPUESTA

38



Respuestas Bloque 1


1.

a) Recipiente 5 ;

2.

a) Covalente;

b) recipiente 3;

b) iónica;

c) recipiente 4.

c) covalente;

d) covalente ; e) iónica;

f) iónica.

3. Fórmula

Tipo de unión

Tipo de partículas

Estructura de Lewis

NaF

iónica

cationes y aniones

Dibujen la estructura de Lewis

AsH3

covalente

moléculas

SiCl4

covalente

moléculas

LiCl

iónica

cationes y aniones

PCl3

covalente

moléculas

Ca3 N2

iónica

cationes y aniones

SO2

covalente

moléculas

Li2O

iónica

cationes y aniones

N2O5

covalente

moléculas




39



4. Fórmula del ion

Estructura de Lewis

H3O+

OH –

3

PO4

2

SO3

Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: S 2- y ClO – .

5.

40

MnO2 +4 -2

Fe3+ +3

S2-2

Na2SO4

KMnO4

+1 +6 -2

+1 +7 -2

AsH3 -3 +1

Al2S3 +3 -2

NO2 +4 -2

CrO4

NO3

NH4

CuH

+6 -2

+5 -2

-3 +1

+1 -1

2



6. Fórmula empírica

Nombre

Clasificación

CaF2

fluoruro de calcio

sal binaria

N2O3

trióxido de dinitrógeno

óxido de no metal


LiBr

bromuro de litio

sal binaria


Cl2O7

heptóxido de dicloro

óxido de no metal

H2S

sulfuro de hidrógeno

hidrácido

Cs2O

óxido de cesio

óxido de metal

Estructura de Lewis



Nombre

Clasificación

Mg(OH)2

hidróxido de magnesio

hidróxido

HClO3

ácido clórico

oxoácido

Co(NO2)3

nitrito de cobalto (III)

oxosal

hidróxido de cobre (I)

hidróxido

CuOH

Estructura de Lewis


41



H2SO4

ácido sulfúrico

oxoácido

(NH4)2CO3

carbonato de amonio

sal cuaternaria

KHS

hidrógeno sulfuro de potasio

hidrogenosal

HNO3

ácido nítrico

oxoácido

hidrógeno sulfito de níquel (III)

hidrógenoxosal

Ni(HSO3)3

8.

a) I

b) C

c) C

d) I . Elaboren las justificaciones correspondientes.

9. c y d

10. Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. En todas las respuestas dadas en forma general, M representa a un metal y X a un no metal.

a) M(OH)3, por ejemplo: Al(OH)3 b) M(OH)2, por ejemplo: Ca(OH)2 c) H3PO4 d) i) HXO, por ejemplo: HBrO; ii) H2XO3, por ejemplo: H2CO3; iii) HXO3, por ejemplo: HNO3 42


Química en ejercicios 2

2

e)

XO b , por ejemplo: ClO2 y XO b , por ejemplo: SO3

f)

i) XO b , por ejemplo: SiO32

2

ii) XO , por ejemplo: BrO

iii) XO b , por ejemplo: IO3 g)

M2(XO3)3, por ejemplo: Al2(SO3)3.

h)

M(XO b)2 , por ejemplo: Mg(ClO4)2.

i)

K 3PO4

11. a) Cs y Sr; b) Cs; c) iónica

12. a) Si → Cl; b) C → O; c) N → F; d) O ← Cl; e) Si → N

13. Fórmula

Rb2O

Tipo de sustancia

iónica

Estructura de Lewis

Dibujen la estructura de

Tipo de unión en cada unidad elemental

iónica

Lewis P2O5

molecular

I2O

molecular

Na2SiO3

iónica

Br 2O7

molecular

HClO4

molecular

H2CO3

molecular

HCN

molecular



Nombre

óxido de rubidio

covalentes simples, dobles y

pentóxido de

dativas

difósforo

covalentes

monóxido de

simples

diyodo

iónica

silicato de sodio


covalentes

heptóxido de

Lewis

simples y dativas

dibromo


covalentes

ácido

Lewis

simples y dativas

perclórico

covalentes

ácido

simples y doble

carbónico

covalentes

cianuro de

simples y triple

hidrógeno

43



Al(OH)3

iónica


iónica

Lewis

hidróxido de aluminio yodito de

Ca(IO2) 2

44

iónica

iónica

calcio



Respuestas Bloque 2


1. 2.

a) i) iónica

ii) iónica

b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. La fórmula empírica puede ser: M3 N y MI (M representa al metal elegido).

3.

a)

d)

Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para b, c y e. Fórmulas mínimas: a) KCl

4.

a) i) covalente

b) CaO

c) Li2S

d) AlF3

e) MgBr 2

ii) covalente

b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. Las fórmulas moleculares son CX2 y XCl2 (X representa al elemento elegido).

5. b y d

6. Li2O, Br 2O, Br 2O3, Br 2O5, Br 2O7, FeO, Fe2O3, Cu2O, CuO, SeO2 y SeO3.

7.

a) i) covalente, moléculas ii) iónica, unidades de fórmula iii) covalente, moléculas iv) iónica, unidades de fórmula

b) Dibujen las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas correspondientes. Las fórmulas empíricas son: i) PI3

ii) K 2S

iii) CH4

iv) Al2O3

45




Nombre

Clasificación

Estructura de Lewis

MgO

óxido de magnesio

óxido de metal


HBr

bromuro de hidrógeno

hidrácido


K 2Se

seleniuro de potasio

sal binaria


Br 2O5

pentóxido de dibromo

óxido de no metal


nitruro de magnesio

sal binaria


Mg3 N2

9. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes.

b) NCl3, covalente molecular y K 3 N, iónico.

10. CO32 : ion carbonato;

BrO4 : ion perbromato; IO : ion hipoyodito; NO2 : ion nitrito

11. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: Cl 2O3, SeO3, H2SO3,

KOH, SF6.

b) BH3 y SF6

46




Nombre

Clasificación

Estructura de Lewis

Ca(OH)2

hidróxido de calcio

hidróxido


HBrO

ácido hipobromoso

oxoácido


Li2SO3

sulfito de litio

oxosal


HClO2

ácido cloroso

oxoácido


Mg(NO3)2

nitrato de magnesio

oxosal


HIO4

ácido periódico

oxoácido


CaSO4

sulfato de calcio

oxosal


NaHCO3

hidrógeno carbonato de sodio (bicarbonato de sodio)

hidrógenoxosal


13. Fe(NO3)2, nitrato de hierro (II)

14. HNO2 , ácido nitroso

15. a) Pb4+ b) PbO2

c) Pb(SO4)2

47



16. Fe3+

Iones

Fe2O3 óxido de hierro (III) FeF3 fluoruro de hierro (III) Fe(OH)3 hidróxido de hierro (III) Fe2(SO4)3 sulfato de hierro (III) FePO4 ortofosfato de hierro (III) Fe(HCO3)3 hidrógeno carbonato de hierro (III)

O2FOH2

SO4 3

PO4

HCO3

Li+

Li2O óxido de litio LiF fluoruro de litio LiOH hidróxido de litio Li2SO4 sulfato de litio Li3PO4 ortofosfato de litio LiHCO3 hidrógeno carbonato de litio

Sr2+

SrO óxido de estroncio SrF2 fluoruro de estroncio Sr(OH)2 hidróxido de estroncio SrSO4 sulfato de estroncio Sr 3(PO4)2 ortofosfato de estroncio Sr(HCO3)2 hidrógeno carbonato de estroncio

17. Dibujen la estructura de Lewis para NO3 ; nombre: anión nitrato.

18. a) Cu(ClO3)2 clorato cúprico o clorato de cobre (II) b)

19. b y d

20. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. i) ácido ortofosfórico ii) ácido selénico b) H3PO4; 6 uniones covalentes simples (tres enlaces O -H y tres enlaces P-O) y una unión covalente dativa (P→O). Los siete enlaces son covalentes polares. H2SeO3; 4 uniones covalentes simples (dos enlaces O-H y dos enlaces Se-O) y dos uniones covalentes coordinadas o dativas (Se→O). Los seis enlaces son covalentes polares.

48

3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias


Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia. Geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace. Polaridad de moléculas diatómicas y de moléculas de más de dos átomos. Características de las fuerzas de atracción entre las partículas que constituyen a las distintas sustancias: iónicas, moleculares y metálicas. Punto de ebullición y punto de fusión; propiedades físicas. Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción, entre las partículas (átomos, iones o moléculas), y los puntos de ebullición y de fusión. Solubilidad y el proceso de disolución a nivel submicroscópico. Características que presenta un material para conducir la corriente eléctrica. Diferencias entre los puntos de fusión de las sustancias iónicas y de las sustancias moleculares.



Bloque 1 1.

Indiquen la geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace (α) que

queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes de las siguientes moléculas: a) CO2 b) H2O

c) SO2

d) BeCl2 e) Cl2O

g) SO3 h) CH4

i) CHCl3

j) PCl3

f) NH3

k) SiBr 4

R ESPUESTA

2.

Indiquen la geometría electrónica, la geometría del i on y el ángulo de enlace que queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes en los siguientes iones: a) CO32

b) BrO4

c) NO2

d) NH4

e) ClO2

f) IO3

g) SO32

h) H3O

R ESPUESTA

3.

Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas: Cl 2 HCl

NCl3

HClO

a) dibujen las estructuras de Lewis; b)

indiquen el estado de oxidación del cloro en cada una;

c) determinen la geometría molecular en cada caso y justifiquen utilizando TRePEV, según corresponda; d) indiquen la polaridad de las distintas moléculas y de cada uno de los enlaces entre los átomos que las forman; justifiquen las respuestas.

R ESPUESTA

4.

El selenio forma diferentes óxidos. a) Indiquen la fórmula del óxido constituido por moléculas de geometría angular. b) Escriban la estructura de Lewis del óxido cuyas moléculas presenten el mayor ángulo de enlace. c) Determinen cuál de los compuestos anteriores está formado por moléculas polares. Justifiquen la respuesta.

R ESPUESTA

50



5.

A partir de los siguientes elementos: H

Se

O

Cl

Ca

a) escriban la fórmula de dos compuestos binarios cuyas moléculas presenten el mismo tipo de geometría molecular; b) dibujen la estructura de Lewis del anión tretraatómico que forman el cloro y el oxígeno; c) indiquen la fórmula y el nombre de un compuesto binario cuyas moléculas presenten t=

0 D.

R ESPUESTA

6.

Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o i ncorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) En una molécula diatómica el ángulo de enlace es de 180°. b) Para determinar la polaridad de una molécula de tres o más átomos, es necesario conocer la geometría de la misma. c) La geometría de una molécula siempre coincide con su geometría electrónica. d) Una molécula es polar si todos los momentos dipolares de los enlaces son iguales en módulo. e) La polaridad de las moléculas diatómicas coincide con la polaridad del enlace de los átomos que las forman.

R ESPUESTA

7.

Indiquen el tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada una de las siguientes sustancias: a) CBr 4

b) HNO2

c) CH2Cl2

d) Cl2

f) CH3OH

g) CH3Cl

h) SeCl2

i) PI3

e) HBr

R ESPUESTA

8.

En cada uno de los siguientes pares, seleccionen la sustancia que presente mayor punto de ebullición. Justifiquen las respuestas. a) CO2 y SO2

b) H2O y H2Se

c) NaF y BF3

d) CH4 y SiH4

R ESPUESTA 51



9.

Predigan el orden de las siguientes sustancias según sus puntos de ebullición crecientes. Justifiquen la respuesta. CCl4

CH3F

CHI3

R ESPUESTA

10. A partir de las interacciones intermoleculares,

ordenen las siguientes sustancias en forma

creciente de solubilidad en agua: a) PCl3

b) NH3

c) SiH4

R ESPUESTA

11. Dadas las fórmulas de las sustancias Na 2SO4, CO, CCl4, Fe, elijan: a) dos sustancias insolubles en agua; b) dos sustancias, que en estado líquido, conduzcan la corriente eléctrica; c) la de menor punto de fusión; d) una sustancia formada por moléculas polares.

R ESPUESTA

12. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a)

Las fuerzas de London son siempre menos intensas que las otras fuerzas intermoleculares.

b) La energía necesaria para que una sustancia molecular en estado líquido se evapore, se utiliza para romper uniones entre los átomos dentro de las moléculas. c) La intensidad de las fuerzas de London depende del tamaño de la nube electrónica. d) La energía necesaria para que una sustancia iónica funda, se utiliza para vencer las fuerzas intermoleculares. e) En las sustancias moleculares, la intensidad con que se atraen las moléculas depende de las contribuciones de todas las fuerzas de atracción entre estas. f)

En un sólido molecular, el extremo con densidad de carga positivo de una molécula se atrae con el extremo de densidad de carga negativo de otra molécula cercana.

R ESPUESTA

52



13.

Se dispone de los siguientes pares de sustancias: A) CH4 y BF3

B) AsH3 y I2

C) FeO y H2O

a) Indiquen el tipo de sustancia, las partículas que l as forman y el tipo de fuerzas de atracción que las mantiene unidas en estado sólido. b) Determinen en cada par: i) el nombre de la sustancia que presente mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre sus partículas; ii)

la sustancia de menor punto de ebullición;

iii) la/s que se disuelve/n en CCl 4.

Justifiquen las respuestas del punto b).

R ESPUESTA

14.

A partir de la siguiente información:

- el elemento R es el tercer metal alcalino, - un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el Ar, - X es el elemento más electronegativo del grupo 15.

a) Escriban la fórmula e indiquen el tipo de unión química presente en las unidades elementales de los compuestos formados por: i) R y T

ii) T y X

b) Indiquen cuál de los dos compuestos cumple con cada una de las siguientes condiciones: i) Es un sólido cristalino a temperatura ambiente. ii) No conduce la corriente eléctrica. iii) Está formado por moléculas polares.

R ESPUESTA

53



Bloque 2 1.

Completen la siguiente tabla (en las fórmulas dadas, se indica en negrita el átomo central de cada molécula):

Fórmula

Estructura de Lewis

Geometría molecular

Ángulo de enlace (α)

Momento dipolar (µT = ó µT≠ OD)

CS2 NBr 3 H2S

SeO2 SCl2 SiF4 Cl2CO

SiH3Cl NHCl2

R ESPUESTA

2.

Indiquen la geometría y la polaridad de cada una de las moléculas formadas por:

a) un átomo central, sin pares de electrones libres, unido a tres átomos idénticos; b) un átomo central, con un par de electrones libres, unido a tres átomos idénticos; c) un átomo central, sin pares de electrones libres, unido a dos átomos idénticos.

R ESPUESTA

3.

Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas, indiquen l a que presente mayor ángulo de

enlace entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes: CI 2O

R ESPUESTA

54

BeI2

AlBr 3



4.

Un átomo del elemento fósforo forma con átomos del elemento oxígeno un anión trivalente cuyo átomo central no posee pares de electrones libres. a) Escriban la estructura de Lewis de dicho anión. b) Indiquen la geometría y el ángulo de enlace. Justifiquen la respuesta en base a los postulados de TRePEV.

R ESPUESTA

5.

Dados los elementos: H, C, S, O, Na, Br y P, escriban la fórmula de: a) un oxoanión con geometría triangular; b) una molécula binaria no polar; c) un oxoanión con geometría tetraédrica; d) una molécula tetraatómica polar.

R ESPUESTA

6.

Un átomo del elemento nitrógeno forma oxoaniones monovalentes. Escriban: a) la fórmula del oxoanión que posea geometría triangular; b) la estructura de Lewis del oxoanión cuyo ángulo de enlace sea menor que 120º; c) la fórmula de la oxosal que forma el anión del punto anterior con el tercer metal alcalino-térreo.

R ESPUESTA

7.

Dadas las fórmulas de los siguientes iones: NO3

2

SeO3

BrO4

a) escriban la estructura de Lewis del que posee geometría tetraédrica; b) indiquen en cuál de estos, el ángulo de enlace es mayor; c) identifiquen al anión que posee geometría piramidal y justifiquen su respuesta en base a los postulados de TRePEV.

R ESPUESTA

55



8.

El catión calcio forma una oxosal de fórmula Ca(BrO3)2 a) Dibujen la estructura de Lewis de la oxosal. b) Determinen la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del anión que constituye al compuesto. c) Escriban el nombre de la oxosal del compuesto del punto a).

R ESPUESTA

9.

Dadas las fórmulas de las siguientes sustancias, indiquen en cuál o cuáles, las moléculas se

atraen por la contribución de las fuerzas puente de hidrógeno, dipolo-dipolo y de London: a) CH3F

b) BH3

c) CH3OH

R ESPUESTA

10. Indiquen qué fuerzas de atracción hay que vencer para producir los siguientes cambios de estado:

a) fundir I2; b) hervir agua; c) fundir NaCl.

R ESPUESTA

11.

Expliquen las siguientes afirmaciones: a) Los metales son dúctiles y maleables. b) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos y en solución acuosa.

R ESPUESTA

12.

Un átomo de azufre forma con átomos de oxígeno un anión divalente que tiene 42 electrones. a) Dibujen la estructura de Lewis del anión. -

b) Indiquen si su ángulo de enlace será mayor, menor o igual al del anión IO4 . 56



c) Escriban la fórmula y el nombre de la sustancia que formará el anión mencionado en el enunciado con el catión calcio. d) Indiquen el tipo de fuerzas de atracción que hay que vencer para fundir la sustancia del punto c).

R ESPUESTA

13.

A partir de los elementos Ca, Cl, N, B, escriban la fórmula de un compuesto binario para

cada una de las siguientes condiciones: a) que sus moléculas presenten geometría molecular piramidal; b) que en solución acuosa conduzca la corriente eléctrica; c) que presente entre sus moléculas, solamente, fuerzas de London.

R ESPUESTA

14.

Dadas las fórmulas de las sustancias I2, NaOH, CO2 y HCN, indiquen: a) cuáles son solubles en CCl 4; b) cuáles son solubles en agua. Justifiquen las respuestas.

R ESPUESTA

15.

A partir de los valores dados en la tabla, justifiquen las diferencias de puntos de ebullición (PEb) entre las sustancias indicadas, teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares presentes.

Sustancia PEb °C CH4

– 161

CF4

– 128

CCl4

77

R ESPUESTA

57



16.

Asignen a los compuestos H 2S, Br 2 y HF, los siguientes puntos de ebullición: - 60,7ºC

19,5ºC

-34,0ºC. Justifiquen la respuesta.

R ESPUESTA

17.

Dadas las fórmulas de las sustancias: PCl 3 SiH4 MgCl2 a) predigan el orden creciente de sus puntos de ebullición; justifiquen la respuesta; b) escriban el nombre de la sustancia que puede conducir la corriente eléctrica mencionando en qué condiciones; c) indiquen la sustancia de menor solubilidad en agua.

R ESPUESTA

18.

Justifiquen las siguientes afirmaciones:

a) El punto de ebullición del CCl4 es mayor que el punto de ebullición del HF. b) El punto de fusión del CaBr 2 es mayor que el punto de fusión del H 2O. c) El HCl es soluble en agua. d) El punto de ebullición del NH 3 (-33,0 ºC) es aproximadamente igual al punto de ebullición del Cl2 (- 33,9 ºC). e) El cloruro de sodio es insoluble en tetracloruro de carbono.

R ESPUESTA

58



Respuestas Bloque 1


1. Fórmula molecular

Geometría electrónica


Ángulo de

a)

CO2

lineal

lineal

180º

b)

H2O

tetraédrica

angular

se aproxima a 109,5º

c)

SO2

triangular

angular

se aproxima a 120º

d)

BeCl2

lineal

lineal

180º

e)

Cl2O

tetraédrica

angular

e aproxima a 109,5º

f)

NH3

tetraédrica

piramidal


g)

SO3

triangular

triangular

120º

h)

CH4

tetraédrica

tetraédrica

109,5º

i)

CHCl3

tetraédrica

tetraédrica


j)

PCl3

tetraédrica

piramidal


k)

SiBr 4

tetraédrica

tetraédrica

109,5º

Fórmula

Geometría electrónica

Geometría del ion

Ángulo de

CO3

triangular

triangular

120º

b)

Br O4

tetraédrica

tetraédrica

109,5º

c)

NO2

triangular

angular

se aproxima a 120º

d)

NH4

tetraédrica

tetraédrica

109,5º

e)

ClO2

tetraédrica

angular


f)

IO3

tetraédrica

piramidal


g)

SO3

2

tetraédrica

piramidal


h)

H3O

tetraédrica

piramidal


enlace (α)

2.

a)

2

enlace (α)

59



3. Fórmula

Estructura de Lewis

Estado de oxidación del cloro


Cl2

0

lineal

HCl

-1

lineal


NCl3

HClO

-1

piramidal

+1

angular

Polaridad

molécula no polar, un enlace Cl-Cl no polar molécula polar, un enlace H-Cl polar molécula polar, tres enlaces N-Cl polares molécula polar, un enlace O-Cl polar y un enlace O-H polar

Elaboren la justificación correspondiente en cada caso.

4.

a) SeO2. b) Dibujen la estructura de Lewis de SeO 3. c) SeO2 Elaboren la justificación correspondiente.

5.

a) Las moléculas que presentan el mismo tipo de geometría molecular (angular) son: H2Se, SeO2, Cl2O, H2O. Por ejemplo, una respuesta posible es: SeO2 y Cl2O. b)

c) SeO3 , trióxido de selenio

6.

a) I

b) C

c) I

d) I e) C

Elaboren las justificaciones correspondientes.

60



7. Fórmula

Fuerzas intermoleculares

a)

CBr 4

London

b)

HNO2

London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno

c)

CH2Cl2

London y dipolo-dipolo

d)

Cl2

London

e)

HBr


f)

CH3OH


g)

CH3Cl


h)

SeCl2


i)

PI3


8.

a) SO2; b) H2O; c) NaF; d) SiH4. Elaboren las justificaciones correspondientes.

9.

CH3F < CCl 4 < CHI3. Elaboren la justificación correspondiente.

10.

El orden es: c) SiH 4, a) PCl3 y b) NH3

11.

a) Fe y CCl 4; b) Na2SO4 y Fe; c) CO; d) CO

12.

a) I b) I c) C d) I e) C

f) C. Elaboren las justificaciones correspondientes.

61



13. a)

Fórmula

Tipo de sustancia

Partículas

Fuerzas de atracción

CH4

covalente molecular

moléculas

London

BF3

covalente molecular

moléculas

London

AsH3

covalente molecular

moléculas


I2

covalente molecular

moléculas

London

FeO

iónica

cationes y aniones

electrostática entre iones

H2O

covalente molecular

moléculas


b) i) A) trifloruro de boro; B) yodo; C) óxido de hierro (II) ii) A) CH4 B) AsH3 C) H2O iii) A) CH4 BF3 B) I2 Elaboren las justificaciones correspondientes.

14. a) i) KCl, iónica; ii) NCl3, covalente. b) i) KCl; ii) NCl 3; iii) NCl 3

62



Respuestas Bloque 2


1. Momento dipolar (µT= ó ≠ 0D)


Ángulo de enlace

lineal

180º

µT = 0 D

piramidal


µT ≠ 0 D

angular


µT ≠ 0 D

angular

se aproxima a 120º

µT ≠ 0 D

SCl2

angular


µT ≠ 0 D

SiF4

tetraédrica

109,5º

µT = 0 D

Cl2CO

triangular

se aproxima a 120º

µT ≠ 0 D

SiH3Cl

tetraédrica


µT ≠ 0 D

NHCl2

piramidal


µT ≠ 0 D

Fórmula

CS2 NBr 3 H2S

SeO2

Estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis

(α)

63



2.

a) triangular, molécula no polar; b) piramidal, molécula polar; c) lineal, molécula no polar.

3.

BeI2

4.

a)

b) tetraédrica, α = 109,5º. Elaboren la justificación correspondiente.

5.

2

PBr 3, PH3

6.

a) NO3 ;

b)

c) Ca(NO2)2

7. a)

b) NO3 (α (α = 120º)

c) SeO32

Elaboren la justificación correspondiente.

64

3

a) CO32 ; b) por ejemplo: SO3, CS2; c) por ejemplo: BrO4 , SO4 , PO4 ; d) por ejemplo:


8.


a)

b) BrO3 , geometría piramidal, α se aproxima a 109,5º c) bromato de calcio

9.

c) CH3OH

10. a) London; b) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno; c) fuerzas de atracción electrostática entre iones.

11. Elaboren las explicaciones correspondientes. 12.

a)

b) menor; c) CaSO3, sulfito de calcio; d) fuerzas de atracción electrostática entre iones.

13. a)

NCl3; b) por ejemplo: CaCl2 ó Ca3 N2; c) BCl 3

14. a) I2

y CO2; b) NaOH y HCN. Elaboren las justificaciones correspondientes.

15. Elaboren la justificación correspondiente. 16. H2S: - 60,7ºC ; Br2: -34,0ºC ; HF: 19,5ºC. Elaboren la justificación correspondiente.

65



17. a) El orden es SiH 4, PCl3 y MgCl2. Elaboren la justificación correspondiente. b) Cloruro de magnesio, fundido o en solución acuosa. acuosa. c) SiH4

18. Elaboren las justificaciones correspondientes.

66

4. Magnitudes atómicas y moleculares


Masa atómica, masa molecular, masa molar, volumen molar, mol. Número de Avogadro. Relación y diferencia entre:



la masa atómica, expresada en u, y la masa de un mol de átomos;



la masa molecular, expresada en u, y la masa de un mol de moléculas.



Bloque 1 1.

Calculen la masa atómica promedio del silicio y del cobre utilizando los valores que figuran en la siguiente tabla: Isótopo

Masa atómica (u)

% de abundancia

Si

27.9769

92,2297

Si

28,9765

4,6832

Si

29,9738

3,0872

Cu

62,9296

69,164

Cu

64,9278

30,826

28

30

63

65

R ESPUESTA

2.

Indiquen la masa atómica promedio, expresada en unidades de masa atómica y en gramos, de los siguientes elementos: a) Be

Dato: 1 u = 1,6605.10

– 24

b) C

c) Fe

d) Kr

g

R ESPUESTA

3.

Indiquen la cantidad de átomos, expresada en moles, y el número de átomos presentes en: a) 46,0 g de sodio; b) 80,0 g de calcio; c) 1,00 Kg de aluminio; d) 1,00 mg de hierro.

R ESPUESTA

68



4.

Se dispone de un cilindro de plata de base circular del que se sabe que tiene una altura de 3,00 cm, el radio de su base es de 7,00 mm y la densidad de la plata es de 10,5 g.cm -3. Calculen: a) la masa de plata en el cilindro; b) el número de átomos de plata contenidos; c) la cantidad de plata, expresada en moles. 2 Dato: Volumen del cilindro = π. r .h

R ESPUESTA

5.

Completen en la siguiente tabla las masas moleculares y las masas molares de las sus tancias indicadas.

Nombre y fórmula de la sustancia

Masa molecular

Masa molecular

(u)

(g)

M

(g/mol)

dióxido de nitrógeno, NO2 ácido clórico, HClO3 ácido pirofosfórico, H4P2O7 propano, C3H8 amoníaco, NH3

R ESPUESTA

6.

Calculen la cantidad de moléculas, expresada en moles, y el número de moléculas presentes en: a) 1,00 mg de trióxido de azufre b) 1,00 Kg de H3PO4 c) 1,00 g de CBr 4

R ESPUESTA

69


7.


Cierto jugo de frutas de una marca comercial contiene 28,6 g de ácido cítrico (C 6H8O7) en 3,80 L del mismo. Si un adulto ingiere 500 mL de dicho jugo, determinen el número de moléculas y la cantidad de moléculas de ácido ingeridos.

R ESPUESTA

8.

Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas ( C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) La masa de una molécula de oxígeno (O 2) es de 32,0 g. b) La masa de un átomo de Ca es de 40,0 g. c) En 0,500 moles de moléculas de H 2 hay 6,02.10 23 átomos. d) En 5 moléculas de CO 2 hay igual número de átomos que en 2 moléculas de CCl 4. e) En 8,25 g de agua, hay mayor número de moléculas que en 85,0 g de PCl 3.

R ESPUESTA

9.

Indiquen cuál de los siguientes sistemas presenta mayor número de moléculas: a) 1,00 mol de O2 b) 36,0 g de H 2O c) 3,00 moles de NH3 d) 49,0 g de ácido sulfúrico

R ESPUESTA

10. El ibuprofeno es un antiinflamatorio de fórmula C 13H18O2 que se comercializa, por ejemplo, en comprimidos que contienen 400 mg de esta sustancia. Si una persona ingiere dos comprimidos en un día, determinen: a) la masa, expresada en gramos, de ibuprofeno ingerida en el día; b) la cantidad, expresada en moles, y el número de moléculas de ibuprofeno contenidos en los dos comprimidos.

R ESPUESTA

70



11. Completen los espacios en blanco de la siguiente tabla. Fórmula

Cantidad de

de la

Masa (g)

sustancia

HI

moléculas

Cantidad de

Número de

átomos de

átomos de

hidrógeno (mol)

hidrógeno

Número de moléculas

(mol)

75,0 g

NH3

5,42.10 átomos de H 3,01.1024 moléculas

C2H6 CHCl3

1,50 mol

H2SO4

5,00 mol

R ESPUESTA

12. Se dispone de una masa de etano (C 2H6) que contiene 3,01.10 23 átomos de hidrógeno. Calculen: a) la masa, expresada en gramos, de etano; b) la cantidad de etano, expresada en milimoles; c) el número total de átomos presente en la muestra; d) la masa, expresada en gramos, de una molécula de etano. R ESPUESTA

13. En una determinada masa de N 2O5 hay presentes 84,0 g de nitrógeno. Determinen para la misma:

a) la masa de N2O5, expresada en gramos; b) la cantidad de moléculas de óxido, expresada en moles; c) el número de átomos de oxígeno presente; d) el número de moléculas de NH 3 que contiene igual masa de nitrógeno que la mencionada en el enunciado.

R ESPUESTA

71



14. La masa de 4,20 mol de una sustancia es de 500 g, y su densidad (ρ) a 20,0 ºC es de 1,63 g/cm3. Calculen: a) el volumen molar de dicha sustancia; b) la masa de una molécula de la misma; c) la masa, expresada en gramos, de 3,01.10 10 moléculas de dicha sustancia.

R ESPUESTA

15. Calculen: a) la masa de acetona (C 3H6O) que contienen 300 g de carbono; b) la cantidad de moléculas de H 3PO4 que contienen 6,85.10 25 átomos de oxígeno; c) la masa de SO2 que contiene el mismo número de átomos de oxígeno que los presentes en 3,50.1024 moléculas de SO3; d) el número de moléculas de H 2S que contienen igual masa de hidrógeno que la presente en 2,50 mol de AsH3; e) la cantidad de moléculas de HClO 4 que tienen el mismo número de átomos de cloro que los contenidos en 65,0 g de Cl2O3. R ESPUESTA

16. La melamina se usa para fabricar resinas plásticas, algunas de las cuales reemplazan a la madera o a los juguetes. Su fórmula molecular es C 3H6 N6. Indiquen: a) la masa molar; b) la masa y el número de moléculas contenidos en 0,750 mol de melamina; c) el número de átomos de nitrógeno presentes en 5,86 g de melamina; d) la masa de carbono contenida en 35,0 g de melanina; e) la cantidad de átomos de hidrógeno, expresada en moles, presente en 5,00.10 24 moléculas de melamina. R ESPUESTA

72



17. Determinen la masa de calcio, expresada en gramos, en una mezcla formada por 0,300 moles de CaO y 40,0 g de CaCO 3.

R ESPUESTA

18. En un recipiente cerrado se mezclan 80,0 g de metano (CH 4) y 2,50 mol de etano (C 2H6). Calculen: a) el número de moléculas en el recipiente; b) el número de átomos de hidrógeno presentes en la mezcla; c) la masa de etano que contiene igual número de átomos de carbono que los presentes en 80,0 g de CH 4. R ESPUESTA

19. Un dentífrico contiene entre sus componentes un 0,220 % de NaF (f luoruro de sodio). Se dispone de un envase que contiene 105 g de dentífrico. Determinen para el mismo: a) la masa de NaF contenida en el envase; b) la cantidad de cationes y la cantidad de aniones, expresadas en moles, presentes en 3,50 g de dentífrico; c) el número de aniones fluoruro (F – ) presentes en el envase; d) el número de iones Na + presentes en 350 g de dentífrico. R ESPUESTA

20. En determinadas condiciones de presión y de temperatura, el volumen que ocupan 3,00 mol de tetracloruro de carbono (CCl 4) es de 501 mL. Calculen: a) la densidad de la sustancia en esas condiciones; b) la masa de cloro presente en 100 mL de la sustancia; c) la cantidad de moléculas de NCl 3 que contiene igual número de átomos de cloro que los presentes en 3,00 mol de CCl 4. R ESPUESTA

73



21. Se sabe que la masa de 7,34.10 25 moléculas de XT 3 es de 4,15 kg y que 4,25 moles de átomos de X tienen una masa de 131,8 g. a) Calculen: i) la masa atómica de T, expresada en unidades de masa atómica; ii) la masa de un átomo de X, expresada en gramos. b)

Identifiquen a los elementos X y T con sus símbolos.

R ESPUESTA

22. Se sabe que la masa de una molécula de X 2O b es de 208 u y que la masa de un átomo de X es de 1,33.10-22 g. Calculen la atomicidad del oxígeno en la sustancia X 2O b e identifiquen al elemento X con su símbolo.

R ESPUESTA

23. Se tiene la sustancia R(NO3)x ; se sabe que la masa de 2 átomos de R es de 1,33.10 – 22 g y que una unidad fórmula de R(NO3)x tiene una masa de 164 u. Calculen: a) el valor de x en R(NO 3)x b) la masa molar de R(NO 3)x c) la cantidad de aniones, expresada en moles, presentes en 820 g del compuesto; d) la masa de un átomo de nitrógeno.

R ESPUESTA

Bloque 2 1. Un átomo de Li tiene una masa de 1,165.10 – 26 kg. Determinen la masa atómica de este isótopo, expresada en unidades de masa atómica.

R ESPUESTA

74



2. Indiquen la cantidad de átomos, expresada en moles, y el número de átomos presentes en: a) 120 g de carbono; b) 160 g de argón; c) 1,00 g de potasio. R ESPUESTA

3. Calculen la masa de 1,00.10 16 átomos de oxígeno, expresada en gramos y en microgramos. R ESPUESTA

4. Completen en la siguiente tabla las masas moleculares y las masas molares de las sustancias indicadas. Nombre y fórmula de la sustancia

Masa molecular

Masa molecular

(u)

(g)

M

(g/mol)

ácido sulfúrico, H2SO4 ozono, O3 tetracloruro de carbono, CCl 4 dióxido de carbono, CO 2 sulfuro de hidrógeno, H 2S R ESPUESTA

5. Calculen la cantidad de moléculas, expresada en moles, y el número de moléculas presentes en: a) 144 g de pentano (C 5H12) b) 230 g de NO2 c) 1,80 Kg de glucosa (C 6H12O6) R ESPUESTA

6. Indiquen la masa de 5,00 mol de cada una de las siguientes sustancias: a) Ca(OH)2

b) NaNO3

c) Al2(SO4)3

d) CaCO3

e) Li2SO3

R ESPUESTA

75



7. Calculen la cantidad de sustancia, expresada en moles, en los sistemas formados por: a) 265 g de Fe2O3 b) 140 g BaSO4 c) 2,48.1018 moléculas de CH4 d) 4,15.1022 moléculas de SF 6 R ESPUESTA

8. Calculen cuántos átomos de cloro (Cl) hay presentes en cada uno de los siguientes sistemas: a) 10 moléculas de HCl b) 2,00.103 moléculas de Cl 2 c) 1,00.106 moléculas de PCl3 d) 6,02.1023 moléculas de SiCl4 e) 1,50 mol de moléculas de Cl 2O R ESPUESTA

9. El metano es el principal componente del gas natural. Su fórmula es CH 4. Determinen: a) la masa, expresada en unidades de masa atómica, de una molécula de metano; b) la cantidad de metano, expresada en moles, presentes en 300 g del gas; c) el número de átomos de hidrógeno presentes en 300 g del gas. R ESPUESTA

10. Indiquen cuál de los siguientes sistemas presenta menor número de átomos totales: a) 1,00 Kg de aluminio b) 7,50 mol de hierro c) 1,81.1025 moléculas de O3 d) 342 mg de sacarosa (C12H22011)

R ESPUESTA

11. Se dispone de una muestra de 150 g de sulfato de cobre (II) (CuSO 4). Determinen para la misma: a) la masa de cobre; b) el número de átomos de oxígeno. R ESPUESTA 76



12. Una muestra de C6H12O6 (glucosa) contiene 3,61.10 24 átomos de hidrógeno. Calculen: a) el número de moléculas de glucosa; b) la masa de carbono presente en la muestra.

R ESPUESTA

13.

La densidad del metanol (CH3OH) a 20,0 °C y a 1,00 atm es de 0,793 g . cm-3. Indiquen: a) el volumen molar del metanol en esas condiciones; b) el volumen que ocuparán 4,56.1024 moléculas de CH3OH.

R ESPUESTA

14. Un recipiente contiene 45,0 g de una mezcla compuesta por Na2SO4 y CaSO4 en la que se encuentran 2,54.1023 iones Na+. Calculen:

a) las masas de Na2SO4 y CaSO 4 presentes en la mezcla; b) la cantidad total, expresada en milimoles, de iones sulfato contenidos.

R ESPUESTA

15. Se tiene una masa de sulfato de potasio (K 2SO4) que contiene 3,13.1024 átomos de oxígeno. Determinen:

a) la masa de sulfato de potasio; b) el número de iones potasio presente en la muestra; c) cuál de las siguientes opciones es la que indica la cantidad de sulfato de potasio que contiene 3,13.1024 átomos de oxígeno:

i) 1,30 mol de moléculas, ii) 1,30 mol de unidades fórmula, iii) 1,30 mol de cationes. R ESPUESTA

77



16. El volumen molar de una sustancia desconocida, C xH6O, es de 73,2 cm 3/mol. Su densidad a 25,0 ºC y a 1,00 atm de presión es de 0,792 g/cm3. Calculen:

a) el número de átomos de carbono presentes en una molécula de C xH6O; b) el número de moléculas presentes en 50,0 mL de C xH6O.

R ESPUESTA

78



Respuestas Bloque 1


1. Si: 28,1 u; Cu: 63,5 u

2. Elemento

Masa atómica promedio (u)

Masa atómica promedio (g)

Be

9,01 u

1,50.10 – 23 g

C Fe

12,0 u 55,8 u

1,99.10 – 23 g 9,27.10 – 23 g

Kr

83,8 u

1,39.10 – 22 g

3. Masa

Cantidad de átomos

Número de átomos

46,0 g de sodio

2,00 mol Na

1,20.1024 átomos

80,0 g de calcio 1,00 Kg de aluminio

2,00 mol Ca 37,0 mol Al

1,20.1024 átomos 2,23.10 átomos

1,00 mg de hierro

1,79 10-5 mol Fe

1,08.1019 átomos

4. a) 48,5g; b) 2,70.1023 átomos; c) 0,449 mol

5. Nombre y fórmula de la sustancia

Masa molecular

Masa molecular

M

(u)

(g)

(g/mol)

dióxido de nitrógeno, NO2

46,0 u

7,64.10 – 23 g

46,0 g/mol

ácido clórico, HClO3

84,5 u

1,40.10 – 22 g

84,5 g/mol

ácido pirofosfórico, H4P2O7

178 u

2,96.10 – 22 g

178 g/mol

propano, C3H8

44,0 u

7,31.10 – 23 g

44,0 g/mol

amoníaco, NH3

17,0 u

2,82.10 – 23 g

17,0 g/mol

79



6. Masa

1 mg de trióxido de azufre 1 Kg de H3PO4 1 g de CBr 4

Cantidad de moléculas


1,25.10-5 mol SO3

7,53.1018 moléculas

10,2 mol H3PO4


3,02.10-3 mol CBr 4


7.

1,18.1022 moléculas y 1,96.10-2 mol C6H8O7

8.

a) I

9.

c)

b) I

c) C

d) I

e) I. Elaboren las justificaciones correspondientes.

10. a) 0,800 g ; b) 3,88.10-3 mol de C13H18O2 y 2,34.1021 moléculas de C13H18O2

11. Fórmula de la sustancia

HI

Masa (g)

Cantidad de moléculas (mol)

75,0 g

0,586 mol


Cantidad de átomos de hidrógeno (mol)

Número de átomos de hidrógeno

3,53.1023

0,586 mol

3,53.1023 átomos

moléculas NH3

51,0 g

3,00 mol

1,81.1024

de H 9,00 mol

moléculas C2H6

150 g

5,00 mol

3,01.10

24

de H 30,0 mol

moléculas CHCl3

179 g

1,50 mol

9,03.10

23

245 g

2,50 mol

1,51.1024

1,81.1025 átomos de H

1,50 mol

moléculas H2SO4

5,42.1024 átomos


5,00 mol

moléculas


12. a) 2,50 g ; b) 83,3 mmol de C2H6 ; c) 4,01.1023 átomos ; d) 4,98.10 – 23 g

13. a) 324 g; b) 3,00 mol de N2O5; c) 9,03.1024 átomos de O; d) 3,61.10 24 moléculas de NH3

80



14. a) 73,0 cm3/mol ; b) 119 u ó 1,98.10-22 g ; c) 5,95.10-12 g

15. a) 483 g; b) 28,4 mol de moléculas de H 3PO4; c) 558 g; d) 2,26.10 24 moléculas de H2S; e) 1,09 mol de moléculas HClO 4

16. a) 126 g/mol; b) 94,5 g y 4,52.1023 moléculas; c) 1,68.1023 átomos de N; d) 10,0 g de C; e) 49,8 moles

17. 28,0 g de Ca

18. a) 4,52.1024 moléculas ; b) 2,11.1025 átomos de H ; c) 75,0 g

19. a) 0,231 g de NaF; b)1,83.10 -4 moles de Na+ y 1,83.10-4 moles de F – ; c) 3,31.1021 iones F – ; d) 1,10.1022 iones Na+

20. a) 0, 922 g/cm3 ; b) 85,0 g ; c) 4,00 mol

21. a) i) 1,00 u ; ii) 5,15 10-23 g . b) X: P y T: H

22. atomicidad 3; X es Br; Br 2O3

23. a) 2; b) 164 g/mol ; c) 10,0 mol de aniones ; d) 14,0 u ó 2,33.10-23 g

Bloque 2


1. 7,01 u

81



2. Masa

Cantidad de átomos

número de átomos

120 g de carbono 160 g de argón

10,0 mol C 4,00 mol Ar

6,02 .10 átomos 2,41.1024 átomos

1 g de potasio

2,56.10-2 mol K

1,54.1022 átomos

3. 2,66.10-7g; 0,266 µg (microgramos)

4. Nombre y fórmula de la sustancia

Masa molecular

Masa molecular

M

(u)

(g)

(g/mol)

ácido sulfúrico, H2SO4

98,0 u

1,63.10 – 22 g

98,0 g/mol

ozono, O3

48,0 u

7,97.10 – g

48,0 g/mol

tetracloruro de carbono, CCl 4

154 u

2,56.10 – 22 g

154 g/mol

dióxido de carbono, CO2

44,0 u

7,31.10 – g

44,0 g/mol

sulfuro de hidrógeno, H 2S

34,0 u

5,65.10 – 23 g

34,0 g/mol

5. Masa

144 g de pentano (C 5H12) 230 g de NO2 1,80 Kg de glucosa (C 6H12O6)

Cantidad de moléculas


2,00 mol C5H12


5,00 mol NO2


10,0 mol C6H12O6


6. a) 370 g ; b) 425 g ; c) 1,71 Kg ; d) 500 g ; e) 469 g

7. a) 1,66 mol ; b) 0,601 mol ; c) 4,12.10-6 mol ; d) 6,89.10-2 mol 8. a) 10,0 átomos; b) 4,00.10 3 átomos; c) 3,00.106 átomos; d) 2,41.1024 átomos; e) 1,81.1024 átomos.

9. a) 16,0 u ; b) 18,8 mol ; c) 4,52.1025 átomos de H

82



10. d) 2,71.1022 átomos totales

11. a) 59,7 g de Cu ; b) 2,26.1024 átomos de O

12. a) 3,01.1023 moléculas ; b) 36,0 g de C

13. a) 40,4 cm3/mol ; b) 306 cm3

14. a) 30,0 g de Na2SO4 y 15,0 g de CaSO 4 ; b) 321 mmol

15. a) 226 g ; b) 1,57.1024 iones K + ; c) ii) 1,30 mol de unidades fórmula

16. a) 3 átomos de C ; b) 4,11.1023

83


84


5. Gases ideales


Gas ideal. Variables que determinan el estado de un gas, sus unidades y las equivalencias más frecuentes. Teoría cinética de los gases ideales y las leyes que rigen su comportamiento. Ley de Avogadro. Condiciones normales de presión y de temperatura (CNPT). Volumen molar normal, presión parcial de un gas, presión total, fracción molar. Cálculo de las presiones parciales y de la presión total Cálculo de las presiones parciales y de la presión total. Expresión P. M = ρ.R.T


5. Gases ideales

Bloque 1 1. Un recipiente de tapa móvil contiene 1,00 dm 3 de oxígeno gaseoso, a 1520 mm Hg y a 30,0 º C. Calculen la presión que ejercerá esa cantidad de oxígeno si el volumen se reduce hasta 200 cm3 y la temperatura a – 20,0 ºC. R ESPUESTA

2. Indiquen cuál es el volumen que ocuparán 2,40 moles de una sustancia en estado gaseoso a 127 ºC y a presión normal.

R ESPUESTA

3.

En determinadas condiciones de presión y de temperatura, una cierta masa de gas, ocupa un volumen de 10,0 dm3. Si se duplica la temperatura y se triplica la presión, calculen el volumen, expresado en dm3, que ocupará esa masa de gas.

R ESPUESTA

4.

Calculen el volumen molar de un gas ideal, a 27,0 º C y a una presión de 2,00 atmósferas.

R ESPUESTA

5.

Un recipiente cerrado con tapa móvil contiene un gas que s e encuentra a 30,0 °C y a una determinada presión. a) Calculen cuál es la variación de temperatura, expresada en °C y en K, que experimenta dicho gas si se duplica el volumen y la presión disminuye 3 veces. b) Indiquen: i) si para resolver el ejercicio, es necesario conocer los valores iniciales del volumen y de la presión; ii) si la temperatura aumenta o disminuye.

R ESPUESTA

86


6.

5. Gases ideales

Determinen la masa de metano (CH 4), gaseoso, contenida en un recipiente rígido de 6,00 dm3 de capacidad, que ejerce una presión de 800 mm de Hg a 27,0 ºC.

R ESPUESTA

7.

Determinen cuál es el volumen que ocupa, a 20,0 °C y a 1,50 atm, cada uno de los siguientes sistemas: a) 2,00 mol de CH 4 (g) b) 88,0 g de CO2 (g) c) 1,204.1024 moléculas de Ozono (O 3) (g) d) 90,0 g de C 2H6 (g)

R ESPUESTA

8.

Se dispone de un cilindro de 100 L que contiene N 2 (g), a una presión de 5,00 atm y a una temperatura de 22,0 ºC. Calculen: a) la masa de nitrógeno en el recipiente; b) el volumen que ocuparía esa cantidad de gas si a temperatura constante, la presión se reduce 5 veces.

R ESPUESTA

9.

Calculen la densidad de los siguientes gases: a) helio en CNPT; b) metano (CH4) a 27,0 ºC y a 0,100 atm; c) una sustancia cuya masa molar es de 32,0 g /mol, a 2,00 atm de presión y a 273 K.

R ESPUESTA

10. La densidad de una sustancia en estado gaseoso, a 273 ºC y a 101,3 hPa es de 0,0670 g/dm 3. Calculen el número de moléculas presentes en un recipiente que contiene 100,0 g de la misma. R ESPUESTA

87


5. Gases ideales

11. En determinadas condiciones de presión y de temperatura, un gas desconocido (X) se encuentra en un recipiente de 1,75 dm 3. En las mismas condiciones de P y de T, 28,0 g de oxígeno gaseoso ocupan un volumen de 850 cm 3. Determinen el número de moléculas de gas X contenido en el recipiente. R ESPUESTA

12. En un recipiente rígido se colocan 2,50 mol de O 2 (g) y 3,50 mol de N 2 (g) que ejercen una presión de 1,50 atm a 25,0 ºC. Calculen: a) la fracción molar del O2 (g); b) la presión parcial del N2 (g); c) el volumen del recipiente. R ESPUESTA

13. Una mezcla gaseosa formada por 1,25 mol de Cl 2 y 0,750 mol de N 2 se encuentra en un recipiente rígido. La presión ejercida por la mezcla a 23,0 °C es de 1100 hPa. Calculen: a)

la presión parcial de cada gas;

b)

la densidad de la mezcla en dichas condiciones;

c)

la cantidad de Cl2 (g), expresada en moles, que debería agregarse al recipiente, si se desea duplicar la presión, manteniendo constante la temperatura.

R ESPUESTA

14. A un recipiente rígido que contiene 4,20 mol de O 2 (g) en CNPT, se le agrega cierta cantidad de O3. La presión que ejerce la mezcla es de 2,00 at m y la temperatura final de 400 K. Determinen: a) el gas que aporta mayor número de moles en la mezcla; b) la fracción molar del O3; c) el número de átomos de oxígeno en el recipiente. R ESPUESTA

88


5. Gases ideales

15. Un recipiente de 825 mL contiene una mezcla gaseosa formada por H 2S y HCl, a 17,0 °C. Se sabe que la fracción molar del H 2S es de 0,475 y que la presión que ejerce la mezcla es de 0,963 atm. Calculen: a) la presión parcial de cada gas; b) la masa de cada gas; c) el número total de átomos de hidrógeno. R ESPUESTA

16. Un recipiente rígido contiene, a 50,0 ºC, una mezcla gaseosa formada por cantidades iguales de etano (C 2H6) y propano (C 3H8). Calculen la presión parcial del etano, si la presión que ejerce la mezcla es de 734 mm Hg. R ESPUESTA

17. En un recipiente rígido se coloca una mezcla de H 2 y N2 en determinadas condiciones de temperatura y de presión. Completen el siguiente cuadro ubicando en cada casillero si cada una de las variables indicadas en la primera columna, aumenta, disminuye o permanece constante, al someter a la mezcla a los cambios indicados.

Cambios Variables

Se agrega hidrógeno a temperatura constante

Se disminuye la temperatura

Volumen Presión parcial de nitrógeno Fracción molar de nitrógeno Densidad Presión parcial de hidrógeno Fracción molar de hidrógeno Presión total

R ESPUESTA

18. Un recipiente rígido de 20,0 dm3 contiene una mezcla formada por Ne (g) y Ar (g) en determinadas condiciones de presión y de temperatura. Indiquen si las si guientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. 89


5. Gases ideales

a) La densidad de la mezcla aumenta si se duplica la temperatura y la presión permanece constante. b) Si el número de moles de ambos gases es el mismo, la fracción molar del Ne (g) es de 0,500. c) Si se agrega más cantidad de Ne (g), a temperatura y a presión constantes, la fracción molar del Ar (g) es mayor que 0,500. d) Si se calienta el sistema, manteniendo constante la cantidad de ambos gases, la presión que ejerce la mezcla disminuye. R ESPUESTA

19. Un recipiente flexible contiene una mezcla equimolecular de NO 2 (g) y N2 (g). Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) El número de átomos de nitrógeno es igual al número de átomos de oxígeno. b) Si se enfría el recipiente manteniendo la presión constante, la densidad de la mezcla gaseosa aumenta. c) La fracción molar de NO 2 es igual a la fracción molar de N2. d) Si se aumenta la temperatura, la fracción molar de los gases no cambia. R ESPUESTA

20. Un recipiente rígido de 10,0 dm3 contiene cierta masa de CO 2 (g) en CNPT. Se agrega CO (g) hasta que la masa de la mezcla de gases es de 60,0 g. Se produce una variación de la temperatura y un aumento en la presión de 2,5 atm. Indiquen: a) la temperatura final que alcanza el sistema; b) si la presión parcial del dióxido de carbono en la mezcla es mayor, igual o menor que la del monóxido de carbono; c) el número de átomos de oxígeno que hay en la mezcla; d) si la temperatura final alcanzada aumenta, disminuye o no cambia, si en lugar de CO se hubiera agregado O2 (g) hasta tener la misma masa final de 60,0 g y el mismo aumento de presión. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

90


5. Gases ideales

21. A determinada temperatura, en un recipiente rígido hay 1,60 g de H 2 (g). Si se extraen 1,16 g del gas y se introducen 1,16 g de gas butano (C 4H10) manteniendo constante la temperatura, la presión total: a) aumenta, b) disminuye o c) no cambia. Elijan la opción correcta y justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

Bloque 2 1.

Se dispone de una lata de aerosol de 120 mL que se encuentra a 21,0 ºC y a una presión de 1,00 atm. Se calienta el sistema hasta una temperatura final de 800 ºC. Determinen cuál es la presión final en este recipiente.

R ESPUESTA

2.

Calculen el volumen de un recipiente que contiene 60,0 g de C 2H6 a una presión de 700 mm Hg y a 0 ºC.

R ESPUESTA

3.

Un recipiente de volumen variable contiene 10,0 L de C 4H10 gaseoso a 600 torr y a 5,00 ºC. Se calienta el sistema hasta que se verifica que la presión y el volumen se duplican. Calculen: a) la temperatura final del sistema; b) la masa de C4H10 en el recipiente.

R ESPUESTA

4.

Se dispone de igual masa de distintas sustancias a 32,0 ºC y a 850 mm Hg. Indiquen cuál de estas ocupa un volumen mayor: a) 200 g de SO3 b) 200 g de CH4 c) 200 g de O3 d) 200 g NH3

R ESPUESTA

91


5.

5. Gases ideales

Determinen cuál es la presión que ejerce, a 25,0 °C, cada uno de los siguientes sistemas si se encuentran en recipientes rígidos de 10,0 dm 3. a) 5,00 mol de O2 (g) b) 3,01.1023 moléculas de H2S (g) c) 3,01.1024 moléculas de NH3 (g) d) 29,0 g de C 4H10 (g)

R ESPUESTA

6.

Se tienen 500 cm3 de propano (C3H8) contenidos en un recipiente rígido a y a 800 mm de Hg. Calculen para el mismo:

60,0 ºC

a) la masa de gas; b) el número de moléculas; c) el número de átomos. R ESPUESTA

7.

Determinen el número de átomos de oxígeno contenidos en una muestra de 20,0 dm 3 de N2O4 (g) a 1,5 atm y a 25,0 ºC.

R ESPUESTA

8.

Un recipiente rígido de 1,00 dm3 contiene amoníaco a 273 K y a 900 hPa. Calculen: a) el número de moléculas de amoníaco presentes; b) la masa de gas.

R ESPUESTA

9.

Determinen cuál es la masa molar de una sustancia, si 200 mg de la misma ocupan un volumen de 173,6 cm3 a la presión de 700 mm de Hg y a 273 K.

R ESPUESTA

92


5. Gases ideales

10. Se dispone de una sustancia desconocida (A), de masa molar 120 g/mol, cuya densidad en estado líquido y en condiciones estándar (25,0 ºC y 1,00 atm) es de 1,50 g/mL. Indiquen: a) el volumen de una esfera que contiene 0,0100 mol de moléculas de la sustancia A en estado gaseoso, a 1,00 atm de presión y a una temperatura de 200 ºC; b) el volumen que ocuparía el mismo número de moles de dicha sustancia en estado líquido en condiciones estándar. R ESPUESTA

11. La densidad de una sustancia en estado gaseoso, a 25,0 °C y a 760 mm Hg, es de 1,80 g/dm3. Calculen: a) la masa molar de la sustancia; b) la densidad del gas en CNPT. R ESPUESTA

12. A determinada temperatura un recipiente rígido contiene 3,00 mol de un gas que ejercen una presión de 1,80 atm. A temperatura constante, se abre una llave hasta que la presión se iguala a la presión atmosférica (1,00 atm). Calculen la cantidad de gas, expresada en moles, que se perdió. R ESPUESTA

13. Un recipiente de 40,0 dm3 contiene una mezcla gaseosa formada por 6,40 g de O 2, 0,200 mol de N2 y cierta masa de CO 2 a 15,0 ºC. Si la presión total es de 1200 hPa, indiquen cuál es la masa de CO 2 en el recipiente y cuál es la presión parcial que ejerce este gas. R ESPUESTA

14. Se dispone de una mezcla formada por 20,0 g de He y cierta cantidad de H 2 en un recipiente rígido y cerrado a 22,0 ºC. Se sabe que la fracción molar del helio es 0,400 y que la presión total es de 11,1 atm. Calculen: a) el volumen del recipiente; b) la cantidad de hidrógeno (H2), expresada en moles, en el recipiente. R ESPUESTA

93


5. Gases ideales

15. Una mezcla, formada por masas iguales de CO 2, CO y O2, se encuentra a 25,0 °C en un recipiente rígido de 1,37 dm3. Determinen: a) cuál de los gases ejerce mayor presión en la mezcla; b) si la fracción molar del O2 es mayor, menor o igual que la del CO; c) si la presión de la mezcla aumenta, disminuye o no cambia, al elevar la temperatura hasta 400 K. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

16. Se dispone de un recipiente rígido que contiene 2,50 moles de N 2 (g) a 1,50 atm y a 280 K. A temperatura constante, se agregan 134 g del gas XO 3, y se eleva la presión hasta 2,50 atm. Determinen: a) la densidad del nitrógeno en las condiciones enunciadas; b) cuál de los gases en la mezcla tiene mayor fracción molar; justifiquen la respuesta; c) el número total de moles de átomos que hay en el recipiente; d) la masa de una molécula de XO3. R ESPUESTA

17. En un recipiente rígido de 30,0 dm 3, se colocan 0,500 mol de CO 2 (g) y 35,0 g de Cl 2O a 25 ºC. A temperatura constante se agrega cierta masa de neón, lo que produce un aumento en la presión de 0,415 atm. Calculen: a) la masa de neón agregada; b) la presión total luego del agregado del neón; c) la fracción molar del Cl2O. R ESPUESTA

18. Una cierta masa de HF (g) se encuentra en un recipiente. En otro recipiente de igual volumen que el anterior, se coloca una masa igual de XO 3 (g). La presión que ejerce el HF es el doble de la que ejerce el XO 3 y la temperatura absoluta en el primer recipiente es la mitad de la del segundo. Determinen: a) la relación entre el número de moles de ambos gases;

b) la masa de 3,50.1025 moléculas de XO 3. R ESPUESTA

94


5. Gases ideales

Respuestas Bloque 1


1.

8,35 atm

2.

78,7 dm3

3.

6,67 dm3

4.

12,3 dm3

5.

a) -101 ºC y -101 K; b) i) no;

6.

4,10 g

7.

a) 32,0 dm3 ; b) 32,0 dm3 ; c) 32,0 dm3 ; d) 48,1 dm3

8.

a) 579 g ; b) 500 L

9.

a) 0,179 g/dm3 ; b) 0,0650 g/dm3 ; c) 2,86 g/dm3

ii) disminuye.

10. 2,01.1024 moléculas

11. 1,08.1024 moléculas

12. a) 0,417 ; b) 0,875 atm ; c) 97,7 dm3

13. a) PCl2= 0,679 atm y PN2= 0,407 atm ; b) 2,46 g/dm3 ; c) 2,00 mol Cl 2

14. a) O2 ; b) 0,268 ; c) 7,84.1024 átomos 95


5. Gases ideales

15. a) PH2S = 0,457 atm y PHCl = 0,506 atm ; b) mH2S = 0,541 g y mHCl = 0,640 g ; c) 2,97.1022 átomos de hidrógeno

16. 367 mm Hg

17. Cambios

Se agregado hidrógeno a

Se disminuye la temperatura

Variables

temperatura constante

Volumen

permanece constante

permanece constante

Presión parcial de nitrógeno

permanece constante

disminuye

Fracción molar de nitrógeno

disminuye

permanece constante

Densidad

aumenta

permanece constante

Presión parcial de hidrógeno

aumenta

disminuye

Fracción molar de hidrógeno

aumenta

permanece constante

Presión total

aumenta

disminuye

18. a) I ; b) C; c) I; d) I Elaboren las justificaciones correspondientes.

19. a) I

b) C

c) C

d) C. Elaboren las justificaciones correspondientes.

20. a) 226 K; b) menor; c) 1,40.10 24 átomos; d) sería mayor. Elaboren la justificación correspondiente.

21. b) Disminuye. Elaboren la justificación correspondiente.

96


Bloque 2

5. Gases ideales


1. 3,65 atm

2. 48,6 dm3

3. a) 1112 K ó 839 ºC ; b) 20,1 g

4. b) 200 g de CH4

5. a) 12,2 atm ; b) 1,22 atm ; c) 12,2 atm ; d) 1,22 atm

6. a) 0,846 g ; b) 1,16.1022 moléculas ; c) 1,27.10 23 átomos

7. 2,96.1024 átomos de oxígeno

8. a) 2,39.10 22 moléculas ; b) 0,675 g

9. 28,0 g/mol

10. a) 0,388 dm3 ; b) 0,800 cm3

11. a) 44,0 g/mol ; b)1,97 g/ dm3

12. 1,33 mol

13. mCO2 = 70,7 g y PCO2 = 0,951 atm

14. a) 27,2 dm3 ; b) 7,50 mol de hidrógeno

97


5. Gases ideales

15. a) CO; b) menor; c) aumenta. Elaboren la justificación correspondiente.

16. a) 1,83 g/dm3; b) N2. Elaboren la justificación correspondiente; c) 11,7 mol; d) 80,2 u ó 1,33.10-22 g

17. a) 10,3 g ; b) 1,15 atm ; c) 0,285

18. a)

98

nHF nXO3

4ó

nXO3

1

nHF

4

; b) 4,65 Kg

6. Soluciones


Solución. El proceso de disolución, según el modelo de partículas y el tipo de interacción posible entre las partículas de ambas sustancias. Formas habituales de expresar la concentración de una solución. El proceso de dilución. Ecuación que representa el proceso de disociación de una sal en agua.


6. Soluciones

Importante En la resolución de ejercicios correspondientes al tema de las soluciones, para facilitar el desarrollo matemático, consideramos: soluciones acuosas, salvo que se indique otro solvente; volúmenes aditivos, dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados; la densidad del agua,

ρ

(H 2O) = 1 g/mL;

las abreviaturas: sc, st y sv que representan solución, soluto y solvente respectivamente.

Bloque 1

1.

En un vaso que contiene 500 g de agua (H 2O), a cierta temperatura, se agregan agitando, 10 g de sacarosa (azúcar de mesa) hasta que se disuelven totalmente. Indiquen: a) cuál de los componentes de la solución preparada es el soluto y cuál es el solvente; b) la masa de solución obtenida; c) el porcentaje en masa de sacarosa en la solución.

R ESPUESTA

2.

Se preparan 750 g de una solución acuosa que contiene 37,5 g de soluto disuelto. Calculen: a) la masa de agua utilizada; b) la masa de soluto disuelto en 100 g de solución (%m/m).

R ESPUESTA

100


3.

6. Soluciones

Se dispone de 250 mL de una solución que contiene 4,00 g de soluto disueltos. Expresen su concentración en: a) %m/V b) g st/Lsc

R ESPUESTA

4.

El agua boricada (solución acuosa de ácido bórico) se utili za para baños oculares. Si se disuelven 40,0 g de ácido bórico en 1000 g de agua, indiquen: a) la masa de agua boricada obtenida; b) el %m/m de la solución; c) la densidad de la solución, si el volumen de la misma es de 1000 mL; d) el %m/V de la solución.

R ESPUESTA

5.

Se dispone de una solución alcohólica de alcanfor al 16,8 %m/V. Determinen qué masa de soluto está presente en cada uno de los siguientes volúmenes de solución: a) 500 mL b) 0,350 L

R ESPUESTA

6.

Un recipiente contiene 0,750 mol de NaNO 3 disueltos en 1500 mL de solución. Determinen: a) la cantidad de soluto presente en 1,00 L de solución; b) la concentración molar de la misma.

R ESPUESTA

7.

Se dispone de 300 mL de solución que contiene 1,20 g de nitrato de calcio (Ca(NO3)2) disuelto. a) Escriban la ecuación de disociación de la sal en agua.

101


6. Soluciones

b) Calculen la concentración molar de: i) la solución; ii) los iones calcio; iii) los iones nitrato. R ESPUESTA

8.

En un laboratorio se dispone de diferentes soluciones acuosas de: a) AgNO3 b) MgCl2

c) Na3PO4

d) Al2(SO4)3

Completen la siguiente tabla: sc

Ecuación de disociación

Molaridad de la sc

a) AgNO3

Molaridad del catión

Molaridad del anión

[catión] * [anión]

1,20 M

b) MgCl2

0,900 M

c) Na3PO4

0,0200 M

d) Al2(SO4)3 catión

[catión] ** anión [anión]

0,500 M

Relación ion molar ión molar Relaciónentre entrelalaconcentrac concentración molardel delcatión catióny ylalaconcentrac concentración molardel delanión anión .

R ESPUESTA

9.

En un recipiente se prepara una solución disolviendo 871 g de K 2SO4 en 8,00 kg de agua. Calculen: a) la cantidad de soluto disuelta en 1,00 kg de solvente; b) la molalidad de la solución.

R ESPUESTA

10. Se disuelven 3,50 g Fe(NO 2)2 (nitrito de hierro (II)) en 55,0 g de agua y se obtiene una solución de densidad 1,08 g.cm-3. Calculen: a) la concentración de la solución expresada en:

i) %m/m; ii) g st/100 g sv; 102


6. Soluciones

iii) molaridad; iv) molalidad; b) la masa de sal disuelta en 25,0 ml de solución; c) el número de aniones nitrito presentes en la solución del punto b). R ESPUESTA

11. Un recipiente contiene 200 mL de solución acuosa 15,0 %m/V de Fe 2(SO4)3 . Calculen: a) la concentración del anión y del catión expresada en: i) molaridad; ii) %m/V; b) el número de aniones y de cationes en la solución. R ESPUESTA

12. Ordenen las siguientes soluciones acuosas de Na 2S, en forma creciente de sus concentraciones: a) 480 mg/mL sc b) 0,250 M c) 7,50 %m/V d) 625 mmol/100 mL sc R ESPUESTA

13. Se diluyen 50,0 mL de solución acuosa de K 2SO4 8,00 %m/V hasta obtener 0,800 L de solución. Calculen la concentración de la solución expresada en %m/V y M. R ESPUESTA

14. Calculen qué volumen de solución acuosa de CaCl 2 20,0 %m/V se necesita para preparar 750 mL de solución 0,500 M del mismo soluto. R ESPUESTA

103


6. Soluciones

15. Se agregan 200 g de agua a 300 g de solución 0,500 m de glucosa (C 6H12O6). Expresen la concentración de la solución obtenida en molalidad. R ESPUESTA

16. Se disuelven 150 g FeCl 3 en agua y se obtienen 500 mL de solución 24,0 %m/m. Determinen: a) la densidad de la solución; b) el volumen de agua que es necesario agregar a 10,0 mL de la misma para preparar una solución 0,0500 M. R ESPUESTA

17. Al disolver 117 g de Na2SO4 en agua, se prepara una solución 15,0 %m/m y ρ =1,20 g.mL-1. Indiquen: a) el volumen de solución preparada; b) la concentración de la solución expresada en molalidad; c) la concentración molar de la solución luego del agregado de 500 mL de agua; d) si es necesario agregar: i) soluto, ii) solvente, iii) soluto y solvente en una proporción igual a la existente en la solución 15,0 %m/m, para aumentar la concentración de la solución. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

18. Se dispone de una solución de ácido nítrico (HNO 3) concentrado 70,0 % m/m, cuya densidad es de 1,41 g/mL. Indiquen: a) la concentración molar de la solución; b) el volumen de solución de ácido nítrico concentrado que se necesita para preparar 500 mL de solución 0,100M; c) el procedimiento para preparar la solución del punto b) en un laboratorio. R ESPUESTA

104


6. Soluciones

Bloque 2 1. La etiqueta de un jugo de marca comercial indica que por cada porción de 200 mL hay disueltos 14,0 mg de vitamina C (ácido ascórbico, C6H8O6). Calculen: a) la masa de vitamina ingerida cuando se toma un vaso de jugo de 300 mL; b) la masa de vitamina C disuelta en 100 mL de jugo. R ESPUESTA

2.

Algunas bebidas alcohólicas expresan el volumen de alcohol que contienen en grados Gay Lussac (ºGL), que indican el volumen de alcohol cada 100 mL de bebi da. Calculen qué volumen de alcohol se consume al ingerir: a) 300 mL de vino (graduación alcohólica: 12,0 ºGL); b) 40,0 mL de whisky (graduación alcohólica: 40,0 ºGL).

R ESPUESTA

3.

La plata Sterling (plata 925) es una aleación de plata y cobre cuya concentración es 7,50 %m/m de cobre. Si se desean preparar 500 g de plata Sterling, determinen: a) la masa y la cantidad de cobre necesaria; b) la masa de plata que se precisa.

R ESPUESTA

4.

Un volumen de 400 mL de agua de mar contiene 9,60 g de NaCl disueltos. La densidad de la misma, a 4,00 º C, es de 1,03 g/mL. Expresen su concentración en: a) %m/V b) %m/m c) g st/100 g sv

R ESPUESTA

5.

Calculen qué volumen de solución 1,00 %m/V, puede prepararse si se utilizan 25,0 g de soluto.

R ESPUESTA 105


6.

6. Soluciones

Indiquen cuál de las siguientes masas de soluto es necesaria para preparar 300 mL de solución al 10,0 %m/V: a)

0,300 g

b) 30,0 g c) 3,00 g R ESPUESTA

7.

Se disuelven 19,0 g de una sal en agua y se obtiene una solución 5,00 %m/m, cuya densidad es de 1,03 g/mL. Calculen el volumen de: a) agua empleada; b) solución obtenida.

R ESPUESTA

8.

Para cada una de las siguientes soluciones, calculen su concentración expresada en %m/V: a) 3,50 L de solución que contiene 40,0 g de KOH; b) 0,400 L de solución que contiene 0,0250 moles de NaHCO 3.

R ESPUESTA

9.

La masa molar de la glucosa es 180 g/mol. El límite máximo considerado normal de glucosa en sangre es 110 mg/dL. Calculen dicha concentración en: a) %m/V b) molaridad

R ESPUESTA

106


6. Soluciones

10. En 1,00 L de agua extraída de cierta perforación, se determinó la presencia de 12,0 mg de arsénico disuelto. Calculen la concentración de este contaminante expresada en: a) molaridad (M) b) %m/V c) partes por millón (ppm) R ESPUESTA

11. Calculen la masa de soluto disuelta en cada una de las siguientes soluciones: a) 60,0 mL de solución de K 2SO4 0,450 M; b) 3,42 L de solución de NaCl 3,00 M; c) 250 g de solución de HCl 1,50 m. R ESPUESTA

12. Se desea preparar 500 mL de solución 0,0500 M de KNO 3. Indiquen: a) la masa de sal necesaria; b) la concentración molar de una porción de 50,0 mL de dicha solución. R ESPUESTA

13. Una solución de HCl (ácido clorhídrico) 30,0 %m/m tiene una densidad de 1,15 g.cm -3. Calculen para la misma: a) la concentración expresada en %m/V; b) el volumen que contiene 2,00 mol de HCl; c) la masa de ácido disuelta en 580 g de solución. R ESPUESTA

107


6. Soluciones

14. Se desea preparar una solución 0,300 M de cloruro de sodio. Si se dispone de 3,90 g de esta sal, indiquen: a) el volumen de solución obtenido; b) la concentración molar de iones sodio. R ESPUESTA

15. Se dispone de dos frascos que contienen soluciones 0,0100 M de K +. Frasco A: 150 mL de solución de K 2SO4 Frasco B: 500 mL de solución de KBr Determinen: a) la concentración molar de la solución de K 2SO4 b) el número de iones K + presentes en la solución B R ESPUESTA

16. Se dispone de cuatro frascos que contienen soluciones de distintos s olutos y la misma concentración expresada en %m/V. Frasco 1: 500 mL de solución A Frasco 2: 2,00 10 -2 L de solución B Frasco 3: 750 mL de solución C Frasco 4: 0,300 L de solución D a) Determinen cuál es la solución que contiene mayor masa de soluto disuelta; b) Si se sabe que la masa molar del soluto disuelto en la solución B es menor que la masa molar del soluto disuelto en la solución A, indiquen cuál de estas es la solución de mayor molaridad. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

17. Se tienen dos recipientes con soluciones del mismo soluto ( M = 40,0 g/mol). En el recipiente A hay 250 cm3 de solución 3,00 M y en el recipiente B hay 870 cm 3 de solución 1,50 %m/V. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). a) La masa de soluto disuelta en el recipiente B es mayor que la masa de soluto disuelta en el recipiente A. b) La concentración de la solución A es mayor que la concentración de la solución B. 108


6. Soluciones

c) Si se consideran volúmenes iguales de ambas soluciones, la masa de soluto disuelta en la solución A será siempre mayor que la masa de soluto disuelta en la solución B. R ESPUESTA

18. Completen la siguiente tabla: Soluto

Vsc

m sc

m sv

m st

Cantidad st

(mL)

(g)

(g)

(g)

(mol)

500

166

KCl C6H12O6

185

%m/m (g/mL)

300

FeCl3

500

V

M

m

10,0

800

Cu(NO3)2

%m/

1,17

20,7

HF

K 2CO3

ρ sc

1,04 0,240

6,24

1,08

367

35,0

750

1,50

1,28

R ESPUESTA

19. Calculen la concentración molar de una solución acuosa de NaOH 0,125 m, cuya densidad es de 1,15 g/mL. R ESPUESTA

20. En algunas ocasiones, en el laboratorio se utili za la mezcla sulfocrómica para limpiar materiales de vidrio. Para preparar una porción se disuelven 42,0 g de dicromato de sodio dihidratado (Na2Cr 2O7. 2H2O) en agua hasta alcanzar un volumen de 229 mL de solución, y se agregan 400 mL de solución de ácido sulfúrico concentrado. Calculen la concentración 2

+ molar de aniones dicromato ( Cr 2O7 ) y de cationes sodio (Na ) en la solución.

R ESPUESTA

21. Se diluyen 10,0 mL de una solución acuosa de ácido bromhídrico 3,00 % m/V hasta un volumen de 500 mL. Calculen el %m/V de la solución diluida. R ESPUESTA

109


6. Soluciones

22. Determinen qué volumen de solución acuosa 0,400 M de NaHCO 3 se puede preparar a partir de 200 mL de solución acuosa 5,00 M del mismo soluto. R ESPUESTA

23. Calculen qué volumen de solución acuosa de CuSO 4 25,0% m/V se necesita para preparar 2,00 L de solución acuosa 10,0 %m/V del mismo soluto. R ESPUESTA

24. Determinen qué volumen de agua se debe agregar a 40,0 mL de solución de ácido nítrico (HNO3) 23,6 %m/V, para obtener una solución 1,00 M. R ESPUESTA

25. A 150 mL de solución 2,00 M de NaNO 3 se le agregan 375 mL de agua. Calculen la concentración de la solución diluida, expresada en %m/V y en molaridad. R ESPUESTA

26. Calculen la concentración, expresada en molaridad, de la solución obtenida en cada caso: a) 20,0 mL de solución de KCl 1,75 M se diluyen hasta 0,500 L; b) 100 mL de solución de sacarosa 1,40 M se diluyen hasta obtener 1,50 L de solución. R ESPUESTA

27. Se agregan 820 g de solvente a 200 g de solución acuosa de (NH4)2SO4 33,3 %m/V ( ρ = 1,19 g.cm-3). El volumen de solución que se obtiene es de 1,00 L. Calculen: a) la molaridad de la solución final; b) la molalidad de la solución inicial; c) la concentración molar del catión en la solución final. R ESPUESTA

110


6. Soluciones

28. Con una pipeta se miden 15,0 mL de solución que contienen 800 mg de cloruro de mercurio (ll). Calculen el volumen de solución 0,0300 M que puede prepararse si se diluyen 2,00 mL de la misma. R ESPUESTA

29. A partir de una solución de ácido clorhídrico concentrado, 36,0 %m/m ( ρ = 1,19 g/mL), se prepararon por dilución con agua, las siguientes soluciones: a) 250 mL de solución 5,00 %m/V b) 250 mL de solución 5,00 M Calculen el volumen de solución concentrada utilizado en cada una. R ESPUESTA

30. Se agregan 500 mL de agua a 0,837 Kg de una solución de Na 2SO4 48,0 %m/V, cuya densidad es de 1,287 g/mL. Calculen la concentración de la solución resultante expresada en %m/m. R ESPUESTA

31. Se dispone de 31,7 g de FeCl 2 para preparar una solución acuosa 1,00 M, de densidad 1,12 g/mL. Calculen: a) la masa de agua necesaria; b) la molalidad de la solución obtenida; c) el %m/V de la solución que se obtiene al diluir con agua 10,0 mL de la solución hasta un volumen de 250 mL; d) la concentración molar del anión en la solución original. R ESPUESTA

32. Se prepara una solución acuosa 0,200 M de Ca(NO 3)2 (ρ= 1,07 g/mL). Determinen: a) la concentración de la solución expresada en molalidad; b) el volumen de solución necesario para preparar, por dilución con agua, 1,40 L de una solución 0,82 %m/V; c) la concentración molar del anión en la solución diluida. R ESPUESTA

111


6. Soluciones

Respuestas Bloque 1


1. a) soluto: sacarosa y solvente: agua; b) 510 g ; c) 1,96 %m/m

2.

a) 713 g ; b) 5,00 %m/m

3.

a) 1,60 %m/V ; b) 16,0 g st/Lsc

4.

a) msc = 1040 g ó 1,04 kg ; b) 3,85 %m/m ; c) 1,04 g/mL ; d) 4,00 %m/V

5.

a) 84,0 g st ; b) 58,8 g st

6.

a) 0,500 mol; b) 0,500 M

7.

a) Ca(NO3)2

H2 O

Ca2+ (aq) + 2 NO-3 (aq)

b) i) 2,44.10-2 M ; ii) 2,44.10-2 M ; iii) 4,88.10-2 M

8. sc

Ecuación de disociación

Ag+ (aq)+ NO3 (aq)

AgNO3

H2 O

MgCl2

H2 O

Mg2+ (aq) + 2 Cl - (aq)

c

Na3PO4

H2 O

3Na+(aq) + PO4 (aq)

d

Al2(SO4)3

9.

a) 0,625 mol ; b) 0,625 m

a b

112

H 2O

3

2

2Al3+(aq)+3 SO4 (aq)

Molaridad

Molaridad

Molaridad

[catión]

de la sc

del catión

del anión

[anión]

1,20 M

1,20 M

1,20 M

1/1

0,450 M

0,450 M

0,900 M

1/2

0,0200 M

0,0600 M

0,0200 M

3/1

0,500 M

1,00 M

1,50 M

2/3


6. Soluciones

10. a) i) 5,98 %m/m ; ii) 6,36 g ; iii) 0,436 M ; iv) 0,429 m b) 1,61 g c) 1,31.1022 NO2

11. a) i) catión: 0,750 M y anión: 1,13 M; ii) catión: 4,19 %m/V y anión: 10,8 % m/V 2

b) 1,35.1023 SO4 y 9,03.1022 Fe3+

12. b) < c) < a) < d)

13. 0,500 % m/V y 2,87.10-2 M

14. 208 mL

15. 0,290 m

16. a) 1,25 g/mL ; b) 359 mL

17. a) 650 mL ; b)1,24 m ; c) 0,717 M ; d) i) agregar soluto; elaboren la justificación correspondiente.

18. a) 15,7 M ; b) 3,18 mL ; c) redacten el procedimiento correspondiente.

113


Bloque 2

6. Soluciones


1.

a) 0,0210 g ó 21,0 mg ; b) 7,00.10-3 g ó 7,00 mg

2.

a) 36,0 mL ; b) 16,0 mL

3.

a) mCu = 37,5 g ; nCu = 5,91.10 -2 mol ; b) 463 g

4.

a) 2,40 %m/V ; b) 2,33 %m/m ; c) 2,39 g st/100 g sv

5.

2,50 L

6. b)

7.

a) 361 mL ; b) 369 mL

8.

a) 1,14 %m/V ; b) 0,525 %m/V

9.

a) 0,110 %m/V ; b) 6,11.10-3 M

10. a) 1,60.10-4 M ; b) 1,20.10-3 % m/V ; c) 12,0 ppm

11. a) 4,70 g ; b) 600 g ; c) 13,0 g

12. a) 2,53 g ; b) 5,00.10-2 M

13. a) 34,5 %m/V ; b) 212 mL ; c) 174 g

14. a) 222 mL ; b) 0,300 M

114


6. Soluciones

15. a) 5,00.10-3 M ; b) 3,01.10 21 K +

16. a) solución C ; b) solución B. Elaboren la justificación correspondiente.

17. a) (I), menor; b) (C) ; c) (C).

18. Soluto

Vsc (mL)

m sc (g)

m sv (g)

m st (g)

Cantidad st (mol)

ρ sc

(g/mL)

KCl

569

666

500

166

2,23

C6H12O6

185

207

186

20,7

HF

865

900

800

Cu(NO3)2

278

300

FeCl3

380

K 2CO3

750

%m/m

%m/V

M

m

1,17

24,9

29,2

3,91

4,46

0,115

1,12

10,0

11,2

0,622

0,618

99,8

4,99

1,04

11,1

11,5

5,77

6,24

255

45,0

0,240

1,08

15,0

16,2

0,863

0,941

500

367

133

0,819

1,32

26,6

35,0

2,16

2,23

960

753

207

1,50

1,28

21,6

27,6

2,00

1,99

19. 0,143 M

20. [ Cr 2 O72- ] = 0,224 M y [Na +] = 0,448 M

21. 6,00.10-2 %m/V

22. 2,50 L

23. 800 mL

24. 110 mL

25. 4,86 % m/V y 0,572 M

26. a) 7,00.10-2 M ; b) 9,33.10-2 M 115


27. a) 0,424 M ; b) 2,94 m ; c) 0,848 M

28. 13,1 mL

29. a) 29,2 mL ; b) 107 mL

30. 23,3 %m/m

31. a) 248 g sv ; b) 1,01 m ; c) 0,508 %m/V ; d) 2,00 M

32. a) 0,193 m ; b) 350 mL ; c) 0,100 M

116

6. Soluciones

7. Compuestos orgánicos

Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para aanzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:

•

Tipos de fórmulas más utilizados para representar a las moléculas orgánicas.

•

Cadena principal, radical alquilo y grupo funcional.

•

Las reglas de nomenclatura de los distintos compuestos orgánicos.

•

•

•

Isómero estructural, estereoisómeros, diasterómeros, enantiómeros y carbono quiral o asimétrico. Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción, entre las partículas, y las propiedades físicas de las sustancias. Forma de las moléculas orgánicas y su inuencia en los puntos de ebullición de los isómeros.



Importante Al explicar las propiedades de las sustancias orgánicas, comparamos la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas, para lo cual es necesario: •

•

•

considerar el tamaño de la nube electrónica, la forma y la polaridad de las moléculas; indicar para cada sustancia el tipo de fuerzas de atracción entre las partículas que la forman; comparar la intensidad de las fuerzas de atracción entre las partículas de distintas sustancias.

Bloque 1 1. a) Completen las siguientes cadenas carbonadas, indicando el símbolo de los átomos de hidrógeno con la atomicidad correspondiente.

A)

D)

B)

C)

E)

b) Marquen la cadena principal en cada fórmula semidesarrollada.

R ESPUESTA

118



2. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las moleculares de las siguientes sustancias: a) 3-etilhexano; b) 2,3-dimetilpentano; c) 2,2,3-trimetilpentano; d) 2,3,4-trimetilpentano.

R ESPUESTA

3. A partir de las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A)

B)

C)

D)

E)

F)

a) escriban el nombre de cada sustancia; b) indiquen cuáles son isómeros estructurales.

R ESPUESTA

4. A partir de los nombres de diferentes hidrocarburos no saturados, escriban sus fórmulas semidesarrolladas. a) 1-hexino; b) 2,4-dimetil-2-hepteno; c) 3-etil-1-pentino; d) 2,4-hexadieno.

R ESPUESTA

119



5. Para cada una de las fórmulas moleculares, C 5H10 y C6H10, escriban las fórmulas semidesarrolladas de: a) una molécula de cadena lineal; b) una molécula de cadena ramicada; c) una molécula de cadena cerrada (ciclo).

R ESPUESTA

6. Completen en el cuadro los casilleros en blanco, según corresponda. Nombre

Fórmula semidesarrollada

Fórmula molecular

Familia

CH2=CHCH2CH3 2-butino cis-2-penteno C2H2 metilciclohexano (CH3)2CHCH2CH(CH3)2 1,3-ciclopentadieno trans-3,4-dimetil-3hexeno

C3H6

cicloalcano

R ESPUESTA

7. Expliquen la diferencia entre los puntos de ebullición de los siguientes pares de sustancias: a) Hexano (69,0 ºC) y octano (126 ºC); b) Propano (- 42,0ºC) y dimetilpropano (9,50 ºC).

R ESPUESTA

120



8. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A)

B)

C)

D)

E)

F)

G)

H)

a) identiquen las que presentan el mismo grupo funcional; b) recuadren y nombren el grupo funcional característico en cada una; c) indiquen a qué familia de compuestos orgánicos pertenece cada una; d) escriban el nombre de cada sustancia; e) representen las estructuras de Lewis de las moléculas correspondientes a B y a H.

R ESPUESTA

9. Nombren o escriban las fórmulas semidesarrolladas según corresponda, de las siguientes sustancias: a) trimetilamina b) CH3CONH2 c) CH3CH2 NHCH3 d) dietilamina e) CH3CH2CONH2 f) 2-metilbutanamida

R ESPUESTA

121



10. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) (CH3)3CCH2CH2OH

B) CH3CH2CH(CH3)CH2CHO

C) CH3OCH2(CH2)3CH3

D) CH3(CH2)2COCH2CH3

E) HCONH2

F) CH3CH2CH(CH3)CH2CH2OH

a) escriban el nombre y la fórmula molecular de cada una; b) determinen cuáles son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de cada sustancia; c) indiquen cuáles son isómeros estructurales.

R ESPUESTA

11. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) CH3(CH2)2CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3

B)

C)

D)

E) CH3CH2CH(CH3)COCH2CH3

F)

CH3CH2C≡CCH2CH(CH2CH3)CH(CH3)2

HCONHCH3

a) Escriban el nombre de cada una. b) Indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace de los átomos cuyos símbolos se destacan en negrita:

i) α H-C-C en CH3(CH2)2CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 ii) α C-C-C en CH3CH2C≡CCH2CH(CH2CH3)CH(CH3)2 iii) α C-C-O en CH3CH2CH(CH3)COCH2CH3 iv)

R ESPUESTA

122

α H-N-C en HCONHCH3



12. Justiquen las siguientes armaciones:

a) El metilbutanal tiene menor punto de ebullición que el pentanal. b) El 1-noneno tiene mayor punto de ebullición que el etanol. c) El 1-butino tiene menor punto de ebullición que la propanona. d) El 1-pentanol tiene mayor punto de ebullición que el 2-pentanol. e) El ácido butanoico tiene mayor punto de ebullición que el hexano.

R ESPUESTA

13. Identiquen las sustancias solubles en agua e indiquen cuáles son las fuerzas de atracción que se establecen entre las moléculas de ambas sustancias (soluto y solvente):

a) etanol; b) propilamina; c) 1-pentino; d) metiletiléter; e) pentano. R ESPUESTA

14. Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de: a) un alcohol ópticamente activo de cinco átomos de carbono por molécula; b) un éster derivado del ácido fórmico o metanoico; c) una amida derivada del ácido propanoico; d) todos los compuestos de fórmula C6H12 que posean isomería geométrica; e) un isómero estructural que posea un átomo de carbono quiral, de una amida derivada ácido pentanoico.

del

R ESPUESTA

15. A partir de las fórmulas de las siguientes sustancias: A) CH3(CH2)5C≡CH

B) CH3CH2CO(CH2)3CH3

C) CH3CH2COCH(CH3)CH2CH3

a) indiquen cuáles son isómeros estructurales y nombren el isómero de menor punto de ebullición; b) escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero ópticamente activo del compuesto A y marquen el símbolo del átomo de carbono quiral;

123



c) indiquen qué fuerzas intermoleculares presenta el compuesto C en estado líquido;

d) nombren el compuesto de menor solubilidad en agua. R ESPUESTA

16. Se dispone de las siguientes sustancias: A) 2-butanol

B) butanal

C) cis-4-metil-2-penteno

a) seleccionen la que en estado líquido solo presente fuerzas de London entre sus moléculas; b) indiquen cuál de los compuestos es ópticamente activo y marquen el símbolo del átomo de carbono quiral; c) escriban la fórmula del isómero geométrico del compuesto C; d) indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace entre los átomos: H-C-O, de la molécula del aldehído. R ESPUESTA

17. Elijan la/s opción/es correcta/s en cada uno de los siguientes enunciados: a) El almidón es un biopolímero formado por unidades de: i) pentosa, ii) cetona, iii) aminoácido, iv) glucosa. b) En un dipéptido, el grupo funcional presente es: i) amida, ii) éster, iii) aldehído, iv) hidroxilo. c) La unión entre los monómeros que forman los polisacáridos se llama: i) unión glicosídica, ii) unión peptídica, iii) unión puente de hidrógeno. d) Los aminoácidos son compuestos: i) formados por moléculas polares, ii) insolubles en agua, iii) cuyas moléculas presentan un grupo carboxilo y un grupo amino, iv) que pueden formar disacáridos. e) Los polisacáridos pueden sintetizarse a partir de: i) hidroxiácidos, ii) bases nitrogenadas, iii) hexosas, iv) aminoácidos. f) El tripalmitato de glicerilo es: i) un monosacárido, ii) una sustancia soluble en solventes no polares, iii) una sustancia soluble en agua, iv) un éster. g) En una solución acuosa de sacarosa las atracciones entre las moléculas de ambas sustancias son: i) fuerzas de London, ii) ion-dipolo, iii) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno, iv) London y dipolo-dipolo.

R ESPUESTA

124



Bloque 2 1. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las moleculares de las siguientes sustancias: a) 2- metilpentano; b) 3-etil-2-metilhexano; c) 2,2,3,3-tetrametilpentano.

R ESPUESTA

2. A partir de los nombres de diferentes hidrocarburos no saturados, escriban sus fórmulas semidesarrolladas: a) 1-penteno; b) metil-2-buteno; c) 4-metil-2-pentino.

R ESPUESTA

3. Indiquen cuál de estos solventes: octano o agua, consideran más conveniente para disolver un pequeño volumen de nafta (mezcla de alcanos). Justiquen la respuesta.

R ESPUESTA

4. A partir de las siguientes fórmulas: A) CH3CH=CHCH2CH3

B) CH2=CHCH(CH3)2

C) (CH3)2C=CHCH 3

D) ClCH2CH2CH=CHCH3

E) CH3CH=C(CH3)CH2CH2CH3

F ) CH2=CHCH(Cl)CH2CH3

a) identiquen a las que representan moléculas en las que es posible la existencia de isómeros geométricos; b) escriban las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de los diasterómeros, según corresponda. R ESPUESTA

125



5. Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de un hidrocarburo: a) de igual fórmula molecular y que presente menor punto de ebullición que el 1-hepteno; justiquen su elección; b) que presente mayor punto de ebullición que el butano; justiquen su elección.

R ESPUESTA

6. Expliquen la diferencia entre los puntos de ebullición de los siguientes pares de sustancias:

a) 1-buteno (- 6,5 ºC) y 1-penteno (30,0 ºC) b)

Propino (- 23,0ºC) y 1-hexino: (72,0 ºC)

R ESPUESTA

7. En el siguiente cuadro, completen los casilleros en blanco. Nombre


Fórmula molecular

CH3CH(CH3)CH2COOH 2-butanol CH2O 2,2-dimetilhexanal (CH3)2CHCH2COCH(CH3)2 metilpropiléter CH3(CH2)2COOCH3 C2H5Cl

CH3COCH2COCH3

R ESPUESTA

126

Familia



8. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las fórmulas moleculares de las siguientes sustancias:

a) 2-bromo-3-metilpentano

b) 2-metil-1-butanol

c) 2,2-dimetilbutanal

d) 1,2-dicloropropano

e) 1,3-pentanodiol

f)

3-etil-2-hexanol

g) butanona

h) metil-2-propanol

i)

ácido metilpropanoico

j)

k) butiletiléter

l)

ácido benzoico

n) 2,4-dimetil-3-hexanona

o) etanoato de butilo

propanoato de etilo

m) 3-etil-3-metilhexanal

R ESPUESTA

9. Escriban las fórmulas semidesarrolladas de moléculas que presenten en la cadena hidrocarbonada: a) b)

un átomo de halógeno; un grupo hidroxilo unido a un átomo de carbono secundario;

c)

un grupo carbonilo en el extremo de la cadena;

d)

un grupo carboxilato;

e)

un grupo carbonilo cetónico;

f)

un grupo amino.

R ESPUESTA

10.

Escriban las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de tres isómeros estructurales para cada una de las siguientes fórmulas moleculares: a) C8H16O2 b) C4H8O c) C6H14O d) C5H13 N e) C7H15 NO

R ESPUESTA

127



11.

Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas:

A) CH3(CH2)3CH2OH

B) CH3(CH2)3 NHCH2CH3

C) CH3CH2CH2 NH2

D) (CH3CH2)3 N

E) (CH3)3CCl

F ) CH3CH(CH3)CH2Cl

a) escriban el nombre y la fórmula molecular de cada una; b) determinen cuáles son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de cada sustancia; c) indiquen cuáles son isómeros estructurales.

R ESPUESTA

12.

Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas, escriban el nombre correspondiente .

A)

C)

B) (CH3)2CHCH2C(Br)(CH3)CH2CH3

CH3CH2CH(CH2CH3)COOH

E)

D) CH3(CH2)3COOCH2CH3

F) CH3CH(NH2)CH(CH2CH3)CH(CH3)CH2CH3

R ESPUESTA

13. Escriban las fórmulas semidesarrolladas de las siguientes sustancias:

a) N,N−dimetilaminobenceno

b) ácido cloroetanoico

c)1,4-hexadiino

d) 1,4−clorofenol

e) metil-1-bromopropano

f) ácido butanodioico

g) 2,3-pentanodiona

h) butilpropiléter

i) 2-metilpentanodial

128



R ESPUESTA

14. Se dispone de:

a) diferentes cetonas formadas por moléculas de cadena lineal, por ejemplo, propanona, butanona, 2-pentanona, etc.; b) ácidos isómeros, por ejemplo, ácido 2-metilpentanoico, ácido 2,2- dimetilbutanoico, ácido hexanoico. Indiquen cuál de los siguientes factores se tiene en cuenta para explicar las diferencias de los puntos de ebullición (PEb) en cada grupo de sustancias: la forma de las moléculas o el número de electrones por molécula. Justiquen las respuestas. R ESPUESTA

15.

a) Escriban las fórmulas semidesarrolladas y el nombre de:

i) un ácido de 3 átomos de carbono por molécula; ii) dos isómeros de distintas familias de fórmula C 6H14O; iii) una amida de moléculas de cadenas ramicadas de 6 átomos de carbono; iv) dos isómeros de fórmula C4H8O. b) Indiquen cuál de todas las sustancias es la más soluble en un solvente polar como, por ejemplo, el agua. Justiquen su respuesta.

R ESPUESTA

16. Expliquen las diferencias entre los puntos de ebullición en cada uno de los siguientes pares de sustancias:

a) dietiléter (37 °C) y 1-butanol (118 °C); b) etanol (78,5 °C) y dimetilamina (7,5 °C); c) trimetilamina (3 °C) y propilamina (49 °C); d) 1-clorobutano (101,6 °C) y 1- clorometilpropano (69 °C); e) 1- pentanol (138 °C) y 1,2,3-propanotriol (glicerina), (290 °C).

R ESPUESTA

129



17. Predigan el orden creciente de los puntos de ebullición de las siguientes sustancias:

a) propanona (acetona), propilamina, butano y 1− propanol; b) etanoato de etilo, ácido butanoico y 1-butanol.

R ESPUESTA

18. Dadas las siguientes fórmulas condensadas, escriban el nombre correspondiente. A) BrCH2CH2CH2CH=CH2

B) CH3CH2COCH2CHO

C) HCO(CH2)2COOH

D) CH3CH(CH3)CH=CHCH2Br

E) CH3CH2COCH(CH3)2

F) CH3CONH(CH3)

R ESPUESTA

19. Para cada una de las sustancias que guran a continuación, escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero estructural, que presente un solo grupo funcional:

a) 2-en-2-metil-1-pentanol; b) 3-aminohexanal; c) 5-hidroxi-2-hexanona; d) 1,5 hexadieno. R ESPUESTA

20. Identiquen las fórmulas de las moléculas que poseen uno o más átomos de carbono quirales.

A) CH3CHBrCH2CH3

B) (CH3)2CHCOOH

C) C6H5CH(OH)CHO

D) CH3CH(OH)CH3

E) CH3CH(OH)CH(OH)CH3

F) CH3CHClCH(OH)CH3

R ESPUESTA

130



21.

Dadas las siguientes fórmulas condensadas:

A) CH3CH2CH(NH2)CH(OH)CH2CH3

B) CH3CH(OH)CH2COOCH2CH2CH3

C) CH3CH(Cl)CH(CH3)CONHCH2CH3

D) CH3CH2CH(OH)CH2C≡N

E) CH3CH2C(Cl)=CHCH(CH3)COCH3

F) CH3CH(OH)CH2CH2COOH

a) escriban el nombre de cada una; b) marquen el símbolo de todos los átomos de carbono quirales presentes. R ESPUESTA

22.

Se dispone de las siguientes sustancias: A) propano; B) octano y C) etanol. a) Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de: i) un isómero estructural de C; ii) un isómero de B óptimamente activo. b) Predigan cuál de las sustancias presenta mayor punto de ebullición. Justiquen la respuesta. c) Indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace entre los siguientes átomos: C-O-H, en la molécula del alcohol.

R ESPUESTA

23.

A partir de las fórmulas de las siguientes sustancias:

A) CH3CH2CHOHCH=CH2

B) CH2=CHCHOHCH2CH2OH

C) CH3CH2CH=CHCOOH

a) indiquen si: i) solo A, ii) solo B, iii) solo C, iv) B y C, presenta/n isomería geométrica; b) escriban el nombre de los compuestos que presentan actividad óptica; c) representen mediante fórmulas semidesarrolladas los diasterómeros; d) indiquen qué fuerzas intermoleculares presenta el compuesto C en estado líquido. R ESPUESTA

131



Respuestas Bloque 1


1. a) y b) Para determinar la cadena principal, se elige la secuencia de átomos de carbono más larga. En algunos casos, para una misma fórmula semidesarrollada se pueden identicar diferentes opciones. Por ejemplo: A) La cadena principal está formada por 4 átomos de carbono y puede marcarse de las siguientes formas:

B) La cadena principal está formada por 4 átomos de carbono y se puede marcar de tres formas diferentes. Una opción posible es:

C) La cadena principal está formada por 3 átomos de carbono y se puede marcar de seis formas diferentes. Una opción posible es:

D) La cadena principal está formada por 6 átomos de carbono y se puede marcar de la siguiente forma:

132



E) La cadena principal está formada por 7 átomos de carbono y se puede marcar de cinco formas diferentes. Una opción posible es:

2. a) CH3CH2CH(C2H5)CH2CH2CH3 ó CH3CH2CH(C2H5)(CH2)2CH3; C8H18 b) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 ó (CH3)2CHCH(CH3) CH2CH3; C7H16 c) (CH3)3CCH(CH3)CH2CH3; C8H18 d) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH(CH3)2 ó (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2; C8H18

3. a) A: 2,3-dimetilpentano; B:hexano; C: dimetilpropano; D: butano; E: metilbutano; F: 2,2-dimetilpentano b) A y F (C7H16); C y E (C 5H12)

4.

a) CH≡CCH2CH2CH2CH3 ó CH≡C(CH2)3CH3 b) (CH3)2C=CHCH(CH3)CH2CH2CH3 ó (CH3)2C=CHCH(CH3)(CH2)2CH3 c) CH≡CCH(CH2CH3)CH2CH3 d) CH3CH=CHCH=CHCH3 5. a) Por ejemplo: CH2=CHCH2CH2CH3 y CH3C≡C(CH2)2CH3 b) Por ejemplo: CH3CH(CH3)CH=CH2 y CH≡CCH(CH 3)CH2CH3 c) Por ejemplo, para la fórmula C 5H10 , un ciclo de cinco átomos de carbono como el ciclopentano y, para la fórmula C6H10, un ciclo de seis átomos de carbono con un doble enlace, como el ciclohexeno.

133



6. Nombre


Fórmula molecular

Familia

1-buteno

CH2=CHCH2CH3

C4H8

alqueno

2-butino

CH3C≡CCH3

C4H6

alquino

C5H10

alqueno

C2H2

alquino

C7H14

cicloalcano

C7H16

alcano

cis-2-penteno

etino

CH≡CH

metilciclohexano

2,4dimetilpentano

(CH3)2CHCH2CH(CH3)2

ciclo-

1,3-ciclopentadieno

C5H6

trans-3,4-dimetil-3hexeno

C8H16

alqueno

C3H4

alquino

C3H6

cicloalcano

propino

HC≡C-CH3

ciclopropano

7.

134

Elaboren las explicaciones correspondientes.

alqueno



8.

a), b) y c)

Grupo funcional: carbonilo A)

F)

D)

Familia: cetonas

Familia: aldehídos

Grupo funcional: hidroxilo

Grupo funcional: carboxilo

C)

G)

Familia: alcoholes d)

B)

E)

H)

Familia: ácidos carboxílicos

A) butanona, B) metanal; C) 1-propanol; D) etanal; E) ácido metilpropanoico; F) 3-metilpentanona; G) 2-butanol; H) ácido etanoico (ácido acético).

e)

B)

9.

H)

a) (CH3)3 N b) etanamida c) etilmetilamina ó N-metiletanamina d) (CH3CH2)2 NH e) propanamida f) CH3CH2CH(CH3)CONH2

135



10. a) y b) Nombre


Fórmula molecular

A: 3,3-dimetil-1-butanol


C6H14O

B: 3-metilpentanal


C6H12O

C: metilpentiléter


C6H14O

D: 3-hexanona


C6H12O

E: metanamida


CH3 NO

F: 3-metil-1-pentanol


C6H14O

c) A, C y F; B y D son isómeros estructurales.

11. a)

A) 3,4-dimetilheptano

B) 6-etil-7-metil-3-octino

C) hidroxibenceno o fenol

D) cis-1-etil-2-metilciclopentano

E) 4-metil-3-hexanona

F) N-metilmetanamida

b) i) α se aproxima a 109,5º; ii) α igual a 180º; iii) α se aproxima a 120º; iv) α se aproxima a 109,5º.

12. Elaboren las justicaciones correspondientes.

13. a) b) y d): solubles en agua. En cada caso, las moléculas de las sustancias establecen atracciones puente de hidrógeno, London y dipolo-dipolo con las moléculas de agua.

14.

a) Por ejemplo: CH3CH2CH2CH(OH)CH3 ; 2-pentanol. b) Por ejemplo: HCOOCH2CH3; metanoato de etilo.

136



c) Por ejemplo: CH3CH2CONH2; propanamida. d) Los compuestos de formula C6H12 que poseen isomería geométrica son:

e) CH3CH2CH(CH3)CONH2 ; 2- metilbutanamida. 15.

a) B y C, isomería estructural (cadena); el de menor punto de ebullición es 4-metil-3-hexanona

b) por ejemplo: CH3CH2CH2CH2CH(CH3)C≡CH c) London y dipolo-dipolo d) 1-octino

137



16. a) C: cis-4-metil-2-penteno b) A: 2-butanol, CH3CH2CHOHCH3

c)

d) α se aproxima a 120º

17.

a) iv) glucosa b) i) amida c) i) unión glicosídica d) i) formados por moléculas polares, iii) cuyas moléculas presentan un grupo carboxilo y un grupo amino

e) iii) hexosas f) ii) una sustancia soluble en solventes no polares, iv) un éster g) iii) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno

Bloque 2


1.

a) CH3CH(CH3)CH2CH2CH3 ó (CH3)2CH(CH2)2CH3; C6H14 b) CH3CH(CH3)CH(C2H5)CH2CH2CH3 ó (CH3)2CHCH(C2H5)(CH2)2CH3; C9H20 c) (CH3)3CC(CH3)2CH2CH3; C9H20

138



2.

a) CH2=CHCH2CH2CH3 ó CH2=CH(CH2)2CH3 b) (CH3)2C=CHCH 3 c) CH3C≡CCH(CH3)CH3 3.

Octano. Elaboren la justicación correspondiente.

4. a) A, D y E b)

A)

D)

E)

5. a) Un isómero de moléculas ramicadas, por ejemplo: CH2=C(CH3)(CH2)3CH3, 2-metil-1-hexeno

b) un alcano de cadena más larga, por ejemplo: CH 3(CH2)4CH3 , hexano. Elaboren las justicaciones correspondientes.

6. Elaboren las explicaciones correspondientes.

139



7. Fórmula semidesarrollada

Nombre

Fórmula molecular

Familia

ácido 3-metilbutanoico

CH3CH(CH3)CH2COOH

C5H10O2

ácido carboxílico

2-butanol

CH3CHOHCH2CH3

C4H10O

alcohol (secundario)

Metanal

H2C=O

CH2O

aldehído

2,2-dimetilhexanal

CH3(CH2)3C(CH3)2CHO

C8H16O

aldehído

2,5-dimetil-3hexanona

(CH3)2CHCH2COCH(CH3)2

C8H16O

cetona

metilpropiléter

CH3OCH2CH2CH3

C4H10O

éter

butanoato de metilo

CH3(CH2)2COOCH3

C5H10O2

éster

C2H5Cl

halogenuro de alquilo o compuesto halogenado

C6H6O

hidrocarburo aromático

C5H8O2

cetona

Cloroetano

CH3CH2Cl

hidroxibenceno (fenol)

2,4-pentanodiona

CH3COCH2COCH3

8.

a) CH3CHBrCH(CH3)CH2CH3; C6H13Br b) CH3CH2CH(CH3)CH2OH; C5H12O c) CH3CH2C(CH3)2CHO; C6H12O d) CH2ClCHClCH3; C3H6Cl2 e) CH2OHCH2CHOHCH2CH3; C5H12O2 f) CH3CH(OH)CH(CH2CH3)CH2CH2CH3 ó CH3CH(OH)CH(CH2CH3)(CH2)2CH3; C8H18O g) CH3COCH2CH3; C4H8O h) (CH3)2C(OH)CH3; C4H10O i) (CH3)2CHCOOH; C4H8O2 j) CH3CH2COOCH2CH3; C5H10O2 k) CH3CH2OCH2CH2CH2CH3; C6H14O

140



l)

; C7H6O2

m) CH3CH2CH2C(CH3)(CH2CH3)CH2CHO; C9H18O n) (CH3)2CHCOCH(CH3)CH2CH3; C8H16O o) CH3COOCH2CH2CH2CH3; C6H12O2 9. a)

Por ejemplo: CH3CHBr(CH2)3CH3; b) CH3CHOHCH3; c) CH3(CH2)2CHO;

d) CH3CH2COOCH3; e) CH3COCH2CH2CH2CH3; f) CH3CH2 NH2

10.

a) Por ejemplo: CH3(CH2)6COOH, ácido octanoico; CH3(CH2)3COOCH2CH2CH3, pentanoato de propilo y CH3(CH2)4CH(CH3)COOH, ácido-2-metilheptanoico. b) Por ejemplo: CH3(CH2)2CHO, butanal; CH3CH2COCH3, butanona; CH3CH(CH3)CHO, metilpropanal. c) Por ejemplo: CH3(CH2)4CH2OH,1-hexanol; CH3CH2CH2OCH2CH2CH3, dipropiléter; (CH3)2CHCH2CHOHCH3, 4-metil-2-pentanol. d) Por ejemplo: CH3 NHCH2CH2CH2CH3, butilmetilamina ó N-metilbutanamina; (CH3)2 NCH2CH2CH3, dimetilpropilamina ó N,N-dimetilpropanamina; CH3(CH2)3CH2 NH2, pentilamina. e) Por ejemplo: CH3(CH2)5CONH2, heptanamida; CH3(CH2)3CH(CH3)CONH2, 2-metilhexanamida; (CH3)3C(CH2)2CONH2, 4,4.dimetilpentanamida.

141



11.

a) y b) Nombre

A) 1-pentanol


Fórmula molecular


C5H12O


C6H15 N

C) propilamina


C3H9 N

D) trietilamina


C6H15 N

E) 2-cloro-metilpropano


C4H9Cl

F) 1-cloro-metilpropano


C4H9Cl

B) butiletilamina ó N-etilbutanamina

c) B y D; E y F son isómeros estructurales.

12.

A) trans-3,4-dicloro-3-hexeno

B) 3-bromo-3,5-dimetilhexano

C) ácido etilbutanoico

D) pentanoato de etilo

E) etilmetilpropilamina ó N-etil-N-metilpropanamina 13.

a)

b) CH2(Cl)COOH c) HC≡CCH2C≡CCH 3

d)

142

F) 3-etil-4-metil-2-hexanoamina



e) CH3CH(CH3)CH2Br f) HOOC(CH2)2COOH g) CH3COCOCH2CH3 h) CH3CH2CH2OCH2CH2CH2CH3 i) CHOCH(CH3)(CH2)2CHO

14.

a) El número de electrones. Elaboren la justicación correspondiente. b) La forma de las moléculas. Elaboren la justicación correspondiente.

15. a)

i) CH3CH2COOH, ácido propanoico ii) por ejemplo: CH3(CH2)4CH2OH, 1-hexanol y CH3CH2CH2OCH2CH2CH3, dipropiléter iii) por ejemplo: CH3CH(CH3)(CH2)2CONH2, 4-metilpentanamida iv) por ejemplo: CH3(CH2)2CHO, butanal y CH3COCH2CH3, butanona b)

CH3CH2COOH, ácido propanoico. Elaboren la justicación correspondiente.

16. Elaboren las justicaciones correspondientes.

17. a) butano, propanona, propilamina,1-propanol b) etanoato de etilo, 1-butanol, ácido butanoico

18. A) 5-bromo-1-penteno

B) 3-oxopentanal

C) ácido 4-oxobutanoico

D) 1-bromo-4-metil-2-penteno

E) 2-metil-3-pentanona

F) N-metiletanamida

143



19. a) Cualquier aldehído o cetona de 6 átomos de carbono por molécula. Por ejemplo: CH3(CH2)4CHO ó CH3CH2COCH2CH2CH3 b) Cualquier amida de 6 átomos de carbono por molécula. Por ejemplo: CH3(CH2)4CONH2 c) Cualquier éster o ácido de 6 átomos de carbono por molécula. Por ejemplo: CH3(CH2)4COOH ó CH3CH2COOCH2CH2CH3 d) Cualquier alquino o cicloalqueno de 6 átomos de carbono por molécula. Por ejemplo: CH3(CH2)4C≡H

20. Las moléculas que poseen átomos de carbono quirales son: A, C, E y F; indicamos

en negrita el símbolo del átomo de carbono quiral en cada una:

A) CH3CHBrCH2CH3

C) C6H5CH(OH)CHO

E) CH3CH(OH)CH(OH)CH3

F) CH3CHClCH(OH)CH3

21. a) A) 4-amino-3-hexanol

B) 3-hidroxibutanoato de propilo

C) 3-cloro-2.-metil-N-etilbutanoamida

D) 3-hidroxipentanonitrilo

E) 5-cloro-4-en-3-metil-2-heptanona

F) ácido 4-hidroxipentanoico

b) En las siguientes fórmulas, los átomos de carbono quiral, están indicados en negrita.

A) CH3CH2CH(NH2)CH(OH)CH2CH3 ; átomos de carbono quirales: 3 y 4 B) CH3CH(OH)CH2COOCH2CH2CH3 ; átomo de carbono quiral: 2 C) CH3CH(Cl)CH(CH3)CONHCH2CH3 ; átomos de carbono quirales: 2 y 3 D) CH3CH2CH(OH)CH2C≡N ; átomo de carbono quiral: 3 E) CH3CH2C(Cl)=CHCH(CH3)COCH3 ; átomo de carbono quiral: 3 F) CH3CH(OH)CH2CH2COOH ; átomo de carbono quiral: 4

144



22.

a) i) CH3OCH3 , dimetiléter ii) por ejemplo: CH3CH2CH(CH3)(CH2)3CH3 3-metilheptano.

b) octano. Elaboren la justicación correspondiente. c) α se aproxima a 109,5º.

23.

a) iii) solo C b) A) 1-en-3-pentanol ó 1-penten-3-ol y B) 4-en-1,3-pentanodiol ó 4-penten-1,3-diol c)

d) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno.

145

8. Reacciones químicas


Reacciones químicas en el nivel microscópico de observación. Características de las reacciones químicas y su clasificación. Significado de los términos que se utilizan en una ecuación química. Reducción, oxidación, agente oxidante y agente reductor. Definiciones de: pureza de un reactivo, reactivo limitante y rendimiento de una reacción.



Bloque 1

1.

Lean atentamente y señalen cuáles de las opciones son correctas. Siempre que se produce una reacción química: a) el tipo y número de átomos que intervienen no cambia; b) se desprenden luz y/o calor; c) se produce siempre entre dos sustancias; d) cambian las sustancias presentes; e) aparecen átomos nuevos; f) hay ruptura y formación de enlaces.

R ESPUESTA

2. Escriban los coeficientes estequiométricos para balancear las ecuaciones: a) Ca(OH)2 (ac) + HNO3 (ac)

Ca(NO3)2 (ac) + H2O (l)

b) Fe (s) + HCl (ac)

FeCl3 (ac) + H2 (g)

c) Al2O3 (s) + H2 (g)

Al (s) + H2O (l)

d) H2SO4 (ac) + Fe(OH) 3 (ac) e) KClO3 (s)

Fe2(SO4)3 (ac) + H2O (l)

KCl (s) + O2 (g)

R ESPUESTA

3. Para las siguientes ecuaciones: A) TiCl4 (ac) + 2 Mg (s)

Ti (s) + 2 MgCl2 (ac)

B) KBr (ac) + AgNO3 (ac)

AgBr (s) + KNO3 (ac)

C) 2 NaOH (ac) + H2SO4 (ac) D) C3H8 (g) + 5 O2 (g) E) 2 SO2 (g) + O2 (g)

Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l)

3 CO2 (g) + 4 H2O (g) 2 SO3 (g)

F) 6 CoCl2 (ac) + 12 KOH (ac) + KClO3 (ac) G) CaCO3 (s)

148

CaO (s) + CO2 (g)

3 Co2O3 (s) + 13 KCl (ac) + 6 H2O (l)



Indiquen:

a) el tipo de reacción química que representa (síntesis, descomposición, combustión, precipitación, neutralización o redox);

b) el agente oxidante, el agente reductor y el cambio que se produce en los estados de oxidación, en las que representan a reacciones redox. R ESPUESTA

4. El ácido clorhídrico se utiliza como desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato de calcio). Al reaccionar carbonato de calcio con una solución acuosa de ácido clorhídrico, se forman cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono. La ecuación que representa a la reacción es: CaCO3 (s) + 2 HCl (ac)

CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

Calculen la cantidad, expresada en moles, de cloruro de calcio que se obtiene al reaccionar 1,00 kg de carbonato de calcio con el ácido clorhídrico necesario. R ESPUESTA

5. El polvo de magnesio se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y de bengalas marítimas. Al reaccionar con el oxígeno del aire, el magnesio produce una llama blanca muy intensa, formando óxido de magnesio (MgO).

a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Si se desean obtener 6,00 moles de óxido de magnesio, calculen: i) la cantidad de oxígeno necesaria, expresada en moles; ii) la masa de magnesio que reacciona. R ESPUESTA

6. El metano es el principal componente del gas natural. Al encender la hornalla de la cocina, se produce la combustión del metano, representada por la siguiente ecuación: CH4 (g) + 2 O 2 (g)

CO2 (g) + 2 H2O (g)

Si reaccionan 50,0 g de metano, calculen:

a)

el volumen de oxígeno que se consume en CNPT;

b)

el volumen de CO2 (g) que se obtiene a 1,50 atm y a 25,0 ºC;

c)

el número de moléculas de agua que se obtienen.

R ESPUESTA

149



7. En un recipiente que contiene 4,00 L de solución acuosa de HNO 3 1,50 M, se coloca la cantidad de cobre suficiente para que reaccione el ácido nítrico presente. La ecuación que representa a la reacción es: Cu (s) + 4 HNO3 (ac)

Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2H2O (l)

Indiquen: a) la masa de cobre que reacciona; b) la masa de sal que se forma; c) la cantidad, expresada en moles, de NO 2 que se produce; d) el número de moléculas de agua que se obtienen; e) el tipo de reacción química que representa. R ESPUESTA

8. Se hacen reaccionar 650 g de una muestra de BaCO 3, 80 % de pureza, con cantidad suficiente de HCl. La ecuación que representa a la reacción es: BaCO3 (s) + 2 HCl (ac)

BaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)

Calculen: a) la masa de impurezas presente en la muestra; b) la cantidad de ácido clorhídrico, expresada en moles, que reacciona; c) la masa de sal que se forma; d) el volumen de gas que se desprende medido a 20 ºC y a 760 mm Hg. R ESPUESTA

9. En un recipiente se colocan 280 g de una muestra que contiene anti monio y 42,0 g de impurezas con exceso de ácido nitroso. La reacción que se produce se representa por la siguiente ecuación: 5 HNO2 (ac) + Sb (s)

5 NO (g) + H3SbO4 (ac) + H2O(l)

Indiquen: a) la pureza de la muestra; b) el volumen mínimo de solución 2,00 M de ácido nitroso necesario; c) la presión que ejerce el gas obtenido si se lo recoge en un recipiente de 20,0 dm 3 a 25,0 ºC; d) el tipo de reacción química que representa. R ESPUESTA

150



10. Durante la respiración celular, la glucosa (C6H12O6) reacciona con el oxígeno que inhalamos formando dióxido de carbono y agua. La siguiente ecuación representa el proceso: C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)

6 CO2 (g) + 6 H2O (g)

Indiquen cuál es el reactivo limitante en cada uno de los siguientes casos:

C6H12O6

O2

1

2,50 mol

3,00 mol

2

150 g

300 g

3

1,20 mol

250 g

4

45,0 g

48,0 g

5

115 g

3,50 mol

Reactivo limitante

R ESPUESTA

11. En un recipiente se colocan 500 mL de solución acuosa 2,00 M de ácido sulfúrico y 30,0 g de una muestra formada por cobre (10,0 % de impurezas inertes). La reacción se representa por la siguiente ecuación: 2 H2SO4 (ac) + Cu (s)

CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l)

Determinen:

a)

la masa de sal que se produce;

b)

la cantidad de gas, expresada en moles, que se libera;

c)

si la cantidad de gas que se forma, aumenta, disminuye o no cambia, al repetir la experiencia con una muestra que contiene cobre con menor porcentaje de pureza. Justifiquen la respuesta.

R ESPUESTA

12. El sulfuro de zinc reacciona con el oxígeno formando óxido de zinc y dióxido de azufre. Si se utiliza un mineral que contiene ZnS, con una pureza del 70,0 %, y se obtienen 67,2 dm3 de SO2 medidos en CNPT:

a) escriban la ecuación química que representa el proceso; b) indiquen: i) la masa de mineral utilizada; ii) la cantidad, expresada en moles, de ZnO que se produce. R ESPUESTA 151



13. El óxido de aluminio se obtiene al reaccionar aluminio con oxígeno. Si se oxidan 100 g de aluminio, indiquen:

a) la ecuación química que representa el proceso; b) la cantidad de oxígeno, expresada en moles, que se necesita; c) la masa de óxido que se forma: i) si el rendimiento de la reacción es del 100 %; ii) si el rendimiento de la reacción es del 85,0 %; d) la masa de reactivo en exceso, si los 100 g de aluminio se colocan en un recipiente cerrado y rígido de 20,0 dm 3 que contiene oxígeno a 20,0 ºC y a 1,20 atm. R ESPUESTA

14. Se hacen reaccionar 44,8 g de una muestra de cobre que contiene 400 mg de impurezas inertes con 454 cm3 de solución acuosa de H 2SO4 3,30 M. La reacción se produce con un rendimiento del 86,0 % y la ecuación que representa el proceso es: Cu (s) + 2 H2SO4 (ac)

CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l)

El gas obtenido se recoge a 25,0 ºC en un recipiente rígido de 12,5 dm 3.

a) Indiquen cuál es el cambio que se produce en el número de oxidación del elemento correspondiente a la especie que se oxida.

b) Calculen: i) la presión que ejerce el gas obtenido en el recipiente; ii) el porcentaje de pureza de la muestra de cobre; iii) el volumen de solución 10,0 % m/V que se puede preparar con la masa de sal obtenida;

iv)

la cantidad de agua, expresada en moles, que se obtiene.

R ESPUESTA

15. Se hacen reaccionar 100 g de una muestra impura que contiene BaCO 3 con 240 cm3 de solución 3,00 M de H 2SO4. Se obtienen 0,325 moles de sal con un rendimiento del 80,0 %. La ecuación que representa el proceso es: BaCO3 (s) + H2SO4 (ac)

BaSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)

Indiquen:

a) la pureza de la muestra que contiene BaCO 3; b) la cantidad, expresada en moles, del reactivo limitante presente en el sistema inicial;

152



c) el volumen de CO2 (g) obtenido, a 40,0 ºC y a 2,00 atm; d) si la masa de sal obtenida será mayor, igual o menor, al utilizar, en un nuevo ensayo, la mitad del volumen de solución de ácido sulfúrico, manteniendo todas las demás condiciones. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

16. En un recipiente se colocan 60,0 g de una muestra que contiene carbono ( 75,0 % de pureza) con 3,00 L de una solución acuosa 2,75 M de NaOH y exceso de agua. La reacción química producida se representa por la siguiente ecuación: C + 2 NaOH + H2O → Na2CO3 + 2 H2 (g)

a) Calcular el rendimiento de la reacción si se obtienen 10,0 gramos de H 2 (g). b) Indicar cuál/es de la/s siguiente/s opción/es es/son correcta/s: i) la reacción es redox; ii) la reacción no es redox; iii) el C es el agente oxidante; iv) el C es el agente reductor. R ESPUESTA

Bloque 2

1. Indiquen cuáles de los siguientes ejemplos de la vida cotidiana corresponden a reacciones químicas, y justifiquen su elección: a) picar carne; b) putrefacción de una fruta; c) evaporación del alcohol; d) proceso de fotosíntesis; e) fundir un plástico; f) teñir el cabello; g) disolver sal en agua; h) pinchar un globo; i) quemar ramas; j) preparar un té; k) encender una hornalla; l) oxidación de un clavo. R ESPUESTA

153



2.

Para las siguientes ecuaciones: A) 2 K (s) + 2 H2O (l)

2 KOH (ac) + H2 (g)

B) C2H4 (g) + HF (g)

C2H5F (g)

C) 3 H2SO4 (ac) + 2 Ni(OH)3 (ac)

Ni2(SO4)3 (ac) + 6 H2O (l)

D) AgNO3 (ac) + NaI (ac)

NaNO3 (ac) + AgI (s)

E) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g)

8 CO2 (g) + 10 H2O (g)

F) 4 H3PO3 (ac) + 2 HNO3 (ac)

4 H3PO4 (ac) + N2O (g) + H 2O (l)

Indiquen: a) el tipo de reacción química que representa (síntesis, descomposición, combustión, precipitación, neutralización o redox); b) el agente oxidante, el agente reductor y el cambio que se produce en los estados de oxidación, en las que representan a reacciones redox. R ESPUESTA

3.

El cloruro de calcio, sólido, se produce a partir de la reacción entre el calcio y el cloro.

a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Calculen la masa de cloro que reacciona y la cantidad de sal, expresada en moles, que se obtiene por reacción completa de 200 g de calcio;

c) Indiquen el tipo de reacción química que representa. R ESPUESTA

4.

La hidracina (N2H4) es un combustible líquido que se utiliza en la propulsión de vehículos espaciales. Cuando se combina con oxígeno, se obtienen nitrógeno gaseoso y agua. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Si se produce la combustión de 160 g de hidracina, calculen: i)

el volumen de nitrógeno obtenido en CNPT;

ii) la cantidad de agua producida; iii) el número de moléculas de oxígeno necesarias para la combustión. R ESPUESTA

154



5.

En los controles de alcoholemia, la persona sopla a tr avés de un tubo que contiene una solución color naranja de dicromato de potasio, en medio ácido. Si el aire expirado contiene vapores de etanol (C 2H6O), este reacciona formando, entre otros productos, ácido acético o etanoico (C2H4O2) y sulfato de cromo (III); este último colorea al sistema de verde, según la siguiente ecuación:

3 C2H6O (l) + 2 K 2Cr 2O7 (ac) + 8 H2SO4 (ac)

3 C2H4O2 (l)+ 2 K 2SO4 (ac) + 2 Cr 2(SO4)3 (ac)+11 H2O (l)

En un control se determinó un valor de 0,300 mg de alcohol por cada litro de aire exhalado. Calculen: a) la masa de K 2Cr 2O7 que reaccionó; b) la cantidad, en moles, de ácido etanoico que se obtuvo. R ESPUESTA

6.

El ácido sulfúrico se produce al hacer reaccionar dióxido de azufre con peróxido de hidrógeno, según la siguiente ecuación: H2O2 (l) + SO2 (g)

H2SO4 (l)

Si reaccionan 25,0 dm3 de dióxido de azufre medidos a 1,50 atm de pr esión y a 30,0 ºC, determinen: a) la cantidad de ácido, expresada en moles, que se obtiene; b) el número de moléculas de peróxido de hidrógeno necesarias para producir la reacción. R ESPUESTA

7.

El Ca(H2PO4)2 se utiliza como materia prima para la preparación de fertilizantes. La ecuación que representa el proceso de obtención de esta sustancia es: Ca3(PO4)2 (s) + 2 H2SO4 (ac)

Ca(H2PO4)2 (ac) + 2 CaSO4 (ac)

Si se hace reaccionar 1,00 kg de una muestra que contiene Ca 3(PO4)2, 90,0 % de pureza, calculen: a) la cantidad, expresada en moles, de CaSO 4 que se obtiene; b) la masa de ácido sulfúrico que reacciona; c) la masa de Ca(H2PO4)2 que se forma. R ESPUESTA

155



8.

El combustible utilizado en los encendedores es una mezcla de hidrocarburos, que contiene butano (C4H10) en mayor proporción. Por combustión completa, reacciona produciendo dióxido de carbono y agua. En un recipiente de 5,00 dm 3 que contiene aire en CNPT, se hace reaccionar 1,00 g de butano. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Indiquen:

i)

cuál es el reactivo que reacciona totalmente, si se sabe que el porcentaje de oxígeno en el aire es de 21,0 % V/V;

ii)

la masa del reactivo que queda sin reaccionar;

iii) la cantidad, expresada en moles, de dióxido de carbono que s e obtiene. R ESPUESTA

9.

En un recipiente se colocan 2,50 mol de ácido propanoico y 300 mL de solución acuosa 20,0 % m/V de hidróxido de sodio. La ecuación que representa el proceso es: C3H6O2 (l) + NaOH (ac)

C3H5O2 Na (ac) + H2O (l)

Indiquen: a) la cantidad, expresada en moles, del reactivo que queda sin reaccionar; b) la masa de propanoato de sodio que se forma; c) si la masa de sal aumenta, disminuye o no cambia, si se utilizan 400 mL de la misma solución, sin modificar la cantidad de ácido empleado. Justifiquen la respuesta; d) el tipo de reacción química que representa. R ESPUESTA

10. A altas temperaturas, el sulfuro de hidrógeno gaseoso emitido por un volcán se oxida en el aire. Si reaccionan 100 g de H 2S con 144 dm3 de oxígeno a 20 ºC y a 1,00 atm, la ecuación que representa el proceso es: 2 H2S (g) + 3 O2 (g)

2 SO2 (g) + 2 H2O (g)

Calculen: a) b) R ESPUESTA

156

el número de moléculas de oxígeno que reaccionan; la masa de óxido de azufre que se obtiene.



11. El picado del vino se produce por la oxidación del etanol, según la siguiente ecuación: C2H6O (l) + O2 (g)

C2H4O2 (l) + H2O (g)

Si se oxidan 30,0 g de etanol con un rendimiento del 90,0 %, calculen: a) b)

la cantidad de ácido, expresada en moles, que se forma; la masa de oxígeno que reacciona.

R ESPUESTA

12. El “efecto perlado” de algunos esmaltes y lápices labiales se debe al oxicloruro de bismuto (BiOCl), que puede obtenerse a partir de la reacción entre el tricloruro de bismuto y el agua. La ecuación que representa el proceso es: BiCl3 (ac) + H2O (l)

2 HCl (ac) + BiOCl (s)

Si se hacen reaccionar 2,50 moles de BiCl 3 con un rendimiento del 78%, calculen la masa de BiOCl que se forma.

R ESPUESTA

13. Por descomposición de 75,0 g de carbonato de calcio se obtienen 35,7 g de óxido de calcio. La ecuación que representa el proceso es:

CaCO3 (s)

CaO (s) + CO2 (g)

Calculen el rendimiento de la reacción. R ESPUESTA

14. Se hace reaccionar 1,50 dm3 de solución acuosa de hidróxido de sodio 1,50 M con cantidad suficiente de silicio y de agua, según la siguiente ecuación: Si + 2 NaOH (sc) + H 2O

Na2SiO3 + 2 H2(g)

El hidrógeno obtenido se recoge en un recipiente rígido de 22,0 dm 3 a 25,0 ºC ejerciendo una presión de 2,00 atm. Calculen:

a) el rendimiento de la reacción; b) la masa de agua que reacciona; c) la masa de silicato de sodio que se forma. R ESPUESTA

157



15. Se hacen reaccionar 80,0 g de una muestra que contiene fósforo (70,0 % de pureza),

con 2,50 dm3 de solución acuosa de ácido nítrico 2,00 M. La ecuación que representa a la reacción es: 5 HNO3 + P

H3PO4 + 5 NO2 (g) + H2O

Si el rendimiento es del 75,0 %, indiquen:

a) el número de oxidación que presenta el elemento correspondiente al agente reductor en su forma reducida;

b) la fórmula del reactivo limitante y la cantidad, expresada en moles, presente en el sistema inicial;

c) el volumen de gas que se obtiene en CNPT; d) si el volumen de gas obtenido será mayor, igual o menor, al utilizar en un nuevo ensayo, el mismo volumen de una solución 12,6 % m/V de HNO 3, manteniendo todas las demás condiciones. R ESPUESTA

16. En un recipiente se colocan 200 g de un mineral que contiene un 80,0% de cobre con 2,50 L de solución acuosa de HNO3 0,100 M. La reacción se representa por la siguiente ecuación: 3Cu + 8 HNO3

3 Cu(NO3)2 + 2 NO (g) + 4 H2O

Si se obtienen 1,60 g de NO (g), indiquen:

a) el cambio en el número de oxidación del elemento en la sustancia que se reduce; b) si el cobre de la muestra reacciona totalmente; justifiquen la respuesta; c) el rendimiento de la reacción; d) si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor, igual o menor, al repetir la experiencia con igual masa de otra muestra de cobre con 40,0% de impurezas inertes, manteniendo todas las demás condiciones. R ESPUESTA

17. Se hacen reaccionar 375 g de una muestra que contiene K 2SO3 (18,0 % de impurezas inertes) con 1,20 dm3 de solución 3,50 M de HNO 3. La ecuación que representa el proceso es: K 2SO3 + 2 HNO3

158

2 KNO3 + SO2 (g) + H2O



Si el rendimiento de la reacción es del 90,0 %, indiquen: a) la masa de sal que se obtiene; b) si la ecuación representa un proceso redox y justifiquen la respuesta; c) el volumen de gas que se obtiene, medido a 20,0 ºC y a 1,50 atm; d) si la masa de sal obtenida aumenta, disminuye o no cambia, al utilizar, en un nuevo ensayo, igual volumen de solución de ácido nítrico 4,00 M, manteniendo todas las demás condiciones. R ESPUESTA

18. En un recipiente se introducen 1500 mL de solución acuosa de ácido sulfúrico 0,250 M con 1500 mL de una solución acuosa de ácido yodhídrico. La reacción tiene un rendimiento del 75,0 % y se representa por la siguiente ecuación: H2SO4 (sc) + 8 HI (sc)

H2S + 4 I2 (s) + 4 H2O

Si se obtienen 6,77.10 23 moléculas de yodo, calculen:

a) la concentración de la solución de ácido yodhídrico, expresada en % m/V; b) la masa de agua que se forma; c) la cantidad de H2S, expresada en moles, que se obtiene. R ESPUESTA

19. En un recipiente se introducen 191,5 g de una muestra impura de Mg 2Si con 10,0 moles de HCl. Se obtienen 286 g de MgCl 2 con un rendimiento del 75,0 %. La ecuación que representa a la reacción es: Mg2Si + 4 HCl

2 MgCl2 + SiH4 (g)

Calculen:

a) la masa de impurezas presentes en la muestra de Mg 2Si; b) la cantidad de SiH 4, expresada en moles, que se obtiene. R ESPUESTA

20. En un recipiente se introducen 2,50 dm 3 de una solución acuosa de HCl 1,25 M y 110 g de una muestra que contiene Fe 2O3 (25 % de impurezas inertes). La reacción se produce con un rendimiento del 78,0 %. La ecuación que representa el proceso es: Fe2O3 + 6 HCl

2 FeCl3 + 3 H2O 159



a) Determinen si se trata de una reacción redox. Justifiquen la respuesta. b) Calculen: i) la masa de cloruro férrico que se obtiene; ii) la masa que queda sin reaccionar del reactivo en exceso. R ESPUESTA

21. Al hacer reaccionar 200 g de una muestra de PbO 2 (85,0 % de pureza) con 1,00 dm

de solución acuosa de HCl 1,80 M, se obtienen 7,00 dm 3 de cloro gaseoso en CNPT. La reacción se representa por la siguiente ecuación: PbO2 + 4 HCl

PbCl2 + Cl2 (g) + 2 H2O

a) Indiquen qué tipo de reacción química representa la ecuación dada. Justifiquen la respuesta. b) Determinen cuál es el reactivo en exceso y la masa del mismo que queda sin reaccionar. c) Calculen:

i) el rendimiento de la reacción; ii) la masa de sal que se forma; iii) el número de moléculas de agua que se obtienen. R ESPUESTA

160

3



Respuestas Bloque 1

1.


a), d) y f)

2.

a) Ca(OH)2 (ac) + 2 HNO3 (ac) b) 2 Fe (s) + 6 HCl (ac) c) Al2O3 (s) + 3 H2 (g)

→

→

→

Ca(NO3)2 (ac) + 2 H2O ( l )

2 FeCl3 (ac) + 3 H2 (g)

2 Al (s)

d) 3 H2SO4 (ac) + 2 Fe(OH)3 (ac) e) 2 KClO3 (s)

→

→

+ 3 H2O ( l ) Fe2(SO4)3 (ac) + 6 H2O ( l )

2 KCl (s) + 3 O2 (g)

3.

a) A) redox B) precipitación C) neutralización D) combustión E) redox y síntesis F) redox G) descomposición

b) Ecuación

Agentes

Cambio en los estados de oxidación

TiCl4 (ac) + 2 Mg (s) → Ti (s) + 2 MgCl2 (ac) 2 SO2 (g) + O2(g) →

2 SO3 (g)

6 CoCl2 + 12 KOH + KClO 3 → 3 Co2O3 + 13 KCl + 6 H2O

4.

Ox: TiCl4

Ti: +4 a 0

Red: Mg

Mg: 0 a +2

Ox: O2

O: 0 a -2

Red: SO2

S: +4 a +6

Ox: KClO3

Cl: +5 a -1

Red: CoCl2

Co: +2 a +3

10,0 mol

5. a) 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) b) i) 3,00 mol de O 2 ; ii) 144 g de Mg 161



6.

a) 140 dm3; b) 50,9 dm3; c) 3,76.10 24 moléculas

7.

a) 95,4 g; b) 281 g; c) 3,00 mol; d) 1,81.10 24 moléculas; e) redox

8. a) 130 g; b) 5,28 mol; c) 549 g; d) 63,4 dm3

9.

a) 85,0 %; b) 4,88 L; c) 11,9 atm; d) redox

10. C6H12O6

O2

Reactivo limitante

1

2,50 mol

3,00 mol

O2

2

150 g

300 g

C6H12O6

3

1,20 mol

250 g

C6H12O6

4

45,0 g

48,0 g

ninguno

5

115 g

3,50 mol

O2

11.

a) 67,8 g; b) 0,425 mol; c) disminuye. Elaboren la justificación correspondiente.

12.

a) 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) b) i) 418 g; ii) 3,00 mol

162

2 ZnO (s)

+ 2 SO2 (g)



13.

a) 4 Al (s) + 3O2 (g) → 2 Al2O3 (s) b) 2,78 mol c) i) 189 g; ii) 161 g d) 64,0 g de Al

14. a) Cu: de 0 a +2; b) i) 1,18 atm; ii) 99,1 %; iii) 961 cm 3; iv) 1,20 mol

15. a) 80,0 %; b) 0,406 mol; c) 4,17 dm 3; d) menor. Elaboren la justificación correspondiente.

16.

a) 66,7% b) i y iv

Bloque 2


1. b), d), f), i), k) y l). Elaboren las justificaciones correspondientes.

2. a) A) redox B) síntesis C) neutralización D) precipitación D) precipitación E) combustión F) redox

163



b) Ecuación

Agentes

Cambio en los estados de oxidación

2 K (s)+ 2 H2O (l) → 2 KOH (ac)+ H2 (g) 4 H3PO3 + 2 HNO3 → 4 H3PO4 + N2O + H2O

Ox: H2O

H: +1 a 0

Red: K

K: 0 a +1

Ox: HNO3

N: +5 a +1

Red: H3PO3

P: +3 a +5

3. a) Ca (s) + Cl 2 (g) → CaCl 2 (s) b) 355 g de Cl2 ; 5,00 mol de CaCl 2 c) síntesis

4.

a) N2H4 (l) + O2 (g)

→

N2 (g) + 2 H 2O (l)

3,01.1024 moléculas b) i) 112 dm3; ii) 10,0 mol y iii) 3,01.10

5.

a) 1,28 mg; b) 6,52.10 -6 mol

6. mol ; b) 9,09.10 9,09.10 23 moléculas a) 1,51 mol

7.

a) 5,81 mol; b) 569 g; c) 679 g

8.

a) 2 C4H10 (g) + 13 O 2 (g)

8 CO2 (g) + 10 H2O (g)

b) i) La sustancia que reacciona totalmente es el oxígeno. ii) 0,582 g iii) 2,88.10-2 mol

164



9.

a) 1,00 mol de C 3H6O2; b) 144 g; c) aumenta. Elaboren la justificación correspondiente; d) neutralización.

10.

a) 2,66 .1024 moléculas ; b) 188 g

11. a) 0,587 mol; b) 20,9 g

12. 508 g

13. 85,0 % R 14.

a) 80,0 % R; b) 20,3 g; c) 110 g

15.

a) P, cero; b) HNO3, 5 mol; c) 84,0 dm 3; d) igual 16. a) N: de +5 a +2; b) no. Elaboren la justificación correspondiente; c) 85,3%; d) igual.

17. a) 354 g; b) no. Elaboren la justificación correspondiente; c) 28,2 dm 3; d) no cambia.

18. a) 25,6 % m/V; b) 20,2 g ; c) 0,281 mol

19. 38,1g; b) 1,50 mol

20.

a) No. Elaboren la justificación correspondiente. b) i) 131 g; ii) 1,28 g 165


21.

a) Redox. Elaboren la justificación correspondiente: b) 62,5 g de PbO2 c) i) 69,4 %; ii) 86,9 g de PbCl 2; iii) 3,76 . 10 23 moléculas

166


9. Equilibrio químico


Sistema en equilibrio; características del estado de equilibrio. Expresión de la constante de equilibrio (K c) para un sistema dado e información que proporciona acerca del rendimiento de la reacción. Expresión del cociente de reacción (Q c) y análisis de la relación entre Q c y K c. Factores que perturban el estado de equilibrio de un sistema, aquellos que hacen variar el valor de K c y análisis de la evolución del sistema en cada caso.



I mportante

En la resolución de los ejercicios correspondientes a este tema, hay que tener en cuenta que todas las reacciones propuestas se producen en recipientes cerrados y rígidos. Al representar gráficamente la variación de las concentraciones o cantidades de reactivos y/o productos en función del tiempo, indiquen: los valores correspondientes al estado inicial y al estado de equilibrio; las magnitudes (cantidad, concentración, tiempo) en cada eje cartesiano; la/s curva/s que representa/n la variación solicitada.

Bloque 1

1. En un recipiente se produce una reacción química hasta alcanzar el equilibrio. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o i ncorrectas (I). Justifiquen las respuestas.

a) En el equilibrio, la concentración de una de las sustancias es cero. b) A nivel submicroscópico, la reacción química se sigue produciendo en ambos sentidos.

c) Una vez alcanzado el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la reacción inversa.

d) La reacción es irreversible. e) En el equilibrio se encuentran presentes todas las especies químicas. f) En el equilibrio, la concentración de todas las especies químicas es la misma. g) El valor de la constante de equilibrio depende solamente de la temperatura. R ESPUESTA

168



2. Las siguientes ecuaciones representan reacciones reversibles, a determinada temperatura: A)

H2 (g) + CO 2 (g)

B)

2 H2O (g)

C)

CO (g) + 2 H2 (g)

D)

2 NOCl (g)

H2O (g) + CO (g)

2 H2 (g) + O2 (g) CH3OH (g)

Cl2 (g) + 2NO (g)

K c= 4,00 K c= 1,83.10-2 K c= 6,25 K c= 2,7.10-9

a) Escriban la expresión de la constante de equilibrio para cada una. b) Ordenen en forma creciente las reacciones de acuerdo con su tendencia a producir la reacción completa. R ESPUESTA

3. En un recipiente de 100 cm 3, a una temperatura de 400 K, se produce la descomposición del NO2. La ecuación que representa la reacción es: 2 NO2 (g)

2 NO (g) + O2 (g)

En el siguiente gráfico se representa la variación de las cantidades de reactivo y de productos en función del tiempo.

a) Calculen el valor de K c a esa temperatura. b) Indiquen si el valor de K c se modifica o no al triplicar, a temperatura constante, la concentración inicial del reactivo. R ESPUESTA

169



4. En un matraz de 1,00 dm3 a 327 ºC, se produce la reacción entre monóxido de nitrógeno y oxígeno, representada por la siguiente ecuación: 2 NO (g) + O2 (g)

2 NO2 (g)

Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema está formado por: 1,80.10 -4 mol de NO, 3,00.10-3 mol de O2 y 7,90.10-3 mol de NO2. Calculen el valor de Kc a 327 ºC. R ESPUESTA

5. En un recipiente de 5,00 dm3 se produce la reacción representada por la siguiente ecuación: 2 CH2Cl2 (g)

CH4 (g) + CCl 4 (g)

K c (T) = 1,08

Una vez alcanzado el equilibrio, la concentración de CH 4 es de 0,642 M y la concentración de CH2Cl2 es de 0,520 M. Calculen la cantidad, expresada en moles, de CCl4 presente en el sistema. R ESPUESTA

6. En un recipiente de 1,50 dm3 a determinada temperatura, se introducen 1,20 mol de SO 2 y 2,25 mol de O2. Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema está formado por 0,360 mol de SO2; 1,83 mol de O 2 y 0,840 mol de SO 3. La ecuación que representa el proceso es: 2 SO2 (g) + O2 (g)

2 SO3 (g)

a) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura. b) Completen el siguiente cuadro con la información solicitada. 2 SO2 (g)

+

O2 (g)

2 SO3 (g)

Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio Concentración molar en el equilibrio

c) Representen gráficamente la evolución de las cantidades de todas las sustancias que intervienen en la reacción, en función del tiempo . R ESPUESTA

170



7. La obtención industrial de amoníaco (NH3), denominada proceso Haber-Bosch, se realiza por la reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos. La ecuación que representa la reacción es: N2 (g) + 3 H 2 (g)

2 NH3 (g)

Se realizan los siguientes ensayos:

a) En un recipiente de 10,0 dm 3 a determinada temperatura, se introducen 1,00 mol de

N2 (g) y 2,00 mol de H2 (g) y reaccionan x mol de N 2. La reacción se

produce hasta alcanzar el equilibrio. Completen la siguiente tabla según corresponda. N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona

+

1,00 mol

3 H2 (g)

2 NH3 (g)

2,00 mol

0

x

Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio

b) En un recipiente de 5,00 dm 3 a determinada temperatura, se introducen 3,00 mol de

NH3 (g). Una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de H2 (g) formada

es de 3x mol. Completen la siguiente tabla según corresponda. N2 (g) Cantidad inicial

+

3 H2 (g)

0

0

2 NH3 (g) 3,00 mol

Cantidad que reacciona Cantidad que se forma

3x

Cantidad en equilibrio

R ESPUESTA

8. En un recipiente de 15,0 dm 3, a determinada temperatura, se colocan 7,62 g de I 2 (g) y 0,0300 g de H2 (g). La ecuación que representa la combinación de estas sustancias es: H2 (g) + I2 (g)

2 HI (g)

Una vez alcanzado el equilibrio se verifica que se han formado 0,0120 mol de HI. a) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.

171



b) Representen gráficamente la variación de la cantidad de yodo en función del tiempo. R ESPUESTA

9. En un recipiente, se introduce la misma cantidad de N 2 (g) y de O 2 (g), a determinada temperatura. La ecuación que representa la reacción es: N2 (g) + O2 (g)

2 NO (g)

Una vez alcanzado el equilibrio se determina que la concentración de nitrógeno es: 2,00 M .

El valor de K c a esa temperatura es de 16,0. a) Calculen la concentración molar del NO en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de la concentración de NO en f unción del tiempo. R ESPUESTA

10. En un matraz de 4,00 dm3, a 250 ºC, se introducen 1,00 mol de NOBr (g); 1,00 mol de NO (g) y 1,00 mol de Br 2 (g). El valor de K c( 523 K) es de 2,00 y la ecuación que representa la reacción es: 2 NOBr (g)

2 NO (g) + Br 2 (g)

Indiquen:

a) si el sistema se encuentra en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evoluciona para alcanzarlo;

b) si la concentración del reactivo aumenta, disminuye o no cambia; c) si la concentración de los productos aumenta, disminuye o no cambia. R ESPUESTA

11. La reacción de formación de SO3 (g) es exotérmica y tiene enorme importancia industrial. La ecuación que representa la reacción es: 2 SO2 (g) + O2 (g)

2 SO3 (g)

Indiquen cuál/es de las siguientes perturbaciones permite/n mejorar el rendimiento de la reacción, justifiquen la respuesta: a) disminución de la temperatura;

172



b) aumento de la concentración de oxígeno a temperatura constante; c) disminución de la concentración de óxido sulfuroso a temperatura constante. R ESPUESTA

12. En dos recipientes de 10,0 dm3 se colocan 5,00 mol de HI a distinta temperatura. Recipiente 1: 673 K Recipiente 2: 773 K La descomposición del HI es una reacción endotérmica y se representa por la siguiente ecuación: 2 HI (g)

I2 (g) + H2 (g)

En el recipiente 1 se determina que, una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de HI es de 3,97 mol. a) Indiquen: i)

si en el recipiente 2, una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de HI será mayor, igual o menor que 3,97 mol;

ii) cuál de las siguientes opciones es correcta: A)

Kc 673(K) < Kc (773 K).

B)

A mayor temperatura, disminuye el rendimiento de la reacción.

C)

La [I2]eq en el recipiente 1 es mayor que en el recipiente 2.

b) Representen en un gráfico la variación de las concentraciones de H2 y de I2, en función del tiempo para el recipiente 1. R ESPUESTA

13. En un recipiente de 5,00 dm3 a una determinada temperatura, se introducen 187 g de NH3 (g). La descomposición del amoníaco es una reacción reversible y se representa por la siguiente ecuación: 2 NH3 (g)

3 H2 (g) + N 2 (g)

En el equilibrio la NH3 es de 2,00 M.

a) Calculen la concentración molar de H 2 en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares de H 2 y de N2 en función del tiempo.

c) Indiquen si la reacción es exotérmica o endotérmica si se sabe que al disminuir la temperatura, el valor de Kc es menor. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA 173



14. En un recipiente de 2,00 dm3 a 60,0 ºC, se introducen 0,0200 mol de N 2O4 (g). La reacción de descomposición de N2O4 es endotérmica y se representa por la siguiente ecuación: N2O4 (g)

2 NO2 (g)

Una vez que el sistema alcanza el equilibrio, la N2O4 es de 1,80.10 – 3 M. a) Calculen la concentración molar de NO2 en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de las cantidades de NO2 (g) y de N2O4 (g), en función del tiempo. c) Indiquen si la N2O4 aumenta, disminuye o no cambia, al elevarse la temperatura en 70,0 ºC. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

Bloque 2

1. En un recipiente de 2,50 dm3 a 448 ºC, se encuentran en equilibrio 1,92 g de pentacloruro de antimonio; 4,57 g de tricloruro de antimonio y 1,42 g de cloro. La ecuación que representa la descomposición del pentacloruro de antimonio es: SbCl5 (g)

SbCl 3 (g) + Cl 2 (g)

Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura. R ESPUESTA

2.

En un recipiente de 10,0 dm3 se introduce, a determinada temperatura, 1,00 mol de D (g) con una determinada cantidad de A (g). La descomposición de A es una reacción reversible y se representa por la ecuación: 2 A (g)

3 D (g)

En el siguiente gráfico, se representa la variación de la concentración de A en función del tiempo. a) Indiquen en qué sentido evoluciona la reacción. b) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.

174



R ESPUESTA

3. En un recipiente de 5,00 dm 3 que contiene CO (g), a determinada temperatura, se agregan 0,500 mol de O2 (g) y 0,500 mol de CO 2 (g) y el sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. La ecuación que representa la reacción es: 2 CO (g) + O2 (g)

2 CO2 (g)

En el siguiente gráfico, se representa la variación de la concentración de CO en función del tiempo. Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.

R ESPUESTA

4.

Se desea obtener HI (g), para lo cual se introducen en un recipiente de 2,00 dm3 a 490 ºC, 0,500 moles de H2 (g) y 0,500 moles de I2 (g). La ecuación que representa la síntesis del HI es la siguiente: H2 (g) + I2 (g)

2HI (g)

Calculen las concentraciones molares de cada especie en el equilibrio. Dato: K c (763 K) = 45,9 R ESPUESTA

175



5. En un recipiente de 500 cm3, a determinada temperatura, se colocan 0,500 mol de NOCl (g); 0,500 mol de NO (g) y 0,250 mol de Cl2 (g). La ecuación que representa la

reacción es:

2NO (g) + Cl2 (g)

2 NOCl (g)

Dato: K c (T) = 85,7 Indiquen:

a) si el sistema se encuentra en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evoluciona para alcanzarlo;

b) cuál de las siguientes opciones se cumple antes de que el sistema alcance el equilibrio: i) K c < Qc

ii) K c > Qc

iii) K c = Qc

iv) Qc < 0

R ESPUESTA

6. En un recipiente rígido, se colocan 0,500 mol de N 2 (g) y 1,00 mol de NO (g). La ecuación que representa la reacción es: 2 NO (g)  N2 (g) + O2 (g)

a) Expliquen si es necesario calcular Q c para predecir el sentido de la reacción. b) Completen la siguiente tabla en forma cualitativa:

2 NO (g)



N2 (g)

+

O2 (g)

Cantidad inicial Cantidad en equilibrio

R ESPUESTA

7. Los siguientes esquemas representan la composición de dos sistemas. Los dos recipientes tienen el mismo volumen y se encuentran a la misma temperatura T. Representa un átomo de A Representa un átomo de J

(1)

176

(2)



El número de moléculas dibujadas es proporcional a la cantidad de moléculas, expresada en moles. El valor de la constante de equilibrio K c de la descomposición de AJ a la temperatura T es de 0,25. a) Escriban la ecuación que representa la reacción. b) Identifiquen si los sistemas se encuentran en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evolucionan para alcanzarlo. R ESPUESTA

8. La descomposición del SO3 es una reacción endotérmica. La ecuación que representa el proceso es: 2 SO3 (g)

O2 (g) + 2 SO2 (g)

Indiquen cómo variar los siguientes factores para aumentar el rendimiento de la reacción: a) temperatura b) presión c) cantidad de oxígeno d) cantidad de SO3

R ESPUESTA

9. Las siguientes ecuaciones representan reacciones reversibles: Exotérmica

A) C2H4 (g) + Cl2 (g)

C2H4Cl2 (g) Endotérmica

Endotérmica

B) N2 (g) + O 2 (g)

2NO (g) Exotérmica

Predigan el efecto provocado sobre las concentraciones de los productos y el valor de la constante de equilibrio de cada reacción, para cada uno de los siguientes cambios: a) se reduce el volumen del recipiente (temperatura constante); b) se eleva la temperatura del sistema; c) se agrega uno de los reactivos (temperatura constante). R ESPUESTA

177



10. En un recipiente de 1,00 dm3 se introducen 2,00 mol de H 2O (g); 2,00 mol de CO (g); 1,20 mol de H2 (g) y 1,20 mol de CO 2 (g), a 600 ºC. La reacción se representa por la siguiente ecuación: H2O (g) + CO (g)

H2 (g) + CO2 (g)

a) Indiquen si el sistema se encuentra en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evoluciona para alcanzarlo. Justifiquen la respuesta. Dato: K c (873 K) = 0,640. b) Calculen la cantidad de CO2, expresada en moles, en el sistema final si la [H2O]eq es de 1,80 M. R ESPUESTA

3

11. En un recipiente de 2,00 dm a determinada temperatura, se colocan

36,0 g de HF (g). El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. La ecuación que representa el proceso es: 2 HF (g)

H2 (g) + F2 (g)

La concentración de HF en el equilibrio es de 0,400 M. a) Calculen las concentraciones molares de H 2 y de F 2 en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares de HF y de H2, en función del tiempo. c) Indiquen si la concentración de F 2 aumenta, disminuye o no cambia, al extraerle, al sistema en equilibrio parte del H2 (g). Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

12. En un recipiente de 10,0 dm3 se colocan 10,0 moles de ozono (g), a una determinada temperatura. El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. La ecuación que representa la reacción es:

2 O3 (g)

3 O2 (g)

En el equilibrio se encuentran presentes 2,00 mol de ozono. a) Calculen: i)

la concentración molar de O2 en el equilibrio;

ii) el valor de la constante de equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de la cantidad de O 2, expresada en moles, en función del tiempo.

178



c) Indiquen si el valor de K c se modifica o no al agregar, a esa temperatura, una cierta masa de oxígeno gaseoso al sistema en equilibrio. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

Bloque 1


1.

a) I ; b) C ; c) I ; d) I ; e) C ; f) I ; g) C. Elaboren las justificaciones correspondientes.

2.

a)

Ecuación

Expresión de la constante de equilibrio

A)

H2 (g) + CO 2 (g)

H2O (g) + CO (g)

K c

H . CO [H2OO].[CO] 2

[H2 2O].[CO H . CO2 2] 2

B)

2 H2 O (g)

2 H2 (g) + O2 (g)

K c

H O22] [H22]2..[O 22 [H H 2O] O 2

C)

b) c)D)

CO (g) + 2 H2 (g)

CH3OH (g)

K c

CH OH [CH 3 3OH]

[CO].[H ]22

CO . H2 2 2

2 NOCl (g)

Cl2 (g) + 2NO (g)

K c

NO Cl22] [NO].2.[Cl 22

[NOCl] NOCl

b) Orden creciente: D), B), A), C).

3. a) 1,00. b) No se modifica.

4. K c= 6,42.105

5. 2,27 mol

179



a) K c= 4,46

6.

b) 2 SO2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio Concentración molar en el equilibrio

+

O2 (g)

2 SO3 (g)

1,20 mol 0,840 mol 0 0,360 mol

2,25 mol 0,420 mol 0 1,83 mol

0 0 0,840 mol 0,840 mol

0,240 M

1,22 M

0,560 M

c) Elaboren el gráfico correspondiente. Los valores son: n SO 2, de 1,20 mol a 0,360 mol; nO 2, de 2,25 mol a 1,83 mol y n SO 3, de 0 a 0,840 mol.

7.

a)

N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio

+

1,00 mol x 0 1,00 - x

3 H2 (g) 2,00 mol 3x 0 2,00 - 3x

2 NH3 (g) 0 0 2x 2x

b)

N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio

+

3 H2 (g)

0 0 x x

8.

a) K c = 0,667 b) Los valores son: nI2, de 0,0300 mol a 0,024 mol.

180

0 0 3x 3x

2 NH3 (g) 3,00 mol 2x 0 3,00 – 2x



9. a) [NO] = 8,00 M b)

Los valores son: [NO], de 0 a 8,00 M.

10. a) No, evoluciona hacia productos; b) [NOBr]: disminuye; c) [Br 2] y [NO]: aumentan.

11. a) y b) Elaboren las justificaciones correspondientes.

12.

a) i) menor ; ii) A) b) Los valores son: [I2] = [H2]: de 0 a 0,0515 M

13. a) 0,300 M b) Los valores son: [H2], de 0 a 0,300 M; [N 2], de 0 a 0,100 M.

181



c) Endotérmica. Elaboren la justificación correspondiente.

14. a) 0,0164 M b) Los valores son: nNO2, de 0 a 0,0328 mol; nN 2O4 , de 0,0200 mol a 0,00360 mol.

c) N2O4 disminuye. Elaboren la justificación correspondiente.

Bloque 2


1. K c= 0,0250

2. a) Evoluciona hacia producto; b) K c = 4,16

3. K c = 68,1

4.

[H2]= [I2]= 0,0570 M; [HI]= 0,386M

5.

a) No, evoluciona hacia productos; b) ii) K c > Qc

182



6. a) No. Elaboren la explicación correspondiente. b)

2 NO (g) Cantidad inicial Cantidad en equilibrio



1,00 mol 1,00 - 2x

N2 (g) 0,500 mol 0,500 + x

+

O2 (g) 0 x

7. a) 2 AJ

A2 + J2

b) El 1 está en equilibrio. El 2 evoluciona hacia productos.

8.

a) Aumentar la temperatura. b) Disminuir la presión. c) Disminuir la cantidad de oxígeno. d) Aumentar cantidad de SO3. 9.

A)

a) Aumenta la concentración de producto. K c no cambia. b) Disminuye la concentración de producto. K c disminuye. c) Aumenta la concentración de producto. K c no cambia.

B)

a) Aumenta la concentración de producto. K c no cambia. b) Aumenta la concentración de producto. K c aumenta. c) Aumenta la concentración de producto. K c no cambia.

10. a) Qc < K c, el sistema evoluciona hacia productos. Elaboren la justificación correspondiente. b) 1,40 mol

183



11. a) [H2] = [F2] = 0,25 M b) Los valores son: HF de 0,900 M a 0,400 M; [H 2]: de 0 a 0,250 M.

c) Aumenta. Elaboren la justificación correspondiente.

12.

a) i) 1,20 M ; ii) 43,2 b) Elaboren el gráfico correspondiente. Los valores son: nO 2, de 0 a 12,0 mol. c) No se modifica. Elaboren la justificación correspondiente.

184



Teoría de Brönsted y Lowry, ácido y base. Solución ácida, solución básica, solución neutra, ácido fuerte, ácido débil, base fuerte, base débil, pH y pOH. Constante de ionización del agua (K w), constante de ionización de un ácido (K a), constante de ionización de una base (K b), pH y pOH.

Ecuación de ionización o disociación en agua; Fuerza de un ácido; relación entre el valor del pK a y la fuerza de un ácido, y relación entre el valor del pK b y la fuerza de una base. Solución reguladora condiciones para que sea efectiva. Acción reguladora y acción de una solución amortiguadora ante el agregado de pequeñas cantidades: a) de un ácido fuerte y b) de una base fuerte. Intervalo de pH en que una solución amortiguadora regula adecuadamente.

Condiciones para lograr la máxima capacidad reguladora. Disolución moderada de una solución reguladora y su influencia en el valor de pH.



Importante En la resolución de los ejercicios correspondientes a este tema, hay que tener en cuenta que: las soluciones son acuosas y se encuentran a una temperatura de 25 º C; los volúmenes se consideran aditivos, dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados; los valores de pH, pOH, pK a y pK b se informan con dos decimales. Para las respuestas hay que utilizar el mismo criterio.

Bloque 1

1.

Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se encuentra parcialmente ionizado. b) En una solución básica, el pOH es menor que el pH. c) Se denomina base a la especie que en solución acuosa capta un ion hidrógeno. d) El pH de una solución ácida es siempre mayor que 7,00. e) En una solución neutra se cumple que: pH = pOH = 7,00, a cualquier temperatura. f) El pOH es una medida de la concentración de iones hidróxido. g) Una base fuerte es aquella que en solución acuosa se encuentra totalmente disociada. h) La ionización de un ácido débil es un proceso reversible. i) Volúmenes diferentes de la misma solución presentan disti ntos valores de pH.

R ESPUESTA

186



2.

a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa

Ecuación de ionización

Especies presentes en el sistema final

HBr (ácido fuerte) HNO2 (ácido débil) HF (ácido débil) HClO4 (ácido fuerte) NH3 (base débil) (CH3)3 N (base débil)

b) Escriban los pares ácido/base conjugados de los ácidos y de las bases débiles. R ESPUESTA

3.

Se dispone de cinco tubos de ensayo que contienen agua destilada a los que se les agrega, respectivamente, las siguientes sustancias: a) tubo 1: NaOH b) tubo 2: H2SO4 c) tubo 3: CH3COOH d) tubo 4: NH3 e) tubo 5: NaCl Predigan si el valor del pH en cada tubo de ensayo, aumenta, disminuye o no cambia, luego del agregado de cada sustancia.

R ESPUESTA

4.

a) Completen el siguiente cuadro según corresponda: Solución acuosa

A

HClO4

B

HClO4

C

NaOH

D

NaOH

E

Ba(OH)2

F

Ba(OH)2

Molaridad de la solución

[H3O ]

[OH ]

pH

pOH

4,00 2,54.10-2 M 1,00.10-4 M 2,34.10-12 M 1,00.10-4 M 3,89

187



b) Indiquen el orden creciente de acidez de las soluciones que tienen la misma concentración. R ESPUESTA

5.

En dos matraces aforados se preparan dos soluciones: Matraz l: 100 mL de HNO 3 0,200M Matraz 2: 200 mL HI 0,100M a) Escriban la ecuación de ionización de cada ácido. b) Indiquen cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas (C): A) [H3O ] l= [H3O ] ll B) pHl < pHll C) pOHl < pOHll D) [OH ] ll > [OH ] l E) n NO3 l = nI-ll F) n H3O

ll

> n H3O

l

R ESPUESTA

6.

Un recipiente contiene 800 mL de solución 1,11 % m/V de HClO4. Indiquen para la misma: a) el número de aniones perclorato ( ClO4 ); b) las fórmulas de todas las especies presentes; c) el pH; d) la concentración molar; e) si su acidez es mayor, menor o igual que la de una solución de un ácido HX 0,0500 M.

R ESPUESTA

188


7.


Se disuelven 975 mg de Ca(OH) 2 en 1,00 L de agua, sin cambio apreciable de volumen. a) Calculen el pH de la solución. b) Indiquen si el pH de esta solución es mayor, menor o igual que el de una solución de KOH de la misma concentración molar. Justifiquen la respuesta sin realizar cálculos. c) Escriban las fórmulas de las especies iónicas comunes a ambas soluciones.

R ESPUESTA

8.

Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) El pH de una solución de un ácido muy dilui do puede ser mayor que 7. b) El pOH de una solución de una base débil siempre es menor que el pOH de una solución de una base fuerte. c) A mayor valor de K a, mayor es la ionización del ácido. d) El valor de K b solo se modifica si cambia la temperatura. e) En una solución de una base débil, siempre se cumple que pOH
R ESPUESTA

9.

Se dispone de una solución 1,00 M de HF (ácido débil). a) Escriban: i) la ecuación de ionización del ácido; ii) los pares ácido / base presentes; iii) la expresión de la constante de ionización del ácido (K a); iv) las fórmulas de las especies presentes en la solución. b) Sin realizar cálculos, indiquen cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas (C); justifiquen las respuestas: A) [H3O ] < 1,00M B) pH = 1,00 C) [H3O ] eq = [HF]eq D) [H3O ] eq = [F-]eq E) pOH< 13,00

R ESPUESTA

189



10. Un recipiente contiene una solución 7,46.10 -3 M de un ácido débil (HA), cuyo pH es de 3,67. a) Calculen el valor de:

i) K a ii) pK a b) Indiquen cuál de las siguientes perturbaciones disminuye el pH de la solución:

i) se agrega una sal de la base conjugada; ii) se agrega agua; iii)se agrega KOH; iv) se agrega HI. R ESPUESTA

11. Se dispone de una solución acuosa de hidracina (H 2 NNH2) cuyo pH es de 8,25. Dato: K b(H2 NNH2) = 3,02.10 -6 a) Escriban:

i) la ecuación de ionización de la base; ii) los pares ácido / base presentes; iii)la expresión de K b; iv) las fórmulas de las especies presentes en la solución. b) Calculen la concentración molar en el equilibrio de: i) H2 NNH2 ii) iones oxonio, ( H3O ) R ESPUESTA

12. Se desea preparar 2,00 dm3 de solución acuosa de ácido nitroso (K a(HNO2) = 4,57.10-4) de pH igual a 3,25. a) Calculen la cantidad de ácido que se necesita para prepararla. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares del ácido y de su base conjugada en función del tiempo. R ESPUESTA 190



13. El pOH de una solución de anilina (C 6H7 N) es de 5,10. Si se preparan 100 mL de la misma, indiquen: a) los pares ácido/base presentes; b) la masa de anilina disuelta; c) cómo varía (aumenta o disminuye) el pOH si, al enfriar la solución, el pK b disminuye. Justifiquen la respuesta. Dato: K b(C6H7 N) = 4,27.10-10 R ESPUESTA

14. Se tiene una solución de ácido fórmico (ácido metanoico) 0,015 M. (K a (CH2O2) = 1,78.10 -4). a) Escriban la ecuación de ionización del ácido. b) Indiquen las fórmulas de las especies presentes en la solución. c) Calculen:

i) el pOH de la solución; ii) el valor de K b de la base conjugada del ácido metanoico. R ESPUESTA

15. Se dispone de dos soluciones acuosas de igual pH, de ácidos débiles, HA (K a(HA)=2,30.10 – 6) y HX (K a (HX) = 3,50.10 – 3)

a) Indiquen cuál de estas soluciones presenta mayor concentración molar inicial del ácido. Justifiquen la respuesta. b) Calculen la concentración molar inicial de HA y de HX, si el pOH es igual a 9,80. c) A partir de la respuesta del punto b), verifiquen la respuesta del punto a). R ESPUESTA

16. Se disuelven 0,0800 mol de metilamina (K b (CH3 NH2) = 4,37.10 – 4) en agua y se obtienen 500 cm3 de solución.

a) Escriban: i) la expresión de la constante de ionización de la metilamina; 191



ii) las fórmulas de las especies presentes en el equilibrio.

b) Calculen:

i) el pH de la solución; ii) la concentración molar del ácido conjugado presente en la solución. c) Indiquen cómo varía el pH de la solución al aumentar la temperatura, si el pKb de la base disminuye. R ESPUESTA

17. Se preparan 3,00 dm3 de una solución acuosa que contiene 9,00.10 – 2 mol de HF. En el siguiente gráfico, se representa la variación de la cantidad de HF en función del tiempo.

a) Calculen:

i)

el valor K a del ácido fluorhídrico;

ii) el pH de la solución; iii) la cantidad, expresada en moles, de iones oxonio que hay en la solución preparada. b) Indiquen: i)

las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución;

ii) si el pH de la solución es mayor, menor o igual que el de una solución de HCl de la misma concentración molar. R ESPUESTA

18. Una solución acuosa de HNO3 se diluye 100 veces. La concentración de la solución final es de 1,26.10-2 % m/V. 192



a) Escriban la ecuación de ionización correspondiente. b) Calculen: -

i) la concentración molar, [NO3], en la solución final; ii) la concentración molar de la solución original; iii) el pOH de la solución diluida. b) Nombren las especies iónicas presentes en ambas soluciones. R ESPUESTA

19. Se necesita preparar 0,500 L de una solución acuosa 0,300 % m/V de HNO 3, a partir de una solución de pH = 1,10. a) Calculen: i) el volumen necesario de la solución concentrada; ii) el pH de la solución diluida. b) Indiquen si la concentración molar de la solución diluida será mayor, igual o menor que la de una solución de KOH de pH= 12,90. c) El proceso de ionización del ácido es endotérmico. Indiquen si para aumentar la concentración del ácido (sin ionizar), es necesario disminuir o aumentar la temperatura. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

20. Se dispone de una solución 0,200M de NH 4 NO3. Dato: pK b(NH3)= 4,75 a) Escriban:

i)

la ecuación de disociación de la sal;

ii) la ecuación de la reacción ácido /base del ion amonio; iii) las fórmulas de las especies presentes en la solución. b) Calculen:

i)

el valor de K a del ion amonio;

ii) la concentración molar de amoníaco en el equilibrio. R ESPUESTA

193



Soluciones reguladoras de pH 21. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a. Una solución reguladora es aquella que tiene la propiedad de amortiguar el cambio de pH que se produce cuando se agrega al sistema una pequeña pequeña cantidad de un ácido fuerte o de una base fuerte. b. Las soluciones reguladoras están formadas por un par ácido/base conjugado de concentraciones molares molares menores que 0,0100 M. c. Una solución tiene buena capacidad reguladora, si la relación Cb/Ca se encuentra entre 0,100 y 10,0. d. Las soluciones reguladoras pueden prepararse, solamente, al agregar una sal a una solución de ácido o de base débil. e. Si se diluye moderadamente a una solución reguladora, el valor de pH no cambia. f. La máxima capacidad reguladora de una solución se alcanza alcanza cuando el pH es

mucho

mayor que el pKa. ESPUESTA R ESPUESTA

22. Indiquen cuáles de las siguientes soluciones tienen buena capacidad reguladora:

a) ácido benzoico (K a (C6H5COOH)= 6,50.10-5) 0,250 M y benzoato de sodio (C6H5COONa) 0,300 M

b) etanoato de sodio 0,200 M y propanoato de sodio 0,200 M c) ácido acético (K a(CH3COOH)= 1,78.10-5) 3,00.10-3 M y acetato de sodio (NaCH3COO) 5,00.10-4 M -5

d) ácido propanoico (K a(CH3CH2COOH)=1,40.10 ) 0,500 M y KOH 0,200 M ESPUESTA R ESPUESTA

23. a) Calculen el pH de las siguientes soluciones reguladoras: Solución 1: ácido benzoico (C 6H5COOH) 0,250 M y benzoato de sodio (C 6H5COONa) 0,250 M Dato: Dato: K a (C6H5COOH)= 6,50.10-5 Solución 2: metilamina 0,500 M y cloruro de metilamonio 0,250 M

194



Dato: Dato: pK b (CH3 NH2) = 3,36 b) Escriban las ecuaciones de disociación y de ionización correspondientes. correspondientes. R ESPUESTA ESPUESTA

24. Se dispone de 100 mL de una solución de HF 0,600 M (pK a = 3,17) a la que se le agregan 3,125 g de NaF, sin cambio de volumen. Calculen el pH de la solución reguladora formada. ESPUESTA R ESPUESTA

25. Se dispone de 500 mL de una solución acuosa 0,0600 M de NH 3 (K b(NH3) =1,78.10-5).

a) Calculen el pH de la solución. b) Determinen si la solución cumple las condiciones necesarias para tener buena capacidad reguladora. A la solución de NH3 se le agregan 500 mL de una solución 0,0600 M de NH 4Cl. c) Indiquen si la solución formada tiene buena capacidad reguladora. d) Calculen el pH de la solución formada. e) Determinen si el pH de la solución reguladora, aumenta, disminuye o no cambia al agregarle una pequeña cantidad de:

i) HCl ii) NaOH ESPUESTA R ESPUESTA

26. El pH de una solución reguladora es de 4,13 y está f ormada por el ácido HX (pK a(HX) = 4,25) y por su sal de sodio NaX.

a) Calculen la relación de concentraciones molares HX/X – b) Indiquen si la relación HX/X – aumenta, disminuye o no cambia, al agregarle a la Solución, una pequeña cantidad de ácido fuerte. ESPUESTA R ESPUESTA

solución que regula a pH = 5,00, para lo cual se dispone de 1,00 L de 27. Se desea preparar una solución solución 0,100 M de ácido benzoico cuyo pK a es 4,19.

a) Calculen la cantidad necesaria de benzoato de sodio, expresada en moles.

195



b) Indiquen la fórmula de una de las siguientes sustancias que puede agregarse a la solución reguladora para que aumente la relación Cb/Ca: HCl, HF, KOH, CH4

c) Escriban la ecuación que representa la reacción por la cual se modifica la relación Cb/Ca del punto anterior. ESPUESTA R ESPUESTA

28. Se preparan 500 mL de una solución reguladora disolviendo en agua 0,100 mol de ácido nitroso, (K a (HNO2)= 4,57.10 – 4) y 0,0500 mol de nitrito de sodio (NaNO 2). a) Calculen:

i) el pH de la solución; -

ii) la [NO2] b) Si se agrega una pequeña cantidad de NaOH a la solución, indiquen: i) la/s opción/es correcta/s: A) HNO2 aumenta, B) NO2- disminuye, C) NO2- / HNO2 aumenta, D) el pH no cambia; ii) la ecuación que representa la acción reguladora. ESPUESTA R ESPUESTA

29. Se dispone de distintas soluciones reguladoras: a) H2CO3 0,200 M y HCO3 0,200 M; pK a(H2CO3)= 6,35 b) H2PO4 0,200 M y HPO24 0,126 M; pK a ( H2PO4 ) = 7,21 c) H2S 2,00.10 – 4 M y HS – 2,00.10 – 4 M; K a (H2S )= 9,12.10-8 d) HClO 0,100 M y NaClO 1,80.10 – 3 M; K a(HClO) = 2,90.10

-8

e) NH3 0,250 M y NH4Cl 0,500 M; pK b (NH3) = 4,74 Indiquen cuál es la más adecuada para regular a pH = 7,00.

ESPUESTA R ESPUESTA

30. El pH de una solución reguladora es de 5,00 y contiene ácido propanoico y su sal de sodio. La relación ácido/base conjugada es de 0,708. a) Calculen el valor de K b del anión propanoato.

196



b) Escriban: i) las fórmulas de todas las todas las especies que en esta solución se comportan solo como solo como ácidos; ii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución. ESPUESTA R ESPUESTA

31. Se dispone de los siguientes sistemas: a) 1,00 L de agua; b) 1,00 L de solución reguladora formada por 0,700 0,700 mol de CH3COOH y 0,700 0,700 mol de CH3COONa. -5 Dato: Dato: K a (CH3COOH)=1,78.10

En cada recipiente se introduce 1,00 milimol de NaOH, sin variación de volumen. Calculen la variación de pH en cada sistema. ESPUESTA R ESPUESTA

32. Se mezclan 100 mL de solución acuosa de HIO 0,400 M con 50,0 mL de solución acuosa 0,400 M de KIO. Dato: Dato: K a (HIO) = 3,98.10 −11 a) Calculen: i) el pH de la solución reguladora; ii) la relación entre las concentraciones molares del ácido y su base conjugada; iii) la variación de pH que se produce al agregar 0,0100 mol de HNO3 a la solución, despreciando el cambio de volumen. b) Indiquen: i) el intervalo de pH dentro del cual la solución tiene poder regulador aceptable; ii) si al diluir 10 veces la solución amortiguadora, el pH aumenta, disminuye o no cambia. ESPUESTA R ESPUESTA

Bloque 2 1. Se dispone de los siguientes valores de la constante de ionización del agua: K w (25 °C) = 10-14

y

K w (5O °C) = 5,46 10-14 197



Escriban la ecuación que representa la ionización del agua e indiquen si la misma es una reacción endotérmica o exotérmica. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

2. Calculen el pH y el pOH de las siguientes soluciones de ácidos y de bases fuertes: a) HNO3, 4,7 10 – 3 M b) KOH, 5,60.10-2 M c) HCl, 0,750 M d) Ba(OH)2, 2,50.10 – 4 M R ESPUESTA

3. Un recipiente contiene una solución acuosa de KOH de pH = 11,70. Indiquen las opciones correctas. a) [H3O ] < [OH ] b) [H3O ] > [OH ] c) pOH > 7,00 d) pH > 7,00 R ESPUESTA

4. Calculen: pH, pOH, [H3O ] y [OH ] , según corresponda, para: a) [H3O ] = 2,45.10 -4 M

c) pOH = 5,05

b) [OH ] = 3,87.10 -10 M

d) pH = 7,38

R ESPUESTA

5. Se dispone de las siguientes soluciones:

a) 1,50 L de solución que contienen 0,400 mol de HBr b) 10,0 mL de solución de HCl 2,50 % m/m, (ρ = 1,025 g.cm-3) c) 2,50 L de solución que contienen 21,4 g de Ba(OH) 2 Calculen la concentración de iones oxonio y el pOH para cada una de las soluciones. R ESPUESTA

198



6. Sin realizar cálculos, indiquen cuál de las si guientes soluciones de la misma concentración molar presenta mayor acidez:

a) CH3COOH (aq); K a= 1,78.10-5 b) HCOOH (aq); K a= 1,78.10-4 c) CH3CH2 COOH (aq); K a=1,40.10-5 d) C6H4OHCOOH (aq); K a= 1,07.10-3 e) C6H5COOH (aq); K a= 6,50.10-5 R ESPUESTA

7. El pH de una solución acuosa de HF (K a= 6,76.10-4) es de 4,25. Calculen la concentración molar de ácido fluorhídrico presente en el equilibrio. R ESPUESTA

8. El pH de una solución acuosa de CH 3 NH2 (K b = 4,37.10-4) es de 9,00. Si se dispone de 350 mL de la misma, calculen: a) [CH3 NH2]eq b) la cantidad, expresada en moles, de ácido conjugado presente. R ESPUESTA

9. Se disuelven 0,0500 mol de una base B en agua hasta un volumen final de 200 mL. El pH de la solución es de12,20. a) Escriban la ecuación de ionización de la base B. b) Calculen el valor de la constante de basicidad de B. R ESPUESTA

10. Se disuelve una determinada masa de CH 3COOH (K a=1,78.10-5) en agua y se prepara 1,50 L de solución de pH igual a 3,00. La ionización del ácido acético en agua es una reacción endotérmica. a) Calculen la masa de ácido acético disuelta. b) Indiquen:

i) si el pH de la solución aumenta, disminuye o no cambia al agregarle acetato de sodio; 199



ii) si el valor de K a aumenta, disminuye o no cambia al aumentar la temperatura. R ESPUESTA

11. El pH de una solución acuosa de ácido propanoico es de 2,54. a) Escriban la ecuación de ionización del ácido (utilicen la fórmula semidesarrollada). b) Calculen qué volumen de solución se puede preparar a partir de 22,2 g de ácido propanoico. Datos: M(C3H6O2) = 74 g/mol

pK a(C3H6O2) = 4,85

R ESPUESTA

12. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa


C6H5COOH (k a = 6,50.10 -5)

1,00.10-3 M

HCOOH (k a = 1,78.10 -4)

1,00.10-3 M

(CH3)3 N (k b = 7,40.10 -5)

1,00.10-1 M

(CH3)2 NH (k b = 7,40.10 -4)

1,00.10-1 M

[H3O ]

[OH ]

pH

pOH

b) Escriban la fórmula de la base conjugada más fuerte de los ácidos indicados en la tabla. Justifiquen la respuesta. c) Expliquen por qué:

i) las soluciones ácidas tienen diferentes valores de pH; ii) las soluciones básicas tienen diferentes valores de [OH ] . R ESPUESTA

13. Calculen el pH de las siguientes soluciones de HClO (pK a(HClO) = 7,54):

a) 0,275 M b) 6,45.10-4 M R ESPUESTA

200



14. Calculen el pH de las siguientes soluciones de piridina (K b(C5H5 N)= 1,66.10-9): a) 0,500 M b) 4,25.10-5 M R ESPUESTA

15. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa


[H3O ]

[OH ]

pH

pOH

1,00.10-11 M

HNO3 CH3COOH (K a = 1,78.10-5)

3,90 1,00.10-13 M

KOH CH3 NH2 (K b = 4,37.10-4)

1,00.10- M

b) Expliquen por qué:

a) las soluciones ácidas tienen diferentes valores de pH; b) las soluciones básicas tienen diferentes valores de [OH ] . R ESPUESTA

16. El pH de una solución 5,00.10 -3 M de propilamina (CH3CH2CH2 NH2) es de 11,08. a) Calculen: i)

el valor de K b de la propilamina;

ii) el valor del K a del ácido conjugado; iii) la concentración molar de la propilamina en el equilibrio. b) Indiquen si el pH de la solución aumenta, disminuye o no cambia al agregar una pequeña cantidad de cloruro de propilamonio sólido (CH3CH2CH2 NH3Cl). R ESPUESTA

17. Ordenen en forma creciente de molaridad las siguientes soluciones de pH igual a 9,00.

a) NH3 (pK b = 4,75) b) CH3 NH2 (K b = 4,37.10-4) c) Ca(OH)2 R ESPUESTA 201



18. Ordenen las siguientes bases según su fuerza básica decreciente: a) NaOH b) CH3COOH (pK a = 4,75) c) C2H5 NH2 (K b = 5,01.10-4) d) C5H5 N (K b = 1,66.10-9) R ESPUESTA

19. En un recipiente se preparan 400 mL de solución acuosa que contienen 3,26 g de (CH 3)3 N (trimetilamina). El pH de la solución es de 11,50.

a) Calculen: i)

el valor del pK b de la base;

ii) el valor de K a del ácido conjugado; iii) la concentración molar de la base en el equilibrio. b) Indiquen cómo varía el pH del sistema si:

i)

al bajar la temperatura, el pKb de la base aumenta; justifiquen la respuesta;

ii) se agrega una pequeña cantidad de (CH 3)3 NHCl (cloruro de trimetilamonio). Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

20. Se desean preparar 5,00 L de solución de HBr de pOH i gual a 12,30. Calculen: a) el volumen de solución 1,50 % m/V de HBr necesario; b) el pH de la solución concentrada. R ESPUESTA

21. Se diluyen 25,0 mL de una solución de KOH hasta obtener 500 mL de una solución cuyo pH es de 11,70. Calculen: a) la masa de KOH disuelta; b) el pH de la solución inicial. R ESPUESTA

202



22. Calculen el volumen de solución 10,5 % m/m de HCl (ρ = 1,05 g/cm3) necesario para preparar 5,00 L de solución de pH = 1,30. R ESPUESTA

23. Al agregar 450 mL de agua a 150 mL de una solución de HCl, se obtiene una solución 4,20.10-4 M. Calculen: a) la molaridad de la solución inicial; b) la variación de pH. R ESPUESTA

24. Se diluyen 220 mL de una solución acuosa 0,0300 M de NaOH hasta un volumen de 950 mL. Calculen para la solución diluida:

a) la concentración molar; b) la [OH ] ; c) el pH. R ESPUESTA

25. Se preparan 750 mL de una solución acuosa disolviendo 1,26 g de KOH ( M = 56,1 g/mol) en agua. a) Calculen: i) el pOH de la solución; ii) el pH de la solución que se obtiene al diluir 100 mL de l a solución original hasta un volumen de 300 mL. b) Indiquen: i)

las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución final;

ii) si la basicidad de la solución inicial es mayor, menor o igual a la de una solución 0,0300 M de Ba(OH)2 R ESPUESTA

26. Se dispone de 50,0 mL de una solución de un ácido fuerte de pH igual a 2,35. Calculen el volumen de agua que es necesario agregar para que el pH de la solución final sea de 3,00. R ESPUESTA

203



27. Un recipiente contiene 50,0 mL de solución 1,90.10 -2 % m/V de Ca(OH) 2 a) Indiquen:

i) el pH de la solución; ii) si el valor del del pH aumenta, disminuye o no cambia al disponer de un volumen volumen mayor de la misma solución. Justifiquen la respuesta. b) A la solución del enunciado se le agrega agua hasta un volumen de 500 mL. Calculen para la solución diluida:

i) el pOH ii) la [H3O ] ESPUESTA R ESPUESTA

28. Se diluyen 25,0 mL de una solución acuosa de ácido HClO 4 0,500 M con agua, y se obtiene una solución de pH = 1,90. Calculen: a) el volumen de la solución diluida; b) el pOH de la solución inicial; c) la [ClO-4] en la solución diluida. R ESPUESTA ESPUESTA

29. Se preparan 1000 mL de solución disolviendo en agua 2,00.10 -3 mol de un ácido monoprótico. El pH de la solución resultante es de 5,00. Calculen:

a)

el valor del pK a del ácido;

b)

el valor de K b de la base conjugada;

c)

el pH de la solución que se obtiene al diluir 100 mL de la misma hasta un volumen de 250 mL.

ESPUESTA R ESPUESTA

30. Se dispone de seis soluciones de diferentes solutos: a) LiBr b) NH4I c) Mg(OH)2 204



d) KF e) CH3 NH3Cl f) NaClO Indiquen si las mismas tienen carácter ácido, básico o neutro. R ESPUESTA ESPUESTA

31. Un recipiente contiene una solución 0,750 M de C 6H5COONa. Dato: Dato: K a(C6H5COOH) = 6,50.10-5 a) Escriban la ecuación de: i) disociación de la sal;

ii) la reacción ácido base del ion benzoato. b) Calculen: i)

el valor del pK b del ion benzoato;

ii) el pH de la solución. ESPUESTA R ESPUESTA

Soluciones reguladoras de pH 32. Se dispone de soluciones de los siguientes solutos: a) HCl

b) KOH c) CH3 NH2 d) CH3COONa e) CH3 NH3Cl f) NH4Cl Indiquen dos que permitan preparar una solución reguladora, si la concentración de cada uno, en la solución, es de 0,500 M. ESPUESTA R ESPUESTA

33. Indiquen cuáles de las siguientes soluciones tienen buena capacidad reguladora: a) propilamina (K b (C3H7 NH2)= 3,80.10-4) 0,300 M y cloruro de propilamonio (C3H7 NH3Cl) 0,0800 M

b) ácido clorhídrico (HCl) 0,100 M y cloruro de sodio (NaCl) 0,100 M 205



c) ácido cianhídrico (K a(HCN) = 4,80.10 -10) 0,100 M y cianuro de potasio

(KCN) 0,250 M d) etilamina (K a(CH3CH2 NH2)= 5,01.10-4) 0,500 M y HNO3 0,500 M R ESPUESTA ESPUESTA

34. Se mezcla un volumen de solución acuosa 0,200 M de HCN con igual volumen de solución acuosa 0,500 M NaCN. El pH de la solución resultante es de 9,72. a) Calculen el valor de la K a del HCN. b) Escriban las ecuaciones de disociación y de ionización correspondientes. correspondientes. c) Indiquen el intervalo de de pH dentro del cual la solución tiene poder regulador regulador aceptable. R ESPUESTA ESPUESTA

35. Se prepara una solución reguladora disolviendo 0,100 mol de NaF en 100 mL de solución 0,750 M de HF (K a(HF)= 6,76.10 – 4), sin cambio en el volumen. a) Calculen:

i) el pH de la solución; ii) el pH de la solución luego de diluirla con agua hasta 500 cm 3. Justifiquen la respuesta. b) Indiquen cómo varía la relación de concentraciones molares ácido/base conjugada cuando al sistema se le agrega una pequeña cantidad de KOH sólido. ESPUESTA R ESPUESTA

36. Para preparar una solución reguladora de pH = 10,90 se disuelven 3,60 g de (CH 3)2 NH y cierta masa de (CH3)2 NH2Cl, hasta obtener 100 mL de solución. Dato: K b ((CH3)2 NH) = 7,40.10-4

a) Calculen la masa de sal utilizada. b) Expliquen si el pH de esa solución aumenta, disminuye o no cambia al agregarle más cantidad de sal. ESPUESTA R ESPUESTA

37. Se dispone de las siguientes soluciones acuosas: A) solución de HCN 0,500 M 206



B) solución de C5H5 N 0,500 M C) solución de C2H4OHCOOH 0,500 M Datos: Datos: K a(HCN) = 4,80.10-10 ; K b (C5H5 N) = 1,66.10-9 ; pK a(C2H4OHCOOH) = 3,08 Indiquen: a) para cada solución, la fórmula de una sal adecuada para preparar una solución reguladora; b) cuál de las tres soluciones amortiguadoras es la más adecuada para regular a pH = 5,06; 5,06;

c) la concentración del ácido conjugado en la solución reguladora del punto b); d) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de base fuerte a la solución del punto b). R ESPUESTA ESPUESTA

38. A un recipiente que contiene 500 mL de solución acuosa 1,20 M de HCOOH, se le agrega igual volumen de solución acuosa 1,50 M de HCOONa. Dato: Dato: pKa(HCOOH)= 3,75

a) Escriban: i) las ecuaciones de disociación y de ionización correspondientes; ii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución.

b) Calculen la variación de pH que se produce por el agregado de 25,0 milimol de HNO3 a 1,00 L de solución reguladora, sin cambio de volumen. R ESPUESTA ESPUESTA

39. Se dispone de las siguientes soluciones acuosas:

A) 50 mL de HClO4 0,180M B) 180 mL de HNO2 0,200M (K a= 4,57.10-4) C) 200 mL de HCOOH 0,200M (K a= 1,78.10-4) D) 100 mL de KOH 0,00200M E) 150 mL de H3PO4 8,50.10-2M (K a= 7,59.10-3) y NaH2PO4 0,625M a) Calculen: i) el pH de la base fuerte; ii) el volumen de agua necesario para agregar a la solución de ácido fuerte y obtener un pH de 1,50; 207



iii)el pOH de la solución reguladora; iv) el pH del ácido más débil. b) Indiquen: i) el intervalo de pH dentro del cual la solución E) tiene poder regulador aceptable;

ii) si la solución resultante de mezclar las soluciones C) y D), presenta carácter ácido, básico o neutro. Justifiquen la respuesta. R ESPUESTA

40. Dadas las siguientes soluciones acuosas de igual concentración molar a 25 ºC:

A) 100 mL de NaOH B) 350 mL de HCl 0,365 % m/V C) 500 mL de ácido benzoico C6H5COOH, K a = 6,50.10 – 5 D) 200 mL de HNO3 E) 200 mL de NaNO2 (pK a (HNO2) = 3,34) F) 500 mL de benzoato de sodio a) Calculen: i)

el pH de la solución que se obtiene por el agregado de 1,50 L de agua a la solución B);

ii) la concentración molar del anión benzoato en el equilibrio en la solución C); iii) el pH de la solución formada al mezclar la solución C) y la solución F); iv) el valor del K b del ion benzoato.

b) Escriban la ecuación de: i) ionización del ácido benzoico; ii) disociación del NaNO2 y de hidrólisis del ion nitrito; iii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución obtenida al mezclar las soluciones C) y F).

c) Representen gráficamente la variación de las concentraciones del ácido benzoico y de su base conjugada en función del tiempo.

d) Ordenen en forma creciente de acidez las soluciones A), C) y D). R ESPUESTA

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Qca en ejercicios Evelson.pdf

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