Universidad Andrés BelloFacultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas Guía de cátedra Química General I QUIM 112 Incluye Ejercicios resueltos y propuestos. Solemnes y Exámenes de años anteriores. OBJETIVOS DEL MANUAL COMO MATERIAL DIDÁCTICO OBJETIVO Este material fue elaborado pensando en que su utilidad sea un material de apoyo para el logro de los aprendizajes que se plantea desarrollar en los estudiantes de las carreras de biología, bioquímica e ingeniería en biotecnología que cursan el programa de química general (QUIM 112) de la Universidad Andrés Bello. OBJETIVO TRANSVERSAL Desarrollo del pensamiento Respecto al desarrollo del pensamiento, se busca que los estudiantes desarrollen y profundicen las habilidades intelectuales de orden superior relacionadas con la clarificación, evaluación y generación de ideas; que progresen en su habilidad de experimentar y aprender a aprender; que desarrollen la capacidad de predecir, estimar y ponderar los resultados de las propias acciones en la solución de problemas; y que ejerciten y aprecien disposiciones de concentración, perseverancia y rigurosidad en su trabajo. Entre las habilidades que la Educación Superior debe desarrollar en especial, se encuentran: • Las de investigación, que tienen relación con la capacidad de identificar, procesar y sintetizar información de una diversidad de fuentes; organizar información relevante acerca de un tópico o problema; revisar planteamientos a la luz de nuevas evidencias y perspectivas; suspender los juicios en ausencia de información suficiente. • Las comunicativas, que se vinculan con la capacidad de exponer ideas, opiniones, convicciones, sentimientos y experiencias de manera coherente y fundamentada, haciendo uso de diversas y variadas formas de expresión. • Las de resolución de problemas, que se ligan tanto con habilidades que capacitan para el uso de herramientas y procedimientos basados en rutinas, como con la aplicación de principios, leyes generales, conceptos y criterios; estas habilidades deben facilitar el abordar, de manera reflexiva y metódica y con una disposición crítica y autocrítica, tanto situaciones en el ámbito escolar como las vinculadas con la vida cotidiana a nivel familiar, social y laboral. • Las de análisis, interpretación y síntesis de información y conocimiento, conducentes a que los estudiantes sean capaces de establecer relaciones entre los distintos sectores de aprendizaje; de comparar similitudes y diferencias; de entender el carácter sistémico de procesos y fenómenos; de diseñar, planificar y realizar proyectos; de pensar, monitorear y evaluar el propio aprendizaje; de manejar la incertidumbre y adaptarse a los cambios en el conocimiento. OBJETIVOS ESPECÍFICOS Los objetivos específicos que plantea este manual, apuntan hacia el fortalecimiento de las siguientes competencias: • Comprender conceptos, principios y teorías fundamentales del área de la Química. • Dominio de la terminología química, nomenclatura, convenciones y unidades. • Capacidad para la planificación, el diseño y la ejecución de proyectos de investigación. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 2 • Habilidad para trabajar en equipos. • Habilidad para la presentación de información científica ante diferentes audiencias tanto en forma oral como escrita. • Capacidad de actuar con curiosidad, iniciativa y emprendimiento. • Capacidad para aplicar conocimiento y comprensión en química a la solución de problemas cualitativos y cuantitativos. • Capacidad para reconocer y analizar problemas y planificar estrategias para su solución. • Conocimiento de otras disciplinas científicas que permitan la comprensión de la Química. • Habilidad en el uso de las técnicas modernas de la informática y comunicación aplicadas a la Química. CONTENIDOS DEL MANUAL TIPOS DE EJERCICIOS Ejercicios de primer grado de dificultad Este tipo de ejercicios corresponde a la resolución de problemas que solo implican habilidades del desarrollo del pensamiento de orden menor, tales como la identificación, reconocimiento, clasificación y otras que corresponden a aquellos primeros raciocinios derivados de la observación de un fenómeno. Este tipo de ejercicios implica además resolución de cuestionamientos relativos a la memorización y comprensión de conceptos y definiciones. Ejercicios de segundo grado de dificultad Este tipo de ejercicios requiere movilizar habilidades del pensamiento que implican analizar una problemática en la que se logra poner en práctica la comprensión y aplicación de conceptos y definiciones para así poder resolver exitosamente una situación problema. Por tanto, en primera instancia, para poder lograr una capacidad de análisis, es fundamental haber desarrollado un trabajo en el que la observación y la comprensión teórica será el motor para generar parámetros de comparación y poder desarrollar una discusión que implique discriminar aquellos datos útiles de otros no tan útiles como de aquellos que solo implican una distracción y denotar así inseguridad en la resolución de un problema. Ejercicios de tercer grado de dificultad Los ejercicios agrupados en este nivel, también son denominados de competencia, no obstante, lo importante y medular en la resolución de este tipo de ejercicios, es la movilización y aplicación de diversos saberes que permitan una resolución exitosa, en otras palabras, son ejercicios que requieren de haber desarrollado habilidades del pensamiento de orden superior, tal que los diversos recursos, cognitivos y no cognitivos, deben ser aplicados en la resolución del problema de manera exitosa. 3 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 3 GUIA Nº 1 UNIDAD Nº 1 – PARTE A MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES Objetivos específicos de la Unidad 1 1. Clasificación y Propiedades de la Materia. 2. Unidades de medición. Sistema Internacional de medición. 3. Escalas de Temperatura. 4. Uso de prefijos, conversión de unidades. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 1. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 4 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. El oro puede martillarse hasta formar láminas extremadamente delgadas llamadas pan de oro. Si un trozo de 1,00 g de oro (densidad = 19,2 g/cm3) se martilla hasta formar una lámina que mide 8,0 x 5,0 pies, calcule el espesor medio de la lámina en metros (1 pie = 0,3048 metros). Desarrollo: Utilizando la densidad del aluminio y su masa se determinará el volumen de éste. Como: m Oro d= V Oro Por lo tanto el volumen es: m Oro V = d Oro 1,00 g V = 19,2 g/cm3 V = 0,0521 cm3 (Como hay operación de división, se consideró las cifras significativas de la masa y la densidad, cada una tiene 3, por lo que el volumen se expresa con 3 cifras significativas) Antes de realizar el cálculo del espesor se transformará las longitudes dadas en pies a metros, así como el volumen a m3. Primero se convertirá 8,0 y 5,0 pies a metros, sabiendo que 1 pie = 0,3048 m y utilizando el factor de conversión o factor unitario: 0,3048 𝑚 8,0 𝑝𝑖𝑒 𝑥 ( ) = 2,384𝑚 = 𝟐, 𝟒𝒎 1,0 𝑝𝑖𝑒 Debido a que hay operaciones de ⎛ multiplicación ⎞ y división, se consideró la cifra ⎝ ⎠ significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2, por lo que la longitud es 2,4 m. 0,3048𝑚 5,0𝑝𝑖𝑒 𝑥 ( ) = 1,524 𝑚 = 𝟏, 𝟓𝒎 1,0 𝑝𝑖𝑒 Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 5 Por último, el volumen se convertirá a m3, sabiendo 1cm3 = 1,0 x 10-6 m3: 1𝑥10−6 𝑚3 0,0521𝑐𝑚3 𝑥 ( ) = 𝟓, 𝟐𝟏𝒙𝟏𝟎−𝟖 𝒎𝟑 1𝑐𝑚3 Si se considera que la lámina de oro es un cubo rectangular cuya altura es el espesor de la lámina: El volumen es por lo tanto: Volumen = Ancho x Largo x Espesor (ó altura) La altura o en este caso espesor estará dado por: Volumen Espesor = L arg o x Ancho 1 5,21 x 10-8 m3 Espesor = 2,4 m x 1,5 m Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2. Espesor = 1,4 x 10-8 m 2. Calcule la masa de un cilindro de acero inoxidable (densidad = 7,75 g/cm3) cuya altura mide 18,35 cm mientras que su radio 1,88 cm. Exprese el resultado en kilogramos. Desarrollo: d = 7,75 g/cm3 h = 18,35 cm r = 1,88 cm El primer paso es calcular el volumen del cilindro, el cual es: V= π r2 x h V = 3,1416 x (1,88 cm)2 x 18,35 cm 6 V = 204 cm3 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 6 Luego se obtiene la masa usando el volumen del cilindro obtenido y la densidad: m d= V Despejando la masa se tiene: m=dxV g m = 7,75 x 204 cm 3 cm 3 m = 1581 g (expresado correctamente según cifras significativas sería: 1,58 x 103 g) Por último la conversión de la masa de g a kg: 1𝑘𝑔 1,58𝑥103 𝑥 ( ) = 𝟏, 𝟓𝟖𝒌𝒈 1000𝑔 Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 3. m = 1,58 kg Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 7 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. La densidad del ácido acético es 1,05 g/mL. ¿Cuál es el volumen de 327 g de ácido acético? Justifique su respuesta. Indique cálculo de justificación: 2. La densidad (d) del mercurio líquido es 13,5 g/cm3. ¿Qué masa (m) del mercurio llenará un recipiente con un volumen (V) de 0,500 L? Indique cálculo de justificación: 3. Cuando 24 pedazos de cobre se sumergen en agua, los pedazos desplazan 8,26 cm3 de agua. ¿Si la masa combinada de los pedazos es 73,86 g, ¿cuál es la densidad del cobre? Indique cálculo de justificación: 4. Un pedazo de 8,44 g de un metal desconocido tiene 1,25 centímetros de largo, 2,50 centímetros de ancho, y 1,00 centímetro de grueso. ¿Cuál será la identidad posible del elemento? Indique cálculo de justificación: 8 Facultad de Ecología y Recursos Naturales Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 8 5. Un cubo del hierro tiene una masa de 29,31 g. Si cada lado del cubo tiene dimensiones de 1,55 centímetros, ¿cuál es la densidad del hierro? Indique cálculo de justificación: 6. Los termóstatos se fijan a menudo a 68ºF. ¿Cuál es esta temperatura en grados centígrados? Indique cálculo de justificación: 7. El punto de ebullición de helio líquido es 4 K. ¿Cuál es esta temperatura en grados centígrados? Indique cálculo de justificación: 8. La temperatura requerida para fundir el NaCl es 528 ºC. ¿Cuál es esta temperatura en Kelvin? Indique cálculo de justificación: 9. Las reacciones químicas se estudian a menudo a 25 ºC. ¿Cuál es esta temperatura en grados Fahrenheit? Indique cálculo de justificación: Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 9 10. El radio de un átomo del helio es 31 pm. ¿Cuál es el radio en nanómetros? Indique cálculo de justificación: 11. Un cilindro tiene un radio de 5,08 centímetros y una altura de 125 centímetros. Calcule el volumen del cilindro en litros. Indique cálculo de justificación: 12. Las dimensiones de una caja son 12 pulgadas por 11 pulgadas por 5,5 pulgadas. Calcule el volumen de la caja en cm3. Hay 2,54 centímetros por pulgada. Indique cálculo de justificación: 13. ¿Si la eficacia de combustible de un automóvil es 27 millas por galón, ¿cuál es su eficacia de combustible en kilómetros por litro? (1 kilómetro = 0,621 millas, 1,000 L = 1,057 cuartos de galón, 4 cuartos de galón = 1 galón) Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 10 14. Un galón (3,78 L) de pintura de látex puede cubrir 385 pies2 de la superficie de una pared. ¿Cuál es el grosor promedio de una capa de pintura (en micrómetros)? Indique cálculo de justificación: 15. A 25 ºC, la densidad del oxígeno en aire es 0,275 g/L. ¿Qué volumen será ocupado por 25 kilogramos de oxígeno a 25 ºC? Indique cálculo de justificación: 16. Una balanza electrónica se utiliza para determinar que una muestra tiene una masa de 25,7171 g. Si la precisión de la balanza es de ± 0,1 mg, ¿cuál es el número correcto de las cifras significativas para esta medida? Indique cálculo de justificación: 17. Convertir 5,000 x 10-2 metros a milímetros y expresar la respuesta en la notación exponencial usando el número correcto de cifras significativas. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 11 18. ¿Cuál es la respuesta correcta a la expresión siguiente: (18 + 95) × 0,077351? Nota: Realice la operación de adición primero. Indique cálculo de justificación: 19. Exprese 0,38300 en notación exponencial. Indique cálculo de justificación: 20. El radio de un átomo del litio es 152 pm. ¿Cuál es el volumen de un átomo del litio si se considera que el átomo es una esfera? El volumen de una esfera es (4/3) π r3. Indique cálculo de justificación: 12 Facultad de Ecología y Recu Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 12 RESPUESTAS 1. Respuesta: 3,11 x 102 mL 2. Respuesta: 6,75 x 103 g 3. Respuesta: 8,94 g/cm3 4. Respuesta: Aluminio: 2,70 g/cm3 5. Respuesta: 7,87 g/cm3 6. Respuesta: 20 ºC 7. Respuesta: -269 ºC 8. Respuesta: 801 K 9. Respuesta: 77 ºF 10. Respuesta: 3,1 x 10-2 nm 11. Respuesta: 10,1 L 12. Respuesta: 1,2 × 104 cm3 13. Respuesta: 11 km/L 14. Respuesta: 106 μm 15. Respuesta: 9,1 x 104 L 16. Respuesta: 6 17. Respuesta: 50,00 mm 18. Respuesta: 8,74 19. Respuesta: 3,8300 x 10-1 20. Respuesta: 1,47 × 10-23 cm3 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 13 GUIA Nº 2 UNIDAD Nº 1 – PARTE A MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES Objetivos específicos de la Unidad 1 1. La teoría atómica. Protones, electrones, neutrones 2. Tamaño de los átomos. Número atómico, número de masa, isótopos 3. Tabla Periódica LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 2. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 14 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Calcular la masa atómica promedio del Silicio considerando que se encuentra en la naturaleza formado por tres isótopos que tienen las siguientes masas y % de abundancia. Masa atómica (uma) % de abundancia 27,997 92,23 28,977 4,67 29.974 3,10 Desarrollo: Cada isótopo contribuye a la masa atómica del Silicio de acuerdo con su abundancia. Por lo tanto, el primer paso es convertir los porcentajes en fracciones, así: 92,23 = 0,9223 100 4,67 = 0,0467 100 3,10 = 0,0310 100 Luego se calcula la masa atómica promedio como sigue: Masa atómica promedio del Silicio = (0,9223)(27,997 uma) + (0,0467)(28,977 uma) + (0,0310)(29,974 uma) = 28,104 uma 2. Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes especies: 17 a) 8O 17 −2 b) 8O 40 c) 20 Ca 40 +2 d) 20 Ca Desarrollo: Recuerde que el exponente de la izquierda se refiere al número de masa, el subíndice al número atómico. En cambio, en los casos que lo hay, el exponente del lado derecho es la carga neta del elemento. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 15 17 a) 8 O: El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa 17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 8, ya que es un átomo con carga neta cero. b) 178 O −2 : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa 17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. Como la carga neta es -2, existe un exceso de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 10. 40 c) 20 Ca : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa es 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 20, ya que es un átomo con carga neta cero. +2 d) 40 20 Ca : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. Como la carga neta es +2, existe un déficit de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 18. 16 de Ecología y Recursos Natural Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 16 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Cómo se define una unidad de masa atómica (uma)? 2. ¿Cuántos protones, neutrones, y electrones están en un átomo de oxígeno-18? 3. ¿Cuál es el símbolo atómico para un elemento con 28 protones y 31 neutrones? 72 4. ¿Cuál es la identidad de 32 X? 5. ¿Cuántos neutrones hay en cobalto-59? 6. ¿Cuál pareja entre los átomos siguientes tiene el mismo número de neutrones? 64 63 64 68 28 Ni , 29 Cu , 30 Zn , 30 Zn 7. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de bromo con 46 neutrones? 8. ¿Cuál de los siguientes átomos son isótopos? 45 21 Sc , 4822Ti , 5022Ti , 5023V 9. Complete la siguiente Tabla: Símbolo 54 Fe 2+ 26 Protones 5 79 86 Neutrones 6 16 117 136 Electrones 5 18 79 Carga neta -3 0 10. Un elemento consiste en dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su masa atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento? Indique cálculo de justificación: Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 17 11. La plata tiene una masa atómica media de 107,87 uma. ¿Si 48,18% de Ag existe como Ag-109 (108,9047 uma), ¿cuál es la identidad y la masa atómica del otro isótopo? Indique cálculo de justificación: 12. El litio tiene dos isótopos estables con las masas de 6.01512 uma y 7.01600 uma. La masa molar media del Li es 6.941 uma. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia de cada isótopo? Indique cálculo de justificación: 13. El oxígeno tiene dos isótopos: O-16 y O-17. Calcula el porcentaje de cada uno de ellos sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 15, 9994 uma. Datos: masa de O-16 = 15,9949 uma; masa de O-17 = 16,9991 uma. Indique cálculo de justificación: 14. ¿Cuál es el elemento más abundante del universo? 15. ¿Qué elemento gaseoso abarca sobre tres cuartos de la atmósfera de la tierra? 16. Identifique el metal alcalinotérreo situado en el cuarto período. (Use una tabla periódica). 17. ¿Qué halógeno está situado en el cuarto período? (Use una tabla periódica). 18. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de no metales? Yodo, indio y xenón; aluminio, silicio y neón; azufre, fósforo y bromo; galio, argón, y oxígeno. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 18 19. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de metaloides? B, As, y Sb; Silicio, P, y Ge; As, Ge, y Pb; In, Sn, y Ge 20. Identifique en la Tabla Periódica: a) tres elementos alcalinos b) tres elementos alcalinotérreos c) cinco metales de transición d) tres halógenos d) tres calcógenos e) tres gases nobles f) cinco no metales g) cinco metales f) cinco metaloides. Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 19 RESPUESTAS 1. Respuesta: 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12. 2. Respuesta: 8 protones, 10 neutrones, 8 electrones 59 3. Respuesta: 28 Ni 4. Respuesta: Ge 5. Respuesta: 32 63 64 6 Respuesta: 29 Cu y 30 Zn 7. Respuesta: 81 48 50 8. Respuesta: 22 Ti y Ti 22 9. Símbolo 54 Fe 2+ P Au Rn 26 Protones 5 26 15 79 86 Neutrones 6 28 16 117 136 Electrones 5 24 18 79 86 Carga neta +2 -3 0 0 10. Respuesta: 114,8 uma 11. Respuesta: Ag-107; 106,9 uma 12. Respuesta: 7,49% Li-6 y 92,51% Li-7 13. Respuesta: O-16 hay 99,55% y de O-17 hay 0,45% 14. Respuesta: El hidrógeno, el cual es un elemento químico representado por el Símbolo H y con un número atómico de1. En condiciones normales de presión y temperatura, es un gas diatómico (H2) incoloro, inodoro, insípido, no metálico y altamente inflamable. El hidrógeno es el elemento químico más ligero y es, también, el elemento más abundante, constituyendo aproximadamente el 75% de la materia visible del universo 15. Respuesta: El nitrógeno, el cual es un elemento químico, de número atómico 7, símbolo N y que en condiciones normales forma un gas diatómico (nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78% del aire atmosférico. 16. Respuesta: Ca 17. Respuesta: Br 18. Respuesta: azufre, fósforo y bromo Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 20 19. Respuesta: As, Ge, y Pb 20. Respuesta: a) tres elementos alcalinos Li, Na y K b) tres elementos alcalinotérreos Be, Mg y Ca c) cinco metales de transición Ti, V, Cr, Mn y Fe d) tres halógenos F, Cl, y Br d) tres calcógenos O, S y Se e) tres gases nobles He NE y Ar f) cinco no metales O, S, C, N y P g) cinco metales Li, Cu, Na, K y Mg f) cinco metaloides B, Si, Ge, As y Sb Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 21 GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 1 – PARTE B ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS Objetivos específicos de la Unidad 2 1. Espectro de radiación electromagnética. Naturaleza ondulatoria 2. Energía cuantizada. Efecto fotoeléctrico y fotones. Naturaleza dual de la luz 3. Espectro de emisión del átomo de H. Modelo de Bohr 4. Comportamiento ondulatorio de la materia. Principio de incerteza 5. Mecánica cuántica, orbitales atómicos. Números cuánticos 6. Representación de orbitales. Espin electrónico. Principio de exclusión de Pauli. 7. Configuraciones electrónicas. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 6. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. 2. Capítulo 7. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 22 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Calcule la longitud de onda (λ) y la energía (ΔE) que corresponde a la transición del electrón desde el estado n = 3 hasta el estado fundamental en el átomo de hidrógeno. ¿Se trata de luz absorbida o emitida? Desarrollo: El cambio de energía, y por tanto, la energía del fotón emitido se obtiene con la ecuación: 1 1 ∆𝐸 = 𝑅𝐻 ( 2 − 2 ) 𝑛𝑓 𝑛𝑖 Recordemos que en el estado fundamental n = 1. ni = 3, nf = 1 1 1 ∆𝐸 = 2,18𝑥10−18 ( 2 − 2 ) 3 1 8 ∆𝐸 = 2,18𝑥10−18 (− ) 9 ΔE = −1,94 x 10-18 J El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda se omite el signo menos de ΔE porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva. Como: ΔE = h x Ecuación 1 Despejando la frecuencia de la ecuación 1 tendríamos: E Ecuación 2 h Además sabemos que la frecuencia es también: c Ecuación 3 λ Por lo tanto, reemplazando la frecuencia en la ecuación 2 con la ecuación 3 tendríamos: c E Ecuación 4 λ h Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 23 Por último despejando la longitud de onda en la ecuación 4, ésta se calcula con la ecuación 5: c xh λ Ecuación 5 E m (3,00x10 8 ) x (6,63x10 -34 Js) λ s 1,94 x 10 -18 J λ = 1,03 x 10-7 m 2. a) Escriba la configuración electrónica para el flúor, Z = 9 b) Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de estos electrones en su estado fundamental. Desarrollo: a) i) El flúor tiene Z = 9. ii) Como el flúor no está ionizado tiene 9 electrones. iii) Con dos electrones se completa el primer nivel (1s2) iv) Quedan 7 electrones para llenar el orbital 2s y llenar parcialmente los orbitales 2p. Por lo tanto la configuración electrónica de F es: 1s2 2s2 2p5 b) i) Se comienza por n = 1, así que l = 0, un subnivel que corresponde a un orbital 1s. Este orbital puede acomodar un total de dos electrones. ii) En seguida, n = 2, y l puede ser 0 o bien 1. iii) El subnivel l = 0 tiene un orbital 2s, capaz de acomodar dos electrones. iv) Los cinco electrones restantes se acomodan en el subnivel l = 1, que tiene tres orbitales 2p. v) El Diagrama orbital es: 1s2 2s2 2p5 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 24 Los resultados de los números cuánticos se resumen en la tabla siguiente: Electrón n l ml ms 1 1 0 0 +½ 1s 2 1 0 0 -½ 3 2 0 0 +½ 2s 4 2 0 0 -½ 5 2 1 -1 +½ 6 2 1 0 +½ 7 2 1 +1 +½ 2px, 2py, 2pz 8 2 1 -1 -½ 9 2 1 0 -½ Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 25 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. ¿Cuál es la energía en kJ ·mol−1 de una radiación de 250 nm? Indique justificación: 2. ¿Cuál es la energía por cada fotón (J) para la luz de frecuencia 4,2 x 1014 Hz? Indique justificación: 3. Una de las líneas del espectro del hidrógeno se encuentra a 434 nm. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) de la radiación que la origina? Indique justificación: 4. La longitud de onda de las ondas de radio de una emisora de FM es 3,10 m. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) utilizada por la emisora? Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 26 5. Calcular la longitud de onda, la frecuencia y el número de ondas de una radiación cuyos cuantos tienen una energía de 3·10-10 J. ¿A qué zona del espectro electromagnético pertenece esta radiación? Indique cálculo de justificación: 6. Calcular la frecuencia de las siguientes radiaciones y la energía de los fotones asociados con ambas radiaciones: a) La luz azul de = 500 nm. b) Una transmisión de radio FM de = 3,28 m Indique cálculo de justificación: 7. Calcule la longitud de onda de un electrón que tiene una velocidad de 5,97x106 m/s. Masa del electrón = 9,1x10-28 gramos Indique cálculo de justificación: 8. Si la longitud de onda de un electrón es 5,0 Å (5,0x10-10 m), ¿Cuál es la velocidad del electrón? Masa del electrón = 9,1x10-28 gramos Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 27 9. Un láser que emite energía luminosa en pulsaciones de corta duración tiene una frecuencia de 4,69 x 1014 s-1 y suministra 1,3 x 10-2 J de energía durante cada pulsación. ¿Qué cantidad de cuántos de energía suministra cada pulsación? Indique cálculo de justificación: 10. Para ionizar el átomo de sodio se necesitan 118 kcal/mol. Si esta energía es de procedencia luminosa, ¿cuál será la frecuencia más baja del haz luminoso capaz de efectuar la ionización? y ¿la longitud de onda? Indique cálculo de justificación: 11. En el espectro de emisión del hidrógeno, la serie espectral con nf = 2 se llama la serie de Balmer y se observa en la región visible del espectro. Calcular la longitud de onda y la energía de la línea espectral en esta serie para un valor de ni = 5 Indique cálculo de justificación: 12. Considerar un átomo de hidrógeno excitado con un electrón en el nivel de energía n=4. ¿Qué transiciones son posibles en este átomo para que alcance el estado fundamental (n=1)? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 28 13. La función trabajo (W) para el Niquel metálico es 8,05x10-19J ¿Cuál es el valor de la longitud de onda umbral para este elemento? Indique cálculo de justificación: 14. Calcular la función trabajo para el Rb si su longitud de onda umbral es de 574 nm. Si el Rubidio se irradia con luz de 420 nm. ¿Cuál es la energía cinética de los electrones emitidos? Indique cálculo de justificación: 15. El potasio, la plata y el tungsteno tienen funciones de trabajo (W) de 2,23 eV, 4,74 eV y 4,58 eV respectivamente. Si luz de 410 nm incide sobre cada uno de estos metales, determine cuál(es) metal(es) experimentan efecto fotoeléctrico y cuál sería la energía cinética máxima que alcanzarían los electrones liberados en cada caso. Indique cálculo de justificación: 16. Un metal tiene una longitud de onda umbral 8000 Å ¿Cuál será la velocidad de los electrones emitidos si se ilumina con luz 5000 Å? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 29 17. Suponiendo que Superman tuviera una masa de 91 kg, ¿cuál es la longitud de onda asociada con él si se mueve a una velocidad igual a la quinta parte de la velocidad de la luz? (J = kg/m2 s2). Indique cálculo de justificación: 18. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) de la línea del espectro de hidrógeno que corresponde a la transición de n = 6 a n = 2? Indique cálculo de justificación: 19. ¿Cuál es la energía (J) asociada con el decaimiento de un electrón desde el nivel n=2 a n=1? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 30 20. ¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicas requiere absorber una energía más alta para producirse? Justifique su elección. a) n = 4 a n = 7; b) n = 6 a n = 7; c) n = 4 a n = 6; d) n = 3 a n = 6 y e) n = 2 a n = 3. Indique cálculo de justificación: 21. ¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónica requiere absorber una energía más baja para producirse? a) n = 2 a n = 4; b) n = 2 a n = 6; c) n = 3 a n = 6; d) n = 2 a n = 3; e) n = 5 a n = 6. Indique cálculo de justificación: 22. Para cada una de las siguientes transiciones en el átomo de hidrógeno, calcule la energía, λ y υ de la radiación asociada y determine si la radiación se emite o se absorbe durante la transición: a) De n = 5 a n = 1 b) De n = 6 a n = 2 c) De n = 4 a n = 5 Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 31 23. La luz UV que broncea la piel cae en la región de 320 a 400 nm. Calcule la energía total (en joules) que absorbe una persona expuesta a esta radiación durante 2,0 horas, dado que en un intervalo de 80 nm (320 a 400 nm) chocan un total de 2,0 x 1016 fotones en la superficie de la Tierra por centímetro cuadrado por segundo y el área corporal expuesta es 0.45 m2. Suponga que el cuerpo absorbe sólo la mitad de la radiación y refleja el resto. (Sugerencia: utilice una longitud de onda promedio de 360 nm para calcular la energía de un fotón). Indique cálculo de justificación: 24. Calcular en joule, J, la diferencia de energías entre las órbitas 1s y 2p del átomo de cobre, sabiendo que la longitud de onda de la radiación emitida cuándo el electrón salta entre estos niveles es = 1,54 A. Indique cálculo de justificación: 25. Dados los elementos siguientes: A (Z=4), B (Z=13 y C (Z=30). Razone la validez de las afirmaciones siguientes: a) Pertenecen al mismo período. b) Pertenecen al mismo grupo Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 32 26. Explicar la notación de las siguientes configuraciones electrónicas: a) 3p2 b) 4d5 Indique cálculo de justificación: 27. ¿Cuál de las posibles combinaciones de los números cuánticos son incorrectas? Justifique su elección. a) El orbital 3s tiene los números cuánticos n = 3, l = 0, ml = 1. b) El orbital 2s tiene los números cuánticos n = 2, l = 0 y ml = 0. c) La combinación de números cuánticos n = 4, l = 3 y ml = −3. d) La combinación de números cuánticos n = 7, l = 7 y ml = 7. e) La combinación de números cuánticos n = 3, l = −1 y ml = 0. Indique justificación: 28. ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas? De el nombre de los orbitales que representan. a) (4, 4, -1, ½) b) (3, 2, 1, ½) c) (3, -2, 1,- ½) d) (2, 1, -1,- ½) Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 33 29. a) Indique razonadamente los números cuánticos para los electrones 3p del cloro (Z = 17) en su estado fundamental. b) En el apartado anterior, indique razonadamente los números cuánticos que corresponden a los electrones desapareados que haya. c) Indica razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica del ion cloruro (Cl−) en su estado fundamental. Indique justificación: 30. ¿Qué tipos de iones forman los elementos metálicos y no metálicos? ¿Los metales ganan o pierden electrones al formarlos? ¿Los elementos no metálicos ganan o pierden electrones al formarlos? Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 34 31. Escriba el diagrama de orbitales completo y determine el número de electrones no apareado que hay en cada uno de los átomos siguientes: a) Ge b) In c) Ni d) Kr e) Br Indique justificación: 32. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl−, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados? Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 35 33. Escribe la estructura electrónica de los elementos con número atómico 11, 35 y 54. Responda a las siguientes preguntas. a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales? Indique justificación: 34. Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a mayor de acuerdo a: a) radio atómico; b) electronegatividad; c) energía de ionización. Indique justificación: 35. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros: A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4). Indique razonadamente: a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b) El elemento de mayor y de menor energía de ionización. c) El elemento de mayor y de menor radio atómico. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 36 36. Use el símbolo del gas noble precedente para indicar a los electrones internos y escriba la configuración de los electrones de la capa de valencia para cada uno de los elementos siguientes: a) Zirconio Z= 40 b) Cesio Z=55 c) Germanio Z=32 Indique cálculo de justificación: 37. Determine si los siguientes elementos en su estado fundamental son diamagnéticos o paramagnéticos: a) Be (Z=4) b) B (Z=5) Indique justificación: 38. Escribir la configuración electrónica total de los iones Cl- y Ca2+. ¿Qué tienen en común los dos iones? Indique cálculo de justificación: 39. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados? Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 37 40. Ordenar los siguientes iones por orden creciente de tamaño Rb+, Na+, Cs+, K+, Li+. Indique cálculo de justificación: 41. Ordenar de mayor a menor electronegatividad, los elementos: Ba, Cs, As, Br, Li y K Indique cálculo de justificación: 42. ¿Qué elementos de un periodo dado (fila horizontal) de la tabla periódica pierden electrones con mayor facilidad? ¿Por qué?. Indique cálculo de justificación: 43. Aunque todos los elementos de un periodo dado de la tabla periódica tienen sus átomos de valencia en los mismos tipos de orbitales, el tamaño de los átomos disminuye de izquierda a derecha dentro de un periodo. Explique por qué. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 38 RESPUESTAS 1. Respuesta: 479 kJ/mol 2. Respuesta: 2,8 x 10−19 J 3. Respuesta: 6,91 x 1014 s-1 4. Respuesta: 9,68 x 107 Hz 5. Respuesta: = 6,62 x 10-16 m; = 4,53 x 1023 s-1; 1/ = 1,51 x 1015 cm-1. La radiación es infrarroja. 6. Respuesta: a) 6,0x1014 s-1 E=3,98x10-19 J b) 9,15x107 s-1 E= 6,06x10-26 J 7. Respuesta: 1,22x10-10m 8. Respuesta: 1,4x106 m/s 9. Respuesta: n= 4,2x1016 10. Respuesta: = 1,24 x 1018 s-1; = 2,42 x 10-10 m 11. Respuesta: = 4,34 x 10-7 m 12. Respuesta: 4 1 3 1 2 1 4 2 3 2 4 3 13. Respuesta: = 2,47x10-7m 14. Respuesta: W = 3,47x10-19J Ec = 1,27 x10-19J 15. Respuesta: Sólo el potasio Ec=1,28x10-19 J 16. Respuesta: v = 5,719x105 m/s 17. Respuesta: 1,2 x 10-43 m 18. Respuesta: 7,31 x 1014 s-1 19. Respuesta: 1,64 x 10−18 J 20. Respuesta: n = 2 a n = 3, ya que la energía es la mayor, 3,0 x 10-19 J. 21. Respuesta: n = 5 a n = 6, ya que la energía es la menor, 2,7 x 10-20 J. 22. Respuesta: Transición electrónica E (J) ν (s-1) λ (m) Emisión o Absorción n=5an=1 -2,09 x 10–18 3,15 x 1015 9,52 x 10-8 Emisión –19 14 -7 n=6an=2 -4,84 x 10 7,30 x 10 4,11 x 10 Emisión n=4an=5 4,91 x 10–20 7,40 x 1013 4,10 x 10-6 Absorción Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 39 23. Respuesta: 1,8 x 105 J 24. Respuesta: 1,29 x 1021 J 25. Respuesta: dadas las configuraciones electrónicas: A (Z=4) 1s22s2 B (Z=13) 1s22s22p63s23p1 C (Z=30) 1s22s22p63s23p64s23d10 a) Falso, ya que por las configuraciones electrónicas: A corresponde al segundo período B corresponde al tercer período C corresponde al cuarto período b) Sólo pertenecen al mismo A y C (grupo IIA) 26. Respuesta: a) La notación significa 2 electrones (representados por el exponente) que se encuentran em el tercer nível de energia, n=3, y en el subnivel p que corresponde a l=1 b) La notación signifiva 5 electrones que se encuentran en el cuarto nivel de energía, n=4, y en el subnivel d que corresponde a l=2 27. Respuesta: a) Incorrecta, porque l = 0 ml sólo puede ser 0, orbital s. d) Incorrecta. No existe el número cuántico l = 7 ni ml = 7 28. Respuesta: Correcta la b) representa el orbital 3d Correcta la d) representa el orbital 2p 29. Respuesta: a) (3p5): (3,1,-1,+½); (3,1,0,+½); (3,1,1,+½); (3,1,-1,-½); (3,1,0,-½) b) (3,1,1,+½). c) (3,1,1,-½). 30. Respuesta: Los elementos metálicos pierden eléctrones y forman iones positivos (cátiones); los elementos no metálicos ganan eléctrones y forman iones negativos (aniones) Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 40 31. Respuesta: 32. Respuesta: N3−: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+; Cl−: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+. Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 tiene electrones desapareados en los orbitales 3d. 33. Respuesta: Respuesta: Z = 11: 1s22s22p63s1; Z = 35: 1s22s22p63s23p63d104s24p5; Z = 54: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 a) Z = 11: Grupo IA (Metales alcalinos); Z = 35: Grupo VIIA (Halógenos); Z = 54: Grupo VIIIA (Gases nobles) b) Z = 11: + 1; Z = 35: - 1; Z = 54: 0 c) Z = 11: Metal; Z = 35: No metal; Z = 54: Gas noble 34. Respuesta: a) F < N < Si < Fe < Cs; los átomos de menor tamaño son los del periodo 2 (F y N) siendo el F menor por tener una mayor carga nuclear efectiva sobre los electrones de valencia, por un menor apantallamiento, al tener más e– en la última capa. El Si es del periodo 3 y es por tanto mayor al tener más capas electrónicas. Lo mismo le sucede al Fe del periodo 4 y en mucha mayor medida al Cs del periodo 6. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 41 b) Cs < Fe < Si < N < F; la electronegatividad crece según se sube en la tabla y según se desplaza hacia la derecha dentro de un mismo periodo. Así mientras el Cs es uno de los elementos menos electronegativos, el F es el elemento más electronegativo. c) Cs < Fe < Si < N < F; sigue el mismo orden que la electronegatividad, puesto que en los metales es más sencillo extraer un electrón y más cuanto más alejado se encuentre del núcleo, mientras que los no metales tienen altas energía de ionización y mayores cuanto más a la derecha y más hacia arriba se encuentren en la Tabla Periódica. 35. Respuesta: a) A: 2º período y grupo IVA (Carbono); B: 2º período, grupo VIIA (Flúor); C: 4º período, grupo IA (Potasio); D: 2º período, grupo VIA (Oxígeno). b) Como la energía de ionización decrece con el tamaño, el de menor energía de ionización será el C (K) y el de mayor será el B (F). c) Dado que el tamaño del átomo viene dado fundamentalmente por el número cuántico principal, el mayor será el D (K). Los otros tres pertenecen a un mismo período en el que debido al aumento de carga nuclear efectiva y, por tanto, mayor atracción entre los electrones y el núcleo, a medida que se avanza hacia la derecha en el período disminuirá el radio atómico por lo que el más pequeño será el B (F). 36. Respuesta: a) [Kr]5s24d2 b) [Xe]6s1 c) [Ar]4s23d104p2 37. Respuesta: El berílio es diamagnético porque todos sus eléctrones están apareados; el boro es paramagnético por tener um eléctron desapareado en el orbital 2p. 38. Respuesta: Cl-: 1s22s22p63s23p6 Ca2+: 1s22s22p63s23p6 Los dos iones son isoelectrónicos, es decir, tienen el mismo número de electrones. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 42 39. Respuesta: N3: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+; Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+. Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 tiene electrones desapareados en los orbitales 3d. 40. Respuesta: Cuando nos movemos verticalmente de arriba hacia abajo, en una columna de la tabla periódica, los tamaños iónicos aumentan debido al aumento en el número cuántico principal de los eléctrones más externos los cuales ocupan orbitales cuyas nubes electrónicas están sucesivamente más apartadas de los núcleos. Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+ 41. Respuesta: De entre los elementos citados, los situados más a la derecha y, por tanto, los más electronegativos son el As y Br. De entre ellos el Br tiene un valor mayor. El Cs es el que más se acerca al ángulo inferior izquierdo y ha de ser el menos electronegativo, El Li será más electronegativo que el K, ya que éste se encuentra por debajo de aquel dentro del mismo grupo. El K y el Ba tendrán valores casi iguales, ya que si el K está por encima del Ba, éste se encuentra más a la derecha. Br>As>Li>Ba>K>Cs 42. Respuesta: Los elementos a la izquierda de un período pierden eléctrones con más facilidad; a la izquierda de un período la carga nuclear es menor y los eléctrones están unidos con menos fuerzas. 43. Respuesta: La carga nuclear aumenta de izquierda a derecha dentro de un período Manteniendo unidos a los electrones de valencia con mayor fuerza. DATOS IMPORTANTES: h = 6,63 x 10-34 J.s; c = 3,00 x 108 m/s; 1 nm = 1 x 10-9m; RH = 2,18 x 10-18 J; 1 eV = 1,6 x 10-19 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 43 GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 2 ENLACE, GEOMETRÍA MOLECULAR E INTERACCIONES INTERMOLECULARES Objetivos específicos de la Unidad 3 1. Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto. 2. Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas iónicas. 3. Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples. 4. Polaridad de los enlaces y electronegatividad. 5. Geometría molecular 6. Polaridad Molecular 7. Interacciones Intermoleculares: interacciones iónicas, dipolo-dipolo, dipolo inducido – dipolo inducido, uniones por puente de hidrógeno. 8. Relación entre tipo de enlace y propiedades físicas. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 8 y 9. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 7 y 8. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 44 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. a) Escriba la estructura de Lewis del ión perclorato, ClO4 b) Calcule las cargas formales c) ¿Cuál es la estructura más razonable de acuerdo a las cargas formales que presenta? Desarrollo: a) Como sabemos: El O tiene Z = 8, por lo cual su configuración electrónica es: 1s22s22p4 y los electrones del último nivel o los de valencia serán 6; El Cl tiene Z = 17, por lo cual su configuración electrónica es: 1s22s22p63s23p5 y los electrones del último nivel o los de valencia serán 7, además la estructura tiene un electrón más. Por lo tanto, los electrones de valencia totales de la estructura del perclorato, ClO 4-, será: (O) 6 x 4 + (Cl) 7 x 1 + 1 electrón más = 32 electrones, lo que esta de acuerdo a la siguiente estructura de Lewis: b) C arg a Formal de número total de Número Número total 1 un átomo en una electrones de valencia de electrones de electrones 2 estructura de Lew is en el átomo libre no enlazados de enlace CF (Cl) = 7 - 0 - 8/2 = +3 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (4) Desde un punto de vista electrostático, los sistemas que presentan una gran separación de cargas eléctricas son poco estables. En general, por tanto, se prefieren estructuras de Lewis en las que los átomos tengan cargas formales 0 o a lo sumo ± 1. Por tanto esta estructura será poco probable. c) Al adecuarla para llegar a distribuciones electrónicas más razonables de la estructura se debe considerar: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 45 i) El Cl pertenece al 3er periodo y por tanto puede ampliar el octeto, por lo tanto, puede alojar más de 8 electrones. Uno de los átomos de O periféricos puede ceder un par de electrones, que contribuyen a un doble enlace: Podemos recalcular las cargas formales: CF (Cl) = 7 – 0 - 10/2 = +2 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (3) CF (O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 ii) Esta distribución electrónica todavía presenta una elevada separación de cargas y por tanto cabe esperar que sea poco estable. El proceso de ceder electrones desde los O periféricos hacia el Cl para formar nuevos enlaces puede continuar: Carga Formal de estructura III: CF(Cl) = 7 – 0 - 12/2 = +1 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2) CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (2) Carga Formal de estructura IV: CF(Cl) = 7 – 0 -14/2 = 0 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (3) Carga Formal de estructura V: CF(Cl) = 7 – 0 - 16/2 = -1 CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (4) iii) Las estructuras (III), (IV) y (V) son correctas desde el punto de vista de una distribución electrónica adecuada. La decisión sobre cual es la más Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 46 representativa no es fácil. Podemos recurrir al siguiente argumento electrostático: en una esfera conductora, las cargas eléctricas se sitúan en la superficie. Según este argumento aquella distribución que coloque las cargas formales negativa sobre los átomos periféricos (la número IV) podemos pensar que será la más estable. iv) No se puede olvidar que cada una de las estructuras anteriormente descritas (II), (III), (IV) y (V) presentan estructuras resonantes. Por ejemplo, para la (IV) tenemos las estructuras siguientes: 2. Indicar la polarización de los enlaces en la molécula de metano, CH4, mediante el uso de flechas que indique el desplazamiento de la densidad electrónica. El enlace carbono – hidrógeno está polarizado, con una densidad de carga negativa sobre el átomo de carbono y una densidad de carga positiva sobre el átomo de hidrógeno, debido a la diferencia entre la electronegatividad del carbono e hidrógeno. La electronegatividad del C es 2,5 y la del H es 2,1; la diferencia es 0,4. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 47 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números atómicos son 11, 13 y 16. b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor carácter metálico. c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento? Indique justificación: 2. Dados los elementos A, B, y C de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente: a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos. b) Determine el grupo y período a los que pertenecen. c) Indique cual es el más electronegativo. Indique justificación: 3. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos. Indique justificación: 4. Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las afirmaciones siguientes: a) El cloruro de sodio es soluble en agua. b) El hierro es conductor de la electricidad. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 48 5. Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas: a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO3)2 . c) Una disolución de Cu(NO3)2 . Indique justificación: 6. Defina los conceptos, de los valores y estructura para los elementos siguientes: Mg (Z = 12), Cl (Z = 17), Al (Z = 13) y O (Z = 8). a) Capa de Valencia b) Electrones de Valencia c) Valencia d) Estructura de Lewis Indique justificación: 7. A partir de las configuraciones electrónicas de los átomos correspondientes, de las estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO2- y NO3-. Indique justificación: 8. Escribir las fórmulas de Lewis para las moléculas: Cloruro de sodio, NaCl; catión amonio, NH4 + y Amoníaco, NH3. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 49 9. a) Escriba las estructuras contribuyentes del ion SCN-. b) ¿Cuál de ellas es más estable y porqué? Indique justificación: 10. a) Escriba la estructura de Lewis del ión nitrato, NO3- b) Calcule las cargas formales c) ¿Presenta estructuras resonantes, si es afirmativo, escriba los híbridos resonantes del ión? Indique justificación: 11. a) Escriba la estructura de Lewis y, b) Calcule la carga formal de las moléculas siguientes: i) PCl3; ii) ICl4-; iii) ClF3; iv) OSF4 Indique justificación: 12. Indicar la polarización de los enlaces en H2O, SO y IBr mediante el uso de flechas que señalen el desplazamiento de la densidad electrónica. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 50 13. Indique si las siguientes propiedades del amoníaco son ciertas o falsas, razonando la respuesta en cada caso: a) Es mal disolvente de compuestos iónicos. b) La molécula de amoníaco es polar. Indique justificación: 14. Responda de modo razonado a las siguientes preguntas: a) ¿Qué compuesto será más soluble en agua: óxido de calcio o yoduro de cesio? b) ¿Quién tendrá un punto de fusión más elevado: Bromuro de potasio o fluoruro de sodio? c) Justifique por qué, en condiciones estándar, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas. Indique justificación: 15. Para la molécula de BF3 indique: a) Geometría molecular b) Polaridad de la molécula Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 51 16. ¿Qué clases de fuerzas intermoleculares existen entre las moléculas de los pares siguientes? a) Amoníaco y agua. b) Dióxido de carbono y cloruro de telurio (IV). c) Nitrógeno gaseoso y bromuro de fósforo (V). d) Ion carbonato y ozono. Indique justificación: 17. Con base en la geometría molecular y los tipos de enlace, determine cuáles de las moléculas siguientes son polares: NH3, CH4, H2O, CH2Cl2, CCl4, CaCl2 Indique justificación: 18. Explicar en términos de fuerzas intermoleculares por qué: a) El HF tiene mayor temperatura de ebullición que el HBr. b) Las moléculas simétricas suelen hervir a temperaturas más bajas que las no simétricas de masa molar similar. c) Un cubito de hielo flota en un vaso de H2O. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 52 19. Para las siguientes moléculas PbO32–; XeCl5+ y XeCl2, determine: a) La estructura de Lewis b) La geometría molecular del átomo central. Indique justificación: 20. Con base en la molécula hipotética siguiente: Determine la geometría molecular con respecto a los átomos de C, Si, Te, Cl y N. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 53 21. Señale seis propiedades que son afectadas por las interacciones intermoleculares y cinco factores que influyen en las fuerzas intermoleculares Indique justificación: 22. Clasifique las siguientes fuerzas intermoleculares atractivas en términos de fuerzas ión- dipolo o fuerzas entre moléculas covalentes: a) dipolo-dipolo b) ión-dipolo permanente c) dipolo-dipolo inducido d) ión-dipolo permanente e) dispersión o fuerzas de London f ) puente de hidrógeno Indique justificación: 23. Señale el tipo de interacciones intermoleculares que presentan cada uno de los pares de moléculas que se indican a continuación a) NaCl en H20 b) K+ en SF6 c) ¿Cómo se ve influenciada la solubilidad en cada par de moléculas? Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 54 24. En la siguiente tabla se listan moléculas orgánicas que presentan masas molares similares con sus respectivos valores de momento dipolar Molécula orgánica Masa Molar (g/mol) Momento dipolar µ (Debye) Propano 44 0,1 Dietil éter 46 1,3 Acetaldehído 44 2,7 Acetonitrilo 41 3,9 a) Dibuje las estructuras de Lewis para cada molécula y señale que tipo de interacciones intermoleculares presenta cada una de ellas b) ¿Cuál molécula presenta la mayor fuerza de atracción? c) Ordene las moléculas desde mayor a menor punto de ebullición? Indique justificación: 25. Explique qué tipo de interacciones moleculares permiten que sea posible licuar el N2 y el O2. Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 55 26. En la siguiente tabla se listan los puntos de fusión y de ebullición de los gases nobles, en términos de interacciones intermoleculares explique las diferencias en estas propiedades Gas noble Punto de fusión °C Punto de Ebullición °C He -270 -269 Ne -249 -246 Ar -189 -186 Kr -159 -153 Xe -112 -108 Indique justificación: 27. En la siguiente tabla se listan los puntos de fusión y de ebullición de los halogenos, en términos de interacciones intermoleculares explique las diferencias encontradas en estas dos propiedades Halógeno Punto de Fusión °C Punto de Ebullición °C F2 -220 -188 Cl2 -101 -34 Br2 -7 59 I2 114 184 Indique justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 56 28. En el siguiente gráfico de temperatura de ebullición versus período, para diferentes hidruros moleculares Variación de los puntos de ebullición de hidruros moleculares Al respecto: a) ¿Qué especie se encuentra en estado gaseoso a temperatura ambiente? b) ¿Qué tipo de interacciones están presentes en estas moléculas? c) ¿Por qué los compuestos formados por los elementos del grupo VI presentan mayor punto de ebullición que los compuestos formados por los elementos del grupo VII? d) En el caso de hidruros formados por los átomos de N, O y F presentan anomalías con respecto a los puntos de ebullición. ¿Qué tipos de interacciones producen esta anomalía?. Indique justificación: 29. Identifique los iones presentes en: a) KHCO3 b) (NH4)2Cr2O7 30. ¿Cuáles de los siguientes átomos, I, Fe y Ag formarán iones con carga, +3, -1 y +1? Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 57 31. ¿Cuál es la fórmula correcta para un compuesto iónico que contenga iones: a) Aluminio y carbonato b) Magnesio y fluoruro c) Sulfato y cromo (III) 32. Cuál es la carga del ion plomo y el ión cobre en la especies: PbS2 y Cu2O? 33. ¿Cuál es la fórmula correcta para el óxido del cobalto (III)? 34. ¿Cuál es la fórmula correcta para el cloruro de cobre (II)? 35. ¿Cuál es el nombre correcto para el NH4ClO4? 36. Complete la siguiente tabla: Nombre Fórmula Catión Anión + Acido fluorhídrico H F- H2S NaOH Oxido clórico K+ ClO4- Hidróxido cuproso K2CrO4 4+ 4-2 NH SO Fosfato monoácido de calcio - K+ IO3 Ni2(SO4)3 Ácido sulfúrico CuS -2 Fe+3 SO4 - Acido perclórico HClO4 H+ ClO4 Permanganato de Potasio Na+ CN- Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 58 RESPUESTAS 1. Respuesta: a) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 b) El elemento de mayor carácter metálico es el Na, porque tiene una gran tendencia a perder el electrón que tiene en su último nivel, para alcanzar la configuración estable del gas noble del período anterior. c) Na: grupo I A, período 3; Al: grupo III A, período 3; S: grupo VI A, período 3. 2. Respuesta: a) A: 1s2 2s2 2p5 B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5 b) A: grupo VII A, período 2; B: grupo I A, período 4; C: grupo VII A, período 4. c) La tendencia es mayor en A que en C, porque es más pequeño y el núcleo atrae con mayor fuerza al electrón que necesita captar. 3. Respuesta: CaF2: Iónico, Diferencia de Electronegatividad (EN ) = 3; CO2: covalente, EN = 1 y H2O covalente, EN = 1,4. 4. Respuesta: a) Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua. b) Las sustancias metálicas conducen la corriente eléctrica gracias a la movilidad de la nube de electrones. 5. Respuesta: a) Conduce la corriente eléctrica en estado sólido y fundido gracias a la movilidad de la nube electrónica. b) No conduce la corriente eléctrica porque los iones están ocupando posiciones fijas y no tienen libertad de movimiento. c) Al disolverse el cristal, los iones tienen libertad de movimiento y pueden conducir la corriente eléctrica. 6. Respuesta: a) Representación del último nivel de energía de la configuración electrónica de un elemento. b) Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia. c) Número de electrones encontrados en el nivel más externo de un átomo (último nivel de energía). (Tabla Nº 1). Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 59 Este valor representa por lo tanto, la capacidad de un átomo individual para combinarse con otros átomos. El valor expresa el número de electrones que un átomo puede dar a o aceptar de otro átomo. (Tabla Nº 1). d) Estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo del elemento con los electrones de valencia alrededor del símbolo, empleando puntos o asteriscos. (Tabla Nº 2). Tabla Nº1 Elemento Capa de Electrones Valencia Valencia de Valencia Mg 3s2 2 +2 Cl 3s2 3p5 7 -1 Al 3s2 3p1 3 +3 O 2s2 2p4 6 -2 Tabla Nº2 7. Respuestas: N: 1s2 2s2 2p3 O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 60 8. Respuesta: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 61 9. Respuesta: a) b) La estructura (III) es la más inestable puesto que representa la molécula con una gran separación de cargas formales. Las estructuras de más peso en el híbrido de resonancia serán la (I) y (II). De entre ellas podemos decir que la que contribuirá de forma más eficaz es la (II) puesto que sitúa la carga formal -1 sobre el átomo más electronegativo mientras que la (I) lo sitúa sobre el S. Por tanto el peso relativo de cada una de estas estructuras en el híbrido de resonancia sería el siguiente: (II) > (I) >>> (III). 10. Respuesta: a) b) las cargas formales: CF(N) = 5 – 0 - 8/2 = 1; CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (1) CF (O’) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2) c) Si presenta resonancia. En este caso podemos imaginar 3 estructuras resonantes: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 62 11. Respuesta: i) a) b) CF (P) = 5 - 2 - 6/2 = 0 CF (F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3) ii) a) b) CF (I) = 7 – 4 - 8/2 = -1 CF (Cl) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (3) iii) a) b) CF(Cl) = 7 - 4 - 6/2 = 0 CF(F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3) iv) a) b) Como átomo central colocamos al S. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 63 CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 CF(S) = 6 – 0 -10/2 = 1 CF (F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4) Aunque en este caso hay otra distribución posible que no sitúa cargas formales sobre ningún átomo y que por lo anteriormente expuesto será la más probable: y las cargas formales son: CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 CF(S) = 6 – 0 - 12/2 = 0 CF(F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4) 12. Respuesta: H2O: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. H = 2,1); diferencia 1,4. SO: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. S = 2,5); la diferencia es 1. IBr: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de bromo, (E.N. Br = 2,8); (E.N. I = 2,5); la diferencia es 0,3. 13. Respuesta: a) y b) Para que un disolvente sea adecuado para los compuestos iónicos, debe tener sus moléculas polarizadas. Si tenemos en cuenta las electronegatividades del N (3,0) y del H (2,1) sus enlaces estarán polarizados con un exceso de carga más cerca del N que del H; de esa forma, y dado que, además el N tiene un par de electrones desapareados, la molécula en su conjunto presentará una cierta carga negativa en el vértice del tetraedro, y un exceso de carga positiva en la Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 64 cara tetraédrica en la que se sitúan los H, por ello, sí disolverá a los compuestos iónicos, aunque menos que el agua. 14. Respuesta: a) La proporción de carácter iónico en un enlace entre dos átomos es tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividades entre los átomos enlazados, y sabemos que esta propiedad aumenta en la Tabla periódica de abajo a arriba en los grupos, y de izquierda a derecha en las periodos. La solubilidad en agua es una propiedad que es mucho más notable cuanto mayor sea el carácter iónico del enlace. En este caso el yoduro de Cesio tiene una proporción de carácter iónico mayor que el óxido de calcio, por lo que será más soluble en agua. b) El punto o temperatura de fusión de un determinado compuesto es tanto mayor cuanto mayor sea el carácter iónico del enlace que los une. En el caso de los dos compuestos que nos dan, la mayor diferencia de electronegatividades se da en el caso del Fluoruro de sodio, por lo que será éste el que tiene un punto de fusión más elevado. c) En los dos compuestos que nos dan, el enlace intermolecular, de tipo puente de hidrógeno, estará más polarizado en el caso del enlace O H que en el S H, ya que la diferencia de electronegatividades entre O e H es mayor que en el caso del S y el H. Debido a ello, aparecen enlaces intermoleculares por puente de hidrógeno entre un átomo de O de una molécula de agua y un H de una molécula vecina, mientras que este enlace por puente de hidrógeno no aparece en el caso del H2S. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 65 Como consecuencia de ello, las “agrupaciones moleculares” en el caso del agua son mayores que en el sulfuro de hidrógeno debido a la existencia de enlaces por puente de Hidrógeno, lo que hacen que el estado físico del agua sea líquido, mientras que el sulfuro de hidrógeno es un gas en condiciones estándar. 15. Respuesta: a) En este caso estamos ante una excepción a la regla del octeto. El boro tiene 3 pares de electrones compartidos. La forma de disponer esos tres pares de electrones lo mas lejos posible es hacia los vértices de un triangulo equilátero. Las tres uniones quedan en un plano. Esa geometría se denomina PLANA TRIGONAL y los ángulos entre los enlaces son de 120º. b) Los tres momentos dipolares de las uniones boro – flúor son iguales en módulo, pero al estar dispuestos en el espacio en forma simétrica (existe un centro de simetría), su suma es igual a cero. Es una molécula NO POLAR. 16. Respuesta: a) Dipolo-dipolo y puentes de hidrógeno b) Dipolo-dipolo inducido c) Dipolo-dipolo inducido d) Ion-dipolo inducido 17. Respuesta: NH3, H2O, CH2Cl2 18. Respuesta: a) El F forma puentes de hidrógeno (pequeño tamaño y alta electronegatividad). b) Las moléculas no simétricas que son polares tienen la capacidad de establecer interacciones intermoleculares de tipo dipolo-dipolo que son más fuertes que las de dispersión que presentan las moléculas simétricas, ya que son apolares. c) La densidad del agua en estado sólido es menor que en estado líquido, debido a que al estar sus moléculas más ordenadas producto de su cercanía, esto facilita que se intensifiquen las interacciones intermoleculares. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 66 19. Respuesta: a) b) Plana trigonal; Piramidal cuadrada y Lineal. 20. Respuesta C: Plana trigonal Si: Tetraédrica Te: Angular Cl: Piramidal trigonal N: Piramidal trigonal 21. Respuesta Punto de fusión, punto de ebullición, presión de vapor, solubilidad, densidad, viscosidad. Distribución de la densidad electrónica, electronegatividad de los átomos, forma de las moléculas, tamaño de las moléculas 22. Respuesta a) fuerza entre moléculas covalentes b) fuerza entre iones y dipolos (covalentes) c) fuerza entre moléculas covalentes d) fuerza entre iones y dipolos (covalentes) e) fuerza entre moléculas covalentes f) fuerza entre moléculas covalentes 23. Respuesta a) íon – dipolo permanente b) íon – dipolo inducido c) la solubilidad de NaCl em H2O ES mayor debido a que la molécula de água presenta momento dipolar distinto de cero a diferencia del SF6 que presenta momento dipolar resultante 0 d) Depende exclusivamente del tipo de solvente, em solvente polar el isómero Cis mayor solubilidad, en solvente apokar isómero Trans mayor solubilidad. 24. Respuesta a) el compuesto que presenta mayor fuerza de atracción es el que presenta mayor polaridad, por lo tanto el acetonitrilo presenta mayor fuerza de atracción c) mayor polaridad, mayor fuerza de atracción, mayor punto de ebullición, esto implica que el orden de mayor a menor punto de ebullición es el siguiente: Acetonitrilo, acetaldehído, dietil éter, propano 25. Respuesta Debido a interacciones de tipo London Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 67 26. Respuesta Interacciones de tipo London, a mayor Masa Molar, mayor es la fuerza de atracción y mayor será el punto de fusión y de ebullición en moléculas similares 27. Respuesta Se deben a interacciones de tipo London. Son atracciones que se dan entre cualquier tipo de moléculas debido a los dipolos instantáneos que se forman producidos por las fluctuaciones en la densidad electrónica que rodea a los átomos. Las fuerzas de London dependen de la forma de la molécula. Para moléculas de forma semejante, crecen con la masa molecular y con la polarizabilidad ya que esos dos factores facilitan la fluctuación de los electrones 28. Respuesta a) agua b) en La mayoría de estos compuestos existen interacciones del tipo dipolo-dipolo, pero en el caso de las moléculas formadas por elementos del período 2 (N, O y F) además presentan interacciones por puente de hidrogeno c) se deben a que estas moléculas presentan interacciones de puente de hidrógeno 29. Respuesta: a) K+ y HCO 3- b) NH4+ y Cr2O72- Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 68 30. Respuesta: +3: Fe -1: I +1: Ag 31. Respuesta: a) Al2(CO3)3 b) MgF2 c) Cr2(SO4)3 32. Respuesta: PbS2: +4 y Cu2O: +1 33. Respuesta: Co2O3 34. Respuesta: CuCl2 35. Respuesta: Perclorato de amonio 36. Respuesta: Nombre Fórmula Catión Anión Acido Fluorhídrico HF H+ F- Acido sulfhídrico H2S H+ S-2 Hidróxido de sodio NaOH Na+ OH- Oxido Clórico Cl2O5 No ioniza No ioniza + - Perclorato de Potasio KClO4 K ClO4 Hidróxido Cúproso CuOH Cu+ OH- Cromato de potasio K2CrO4 K+ CrO 4-2 Sulfato de amonio (NH4) 2SO4 NH 4+ SO4-2 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 69 Fosfato monoácido de calcio Ca (HPO4) Ca+2 HPO 4-2 Yodato de potasio K IO3 K+ IO 3- Sulfato de níquel (III) Ni2(SO4)3 Ni+3 SO 4-2 Acido sulfúrico H2SO4 H+ SO4- Sulfuro cuproso CuS Cu+2 S-2 Sulfato Férrico Fe2(SO4)3 Fe+3 SO 4-2 Acido perclórico HClO4 H+ 4ClO - - Permanganato de Potasio KMnO4 K+ MnO4 Cianuro de sodio NaCN Na+ CN- Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 70 GUIA Nº 5 UNIDAD Nº 3 – PARTE A ESTEQUIOMETRÍA Objetivos específicos de la Unidad 3A 1. Ecuaciones químicas: Escritura y balanceo de ecuaciones 2. Pesos atómicos y moleculares. Escala de masas atómicas 3. El mol y número de Avogadro 4. Masas molares. Fórmulas moleculares y empíricas 5. Cálculos con fórmulas químicas y ecuaciones 6. Reactivo limitante, rendimiento de una reacción. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 3. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 3. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 71 Facultad de Ecología y Recursos Naturales. EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. . El índigo, el colorante azul de los pantalones vaqueros, tiene una composición porcentual, en masa de, 73,27% de carbono, 3,84% de hidrógeno, 10,68% de nitrógeno y el resto de oxígeno. (a) Determine la fórmula empírica del compuesto (b) Sabiendo que en 20mg de índigo hay aproximadamente 4,59×1019 moléculas. Determinar la fórmula molecular del compuesto. DATOS: Masas atómicas: C = 12,01g/mol; H= 1,01g/mol; N= 14,01g/mol; O= 16,00g/mol Respuesta: (a) En base a un total de 100g de muestra C = 73,27g x 1mol = 6,101moles 12,01g H = 3,84g x 1mol = 3,80 moles 1,01g N = 10,68g x 1mol = 0,7623moles 14,01g O = 12,21g x 1mol = 0,7631moles 16,00g C 6,101 / 0,7623 H 3,80 / 0,7623 N 0,7623 / 0,7623 O 0,7631 / 0,7623 C8 H5 N1 O1 = C8H5NO (respuesta a) F. Empírica (b) 20 x10-3g x 6,02 x 1023 molec = 262,3 g/mol (masa F. molecular) 4,59 x1019 molec 1mol Masa F.molecular = 262,3g = 2 Por lo tanto FM= FE x 2 = C16H10N2O2 Masa F.empírica 131,14g Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 72 2. En la reacción de obtención de fosfina, a partir de fosfuro de calcio, en presencia de agua, según la siguiente ecuación no balanceada: Se hacen reaccionar 461 g de fosfuro de calcio, Ca 3 P2, en presencia de 360 g de agua. Según estos datos, calcule: a) La masa de fosfina, PH3, obtenida. b) La cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, obtenida. c) Si el rendimiento de la reacción es de 72%, calcule la masa de fosfina, PH3, realmente obtenida. a) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, obtenida: . Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación química es balancear la ecuación. La ecuación correctamente balanceada es: Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masas molares de reactantes y productos involucrados en la reacción. Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre son datos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes de cualquier cálculo estequiométrico. Masa molar fosfuro de calcio, Ca3P2 = 182 g/mol Masa molar agua, H2O = 18 g/mol Masa molar fosfina, PH3 = 34 g/mol Masa molar hidróxido de calcio, Ca(OH)2 = 74 g/mol Ahora determinaremos el reactivo limitante de la reacción. Para este efecto, vamos a calcular la cantidad de materia, moles, de cada reactante involucrado en la reacción usando el factor unitario adecuado en base a la masa molar del compuesto: 1 mol n Ca 3P2 461 g x 182 g n Ca3P2 = 2,53 mol Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 73 Análogamente para el agua: Según, los coeficientes estequiométricos de la reacción, nos indican que: 6 mol H2 O nH2 O 2,53 mol Ca 3P2 x 1 mol Ca 3P2 n H2O= 15,2 moles Inicialmente se tienen 20 moles de agua y solamente reaccionan 15,2 moles para consumir los 2,53 moles de fosfuro de calcio disponible. Luego, el limitante de la reacción es el fosfuro de calcio. Por lo tanto, el fosfuro de calcio será nuestra base de cálculo. Ahora hay que calcular la masa de fosfina, PH3, obtenida: Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemos decir que: 2 mol PH 3 n PH 3 2,53 mol Ca 3P2 x 1 mol Ca 3P2 n PH3 = 5,06 mol La masa teórica de la fosfina: 34 g m PH 3 5,06 mol Ca 3P2 x 1 mol m PH3 = 172 g La cantidad de fosfina obtenida es 172 g, si la reacción tuviese un 100% de rendimiento. Por esta razón, se llama rendimiento teórico. . b) Cálculo de la cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, obtenida. El primer paso a seguir es calcular la cantidad de materia teórica de hidróxido de calcio. Para lograr este objetivo debemos considerar los coeficientes estequiométricos de la reacción. 3 mol Ca (OH) 2 n Ca(OH) 2 2,53 mol Ca 3P2 x 1 mol Ca 3P2 n Ca(OH) 2 = 7,59 mol Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 74 La cantidad de hidróxido de calcio, Ca(OH) 2, obtenida si hubiese un 100 % de reacción es 7,59 mol. c) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, realmente obtenida, si el rendimiento de la reacción es de 72 %. Rendimiento en porcentaje, se puede expresar de la siguiente manera: Para nuestro caso, Recordemos que la cantidad de fosfina obtenida es 172 g. Entonces: 72 m PH3 172 g x 100 m PH3 = 124 g La masa de fosfina obtenida, PH3, para un rendimiento del 72 % es 124 g. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 75 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Determine las masas molares de estos compuestos: a) KBr b) Na2SO4 c) Pb(NO3)2 d) C2H5OH e) HC2H3O2 f) Fe3O4 g) C12H22O11 h) Al2(SO4)3 i) Mn2O3 j) Mg3N2 k) C3H5(NO3)3 l) Cu(NO3)2 m) Al2(SO4)3 2. La densidad del hierro es 7,87 g/cm3. Calcule el número de los átomos del hierro presentes en un cubo que tenga un borde de 3,00 centímetros. Indique cálculo de justificación: 3. ¿Cuántos gramos hay en 0,50 mol de sulfuro del hierro (II)? Indique cálculo de justificación: 4. El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 76 5. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2,709 x 1024 moléculas de Na2S y a cuántos moles de sodio? Indique cálculo de justificación: 6. Determinar la composición porcentual de las siguientes gemas: a) esmeralda: Be3Al2Si6O18 b) turquesa: Al2(OH)3PO4 . H2O Indique cálculo de justificación: 7. La hemoglobina, una proteína que se encuentra en los eritrocitos transporta el O2 de los pulmones hasta las células de los tejidos. El hierro (como ión Fe2+) es el 0,33% de la masa de la hemoglobina. Si la masa molar de la hemoglobina es 6,8 x 104 g/mol. ¿Cuántos mol de iones Fe2+ hay en un mol de la molécula? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 77 8. Determinar la fórmula empírica de los minerales que tienen la siguiente composición: a) Na 12,1%; Al 14,19%; Si 22,14%; O 42,09%; H2O 9,48%. b) ZnSO4 56,14%; H2O 43,86% Indique cálculo de justificación: 9. Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en corriente de aire y dio 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto sólo contenía C,H y O: a) ¿Cuál es su fórmula empírica? b) Si su masa molar determinada experimentalmente es 60 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular? Indique cálculo de justificación: 10. El análisis de una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) cuya masa es 1,274 g dio la siguiente composición: C 0,521 g; H 0,058 g y el resto es oxígeno. Determinar la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176g/mol. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 78 11. Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico (compuesto utilizado en los cosméticos con filtros solares) se quemó en corriente de oxígeno y se obtuvo 17,1 g de CO2, 3,50 g de H2O y 0,777 g de N2. El compuesto contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno contenía la muestra? b) ¿Qué masa de C, H y N contenía la muestra? c) Basado en la masa de la muestra original, ¿qué masa de oxígeno contenía la muestra? d) ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido p-aminobenzoico? Indique cálculo de justificación: 12. Una muestra de 0,25 g de un compuesto orgánico que contiene C, H, O y N se quemó, obteniéndose 0,6151g de CO2, 0,1628 g de H2O y 0,0378 g de NO2. ¿Cuál es la fórmula mínima del compuesto? Indique cálculo de justificación: 13. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas: a) Fe + O2 FeO ___ ___ ___ b) Fe + O2 Fe2O3 ___ ___ ___ c) Cu + O2 Cu2O ___ ___ ___ d) S + O2 SO2 ___ ___ ___ e) Cl2 + O2 Cl2O5 ___ ___ ___ f) Mn + O2 MnO3 ___ ___ ___ g) ___ I2 + ___ O2 ___ I2O7 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 79 h) FeO + H2O Fe(OH)2 ___ ___ ___ i) Fe2O3 + H2O Fe(OH)3 ___ ___ ___ j) Li2O + H2O LiOH ___ ___ ___ k) Cl2O + H2O HClO ___ ___ ___ l) Cl2O3 + H2O HClO2 ___ ___ ___ ll) Cl2O5 + H2O HClO3 ___ ___ ___ m) Cl2O7 + H2O HClO4 ___ ___ ___ n) SO2 + H2O H2SO3 ___ ___ ___ o) SO3 + H2O H2SO4 ___ ___ ___ p) HClO3 + NaOH NaClO3 + H2O ___ ___ ___ ___ q) HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O ___ ___ ___ ___ r) H2CO3 + NaOH Na2CO3 + H2O ___ ___ ___ ___ 14. El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico según la reacción (no balanceada) Na2CO3(s) + HCl (aq) → NaCl (aq) + CO2(g) + H2O (l) ¿Qué masa de CO2 se produce a partir de la reacción de 2,94 g de Na2CO3 con un exceso de HCl? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 80 15. Bajo ciertas condiciones la reacción de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno tiene un rendimiento de 38.2%. ¿Cuántos gramos de NH3 deben reaccionar con un exceso de oxígeno para producir 17,5 g de NO? 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) Indique cálculo de justificación: 16. El trióxido de azufre se obtiene de la reacción del dióxido de azufre y oxígeno. ¿Cuántos gramos de SO3 pueden producirse de la reacción de 3,00 g SO2 con 2,02 g de O2? Indique cálculo de justificación: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) 17. El magnesio reacciona con el yodo gaseoso a altas temperaturas para producir yoduro de magnesio. ¿Qué masa de MgI2 puede ser producida a partir de la reacción de 4,44 g Mg y 13,4 de I2? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 81 18. La reacción de 10,0 H2(g) con 10,0 g de O2(g) dan 8,43 g de H2O(g). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de de esta reacción? Indique cálculo de justificación: 19. El vidrio común se obtiene fundiendo en hornos una mezcla molida de arena de cuarzo (SiO2), carbonato de sodio (Na2CO3) y carbonato de calcio (CaCO3) a 1500 - 1600°C: Na2CO3 Na2O + CO2 (g) calor CaCO3 CaO + CO2 (g) El Na2O y el CaO reaccionan con el SiO2 obteniéndose: calor Na2O . CaO . 6SiO2 Na2O + CaO + 6SiO2 v idrio Calcular cuántos gramos de SiO2, Na2CO3 y CaCO3 se necesitan para obtener 1 kg de vidrio. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 82 20. Una muestra de 10,50 g de una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y sulfato de calcio se calentó para descomponer el carbonato, de acuerdo a la ecuación siguiente: CaCO3 CaO + CO2 El CO2 gaseoso escapó y el CaSO4 no se descompone por el calentamiento. La masa final de la muestra es 7,64 g ¿Qué porcentaje de la mezcla original es CaCO3? Indique cálculo de justificación: 21. Hay dos minerales de cobre: CuFeS2 y CuSiO x 2H2O de los cuales se puede obtener cobre según las siguientes reacciones: 2 CuFeS2 + 5 O2 2Cu + 2 FeO + 4SO2 2(CuSiO3 x 2H2O) 2Cu + 2SiO + O2 + 4 H2O a) ¿Cuál de los dos minerales p roduce más cobre por kg de mineral? b) Si el O2 generado en la segunda reacción se usa como reactante en la primera reacción ¿Cuánto cobre total se obtendrá a partir de 1 kg de CuSiO3 x 2H2O con suficiente CuFeS2? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 83 22. La ecuación para la reacción de obtención de fósforo en un horno eléctrico es: Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + CO + P4 Determinar: a) Los coeficientes estequiométricos de la ecuación planteada. b) Los gramos de fósforo (P4) obtenidos por cada gramo de Ca3(PO4)2 utilizados. c) Los gramos de SiO2 y C que se necesitan por cada mol de Ca3(PO4)2 utilizados. Indique cálculo de justificación: 23. El fluoruro de hidrógeno se fabrica para la producción de freones, según la siguiente reacción (no balanceada): CaF2 (s) + H2SO4 (ac) → CaSO4 (s) + HF (g) Si reaccionan 1 kg de fluorita de 70% de pureza en fluoruro de calcio, con 2 litros de solución de ácido sulfúrico al 50% en masa de densidad 1,5 g/mL, calcular: a) el reactivo limitante b) el reactivo en exceso y qué cantidad queda sin reaccionar c) la masa de fluoruro de hidrógeno formado d) el número de moles de la sal que se obtiene como producto. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 84 24. El superfosfato Ca(H2PO4)2, es un fertilizante producido por la acción de un concentrado de ácido sulfúrico en polvo de roca fosfática, puede obtenerse industrialmente en base a la siguiente reacción: Ca3(PO4)2 + H2SO4 Ca(H2PO4)2 + CaSO4 a) Calcular las toneladas de superfosfato obtenidos por cada tonelada de fosfato de calcio si el rendimiento es de 85%. b) ¿Cuántos kilos de ácido sulfúrico reaccionan con 1 kg de fosfato de calcio?. c) ¿Cuál es el % de fósforo en el superfosfato? Indique cálculo de justificación: 25. ¿Qué cantidad de pirita (FeS2, MM=120g/mol) de 75% de pureza se necesita para obtener 1,00 Kg de ácido sulfúrico, por el método siguiente: a) 4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2 b) SO2 +NO2 + H2O NO + H2SO4 Indique cálculo de justificación: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 85 26. Una de las reacciones que ocurre en un alto horno, para la obtención de Fe, es: Fe2O3 + CO Fe + CO2 a) ¿Cuál es la masa de CO necesaria para hacer reaccionar 45 kg de Fe2O3? b) ¿Cuál es la masa de Fe que se obtiene a partir de 1,0 kg de Fe2O3 con una pureza de 76 %? c) ¿Cuál es la masa de hierro que se obtiene al hacer reaccionar 10 kg de óxido férrico y 10 Kkg de CO? d) ¿Cuál sería el rendimiento de la reacción si a partir de 10 kg de óxido férrico y 10 kg de CO, se obtienen 2,5 kg de Fe? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 86 RESPUESTAS 1. Respuesta: a) KBr (M ): 119,00g/mol b) Na2SO4 (M ): 142,04g/mol c) Pb(NO3)2 (M ): 331,21 g/mol d) C2H5OH (M ): 46,07 g/mol e) HC2H3O2 (M ): 60,05 g/mol f) Fe3O4 (M ): 231,54 g/mol g) C12H22O11 (M ): 342,30 g/mol h) Al2 (SO4)3 (M ): 342,15 g/mol i) Mn2O3 (M ): 86,94 g/mol j) Mg3N2 (M ): 100,93 g/mol k) C3H5(NO3)3 (M ): 227,08 g/mol l) Cu (NO3)2 (M ): 155,56 g/mol m) Al2 (SO4)3 (M ): 316,95 g/mol 2. Respuesta: 2,29 x 1024 átomos 3. Respuesta: 44,0 g 4. Respuesta: 1,25 x 1021 moléculas de HCN 5. Respuesta: 4,5 mol de Na2S; 9 mol Na 6. Respuesta: a) Be: 5,02%; Al: 10,05%; Si:31,35% y O: 53,58% b) Al: 24,77%; OH: 23,39%; P: 14,22%; O: 29,35% y H2O: 8,25% 7. Respuesta: 4 mol de iones hierro 8. Respuesta: a) Na2Al2Si3O10.2H2O; b) ZnSO4.7H2O 9. Respuesta: a) C3H8O; b) C3H8O 10. Respuesta: C6H8O6 11. Respuesta: a) 0,389 moles de átomos de C, 0,389 moles de átomos de H y 0,0555 moles de átomos de N; b) 4,6 g de C; 0,39 g de H y 0,78 g de N c) 1,77 g de O; d) C7H7NO2 12. Respuesta: C17H22O4N Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 87 13. Respuesta: a) + O2 FeO 2 Fe 2 b) Fe + O2 Fe2O3 4 3 2 c) Cu + O2 Cu2O 4 2 d) S + O2 SO2 e) Cl2 + O2 Cl2O5 2 5 2 f) Mn + O2 MnO3 2 3 2 g) I2 + O2 I2O7 2 7 2 h) FeO + H2O Fe(OH)2 i) Fe2O3 + H2O Fe(OH)3 3 2 j) Li2O + H2O LiOH 2 k) Cl2O + H2O HClO 2 l) Cl2O3 + H2O HClO2 2 ll) Cl2O5 + H2O HClO3 2 m) Cl2O7 + H2O HClO4 2 n) SO2 + H2O H2SO3 o) SO3 + H2O H2SO4 p) HClO3 + NaOH NaClO3 + H2O q) HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O 2 2 r) H2CO3 + NaOH Na2CO3 + H2O 2 2 14. Respuesta: 1,22 g 15. Respuesta: 26,0 g 16. Respuesta: 3,75 g 17. Respuesta: 14,7 g 18. Respuesta: 74,9% 19. Respuesta: 753 g SiO2, Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 88 209,2 g CaCO3 221,7 g Na2CO3 20. Respuesta: 61,9% 21. Respuesta: a) CuSiO3 x 2H2O b) 434,2 g 22. Respuesta: a) 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C 6CaSiO3 + 10CO + P4 b) 0,2 g de P4 c) 180,26 SiO2 y 60 g de C 23. Respuesta: a) CaF2 b) H2SO4, sobran 621 g c) 359 g d) 9 moles 24. Respuesta: a) 0,641 Toneladas b) 0,632 Kg de H2SO4 c) 26,47% 25. Respuesta: 816,27 g 26. Respuesta: a) 23,67 kg de CO b) 531,57 g de Fe c) 6,99 kg de Fe d) 35,7 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 89 GUIA Nº 6 UNIDAD Nº 3 – PARTE B GASES Y SUS PROPIEDADES Objetivos específicos de la Unidad 3B 1. Características generales de los gases 2. Presión de gases y el manómetro 3. Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro 4. Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases 5. Peso Molecular y densidad de los gases 6. Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton 7. Estequiométricos simples de reacciones que involucren gases ideales (e.g., reactivos limitantes, rendimientos). LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 5. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 10. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 90 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g. Calcular su masa molar cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra es 640 mm Hg. Desarrollo: masa Como sabemos el número de moles es: n Ecuación 1 Masa molar (C4H10 ) masa y la densidad: d C 4H10 Ecuación 2 Volumen Además sabemos que ecuación del gas ideal: PV=nRT Ecuación 3 Si sustituimos en número de moles de la ecuación 1, en la ecuación 3: masa PV RT Ecuación 4 Masa molar (C4H10 ) Si despejamos la Masa molar de la Ecuación 4 tendremos: masa Masa molar (C4H10 ) RT Ecuación 5 Volumen x Presión Por último sustituyendo la ecuación 2 en la ecuación 5, la masa molar queda: densidad Masa molar (C4H10 ) RT Presión Datos: d = 1,71 g / L P = 640 mm Hg P = 640 mm Hg / 760 mm Hg/1atm = 0,842 atm T = 75ºC (K/ºC) + 273 K = 348 K R = 0,0821 L atm / K mol -por lo general se trabaja con 0,0821 g 1,71 L L atm Masa molar (C4H10 ) x 0,082 x 348 K 0,842 atm K mol M = 58,0 g / mol Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 91 2. Si 10 g de peróxido de sodio reaccionan con agua para producir hidróxido de sodio y oxígeno, según la ecuación siguiente: Na2O2 + H2O → NaOH + O2 a) Escribir la reacción química balanceada. b) ¿Cuántos litros de oxígeno se producirán a 20 ºC y 740 mm Hg? Desarrollo: a) 2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2 Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masa molar del reactante Na2O2: Masa molar, Na2O2 = 78 g/mol b) Ahora se calculan los moles de Na2O2: 10 g n Na 2 O 2 78 g/mol n Na2O2 = 0,128 mol Según los coeficientes estequiométricos de la reacción, la cantidad de O 2 formada será: 2 mol de Na 2 O 2 0,128 mol 1mol de O 2 X n O2 = 0,064 mol Utilizando la ecuación de gas ideal, se puede determinar el volumen de O 2 según la ecuación siguiente: n de O 2RT V P Datos: n O2 = 0,064 mol P = 640 mm Hg P = 740 mm Hg / 760 mm Hg/1atm = 0,974 atm T = 20 ºC (K/ºC) + 273 K = 293 K Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 92 R = 0,0821 L atm / K mol 0,064 mol L atm V O2 x 0,082 x 293 K 0,974 atm K mol V O2 = 1,6 L Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 93 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Un cilindro rígido que contiene 3,50 L de H2 a 17 °C y 0,913 atm se cierra herméticamente. Si el cilindro se calienta a 71 °C, ¿cuál es la presión en el cilindro? Indique cálculo de justificación: 2. Un cilindro firmemente sellado de 5,0 L contiene 781 mm Hg de Ar (g) a 19 °C. Se calienta el cilindro hasta que se dobla la presión. ¿Cuál es la temperatura del gas? Indique cálculo de justificación: 3. Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32 °C. El globo se coloca en nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza -132 °C. Asumiendo que la presión permanece constante, ¿cuál será el volumen de este globo enfriado? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 94 4. Se tiene un cilindro de 30,0 L con Helio a una presión de 132 atm y a una temperatura de 24 °C. Dicho cilindro se utiliza para llenar globos de 3,00 L a 1,07 atm y 29 °C. ¿Cuántos globos se podrán llenar? Asuma que el cilindro puede proporcionar helio hasta que su presión interna alcanza 1,00 atm (es decir, hay 131 atmósferas de He disponible en el cilindro). Indique cálculo de justificación: 5. ¿Qué volumen de CO2 a 15 °C y 1.50 atm contiene el mismo número de moléculas que 0,410 L de O2 a 35 °C y 3.00 atmósferas? Indique cálculo de justificación: 6. Si un cilindro de 3,44 L de SO2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas que un cilindro de 5,00 L de H2 -7°C y 1,00 atm, ¿cuál es la temperatura (en °C) del SO2? Indique cálculo de justificación: 7. Si 3,67 g CO2 (g) se introduce en un cilindro vacío de 2,50 L a 65 °C, ¿cuál será la presión dentro del cilindro? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 95 8. La presión en un recipiente cerrado de 20,0 L es de 0,512 atmósferas a 72 °C. ¿Cuántas moles de gas contienen dicho recipiente? Indique cálculo de justificación: 9. Calcule la densidad (en g/L) del Kr a 308 K y 527 mm Hg. Indique cálculo de justificación: 10. Una masa de 1.663 g de un gas desconocido se introduce en un cilindro vacío de 2.00 L. ¿Si la presión en el cilindro es de 0.544 atmósferas a 78°C, ¿cuál de los gases siguientes podría estar en cilindro? a) N2; b) C2H2; c) NH3; d) HCl; e) N2O Indique cálculo de justificación: 11. ¿Qué volumen de O2(g), medido a 91.2 °C y 743 mm Hg, será producido por la descomposición de 4,88 g KClO3? 2 KClO3(s) → 2 KCl (s) + 3 O2(g) Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 96 12. ¿Qué volumen de O2 (g), medido a 17,7°C y 0,978 atm reacciona con 15,1 g de C4H10(g) para producir CO2(g) y H2O(l)? Indique cálculo de justificación: 13. El ácido clorhídrico reacciona con cinc para producir hidrógeno según la reacción: 2 HCl (ac) + Zn (s) → ZnCl2(ac) + H2(g) Si 750,0 mL de HCl 0,250 M se combinan con 5,98 g de Zn (s), ¿qué volumen de gas de hidrógeno seco puede ser producido? Asuma que la temperatura y la presión del gas son 25 °C y 742 mm Hg, respectivamente. Indique cálculo de justificación: 14. La fórmula empírica de cierto hidrocarburo es CH2. Cuando 0,120 moles de dicho hidrocarburo se queman por completo en un exceso de oxígeno, se producen 17,7 L de CO2 (g) a 27 °C y 1,00 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 97 15. La nitroglicerina (227,1 g/mol) se descompone según la reacción: 4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O (g) + O2(g) ¿Qué volumen total de gases se produce a 65 °C y 744 mm Hg por descomposición 5,00 g de nitroglicerina? Indique cálculo de justificación: 16. El agua se puede descomponer por electrólisis para producir hidrógeno y oxígeno gaseosos. ¿Qué masa de agua debe descomponerse para llenar un recipiente de 4,00 L con una mezcla de hidrógeno y de oxígeno a una presión total de 2.63 atmósferas a 298 K? 2 H2O (l) → 2 H2(g) + O2(g) Indique cálculo de justificación: 17. El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono: 2 CO (g) + O2(g) → 2 CO2(g) En un cilindro de 1,00 L, 2,40 atm de CO reaccionan con 4,50 atm de O2. Si se asume que la temperatura permanece constante, ¿cuál será la presión final en el cilindro? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 98 18. Una mezcla de He y O2 se colocan en un cilindro de 4,00 L a 32 ºC. La presión parcial del He es 2,7 atmósferas y la presión parcial del O2 es de 1,4 atmósferas. ¿Cuál es la fracción molar de O2? Indique cálculo de justificación: 19. Un cilindro de 1,00 L a 298 K contiene una mezcla de Kr y de N2 a una presión total de 0,940 atm. Si la fracción molar de Kr es 0,455 ¿cuál es la fracción molar del N2? Indique cálculo de justificación: 20. El oxido nítrico, NO (g), precursor en la preparación industrial del ácido nítrico, HNO3, se forma al reaccionar amoniaco, NH3 (g), con oxigeno, O2(g), en presencia de un catalizador, de acuerdo a la ecuación siguiente: ____NH3 (g) + ___O2 (g) → ____NO(g) + ____H2O(g) Equilibre la ecuación y encuentre, ¿cuántos litros de NH3(g) son necesarios para reaccionar con 1,76 moles de O2 (g) a 5,38 °C y 3,55 atm? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 99 RESPUESTAS 1. Respuesta: 1,08 atm 2. Respuesta: 311 °C 3. Respuesta: 1,49 L 4. Respuesta: 1,24 ×103 5. Respuesta: 0,767 L 6. Respuesta: 29 °C 7. Respuesta: 0,925 atm 8. Respuesta: 0,362 mol 9. Respuesta: 2,30 g/L 10. Respuesta: N2O 11. Respuesta: 1,83 L 12. Respuesta: 41,2 L 13. Respuesta: 2,29 L 14. Respuesta: C6H12 15. Respuesta: 4,52 L 16. Respuesta: 5,17 g 17. Respuesta: 5,70 atm 18. Respuesta: 0,341 19. Respuesta: 0,714 20. Respuesta: Coeficientes 4, 5, 4, 6: 9,00 L Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 100 GUIA Nº 7 UNIDAD Nº 3 – PARTE C REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA Objetivos específicos de la Unidad 3C 1. Composición de soluciones. 2. Unidades de concentración de las disoluciones % m/m, % m/v, ppm, M, m. 3. Diluciones. 4. Electrólitos fuertes y débiles: Bases, ácidos y sales. 5. Reacciones en solución. Reacciones de precipitación. Concepto de solubilidad. 6. Reacciones de metátesis. Reacciones ácido-base. 7. Propiedades Coligativas: Descenso de la presión de vapor, Aumento del punto de ebullición, Descenso del punto de Congelación, Presión Osmótica: 8. Soluciones isotónicas e hipotónicas LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 4. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 4. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.9 Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 101 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. a) ¿Qué volumen de disolución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 40,0% en masa y densidad 1,20 g/mL hace falta para preparar dos litros de disolución 0,10 M de dicho ácido? b) Una vez preparada dicha disolución, se toman 100 mL y se valoran con una disolución de NaOH 0,40 M gastándose, hasta llegar al viraje del indicador, 25,5 mL de esta última disolución. ¿Cuál será la concentración real del ácido clorhídrico (HCl)? a) Paso 1: Ordenar los datos: Masa molar del HCl = Masa molar del H + Masa molar del Cl Masa molar del HCl = 1,01 g/mol + 35,5 g/mol Masa molar del HCl = 36,51 g/mol Concentración de la disolución concentrada de HCl = 40,0% m/m d = 1,20 g/mL Paso 2: Se determinará primero la molaridad del HCl concentrado: Como sabemos: 40,0 g de HCl 40,0 % m / m 100 g de solución Para obtener la molaridad, primero obtendremos los moles de HCl: masa de HCl nHCl Masa Molar 40,0 g HCl nHCl 36,51 g/mol nHCl = 1,10 mol Luego se obtendrá el volumen que corresponden los 100 g de disolución usando la densidad: m d V Por lo tanto el volumen es: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 102 masa de la solución de HCl V densidad de la solución 100 g V 1,20 g/cm3 V = 83,3 mL = 0,0833 L Con estos datos y sabiendo que la molaridad es: moles de soluto de HCl M 1Litro de solución Por lo tanto, la molaridad será: 1,10 moles de HCl X 0,0833 L de solución 1 L de solución X = 13,2 M Luego debemos obtener el volumen necesario para diluir la solución de 13,2 M a 0.10 M. Sabemos que: Moles antes de diluir = Moles después de diluir Moles = Molaridad x V (Litros) Por lo tanto: M antes de diluir x V antes de diluir = M después de diluir x V después de diluir Así, el volumen necesario de la disolución 13,2 M, para preparar 2 L de la solución 0,10 M es: Vdespués de diluir x Mdespués de diluir V antes de diluir V antes de diluir 2 L x 0,10 M V antes de diluir 13,2 M V antes de diluir = 0,015 L = 15 mL Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 103 b) Para obtener la verdadera concentración de HCl se realiza una titulación ácido base que involucra la siguiente reacción: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaC(ac) + H2O(l) Paso 1: Ordenar los datos. VHCl a titular = 100 mL = 0,100 L [NaOH] = 0,40 M VNaOH gastado = 25,5 mL = 0,0255 L Paso 2: Obtener los moles de NaOH que serán neutralizados y luego por la estequiometría de la reacción los moles de HCl requeridos. Recordemos: n = M x V (Litros) mol nNaOH = 0,40 x 0.0255 L L nNaOH = 0,0102 mol Por lo tanto los moles de HCl requeridos serán: 1 mol de NaOH 0,0102 mol de NaOH 1 mol de HCl X n HCl = 0,0102 mol Paso3: La concentración real de HCl se determina sabiendo el concepto de molaridad antes dado: 0,0102 mol de HCl X 0,100 L de solución 1L [HCl] = 0,102 M 2. Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C. Calcular la masa molar de la resorcina, Keb del agua es 0,52 °C/m. Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 104 Paso 1: Ordenar los datos. Soluto resorcina : masa = 0,572 g Solvente agua : masa = 19,31 g Keb = 0,52 °C/m Tºeb = 100,00 °C Solución: Teb = 100,14 °C Paso 2: Pregunta concreta determinar la masa molar de la resorcina Paso 3: Aplicamos las ecuaciones Teb = Teb - Tºeb Ecuación 1 Teb = Keb m Ecuación 2 Para poder calcular la masa molar del soluto necesitamos saber cual es la masa de un mol de moléculas de resorcina. Luego necesitamos saber que molalidad tiene la solución, para lo cual utilizamos entonces la ecuación 1, para determinar el aumento del punto de ebullición y la ecuación 2 para calcular la molalidad. Paso 4: Cálculo de la molalidad Teb = Teb - Tºeb Teb = 100,14 °C - 100,00 °C Teb = 0,14 °C Teb = Keb m 0,14 °C = (0,52 °C/molal) m m = 0,269 molal Esto significa que 0,269 moles de soluto (resorcina) se disolvieron en 1000 g de solvente (agua). Paso 5: Cálculo de moles de resorcina presentes en 19,31 g de agua. 0,269 moles resorcina X 1000 g de agua 19,31 g de agua X = 0,005194 moles de resorcina.= 5,194 x 10-3 moles de resorcina Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 105 Paso 6: Cálculo de la masa molar. masa de resorcina nresorcina Masa Molar 0,572 g 5,194 x 10 -3 moles Masa Molar 0,572 g Masa Molar 5,194 x 10 -3 moles Masa molar = 110 g/mol Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 106 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCI (cloruro de sodio) en 300 g de agua. Expresar su concentración en: a) masa de soluto/100 g de agua b) % m/m c) molalidad Indique cálculo de justificación: 2. Se prepara una solución que contiene 6,0 g de un soluto cuya M = 60,0 g/mol en 500 mL de solución. Expresar su concentración en: a) % m/V b) molaridad Indique cálculo de justificación: 3. Se dispone de una solución alcohólica 2,00 M de un soluto cuyo M = 84,0 g/mol. Determinar qué masa de soluto está presente en: a) 500 mL de solución b) 1000 mL de solución c) 3,00 L de solución Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 107 4. ¿Cuál es la fracción molar de Fe(NO3)3(ac) 1,98 m ? La masa molar de Fe(NO3)3 es 241,9 g/mol y la masa molar del agua es 18,02 g/mol. Indique cálculo de justificación: 5. El porcentaje en masa de un H2SO4 concentrado es 96,0% y su densidad es 1,84 g/mL. ¿Cuál es la molaridad del H2SO4 concentrado? Indique cálculo de justificación: 6. Si la concentración de cloruro de potasio en agua es 113 ppm, ¿cuál es la molaridad del cloruro de potasio en agua? La masa molar del KCl es 74,55 g/mol. Asuma que la densidad de la solución es 1,00 g/mL. Indique cálculo de justificación: 7. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico (HCI). Cuando una muestra de 26,2 g de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 mL se obtiene una solución 5,28 x 103 M en HCI. Calcular el % m/m de HCI en el jugo gástrico. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 108 8. Calcular ¿qué masa de agua debe agregarse a 1200 g de solución 2,50 m de K2SO4 para obtener una solución 1,50 m? Indique cálculo de justificación: 9. Una muestra de 25,00 mL de NaOH se titula con 17,13 mL de HCl 0,3150 M. ¿Cuál es la concentración de la solución de NaOH? Indique cálculo de justificación: 10. ¿Qué volumen de NaCl 0,300 M se requiere para precipitar todo el ion Pb2+ presente en 25,0 ml de Pb(NO3)2 0,440 M? Pb(NO3)2(ac) + 2 NaCl (ac) → PbCl2(s) + 2 NaNO3(ac) Indique cálculo de justificación: 11. Una muestra de 25,00 mL de ácido sulfúrico, H2SO4, requiere 42,13 mL de NaOH 0,1533 M para la titulación en el punto de equivalencia. ¿Cuál es la concentración del ácido sulfúrico? H2SO4(ac) + 2 NaOH → Na2SO4(ac) + 2 H2O (l) Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 109 12. ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% m/m y d = 1,74 g/mL se necesitan para que reaccionen completamente 50 g de zinc? Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g) Indique cálculo de justificación: 13. Se quiere determinar la pureza en carbonato cálcico de un mineral de caliza, para lo cual 5 g de mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl 0,2 M, quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH 0,05 M, del que se gastan 75 mL. Señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral. CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O Indique cálculo de justificación: 14. La presión de vapor de agua pura a 45°C es 71,9 mm Hg. ¿Cuál es la presión de vapor de una mezcla de 21,0 g de sacarosa (C12H22O11, masa molar 342,3 g/mol) y 79,0 g de agua? Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 110 15. ¿Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 4,78 gramos de naftalina (masa molar = 128,2 g/mol) disuelta en 32,0 gramos de p-dicloro-benceno? El punto de congelación del p-dicloro-benceno puro es 53,0°C y la constante de disminución del punto de congelación, Kf, es -7,10 °C/m. Indique cálculo de justificación: 16. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto molecular no polar si 5,52 gramos disueltos en 36,0 gramos de benceno comienzan a congelar a – 1,87 °C? El punto de congelación del benceno puro es de 5,50 °C y la constante crioscópica, Kf, es – 5,12 °C/m. Indique cálculo de justificación: 17. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución que contiene 2,33 g de cafeína, C8H10N4O2, disuelta en 15,0 g de benceno? El punto de ebullición de benceno puro es 80,1°C y su constante ebulloscópica, Keb, es 2,53 °C/m. Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 111 18. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto, si 6,21 gramos se disuelven en 24,0 gramos de cloroformo para formar una solución que tiene un punto de ebullición de 68,04°C? El punto de ebullición del cloroformo puro es 61,70 °C y su constante ebulloscópica, Keb, es 3,63 °C/m. Indique cálculo de justificación: 19. A 25 °C, ¿cuál es la presión osmótica de 8,65 g de urea (CON2H4) diluida con agua a 1,50 L? (R = 0.08206 L·atm/mol·K) Indique cálculo de justificación: 20. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en suficiente agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27 °C. ¿Cuál es la masa molar del soluto? (R = 0,08206 L·atm/mol·K) Indique cálculo de justificación: Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 112 RESPUESTAS 1. Respuesta: a) 5,0 g/100 g de agua b) 4,8 % m/m c) 0,85 m 2. Respuesta: a) 1,2% m/V b) 0,20 M 3. Respuesta: a) 84,0 g b) 168,0 g c) 504,0 g 4. Respuesta: 0,0345 5. Respuesta: 18,0 M 6. Respuesta: 1,52 x 10-3 M 7. Respuesta: 0,147 % m/m 8. Respuesta: 557, 5 g 9. Respuesta: 0,2158 M 10. Respuesta: 73,3 mL 11. Respuesta: 0,1292 M 12. Respuesta: 53,869 mL 13. Respuesta: 61,25% 14. Respuesta: 70,9 mm Hg 15. Respuesta: 44,7 °C 16. Respuesta: 107 g/mol 17. Respuesta: 82,1 °C 18. Respuesta: 148 g/mol 19. Respuesta: 2,35 atm 20. Respuesta: 119 g/mol Guía de Ejercicios Química General QUIM 100 113 GUIA Nº 8 UNIDAD Nº 4 EQUILIBRIO QUÍMICO Objetivos específicos de la Unidad 5 1. Conceptos globales de Equilibrio Químico homogéneo y heterogéneo. Ley de acción de masas. Constante de equilibrio Kc y Kp. 2. Concentraciones en el equilibrio. Principio de Le Chatelier. Desplazamiento del equilibrio. 3. Equilibrio ácido-base. Constantes de acidez y basicidad. Relación entre ellas. 4. Disociación del agua. Producto iónico del agua. 5. Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas “p”. 6. Ácidos y bases fuertes y débiles. Cálculo de pH. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 14. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 14. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g) la Kc = 4,4 a 2000 K. Si se introducen en un reactor con una capacidad de 1,0 L simultáneamente 1 mol H2, 1 mol CO2 y 2 mol de H2O, determine: a) Las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio b) La Kp c) Las presiones parciales de los gases en el equilibrio Desarrollo: a) Teniendo en cuenta la reacción: H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O(g) + CO (g) Cinicial 1M 1M 2M 0 Reacción xM xM 0 0 Formación 0 0 xM xM Equilibrio (1 - x) M (1 - x) M (2 + x) M xM Las concentraciones en equilibrio son: [H2] = (1 - x) [CO2] = (1 - x) [H2O] = (2 + x) [CO] = x Entonces: Kc H2 OCO Ecuación 1 CO 2 H2 Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene: (2 x ) x 4,4 Ecuación 2 (1 - x) (1- x) (4,4) (1 – 2x + x2) = 2 x + x2 Reordenando la ecuación 2 se tienen las ecuaciones 3 y 4: 4,4 x2 – x2 – 8,8 x – 2 x + 4,4 = 0 Ecuación 3 3,4 x – 10,8 x + 4,4 = 0 2 Ecuación 4 Utilizando la fórmula para resolver una ecuación cuadrática: a x2 ± b x ± c = 0 b b 2 4ac x= 2a y aplicándola para la Ecuación 4 se tiene: ( 10,8) ( 10,8) 2 4 (3,4) ( 4,4) x= 2 ( 4,4) Resolviendo se tiene: X1 = 2,6966 M X2 = 0,4799 M X1 se descarta porque es mayor que la concentración inicial, por lo que el valor a utilizar es X2. Por lo tanto las concentraciones serán: [H2] = (1 - 0,4799) M = 0,52 M [CO2] = (1 - 0,4799)M = 0,52 M [H2O] = (2 + 0,4799) M = 2,5 M [CO] = 0,48 M b) Sabiendo que n = (moles de productos – moles de reactantes) n Como para nuestro caso n = 0, entonces: Kc = Kp = 4,4 c) Utilizando la ecuación de los gases PV = nRT y sabiendo que los moles totales de reactantes y productos es de 4 mol, la temperatura 2000 K, V = 1,0 L y R = 0,0821 L atm/K mol; la presión total es: 4 mol L atm PTotal x 0,0821 x 2000 K 1L K mol PTotal = 656 atm La presión parcial de cada gas en el equilibrio se obtiene por: P Parcial del gas = fracción molar del gas ( ) x P Total moles del gas = moles Totales Los moles de cada gas y los totales en el equilibrio son: n H2 = 0,52 mol ; n CO2 = 0,52 mol ; n H2O = 2,5 mol ; n CO = 0,48 mol n total = 4,0 mol 0,52 mol P H2 = x 656 atm 4,0 mol P H2 = 85 atm 0,52 mol P CO2 = x 656 atm 4,0 mol P CO2 = 85 atm 2,5 mol P H2O = x 656 atm 4,0 mol P CO2 = 410 atm 0,48 mol P CO = x 656 atm 4,0 mol P CO = 79 atm 2. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0,01 M tiene un pH de 5,60. Calcule: a) La concentración de HCN, CN, H3O+ y OH. b) El grado de disociación del HCN. c) Calcular su constante de acidez. Desarrollo: a) Como el pH = 5,60; entonces calculando el antilogaritmo, [H3O+] = 2,5 x 10-6 M HCN(ac) + H2O(l) ↔ CN(ac) + H3O+(ac) Cinicial 0,01 M ---- 0 0 Reacción xM ---- 0 0 Formación 0 ---- xM xM Equilibrio (0,01 - x) M ---- xM xM Por lo tanto: [HCN] = 0,01 - x [CN] = x [H3O+] = x Las especies químicas presentes son: el agua, H2O (que actúa como disolvente y, por tanto, no tiene sentido hablar de su concentración). La concentración de ion cianuro, CN, será la misma que la concentración de ion hidronio, H3O+: [CN] = [H3O+] = 2,5 x 10-6 M La concentración de ion hidroxilo se calcula a partir de la expresión del producto iónico del agua: Kw = [H3O+] [OH−] que, a 25ºC, tiene un valor de 1,0 x 1014. Por lo tanto: OH 1,0Hx 10 14 1,0 x 10 14 O 3 2,5 x 10 6 [OH-] = 4 x 10-9 M b) Por último, la concentración de ácido cianhídrico que queda sin disociar será igual a la concentración inicial menos la concentración de ácido que se ha disociado 2,5 x 10-6 M. [HCN] = 0,01 M - 2,5 x 10-6 M = 0,0099975 0,01 M lo cual es lógico ya que el ácido cianhídrico es un ácido débil y prácticamente no está disociado. Grado de disociación: Concentrac ión de la especie disociada α= Concentrac ión inicial y el % de disociación = α x 100 α = 2,5 x 10-6 M / 0,01M = 2,5 x 10-4 y el % de disociación sería: (2,5 x 10-6 M / 0,01M) x 100 Porcentaje de disociación = 2,5 x 10-2 %. c) Para determinar el valor de la constante Ka escribimos su expresión y sustituimos los valores que son conocidos: Ka CN H O 3 HCN Ka 2,5 x 10 2,5 x 10 6 6 0,01 Ka = 6,25 x 1010 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Escriba la expresión de Kc ó Kp para cada una de las reacciones siguientes: a) 2KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g) b) NH4NO3(s) N2O(g) + H2O(g) c) CuSO4x5H2O(s) CuSO4(s) + 5H2O(g) d) 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g) e) PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) Justificación: 2. Escriba las ecuaciones químicas equilibradas que correspondan a las siguientes expresiones de constante de equilibrio: PNH3 3+ - 3 [F- ][H3O + ] Kp = ; K = [Fe ][OH ] ; K = PN1/22 PH3/2 2 [HF] Justificación: 3. La oxidación del dióxido de azufre produce trióxido de azufre según la siguiente reacción: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Calcule el valor de Kc, conociendo que Kp = 2,8 x 102 a 999 K. (R = 0,08206 L∙atm/mol∙K) Indique cálculo de justificación: 4. Un recipiente de 4,00 L se llena con 0,75 mol de SO3, 2,50 mol de SO2, y 1,30 mol de O2, permitiéndose que alcance el equilibrio. Usando el cociente de la reacción Q, prediga el efecto sobre las concentraciones de SO3 cuando el equilibrio es alcanzado. Asuma que la temperatura de la mezcla se escoge de tal forma que Kc = 12. 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2(g) Indique cálculo de justificación: 5. Partiendo de una mezcla gaseosa de H2 y N2 en la realción 3:1 a 45°C, se necuentra que la mezcla en el equilibrio tiene la siguiente composición en volumen: 9,6% de NH3, 22,6% de N2 y 67,8% de H2. La presión total es 50 atm. Calcular Kp para la reacción: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) Indique cálculo de justificación: 6. Una mezcla con concentraciones iguales de metano y vapor de agua se pasa sobre un catalizador de níquel a 1000K. El gas que sale tiene la composición: [CO]= 0,1027 mol/L, [H2] = 0,3080 mol/L, [CH4] = [H2O] = 0,8973 mol/L. Suponiendo que esta mezcla esta en equilibrio, calcular la constante de equilibrio Kc para la reacción CH4(g) + H2O(g) CO(g) + 3H2(g) Indique cálculo de justificación: 7. Dos moles de H2 y dos moles de I2 se introducen en un recipiente de un litro a 490°C. ¿Cuáles son las concentraciones al alcanzarse el equilibrio? H2 + I2 2 HI Kc= 46,1 Indique cálculo de justificación: 8. A 25°C, la descomposición del tetraóxido del dinitrógeno: N2O4(g) 2 NO2 (g) tiene una constante de equilibrio (Kp) de 0,144. En el equilibrio, la presión total del sistema es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio? Indique cálculo de justificación: 9. Para efectuar la reacción A(g) + 3B(g) 2C(g) se han introducido 4 moles de A y 8 moles de B en un recipiente vacío de un litro. Cuando se alcanza el equilibrio, el recipiente contiene cuatro moles de C. Calcular Kc. Indique cálculo de justificación: 10. Para la reacción de descomposición del pentacloruro de fósforo: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g), la constante de equilibrio Kp = 1,78 a 25 °C. Calcular el porcentaje de PCl5 que se disocia si se colocan 0,05 moles de PCl5 en un vaso cerrado a 250 °C y 2 atm de presión. Indique cálculo de justificación: 11. La oxidación del ácido clorhídrico produce Cl2, 4HCl(g) + O2(g) 2Cl2(g) + 2H2O(g) ΔH= -117,15 KJ. ¿Qué efecto tendrá sobre la producción de cloro?: a) Un aumento de O2. b) Una disminución de H2O. c) Un aumento de la temperatura. Indique cálculo de justificación: 12. a) ¿Cuál es la [H+] de una solución de HCl 0,001 mol/L a 25°C? b) ¿Cuál es el pH? c) ¿Cuál es el pOH? d) ¿Cuál es la [OH-]? Indique cálculo de justificación: 13. Una solución se prepara diluyendo 0,16 mol de HNO3 con agua hasta un volumen de 1,5 L. ¿Cuál es el pH de dicha solución? Indique cálculo de justificación: 14. Calcular el pH de una disolución 0,01 (mol/L) en HF. Ka = 6,75 x 10-4. HF(ac) + H2O(l) ↔ F-(ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación: 15. Calcule el pH de una disolución acuosa de hidróxido de bario, Ba(OH)2, de concentración 1,0 x 10-5 (mol/L). Indique cálculo de justificación: 16. El ácido sulfuroso, H2SO3, es diprótico, con K1= 1,25x10-2 y K2=5,6x10-8. Calcular el pH de una disolución de H2SO3 0,100M. Indique cálculo de justificación: 17. ¿Cuál es el pH del ácido benzoico acuoso 0,015 M? (Ka de C5H6CO2H = 6,3 x 10-5) CH6H5COOH(ac) + H2O (l) ↔ CH3COO- (ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación: 18. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7) ClO-(ac) + H2O(l) ↔ HClO(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación: 19. El pH de la trimetilamina acuosa 0,050 M es 11,24. ¿Cuál es el valor de Kb de esta base? (CH3)3N(ac) + H2O(l) ↔ (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac) Indique cálculo de justificación: 20. Se ha encontrado que una disolución 0,4 mol/L de ácido acético, HAc, a cierta temperatura está ionizada un 67 % a) Calcule la [H+], [Ac-] y [HAc] b) Calcule el valor de Ka Indique cálculo de justificación: 21. Calcule el pH de una disolución de ácido fosfórico, H3PO4, 0,02 mol/L, sabiendo que pK1 = 2,12, pK2 = 7,21 y pK3 = 12,36. Indique cálculo de justificación: 22. El ácido cítrico es un ácido triprótico débil, de fórmula global, H3C6H5O7 = H3Ct, cuyos pKa son pK1 = 3,13, pK2 = 4,77, pK3 = 6,40. Calcula la concentración de todas las especies en el equilibrio de una disolución 0,01 mol/L de ácido cítrico. Indique cálculo de justificación: RESPUESTAS 1. Respuesta: Kc= [O2]3 Kc= [N2O][H2O]2 Kc =[H2O] Kp = PO2 x PSO22 PSO32 Kp = __PPCl5 ___ PPCl3 x PCl2 2. Respuesta: 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g) Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3 OH-(ac) HF(ac) + H2O(l) F-(aq) + H3O+(ac) 3. Respuesta: 2,3 × 104 4. Respuesta: [SO3] disminuirá porque Q < K 5. Respuesta: Kp =5,2 x 10-5 6. Respuesta: Kc = 3,73 × 10-3 7. Respuesta: [H2] = [I2] = 0,46 mol/L ; [HI] = 3,08 mol/L 8. Respuesta: 0,20 atm NO2 (g) y 0,28 N2O4 (g) 9. Respuesta: Kc = 1 10. Respuesta: % PCl5 disociado = 68,4% 11. Respuesta: a) El aumento de concentración de O2 dará lugar a la formación de más Cl2 12. Respuesta: a) [H+] = 0,001M; b) pH = 3; c) pOH = 11; d) [OH-] = 10-11M 13. Respuesta: 0,97 14. Respuesta: pH =2,64 15. Respuesta: pH = 9,3 16. Respuesta: pH = 1,53 17. Respuesta: 3,03 18. Respuesta: 10,34 19. Respuesta: 6,3x10-5 20. Respuesta: a) [H+] = [Ac-] = 0,268 mol/L, [HAc] = 0,132 mol/L b) Ka = 0,54 21. Respuesta: pH = 2,04 22. Respuesta: [H+] = [H2Ct-] = 2,4 x 10-3 (mol/L), [HCt2-]= 1,7 x 10-5 (mol/L), [Ct3- ] = 2,8 x 10-9 (mol/L). GUIA Nº 9 UNIDAD Nº 4 EQUILIBRIO QUÍMICO Objetivos específicos de la Unidad 5 1. Hidrólisis de sales. 2. Efecto del ión común 3. Soluciones amortiguadoras. Tampones multi-próticos. 4. Neutralización. Valoración ácido-base. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 16. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 17. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de hidróxido sódico 0,10 M con 50 mL de ácido fórmico (metanoico) 0,10 M. Ka = 5,6 x 10-11, según la ecuación siguiente: HCOOH + NaOH → HCOONa + H2O Desarrollo: Primero debemos calcular los moles de HCOOH y NaOH y la concentración de cada uno en la solución. V HCOOH = 50 mL = 0,050 L V NaOH = 50 mL = 0,050 L El volumen total será: 0,050 L + 0,050 L = 0,100 L n HCOOH = 0,10 M x 0,050 L n HCOOH = 0,0050 mol n NaOH = 0,10 M x 0,050 L n NaOH = 0,0050 mol Entonces las concentraciones en la solución serán: 0,0050 mol mol M 0,050 0,100 L L X = [NaOH] = [HCOOH] = 0,050 M Según la ecuación, debe reaccionar la misma concentración de ácido que de base y la concentración del ácido y la base es la misma (0,050 M) y la neutralización será total. La concentración de sal formada será también, según la estequiometría de la ecuación, 0,050 M. Como la sal formada procede de un ácido débil y una base fuerte se hidroliza, es decir, reacciona con el agua. Así, mientras que el catión que procede de la base fuerte es estable en el agua, el anión que deriva del ácido débil reacciona con el agua para formar el ácido que lo originó y: HCOONa(ac) HCOO(ac) + Na+(ac) Concentración inicial: 0,050 M 0 0 Concentración final: 0 0,050 M 0,050 M Por lo tanto: [HCOONa]inicial = [HCOO] = [Na+] = 0,050 M HCOO(ac) + H2O(l) HCOOH(ac) + OH(ac) Cinicial 0,050 M ----- 0 0 Reacción xM ----- 0 0 Formación 0 ----- xM xM Equilibrio (0,050 - x) M ----- xM xM Como sabemos: Ka x Kh (ó Kb) = Kw Por lo tanto: Kw 1,0 x 10 -14 Kh ó Kb Ka 5,6 x 10 -11 Kb = 1,79 x 10-4 Kb HCOOH OH HCOO x2 1,79 x 10 - 4 (0,050 - x) Resolviendo la ecuación cuadrática tendremos: x = [OH] = 2,90 x 103 M Entonces: pOH = 2,54 pH = 14 – 2,54 pH = 11,46 2. Si se tiene un litro de una solución amortiguadora que contiene 0,10 mol de ácido láctico, C2H3COOH, y 0,12 mol de lactato de sodio, C2H3COONa, calcule: a) El pH del amortiguador (Ka = 1,4 x 104) b) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de NaOH (no tome en cuenta el cambio de volumen) c) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de HCl (también sin tomar en cuenta el cambio de volumen). Desarrollo: a) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M El lactato de sodio es un electrolito fuerte por lo cual: C2H3COONa(ac) C2H3COO(ac) + Na+(ac) Concentración inicial: 0,12 M 0 0 Concentración final: 0 0,12 M 0,12 M Por lo tanto: [C2H3COO] = 0,12 M Teniendo en cuenta la reacción: C2H3COOH(ac) + H2O(l) C2H3COO(ac) + H3O+(ac) Cinicial 0,10 M ----- 0,12 M 0 Reacción xM ----- 0 0 Formación 0 ----- xM xM Equilibrio (0,10 - x) M ----- (0,12 + x) M xM Por lo tanto: [C2H3COOH] = (0,10 – x) [C2H3COO] = (0,12 + x) [H3O+] = x Entonces: Ka C H COO H O 2 3 3 Ecuación 1 C 2H3 COOH Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene: (0,12 x ) x 1,4 x 10 -4 Ecuación 2 (0,10 - x) Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO] = (0,12 – x) M ≈ 0,12 M [C2H3COOH] = (0,10 + x) M ≈ 0,10 M Sustituyendo: (0,12 ) x 1,4 x 10 -4 (0,10) Despejando x: (1,4 x 10 -4 ) (0,10 ) x (0,12) x = [H3O+] = 1,2 x 104 M pH = 3,92 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach donde el pH será: pH = pKa + log Base Acido Para nuestro caso: pH = pKa + log C H COO 2 3 C 2H3 COOH pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85 0,12 pH = 3,85 + log 0,10 pH = 3,92 b) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M [C2H3COO] = 0,12 M El hidróxido de sodio es un electrolito fuerte por lo cual: NaOH(ac) OH(ac) + Na+(ac) Concentración inicial: 0,02 M 0 0 Concentración final: 0 0,02 M 0,02 M Por lo tanto: [OH] = 0,02 M Se está agregando una base que reaccionará con el ácido del amortiguador en una reacción de neutralización, es decir con el ácido láctico, según el siguiente cuadro estequiométrico: CH3COOH(ac) + OH(ac) H2O(l) + CH3COO(ac) Antes de la reacción 0,10 M 0,02 M --- 0,12 M Reacción 0,02 M 0,02 M --- 0 Formación 0 0 --- 0,02 M Después de la reacción 0,08 M 0 --- 0,14 M Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de ácido y base después de la reacción de neutralización: C2H3COOH (ac) + H2O(l) C2H3COO(ac) + H3O+(ac) Cinicial 0,08 M ----- 0,14 M 0 Reacción xM ----- 0 0 Formación 0 ----- xM xM Equilibrio (0,08 - x) M ----- (0,14 + x) M xM Por lo tanto: [C2H3COOH] = (0,08 – x) [C2H3COO] = (0,14 + x) [H3O+] = x Entonces: Ka C H COO H O 2 3 3 Ecuación 1 C 2H3 COOH Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene: (0,14 x ) x 1,4 x 10 -4 Ecuación 2 (0,08 - x) Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO] = (0,14 – x) M ≈ 0,14 M [C2H3COOH] = (0,08 + x) M ≈ 0,08 M Sustituyendo: (0,14 ) x 1,4 x 10 -4 (0,08) Despejando x: (1,4 x 10 -4 ) (0,08 ) x (0,14) x = [H3O+] = 8,0 x 10-5 M pH = 4,10 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones el pH será: pH = pKa + log C H COO 2 3 C 2H3 COOH pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85 0,14 pH = 3,85 + log 0,08 pH = 4,10 c) Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M [C2H3COO] = 0,12 M El ácido clorhídrico es un electrolito fuerte por lo cual: HCl(ac) Cl(ac) + H+(ac) Concentración inicial: 0,02 M 0 0 Concentración final: 0 0,02 M 0,02 M Por lo tanto: [H+] = [H3O = 0,02 M Se está agregando un ácido que reaccionará con la base del amortiguador en una reacción de neutralización, es decir el lactato de sodio, según el siguiente cuadro estequiométrico: CH3COO(ac) + H3O(ac) H2O(ac) + CH3COOH(ac) Antes de la reacción 0,12 M 0,02 M ---- 0,10 M Reacción 0,02 M 0,02 M ---- 0 Formación 0 0 ---- 0,02 M Después de la reacción 0,10 M 0 ---- 0,12 M Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de ácido y base después de la reacción de neutralización: C2H3COOH (ac) + H2O(l) C2H3COO(ac) + H3O+(ac) Cinicial 0,12 M ----- 0,10 M 0 Reacción xM ----- 0 0 Formación 0 ----- xM xM Equilibrio (0,12 - x) M ----- (0,10 + x) M xM Por lo tanto: [C2H3COOH] = (0,12 – x) [C2H3COO] = (0,10 + x) [H3O+] = x Entonces: Ka C H COO H O 2 3 3 Ecuación 1 C 2H3 COOH Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene: (0,10 x ) x 1,4 x 10 -4 Ecuación 2 (0,12 - x) Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto: [C2H3COO] = (0,10 – x) M ≈ 0,10 M [C2H3COOH] = (0,12 + x) M ≈ 0,12 M Sustituyendo: (0,10 ) x 1,4 x 10 -4 (0,12) Despejando x: (1,4 x 10 -4 ) (0,12 ) x (0,10) x = [H3O+] = 1,7 x 10-4 M pH = 3,77 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones el pH será: pH = pKa + log C H COO 2 3 C 2H3 COOH pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85 0,10 pH = 3,85 + log 0,12 pH = 3,77 EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Se preparan tres disoluciones acuosas de tres sales diferentes, fluoruro sódico, cloruro sódico y cloruro amónico. ¿Cómo será respectivamente el pH de las disoluciones anteriores? Indique justificación: 2. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una solución de acetato de sodio, NaAc, 0,100M (Ka = 1,8x10-5 CH3COONa (ac) → Na+ (ac) + CH3COO- (ac) CH3COO- (ac) + H2O (l) ↔ CH3COOH (ac) + OH- (ac) Indique cálculo de justificación: 3. Calcule el pH y el porcentaje de hidrólisis que ocurre en una disolución de cloruro amónico 0,200 M, Kb (NH3) = 1,8 x 10-5. NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl- (ac) NH4+ (ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + H3O+(ac) Indique cálculo de justificación: 4. Calcular la concentración de una disolución de acetato de sodio, CH3CO2Na = NaAc, cuyo pH es 8,97, si pKa HAc = 4,74. Indique cálculo de justificación: 5. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7) Indique cálculo de justificación: 6. Calcular el pH de una disolución de carbonato de sodio, Na2CO3, de concentración 0,10 mol/L. Los valores de las constantes de acidez para el ácido carbónico son las siguientes: H2CO3, K1 = 4,2 x 10-7, K2 = 4,8 x 10-11. Indique cálculo de justificación: 7. Calcule el pH resultante de una disolución que se obtiene al mezclar 50 mL de ácido clorhídrico, HCl (ac), de concentración 5,0 x 10-4 (mol/L) con 80 mL de una disolución de ácido perclórico, HClO4, cuyo pH es 4,80. Indique cálculo de justificación: 8. Se mezclan 25 mL de una disolución de ácido clorhídrico, HCl (ac), de concentración 2,0 x 10-3 (mol/L) con 25 mL de una disolución de ácido nítrico, HNO3, de concentración 5,0 x 10-3 (mol/L) y 100 mL de una disolución de hidróxido de bario, Ba(OH)2, de concentración 2,0 x 10-3 (mol/L). Según estos datos, calcule el pH de la disolución resultante. Indique cálculo de justificación: 9. ¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 35 mL 0,50 M de NH3 (ac) y 35 mL 0,50 de HCl (ac) a 25 ºC? (Kb para el NH3 = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación: 10. ¿Cuál es el pH de una solución que resulta de agregar 25 mL de NaOH 0,50 M a 75 mL de CH3CO2H 0,50 M? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación: 11. Si a la disolución de CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+, se le añade acetato sódico, CH3COONa. ¿Qué debería esperar que ocurriera? Indique justificación: 12. Se desea preparar 100 mL de una disolución buffer cuyo pH sea 5,0 empleando HAc 0,1 mol/L. ¿Cuántos gramos de NaAc se debe añadir para preparar esta disolución? (considere que el volumen no cambia por la adición de la sal). pKa = 4,75 para HAc Indique cálculo de justificación: 13. Calcular el pH de una disolución 0,1 mol/L en bicarbonato de sodio, NaHCO3, y 0,2 mol/L en carbonato de sodio, Na2CO3, si las constantes de acidez del ácido carbónico, H2CO3, son K1 = 6,2 x 10-7 y K2 = 8,9 x 10-11 Indique cálculo de justificación: 14. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH3 y 8,0 g de NH4Cl se diluyen con agua hasta un volumen de 0,50 L? (Ka del NH4+ = 5,6 x 10-10) Indique cálculo de justificación: 15. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 11 g de NaCH3CO2 se mezclan con 85 mL de CH3CO2H 1,0 M y se diluyen con agua hasta 1,0 L? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Indique cálculo de justificación: 16. ¿Cuántos gramos de cloruro de amonio, NH4Cl, se deben añadir a 200 mL de amoníaco acuoso, NH4OH, de concentración 0,50 (mol/L) para obtener una disolución amortiguadora de pH igual a 9,30? Datos: pKb = 4,74; MM (NH4Cl) = 53,5 (g/mol) Indique cálculo de justificación: 17. Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H2PO4- y 0,250 mol de HPO42- y diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21. ¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21? Indique cálculo de justificación: 18. ¿Cuántos moles de HCl deben ser agregados a 1,00 L de NH3 0,72 M para hacer un buffer con un pH de 9,50? (Ka del NH4+ = 5,6 x 10-10) Indique cálculo de justificación: 19. Calcula el pH de una disolución formada por: a) 250 mL de HCl 0,10 M mezclados con 150 mL de NaOH 0,20 M; b) 125 mL de HCl 0,30 M mezclados con 200 mL de NaOH 0,15 M; c) 50 mL de HCl 0,20 M mezclados con 50 mL de NH3 0,20 M; d) 50 mL de CH3COOH 0,20 M mezclados con 50 mL de KOH 0,10 M. Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 Indique cálculo de justificación: 20. Hallar el pH resultante de disolver 4,0 g de hidróxido de sodio en 250 mL de agua y calcule el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 M necesario para neutralizar completamente 50 mL de esta disolución. Indique cálculo de justificación: 21. Calcule la pureza de una sosa comercial, si 30 gramos de la misma precisan 50 mL de ácido sulfúrico 3,0 mol/L para su neutralización total. Indique cálculo de justificación: 22. Calcule el pH de una disolución amortiguadora formada por 0,10 (mol/L) en ácido fosfórico, H3PO4, y 0,05 (mol/L) en fosfato diácido de sodio, NaH2PO4. Los valores de pKa para el ácido fosfórico son: pKa1 = 2,12; pKa2 = 7,21 y pKa3 = 12,36. Indique cálculo de justificación: 23. Cuántos mililitros de NaH2PO4, de concentración 0,50 (mol/L) y de Na2HPO4, de concentración 0,20 (mol/L) se deben mezclar para preparar 100 mL de una disolución tampón de pH igual a 8,0? Los valores de pKa para el ácido fosfórico son: pKa1 = 2,12, pKa2 = 7,21 y pKa3 = 12,36. Indique cálculo de justificación: 24. Calcule el pH de una disolución amortiguadora formada por 0,20 (mol/L) en bicarbonato de sodio, NaHCO3, y 0,10 (mol/L) en carbonato de sodio, Na2CO3. Las constantes de acidez del ácido carbónico, H2CO3, son K1 = 6,2 x 10-7 y K2 = 8,9 x 10-11. Indique cálculo de justificación: 25. Si a 100 mL de la disolución tampón anterior se le agregan 20 mL de ácido clorhídrico, HCl (ac), de concentración 0,10 (mol/L). ¿Cuál es el pH final de la disolución? Indique cálculo de justificación: RESPUESTAS 1. Respuesta: Fluoruro sódico: sal de ácido débil y base fuerte. Da reacción de hidrólisis básica (con pH > 7): NaF (ac) → Na+ (ac) + F- (ac) y F- (ac) + H2O(l) ↔ HF(ac) + OH-(ac) Cloruro sódico: Sal de ácido fuerte y base fuerte. No hay hidrólisis de los iones, la disolución es neutra y su pH = 7. Cloruro amónico: sal de ácido fuerte y base débil. Sólo se hidroliza el ión amonio: NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl-(ac) El Cl- se hidrata, y el NH4+ da reacción de hidrólisis ácida (con pH < 7): NH4+(ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + H3O+ (ac) 2. Respuesta: a) pH = 8,88 b) % de hidrólisis: 7,5x10-3 % 3. Respuesta: a) pH = 4,98 b) % de hidrólisis: 5,3x10-3 % 4. Respuesta: 0,16M 5. Respuesta: pH =10,34 6. Respuesta: pH= 11,65 7. Respuesta: pH =3,7 8. Respuesta: pH =11,18 9. Respuesta: 4,93 10. Respuesta: 4,44 11. Respuesta: CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ y CH3COONa → CH3COO- + Na+ Por efecto del ión común (CH3COO-), al añadir NaAc, el equilibrio de disociación del CH3COOH se desplazará hacia la izquierda, hasta que el cociente de reacción vuelva a tener el mismo valor de Kc y se alcance el equilibrio nuevamente. 12. Respuesta: 1,476 g 13. Respuesta: pH =10,4 14. Respuesta: 9,45 15. Respuesta: 4,94 16. Respuesta: 4,8 g 17. Respuesta: 0,205 mol 18. Respuesta: 0,26 mol 19. Respuesta: a) pH = 12,10 b) pH = 1,63 c) pH = 5,13 d) pH = 4,74 20. Respuesta: pH = 13,61 y 0,40 litros 21. Respuesta: 40% 22. Respuesta: pH =1,82 23. Respuesta: VNaH2PO4 = 6,0mL ; VNa2HPO4 = 94mL 24. Respuesta: pH = 9,75 25. Respuesta: pHf = 9,61 GUIA Nº 10 UNIDAD Nº 4 EQUILIBRIO REDOX Objetivos específicos de la Unidad 4 1. Conceptos Generales de Óxido-Reducción. Balanceo de Ecuaciones. 2. Potenciales Estándar de Reducción. Ecuación de Nernst. 3. Oxido-reducción en sistemas inorgánicos. Electrólisis. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 20. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. 2. Capítulo 19. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. a) Determinar los números de oxidación de cada elemento, identificar los elementos que sufren cambio en su número de oxidación e indicar cual se reduce en las reacciones siguientes. i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 ii) H2SO4 + KBr → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O iii) K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O b) Balancear las siguientes reacciones en medio ácido y medio básico por el método del ion-electrón. i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O ii) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O Desarrollo: a) i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): Fe2 O3 + 3 C O → 2 Fe + 3 C O2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”, luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”, luego se oxida (cada átomo de C pierde 2 electrones). ii) H2SO4 + KBr → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): 2 H2 S O4 + 2 K Br → Br2 + K2 S O4 + S O2 + 2 H2 O E.O.: +1 +6 –2 +1 1 0 +1 +6 –2 +4 2 +1 2 Reducción: El S disminuye su E.O. de “+6” a “+4”, luego se reduce (cada átomo de S captura 2 electrones). Oxidación: El Br aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomo de Br pierde 1 electrón). iii) K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): K2 Cr2 O7 + 7 H2 S O4 + 6 K I → 3 I2 + Cr2 (S O4)3 + 4 K2 S O4 + 7 H2 O E.O.: +1 +6 -2 +1 +6 –2 +1 1 0 +3 +6 –2 +1 +6 –2 +1 2 Reducción: El Cr disminuye su E.O. de “+6” a “+3”, luego se reduce (cada átomo de Cr captura 3 electrones). Oxidación: El I aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomo de I pierde 1 electrón). b) i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Pasos del método ion-electrón en medio ácido: 1. Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnO4 → K+ + MnO4– H2SO4 → 2H+ + SO42– KI → K+ + I– MnSO4 → Mn2+ + SO42– K2SO4 → 2K+ + SO42– I2 y H2O (sin disociar) 2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: Oxidación: 2 I– → I2 Reducción: MnO4– → Mn2+ 3. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos de H: Oxidación: 2 I– → I2 Reducción: MnO4– + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado: Oxidación: 5 x (2 I– → I2 + 2e) Reducción: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e → Mn2+ + 4 H2O) Oxidación: 10 I– → 5 I2 + 10e Reducción: 2 MnO4– + 16 H+ + 10e → 2 Mn2+ + 8 H2O Reacción global: 10 I– + 2 MnO4– + 16 H+ → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O 5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI → 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O Las 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. ii) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O 1. Moléculas o iones existentes en la disolución: Cr2(SO4)3 → 2Cr3+ + 3SO42– KOH → K+ + OH– KClO3 → K+ + ClO3– K2CrO4 → 2K+ + CrO42– KCl → K+ + Cl– K2SO4 → 2K+ + SO42– H2O (sin disociar) 2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: Oxidación: Cr3+ → CrO42– Reducción: ClO3– → Cl– 3. Para reacciones en medio básico, agregar OH- para balancear los átomos de O y H2O para balancear los átomos de H: Oxidación: Cr3+ + 8 OH– → CrO42– + 4 H2O Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO42– provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H. Reducción: ClO3– + 3 H2O → Cl– + 6 OH– Los 3 átomos de O que se precisan para formar el Cl– provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H. 4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado. Oxidación: 2 x (Cr3+ + 8 OH– → CrO42– + 4 H2O + 3e) Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH– 2 Cr3+ + 16 OH– → 2 CrO42– + 8 H2O + 6e ClO3– + 3 H2O + 6e → Cl– + 6 OH– R. global: 2Cr3+ + 16OH– + ClO3– + 3H2O → 2CrO42– + 8H2O + Cl– + 6OH– Simplificando los OH– y el H2O presentes en ambos miembros: 2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– → 2 CrO42– + 5 H2O + Cl– 5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH → 2 K2CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K2SO4 Las 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. 2. a) Calcule el potencial de una celda donde: una semicelda está formada por el par Fe3+/Fe2+, en la cual la [Fe3+] = 1,00 M y la [Fe2+] = 0,10 M; y en la otra semicelda se encuentra el par MnO4-/Mn2+ en solución ácida con una [MnO4-] = 1,0 x 10-2 M, la [Mn+2] = 1 x 10-4 M y la [H+] = 1,0 x 10-3 M. b) Una pila Al(s) / Al3+(ac) (0,10 M) // Cu+2(ac) (0,020 M) / Cu(s) empieza a funcionar. Calcule su potencial inicial y el potencial que tendrá cuando la concentración del catión cúprico se redujo en un 30%. ¿Cuál es la Keq y el Gº de esta reacción a 25ºC? Datos: Eº Fe3+/Fe2+ = 0,771 V; Eº MnO4-/Mn2+ = 1,51 V; Eº Al3+(ac)/Al(s) = -1,66 V; Eº Cu+2(ac)/Cu(s) = 0,34 V. Desarrollo: a) Primero se debe balancear la ecuación en medio ácido y calcular el potencial estándar, Eº: MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 e → Mn2+(ac ) + 4 H2O(l) Eº = 1,51 V 5 (Fe2+(ac) → Fe3+(ac) + e ) Eº = - 0,771 V MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 e → Mn2+(ac) + 4 H2O(l) Eº = 1,51 V 5 Fe2+(ac) → 5 Fe3+(ac) + 5 e Eº = - 0,771 V MnO4-(ac) + 8 H+(ac) + 5 Fe2+(ac) → Mn2+(ac) + 4 H2O(l) + 5 Fe3+(ac) Eºcelda = 0,74 V O bien se puede calcular: Eºcelda = Eºred (cátodo) − Eºred (ánodo) Eºcelda = Eº (MnO4-) – Eº (Fe3+) Eºcelda = 1,51 V – (0,771 V) = 0,74 V Recordemos que la Ecuación de Nernst es: 0,0592 E Eº log Q Ecuación 1 n Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción. Reemplazando en la ecuación 1: 0,0592 V Mn Fe 2 3 5 Ecelda 0,74 V 5 MnO H Fe log 4 8 2 5 0,74 V 0,0592 V 1 x 10 1,00 4 5 1,0 x 10 1,0 x 10 0,10 E celda log 5 2 3 8 5 E celda = (0,74 V – 0,32 V) = 0,42 V b) Primero se debe balancear la ecuación y calcular el potencial estándar, Eº: 2 x (Al(s) → Al3+(ac) + 3 e) Eº = 1,66 V 3 x (Cu2+(ac) + 2 e → Cu(s)) Eº = 0,34 V 2 Al(s) → 2 Al3+(ac) + 6 e Eº = 1,66 V 3 Cu2+(ac) + 6 e → 3 Cu(s) Eº = 0,34 V 2 Al(s) + 3 Cu2+(ac) → 2 Al3+(ac) + 3 Cu(s) Eºcelda = 2,00 V Recordemos que la Ecuación de Nernst es: 0,0592 E Eº log Q Ecuación 1 n Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción. Reemplazando en la ecuación 1: E celda(inicial) 2,00 V 0,0592 V Al 3 2 Cu log 6 2 3 E celda(inicial) 2,00 V 0,0592 V log 0,102 6 0,0203 E celda(inicial) = (2,00 V – 0,030 V) = 1,97 V La concentración de ion cúprico se redujo en un 30%: [Cu+2]inicial = 0,02 M El 30% de este valor es: Cu 2 reducida 30 100 x 0,02 M [Cu+2]reducida = 6,0 x 10-3 M [Cu+2]final = [Cu+2]inicial - [Cu+2]reducida = 0,02 M - 6,0 x 10-3 M [Cu+2]final = 0,014 M Entonces el potencial de celda es: E celda( f inal) 2,00 V 0,0592 V log 0,102 6 0,0143 E celda = (2,00 V – 0,035 V) = 1,96 V Para determinar la constante de equilibrio debemos recordar que E celda = 0, por lo tanto: 0,0592 Eº log K n Despejando y obteniendo el antilogaritmo la constante se obtiene por la siguiente ecuación: Eº x n Log K = 0,0592 V Eº x n K = 10 0,0592 V 2,00 V x 6 K = 10 0,0592 V K = 1,00 x 10203 Para determinar Gº se utiliza la ecuación siguiente, donde F = 96500 C y que 1J = C x V: Gº = - n F Eºcelda Gº = - 6 x 96500 C x 1,96 V = - 1,13 x 106 J Gº = - 1,13 x 103 kJ 3. Calcule la masa de cobre producido al reducirse iones Cu+2 por el paso de 2,5 amperes de corriente, por una solución de sulfato cúprico, CuSO4, durante un tiempo de 45 minutos. Desarrollo: La semi-reacción de reducción de los iones Cu+2 en el cátodo es: Cu+2 (ac) + 2e- Cu (s) En ella vemos que por cada 2 moles de e- se deposita 1 mol (63,5g) de cobre sólido. Calculemos la cantidad de carga eléctrica transportada Q, en Coulomb. La cantidad de carga en Coulomb es igual a la intensidad de la corriente en Amperes (C/s) multiplicada por el tiempo transcurrido en segundos Q (C) = I(A) x t(s) Como Ampere = C/s debemos transformar los minutos a segundos: 45min× 60 s= 2700s 1min Ahora, reemplazando: Q(C) = 2,5 c/s x 2700 s = 6750 C Con la constante de Faraday, que nos da la cantidad de carga eléctrica de 1 mol de electrones: 1F = 96500 C/mol, se calcula el número de moles de electrones: 1 mol de e- = x mol e- 96500 C 6759 C x = 0,07 mol e y ahora se relaciona el número de moles de electrones con los moles de Cu que se forman: 2 mol e- = 0,07 mol e- 1 mol de Cu x mol de Cu x = 0,035 mol de cobre Masa Cu = 0,035 mol x 63,5 g/mol = 2,22 g de cobre son los que se producen EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Dadas las reacciones siguientes: a) CO + 2H2 → CH3OH b) HCl + NaOH → NaCl + H2O c) 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O Deducir si son reacciones redox o no, y en caso afirmativo, indicar el número de oxidación de cada uno de los elementos y qué elementos se oxidan y cuáles se reducen. Indique justificación: 2. En metalurgía, que es el proceso para obtener metales a partir de sus minerales, siempre se efectúan reacciones de óxido- reducción. En la metalurgía de la galena (PbS), el mineral principal que contiene plomo, el primer paso es la conversión de sulfuro de plomo en óxido (mediante el proceso de tostación) 2PbS(s) + 3 O2(g) → 3PbO(s) + 2SO2(g) A continuación se trata el óxido con monóxido de carbono para obtener un metal libre. PbO(s) + CO(g) → Pb(S) + CO2(g) Identifique que átomos se oxidan y se reducen en cada reacción y especifique caules son los agentes oxidantes y reductores. Indique justificación: 3. Balancee la siguiente ecuación de óxido reducción utilizando el método ion – electrón en medio ácido: K2SO3 + KIO3 + HCl → K2SO4 + I2 + KCl + H2O Indique justificación: 4. En reacciones donde una especie redox se oxida y se reduce por sí misma, recibe el nombre de dismutación. En este caso, el cloro se oxida y reduce a la vez inducido por el medio alcalino de la reacción. Esta es una de las reacciones utilizadas en la industria para la síntesis de hipoclorito de sodio por su bajo costo. Balancee la siguiente ecuación de óxido reducción utilizando el método ion – electrón en medio alcalino: NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO Indique justificación: 5. Por acción del dicromato potásico en medio ácido sulfúrico sobre el yoduro potásico, se produce la oxidación de éste, originándose como productos de reacción sulfato potásico, sulfato de cromo (III), yodo y agua. Balancea la reacción completa por el método del ion– electrón. Indique justificación: 6. Balancea por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio). Indique justificación: 7. Completar y balancear por el método del ion-electrón las reacciones siguientes: a) Ácido sulfhídrico con dicromato de potasio en medio ácido clorhídrico para dar azufre y cloruro de cromo(III). b) Dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido para dar ácido sulfúrico y sulfato de manganeso(II). c) Arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH para dar arseniato de potasio y dióxido de manganeso. Indique justificación: 8. Calcule la fem estándar de la pila: Fe3+(ac) + I-(ac) →Fe2+(ac) + I2 (s) Si los potenciales estándar de reducción son los siguientes: E°Fe(III)/Fe(II) = +0,77 (v) y E°I2/I- = +0,535 (v). ¿La reacción es espontánea en el sentido que está escrita? Indique cálculo de justificación: 2+ 9. Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares Cu /Cu, 2+ 2+ Pb /Pb y Zn /Zn son respectivamente, 0,34 V, –0,13 V y –0,76 V. a) Explica, escribiendo las reacciones correspondientes qué metal/es producen desprendimiento de hidrógeno al ser tratados con un ácido. b) Haz un esquema y escribe las reacciones de ánodo y cátodo de la pila formada por electrodos de Zn y Pb. Indique justificación: 10. Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: 2– a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe (II) con MoO 4 . – b) Si el hierro (II) puede ser oxidado a Fe (III) con NO3 . 2– 3+ – 3+ 2+ Datos: Eº (MoO4 /Mo ) = 0,51 V; Eº (NO3 /NO) = 0,96 V; Eº (Fe /Fe ) = 0,77 V; Eº 2+ 0 (Fe /Fe ) = –0,44 V. Indique cálculo de justificación: 11. Calcule la fem no estándar de la siguiente reacción: Zn(s) + Cu2+(ac)Zn2+(ac) + Cu(s) Indique si la reacción es espontánea dadas las siguientes concentraciones para las especies iónicas en disolución acuosa: una concentración de 0,01 (mol/L) para el ion cinc(II) y una concentración de 0,1 (mol/L) para el ion cobre(II). Los potenciales estándar de reducción son los siguientes: E°Zn(II)/Zn = -0,76 (v) y E°Cu(II)/Cu = +0,34 (v). Indique cálculo de justificación: - 2+ 12. Dados los siguientes potenciales: E°(MnO4 /Mn ) = 1,51 voltios - - Eº(BrO3 /Br ) = 1,44 voltios Determine el rango de pH donde es espontánea la siguiente reacción: - - + 2+ - Br (ac) + MnO4 (ac) + H (ac) Mn (ac) + BrO3 (ac) Indique cálculo de justificación: 13. El estaño es un metal plateado, maleable, que no se oxida fácilmente y es resistente a la corrosión. Se encuentra en muchas aleaciones y se usa para recubrir otros metales protegiéndolos de la corrosión. Haga un estudio del efecto de la variación de pH en la corrosión del estaño en una aleación y la posible formación de hidróxido de estaño, dados los semi potenciales de reducción estándar. + - SnO2 (s) + 4 H (ac) + 4e Sn(s) + 2 H2O E° = -0,117 (v) + - Sn(OH)2 (s) + 2 H (ac) + 2 e Sn(s) + 2 H2O E° = -0,547 (v) + - O2(g) + 4 H (ac) + 4 e H2O(l) E° = 1,229 (v Indique cálculo de justificación: 3+ 2+ 14. La FEM de la pila Ag /AgCl(s) // Fe / Fe es Eº = 0,548 V. a) Describir el proceso anódico, catódico y total. b) Calcule el valor de Gº para esta reacción. c) Calcule el valor de la constante de equilibrio para este proceso. - 3+ 2+ d) Calcule el valor de la FEM si [Cl ] = 0,50 M; [Fe ] = 0,10 M y [Fe ] = 0,010 M Datos: 3+ 2+ + Eº Fe /Fe = + 0,77 V; Eº Ag /Agº = + 0,80 V. Indique cálculo de justificación: 15. A continuación se muestra un diagrama de potencial en el que se indican los potenciales estándar de reducción para las semirreacciones entre los estados de oxidación de un elemento metálico hipotético M. + 2+ - 2+ Datos: Eº Ag /Agº = +0,799 V; Eº Fe /Feº = -0,44 V; Cl /Cl2(Pt) = +1,359 V; Eº Sn /Sn = -0,136 V. En condiciones normales: + a) ¿reaccionará M con Ag ?; 3+ b) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M ?; 3+ c) ¿puede el cloro (Cl2) oxidar al catión M ?; d) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M4+?; 4+ 2+ e) ¿reaccionarán M y MO2 ? Indique cálculo de justificación: 16. Un acumulador de plomo es una pila basada en el proceso: + – Pb(s) + PbO2(s) + 2 H (ac) + 2 HSO4 (ac) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) ¿Por qué disminuye lentamente el voltaje mientras se va gastando? Indique justificación: 17. Si se electroliza una solución de CuSO4, durante 7,00 minutos con una corriente de 0,60 amperes, ¿cuál es el número de coulombs producidos? ¿Cuántos moles de cobre metálico se depositan en esta electrólisis? Indique cálculo de justificación: 18. ¿Qué masa de aluminio se deposita electrolíticamente por la acción de una corriente de 40 amperes durante una hora? Indique cálculo de justificación: 19. ¿Cuál es la intensidad de la corriente necesaria para depositar en el cátodo 10,00 g de oro por hora de una disolución que contiene una sal de oro trivalente? Indique cálculo de justificación: 20. Se electroliza una disolución de cloruro de níquel, empleando una corriente de 1,48 A. El proceso anódico consiste únicamente en la liberación de cloro, pero en el cátodo se deposita níquel y se desprende además hidrógeno. Si en el cátodo se depositan 1,926 g de níquel, calcular: a) El tiempo en horas que ha durado la electrólisis b) El volumen de hidrógeno a 18ºC y 738 mmHg que se ha desprendido en el mismo tiempo Indique cálculo de justificación: RESPUESTAS 1. Respuesta: a) +2 –2 0 -2 +1 -2 +1 C O + 2 H2 → C H3 O H; Se oxida el H y se reduce el C. b) +1 -1 +1 -2 +1 +1 -1 +1 -2 H Cl + Na O H → Na Cl + H2 O; No es una reacción redox. c) +1 -2 +4 -2 0 +1 -2 2 H2 S + S O2 → 3 S + 2 H2 O; Se oxida y se reduce el S. 2. Respuesta: 2PbS(s) + 3 O2(g) → 3PbO(s) + 2SO2(g) +2 -2 0 +2 -2 +4 -2 PbO(s) + CO(g) → Pb(S) + CO2(g) +2 -2 +2 -2 0 +4 -2 3. Respuesta: 5K2SO3 +2 KIO3 + 2HCl → 5K2SO4 + I2 + 2KCl + H2O 4. Respuesta: 2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O 5. Respuesta: K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 KI → Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 I2 + 4 K2SO4 6. Respuesta: 6 KI + KClO3 + 3 H2O → 3 I2 + KCl + 6 KOH 7. Respuesta: a) 3 H2S + K2Cr2O7 + 8 HCl → 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl b) 2 KMnO4 + 5 SO2 + 2 H2O → 2 MnSO4 + 2 H2SO4 + K2SO4 c) 3 KAsO2+ 2 KMnO4 + H2O → 3 KAsO3 + 2 MnO2 + 2 KOH 8. Respuesta: Fem= +0,235 (v) Este potencial es positivo, por lo tanto, la reacción es espontánea en el sentido que está escrita. 9. Respuesta: a) Pb y Zn. 2+ − b) Cátodo: Pb (ac) + 2 e → Pb(s) − 2+ Ánodo: Zn(s) – 2 e → Zn (ac) 10. Respuesta: a) Si b) Si 11. Respuesta: E = +1,13 (voltios). Este potencial es positivo, por lo tanto, la reacción es espontánea en las condiciones dadas. 12. Respuesta: 0 < pH <1,98 13. Respuesta: Los potenciales más altos son para la formación de Sn(OH) 2, por lo tanto, este es el producto mayoritario de la corrosión del estaño bajo las condiciones dadas. + − - 14. Respuesta: a) Ánodo (oxidación): Agº → Ag + 1 e ; pero al existir iones Cl en la disolución, el proceso real es el siguiente: - Agº(s) + Cl (ac)→ AgCl(s) + 1 e− 3+ − 2+ Cátodo (reducción): Fe (ac) + 1 e → Fe (ac) . - 3+ 2+ Proceso global: Agº (s) + Cl (ac) + Fe (ac) → AgCl(s) + Fe (ac) b) Gº = - 53 kJ 9 c) K = 1,81 x 10 d) Eº = 0,589 V 15. Respuesta: a) Sí (E° = 2,03 + 0,80 = 2,83 V) b) No (E° = -2,03 + 0,44 = -1,59 V) c) Sí (E° = -0,47 + 1,36 = 1,89 V) d) Sí (E° = 0,47 + 0,14 = 0,61 V); e) No (E° = -1,15 + 0,93 = -0,22 V) + – 16. Respuesta: Porque disminuyen las concentraciones de H y HSO4 . 17. Respuesta: Q =252 coulombs -3 n = 1,30x10 moles de cobre depositados 18. Respuesta: m Al = 13,428 g 19. Respuesta: I =4,02 amperes 20. Respuesta: a) t = 1,25 h b) V = 41,3 mL GUIA Nº 11 UNIDAD Nº 5 TERMOQUÍMICA Objetivos específicos de la Unidad 7 1. Formas de energía. Sistemas. Variables de Estado, Ecuaciones de Estado. 2. Leyes de la termodinámica. Energía Interna. Calor y Trabajo. Entalpía. 3. Entalpía de reacción, de formación y de combustión. Ley de Hess. 4. Concepto de Entropía, Energía Libre y Espontaneidad de una reacción química. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 5. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. 2. Capítulo 6 y 18. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002 EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C10H8), una sustancia de olor penetrante que se utiliza en los repelentes contra polillas, se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20,17 a 25,84ºC. Si la masa de agua que rodea al calorímetro es exactamente 2000 g y la capacidad calórica de la bomba calorimétrica es 1,80 kJ/ºC, calcule el calor de combustión del naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor de combustión molar. Desarrollo: Como se trata de un sistema aislado, el calor generado por la combustión debe ser igual al calor ganado por el agua y el calorímetro. Primero se calculan los cambios de calor del agua y para el calorímetro, utilizando la siguiente ecuación: q agua = m cp t q agua = (2000 g) (4,184 J/g ºC) (25,84ºC – 20,17ºC) q agua = 4,74 x 104 J q bomba = C t q bomba = (1,80 x 103 J/ºC) (25,84ºC – 20,17ºC) q bomba = 1,02 x 104 J Entonces utilizando la siguiente ecuación para calcular q reacción: q reacción = - (q agua + q bomba) q reacción = - (4,74 x 104 J + 1,02 x 104 J) q reacción = - 5,76 x 104 J La masa molar del naftaleno es 128,2 g/mol, por lo que el calor de combustión de 1 mol de naftaleno es: - 5,76 x 10 4 J calor molar de combustión 1,435 g C10H8 g 128,2 mol Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 6 J Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 3 kJ 2. Dada la siguiente reacción: C2H5OH(l) + O2(g) → CH3COOH(l) + H2O(l) a) Calcular el Hº, Sº de la reacción e indicar si es exotérmica o endotérmica, y si produce aumento o disminución de entropía. b) Calcular la variación de energía libre de Gibbs en condiciones estándar (0ºC) e indicar si la reacción será espontánea y si la temperatura puede influir en la espontaneidad. Datos: C2H5OH(l) CH3COOH(l) H2O(l) O2(g) Hºf (kJ / mol) - 227,6 - 487 - 285,8 - Sº (J / mol K) 160,7 159,8 70 205 y las reacciones de formación de los tres compuestos que nos dan son: 2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) → C2H5OH (l) Hº f = - 227,6 kJ/mol 2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) → CH3COOH (l) Hº f = - 487 kJ/mol H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) Hº f = - 285,8 kJ/mol La reacción que se debe obtener, se consigue asociando estas tres reacciones de la forma siguiente: C2H5OH (l) → 2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) Hº = 227,6 kJ/mol 2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) → CH3COOH (l) Hº = - 487 kJ/mol H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) Hº = - 285,8 kJ/mol ______________________________________________________________ C2H5OH(l) + O2(g) → CH3COOH(l) + H2O(l) Hº R = - 545,2 kJ o puede también calcularse directamente con la ecuación siguiente: Hº R np Hº f ,p nr Hº f ,r donde: HºR es la entalpía de la reacción, np coeficientes estequiométricos de los productos, Hºf,p entalpía de formación de los productos, nr coeficientes estequiométricos de los reactantes y Hºf,r entalpía de formación de los reactantes. Hº R = [1 mol x - 487 kJ/mol + 1 mol x - 285,8 kJ/mol ] – [1 mol x - 227,6 kJ/mol ] Hº R = - 545,2 kJ La reacción es exotérmica ya que el Hº obtenido es negativo. Para el cálculo de la variación de entropía se utiliza la ecuación siguiente: Sº R np Sº p nr Sº r Sº R = [1 mol x 159,8 J / mol K + 1 mol x 70 J / mol K] – [1 mol x 160,7 J / mol K + 1 mol x 205 J / mol K] Sº R = - 135,9 J / K = - 0,1359 kJ / K Lo que indica que hay una disminución de entropía ya que Sº R es negativo. b) Para calcular el cambio de energía libre a temperatura estándar, es decir, 0ºC o 273 K, se utilizará la ecuación siguiente: Gº = Hº R - T Sº R Gº = - 545,2 kJ – 273 K x - 0,1359 kJ / K Gº = - 508 kJ Reacción espontánea en estas condiciones, ya que Gº es negativo. Este carácter espontáneo depende de la temperatura. 3. Prediga el signo de la variación de entropía para cada uno de los siguientes casos. Explique sus respuestas: a) O2 (g) (1 atm, 25 °C) O2 (g) (0,1 atm, 25 °C) b) NH4Cl (s) NH3 (g) + HCl (g) c) CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) Respuesta: a) Para que la presión del oxigeno disminuya desde 1,0 a 0,1 atm a temperatura constante, es necesario que el volumen del gas aumente. Por lo tanto, la entropía se incrementa debido al aumento de volumen, y el signo del S es positivo. b) Cuando el NH4Cl (s) se descompone en NH3 (g) y HCl (g), el volumen aumenta ya que se han formado dos gases a partir de un sólido. De esta forma, el grado de desorden también aumenta, por lo que el signo de S es positivo. c) Cuando el monóxido de carbono gaseoso y el vapor de agua reaccionan entre sí para formar dióxido de carbono e hidrógeno gaseoso, no se verifica ningún cambio en la cantidad de materia de la mezcla gaseosa. Por lo tanto, el cambio de entropía sería relativamente pequeño y no es posible predecir el signo del mismo. EJERCICIOS PROPUESTOS 1. El calor específico del hierro es 0,107cal/g°C. ¿Qué cantidad de calor se necesita para calentar 100g de hierro desde 20°C hasta 70°C? Indique cálculo de justificación: 2. ¿Cuánta energía se libera cuando se enfrían 50 g de plomo desde 150°C hasta 50°C si su capacidad calorífica molar promedio en este intervalo de temperatura es 6,42 cal/mol°C? Indique cálculo de justificación: 3. Cierto gas se expande de un volumen de 2,0 a 6,0 L a una temperatura constante. Calcule el trabajo hecho por el gas si la expansión ocurre a) contra el vacío y b) contra una presión constante de 1,2 atm. Indique cálculo de justificación: 4. El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462 J. Durante este proceso hay una transferencia de calor de 128J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía para este proceso. Indique cálculo de justificación: 5. ¿Qué cantidad de calor se necesita para convertir 20 g de hielo a -10°C en agua líquida a 50°C? Calor específico del hielo= 2,1 J/g°C; calor específico del agua= 4,18J/g°C; calor de fusión del hielo= 335J/g. Indique cálculo de justificación: 6. Calcule el calor de combustión de 250 g de propano teniendo en cuenta los siguientes datos: ΔHºf C3H8(g) = -103,8; ΔHºf CO2(g) = -393,13; ΔHºf H2O(l) = -285,8 kJ/mol. Indique cálculo de justificación: 7. La combustión del butano, C4H10, libera energía según la siguiente ecuación termoquímica: 2C4H10(g) + 13O2(g) 8CO2(g) + 10H2O(g) ΔH = -5690,2KJ ¿Cuánto calor se liberará por combustión de 5,8 g de C4H10? Indique cálculo de justificación: 8. Determine la cantidad de propano que se necesita quemar para calentar 2 litros de agua desde la temperatura ambiente (25ºC) hasta ebullición, donde se supone un rendimiento del proceso del 80 %. Las entalpías normales de formación del propano, dióxido de carbono y agua líquida son respectivamente, -104,7, -393,5 y –285,8 kJ/mol. Datos: Cp (agua) = 4,18 kJ/kg K Indique cálculo de justificación: 9. La reacción de descomposición del óxido de cobre (II), sólido, origina cobre metálico y oxígeno molecular. La entalpía estándar del proceso es de 155,2 kJ por cada mol de óxido de cobre (II), a 25ºC. Calcule el calor absorbido o cedido cuando se forman 50 g de óxido de cobre (II), a partir de los elementos en estado estándar, a 25ºC. Indique cálculo de justificación: 10. Calcular la entalpía de descomposición del CaCO3 en CaO y CO2.Discutir el signo de la entalpía de reacción. ΔH°f CO2=-393,7 KJ/mol; ΔH°f CaCO3= -1207,1 KJ/mol; ΔH°f CaO= -635,5 KJ/mol Indique cálculo de justificación: 11. Calcular la entalpía de reacción para: CO(g) + ½ O2(g) CO2(g) Se sabe que ΔH°f CO2=-393,7 KJ/mol y que ΔH°f CO(g) = -110,5 KJ/mol Indique cálculo de justificación: 12. Calcule el cambio de energía interna cuando 2 moles de CO se convierten en 2 moles de CO2 a 1 atm y 25°C. 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) ΔH°= -566,0KJ Indique cálculo de justificación: 13. Justifique cuales de los procesos siguientes serán siempre espontáneos, cuales no lo serán nunca y cuales dependerán de la temperatura. a) Proceso con H < 0 y S > 0 b) Proceso con H > 0 y S < 0 c) Proceso con H < 0 y S < 0 d) Proceso con H > 0 y S > 0 Indique justificación: 14. Calcule la variación de entropía en el proceso de formación del agua líquida, a partir del hidrógeno y oxígeno gaseosos. Datos: Sº H2O(l) = 69,80; Sº H2(g) = 130,70; Sº O2(g) = 204,82 J/mol K Indique cálculo de justificación: 15. Calcule las variaciones estándar de entalpía y de energía libre de Gibbs para la reacción de obtención de etano por hidrogenación de eteno. Razona si, en condiciones estándar, el sentido espontáneo será el de formación de etano. Datos: C2H4(g) C2H6(g) Hºf (kJ / mol) 51,9 - 84,5 Sº (J / mol K) 219,5 229,5 Indique cálculo de justificación: 16. Para la siguiente reacción de sustancias gaseosas: A(g) + B(g) → AB(g), se conoce que su ΔH = - 81 kJ y ΔS = - 180 J/K. Calcule en qué intervalo de temperaturas se puede trabajar para que la reacción sea espontánea. ¿Qué significan los signos negativos ΔH y ΔG? Indique cálculo de justificación: 17. A continuación se dan tres hidrocarburos comunes que contienen cuatro átomos de carbono, junto con sus entalpías estándar de formación: Hidrocarburo Fórmula ΔH°f= ( kJ/mol) 1,3 -Butadieno C4H6(g) 111,9 1-Buteno C4H8(g) 1,2 n-Butano C4H10(g) -124,7 a) Para cada una de estas sustancias, calcule la entalpía molar de combustión a CO2(g) y H2O(l) b) Calcule el valor energético em KJ/g de cada uno de estos compuestos. c) Para cada hidrocarburo, determine el porcentaje en masa de hidrógeno. d) Proponga una relación entre el contenido de hidrógeno y el valor energético de los hidrocarburos. Indique justificación: 18. La nitroglicerina, de fórmula C3H5(NO3)3, es un explosivo que se descompone según la ecuación: C3H5 (NO3)3(l) → CO2(g) + H2O(l) + O2(g) + N2(g) La entalpía de descomposición de la nitroglicerina a 1 atmósfera de presión y 25°C es de -1541,4 KJ/mol a) Escriba una ecuación química balanceada para la descomposición de la nitroglicerina. b) Calcule el calor estándar de formación de la nitroglicerina. c) El calor desprendido cuando se descomponen 3,0 Kilogramos de nitroglicerina. Indique justificación: 19. La congelación del agua es un proceso exotérmico, ¿por qué no es espontáneo en condiciones estándar? ¿En qué intervalo de temperaturas será espontáneo? Para el hielo el calor de formación es -291,8 kJ/mol y la entropía estándar 47,93 J/mol K Indique cálculo de justificación: 20. Calcular el cambio de energía libre molar, ΔGm, para el proceso H2O (s) → H2O (l) y decidir si la fusión es espontánea a presión constante a: a) 10ºC b) 0ºC Considerar: ΔHfusión = 6,01 kJ/mol y ΔSfusión = 22,0 J/K.mol, independientes de la temperatura. Indique cálculo de justificación: 21. El producto aerozina 50 se empleó como combustible de maniobra en el módulo lunar y consiste en una mezcla equimolar de hidracina (N2H4) y dimetilhidracina (C2H8N2). Los componentes de la mezcla reaccionan con el tetróxido de dinitrógeno (N2O4) según se representa en las siguientes ecuaciones (sin balancear): N2H4 (l) + N2O4 (l) → H2O (g) + N2 (g) C2H8N2 (l) + N2O4 (l) → CO2 (g) + H2O (g) + N2 (g) Las sustancias reaccionan instantáneamente cuando se ponen en contacto, produciendo una llama cuya temperatura es superior a 3000 K. a) Determine las energías liberadas en ambas reacciones a 25 °C. Calcule la energía liberada por la reacción completa de 1 kg de Aerozina 50 a 25 °C. b) Calcule cuántos moles gaseosos totales se producen por la reacción completa de 1 g de Aerozina 50 c) ¿Qué volumen ocuparían a 1 atm los gases producidos en la reacción del ítem c) si la temperatura final de la reacción fuera de 3000 K? d) Una de las mayores dificultades sobre el uso de N2O4 como comburente es que si se libera a la atmósfera se disocia dando dióxido de nitrógeno, que es una gas muy tóxico. La reacción de disociación es la siguiente: N2O4 (l) → 2 NO2 (g) Al respecto, dibuje las estructuras de Lewis de NO2, N2H4 y N2O4 indicando en cada uno de ellos si presentan momento dipolar distinto de cero o igual a cero. Indique cálculo de justificación: 22. Una de las aplicaciones de aprovechamiento de la energía desprendida por una reacción química es la de bebidas autocalentables (Europa) en la cuál se aprovecha la reacción entre el óxido de calcio (CaO) y el agua (H2O) para producir hidróxido de calcio (Ca(OH)2) mediante una reacción exotérmica. Según las indicaciones del fabricante la temperatura final que se alcanza en el envase que contiene 60 g de CaO, 23,0 g de agua coloreada, 206,20 g de café líquido (200 mL) y 100,56 g de material del envase corresponde a 62,5 °C. La reacción que ocurre en el interior del envase es la siguiente CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) a) Determine el reactivo limitante y el reactivo en exceso b) Mediante el uso de tablas calcule la entalpía estándar de la reacción (ΔHr°) c) Determine el calor que se desprende en la reacción (moles de Ca(OH)2 obtenidos) d) Calcule la temperatura final que alcanzaría la reacción. Para ello considere los siguientes calores específicos: Cesp(H2O) = 1,00 Cal/g°C; Cesp(Ca(OH)2) = 0,28 Cal/g°C; Cesp(material envase) = 0,12 Cal/g°C y temperatura inicial de 22,5°C. Asuma el café líquido como agua. e) Explique la diferencia observada entre la temperatura final señalada por el fabricante y la temperatura determinada teóricamente (d) Indique cálculo de justificación: RESPUESTAS 1. Respuesta: 535cal; 2238,4 J 2. Respuesta: Q= -644,7 J El signo negativo significa que se desprende calor 3. Respuesta: a) W=0 b) W= -4,9x102 J 4. Respuesta: 334 J 5. Respuesta: Q= 2701cal ; 11,3KJ 6. Respuesta: -1,26x104 KJ 7. Respuesta: 67,99Kcal 8. Respuesta: 15,57 g 9. Respuesta: - 97,6 kJ (liberado) 10. Respuesta: ΔHreacción=177,9KJ/mol. El valor positivo de la entalpía de reacción indica que la reacción es endotérmica y que la descomposición de CaCO3 a 25°C necesita 117,9 KJ/mol 11. Respuesta: ΔH= -283,2 KJ 12. Respuesta: ΔE°=-565,5KJ 13. Respuesta: a) Proceso exotérmico con aumento del desorden Gº < 0, espontáneo, a cualquier temperatura. b) Proceso endotérmico con disminución del desorden Gº > 0, no es espontáneo, a cualquier temperatura. c) Proceso exotérmico con disminución del desorden Para que sea espontáneo (Gº < 0), se debe cumplir que: Hº < T Sº, es decir, a baja temperatura. d) Proceso endotérmico con aumento del desorden Para que sea espontáneo (Gº < 0), se debe cumplir que: T Sº < Hº, es decir, a alta temperatura. 14. Respuesta: - 163,3 J/K 15. Respuesta: ΔHº = - 136,4 kJ/mol; ΔGº = 100,5 kJ/mol; Reacción espontánea. 16. Respuesta: T < 450 K; ΔHº < 0 → exotérmica; ΔGº < 0 → espontánea 17. Respuesta: 1,3Butadieno:a) ΔH=-2543,4KJ/mol; b)47KJ/g; c)11,18% de H 1-Buteno: a) ΔH=-2718,5KJ/mol; b)48KJ/g; c)14,37% de H n-Butano: a) ΔH=-2878,5KJ/mol; b)50KJ/g; c)17,34% de H d) A medida que el % en masa de H aumenta, también crece el valor energético (kJ/g) del hidrocarburo, con respecto a un mismo número de átomos de carbono. 18. Respuesta: a) 4 C3H5 (NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(l) + O2(g) + 6 N2(g) b) ΔH°f C3H5 (NO3)3= -353,6 KJ/mol c) 2,04x104 J 19. Respuesta: No es espontánea porque la variación de la energía libre es positiva; T < 273 K 20. a) Espontánea, ΔGm = -0.22 kJ/mol, b) Equilibrio, ΔGm = 0 kJ/mol 21. Respuesta: a) 622,2 KJ/mol; 632 KJ/mol b) 13634,2 KJ/Kg c) 0,1209 moles d) 29,7 L e) µ ≠ 0; µ = 0; µ = 0 22. Respuesta: a) CaO es el reactivo limitante b) 64,22 KJ/mol c) 68,72 KJ/mol d) 89,7°C e) una de las razones es que en los cálculos teóricos se consideran valores a 25 °C 122 Facultad de Ecología y Recursos Naturales. Departamento de Ciencias Químicas APENDICE SOLEMNES DE SEMESTRES ANTERIORES Facultad de Ecología y Recursos Naturales. 123 Departamento de Ciencias Químicas Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 - QUI102 Sábado 18 de Abril de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: Responda las siguientes preguntas utilizando el cuadernillo de hojas adjuntas. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: -1 Masas Molares (g mol ): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; F = 19,00 3 Volumen esfera = 4πr /3 ; Volumen dormitorio = largo x ancho x alto 3 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g ; 1 m = 1000 L -6 -3 6 -1 Prefijos: 1µ =10 ; 1m = 10 ; 1M = 10 ; 1 Hz = s -34 8 E=h*ν ; ν *λ = c ; h=6.63 x 10 Js ; c=3.00 x 10 m/s -18 2 2 ΔE=-2,18x10 J[(1/n f)-(1/ n i)] N (Z=7; Electronegatividad= 3,0) ; F (Z=9; Electronegatividad=4,0) 1.- (10 puntos) El Boro es uno de los constituyentes del color verde de los fuegos artificiales, éste tiene dos isótopos estables, el B-10 y el B-11, con masas atómicas de 10,0129 uma y 11,0093 uma, respectivamente. Se realiza un análisis de una muestra de Boro que contiene 50,12 mg de B-10 y 218,48 mg de B-11. En base a esta información determine: a.- El porcentaje de abundancia del B-10 y el B-11. b.- La masa atómica media del Boro. 2.- (10 puntos) La sintonía de las radioemisoras se mide a través de la frecuencia que emiten, en MHz. Cierta emisora tiene su señal en el dial en 101,3 MHz. A partir de esto: a.- Determine la longitud de onda de la radiación de la emisora. b.- Determine la energía que transporta la radiación de la emisora. c.- Establezca si esta radiación es capaz de excitar un electrón del átomo de hidrógeno desde el nivel n=1 al n=3. Justifique. 3.- (10 puntos) El NF3 es un gas que se utiliza en la fabricación de pantallas planas de cristal líquido, y es uno de los nuevos gases invernaderos que se estarían acumulando en la atmósfera. Para este gas realice lo siguiente: a.- Escriba la configuración electrónica de cada uno de los átomos que constituyen este gas. b.- Señale los cuatro números cuánticos del último electrón de valencia de cada uno de los átomos que constituyen el gas. c.- Escriba la estructura de Lewis más probable de este compuesto y las cargas formales de cada átomo. 4.- (10 puntos) La agencia de protección del ambiente (EPA) ha propuesto un nuevo estándar para micropartículas en el 3 aire: para partículas de 2,5 μm de diámetro, la cantidad máxima permitida es de 50 μg/m . Se tiene un dormitorio que mide 3,0 m de largo por 2,5 m de ancho por 3,7 m de alto, y este se ajusta a los requerimientos de la EPA. ¿Cuál es el número de partículas que hay en este dormitorio? ¿Cuál es el número de partículas que habrá en cada respiración de 0,500 L que hace una persona normalmente? (Considere que las partículas son esferas de 2,5 μm de diámetro, y 3 están hechas de hollín, una forma de carbón de densidad 2,5 g/cm ). Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 - QUI102 Solemne N°1 Sábado 05 de Septiembre de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: Responda las siguientes preguntas utilizando el cuadernillo de hojas adjuntas. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; Cl = 35,45 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g ; 1 lb = 453,6 g ; 1 m3 = 1000 L Prefijos: 1n =10-9; 1m = 10-3; 1M = 106 ; 1 Hz = s-1 E=h*ν ; ν *λ = c ; h=6.63 x 10-34 Js ; c=3.00 x 108 m/s -18 2 2 ΔE=-2,18x10 J[(1/n f)-(1/ n i)] N (Z=7; Electronegatividad= 3,0); Cl (Z=17; Electronegatividad=2,8); O (Z=8; Electronegatividad= 3,5) Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace 1.- a.- (5 puntos) Dé un ejemplo de mezcla homogénea, mezcla heterogénea, compuesto y elemento. Señale en cada caso una característica que justifique su ejemplo. b.- (5 puntos) En una refinería de cobre se producen lingotes de cobre de determinada masa. A partir de lingotes de cobre se fabrican alambres de cobre. La longitud de un alambre cilíndrico producto del estiramiento de un lingote es de 35,60 metros y el radio del alambre es de 0,83 cm .La densidad del cobre es 8,94 g/cm3. Considerando que el volumen de un cilindro es V = πr2l , siendo l la longitud y r el radio; calcule la masa en libras de cada lingote de cobre. 2.- (10 puntos) Una de las líneas de emisión del átomo de hidrógeno tiene una longitud de onda de 93.8 nm. a.- ¿Qué frecuencia tiene esta radiación en Hz? b.- ¿Cuál es la energía asociada a esta radiación en J? c.- Si esta transición electrónica se produce desde n inicial igual a 6, ¿cuál es el n final? A q 3.- a.- (5 puntos) Complete la siguiente tabla usando la nomenclatura ZX 54 Símbolo 26 Fe 2+ P Protones 15 Neutrones 16 Electrones 18 Carga Total (q) 2+ b.- (5 puntos) Los elementos A y B tienen números atómicos 15 y 8 respectivamente. i.- Indicar cuales son los 4 números cuánticos del último electrón para los elementos dados. ii.- Indique a qué grupo y periodo pertenece cada uno de ellos. 4.- (10 puntos) Una molécula que participa directamente en la destrucción de la capa de ozono es el nitrato de cloro, cuyo esqueleto básico es Cl-O-N(O)O, donde tanto el oxígeno entre paréntesis como el terminal van ligados al nitrógeno. Al respecto: a.- Calcule el número total de electrones de valencia de la molécula. b.- Proponga una estructura de Lewis posible. c.- Calcule la carga formal de cada uno de los átomos de molécula. d.- Indique la polaridad de cada enlace, señalando con una flecha hacia donde está desplazada la densidad electrónica. Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 – QUI102 Sábado 23 de Mayo de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: -1 Masas Molares (g mol ): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; S = 32,07; Cu = 63,55 23 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 10 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT -1 -1 R = 0,08205 L atm K mol ; T (K) = t (°C) + 273,15 3 1 L = 1000 cm ; 1g = 1000mg 1.- (10 puntos) La nicotina, compuesto presente en el tabaco, se compone de 74.1 % de C, 8.6 % de H y el resto es N. a.- Determine la fórmula empírica de esta sustancia. b.- Si 0,158 g de este compuesto contienen 5,86 x 1020 moléculas, determine la fórmula molecular de esta sustancia. 2.- (10 puntos) La L-carnitina (C7H15NO3) es un nutriente fundamental en la dieta de lo seres humanos, ya que su deficiencia produce acumulación de ácidos grasos, y el posterior aumento de tejido adiposo. La dosis diaria recomendada de L-carnitina suele ser de 2880 mg. Al respecto responda: a.- ¿Cuál es la masa molar de este nutriente? b.- ¿Cuántos moles de este nutriente se deben consumir diariamente? c.- ¿Cuántas moléculas de L-carnitina hay en la dosis diaria recomendada? d.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno existen en 1 mol de L-carnitina? e.- ¿Cuantos átomos de hidrógeno deben existir en una muestra de L-carnitina que contiene 3,012 x 1010 átomos de oxígeno? 3.- (10 puntos) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación: 2 H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 + 2 H2O Si se tienen 30 g de cobre y 70 g de H2SO4, calcular: a.- ¿Cuál es el reactivo está en exceso? Indique los gramos que están en exceso. b.- Cantidad de moles de SO2 que se desprenden. c.- Masa en gramos de CuSO4 que se forma. d.- Porcentaje de rendimiento si sólo se forman 45 g de CuSO4. 4.- (10 puntos) La combustión del gas acetileno (C2H2), proporciona CO2 y vapor de agua de acuerdo a la reacción: C2H2 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g) Si a la temperatura de 27 grados centígrados y 1 atm de presión, se queman 0,455 gramos de acetileno: a.- Balancee la ecuación. b.- Calcule el volumen de oxígeno que se necesita para efectuar la combustión de esta cantidad de acetileno en estas condiciones de presión y temperatura. c.- Calcule la cantidad en gramos que se obtiene de CO2. Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 - QUI102 Solemne N°2 Sábado 17 de Octubre de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: Responda las siguientes preguntas utilizando el cuadernillo de hojas adjuntas. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: Masas Molares (g mol-1): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; Ar = 39,95 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g ; 1 lb = 453,6 g ; 1 m3 = 1000 L Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 1023 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT R = 0,08205 L atm K-1 mol-1 T (K) = t (°C) + 273,15 1.- (10 puntos) El Ibuprofeno es un compuesto orgánico utilizado como analgésico-antiinflamatorio, que sólo contiene C, H y O. Cuando se quema por completo una muestra de 2,174 g de este analgésico, se obtienen 6,029 g de CO2 y 1,709 g de H2O. Considerando que su masa molar es 206,31 g/mol, determine la fórmula empírica y molecular de este compuesto. 2.- (10 puntos) Las feromonas son compuestos orgánicos secretados por las hembras de muchas especies de insectos. Cierta feromona tiene fórmula molecular C19H38O. Normalmente la cantidad de esta sustancia secretada por un insecto contiene 2,13 x 109 átomos de oxígeno. Al respecto, indique: a.- ¿Cuál es la masa molar de esta feromona? b.- ¿Cuántas moléculas de feromonas son secretadas normalmente por este insecto? c.- ¿Cuántos moles de feromona secreta el insecto? d.- ¿Cuál es la masa (en gramos) que normalmente secreta este insecto? 3.- (10 puntos) Dada la siguiente reacción de combustión de la gasolina (C8H18), C8H18 (l) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O(l) Si se hacen reaccionar 100 g de C8H18 con 500 g de O2, indique: a.- La ecuación química balanceada. b.- El reactivo en exceso y la cantidad que queda sin reaccionar. c.- El volumen máximo de CO2 (g) que se podría producir a 0°C y 1 atm con las cantidades dadas de reactivos. d.- El rendimiento de la reacción si sólo se producen 120 litros de CO2 (g) a 0°C y 1 atm. 4.- (10 puntos) El aire que nos rodea es una mezcla de principalmente cuatro gases: nitrógeno (N2), oxígeno (O2), argón (Ar) y dióxido de carbono (CO2). a.- Calcule la presión total de 100 g de una muestra de aire que ocupa un volumen de 10 L a una temperatura de 25ºC y que contiene los siguientes porcentajes de cada gas: 75,52% de N2; 23,15% de O2, 1,28% de Ar y 0,05% de CO2. b.- Calcule la fracción molar de cada gas en esta mezcla. c.- Calcule la presión parcial para cada gas en esta mezcla. Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 – QUI102 Solemne 3 Sábado 20 de Junio de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: -1 Masas Molares (g mol ): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; I = 126,90; S = 32,07; Pb = 207,20 23 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 10 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT ; Pi = niRT/V -1 -1 R = 0,08205 L atm K mol ; T (K) = t (°C) + 273,15 ΔTe = Te – Te° = Ke m KP = kC (RT)Δn + pH = - log [H ] 1 atm = 760 mmHg; 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g 1.- (10 puntos) El disulfuro de carbono, CS2, hierve a 46,3 ºC y tiene una densidad de 1,26 g/mL. Si 0,250 mol de un soluto que no se disocia se disuelve en 400 mL de CS2, la solución hierve a 47,5 ºC. Determine la constante molal de elevación del punto de ebullición, Ke, para el CS2. 2.- (10 puntos) La lluvia de oro se produce haciendo reaccionar KI(ac) con Pb(NO3)2(ac), resultando como productos el PbI2(s) y el KNO3(ac). Al respecto realice lo siguiente: a.- Escriba la ecuación molecular, la ecuación iónica y la ecuación iónica neta para esta reacción. b.- Determine la cantidad máxima de PbI2(s) formado (en gramos) a partir de la reacción de 25 mL de KI(ac) 0,40 M con 30 mL de Pb(NO3)2(ac) 0,30 M. Considere el reactivo limitante para hacer el cálculo. o 3.- (10 puntos) A 400 C, una mezcla gaseosa de hidrógeno (H2), yodo (I2) y ioduro de hidrógeno (HI) en un recipiente de volumen 1 L, se encuentra en el equilibrio y contiene 0,0031 moles/L de H2, 0,0031 moles/L de I2 y 0,0239 moles/L de HI. Calcular considerando la siguiente ecuación química balanceada: H2 (g) + I2 (g) <==> 2 HI (g) a.- Kc b.- La presión total de la mezcla y las presiones parciales de cada uno de los gases. c.- Kp 4.- (10 puntos) El ácido fórmico HCOOH (MM: 46,0 g/mol) deriva su nombre de la palabra latina “formica” que significa hormiga, el que provoca el ardor típico de su picadura. Al disolver 2,30 g de ácido en agua resultan 125,0 mL de disolución que en el equilibrio tiene pH=2,28. - + HCOOH (ac) <==> HCOO (ac) + H (ac) a.- Calcule la concentración molar inicial del ácido. b.- Determine la constante de disociación de este ácido. c.- Determine el porcentaje de disociación de este ácido. Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 - QUI102 Solemne N°3 Sábado 21 de Noviembre de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: UTILICE LAPIZ DE PASTA y responda cada pregunta en su hoja correspondiente. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: -1 Masas Molares (g mol ): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; N = 14,00; Ar = 39,95 -1 -1 1 L = 1000 mL; 1 g = 1000 mg ; 1 kg = 1000 g ; R = 0,08205 L atm K mol ΔTf = Tf° – Tf = Kf m ; π = MRT + pH = - log [H ] T (K) = t (°C) + 273,15 −b ± b 2 −4ac [H + ] para ax 2 + bx + c = 0 ; x = ; % disociación = x100% 2a [HA]o 1.- (10 puntos) El ácido ascórbico o vitamina C (C6H8O6), es una vitamina soluble en agua. Una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico disuelto en 210 g de agua tiene una densidad de 1,22 g/mL a 55ºC. Exprese la concentración de esta solución: a.- como porcentaje en masa de soluto (% m/m). b.- la fracción molar de soluto. c.- la molaridad del ácido ascórbico en esta solución. 2.- (10 puntos) Se disuelven 32,0 g de un oligosacárido en 300 g de agua, resultando una solución cuya densidad es de 1,22 g/mL, la que congela a -0,45 ºC. Si el agua pura congela a 0°C y su Kf es 1,86 ºC/molal, calcule: a.- La molalidad de la solución b.- La masa molar del oligosacárido. c.- La molaridad de la solución d.- La presión osmótica de la solución a temperatura ambiente (25ºC). 3.- (10 puntos) En el laboratorio se puede obtener CO2 (MM= 44,0 g/mol) haciendo reaccionar carbonato de calcio, CaCO3 (MM= 100,1 g/mol), con HCl (MM= 36,5 g/mol). CaCO3 (s) + 2 HCl (ac) → CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g) Si se desea obtener 166,0 g de CO2 (g) a partir de una cantidad suficiente de CaCO3 (s), calcule el volumen de disolución de HCl (ac) 40,0% m/m (d= 1,198 g/ml) que se necesitará. -6 4.- (10 puntos) El ácido mefenámico (C14H13N-COOH; MM=241,3 g/mol; Ka=3,6x10 ) es un medicamento antiinflamatorio no esteroideo que se utiliza para el tratamiento del dolor leve o moderado. Si se prepara una solución disolviendo 150 mg de este compuesto en agua suficiente para completar 25 mL de disolución, calcule: - + C14H13N-COOH (ac) Ù C14H13N-COO (ac) + H (ac) a.- La concentración molar de la solución preparada. b.- Calcule el pH de la disolución resultante. c.- El porcentaje de disociación del ácido mefenámico. Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 – QUI102 EXAMEN Miércoles 01 de Julio de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: -1 Masas Molares (g mol ): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; Na = 23,00; S = 32,07 Números Atómicos: N = 7; O = 8 23 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 10 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT ; Pi = niRT/V -1 -1 R = 0,08205 L atm K mol ; T (K) = t (°C) + 273,15 Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace + pH = - log[H ] Ecuación de Henderson-Hasselbach: pH = pKA + log ([sal]/[ácido]) 1 atm = 760 mmHg; 1 L = 1000 mL; 1 kg = 1000 g 1.- (10 puntos) Una solución buffer se prepara mezclando 11 g de acetato de sodio (CH3COONa) y 0,085 moles de -5 ácido acético (CH3COOH, Ka = 1,8 x 10 ), los que se diluyen con agua hasta formar 1,0 L de disolución. Al respecto, responda: a.- Calcule el pH de la disolución. b.- Calcule el nuevo pH de la disolución que se obtiene después de agregar 0,015 mol de NaOH. Suponga que la adición no produce cambio de volumen de disolución. - 2.- (10 puntos) Para el anión nitrito, NO 2 , responda lo siguiente: a.- Escriba la configuración electrónica de cada uno de los átomos que constituyen este anión. b.- Dibuje las 2 estructuras de Lewis posibles que cumplen con la regla del octeto. c.- Señale la carga formal sobre cada átomo en su estructura de Lewis correspondiente. 3.- (10 puntos) El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación: 2 H2SO4 + Cu → SO2 + CuSO4 + 2 H2O Si se tienen 70 g de cobre (MM = 63,55 g/mol) y 70 g de H2SO4 (MM = 98,02 g/mol), calcular: a.- ¿Cuál es el reactivo que está en exceso? Indique los gramos que están en exceso. b.- Cantidad de moles de SO2 que se desprenden. c.- Masa en gramos de CuSO4 (MM = 159,55 g/mol) que se forman. d.- Porcentaje de rendimiento si sólo se forman 50 g de CuSO4. 4.- (10 puntos) Al mezclar 50 mL de HCl 0,05M con 80 mL de NaOH 0,05M, se produce la siguiente reacción química: HCl (ac) + NaOH (ac) → NaCl (ac) + H2O (l) a.- ¿Cuál es el reactivo en exceso? Indique la cantidad de moles en exceso. b.- Calcule la molaridad de NaOH en la disolución resultante después que ha ocurrido la reacción química. Suponga volúmenes aditivos. c.- Calcule el pH de la disolución resultante. Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso de Química General QUI100 - QUI102 EXAMEN Viernes 04 de Diciembre de 2009 Nombre: Número de Matrícula: Sección: Carrera: Prof.: Puntaje: Nota: UTILICE LAPIZ DE PASTA y responda cada pregunta en su hoja correspondiente. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Apague su celular. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota: P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5 P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0 Datos Potencialmente Útiles: -1 Masas Molares (g mol ): C = 12,01; H = 1,01; O = 16,00; K = 39,10; Na = 23,00; Zn = 65,39; S = 32,10 Conversión Unidades: 1 L = 1000 mL; 1 g = 1000 mg ; 1 kg = 1000 g Números Atómicos: N = 7; O = 8; Cl = 17 23 Número de Avogadro (NA) = 6,023 x 10 entidades/mol Ecuación de los gases: PV = nRT ; Pi = niRT/V -1 -1 R = 0,08205 L atm K mol + - -14 + - pH = - log [H ] ; pOH = - log [OH ] ; pH + pOH = 14 ; KW =1.0 × 10 ; KW =[H ][ OH ] pKa = - log Ka T (K) = t (°C) + 273,15 Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace [sal ] Ecuación de Henderson-Hasselbach: pH = pKa + log [ácido] −b ± b 2 −4ac [H + ] para ax 2 + bx + c = 0 ; x = ; % disociación = x100% 2a [HA]o 1.- (10 puntos) El nitrato de cloro, es una molécula que participa directamente en la destrucción de la capa de ozono, y tiene como esqueleto básico Cl-O-N(O)O, donde tanto el oxígeno entre paréntesis como el terminal van ligados SÓLO al nitrógeno. Al respecto: a.- Escriba la configuración electrónica de cada uno de los átomos que constituyen esta molécula. b.- Calcule el número total de electrones de valencia de la molécula. c.- Proponga una estructura de Lewis posible. d.- Calcule la carga formal de cada uno de los átomos en la estructura propuesta en el punto anterior. 2.- (10 puntos) Considerando la siguiente reacción química: Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g) Si se tienen 25 g de zinc (Zn), responda: a.- ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% m/m y d=1,74 g/mL se necesitan para que reaccione completamente esta cantidad de zinc? b.- Calcule el volumen de hidrógeno (H2) que se liberará a 25°C y 1 atmósfera de presión cuando reaccione completamente la cantidad dada de zinc. 3.- (10 puntos) Al mezclar 250 mL de H2SO4 0,010 M con 250 mL de KOH 0,025 M, se produce la siguiente reacción química: H2SO4 (ac) + 2 KOH (ac) → K2SO4 (ac) + 2 H2O (l) a.- Calcule el pH del ácido (H2SO4) y de la base (KOH) antes de realizar la mezcla. b.- Al realizar la mezcla, ¿cuál es el reactivo en exceso? Calcule los moles que están en exceso. c.- Una vez realizada la mezcla y considerando que los volúmenes son aditivos, calcule el pH de la disolución resultante. Dato: asuma que el ácido sulfúrico (H2SO4) es un ácido fuerte diprótico. 4.- (10 puntos) Para preparar 1,0 L de disolución amortiguadora de pH = 4,86, se necesitan 6 g de ácido acético, CH3COOH (Ka = 1,8 x 10-5), y “X” g de la sal acetato de sodio, CH3COONa. a.- Calcule cuántos gramos de la sal acetato de sodio, CH3COONa, se requieren para preparar esta disolución amortiguadora. b.- Calcule el nuevo pH de la disolución que se obtiene después de agregar 0,02 mol de NaOH. Suponga que la adición no produce cambio de volumen de disolución.