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QUÍMICA EN EJERCICIOS Química en ejercicios / Pablo Evelson ... [et.al.]. - 1a ed. - Ciudad Autónoma de Buenos Aires : Eudeba, 2014. E-Book. - (UBA XXI) ISBN 978-950-23-2269-8 1. Química. I. Evelson, Pablo. CDD 541.07 Eudeba Universidad de Buenos Aires 1a edición: marzo de 2014 © 2014 Editorial Universitaria de Buenos Aires Sociedad de Economía Mixta Av. Rivadavia 1571/73 (1033) Ciudad de Buenos Aires Tel: 4383-8025 / Fax: 4383-2202 www.eudeba.com.ar Composición general: Eudeba Impreso en Argentina. Hecho el depósito que establece la ley 11.723 No se permite la reproducción total o parcial de este libro, ni su almacenamiento en un sistema informático, ni su transmisión en cualquier forma o por cualquier medio, electrónico, mecánico, fotocopia u otros métodos, sin el permiso previo del editor. profesora tutora Lidia Iñigo. profesora tutora María Gabriela Muñoz. profesora adjunta Gabriela Mohina.UNIVERSIDAD DE BUENOS AIRES Rector Ruben Hallu María Catalina Nosiglia Marilina Lipsman Vicerrector Alberto Edgardo Barbieri Secretaria de Asuntos Académicos Subsecretaria de Innovación y Calidad Académica PROGRAMA UBA XXI Directora Vicedirectora Claudia Lombardo Diana Mazza Coordinación Desarrollo Pedagógico María Alejandra Codazzi Procesamiento didáctico Andrea Pandolfo Coordinación Producción Multimedial Liliana Castillo Edición María Alejandra Batista Ariadna Pou Patricia Bucich Diseño de tapa Ariel F. profesor titular Marisa Repetto. Guglielmo Química en ejercicios Contenidos Pablo Evelson. profesora tutora . profesora tutora Ruth Josiowicz. . ............................. Soluciones ..................................... 185 Anexo.............Índice Acerca de UBA XXI................... Reacciones químicas..........29 3.................................. 117 8................................................................................ 167 10.............. Compuestos orgánicos.......................... Equilibrio ácido-base..................................13 2........................................................................................................... 9 Introducción .......................................................................... Gases ideales ..................... Magnitudes atómicas y moleculares...................................... Estructura atómica y clasificación periódica...........49 4.......................................................................................................................................................................................................................................................................................... Equilibrio químico.......................221 Tabla periódica........................................ Uniones químicas y nomenclatura ..............67 5..................85 6............................................................................................................................................................10 1.....................221 Documento: Cifras significativas......222 ........................................................................ 147 9................ Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias ...................................................................99 7............................... . En esta publicación. 9 . desarrolla estrategias de enseñanza orientadas a promover aprendizajes de calidad en los estudiantes que opten por continuar sus estudios a través de esta modalidad.Química en ejercicios Acerca de UBA XXI Acerca de UBA XXI UBA XXI es un programa de educación a distancia de la Universidad de Buenos Aires. cuya propuesta. con diferentes niveles de complejidad. Cabe destacar que frente a escenarios cambiantes y a la proliferación de materiales en distintos soportes. a lo largo de los años. uno de sus desafíos es favorecer la integración de tales recursos en el marco de procesos pedagógicos. cada vez más heterogéneos. que abordan e integran los conceptos teóricos de la materia. Química en ejercicios. se desarrollan multiplicidad de ejercicios prácticos. Este Programa ofrece distintos recursos para favorecer el cursado de la materia y promover el estudio autónomo. Los ejercicios del Bloque 1 hacen un recorrido secuencial y completo de los temas de cada unidad. de esta manera. se estructura en diez capítulos que se corresponden con cada una de las unidades del programa. 10 . Cabe destacar que la cátedra de Química de UBA XXI tiene como objetivo que los alumnos logren desarrollar un nivel de análisis y comprensión de los temas que les permita resolver ejercicios. Al comienzo de cada capítulo. por lo tanto. mientras que en el Bloque 2. se incluyen las respuestas y en el Anexo se publican la Tabla periódica y el documento “Cifras significativas” que utilizamos en UBA XXI. Química en ejercicios. es un material obligatorio para el estudio de la materia Química que se dicta en el Programa de Educación a Distancia de la Universidad de Buenos Aires. UBA XXI. También. Al final de de los mismos. en forma no automática y memorística. Se trata de acercarlos al análisis químico a través de la resolución de los mismos. forma parte del conjunto de los recursos que el Programa brinda a los alumnos para orientarlos en la organización del estudio y acompañarlos en el cursado de la materia. se constituye en material de la bibliografía obligatoria para desarrollar la práctica. En cada capítulo.Química en ejercicios Acerca de UBA XXI Introducción La presente publicación. Este libro comprende una guía de ejercicios de todas las unidades del programa de Química y. Este material está armado en base al programa de Química y. se presenta una variedad de ejercicios con distinto grado de dificultad para afianzar y continuar con la práctica. se presentan ejercicios de complejidad creciente organizados en dos bloques. La resolución de ejercicios tiene como objetivo principal que los alumnos comprendan e integren los diferentes contenidos teóricos que aprendan a lo largo de la cursada. se recomienda realizar un recorrido bibliográfico por los principales contenidos teóricos que se deberán considerar para la resolución de los ejercicios. Analizar si los resultados obtenidos son coherentes según los aspectos teóricos estudiados y los datos del ejercicio. Consultar en el Anexo el documento “Cifras significativas”.Química en ejercicios Acerca de UBA XXI Por último. se sugieren algunos pasos a tener en cuenta antes de comenzar la práctica:     Leer cuidadosamente el enunciado de cada ejercicio y establecer relaciones con los conceptos teóricos de la unidad correspondiente. Se redondea solo el resultado final.  11 . los valores que puedan ser útiles y las incógnitas. Identificar los datos. Recordar que es tan importante el número obtenido como las unidades en las que se expresan los resultados. Verificar que la respuesta indique lo solicitado. Informar los resultados con tres cifras significativas. Química en ejercicios Acerca de UBA XXI 12 . . Los conceptos de: composición nuclear. catión. nucleido. orbital. Clasificación de los elementos según su ubicación en la tabla periódica. Radio atómico. para afianzar sus conocimientos. subnivel. anión. configuración electrónica y configuración electrónica externa. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Las partículas fundamentales que constituyen un átomo. y sus variaciones a lo largo de un grupo y de un período. isótopo. número atómico. número másico. Estructura atómica y clasificación periódica Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. El número atómico y el número másico (su simbolización). Modelo atómico orbital: nivel. unidad de masa atómica y especies isoelectrónicas. es importante. energía de ionización y electronegatividad. ion.1. Representen con su símbolo a los siguientes iones formados por: a) 8 protones. e) 76 neutrones. d) 92 protones. RESPUESTA 2. 13 protones y 10 electrones. b) indiquen cuáles de esos son isótopos. Completen el siguiente cuadro: Símbolo 23 11 Na Z A Nº p Nº e Nº n Carga neta 11 23 32 197 11 11 12 16 0 20 79 10 14 3+ 40 2 20Ca 7 7 3 Li 10 7 RESPUESTA 14 . 49 neutrones y 37 protones. c) 36 electrones. A partir de los símbolos de los siguientes nucleidos: 24 12 Mg 130 56 Ba 79 35 Br 28 14Si 40 19 K 25 12 Mg 19 9F 52 24 Cr 39 19 K a) determinen la composición nuclear y el número de electrones. 143 neutrones. 52 protones y 54 electrones. 90 electrones. Estructura atómica y clasificación periódica Bloque 1 1.Química en ejercicios 1. 10 neutrones y 10 electrones. RESPUESTA 3. b) 14 neutrones. RESPUESTA 15 . 14. d) Los isótopos tienen distinto número de neutrones. RESPUESTA 7. RESPUESTA 8. el número de protones es siempre igual al número de neutrones. determinen el número atómico y el número másico de X. e) Todo anión tiene un número de electrones en la nube menor al número de protones del núcleo. Escriban la CE de los siguientes iones. pertenecen al mismo elemento. Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). e indiquen el número de electrones en el último nivel energético: Li+ O2RESPUESTA Ba 2+ P3- Sr2+ Al3+ 9. h) Los nucleidos X y 37 17 X son isótopos. g) Las especies 35 Br 35 17 - . Una molécula de XO2 tiene en total 23 protones y 24 neutrones. Si se considera que los átomos de oxígeno corresponden a su isótopo más abundante.Química en ejercicios 1. 56. b) Los átomos son partículas eléctricamente neutras. Estructura atómica y clasificación periódica 4. f) La carga nuclear de un átomo está determinada por el número de neutrones. el número de electrones es igual al número de protones. 18. Determinen el número atómico de M. a) En un átomo. Justifiquen las respuestas. Escriban la configuración electrónica (CE) de los átomos de los elementos de número atómico (Z): 19. RESPUESTAS 5. 23. el 16O. i) Si dos átomos tienen el mismo número másico. 37 Rb y 18Ar son isoelectrónicas. Identifiquen al elemento X con su símbolo. c) En los iones. Un átomo del elemento M forma un catión divalente isoelectrónico con el ion 79Z– que posee 44 neutrones en su núcleo. 34. Escriban la configuración electrónica externa (CEE) de las siguientes especies: Na+ Te As3 – Rb+ INe Indiquen cuáles de estas son isoelectrónicas. RESPUESTA 6. Dados los elementos de Z: 11. identifiquen con sus símbolos a: a) los metales. 3. Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). metales alcalinos. Identifiquen al elemento X con su símbolo. metales alcalino-térreos y gases nobles. 20. RESPUESTA 11. 10. b) al/a los elemento/s de transición. d) Los cationes divalentes que forman los átomos del segundo metal alcalino son isoelectrónicos con los aniones monovalentes que forman los átomos del segundo halógeno. e) La CEE del ion que forma un átomo del cuarto halógeno es 4s2 4p6. 19. 9. 38 y 53 en: halógenos. Estructura atómica y clasificación periódica 10. c) La CEE del Mg 2+ es 3s2. RESPUESTA 16 . 12.Química en ejercicios 1. Justifiquen las respuestas. 52 y 30. d) los elementos que pertenecen al mismo período. a) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4p tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 4f. c) los elementos que pertenecen al mismo grupo. Un átomo del quinto metal alcalino forma un ion isoelectrónico con el anión X2–. RESPUESTA 13. Clasifiquen a los elementos de Z = 2. RESPUESTA 12. b) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4s tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 5s. 16. a) Identifiquen al elemento X con su símbolo. RESPUESTA 17.Química en ejercicios 1. Justifiquen las respuestas. b) Indiquen el número de neutrones presentes en el isótopo de X.7 KJ/mol c) 1251. El elemento X es el segundo halógeno y el isótopo del elemento R posee el mismo número de protones que de neutrones. La molécula RX4 está formada por 74 protones y por 78 neutrones. Ordenen en forma creciente el carácter metálico de los siguientes elementos: Sn Sr Ba Si RESPUESTA 17 .3 KJ/mol Asignen a cada uno de los siguientes elementos: I. c) Escriban la CE del átomo R. Para cada terna de elementos. Cl y Sn. RESPUESTA 16. Estructura atómica y clasificación periódica 14.5 KJ/mol b) 708. RESPUESTA 15. ordenen en forma creciente el radio atómico: a) 12Mg b) 19K c) 4Be 17Cl 55Cs 7N 14Si 3Li 20Ca Justifiquen las respuestas. el valor que le corresponde. Se dispone de los siguientes valores de energía de primera ionización (Ei): a) 1008. RESPUESTA 19. Indiquen: a) el símbolo y el número atómico de R y de Q. T.Q forma un anión divalente que tiene 18 electrones. Estructura atómica y clasificación periódica 18. y los siguientes datos: . RESPUESTA 20. b) el número de neutrones que tiene el núcleo del isótopo 34Q. Identifiquen con su símbolo a los átomos de los elementos que poseen las siguientes CEE: a) 3s2 3p3 RESPUESTA b) 4s2 3d1 c) 5s1 d) 4s2 4p4 e) 6s24f3 18 . b) el número de neutrones de un átomo de 35Q. Q. d) el símbolo de un elemento que pertenezca al mismo grupo que Q. c) la notación adecuada del isótopo del elemento T que tiene 13 neutrones en su núcleo. . Indiquen: a) el símbolo del ion más estable de R.Química en ejercicios 1. c) la CEE del catión divalente que forma R.el isótopo 40R tiene 21 neutrones en su núcleo. Un átomo del elemento R forma un catión divalente isoelectrónico con la especie 37Q– cuyo núcleo tiene 20 neutrones. Dados los elementos R. cuyos átomos presenten mayor energía de primera ionización.la CEE del átomo de T es 3s2. . Indiquen el número másico de E. c) 13 protones y 14 neutrones. Un átomo del elemento E forma un anión divalente isoelectrónico con el catión monovalente que forma un átomo de potasio. b) 50 neutrones y Z = 37. 18 electrones y 16 neutrones.Química en ejercicios 1. b) el número de neutrones. c) el número de partículas positivas en el núcleo. A partir de la siguiente información y de la tabla periódica. se necesitan para calcular: a) el número de protones de un átomo. Estructura atómica y clasificación periódica Bloque 2 1.Na+ S2RESPUESTA 5. c) cuál de los siguientes iones es isoelectrónico con la partícula mencionada: Ca2+ F. Se sabe que una partícula está formada por 15 protones. si se sabe que tiene 17 neutrones en su núcleo. RESPUESTA 19 . Indiquen cuáles de estos datos. d) un átomo de cloro con 20 neutrones. RESPUESTA 2. Z y/o A. b) el símbolo de la especie correspondiente. Indiquen: a) si este conjunto de partículas subatómicas constituye a un átomo o a un ion. Completen las ecuaciones de formación de los siguientes iones: a) F + _ _ _ → F – b) Ba → Ba2+ + _ _ _ RESPUESTA 4. d) el número de electrones en un anión monovalente. RESPUESTA 3. escriban los símbolos químicos de los nucleidos correspondientes: a)14 protones y 16 neutrones. Determinen el número másico de X. Los átomos Q y R tienen el mismo número másico. indiquen si los elementos son representativos o de transición. e identifíquenlos con sus símbolos. Estructura atómica y clasificación periódica 6. Un átomo de R forma un catión trivalente constituido por 25 electrones y 30 neutrones. Escriban la CE y la configuración electrónica externa (CEE) de los átomos de los siguientes elementos: Be RESPUESTA Sr Zn Mn As 10. A partir de las siguientes CEE. RESPUESTA 7. RESPUESTA 8. a) CEE: 4s2 4p3 RESPUESTA b) CEE: 4s2 3d3 c) CEE: 6s1 d) CEE: 4s2 4p6 11.Química en ejercicios 1. c) Identifiquen con su símbolo a los elementos mencionados. si se sabe que tiene 20 neutrones en su núcleo y forma un ion mononegativo que es isoelectrónico con 20R2+. Identifiquen con su símbolo al elemento X.es isoelectrónico con un átomo del tercer gas noble. El ion E2. Escriban el símbolo del ion más estable que pueden formar los átomos de los siguientes elementos: a) Na b) N c) K d) I RESPUESTA 20 . El átomo Q tiene dos protones menos que R. RESPUESTA 12. a) Indiquen el número atómico y el número másico de Q y de R. b) Calculen el número de neutrones de un átomo de Q. Los iones X3– y Sr2+ son isoelectrónicos. Indiquen grupo y período al que pertenece el elemento E. RESPUESTA 9. RESPUESTA 14.Química en ejercicios 1. d) el símbolo de un elemento del mismo período que T. a) Identifiquen a M con su símbolo e indiquen a qué grupo y período pertenece. c) el grupo y el período al que pertenecen ambos elementos. RESPUESTA 16. cuyos átomos tengan menor radio atómico. Sr y el elemento mencionado en el enunciado. RESPUESTA 15. Un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el quinto gas noble. Un átomo de 22X es isoelectrónico con el ion 24T2+. b) Indiquen el número de neutrones del isótopo de T cuyo número másico es 131. a) Identifiquen al elemento T con su símbolo. b) Indiquen cuántos neutrones tiene en su núcleo el isótopo 88M. b) el número de partículas sin carga eléctrica que constituye a un átomo de 22X. Indiquen: a) la CEE de T. Se sabe que R es un elemento representativo del tercer período que tiene 5 electrones en su CEE. Una molécula de RX3 tiene en total 66 protones. determinen el grupo y período al que pertenece X. c) Ordenen de mayor a menor el carácter metálico de los elementos Ba. El núcleo de T2+ está formado por igual número de protones que de neutrones. Estructura atómica y clasificación periódica 13. RESPUESTA 21 . El elemento M es representativo y forma el catión M2+ cuya CEE es 4s2 4p6. a) Identifiquen a X con su símbolo. Los elementos M y Q pertenecen al segundo período. cuyo número másico es 34. 25 y 35. indiquen: a) el tipo y el número de partículas que componen al isótopo 81 35 X b) el símbolo del elemento de transición. 16. b) el símbolo de M y el grupo al que pertenece. RESPUESTA 18. c) la CE del ion más estable que forma el potasio. d) el símbolo del átomo que presenta mayor energía de primera ionización. c) la CE del ion más estable que forma el átomo del elemento de Z= 16. Dada la fórmula del compuesto K2S. Q es un halógeno y M es un metal alcalino. Un átomo de T forma con un átomo del elemento X el compuesto de fórmula XT que tiene 36 protones.Química en ejercicios 1. El átomo del elemento T forma un anión divalente cuya CEE es 3s23p6. RESPUESTA 20. c) el tipo y número de partículas que hay en el núcleo de 7M. Indiquen: a) el símbolo del ion más estable que forma Q y su CEE. RESPUESTA 19. b) Indiquen el número de neutrones de un átomo de 44X. c) Escriban la CE de T. Dados los átomos de los elementos de número atómico 19. d) el símbolo del elemento de mayor carácter metálico que pertenece al período 4. Estructura atómica y clasificación periódica 17. RESPUESTA 22 . indiquen: a) el símbolo del átomo del elemento que es isoelectrónico con el anión y el catión que forman una unidad de fórmula de ese compuesto y escriban su CEE. b) el número de neutrones que tiene el isótopo del elemento más electronegativo del compuesto dado. Estructura atómica y clasificación periódica 21. a) Indiquen el número de neutrones en el núcleo de 41R+. cuyo núcleo tiene 4 neutrones menos que el isótopo 41R+. c) Identifiquen a R con su símbolo y escriban su CE. b) Escriban la CEE de 35R–. b) Escriban la CEE del átomo del elemento M. El ion 41R+ es isoelectrónico con el tercer gas noble. Otro elemento M posee un isótopo de número másico 34.Química en ejercicios 1. a) Indiquen los símbolos químicos correspondientes a los elementos X y T. c) Determinen la composición nuclear del isótopo 87X. RESPUESTA 22. El elemento T está ubicado en el mismo período que R y en el mismo grupo que X. RESPUESTA 23 . Un átomo del elemento X forma un ion dipositivo isoelectrónico con 35R–. Estructura atómica y clasificación periódica Respuestas Bloque 1 1. a) Nucleido 24 12 Mg 130 56 Ba Volver a los ejercicios del Bloque 1 Composición nuclear Número de electrones 12 p y 12 n 56 p y 74 n 35 p y 44 n 14 p y 14 n 19 p y 21 n 12 p y 13 n 9 p y 10 n 24 p y 28 n 19 p y 20 n 24 12 Mg 12 56 35 14 19 12 9 24 19 y 40 19 K 79 35 Br 28 14Si 40 19 K 25 12 Mg 19 9F 52 24 Cr 39 19 K b) Los isótopos son: y 25 12 Mg . Símbolo 23 11 Na Z A Nº p Nº e Nº n Carga neta 11 16 79 13 20 7 3 23 32 197 27 40 14 7 11 16 79 13 20 7 3 11 18 79 10 18 10 2 12 16 118 14 20 7 4 0 20 3+ 2+ 3+ 32 216S 197 79 Au 27 3 13 Al 40 2 20Ca 14 37N 7 3 Li 24 . 39 19 K 2.Química en ejercicios 1. a) 18 28O 3 b) 27 13 Al c) 86 37 Rb d) 235 2 92 U e) 128 252Te 3. Símbolo Na+ Te As3– Rb+ INe CEE 2s2 2p6 5s2 5p4 4s2 4p6 4s2 4p6 5s2 5p6 2s2 2p6 Especies isoelectrónicas: Na+ y Ne. Estructura atómica y clasificación periódica 4. As3 – y Rb+ 25 . a) I b) C c) I d) C e) I f) I g) I h) C i) I Elaboren las justificaciones correspondientes. CE K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 CE Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 CE Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 CE Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 CE V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 CE Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 8.Química en ejercicios 1. Z = 7 A = 15. Z = 38 6. Símbolo CE Electrones externos Li+ O2– Ba2+ P3 – Sr2+ Al3+ 1s2 1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 1s2 2s2 2p6 2 8 8 8 8 8 9. 5. N 7. 7 KJ/mol I = 1008. Ca y Zn b) Zn c) S y Te d) Período 3: Na y S. 17. X: Te 13. 19K. a) 17Cl.Química en ejercicios 1. a) 26 30 14Si b) 87 37 Rb c) 27 13Al d) 37 17Cl . Sn = 708. 4Be. 12Mg correspondientes. a) Cl b) 18 n c) CE: 1s2 2s2 2p2 15. período 4: Ca y Zn 11. a) Z b) Z y A c) Z d) Z Volver a los ejercicios del Bloque 2 2.5 KJ/mol. Elaboren las justificaciones correspondientes. Halógenos: 9F y 53I. Estructura atómica y clasificación periódica 10. Sr y Ba 18. Sn. Metales alcalino-térreos: 12Mg y 38Sr. Gases nobles: 2He y 10Ne 12.3 KJ/mol. 20Ca. 14Si. a) C b) C c) I d) I e) I . Si. a) R: 20Ca y Q: 17Cl b)18 c) 3s2 3p6 d) F 20. Metales alcalinos: 3Li y 19K. Elaboren las justificaciones correspondientes. 55Cs c) 7N. Cl = 1251. a) K+ b) 18 c) 25 12 Mg 19. a) Na. b) 3Li. a) P b) Sc c) Rb d) Se e) Pr Bloque 2 1. Elaboren las justificaciones 16. 14. Anión trivalente b) 31 315 P c) Ca2+ y S2- 5. representativo d) Kr. Z Q = 26 y A Q= 58 b) 32 n c) Fe y Ni 9. Grupo 16 y período 3 12. a) Sr. a) Un ion. A = 37 7. As 8.Química en ejercicios 1. grupo 2 y período 5 b) 50 n 14. transición c) Cs. a) T: I b) 78 n c) Ba. Estructura atómica y clasificación periódica 3. a) Na+ b) N3– c) K+ d) I– 13. I 27 . a) Z R = 28 y A R = 58. a) As. Grupo 17 y período 3 15. a) F + 1e → F – b) Ba → Ba2+ + 2 e 4. Símbolo CE CEE Be Sr Zn Mn As 1s2 2s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 2s2 5s2 4s2 3d10 4s2 3d5 4s2 4p3 10. representativo b) V. representativo 11. A = 33 6. Sr. a) 22 n b) 3s23p4 c) K. grupo 1 c) 3 p. por ejemplo: Si. grupo 2 y período 3 d) Cualquiera de los que se ubican en el período 3 que posean mayor número atómico que el magnesio. 4 n d) F 18. 3s23p6 b)18 n c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6 21. a) X: Sr y T: Ca b) 4s24p6 c) 38 p y 49 n 22. a) F–.Química en ejercicios 1. CEE: 2s2 2p6 b) Li. a) Ar. a) Ca b) 24 n c)1s2 2s2 2p6 3s23p4 20. 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1 28 . grupo 18 y período 2 y T: Mg. a) CEE Mg: 3s2 b) 12 n c) X: Ne. Estructura atómica y clasificación periódica 16. 17. a) 35 p. 35 e y 46 n b) Mn c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6 d) K 19. Representación de:   las fórmulas mínimas y las moleculares. Nomenclatura de los compuestos inorgánicos binarios. covalente y metálica) y sus características. La polaridad de los enlaces y representación del momento dipolar. etc. ternarios y cuaternarios. corchetes. . cada uno de los términos (símbolos.2. Características generales de las sustancias iónicas. covalentes moleculares y metálicas. Uniones químicas y nomenclatura Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo.) utilizados en las estructuras de Lewis. es importante. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Características de los distintos tipos de uniones químicas (iónica. para afianzar sus conocimientos. puntos o cruces. según el concepto de electronegatividad. Uniones químicas y nomenclatura Bloque 1 1.ClO– H3O+ OH– PO3 4 2 SO3 RESPUESTA 30 .Química en ejercicios 2. Dibujen la estructura de Lewis de los siguientes iones: S2. En cuál de los recipientes se representan: a) moléculas de NH3 b) moléculas de Cl2 c) un cristal de KCl 1 RESPUESTA 2 3 4 5 6 2. Identifiquen el tipo de uniones involucradas en una unidad elemental (molécula o unidad de fórmula) de: a) BF3 b) K2O c) C2H6 RESPUESTA d) SeO2 e) KBr f) CaCl2 3. indiquen el tipo de unión. A partir de las siguientes fórmulas. el tipo de partículas que constituyen a las sustancias y dibujen sus estructuras de Lewis: a) NaF b) AsH3 c) SiCl4 d) LiCl e) PCl3 f) Ca3N2 g) SO2 h) Li2O i) N2O5 RESPUESTA 4. Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis Mg(OH)2 ácido clórico Co(NO2)3 hidróxido de cobre (I) H2SO4 carbonato de amonio KHS HNO3 hidrógeno sulfito de níquel (III) RESPUESTA 31 hidrógeno sulfuro de potasio . Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis CaF2 trióxido de dinitrógeno LiBr heptóxido de dicloro H2S óxido de cesio RESPUESTA sal binaria 7. Determinen los números de oxidación de todos los elementos que forman las siguientes especies: MnO2 Fe3+ S2AsH3 CuH Al2S3 NO2 Na2SO4 KMnO4 CrO 2 4 NO3 NH4 RESPUESTA 6. Uniones químicas y nomenclatura 5.Química en ejercicios 2. c) En una unión covalente dativa. a) Todos los compuestos binarios constituidos por metales y no metales son iónicos. una oxosal en la que el metal actúe con estado de oxidación +3 y el no metal con estado de oxidación +4. RESPUESTA 32 . iii. y otro elemento Y. un oxoácido en el que el no metal actúe con estado de oxidación: i) +1. Uniones químicas y nomenclatura 8. vi. una oxosal formada por un metal del grupo 2 y un no metal del grupo 17. Justifiquen las respuestas. ii. b) Los átomos tienen mayor estabilidad al adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. + ix. que pertenece al grupo 2. la estructura de Lewis y el nombre de: i. ii) +4. d) Los átomos de los elementos que presentan valores altos de energía de ionización pueden forman enlaces metálicos. que pertenece al grupo 16: a) RESPUESTA b) X-Y-X c) d) XY e) X2Y f) X=Y 10. RESPUESTA 9. un oxoanión monovalente y uno divalente. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I).Química en ejercicios 2. un hidróxido formado por un catión trivalente. Indiquen cuál/es de las siguientes representaciones y/o fórmulas es/son correcta/s para un compuesto formado por un elemento X. iii) +5 respectivamente. un oxoanión que presente: i) 2 uniones covalentes simples y 1 unión covalente doble. vii. Escriban la fórmula empírica. uno de los átomos es el que aporta el par de electrones que es compartido. ii) 1 unión covalente simple. un hidróxido de un metal alcalino-térreo. iii) 1 unión covalente simple y 2 uniones covalentes dativas. viii. o coordinada. un átomo de fósforo y cuatro átomos de oxígeno. una oxosal formada por PO3 4 y K . una molécula formada por tres átomos de hidrógeno. v. iv. ii) el yodo. 38 y 53. indiquen: a) los símbolos de los que solo presentan números de oxidación positivos. Representen el vector momento dipolar para cada uno de los siguientes enlaces: a) b) c) d) e) Si C N O Si Cl O F Cl N RESPUESTA 13. 17. Dados los números atómicos (Z) 9. c) el tipo de unión que predomina en el compuesto constituido por los elementos cuyos números atómicos son 9 y 55. flúor. azufre y fósforo.Química en ejercicios 2. sodio. de diferentes átomos. c) Indiquen el nombren de cada una de las sustancias. Uniones químicas y nomenclatura 11. RESPUESTA 12. 55. 33 . a) Clasifiquen a las siguientes sustancias en iónicas o covalentes moleculares según corresponda: Rb2O P2O5 I2O Na2SiO3 Br2O7 HClO4 H2CO3 HCN Al(OH)3 Ca(IO2)2 b) Escriban sus estructuras de Lewis. RESPUESTA 2. argón. b) el símbolo del que tiene el valor de electronegatividad más bajo. aluminio. RESPUESTA Bloque 2 1. a) Elijan un metal alcalino e indiquen qué tipo de unión establece con: i) el nitrógeno. Escriban la notación de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: carbono. indicando el tipo de uniones presentes en cada una. Indiquen cuál/es de las siguientes moléculas presenta/n. un enlace covalente dativo o coordinado: a) NH3 b) SO2 c) CS2 d) SO3 RESPUESTA 6. cobre y selenio. a) Elijan un elemento del grupo 16 e indiquen qué tipo de unión establece con: i) el carbono. b) Escriban las estructuras de Lewis y las fórmulas moleculares para las unidades elementales de cada una de las sustancias del punto anterior. Escriban las fórmulas de los óxidos que forman los siguientes elementos. al menos. ii) el cloro. Uniones químicas y nomenclatura b) Escriban las estructuras de Lewis y la fórmula empírica para las unidades elementales de cada una de las sustancias del punto anterior. con sus diferentes estados de oxidación: litio. Representen las estructuras de Lewis y las fórmulas mínimas de las unidades elementales de los compuestos constituidos por los siguientes elementos: a) 19K y 17Cl b) 20Ca y 8O c) 3Li y 16S d) 13Al y 9F e) 12Mg y 35Br RESPUESTA 4. hierro. RESPUESTA 3. bromo.Química en ejercicios 2. RESPUESTA 34 . RESPUESTA 5. y las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) que constituyen cada una de las sustancias. a) Escriban las estructuras de Lewis de ambas unidades elementales. b) Clasifiquen ambos compuestos según el tipo de unión química. se une a átomos del segundo halógeno. iii) H y C y iv) Al y O. b) Dibujen las estructuras de Lewis y escriban las fórmulas empíricas y las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos. a) Indiquen el tipo de unión que predomina en los compuestos constituidos por los siguientes pares de elementos: i) P y I. según corresponda. con el tercer metal alcalino. Un átomo del elemento R que pertenece al grupo 15 y al período 2.Química en ejercicios 2. Escriban el nombre de los siguientes iones: CO3 BrO4 IO NO2 RESPUESTA 35 . Uniones químicas y nomenclatura 7. Además. Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis MgO bromuro de hidrógeno K2Se pentóxido de dibromo Mg3N2 RESPUESTA 9. constituye otro compuesto de fórmula M3R. ii) S y K. RESPUESTA 8. RESPUESTA 2 10. Escriban la fórmula y nombren el oxoácido que forma el nitrógeno cuando actúa con estado de oxidación +3. Uniones químicas y nomenclatura 11. RESPUESTA 12.Química en ejercicios 2. RESPUESTA 14. RESPUESTA 36 . los átomos centrales no cumplen la Regla del octeto. Escriban la fórmula y nombren la oxosal que se forma a partir del anión NO3 y el catión que forma el Fe (hierro) con su menor estado de oxidación. a) Dibujen las estructuras de Lewis de las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) de los siguientes compuestos: Cl2O3 SeO3 BH3 H2SO3 KOH Al(NO2)3 SF6 b) Indiquen en cuáles de las moléculas del punto anterior. Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis Ca(OH)2 ácido hipobromoso Li2SO3 HClO2 nitrato de magnesio HIO4 sulfato de calcio NaHCO3 RESPUESTA 13. indicados en las filas. indicados en las columnas. a) Escriban la fórmula y el nombre de la oxosal formada por aniones ClO3 y iones Cu2+. Uno de los iones estables del plomo es tetravalente. RESPUESTA 16. b) la fórmula del óxido correspondiente. identificando a X con su símbolo. Un átomo del elemento X forma con tres átomos de oxígeno un anión monovalente. Además. b) Dibujen la estructura de Lewis del anión. se sabe que el número atómico de X es mayor que 3 y menor que 9. RESPUESTA 18. Uniones químicas y nomenclatura 15. Escriban la estructura de Lewis y el nombre de dicho anión. Indiquen: a) el símbolo del ion. RESPUESTA 37 . y los aniones. c) la fórmula del sulfato de plomo (IV). Iones Fe3+ Li+ Sr2+ O2FOH2 SO4 3 PO4 Fe2O3 óxido de hierro (III) HCO3 RESPUESTA 17.Química en ejercicios 2. Escriban las fórmulas mínimas y los nombres de las sustancias constituidas por los cationes. en el que todos los átomos cumplen con la Regla del octeto. como se muestra en el ejemplo. a) Escriban las estructuras de Lewis y el nombre de los siguientes oxoácidos: i) H3PO4 ii) H2SeO4 b) Indiquen tipo y número de enlaces presentes en las moléculas de cada uno de los ácidos del punto anterior. Uniones químicas y nomenclatura 19. A partir de las fórmulas de las siguientes moléculas.Química en ejercicios 2. RESPUESTA 38 . indiquen cuáles presentan enlaces no polares: a) CO2 b) O2 RESPUESTA c) CH4 d) Br2 e) CCl4 20. Clasifiquen los enlaces covalentes en polares y no polares según corresponda. Fórmula Tipo de unión d) covalente . e) iónica.Química en ejercicios 2. a) Covalente. 3. f) iónica. c) covalente. Uniones químicas y nomenclatura Respuestas Bloque 1 1. Volver a los ejercicios del Bloque 1 c) recipiente 4. 2. b) recipiente 3. a) Recipiente 5 . Tipo de partículas Estructura de Lewis NaF iónica cationes y aniones Dibujen la estructura de Lewis AsH3 covalente moléculas SiCl4 covalente moléculas LiCl iónica cationes y aniones Dibujen la estructura de Lewis PCl3 covalente moléculas Ca3N2 iónica cationes y aniones SO2 covalente moléculas Dibujen la estructura de Lewis Li2O iónica cationes y aniones N2O5 covalente moléculas Dibujen la estructura de Lewis 39 . b) iónica. MnO2 +4 -2 Na2SO4 +1 +6 -2 Fe3+ +3 KMnO4 +1 +7 -2 S2-2 AsH3 -3 +1 Al2S3 +3 -2 NO2 +4 -2 CuH +1 -1 CrO2 4 +6 -2 NO3 +5 -2 NH4 -3 +1 40 .y ClO–. Uniones químicas y nomenclatura 4.Química en ejercicios 2. 5. Fórmula del ion Estructura de Lewis H3O+ OH– PO3 4 2 SO3 Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: S2. Uniones químicas y nomenclatura 6. Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis Mg(OH)2 hidróxido de magnesio hidróxido HClO3 ácido clórico oxoácido Co(NO2)3 nitrito de cobalto (III) oxosal Dibujen la estructura de Lewis CuOH hidróxido de cobre (I) hidróxido 41 .Química en ejercicios 2. Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis CaF2 fluoruro de calcio sal binaria N2O3 LiBr trióxido de dinitrógeno bromuro de litio óxido de no metal sal binaria Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de no metal H2S sulfuro de hidrógeno hidrácido Cs2O óxido de cesio óxido de metal Dibujen la estructura de Lewis 7. por ejemplo: Ca(OH)2 c) H3PO4 d) i) HXO. c y d 10. Elaboren las justificaciones correspondientes. por ejemplo: HNO3 42 . por ejemplo: H2CO3. Uniones químicas y nomenclatura H2SO4 ácido sulfúrico oxoácido (NH4)2CO3 carbonato de amonio sal cuaternaria KHS hidrógeno sulfuro de potasio hidrogenosal HNO3 ácido nítrico oxoácido Ni(HSO3)3 hidrógeno sulfito de níquel (III) hidrógenoxosal 8. 9. por ejemplo: HBrO. ii) H2XO3. M representa a un metal y X a un no metal. a) I b) C c) C d) I . por ejemplo: Al(OH)3 b) M(OH)2. a) M(OH)3. En todas las respuestas dadas en forma general. Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. iii) HXO3.Química en ejercicios 2. por ejemplo: SiO3 ii) XO . b) Cs. c) N → F. a) Cs y Sr. por ejemplo: SO3 2.Química en ejercicios 2 e) XOb . por ejemplo: BrO iii) XOb . c) iónica 12. d) O ← Cl. por ejemplo: Al2(SO3)3. a) Si → Cl. Fórmula Tipo de sustancia Estructura de Lewis Tipo de unión en cada unidad elemental Nombre Rb2O iónica Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis iónica covalentes simples. Uniones químicas y nomenclatura f) 2 i) XO2 b . por ejemplo: IO3 g) h) i) M2(XO3)3. por ejemplo: Mg(ClO4)2. por ejemplo: ClO2 y XO2 b . b) C → O. e) Si → N 13. K3PO4 11. M(XOb)2 . dobles y dativas covalentes simples iónica covalentes simples y dativas covalentes simples y dativas covalentes simples y doble covalentes simples y triple óxido de rubidio pentóxido de difósforo monóxido de diyodo silicato de sodio heptóxido de dibromo ácido perclórico ácido carbónico P2O5 molecular I2O Na2SiO3 Br2O7 HClO4 molecular iónica molecular molecular Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis H2CO3 molecular HCN molecular cianuro de hidrógeno 43 . Química en ejercicios 2. Uniones químicas y nomenclatura Al(OH)3 iónica Dibujen la estructura de Lewis iónica Ca(IO2) 2 iónica iónica hidróxido de aluminio yodito de calcio 44 . unidades de fórmula iii) covalente. b y d 6. Las fórmulas moleculares son CX2 y XCl2 (X representa al elemento elegido). Br2O7. Las fórmulas empíricas son: i) PI3 ii) K2S iii) CH4 iv) Al2O3 45 . moléculas iv) iónica. c y e. 3. SeO2 y SeO3. Cu2O. CuO.Química en ejercicios 2. 2. a) i) covalente. a) d) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para b. Br2O3. Br2O5. unidades de fórmula b) Dibujen las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas correspondientes. Uniones químicas y nomenclatura Respuestas Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1. Br2O. Fórmulas mínimas: a) KCl b) CaO c) Li2S d) AlF3 e) MgBr2 4. moléculas ii) iónica. a) i) covalente ii) covalente b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. FeO. Fe2O3. 5. La fórmula empírica puede ser: M3N y MI (M representa al metal elegido). a) i) iónica ii) iónica b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. 7. Li2O. BrO4 : ion perbromato. KOH. SF6. IO : ion hipoyodito. Uniones químicas y nomenclatura 8. SeO3. iónico. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: Cl2O3. covalente molecular y K3N. CO3 : ion carbonato. NO2 : ion nitrito 11. b) NCl3. b) BH3 y SF6 46 . H2SO3. Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis MgO óxido de magnesio óxido de metal Dibujen la estructura de Lewis HBr bromuro de hidrógeno hidrácido Dibujen la estructura de Lewis K2Se seleniuro de potasio sal binaria Dibujen la estructura de Lewis Br2O5 Mg3N2 pentóxido de dibromo nitruro de magnesio óxido de no metal sal binaria Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis 9.Química en ejercicios 2. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. 2 10. HNO2 . a) Pb4+ b) PbO2 c) Pb(SO4)2 47 . Fe(NO3)2. ácido nitroso 15.Química en ejercicios 2. nitrato de hierro (II) 14. Fórmula empírica Nombre Clasificación Estructura de Lewis Ca(OH)2 hidróxido de calcio hidróxido Dibujen la estructura de Lewis HBrO ácido hipobromoso oxoácido Dibujen la estructura de Lewis Li2SO3 sulfito de litio oxosal Dibujen la estructura de Lewis HClO2 ácido cloroso oxoácido Dibujen la estructura de Lewis Mg(NO3)2 nitrato de magnesio oxosal Dibujen la estructura de Lewis HIO4 ácido periódico oxoácido Dibujen la estructura de Lewis CaSO4 sulfato de calcio hidrógeno carbonato de sodio (bicarbonato de sodio) oxosal Dibujen la estructura de Lewis NaHCO3 hidrógenoxosal Dibujen la estructura de Lewis 13. Uniones químicas y nomenclatura 12. a) Cu(ClO3)2 clorato cúprico o clorato de cobre (II) b) 19. 4 uniones covalentes simples (dos enlaces O-H y dos enlaces Se-O) y dos uniones covalentes coordinadas o dativas (Se→O). b y d 20. nombre: anión nitrato. Uniones químicas y nomenclatura 16. 18. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes.Química en ejercicios 2. i) ácido ortofosfórico ii) ácido selénico b) H3PO4. Los seis enlaces son covalentes polares. H2SeO3. Los siete enlaces son covalentes polares. 6 uniones covalentes simples (tres enlaces O-H y tres enlaces P-O) y una unión covalente dativa (P→O). Dibujen la estructura de Lewis para NO3 . Iones Fe3+ Li+ Sr2+ O2FOH- SO2 4 PO3 4 HCO3 Fe2O3 óxido de hierro (III) FeF3 fluoruro de hierro (III) Fe(OH)3 hidróxido de hierro (III) Fe2(SO4)3 sulfato de hierro (III) FePO4 ortofosfato de hierro (III) Fe(HCO3)3 hidrógeno carbonato de hierro (III) Li2O óxido de litio LiF fluoruro de litio LiOH hidróxido de litio Li2SO4 sulfato de litio Li3PO4 ortofosfato de litio LiHCO3 hidrógeno carbonato de litio SrO óxido de estroncio SrF2 fluoruro de estroncio Sr(OH)2 hidróxido de estroncio SrSO4 sulfato de estroncio Sr3(PO4)2 ortofosfato de estroncio Sr(HCO3)2 hidrógeno carbonato de estroncio 17. 48 . Solubilidad y el proceso de disolución a nivel submicroscópico. Diferencias entre los puntos de fusión de las sustancias iónicas y de las sustancias moleculares. Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción. Polaridad de moléculas diatómicas y de moléculas de más de dos átomos. . Punto de ebullición y punto de fusión. es importante. Características que presenta un material para conducir la corriente eléctrica. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. iones o moléculas). para afianzar sus conocimientos. entre las partículas (átomos. la geometría molecular y el ángulo de enlace. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia. Características de las fuerzas de atracción entre las partículas que constituyen a las distintas sustancias: iónicas. Geometría electrónica. moleculares y metálicas.3. y los puntos de ebullición y de fusión. propiedades físicas. justifiquen las respuestas. RESPUESTA 50 . Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias Bloque 1 1. la geometría del ion y el ángulo de enlace que queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes en los siguientes iones: 2 a) CO3 b) BrO4 c) NO2 d) NH4 e) ClO2 f) IO3 2 g) SO3 h) H3O RESPUESTA 3. c) Determinen cuál de los compuestos anteriores está formado por moléculas polares. Indiquen la geometría electrónica. HClO c) determinen la geometría molecular en cada caso y justifiquen utilizando TRePEV. RESPUESTA 4. d) indiquen la polaridad de las distintas moléculas y de cada uno de los enlaces entre los átomos que las forman. Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas: Cl2 HCl NCl3 a) dibujen las estructuras de Lewis. a) Indiquen la fórmula del óxido constituido por moléculas de geometría angular. Justifiquen la respuesta. Indiquen la geometría electrónica. según corresponda.Química en ejercicios 3. b) Escriban la estructura de Lewis del óxido cuyas moléculas presenten el mayor ángulo de enlace. b) indiquen el estado de oxidación del cloro en cada una. la geometría molecular y el ángulo de enlace (α) que queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes de las siguientes moléculas: a) CO2 b) H2O c) SO2 g) SO3 h) CH4 i) CHCl3 RESPUESTA d) BeCl2 e) Cl2O f) NH3 j) PCl3 k) SiBr4 2. El selenio forma diferentes óxidos. e) La polaridad de las moléculas diatómicas coincide con la polaridad del enlace de los átomos que las forman. seleccionen la sustancia que presente mayor punto de ebullición.Química en ejercicios 3. A partir de los siguientes elementos: H Se O Cl Ca a) escriban la fórmula de dos compuestos binarios cuyas moléculas presenten el mismo tipo de geometría molecular. d) Una molécula es polar si todos los momentos dipolares de los enlaces son iguales en módulo. b) Para determinar la polaridad de una molécula de tres o más átomos. Justifiquen las respuestas. Justifiquen las respuestas. c) La geometría de una molécula siempre coincide con su geometría electrónica. a) En una molécula diatómica el ángulo de enlace es de 180°. b) dibujen la estructura de Lewis del anión tretraatómico que forman el cloro y el oxígeno. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 5. es necesario conocer la geometría de la misma. RESPUESTA 6. Indiquen el tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada una de las siguientes sustancias: a) CBr4 f) CH3OH RESPUESTA b) HNO2 g) CH3Cl c) CH2Cl2 h) SeCl2 d) Cl2 i) PI3 e) HBr 8. a) CO2 y SO2 b) H2O y H2Se c) NaF y BF3 d) CH4 y SiH4 RESPUESTA 51 . c) indiquen la fórmula y el nombre de un compuesto binario cuyas moléculas presenten t= 0 D. En cada uno de los siguientes pares. RESPUESTA 7. c) la de menor punto de fusión. elijan: a) dos sustancias insolubles en agua. A partir de las interacciones intermoleculares. Justifiquen las respuestas. b) La energía necesaria para que una sustancia molecular en estado líquido se evapore. d) La energía necesaria para que una sustancia iónica funda. b) dos sustancias. a) Las fuerzas de London son siempre menos intensas que las otras fuerzas intermoleculares. Predigan el orden de las siguientes sustancias según sus puntos de ebullición crecientes. el extremo con densidad de carga positivo de una molécula se atrae con el extremo de densidad de carga negativo de otra molécula cercana. se utiliza para vencer las fuerzas intermoleculares. f) En un sólido molecular. e) En las sustancias moleculares. Dadas las fórmulas de las sustancias Na2SO4. conduzcan la corriente eléctrica. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 9. CCl4. RESPUESTA 12. c) La intensidad de las fuerzas de London depende del tamaño de la nube electrónica. la intensidad con que se atraen las moléculas depende de las contribuciones de todas las fuerzas de atracción entre estas. CCl4 RESPUESTA CH3F CHI3 10. RESPUESTA 52 . ordenen las siguientes sustancias en forma creciente de solubilidad en agua: a) PCl3 RESPUESTA b) NH3 c) SiH4 11. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I).Química en ejercicios 3. que en estado líquido. Justifiquen la respuesta. CO. se utiliza para romper uniones entre los átomos dentro de las moléculas. Fe. d) una sustancia formada por moléculas polares. . iii) la/s que se disuelve/n en CCl4.Química en ejercicios 3. A partir de la siguiente información: . RESPUESTA 14. ii) No conduce la corriente eléctrica. a) Escriban la fórmula e indiquen el tipo de unión química presente en las unidades elementales de los compuestos formados por: i) R y T ii) T y X b) Indiquen cuál de los dos compuestos cumple con cada una de las siguientes condiciones: i) Es un sólido cristalino a temperatura ambiente.un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el Ar. ii) la sustancia de menor punto de ebullición.el elemento R es el tercer metal alcalino.X es el elemento más electronegativo del grupo 15. b) Determinen en cada par: i) el nombre de la sustancia que presente mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre sus partículas. . iii) Está formado por moléculas polares. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 13. las partículas que las forman y el tipo de fuerzas de atracción que las mantiene unidas en estado sólido. Se dispone de los siguientes pares de sustancias: A) CH4 y BF3 B) AsH3 y I2 C) FeO y H2O a) Indiquen el tipo de sustancia. Justifiquen las respuestas del punto b). RESPUESTA 53 . Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias Bloque 2 1. indiquen la que presente mayor ángulo de enlace entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes: CI2O BeI2 AlBr3 RESPUESTA 54 . sin pares de electrones libres. unido a tres átomos idénticos. Indiquen la geometría y la polaridad de cada una de las moléculas formadas por: a) un átomo central. b) un átomo central. sin pares de electrones libres. se indica en negrita el átomo central de cada molécula): Fórmula Estructura de Lewis Geometría molecular Ángulo de enlace (α) Momento dipolar (µT = ó µT≠ OD) CS2 NBr3 H2S SeO2 SCl2 SiF4 Cl2CO SiH3Cl NHCl2 RESPUESTA 2. Completen la siguiente tabla (en las fórmulas dadas. con un par de electrones libres.Química en ejercicios 3. c) un átomo central. unido a tres átomos idénticos. RESPUESTA 3. unido a dos átomos idénticos. S. Justifiquen la respuesta en base a los postulados de TRePEV. RESPUESTA 6.Química en ejercicios 3. Escriban: a) la fórmula del oxoanión que posea geometría triangular. C. a) Escriban la estructura de Lewis de dicho anión. b) indiquen en cuál de estos. RESPUESTA 5. RESPUESTA 55 . escriban la fórmula de: a) un oxoanión con geometría triangular. Dadas las fórmulas de los siguientes iones: NO3 2 SeO3 BrO4 a) escriban la estructura de Lewis del que posee geometría tetraédrica. c) la fórmula de la oxosal que forma el anión del punto anterior con el tercer metal alcalino-térreo. Un átomo del elemento fósforo forma con átomos del elemento oxígeno un anión trivalente cuyo átomo central no posee pares de electrones libres. c) identifiquen al anión que posee geometría piramidal y justifiquen su respuesta en base a los postulados de TRePEV. b) la estructura de Lewis del oxoanión cuyo ángulo de enlace sea menor que 120º. el ángulo de enlace es mayor. d) una molécula tetraatómica polar. Br y P. O. c) un oxoanión con geometría tetraédrica. RESPUESTA 7. Na. b) Indiquen la geometría y el ángulo de enlace. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 4. Dados los elementos: H. Un átomo del elemento nitrógeno forma oxoaniones monovalentes. b) una molécula binaria no polar. Química en ejercicios 3. RESPUESTA 9. . indiquen en cuál o cuáles. dipolo-dipolo y de London: a) CH3F RESPUESTA b) BH3 c) CH3OH 10. b) Indiquen si su ángulo de enlace será mayor. b) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos y en solución acuosa. Indiquen qué fuerzas de atracción hay que vencer para producir los siguientes cambios de estado: a) fundir I2. El catión calcio forma una oxosal de fórmula Ca(BrO3)2 a) Dibujen la estructura de Lewis de la oxosal. b) hervir agua. Expliquen las siguientes afirmaciones: a) Los metales son dúctiles y maleables. menor o igual al del anión 56 IO4. RESPUESTA 11. RESPUESTA 12. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 8. c) Escriban el nombre de la oxosal del compuesto del punto a). Dadas las fórmulas de las siguientes sustancias. las moléculas se atraen por la contribución de las fuerzas puente de hidrógeno. Un átomo de azufre forma con átomos de oxígeno un anión divalente que tiene 42 electrones. c) fundir NaCl. b) Determinen la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del anión que constituye al compuesto. a) Dibujen la estructura de Lewis del anión. N. RESPUESTA 15. RESPUESTA 14. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias c) Escriban la fórmula y el nombre de la sustancia que formará el anión mencionado en el enunciado con el catión calcio. CO2 y HCN. fuerzas de London.Química en ejercicios 3. c) que presente entre sus moléculas. Dadas las fórmulas de las sustancias I2. B. Cl. solamente. d) Indiquen el tipo de fuerzas de atracción que hay que vencer para fundir la sustancia del punto c). NaOH. justifiquen las diferencias de puntos de ebullición (PEb) entre las sustancias indicadas. Justifiquen las respuestas. teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares presentes. b) que en solución acuosa conduzca la corriente eléctrica. b) cuáles son solubles en agua. indiquen: a) cuáles son solubles en CCl4. A partir de los elementos Ca. Sustancia PEb °C CH4 CF4 CCl4 RESPUESTA – 161 – 128 77 57 . escriban la fórmula de un compuesto binario para cada una de las siguientes condiciones: a) que sus moléculas presenten geometría molecular piramidal. A partir de los valores dados en la tabla. RESPUESTA 13. b) El punto de fusión del CaBr2 es mayor que el punto de fusión del H2O. Justifiquen la respuesta.0 ºC) es aproximadamente igual al punto de ebullición del Cl2 (. d) El punto de ebullición del NH3 (-33.7ºC 19.60.9 ºC).5ºC -34.0ºC. RESPUESTA 18. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 16. RESPUESTA 17. Asignen a los compuestos H2S. Justifiquen las siguientes afirmaciones: a) El punto de ebullición del CCl4 es mayor que el punto de ebullición del HF. Br2 y HF. c) El HCl es soluble en agua. justifiquen la respuesta.33. e) El cloruro de sodio es insoluble en tetracloruro de carbono.Química en ejercicios 3. los siguientes puntos de ebullición: . b) escriban el nombre de la sustancia que puede conducir la corriente eléctrica mencionando en qué condiciones. RESPUESTA 58 . c) indiquen la sustancia de menor solubilidad en agua. Dadas las fórmulas de las sustancias: PCl3 SiH4 MgCl2 a) predigan el orden creciente de sus puntos de ebullición. 5º BrO4 NO2 NH4 ClO2 IO3 2 SO3 H3O 59 .Química en ejercicios 3.5º se aproxima a 109.5º se aproxima a 109.5º se aproxima a 109.5º 2.5º se aproxima a 120º 109.5º se aproxima a 109. Fórmula Geometría electrónica Geometría del ion Ángulo de enlace (α) a) b) c) d) e) f) g) h) 2 CO3 triangular tetraédrica triangular tetraédrica tetraédrica tetraédrica tetraédrica tetraédrica triangular tetraédrica angular tetraédrica angular piramidal piramidal piramidal 120º 109.5º se aproxima a 120º 180º e aproxima a 109.5º 120º 109.5º se aproxima a 109. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias Respuestas Bloque 1 1.5º se aproxima a 109. Fórmula molecular Geometría electrónica Geometría molecular Ángulo de enlace (α) Volver a los ejercicios del Bloque 1 a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) CO2 H2O SO2 BeCl2 Cl2O NH3 SO3 CH4 CHCl3 PCl3 SiBr4 lineal tetraédrica triangular lineal tetraédrica tetraédrica triangular tetraédrica tetraédrica tetraédrica tetraédrica lineal angular angular lineal angular piramidal triangular tetraédrica tetraédrica piramidal tetraédrica 180º se aproxima a 109.5º se aproxima a 109.5º 109. H2O. 5.Química en ejercicios 3. b) c) SeO3 . un enlace Cl-Cl no polar molécula polar. una respuesta posible es: SeO2 y Cl2O. a) I b) C c) I d) I e) C Elaboren las justificaciones correspondientes. 4. SeO2. b) Dibujen la estructura de Lewis de SeO3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 3. Por ejemplo. trióxido de selenio 6. un enlace H-Cl polar molécula polar. un enlace O-Cl polar y un enlace O-H polar HClO +1 angular Elaboren la justificación correspondiente en cada caso. tres enlaces N-Cl polares molécula polar. Fórmula Estructura de Lewis Estado de oxidación del cloro Geometría molecular Polaridad Cl2 HCl NCl3 Dibujen la estructura de Lewis 0 -1 -1 lineal lineal piramidal molécula no polar. c) SeO2 Elaboren la justificación correspondiente. Cl2O. a) Las moléculas que presentan el mismo tipo de geometría molecular (angular) son: H2Se. a) SeO2. 60 . Elaboren las justificaciones correspondientes. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London y dipolo-dipolo London y dipolo-dipolo London y dipolo-dipolo 8. a) Fe y CCl4. Fórmula Fuerzas intermoleculares a) b) c) d) e) f) g) h) i) CBr4 HNO2 CH2Cl2 Cl2 HBr CH3OH CH3Cl SeCl2 PI3 London London. c) CO. 10. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London y dipolo-dipolo London London y dipolo-dipolo London. Elaboren las justificaciones correspondientes. CH3F < CCl4 < CHI3. c) NaF. d) SiH4. Elaboren la justificación correspondiente. El orden es: c) SiH4. a) PCl3 y b) NH3 11. a) I b) I c) C d) I e) C f) C. 9. b) H2O. 61 . d) CO 12.Química en ejercicios 3. a) SO2. b) Na2SO4 y Fe. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 7. iónica. a) Fórmula Tipo de sustancia Partículas Fuerzas de atracción CH4 BF3 AsH3 I2 FeO H2O covalente molecular covalente molecular covalente molecular covalente molecular iónica covalente molecular moléculas moléculas moléculas moléculas cationes y aniones moléculas London London London y dipolo-dipolo London electrostática entre iones London.Química en ejercicios 3. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno b) i) A) trifloruro de boro. b) i) KCl. ii) NCl3. B) yodo. covalente. 14. C) óxido de hierro (II) ii) A) CH4 B) AsH3 C) H2O iii) A) CH4 BF3 B) I2 Elaboren las justificaciones correspondientes. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 13. iii) NCl3 62 . a) i) KCl. ii) NCl3. Química en ejercicios 3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias Respuestas Bloque 2 1. Fórmula Estructura de Lewis Geometría molecular Ángulo de enlace (α) Momento dipolar (µT= ó ≠ 0D) Volver a los ejercicios del Bloque 2 CS2 NBr3 H2S SeO2 Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis lineal 180º µT = 0 D µT ≠ 0 D µT ≠ 0 D µT ≠ 0 D piramidal se aproxima a 109,5º angular se aproxima a 109,5º angular se aproxima a 120º SCl2 angular se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D SiF4 tetraédrica 109,5º µT = 0 D Cl2CO triangular se aproxima a 120º µT ≠ 0 D SiH3Cl tetraédrica se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D NHCl2 piramidal se aproxima a 109,5º µT ≠ 0 D 63 Química en ejercicios 3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 2. a) triangular, molécula no polar; b) piramidal, molécula polar; c) lineal, molécula no polar. 3. BeI2 4. a) b) tetraédrica, α = 109,5º. Elaboren la justificación correspondiente. 3 2 5. a) CO3 ; b) por ejemplo: SO3, CS2; c) por ejemplo: BrO4 , SO2 4 , PO4 ; d) por ejemplo: PBr3, PH3 6. a) NO3 ; b) c) Ca(NO2)2 7. a) 2 b) NO3 (α = 120º) c) SeO3 Elaboren la justificación correspondiente. 64 Química en ejercicios 3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 8. a) b) BrO3 , geometría piramidal, α se aproxima a 109,5º c) bromato de calcio 9. c) CH3OH 10. a) London; b) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno; c) fuerzas de atracción electrostática entre iones. 11. Elaboren las explicaciones correspondientes. 12. a) b) menor; c) CaSO3, sulfito de calcio; d) fuerzas de atracción electrostática entre iones. 13. a) NCl3; b) por ejemplo: CaCl2 ó Ca3N2; c) BCl3 14. a) I2 y CO2; b) NaOH y HCN. Elaboren las justificaciones correspondientes. 15. Elaboren la justificación correspondiente. 16. H2S: - 60,7ºC ; Br2: -34,0ºC ; HF: 19,5ºC. Elaboren la justificación correspondiente. 65 Química en ejercicios 3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias 17. a) El orden es SiH4, PCl3 y MgCl2. Elaboren la justificación correspondiente. b) Cloruro de magnesio, fundido o en solución acuosa. c) SiH4 18. Elaboren las justificaciones correspondientes. 66 para afianzar sus conocimientos. mol. es importante. Relación y diferencia entre:   la masa atómica. expresada en u. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Masa atómica. la masa molecular. Magnitudes atómicas y moleculares Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. masa molar. y la masa de un mol de átomos. y la masa de un mol de moléculas. Número de Avogadro. expresada en u.4. volumen molar. masa molecular. . Calculen la masa atómica promedio del silicio y del cobre utilizando los valores que figuran en la siguiente tabla: Isótopo 28 Masa atómica (u) % de abundancia Si 29 27.2297 4.Química en ejercicios 4.0 g de sodio. b) 80.6605. RESPUESTA 68 .0872 69. y el número de átomos presentes en: a) 46.9296 64. Magnitudes atómicas y moleculares Bloque 1 1.9769 28.9765 29.164 30.9738 62.00 Kg de aluminio.826 Si 30 Si 63 Cu 65 Cu RESPUESTA 2.10 –24 g RESPUESTA 3. expresada en moles. expresada en unidades de masa atómica y en gramos. d) 1. c) 1. Indiquen la masa atómica promedio.6832 3.0 g de calcio.00 mg de hierro.9278 92. Indiquen la cantidad de átomos. de los siguientes elementos: a) Be b) C c) Fe d) Kr Dato: 1 u = 1. NO2 ácido clórico. el radio de su base es de 7. r2. HClO3 ácido pirofosfórico. Calculen: a) la masa de plata en el cilindro.5 g.00 cm. expresada en moles. H4P2O7 propano. c) la cantidad de plata. NH3 RESPUESTA 6.h RESPUESTA 5.00 mg de trióxido de azufre b) 1.00 g de CBr4 RESPUESTA 69 . C3H8 amoníaco. Magnitudes atómicas y moleculares 4.cm-3. Se dispone de un cilindro de plata de base circular del que se sabe que tiene una altura de 3. y el número de moléculas presentes en: a) 1. Dato: Volumen del cilindro = π. b) el número de átomos de plata contenidos. Completen en la siguiente tabla las masas moleculares y las masas molares de las sustancias indicadas.00 mm y la densidad de la plata es de 10.Química en ejercicios 4. Calculen la cantidad de moléculas. expresada en moles. Nombre y fórmula de la sustancia Masa molecular (u) Masa molecular (g) M (g/mol) dióxido de nitrógeno.00 Kg de H3PO4 c) 1. b) la cantidad. Si un adulto ingiere 500 mL de dicho jugo. de ibuprofeno ingerida en el día. c) En 0. determinen: a) la masa. en comprimidos que contienen 400 mg de esta sustancia. expresada en moles.1023 átomos. hay mayor número de moléculas que en 85.0 g de H2O c) 3.0 g de PCl3.Química en ejercicios 4. Cierto jugo de frutas de una marca comercial contiene 28.80 L del mismo.500 moles de moléculas de H2 hay 6.0 g. por ejemplo. RESPUESTA 9. Indiquen cuál de los siguientes sistemas presenta mayor número de moléculas: a) 1.25 g de agua. e) En 8. Magnitudes atómicas y moleculares 7. RESPUESTA 70 .00 mol de O2 b) 36. a) La masa de una molécula de oxígeno (O2) es de 32.6 g de ácido cítrico (C6H8O7) en 3.00 moles de NH3 d) 49. expresada en gramos. RESPUESTA 8. y el número de moléculas de ibuprofeno contenidos en los dos comprimidos.0 g. Justifiquen las respuestas. Si una persona ingiere dos comprimidos en un día.02. El ibuprofeno es un antiinflamatorio de fórmula C13H18O2 que se comercializa. d) En 5 moléculas de CO2 hay igual número de átomos que en 2 moléculas de CCl4. determinen el número de moléculas y la cantidad de moléculas de ácido ingeridos. b) La masa de un átomo de Ca es de 40. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I).0 g de ácido sulfúrico RESPUESTA 10. 01. b) la cantidad de etano. de una molécula de etano. c) el número de átomos de oxígeno presente.42. b) la cantidad de moléculas de óxido.1023 átomos de hidrógeno. expresada en gramos.01. Se dispone de una masa de etano (C2H6) que contiene 3. d) la masa. expresada en gramos. expresada en milimoles. En una determinada masa de N2O5 hay presentes 84. Fórmula de la sustancia Masa (g) Cantidad de moléculas (mol) Número de moléculas Cantidad de átomos de hidrógeno (mol) Número de átomos de hidrógeno HI NH3 C2H6 CHCl3 H2SO4 75. d) el número de moléculas de NH3 que contiene igual masa de nitrógeno que la mencionada en el enunciado. Determinen para la misma: a) la masa de N2O5.00 mol RESPUESTA 12. de etano. c) el número total de átomos presente en la muestra. Completen los espacios en blanco de la siguiente tabla.0 g 5.50 mol 5. RESPUESTA 13. Magnitudes atómicas y moleculares 11. RESPUESTA 71 .Química en ejercicios 4. expresada en gramos.1024 átomos de H 3.1024 moléculas 1.0 g de nitrógeno. Calculen: a) la masa. expresada en moles. Su fórmula molecular es C3H6N6.1025 átomos de oxígeno.0 g de Cl2O3.00. c) la masa de SO2 que contiene el mismo número de átomos de oxígeno que los presentes en 3. expresada en gramos. b) la masa y el número de moléculas contenidos en 0. RESPUESTA 72 . c) la masa. de 3. e) la cantidad de moléculas de HClO4 que tienen el mismo número de átomos de cloro que los contenidos en 65. d) el número de moléculas de H2S que contienen igual masa de hidrógeno que la presente en 2. b) la cantidad de moléculas de H3PO4 que contienen 6. d) la masa de carbono contenida en 35.750 mol de melamina. Indiquen: a) la masa molar.1010 moléculas de dicha sustancia.0 ºC es de 1.1024 moléculas de melamina. b) la masa de una molécula de la misma. c) el número de átomos de nitrógeno presentes en 5.0 g de melanina. Calculen: a) el volumen molar de dicha sustancia.1024 moléculas de SO3. presente en 5. expresada en moles.86 g de melamina. algunas de las cuales reemplazan a la madera o a los juguetes. e) la cantidad de átomos de hidrógeno. La masa de 4. RESPUESTA 15. Calculen: a) la masa de acetona (C3H6O) que contienen 300 g de carbono.50.01. Magnitudes atómicas y moleculares 14.Química en ejercicios 4.63 g/cm3. La melamina se usa para fabricar resinas plásticas. RESPUESTA 16.20 mol de una sustancia es de 500 g. y su densidad (ρ) a 20.50 mol de AsH3.85. b) la masa de cloro presente en 100 mL de la sustancia. Determinen la masa de calcio.50 g de dentífrico.0 g de metano (CH4) y 2. presentes en 3. Determinen para el mismo: a) la masa de NaF contenida en el envase. el volumen que ocupan 3. c) el número de aniones fluoruro (F–) presentes en el envase.220 % de NaF (fluoruro de sodio). RESPUESTA 18.0 g de CH4. c) la masa de etano que contiene igual número de átomos de carbono que los presentes en 80. RESPUESTA 20. en una mezcla formada por 0. Un dentífrico contiene entre sus componentes un 0. Magnitudes atómicas y moleculares 17. expresada en gramos. b) el número de átomos de hidrógeno presentes en la mezcla.50 mol de etano (C2H6).00 mol de tetracloruro de carbono (CCl4) es de 501 mL. Calculen: a) la densidad de la sustancia en esas condiciones. En un recipiente cerrado se mezclan 80.0 g de CaCO3. Se dispone de un envase que contiene 105 g de dentífrico.Química en ejercicios 4. En determinadas condiciones de presión y de temperatura.00 mol de CCl4. RESPUESTA 19. RESPUESTA 73 .300 moles de CaO y 40. b) la cantidad de cationes y la cantidad de aniones. Calculen: a) el número de moléculas en el recipiente. expresadas en moles. c) la cantidad de moléculas de NCl3 que contiene igual número de átomos de cloro que los presentes en 3. d) el número de iones Na+ presentes en 350 g de dentífrico. 1025 moléculas de XT3 es de 4. presentes en 820 g del compuesto. ii) la masa de un átomo de X.Química en ejercicios 4. expresada en moles. expresada en unidades de masa atómica. Calculen: a) el valor de x en R(NO3)x b) la masa molar de R(NO3)x c) la cantidad de aniones.15 kg y que 4. RESPUESTA 22. Se sabe que la masa de una molécula de X2Ob es de 208 u y que la masa de un átomo de X es de 1. expresada en unidades de masa atómica.8 g. d) la masa de un átomo de nitrógeno. b) Identifiquen a los elementos X y T con sus símbolos.10–26 kg. Calculen la atomicidad del oxígeno en la sustancia X2Ob e identifiquen al elemento X con su símbolo.34.10-22 g. Determinen la masa atómica de este isótopo.165.10–22 g y que una unidad fórmula de R(NO3)x tiene una masa de 164 u. Se tiene la sustancia R(NO3)x .33. Magnitudes atómicas y moleculares 21. Un átomo de Li tiene una masa de 1.33. a) Calculen: i) la masa atómica de T. expresada en gramos. RESPUESTA Bloque 2 1. RESPUESTA 74 .25 moles de átomos de X tienen una masa de 131. RESPUESTA 23. Se sabe que la masa de 7. se sabe que la masa de 2 átomos de R es de 1. RESPUESTA 4.80 Kg de glucosa (C6H12O6) RESPUESTA 6. Nombre y fórmula de la sustancia Masa molecular (u) Masa molecular (g) M (g/mol) ácido sulfúrico.00 g de potasio. Indiquen la masa de 5. RESPUESTA 3. CCl4 dióxido de carbono. c) 1. y el número de moléculas presentes en: a) 144 g de pentano (C5H12) b) 230 g de NO2 c) 1. Indiquen la cantidad de átomos.1016 átomos de oxígeno. expresada en moles.00 mol de cada una de las siguientes sustancias: a) Ca(OH)2 b) NaNO3 c) Al2(SO4)3 d) CaCO3 e) Li2SO3 RESPUESTA 75 . Calculen la cantidad de moléculas. expresada en gramos y en microgramos.Química en ejercicios 4. H2SO4 ozono. H2S RESPUESTA 5. Calculen la masa de 1. expresada en moles. O3 tetracloruro de carbono. CO2 sulfuro de hidrógeno. b) 160 g de argón. Completen en la siguiente tabla las masas moleculares y las masas molares de las sustancias indicadas. y el número de átomos presentes en: a) 120 g de carbono.00. Magnitudes atómicas y moleculares 2. 00 Kg de aluminio 7.50 mol de hierro 1.00. Calculen cuántos átomos de cloro (Cl) hay presentes en cada uno de los siguientes sistemas: a) b) c) d) e) 10 moléculas de HCl 2. expresada en moles.02.81.50 mol de moléculas de Cl2O RESPUESTA 9.1023 moléculas de SiCl4 1.106 moléculas de PCl3 6. Indiquen cuál de los siguientes sistemas presenta menor número de átomos totales: a) b) c) d) 1. RESPUESTA 76 . expresada en moles. de una molécula de metano.00.1022 moléculas de SF6 RESPUESTA 8. b) la cantidad de metano.1018 moléculas de CH4 4. presentes en 300 g del gas. expresada en unidades de masa atómica. en los sistemas formados por: a) b) c) d) 265 g de Fe2O3 140 g BaSO4 2.15. c) el número de átomos de hidrógeno presentes en 300 g del gas. El metano es el principal componente del gas natural. Su fórmula es CH4.103 moléculas de Cl2 1. Determinen para la misma: a) la masa de cobre. Determinen: a) la masa. RESPUESTA 10. b) el número de átomos de oxígeno.1025 moléculas de O3 342 mg de sacarosa (C12H22011) RESPUESTA 11. Magnitudes atómicas y moleculares 7.Química en ejercicios 4. Se dispone de una muestra de 150 g de sulfato de cobre (II) (CuSO4). Calculen la cantidad de sustancia.48. La densidad del metanol (CH3OH) a 20.13.0 °C y a 1.1023 iones Na+. Se tiene una masa de sulfato de potasio (K2SO4) que contiene 3. Magnitudes atómicas y moleculares 12. RESPUESTA 77 .30 mol de unidades fórmula. c) cuál de las siguientes opciones es la que indica la cantidad de sulfato de potasio que contiene 3.54. Indiquen: a) el volumen molar del metanol en esas condiciones. Determinen: a) la masa de sulfato de potasio. RESPUESTA 13. b) la cantidad total.1024 átomos de oxígeno: i) 1. b) la masa de carbono presente en la muestra.1024 átomos de oxígeno. b) el número de iones potasio presente en la muestra. Calculen: a) las masas de Na2SO4 y CaSO4 presentes en la mezcla. Una muestra de C6H12O6 (glucosa) contiene 3. cm-3. ii) 1. iii) 1.13. b) el volumen que ocuparán 4.Química en ejercicios 4.0 g de una mezcla compuesta por Na2SO4 y CaSO4 en la que se encuentran 2. RESPUESTA 14.00 atm es de 0.10 24 átomos de hidrógeno. expresada en milimoles.30 mol de cationes.1024 moléculas de CH3OH.30 mol de moléculas.56.793 g . Calculen: a) el número de moléculas de glucosa.61. Un recipiente contiene 45. RESPUESTA 15. de iones sulfato contenidos. 2 cm3/mol. Calculen: a) el número de átomos de carbono presentes en una molécula de CxH6O.0 mL de CxH6O.792 g/cm3. b) el número de moléculas presentes en 50. CxH6O.Química en ejercicios 4. El volumen molar de una sustancia desconocida. es de 73. Su densidad a 25.0 ºC y a 1.00 atm de presión es de 0. RESPUESTA 78 . Magnitudes atómicas y moleculares 16. 20.0 u 7.10 –23 g 1.10–23 g 1.1019 átomos 4.0 u 17.79 10-5 mol Fe 1.10–22 g 7.5 g/mol 178 g/mol 44.70. a) 48.449 mol 5.1 u.0 g/mol 84.20.5 u 2.39. NH3 46.5 u 178 u 44.8 u 1.00 mg de hierro 2.31.10–22 g 3.5g.0 g/mol 79 .1023 átomos. HClO3 ácido pirofosfórico. C3H8 amoníaco. H4P2O7 propano. b) 2.0 g de calcio 1.1024 átomos 1.0 u 55. NO2 ácido clórico.0 u 84.8 u 83.1024 átomos 2.10–23 g 9. Si: 28.50.10–23 g 1.40.96.0 g de sodio 80. Cu: 63.Química en ejercicios 4. Nombre y fórmula de la sustancia Masa molecular (u) Masa molecular (g) M (g/mol) dióxido de nitrógeno. c) 0.27.00 mol Na 2.08.00 mol Ca 37.23.10–23 g 46. Masa Cantidad de átomos Número de átomos 46.1025 átomos 1.0 mol Al 1.10–23 g 2.64.01 u 12.0 g/mol 17.00 Kg de aluminio 1. Elemento Masa atómica promedio (u) Masa atómica promedio (g) Be C Fe Kr 9.99.10–22 g 2.82. Magnitudes atómicas y moleculares Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1. 10-2 mol C6H8O7 8.01. Elaboren las justificaciones correspondientes.50 mol 2.1023 átomos .1024 moléculas 9.51.14.2 mol H3PO4 3.10-3 mol de C13H18O2 y 2.42.00 mol 1.03.Química en ejercicios 4. a) I b) I c) C d) I e) I.01.1025 átomos de H 9. 1. b) 3.53.53.0 mol 1.88.96.1024 moléculas 0.50 mol 3.3 mmol de C2H6 .53. a) 324 g.18.1024 moléculas 3. c) 9.1023 moléculas 1. Masa Cantidad de moléculas Número de moléculas 1 mg de trióxido de azufre 1 Kg de H3PO4 1 g de CBr4 1.00 mol 5.98.586 mol 3.00 mol 3.50 mol 5.1024 átomos de O.61. a) 0. d) 4.800 g .25.1021 moléculas de C13H18O2 11. c) 10. Magnitudes atómicas y moleculares 6.00 mol de N2O5. a) 2.1018 moléculas 6. b) 83.1023 átomos de H 5.1024 moléculas de NH3 80 .02.81.82.00 mol 30.1022 moléculas y 1.50 g . b) 3.1023 átomos de H 3.81.1023 moléculas 1.1024 moléculas 1.10-3 mol CBr4 7. d) 3.10–23 g 13.1021 moléculas 7.1024 átomos de H 12.03.03.34. c) 4.10-5 mol SO3 10. 9.586 mol 9.0 g 150 g 179 g 245 g 0.1024 átomos de H 1.01.0 g 51. Fórmula de la sustancia Cantidad de moléculas (mol) Número de moléculas Cantidad de átomos de hidrógeno (mol) Número de átomos de hidrógeno Masa (g) HI NH3 C2H6 CHCl3 H2SO4 75. 68. e) 1.00 mol 21. c) 4. a) i) 1. c) 558 g.1023 moléculas. Br2O3 23.10-12 g 15. d) 14.8 moles 17.1024 moléculas de H2S.15 10-23 g . c) 5.09 mol de moléculas HClO4 16. ii) 5.10. d) 10.1021 iones F– .10-23 g Bloque 2 1. 7.52.01 u Volver a los ejercicios del Bloque 2 81 . a) 0.1022 iones Na+ 20. b) X: P y T: H 22.0 g de C.31. a) 4.83. b) 28.10-22 g .0 cm3/mol . b) 119 u ó 1. 922 g/cm3 . Magnitudes atómicas y moleculares 14.52. d) 2.26. b) 94.00 u . b) 164 g/mol . a) 2.11. c) 10. a) 126 g/mol.0 mol de aniones . X es Br. c) 1.98.0 g .4 mol de moléculas de H3PO4.0 u ó 2. b) 85.10-4 moles de F–.Química en ejercicios 4.1024 moléculas . a) 0. c) 75. a) 73. d) 1.1023 átomos de N.10-4 moles de Na+ y 1. e) 49.5 g y 4.95. 28.0 g de Ca 18.33.1025 átomos de H .231 g de NaF.83. b) 2.0 g 19. a) 483 g. c) 3. b)1. atomicidad 3. e) 469 g 7.1024 átomos.97.80 Kg de glucosa (C6H12O6) 2.103 átomos.54. b) 18.10-2 mol K 6.0 u 48.02. H2S 98. a) 1.601 mol .266 µg (microgramos) 4. O3 tetracloruro de carbono.0 mol C 4. c) 4.81.0 g/mol 48.0 g/mol 5.1024 átomos 2.02 .12. Masa Cantidad de moléculas Número de moléculas 144 g de pentano (C5H12) 230 g de NO2 1. Nombre y fórmula de la sustancia Masa molecular (u) Masa molecular (g) M (g/mol) ácido sulfúrico.00.1022 átomos 3.56.66.00 mol Ar 2.0 g/mol 154 g/mol 44.01. H2SO4 ozono. CO2 sulfuro de hidrógeno. 9.89.0 átomos. a) 10.0 mol C6H12O6 1.10–23 g 5. d) 6.00 mol NO2 10.66 mol .52.0 u 154 u 44.10–22 g 7.00 mol C5H12 5. d) 2.65.10-2 mol 8. d) 500 g .10–23 g 98.0 u 34. a) 16.10-7g. b) 4.10–22 g 7.0 u 1.1024 moléculas 6.1024 moléculas 6.10-6 mol .00. 2. Masa Cantidad de átomos número de átomos 120 g de carbono 160 g de argón 1 g de potasio 10. b) 0.8 mol . c) 3.1024 átomos 1.0 u . CCl4 dióxido de carbono. c) 1. Magnitudes atómicas y moleculares 2.41.41.31.1024 átomos. 0. c) 4.56.Química en ejercicios 4. b) 425 g .71 Kg .20.106 átomos. e) 1.1024 moléculas 3.0 g/mol 34.1025 átomos de H 82 .63.10–23 g 2. a) 370 g . 1024 átomos de O 12.1024 iones K+ .0 g de CaSO4 .1023 83 .11.30 mol de unidades fórmula 16. c) ii) 1. Magnitudes atómicas y moleculares 10.1022 átomos totales 11. a) 40.4 cm3/mol .7 g de Cu .71. a) 226 g .57. a) 3. b) 36.Química en ejercicios 4. d) 2. b) 321 mmol 15.0 g de Na2SO4 y 15.01.0 g de C 13.26. a) 30. a) 59. a) 3 átomos de C . b) 2. b) 306 cm3 14. b) 4. b) 1.1023 moléculas . Magnitudes atómicas y moleculares 84 .Química en ejercicios 4. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Gas ideal. Teoría cinética de los gases ideales y las leyes que rigen su comportamiento. presión parcial de un gas. Ley de Avogadro.T . fracción molar. Volumen molar normal. Condiciones normales de presión y de temperatura (CNPT).5. sus unidades y las equivalencias más frecuentes. es importante.R. presión total. Expresión P. Gases ideales Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. M = ρ. Variables que determinan el estado de un gas. para afianzar sus conocimientos. Cálculo de las presiones parciales y de la presión total Cálculo de las presiones parciales y de la presión total. es necesario conocer los valores iniciales del volumen y de la presión. a 27. RESPUESTA 2. expresado en dm3. RESPUESTA 3. Calculen el volumen molar de un gas ideal.00 dm3 de oxígeno gaseoso.0 º C y a una presión de 2. expresada en °C y en K. que experimenta dicho gas si se duplica el volumen y la presión disminuye 3 veces. Calculen la presión que ejercerá esa cantidad de oxígeno si el volumen se reduce hasta 200 cm3 y la temperatura a – 20.00 atmósferas. una cierta masa de gas. En determinadas condiciones de presión y de temperatura. RESPUESTA 86 .Química en ejercicios 5.0 ºC.0 dm3. ii) si la temperatura aumenta o disminuye.0 º C. Un recipiente de tapa móvil contiene 1. a 1520 mm Hg y a 30.40 moles de una sustancia en estado gaseoso a 127 ºC y a presión normal. Si se duplica la temperatura y se triplica la presión. Indiquen cuál es el volumen que ocuparán 2. que ocupará esa masa de gas. calculen el volumen. Un recipiente cerrado con tapa móvil contiene un gas que se encuentra a 30. Gases ideales Bloque 1 1. ocupa un volumen de 10. a) Calculen cuál es la variación de temperatura. b) Indiquen: i) si para resolver el ejercicio.0 °C y a una determinada presión. RESPUESTA 4. RESPUESTA 5. Determinen la masa de metano (CH4). cada uno de los siguientes sistemas: a) 2. b) el volumen que ocuparía esa cantidad de gas si a temperatura constante. Calculen: a) la masa de nitrógeno en el recipiente. Determinen cuál es el volumen que ocupa. a 20.0 ºC. Gases ideales 6.0 g de C2H6 (g) RESPUESTA 8.00 atm y a una temperatura de 22.1024 moléculas de Ozono (O3) (g) d) 90. la presión se reduce 5 veces. RESPUESTA 7.0 g de CO2 (g) c) 1. RESPUESTA 87 .0 ºC. La densidad de una sustancia en estado gaseoso.0670 g/dm3.50 atm. a 2. a 273 ºC y a 101.0 g de la misma. Se dispone de un cilindro de 100 L que contiene N2 (g). Calculen el número de moléculas presentes en un recipiente que contiene 100.00 mol de CH4 (g) b) 88. gaseoso.Química en ejercicios 5. Calculen la densidad de los siguientes gases: a) helio en CNPT.3 hPa es de 0. b) metano (CH4) a 27. c) una sustancia cuya masa molar es de 32.00 atm de presión y a 273 K.00 dm3 de capacidad. que ejerce una presión de 800 mm de Hg a 27. RESPUESTA 10. contenida en un recipiente rígido de 6. RESPUESTA 9.0 °C y a 1.100 atm.204. a una presión de 5.0 ºC y a 0.0 g /mol. la densidad de la mezcla en dichas condiciones. Calculen: a) la fracción molar del O2 (g). En determinadas condiciones de presión y de temperatura.750 mol de N2 se encuentra en un recipiente rígido.50 atm a 25.75 dm3.50 mol de N2 (g) que ejercen una presión de 1. un gas desconocido (X) se encuentra en un recipiente de 1. la cantidad de Cl2 (g).25 mol de Cl2 y 0. b) la fracción molar del O3.0 ºC. Calculen: a) b) c) la presión parcial de cada gas. Determinen el número de moléculas de gas X contenido en el recipiente. que debería agregarse al recipiente. manteniendo constante la temperatura. se le agrega cierta cantidad de O3. En las mismas condiciones de P y de T. Determinen: a) el gas que aporta mayor número de moles en la mezcla. RESPUESTA 13. La presión que ejerce la mezcla es de 2. RESPUESTA 12. En un recipiente rígido se colocan 2.0 g de oxígeno gaseoso ocupan un volumen de 850 cm3.00 atm y la temperatura final de 400 K. Gases ideales 11. expresada en moles.50 mol de O2 (g) y 3. RESPUESTA 14. La presión ejercida por la mezcla a 23.0 °C es de 1100 hPa. c) el número de átomos de oxígeno en el recipiente.20 mol de O2 (g) en CNPT. RESPUESTA 88 . si se desea duplicar la presión.Química en ejercicios 5. A un recipiente rígido que contiene 4. Una mezcla gaseosa formada por 1. b) la presión parcial del N2 (g). c) el volumen del recipiente. 28. 0 °C. 89 . RESPUESTA 17. RESPUESTA 16. aumenta. si la presión que ejerce la mezcla es de 734 mm Hg.Química en ejercicios 5. Un recipiente de 825 mL contiene una mezcla gaseosa formada por H2S y HCl.475 y que la presión que ejerce la mezcla es de 0. una mezcla gaseosa formada por cantidades iguales de etano (C2H6) y propano (C3H8). Justifiquen las respuestas. En un recipiente rígido se coloca una mezcla de H2 y N2 en determinadas condiciones de temperatura y de presión.0 dm3 contiene una mezcla formada por Ne (g) y Ar (g) en determinadas condiciones de presión y de temperatura.963 atm. a 50. Un recipiente rígido de 20. Gases ideales 15. disminuye o permanece constante.0 ºC. Calculen la presión parcial del etano. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Completen el siguiente cuadro ubicando en cada casillero si cada una de las variables indicadas en la primera columna. Se sabe que la fracción molar del H2S es de 0. al someter a la mezcla a los cambios indicados. b) la masa de cada gas. Calculen: a) la presión parcial de cada gas. Cambios Variables Se agrega hidrógeno a temperatura constante Se disminuye la temperatura Volumen Presión parcial de nitrógeno Fracción molar de nitrógeno Densidad Presión parcial de hidrógeno Fracción molar de hidrógeno Presión total RESPUESTA 18. c) el número total de átomos de hidrógeno. Un recipiente rígido contiene. a 17. 500. b) si la presión parcial del dióxido de carbono en la mezcla es mayor. Justifiquen las respuestas. c) La fracción molar de NO2 es igual a la fracción molar de N2. RESPUESTA 19. la fracción molar del Ar (g) es mayor que 0. Se produce una variación de la temperatura y un aumento en la presión de 2. igual o menor que la del monóxido de carbono. Un recipiente rígido de 10. b) Si se enfría el recipiente manteniendo la presión constante. RESPUESTA 90 . la fracción molar de los gases no cambia. a) El número de átomos de nitrógeno es igual al número de átomos de oxígeno.500. d) Si se calienta el sistema.0 g. manteniendo constante la cantidad de ambos gases. c) Si se agrega más cantidad de Ne (g). disminuye o no cambia. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). d) Si se aumenta la temperatura.0 g y el mismo aumento de presión. b) Si el número de moles de ambos gases es el mismo. si en lugar de CO se hubiera agregado O2 (g) hasta tener la misma masa final de 60. a temperatura y a presión constantes. Un recipiente flexible contiene una mezcla equimolecular de NO2 (g) y N2 (g). la fracción molar del Ne (g) es de 0.5 atm. Gases ideales a) La densidad de la mezcla aumenta si se duplica la temperatura y la presión permanece constante.0 dm3 contiene cierta masa de CO2 (g) en CNPT. Justifiquen la respuesta. la presión que ejerce la mezcla disminuye. c) el número de átomos de oxígeno que hay en la mezcla. d) si la temperatura final alcanzada aumenta. RESPUESTA 20. Se agrega CO (g) hasta que la masa de la mezcla de gases es de 60. Indiquen: a) la temperatura final que alcanza el sistema. la densidad de la mezcla gaseosa aumenta.Química en ejercicios 5. Se calienta el sistema hasta que se verifica que la presión y el volumen se duplican. RESPUESTA 3. RESPUESTA 2. b) la masa de C4H10 en el recipiente.Química en ejercicios 5. RESPUESTA Bloque 2 1.0 ºC y a una presión de 1.0 g de C2H6 a una presión de 700 mm Hg y a 0 ºC. Gases ideales 21. Calculen: a) la temperatura final del sistema.16 g del gas y se introducen 1.0 ºC y a 850 mm Hg. Elijan la opción correcta y justifiquen la respuesta.0 L de C4H10 gaseoso a 600 torr y a 5. en un recipiente rígido hay 1. Se calienta el sistema hasta una temperatura final de 800 ºC. Un recipiente de volumen variable contiene 10. Se dispone de una lata de aerosol de 120 mL que se encuentra a 21. A determinada temperatura. Calculen el volumen de un recipiente que contiene 60.00 ºC. Se dispone de igual masa de distintas sustancias a 32. la presión total: a) aumenta. b) disminuye o c) no cambia. Determinen cuál es la presión final en este recipiente. RESPUESTA 4.16 g de gas butano (C4H10) manteniendo constante la temperatura. Indiquen cuál de estas ocupa un volumen mayor: a) 200 g de SO3 b) 200 g de CH4 c) 200 g de O3 d) 200 g NH3 RESPUESTA 91 . Si se extraen 1.00 atm.60 g de H2 (g). Química en ejercicios 5. Calculen: a) el número de moléculas de amoníaco presentes. RESPUESTA 7. c) el número de átomos.0 °C. Gases ideales 5.1024 moléculas de NH3 (g) d) 29. RESPUESTA 9. b) el número de moléculas. Se tienen 500 cm3 de propano (C3H8) contenidos en un recipiente rígido a 60. b) la masa de gas.5 atm y a 25.0 dm3.0 ºC y a 800 mm de Hg.0 ºC.01. Un recipiente rígido de 1. cada uno de los siguientes sistemas si se encuentran en recipientes rígidos de 10. Determinen el número de átomos de oxígeno contenidos en una muestra de 20. RESPUESTA 92 . Determinen cuál es la presión que ejerce. a) 5. RESPUESTA 8.00 mol de O2 (g) b) 3. si 200 mg de la misma ocupan un volumen de 173.00 dm3 contiene amoníaco a 273 K y a 900 hPa.6 cm3 a la presión de 700 mm de Hg y a 273 K. Calculen para el mismo: a) la masa de gas. a 25.0 dm3 de N2O4 (g) a 1. Determinen cuál es la masa molar de una sustancia.01.0 g de C4H10 (g) RESPUESTA 6.1023 moléculas de H2S (g) c) 3. es de 1.00 atm) es de 1.0 °C y a 760 mm Hg. Se dispone de una mezcla formada por 20. expresada en moles. RESPUESTA 12. RESPUESTA 14. en el recipiente. se abre una llave hasta que la presión se iguala a la presión atmosférica (1.0 ºC.200 mol de N2 y cierta masa de CO2 a 15.0 dm3 contiene una mezcla gaseosa formada por 6.80 atm. cuya densidad en estado líquido y en condiciones estándar (25.400 y que la presión total es de 11.50 g/mL. de masa molar 120 g/mol.0 ºC y 1.0100 mol de moléculas de la sustancia A en estado gaseoso. b) la densidad del gas en CNPT. Si la presión total es de 1200 hPa.00 mol de un gas que ejercen una presión de 1. A temperatura constante.40 g de O2.0 ºC. Se dispone de una sustancia desconocida (A). RESPUESTA 93 . b) la cantidad de hidrógeno (H2). Indiquen: a) el volumen de una esfera que contiene 0.1 atm. La densidad de una sustancia en estado gaseoso. Calculen: a) la masa molar de la sustancia. RESPUESTA 13. A determinada temperatura un recipiente rígido contiene 3. expresada en moles.Química en ejercicios 5.00 atm de presión y a una temperatura de 200 ºC. que se perdió. Se sabe que la fracción molar del helio es 0. a 1. b) el volumen que ocuparía el mismo número de moles de dicha sustancia en estado líquido en condiciones estándar. a 25. Calculen: a) el volumen del recipiente. RESPUESTA 11.00 atm). Un recipiente de 40. 0. indiquen cuál es la masa de CO2 en el recipiente y cuál es la presión parcial que ejerce este gas. Calculen la cantidad de gas. Gases ideales 10.80 g/dm3.0 g de He y cierta cantidad de H2 en un recipiente rígido y cerrado a 22. lo que produce un aumento en la presión de 0.0 dm3. Justifiquen la respuesta.0 °C en un recipiente rígido de 1.50 atm y a 280 K.0 g de Cl2O a 25 ºC.500 mol de CO2 (g) y 35. y se eleva la presión hasta 2.415 atm. Determinen: a) cuál de los gases ejerce mayor presión en la mezcla.37 dm3. Calculen: a) la masa de neón agregada. RESPUESTA 17. b) la presión total luego del agregado del neón. al elevar la temperatura hasta 400 K. En un recipiente rígido de 30. c) la fracción molar del Cl2O. b) cuál de los gases en la mezcla tiene mayor fracción molar. Determinen: a) la relación entre el número de moles de ambos gases.50. c) el número total de moles de átomos que hay en el recipiente. se agregan 134 g del gas XO3. CO y O2. Se dispone de un recipiente rígido que contiene 2. RESPUESTA 94 . RESPUESTA 18. b) si la fracción molar del O2 es mayor. RESPUESTA 16. La presión que ejerce el HF es el doble de la que ejerce el XO3 y la temperatura absoluta en el primer recipiente es la mitad de la del segundo. b) la masa de 3. formada por masas iguales de CO2.50 atm. Una cierta masa de HF (g) se encuentra en un recipiente. se encuentra a 25. se coloca una masa igual de XO3 (g). menor o igual que la del CO. c) si la presión de la mezcla aumenta. Una mezcla. Determinen: a) la densidad del nitrógeno en las condiciones enunciadas. En otro recipiente de igual volumen que el anterior. se colocan 0.Química en ejercicios 5. A temperatura constante. Gases ideales 15. justifiquen la respuesta. disminuye o no cambia. A temperatura constante se agrega cierta masa de neón.1025 moléculas de XO3. d) la masa de una molécula de XO3.50 moles de N2 (g) a 1. 84. c) 32. 1. b) 0.0 dm3 .875 atm . Gases ideales Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1. a) O2 .0 dm3 . 6. b) 0.407 atm .08.00 mol Cl2 14.179 g/dm3 . 4. a) 32. a) -101 ºC y -101 K.Química en ejercicios 5.7 dm3 3. c) 97.1 dm3 8. b) 500 L 9. b) i) no. b) 2.0650 g/dm3 . 8.86 g/dm3 10.268 .7 dm3 13.3 dm3 5.0 dm3 .67 dm3 4. b) 0.417 . a) 579 g . a) PCl2= 0. 6. c) 2.35 atm 2. c) 2.1024 moléculas 11.1024 moléculas 12.679 atm y PN2= 0. c) 7.10 g 7. b) 32. ii) disminuye. a) 0.01. d) 48. 2. 78. a) 0.46 g/dm3 .1024 átomos 95 . 12. c) 1. Elaboren la justificación correspondiente. b) C.640 g . a) PH2S = 0. c) I.1024 átomos. b) Disminuye.506 atm . Cambios Variables Se agregado hidrógeno a temperatura constante Se disminuye la temperatura Volumen Presión parcial de nitrógeno Fracción molar de nitrógeno Densidad Presión parcial de hidrógeno Fracción molar de hidrógeno Presión total permanece constante permanece constante disminuye aumenta aumenta aumenta aumenta permanece constante disminuye permanece constante permanece constante disminuye permanece constante disminuye 18. b) mH2S = 0. a) I . b) menor.1022 átomos de hidrógeno 16. a) I b) C c) C d) C.97. 20. Elaboren la justificación correspondiente. c) 2. a) 226 K. 21.40. Gases ideales 15.Química en ejercicios 5.541 g y mHCl = 0. d) I Elaboren las justificaciones correspondientes. d) sería mayor. 367 mm Hg 17.457 atm y PHCl = 0. Elaboren las justificaciones correspondientes. 19. 96 . b) 20.0 g/mol 10.7 g y PCO2 = 0. b) 200 g de CH4 5. c) 12. 3. c) 1. a) 27.22 atm 6.65 atm 2.0 g/mol . b) 7. b)1.1 g 4.33 mol 13.50 mol de hidrógeno 97 . 1. a) 2.39. b) 1.10 23 átomos 7. a) 0.1022 moléculas . a) 44.951 atm 14. 2.388 dm3 . 28.97 g/ dm3 12.27.1024 átomos de oxígeno 8. a) 0.Química en ejercicios 5. Gases ideales Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1. b) 0.2 atm . b) 1. mCO2 = 70.10 22 moléculas .16.800 cm3 11.2 dm3 .96. a) 12. b) 0.846 g . d) 1. 48.6 dm3 3. a) 1112 K ó 839 ºC .2 atm .22 atm .675 g 9. 65 Kg 4 98 . c) aumenta.2 u ó 1. 16. c) 11. b) 1.Química en ejercicios 5. b) 4. a) 10.10-22 g 17. Elaboren la justificación correspondiente.285 18.33. a) CO. d) 80. c) 0. Gases ideales 15.7 mol.15 atm . Elaboren la justificación correspondiente.3 g . a) nHF nXO3 4ó nXO3 nHF 1 .83 g/dm3. b) N2. a) 1. b) menor. para afianzar sus conocimientos.6. . según el modelo de partículas y el tipo de interacción posible entre las partículas de ambas sustancias. El proceso de dilución. es importante. El proceso de disolución. Ecuación que representa el proceso de disociación de una sal en agua. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Solución. Formas habituales de expresar la concentración de una solución. Soluciones Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. Calculen: a) la masa de agua utilizada. Bloque 1 1. ρ (H2O) = 1 g/mL. Soluciones Importante En la resolución de ejercicios correspondientes al tema de las soluciones. c) el porcentaje en masa de sacarosa en la solución.5 g de soluto disuelto. soluto y solvente respectivamente. 10 g de sacarosa (azúcar de mesa) hasta que se disuelven totalmente. se agregan agitando. st y sv que representan solución. b) la masa de solución obtenida. volúmenes aditivos. salvo que se indique otro solvente. RESPUESTA 100 . a cierta temperatura. b) la masa de soluto disuelto en 100 g de solución (%m/m). consideramos: soluciones acuosas. la densidad del agua.Química en ejercicios 6. Indiquen: a) cuál de los componentes de la solución preparada es el soluto y cuál es el solvente. En un vaso que contiene 500 g de agua (H2O). para facilitar el desarrollo matemático. Se preparan 750 g de una solución acuosa que contiene 37. RESPUESTA 2. dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados. las abreviaturas: sc. a) Escriban la ecuación de disociación de la sal en agua.00 g de soluto disueltos. RESPUESTA 7.00 L de solución. indiquen: a) la masa de agua boricada obtenida. Determinen qué masa de soluto está presente en cada uno de los siguientes volúmenes de solución: a) 500 mL b) 0. Se dispone de 300 mL de solución que contiene 1.0 g de ácido bórico en 1000 g de agua. Un recipiente contiene 0. Soluciones 3.8 %m/V. Determinen: a) la cantidad de soluto presente en 1. Se dispone de 250 mL de una solución que contiene 4. RESPUESTA 5. Expresen su concentración en: a) %m/V b) g st/Lsc RESPUESTA 4. si el volumen de la misma es de 1000 mL. b) la concentración molar de la misma. c) la densidad de la solución. b) el %m/m de la solución. El agua boricada (solución acuosa de ácido bórico) se utiliza para baños oculares. Si se disuelven 40.350 L RESPUESTA 6. 101 . d) el %m/V de la solución.750 mol de NaNO3 disueltos en 1500 mL de solución.20 g de nitrato de calcio (Ca(NO3)2) disuelto. Se dispone de una solución alcohólica de alcanfor al 16.Química en ejercicios 6. ii) los iones calcio.0200 M 0. Calculen: a) la cantidad de soluto disuelta en 1.00 kg de agua.00 kg de solvente. 102 .50 g Fe(NO2)2 (nitrito de hierro (II)) en 55. 9.500 M catión Relación entre lala concentrac ion molar del catión yy lala concentrac ión molar del anión Relación entre concentración molar del catión concentración molar del anión. En un laboratorio se dispone de diferentes soluciones acuosas de: a) AgNO3 b) MgCl2 c) Na3PO4 d) Al2(SO4)3 Completen la siguiente tabla: sc Ecuación de disociación Molaridad de la sc Molaridad del catión Molaridad del anión [catión] * [anión] a) AgNO3 b) MgCl2 c) Na3PO4 d) Al2(SO4)3 *[catión] * anión [anión] RESPUESTA 1.cm-3. En un recipiente se prepara una solución disolviendo 871 g de K2SO4 en 8.20 M 0. iii) los iones nitrato. b) la molalidad de la solución. RESPUESTA 10. RESPUESTA 8.08 g.900 M 0. Calculen: a) la concentración de la solución expresada en: i) %m/m.Química en ejercicios 6. Soluciones b) Calculen la concentración molar de: i) la solución.0 g de agua y se obtiene una solución de densidad 1. ii) g st/100 g sv. Se disuelven 3. 0 ml de solución. iv) molalidad. Calculen qué volumen de solución acuosa de CaCl2 20. Un recipiente contiene 200 mL de solución acuosa 15. Ordenen las siguientes soluciones acuosas de Na2S. Soluciones iii) molaridad. ii) %m/V. RESPUESTA 103 . Calculen: a) la concentración del anión y del catión expresada en: i) molaridad. RESPUESTA 14.00 %m/V hasta obtener 0. RESPUESTA 12.0 %m/V se necesita para preparar 750 mL de solución 0. Se diluyen 50. en forma creciente de sus concentraciones: a) 480 mg/mL sc b) 0. b) el número de aniones y de cationes en la solución.500 M del mismo soluto. b) la masa de sal disuelta en 25. c) el número de aniones nitrito presentes en la solución del punto b).0 mL de solución acuosa de K2SO4 8.250 M c) 7. RESPUESTA 11.Química en ejercicios 6. Calculen la concentración de la solución expresada en %m/V y M.0 %m/V de Fe2(SO4)3 .50 %m/V d) 625 mmol/100 mL sc RESPUESTA 13.800 L de solución. 41 g/mL. Al disolver 117 g de Na2SO4 en agua. se prepara una solución 15.0 %m/m y ρ =1. c) el procedimiento para preparar la solución del punto b) en un laboratorio. Justifiquen la respuesta.0500 M.0 % m/m.0 %m/m. d) si es necesario agregar: i) soluto. Se disuelven 150 g FeCl3 en agua y se obtienen 500 mL de solución 24. para aumentar la concentración de la solución. RESPUESTA 18. RESPUESTA 16. Indiquen: a) el volumen de solución preparada. ii) solvente.500 m de glucosa (C6H12O6).mL-1.100M. RESPUESTA 104 . RESPUESTA 17. iii) soluto y solvente en una proporción igual a la existente en la solución 15.20 g. Soluciones 15. b) el volumen de solución de ácido nítrico concentrado que se necesita para preparar 500 mL de solución 0. Expresen la concentración de la solución obtenida en molalidad. c) la concentración molar de la solución luego del agregado de 500 mL de agua. b) el volumen de agua que es necesario agregar a 10.0 %m/m. cuya densidad es de 1. Indiquen: a) la concentración molar de la solución.0 mL de la misma para preparar una solución 0. b) la concentración de la solución expresada en molalidad. Se agregan 200 g de agua a 300 g de solución 0.Química en ejercicios 6. Determinen: a) la densidad de la solución. Se dispone de una solución de ácido nítrico (HNO3) concentrado 70. La plata Sterling (plata 925) es una aleación de plata y cobre cuya concentración es 7. RESPUESTA 4. Si se desean preparar 500 g de plata Sterling.Química en ejercicios 6. Algunas bebidas alcohólicas expresan el volumen de alcohol que contienen en grados Gay Lussac (ºGL). RESPUESTA 105 . b) 40. La densidad de la misma. que indican el volumen de alcohol cada 100 mL de bebida.00 º C.03 g/mL.60 g de NaCl disueltos. C6H8O6). La etiqueta de un jugo de marca comercial indica que por cada porción de 200 mL hay disueltos 14. Calculen: a) la masa de vitamina ingerida cuando se toma un vaso de jugo de 300 mL. es de 1. Soluciones Bloque 2 1. Expresen su concentración en: a) %m/V b) %m/m c) g st/100 g sv RESPUESTA 5.0 g de soluto. b) la masa de plata que se precisa. Calculen qué volumen de alcohol se consume al ingerir: a) 300 mL de vino (graduación alcohólica: 12. puede prepararse si se utilizan 25.50 %m/m de cobre. RESPUESTA 3.0 mL de whisky (graduación alcohólica: 40.00 %m/V. a 4. Calculen qué volumen de solución 1.0 mg de vitamina C (ácido ascórbico. determinen: a) la masa y la cantidad de cobre necesaria. Un volumen de 400 mL de agua de mar contiene 9. RESPUESTA 2.0 ºGL). b) la masa de vitamina C disuelta en 100 mL de jugo.0 ºGL). 400 L de solución que contiene 0. RESPUESTA 8. b) solución obtenida.50 L de solución que contiene 40. Calculen dicha concentración en: a) %m/V b) molaridad RESPUESTA 106 .03 g/mL.00 %m/m. Calculen el volumen de: a) agua empleada.300 g b) 30. RESPUESTA 9. calculen su concentración expresada en %m/V: a) 3. cuya densidad es de 1. El límite máximo considerado normal de glucosa en sangre es 110 mg/dL.0 g de una sal en agua y se obtiene una solución 5. Soluciones 6. Se disuelven 19. Para cada una de las siguientes soluciones.0 g c) 3.0250 moles de NaHCO3.Química en ejercicios 6.00 g RESPUESTA 7. La masa molar de la glucosa es 180 g/mol. b) 0.0 g de KOH.0 %m/V: a) 0. Indiquen cuál de las siguientes masas de soluto es necesaria para preparar 300 mL de solución al 10. 0500 M de KNO3.00 M. RESPUESTA 13. Calculen para la misma: a) la concentración expresada en %m/V.cm-3.0 mL de dicha solución. b) la concentración molar de una porción de 50. se determinó la presencia de 12.50 m. c) la masa de ácido disuelta en 580 g de solución. c) 250 g de solución de HCl 1.00 mol de HCl.00 L de agua extraída de cierta perforación. Soluciones 10.450 M. Calculen la concentración de este contaminante expresada en: a) molaridad (M) b) %m/V c) partes por millón (ppm) RESPUESTA 11. En 1. Se desea preparar 500 mL de solución 0. Indiquen: a) la masa de sal necesaria. RESPUESTA 107 . Una solución de HCl (ácido clorhídrico) 30.0 mL de solución de K2SO4 0.15 g. b) el volumen que contiene 2.0 mg de arsénico disuelto.Química en ejercicios 6. Calculen la masa de soluto disuelta en cada una de las siguientes soluciones: a) 60. RESPUESTA 12.42 L de solución de NaCl 3.0 %m/m tiene una densidad de 1. b) 3. 90 g de esta sal. indiquen cuál de estas es la solución de mayor molaridad.00 10-2 L de solución B Frasco 3: 750 mL de solución C Frasco 4: 0. Soluciones 14. Si se dispone de 3.0 g/mol). a) La masa de soluto disuelta en el recipiente B es mayor que la masa de soluto disuelta en el recipiente A. Se tienen dos recipientes con soluciones del mismo soluto (M = 40.50 %m/V.0100 M de K+.00 M y en el recipiente B hay 870 cm3 de solución 1. b) La concentración de la solución A es mayor que la concentración de la solución B. Frasco 1: 500 mL de solución A Frasco 2: 2. b) la concentración molar de iones sodio.300 L de solución D a) Determinen cuál es la solución que contiene mayor masa de soluto disuelta. Se dispone de cuatro frascos que contienen soluciones de distintos solutos y la misma concentración expresada en %m/V. indiquen: a) el volumen de solución obtenido. 108 . Justifiquen la respuesta. Frasco A: 150 mL de solución de K2SO4 Frasco B: 500 mL de solución de KBr Determinen: a) la concentración molar de la solución de K2SO4 b) el número de iones K+ presentes en la solución B RESPUESTA 16.300 M de cloruro de sodio. En el recipiente A hay 250 cm3 de solución 3. RESPUESTA 15. RESPUESTA 17. b) Si se sabe que la masa molar del soluto disuelto en la solución B es menor que la masa molar del soluto disuelto en la solución A.Química en ejercicios 6. Se desea preparar una solución 0. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Se dispone de dos frascos que contienen soluciones 0. la masa de soluto disuelta en la solución A será siempre mayor que la masa de soluto disuelta en la solución B.15 g/mL.04 0.0 1. Calculen la concentración 2 molar de aniones dicromato ( Cr2O7 ) y de cationes sodio (Na+) en la solución.24 800 367 19.08 35. Completen la siguiente tabla: Soluto Vsc (mL) m sc (g) m sv (g) m st (g) Cantidad st (mol) ρ sc %m/m (g/mL) %m/ V M m KCl C6H12O6 HF Cu(NO3)2 FeCl3 K2CO3 RESPUESTA 750 300 500 185 500 166 20. RESPUESTA 21. En algunas ocasiones.Química en ejercicios 6. Calculen la concentración molar de una solución acuosa de NaOH 0. cuya densidad es de 1. RESPUESTA 109 .7 1. RESPUESTA 20. Para preparar una porción se disuelven 42.240 1. RESPUESTA 18. Calculen el %m/V de la solución diluida.00 % m/V hasta un volumen de 500 mL. y se agregan 400 mL de solución de ácido sulfúrico concentrado. Se diluyen 10.0 g de dicromato de sodio dihidratado (Na2Cr2O7.50 1. Soluciones c) Si se consideran volúmenes iguales de ambas soluciones. 2H2O) en agua hasta alcanzar un volumen de 229 mL de solución. en el laboratorio se utiliza la mezcla sulfocrómica para limpiar materiales de vidrio.28 6.125 m.0 mL de una solución acuosa de ácido bromhídrico 3.17 10.0 1. 0% m/V se necesita para preparar 2.cm-3). Calculen la concentración.0 mL de solución de ácido nítrico (HNO3) 23.3 %m/V (ρ = 1. c) la concentración molar del catión en la solución final.19 g. Calculen: a) la molaridad de la solución final. Soluciones 22. RESPUESTA 27. Determinen qué volumen de agua se debe agregar a 40. El volumen de solución que se obtiene es de 1. Determinen qué volumen de solución acuosa 0.00 L de solución acuosa 10.00 M. expresada en molaridad. RESPUESTA 23. Calculen la concentración de la solución diluida.50 L de solución. Se agregan 820 g de solvente a 200 g de solución acuosa de (NH4)2SO4 33.500 L. Calculen qué volumen de solución acuosa de CuSO4 25.0 mL de solución de KCl 1.00 M del mismo soluto. para obtener una solución 1.Química en ejercicios 6.0 %m/V del mismo soluto.400 M de NaHCO3 se puede preparar a partir de 200 mL de solución acuosa 5. b) 100 mL de solución de sacarosa 1.75 M se diluyen hasta 0.6 %m/V. A 150 mL de solución 2. de la solución obtenida en cada caso: a) 20. RESPUESTA 26. RESPUESTA 24.40 M se diluyen hasta obtener 1.00 L.00 M de NaNO3 se le agregan 375 mL de agua. b) la molalidad de la solución inicial. RESPUESTA 25. RESPUESTA 110 . expresada en %m/V y en molaridad. 19 g/mL). c) la concentración molar del anión en la solución diluida. RESPUESTA 111 .0 %m/m (ρ = 1.0 %m/V. RESPUESTA 29. c) el %m/V de la solución que se obtiene al diluir con agua 10. d) la concentración molar del anión en la solución original.40 L de una solución 0.Química en ejercicios 6.00 M Calculen el volumen de solución concentrada utilizado en cada una. Determinen: a) la concentración de la solución expresada en molalidad. por dilución con agua. cuya densidad es de 1.00 %m/V b) 250 mL de solución 5. Con una pipeta se miden 15.00 mL de la misma.82 %m/V. RESPUESTA 30. b) el volumen de solución necesario para preparar. RESPUESTA 32. Calculen: a) la masa de agua necesaria.0 mL de solución que contienen 800 mg de cloruro de mercurio (ll). Se dispone de 31. Se agregan 500 mL de agua a 0. de densidad 1. b) la molalidad de la solución obtenida. 1.07 g/mL). 36. RESPUESTA 31.200 M de Ca(NO3)2 (ρ= 1.7 g de FeCl2 para preparar una solución acuosa 1.00 M. Calculen el volumen de solución 0.837 Kg de una solución de Na2SO4 48.287 g/mL. se prepararon por dilución con agua. Soluciones 28.12 g/mL. Se prepara una solución acuosa 0. A partir de una solución de ácido clorhídrico concentrado.0300 M que puede prepararse si se diluyen 2. las siguientes soluciones: a) 250 mL de solución 5.0 mL de la solución hasta un volumen de 250 mL. Calculen la concentración de la solución resultante expresada en %m/m. b) 58. b) 510 g .Química en ejercicios 6.00 M 0.0 g st/Lsc 4. a) 713 g . a) 1. b) 3.450 M 1. b) 16.85 %m/m .60 %m/V . a) 0.625 m 112 .0 g st .0600 M 1.0200 M 1. a) msc = 1040 g ó 1. a) 0.20 M 0. c) 1.44.10-2 M .10-2 M .0200 M 0. b) 0.500 M 0.44. a) Ca(NO3)2 H2O b) i) 2.20 M 0. ii) 2. c) 1.500 mol. b) 5. d) 4.8 g st 6.88.04 g/mL .00 %m/m 3. sc Ecuación de disociación Molaridad de la sc Molaridad del catión Molaridad del anión [catión] [anión] a b c d AgNO3 H2O H2O H2O H2O Ag+ (aq)+ NO3 (aq) Mg2+ (aq) + 2 Cl. b) 0. iii) 4.625 mol .450 M 1.00 %m/V 5. a) soluto: sacarosa y solvente: agua.20 M 0. a) 84.96 %m/m 2. Soluciones Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1.50 M 3/1 2/3 9.900 M 1/1 1/2 MgCl2 Na3PO4 Al2(SO4)3 0.04 kg .10-2 M 8.(aq) 3Na+(aq) + PO3 4 (aq) 2Al3+(aq)+3 SO2 4 (aq) 1.500 M Ca2+ (aq) + 2 NO3 (aq) 7. 31. b)1.61 g c) 1.35.25 g/mL . d) i) agregar soluto.Química en ejercicios 6.7 M .1023 SO2 4 y 9. ii) catión: 4.8 % m/V 22 3+ b) 1.98 %m/m . a) 15.1022 NO2 11.10-2 M 14.87. c) 0. 208 mL 15. c) redacten el procedimiento correspondiente.19 %m/V y anión: 10. b) < c) < a) < d) 13. elaboren la justificación correspondiente. Soluciones 10.500 % m/V y 2. 113 .290 m 16. 18. b) 3. b) 359 mL 17.36 g .750 M y anión: 1.436 M . ii) 6.24 m . 0.13 M. 0. iv) 0.03. a) 650 mL . a) i) catión: 0. a) i) 5. a) 1.717 M . iii) 0.10 Fe 12.429 m b) 1.18 mL . b) 369 mL 8. b) 5. a) 222 mL .39 g st/100 g sv 5. a) mCu = 37. b) 16. b) 0.00.40 %m/V .70 g . b) 0.33 %m/m .10-3 g ó 7. a) 36. a) 34. a) 2.20. a) 361 mL .14 %m/V .10-3 % m/V .5 %m/V . a) 0.10-4 M . nCu = 5. a) 2. c) 174 g 14.Química en ejercicios 6.10-3 M 10.0 mL 3. c) 2. b) 6.0 g 12. b) 463 g 4.0210 g ó 21. a) 1. 2. b) 7. Soluciones Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1.11. b) 600 g . a) 1.53 g .5 g . a) 0.00.110 %m/V .50 L 6.91. b) 7.60.00 mg 2.10-2 mol . c) 12. b) 1. b) 2.0 ppm 11. c) 13.0 mL . b) 212 mL .10-2 M 13.0 mg .300 M 114 . a) 4.525 %m/V 9. 0 11.941 2.33.2 11.2 35.50 1. [ Cr2 O7 ] = 0.10-2 M .99 0.10-2 M 115 .10-3 M .10-2 %m/V 22.622 5.23 1. 4. b) solución B.16 2.86 % m/V y 0. 18. 800 mL 24.Química en ejercicios 6.46 0.224 M y [Na+] = 0.23 0. Soluto Vsc (mL) m sc (g) m sv (g) m st (g) Cantidad st (mol) ρ sc (g/mL) %m/m %m/V M m KCl C6H12O6 HF Cu(NO3)2 FeCl3 K2CO3 569 185 865 278 380 750 666 207 900 300 500 960 500 186 800 255 367 753 166 20.819 1.08 1.24 0. 17.12 1. 0.618 6. a) 5. 110 mL 25. menor.00. b) 3.32 1.572 M 26.00.00.1 15.863 2.6 21. Soluciones 15. a) 7.17 1.99 19.6 3.01.0 26.9 10.00 4. 2.240 0. b) (C) .28 24.04 1.143 M 220. 6.6 29. b) 9.77 0. a) (I). Elaboren la justificación correspondiente. a) solución C .8 45.50 L 23.1021 K+ 16.5 16.2 11.0 133 207 2. c) (C).7 99.91 0.115 4.448 M 21.0 27. b) 1. a) 29. c) 0.848 M 28. 13.94 m . d) 2. a) 248 g sv .1 mL 29.01 m . b) 107 mL 30.2 mL .100 M 116 .193 m . c) 0. Soluciones 27.508 %m/V . 23.Química en ejercicios 6. b) 2. b) 350 mL .424 M . a) 0. c) 0. a) 0.3 %m/m 31.00 M 32. Cadena principal. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: • • • • • • Tipos de fórmulas más utilizados para representar a las moléculas orgánicas. estereoisómeros. . diasterómeros. Las reglas de nomenclatura de los distintos compuestos orgánicos. es importante. para afianzar sus conocimientos. Compuestos orgánicos Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. y las propiedades físicas de las sustancias. Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción. entre las partículas. Isómero estructural. enantiómeros y carbono quiral o asimétrico. radical alquilo y grupo funcional.7. Forma de las moléculas orgánicas y su influencia en los puntos de ebullición de los isómeros. para lo cual es necesario: • • • considerar el tamaño de la nube electrónica. la forma y la polaridad de las moléculas. comparar la intensidad de las fuerzas de atracción entre las partículas de distintas sustancias. comparamos la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas. a) Completen las siguientes cadenas carbonadas.Química en ejercicios 7. indicando el símbolo de los átomos de hidrógeno con la atomicidad correspondiente. Bloque 1 1. B) A) C) D) E) b) Marquen la cadena principal en cada fórmula semidesarrollada. indicar para cada sustancia el tipo de fuerzas de atracción entre las partículas que la forman. Compuestos orgánicos Importante Al explicar las propiedades de las sustancias orgánicas. RESPUESTA 118 . escriban sus fórmulas semidesarrolladas. d) 2. a) 1-hexino. d) 2.4-trimetilpentano. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las moleculares de las siguientes sustancias: a) 3-etilhexano.Química en ejercicios 7. b) indiquen cuáles son isómeros estructurales. Compuestos orgánicos 2. RESPUESTA 4.4-dimetil-2-hepteno. A partir de las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) B) C) D) E) F) a) escriban el nombre de cada sustancia. b) 2. A partir de los nombres de diferentes hidrocarburos no saturados. b) 2. c) 3-etil-1-pentino. RESPUESTA 3. c) 2.3-dimetilpentano. RESPUESTA 119 .2.3.4-hexadieno.3-trimetilpentano. Nombre Fórmula semidesarrollada Fórmula molecular Familia CH2=CHCH2CH3 2-butino cis-2-penteno C2H2 metilciclohexano (CH3)2CHCH2CH(CH3)2 1. c) una molécula de cadena cerrada (ciclo). escriban las fórmulas semidesarrolladas de: a) una molécula de cadena lineal. RESPUESTA 6.42. Compuestos orgánicos 5. Para cada una de las fórmulas moleculares.0ºC) y dimetilpropano (9. Expliquen la diferencia entre los puntos de ebullición de los siguientes pares de sustancias: a) Hexano (69. Completen en el cuadro los casilleros en blanco.50 ºC). b) Propano (.3-ciclopentadieno trans-3.4-dimetil-3hexeno C3H6 RESPUESTA cicloalcano 7. según corresponda.Química en ejercicios 7. C5H10 y C6H10. b) una molécula de cadena ramificada. RESPUESTA 120 .0 ºC) y octano (126 ºC). d) escriban el nombre de cada sustancia. de las siguientes sustancias: a) trimetilamina b) CH3CONH2 c) CH3CH2NHCH3 d) dietilamina e) CH3CH2CONH2 f) 2-metilbutanamida RESPUESTA 121 . e) representen las estructuras de Lewis de las moléculas correspondientes a B y a H. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) B) C) D) E) F) G) H) a) identifiquen las que presentan el mismo grupo funcional. Nombren o escriban las fórmulas semidesarrolladas según corresponda.Química en ejercicios 7. b) recuadren y nombren el grupo funcional característico en cada una. c) indiquen a qué familia de compuestos orgánicos pertenece cada una. RESPUESTA 9. Compuestos orgánicos 8. c) indiquen cuáles son isómeros estructurales. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) (CH3)3CCH2CH2OH D) CH3(CH2)2COCH2CH3 B) CH3CH2CH(CH3)CH2CHO E) HCONH2 C) CH3OCH2(CH2)3CH3 F) CH3CH2CH(CH3)CH2CH2OH a) escriban el nombre y la fórmula molecular de cada una. RESPUESTA 11. b) determinen cuáles son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de cada sustancia. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) CH3(CH2)2CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 C) B) D) CH3CH2C≡CCH2CH(CH2CH3)CH(CH3)2 E) CH3CH2CH(CH3)COCH2CH3 a) Escriban el nombre de cada una.Química en ejercicios 7. Compuestos orgánicos 10. F) HCONHCH3 b) Indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace de los átomos cuyos símbolos se destacan en negrita: i) α H-C-C en CH3(CH2)2CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 ii) α C-C-C en CH3CH2C≡CCH2CH(CH2CH3)CH(CH3)2 iii) α C-C-O en CH3CH2CH(CH3)COCH2CH3 iv) α H-N-C en HCONHCH3 RESPUESTA 122 . Justifiquen las siguientes afirmaciones: a) El metilbutanal tiene menor punto de ebullición que el pentanal. RESPUESTA 13. d) El 1-pentanol tiene mayor punto de ebullición que el 2-pentanol. d) metiletiléter. d) todos los compuestos de fórmula C6H12 que posean isomería geométrica. b) un éster derivado del ácido fórmico o metanoico. c) 1-pentino. b) propilamina. e) El ácido butanoico tiene mayor punto de ebullición que el hexano. A partir de las fórmulas de las siguientes sustancias: A) CH3(CH2)5C≡CH B) CH3CH2CO(CH2)3CH3 C) CH3CH2COCH(CH3)CH2CH3 a) indiquen cuáles son isómeros estructurales y nombren el isómero de menor punto de ebullición. de una amida derivada del ácido pentanoico. c) El 1-butino tiene menor punto de ebullición que la propanona. b) El 1-noneno tiene mayor punto de ebullición que el etanol. RESPUESTA 15. 123 . Identifiquen las sustancias solubles en agua e indiquen cuáles son las fuerzas de atracción que se establecen entre las moléculas de ambas sustancias (soluto y solvente): a) etanol. Compuestos orgánicos 12. Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de: a) un alcohol ópticamente activo de cinco átomos de carbono por molécula. c) una amida derivada del ácido propanoico. b) escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero ópticamente activo del compuesto A y marquen el símbolo del átomo de carbono quiral.Química en ejercicios 7. e) un isómero estructural que posea un átomo de carbono quiral. RESPUESTA 14. e) pentano. d) indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace entre los átomos: H-C-O. iii) aldehído. iii) cuyas moléculas presentan un grupo carboxilo y un grupo amino. ii) ion-dipolo. ii) unión peptídica. RESPUESTA 16. d) Los aminoácidos son compuestos: i) formados por moléculas polares. iv) aminoácidos. g) En una solución acuosa de sacarosa las atracciones entre las moléculas de ambas sustancias son: i) fuerzas de London. iv) London y dipolo-dipolo. de la molécula del aldehído. iii) unión puente de hidrógeno.Química en ejercicios 7. iii) aminoácido. ii) una sustancia soluble en solventes no polares. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno. iv) glucosa. RESPUESTA 124 . iv) que pueden formar disacáridos. Elijan la/s opción/es correcta/s en cada uno de los siguientes enunciados: a) El almidón es un biopolímero formado por unidades de: i) pentosa. c) La unión entre los monómeros que forman los polisacáridos se llama: i) unión glicosídica. ii) éster. el grupo funcional presente es: i) amida. Compuestos orgánicos c) indiquen qué fuerzas intermoleculares presenta el compuesto C en estado líquido. b) En un dipéptido. ii) bases nitrogenadas. e) Los polisacáridos pueden sintetizarse a partir de: i) hidroxiácidos. RESPUESTA 17. c) escriban la fórmula del isómero geométrico del compuesto C. ii) cetona. iii) hexosas. iv) hidroxilo. f) El tripalmitato de glicerilo es: i) un monosacárido. iii) una sustancia soluble en agua. iv) un éster. b) indiquen cuál de los compuestos es ópticamente activo y marquen el símbolo del átomo de carbono quiral. ii) insolubles en agua. iii) London. d) nombren el compuesto de menor solubilidad en agua. Se dispone de las siguientes sustancias: A) 2-butanol B) butanal C) cis-4-metil-2-penteno a) seleccionen la que en estado líquido solo presente fuerzas de London entre sus moléculas. b) 3-etil-2-metilhexano. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las moleculares de las siguientes sustancias: a) 2. RESPUESTA 125 . c) 4-metil-2-pentino. b) metil-2-buteno.3. A partir de las siguientes fórmulas: A) CH3CH=CHCH2CH3 C) (CH3)2C=CHCH3 E) CH3CH=C(CH3)CH2CH2CH3 B) CH2=CHCH(CH3)2 D) ClCH2CH2CH=CHCH3 F ) CH2=CHCH(Cl)CH2CH3 a) identifiquen a las que representan moléculas en las que es posible la existencia de isómeros geométricos. Indiquen cuál de estos solventes: octano o agua. RESPUESTA 2.Química en ejercicios 7. b) escriban las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de los diasterómeros. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA 4. c) 2.metilpentano.2. según corresponda. escriban sus fórmulas semidesarrolladas: a) 1-penteno. consideran más conveniente para disolver un pequeño volumen de nafta (mezcla de alcanos). A partir de los nombres de diferentes hidrocarburos no saturados.3-tetrametilpentano. Compuestos orgánicos Bloque 2 1. RESPUESTA 3. 6. b) que presente mayor punto de ebullición que el butano. RESPUESTA 6.5 ºC) y 1-penteno (30. Expliquen la diferencia entre los puntos de ebullición de los siguientes pares de sustancias: a) 1-buteno (. justifiquen su elección.0 ºC) b) RESPUESTA Propino (.Química en ejercicios 7. Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de un hidrocarburo: a) de igual fórmula molecular y que presente menor punto de ebullición que el 1-hepteno. En el siguiente cuadro. Compuestos orgánicos 5.23.0ºC) y 1-hexino: (72. Nombre Fórmula semidesarrollada Fórmula molecular Familia CH3CH(CH3)CH2COOH 2-butanol CH2O 2. completen los casilleros en blanco. justifiquen su elección.0 ºC) 7.2-dimetilhexanal (CH3)2CHCH2COCH(CH3)2 metilpropiléter CH3(CH2)2COOCH3 C2H5Cl CH3COCH2COCH3 RESPUESTA 126 . Escriban las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de tres isómeros estructurales para cada una de las siguientes fórmulas moleculares: a) C8H16O2 b) C4H8O c) C6H14O d) C5H13N e) C7H15NO RESPUESTA 127 . e) un grupo carbonilo cetónico.4-dimetil-3-hexanona c) 2. c) un grupo carbonilo en el extremo de la cadena. b) un grupo hidroxilo unido a un átomo de carbono secundario.2-dicloropropano g) butanona j) propanoato de etilo m) 3-etil-3-metilhexanal RESPUESTA b) 2-metil-1-butanol e) 1. f) un grupo amino. Compuestos orgánicos 8. RESPUESTA 10.3-pentanodiol h) metil-2-propanol k) butiletiléter n) 2. Escriban las fórmulas semidesarrolladas de moléculas que presenten en la cadena hidrocarbonada: a) un átomo de halógeno.Química en ejercicios 7. d) un grupo carboxilato. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las fórmulas moleculares de las siguientes sustancias: a) 2-bromo-3-metilpentano d) 1.2-dimetilbutanal f) 3-etil-2-hexanol i) ácido metilpropanoico l) ácido benzoico o) etanoato de butilo 9. Escriban las fórmulas semidesarrolladas de las siguientes sustancias: a) N.4-hexadiino f) ácido butanodioico i) 2-metilpentanodial 128 .3-pentanodiona b) ácido cloroetanoico e) metil-1-bromopropano h) butilpropiléter c)1. RESPUESTA 12. c) indiquen cuáles son isómeros estructurales. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) CH3(CH2)3CH2OH D) (CH3CH2)3N B) CH3(CH2)3NHCH2CH3 E) (CH3)3CCl C) CH3CH2CH2NH2 F ) CH3CH(CH3)CH2Cl a) escriban el nombre y la fórmula molecular de cada una. escriban el nombre correspondiente.4−clorofenol g) 2. Compuestos orgánicos 11. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas. A) B) (CH3)2CHCH2C(Br)(CH3)CH2CH3 C) CH3CH2CH(CH2CH3)COOH E) D) CH3(CH2)3COOCH2CH3 F) CH3CH(NH2)CH(CH2CH3)CH(CH3)CH2CH3 RESPUESTA 13.Química en ejercicios 7.N−dimetilaminobenceno d) 1. b) determinen cuáles son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de cada sustancia. propanona. 2-pentanona. Justifiquen su respuesta. d) 1-clorobutano (101. b) etanol (78.Química en ejercicios 7. a) Escriban las fórmulas semidesarrolladas y el nombre de: i) un ácido de 3 átomos de carbono por molécula. RESPUESTA 15. ácido 2-metilpentanoico. iv) dos isómeros de fórmula C4H8O.clorometilpropano (69 °C). Expliquen las diferencias entre los puntos de ebullición en cada uno de los siguientes pares de sustancias: a) dietiléter (37 °C) y 1-butanol (118 °C). RESPUESTA 16.5 °C).3-propanotriol (glicerina). e) 1.6 °C) y 1.. ácido 2. etc. RESPUESTA 129 . (290 °C). b) ácidos isómeros.5 °C) y dimetilamina (7. b) Indiquen cuál de todas las sustancias es la más soluble en un solvente polar como. Se dispone de: a) diferentes cetonas formadas por moléculas de cadena lineal. Justifiquen las respuestas. Indiquen cuál de los siguientes factores se tiene en cuenta para explicar las diferencias de los puntos de ebullición (PEb) en cada grupo de sustancias: la forma de las moléculas o el número de electrones por molécula. Compuestos orgánicos RESPUESTA 14.dimetilbutanoico. butanona. el agua. ácido hexanoico. por ejemplo. ii) dos isómeros de distintas familias de fórmula C6H14O.2.2. por ejemplo. iii) una amida de moléculas de cadenas ramificadas de 6 átomos de carbono. c) trimetilamina (3 °C) y propilamina (49 °C). por ejemplo.pentanol (138 °C) y 1. propilamina. RESPUESTA 20. Dadas las siguientes fórmulas condensadas. c) 5-hidroxi-2-hexanona. Identifiquen las fórmulas de las moléculas que poseen uno o más átomos de carbono quirales.Química en ejercicios 7. A) CH3CHBrCH2CH3 D) CH3CH(OH)CH3 RESPUESTA B) (CH3)2CHCOOH E) CH3CH(OH)CH(OH)CH3 C) C6H5CH(OH)CHO F) CH3CHClCH(OH)CH3 130 . b) etanoato de etilo. Para cada una de las sustancias que figuran a continuación.5 hexadieno. escriban el nombre correspondiente. butano y 1−propanol. escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero estructural. b) 3-aminohexanal. RESPUESTA 18. que presente un solo grupo funcional: a) 2-en-2-metil-1-pentanol. A) BrCH2CH2CH2CH=CH2 C) HCO(CH2)2COOH E) CH3CH2COCH(CH3)2 RESPUESTA B) CH3CH2COCH2CHO D) CH3CH(CH3)CH=CHCH2Br F) CH3CONH(CH3) 19. d) 1. Predigan el orden creciente de los puntos de ebullición de las siguientes sustancias: a) propanona (acetona). ácido butanoico y 1-butanol. Compuestos orgánicos 17. c) representen mediante fórmulas semidesarrolladas los diasterómeros. Compuestos orgánicos 21. iii) solo C. B) octano y C) etanol. Se dispone de las siguientes sustancias: A) propano. iv) B y C.Química en ejercicios 7. a) Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de: i) un isómero estructural de C. presenta/n isomería geométrica. ii) un isómero de B óptimamente activo. en la molécula del alcohol. d) indiquen qué fuerzas intermoleculares presenta el compuesto C en estado líquido. Justifiquen la respuesta. b) escriban el nombre de los compuestos que presentan actividad óptica. c) Indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace entre los siguientes átomos: C-O-H. Dadas las siguientes fórmulas condensadas: B) CH3CH(OH)CH2COOCH2CH2CH3 D) CH3CH2CH(OH)CH2C≡N F) CH3CH(OH)CH2CH2COOH A) CH3CH2CH(NH2)CH(OH)CH2CH3 C) CH3CH(Cl)CH(CH3)CONHCH2CH3 E) CH3CH2C(Cl)=CHCH(CH3)COCH3 a) escriban el nombre de cada una. RESPUESTA 22. b) Predigan cuál de las sustancias presenta mayor punto de ebullición. RESPUESTA 131 . ii) solo B. A partir de las fórmulas de las siguientes sustancias: A) CH3CH2CHOHCH=CH2 B) CH2=CHCHOHCH2CH2OH C) CH3CH2CH=CHCOOH a) indiquen si: i) solo A. b) marquen el símbolo de todos los átomos de carbono quirales presentes. RESPUESTA 23. Compuestos orgánicos Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1.Química en ejercicios 7. se elige la secuencia de átomos de carbono más larga. para una misma fórmula semidesarrollada se pueden identificar diferentes opciones. Una opción posible es: D) La cadena principal está formada por 6 átomos de carbono y se puede marcar de la siguiente forma: 132 . Una opción posible es: C) La cadena principal está formada por 3 átomos de carbono y se puede marcar de seis formas diferentes. a) y b) Para determinar la cadena principal. Por ejemplo: A) La cadena principal está formada por 4 átomos de carbono y puede marcarse de las siguientes formas: B) La cadena principal está formada por 4 átomos de carbono y se puede marcar de tres formas diferentes. En algunos casos. F: 2. para la fórmula C6H10. a) CH≡CCH2CH2CH2CH3 ó CH≡C(CH2)3CH3 b) (CH3)2C=CHCH(CH3)CH2CH2CH3 ó (CH3)2C=CHCH(CH3)(CH2)2CH3 c) CH≡CCH(CH2CH3)CH2CH3 d) CH3CH=CHCH=CHCH3 5. un ciclo de cinco átomos de carbono como el ciclopentano y. como el ciclohexeno. E: metilbutano.2-dimetilpentano b) A y F (C7H16). B:hexano. 133 . C8H18 d) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH(CH3)2 ó (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2.Química en ejercicios 7. un ciclo de seis átomos de carbono con un doble enlace. D: butano. C7H16 c) (CH3)3CCH(CH3)CH2CH3. a) A: 2. C8H18 3. Una opción posible es: 2. a) CH3CH2CH(C2H5)CH2CH2CH3 ó CH3CH2CH(C2H5)(CH2)2CH3. C y E (C5H12) 4.3-dimetilpentano. Compuestos orgánicos E) La cadena principal está formada por 7 átomos de carbono y se puede marcar de cinco formas diferentes. C8H18 b) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 ó (CH3)2CHCH(CH3) CH2CH3. a) Por ejemplo: CH2=CHCH2CH2CH3 y CH3C≡C(CH2)2CH3 b) Por ejemplo: CH3CH(CH3)CH=CH2 y CH≡CCH(CH3)CH2CH3 c) Por ejemplo. C: dimetilpropano. para la fórmula C5H10 . 3-ciclopentadieno C5H6 cicloalqueno trans-3. Elaboren las explicaciones correspondientes.Química en ejercicios 7.4-dimetil-3hexeno C8H16 alqueno propino HC≡C-CH3 C3H4 alquino ciclopropano C3H6 cicloalcano 7. Compuestos orgánicos 6.4dimetilpentano (CH3)2CHCH2CH(CH3)2 C7H16 alcano 1. 134 . Nombre Fórmula semidesarrollada Fórmula molecular Familia 1-buteno 2-butino CH2=CHCH2CH3 CH3C≡CCH3 C4H8 C4H6 alqueno alquino cis-2-penteno C5H10 alqueno etino CH≡CH C 2H 2 alquino metilciclohexano C7H14 cicloalcano 2. G) 2-butanol. a) (CH3)3N b) etanamida c) etilmetilamina ó N-metiletanamina d) (CH3CH2)2NH e) propanamida f) CH3CH2CH(CH3)CONH2 135 .Química en ejercicios 7. H) ácido etanoico (ácido acético). a). B) metanal. Compuestos orgánicos 8. b) y c) Grupo funcional: carbonilo A) F) B) D) Familia: cetonas Grupo funcional: hidroxilo C) G) E) Familia: aldehídos Grupo funcional: carboxilo H) Familia: alcoholes d) e) Familia: ácidos carboxílicos A) butanona. C) 1-propanol. B) H) 9. E) ácido metilpropanoico. D) etanal. F) 3-metilpentanona. iv) α se aproxima a 109. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London y dipolo-dipolo London y dipolo-dipolo London y dipolo-dipolo London. 12.5º. Compuestos orgánicos 10. a) Por ejemplo: CH3CH2CH2CH(OH)CH3 . ii) α igual a 180º. a) A) 3. b) Por ejemplo: HCOOCH2CH3. a) b) y d): solubles en agua. 2-pentanol. las moléculas de las sustancias establecen atracciones puente de hidrógeno. 11. London y dipolo-dipolo con las moléculas de agua. a) y b) Nombre Fuerzas intermoleculares Fórmula molecular A: 3. iii) α se aproxima a 120º.4-dimetilheptano C) hidroxibenceno o fenol E) 4-metil-3-hexanona B) 6-etil-7-metil-3-octino D) cis-1-etil-2-metilciclopentano F) N-metilmetanamida b) i) α se aproxima a 109. B y D son isómeros estructurales.3-dimetil-1-butanol B: 3-metilpentanal C: metilpentiléter D: 3-hexanona E: metanamida F: 3-metil-1-pentanol London. 13.5º. 14. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London.Química en ejercicios 7. C y F. En cada caso. Elaboren las justificaciones correspondientes. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno C6H14O C6H12O C6H14O C6H12O CH3NO C6H14O c) A. metanoato de etilo. 136 . el de menor punto de ebullición es 4-metil-3-hexanona b) por ejemplo: CH3CH2CH2CH2CH(CH3)C≡CH c) London y dipolo-dipolo d) 1-octino 137 .Química en ejercicios 7.metilbutanamida. propanamida. a) B y C. Compuestos orgánicos c) Por ejemplo: CH3CH2CONH2. d) Los compuestos de formula C6H12 que poseen isomería geométrica son: e) CH3CH2CH(CH3)CONH2 . 15. 2. isomería estructural (cadena). Química en ejercicios 7. iv) un éster g) iii) London. CH3CH2CHOHCH3 c) d) α se aproxima a 120º 17. Compuestos orgánicos 16. a) C: cis-4-metil-2-penteno b) A: 2-butanol. a) CH3CH(CH3)CH2CH2CH3 ó (CH3)2CH(CH2)2CH3. C9H20 138 . C6H14 b) CH3CH(CH3)CH(C2H5)CH2CH2CH3 ó (CH3)2CHCH(C2H5)(CH2)2CH3. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1. C9H20 c) (CH3)3CC(CH3)2CH2CH3. iii) cuyas moléculas presentan un grupo carboxilo y un grupo amino e) iii) hexosas f) ii) una sustancia soluble en solventes no polares. a) iv) glucosa b) i) amida c) i) unión glicosídica d) i) formados por moléculas polares. Elaboren las justificaciones correspondientes. Elaboren las explicaciones correspondientes. a) CH2=CHCH2CH2CH3 ó CH2=CH(CH2)2CH3 b) (CH3)2C=CHCH3 c) CH3C≡CCH(CH3)CH3 3. a) A. 2-metil-1-hexeno b) un alcano de cadena más larga. 139 . 4. D y E b) A) D) E) 5. Octano.Química en ejercicios 7. hexano. Elaboren la justificación correspondiente. por ejemplo: CH3(CH2)4CH3 . Compuestos orgánicos 2. por ejemplo: CH2=C(CH3)(CH2)3CH3. a) Un isómero de moléculas ramificadas. 6. Compuestos orgánicos 7. C5H10O2 k) CH3CH2OCH2CH2CH2CH3. Nombre Fórmula semidesarrollada Fórmula molecular Familia ácido 3-metilbutanoico 2-butanol Metanal 2. C5H12O c) CH3CH2C(CH3)2CHO. C6H12O d) CH2ClCHClCH3. C5H12O2 f) CH3CH(OH)CH(CH2CH3)CH2CH2CH3 ó CH3CH(OH)CH(CH2CH3)(CH2)2CH3. C3H6Cl2 e) CH2OHCH2CHOHCH2CH3. C8H18O g) CH3COCH2CH3. C6H13Br b) CH3CH2CH(CH3)CH2OH.Química en ejercicios 7. a) CH3CHBrCH(CH3)CH2CH3.5-dimetil-3hexanona metilpropiléter butanoato de metilo Cloroetano CH3CH(CH3)CH2COOH CH3CHOHCH2CH3 H2C=O CH3(CH2)3C(CH3)2CHO (CH3)2CHCH2COCH(CH3)2 C5H10O2 C4H10O CH2O C8H16O C8H16O ácido carboxílico alcohol (secundario) aldehído aldehído cetona C4H10O C5H10O2 C2H5Cl éter éster halogenuro de alquilo o compuesto halogenado hidrocarburo aromático cetona CH3OCH2CH2CH3 CH3(CH2)2COOCH3 CH3CH2Cl hidroxibenceno (fenol) 2. C4H8O h) (CH3)2C(OH)CH3. C6H14O 140 . C4H8O2 j) CH3CH2COOCH2CH3.4-pentanodiona CH3COCH2COCH3 C6H6O C5H8O2 8.2-dimetilhexanal 2. C4H10O i) (CH3)2CHCOOH. a) Por ejemplo: CH3(CH2)6COOH. d) Por ejemplo: CH3NHCH2CH2CH2CH3. butilmetilamina ó N-metilbutanamina. C6H12O2 9. CH3(CH2)3CH2NH2. butanona. CH3CH(CH3)CHO.1-hexanol. 4-metil-2-pentanol. c) CH3(CH2)2CHO. CH3(CH2)3COOCH2CH2CH3. CH3CH2CH2OCH2CH2CH3. e) CH3COCH2CH2CH2CH3. metilpropanal. dipropiléter. C7H6O2 m) CH3CH2CH2C(CH3)(CH2CH3)CH2CHO. 141 . (CH3)2NCH2CH2CH3. (CH3)2CHCH2CHOHCH3. C8H16O o) CH3COOCH2CH2CH2CH3. 2-metilhexanamida. butanal. a) Por ejemplo: CH3CHBr(CH2)3CH3. b) Por ejemplo: CH3(CH2)2CHO. ácido octanoico. e) Por ejemplo: CH3(CH2)5CONH2.4. heptanamida. b) CH3CHOHCH3. f) CH3CH2NH2 10. pentilamina. CH3CH2COCH3. dimetilpropilamina ó N. Compuestos orgánicos l) .N-dimetilpropanamina. 4. C9H18O n) (CH3)2CHCOCH(CH3)CH2CH3. (CH3)3C(CH2)2CONH2. d) CH3CH2COOCH3. ácido-2-metilheptanoico.dimetilpentanamida. pentanoato de propilo y CH3(CH2)4CH(CH3)COOH.Química en ejercicios 7. c) Por ejemplo: CH3(CH2)4CH2OH. CH3(CH2)3CH(CH3)CONH2. a) B) 3-bromo-3.Química en ejercicios 7.5-dimetilhexano D) pentanoato de etilo F) 3-etil-4-metil-2-hexanoamina b) CH2(Cl)COOH c) HC≡CCH2C≡CCH3 d) 142 .4-dicloro-3-hexeno C) ácido etilbutanoico E) etilmetilpropilamina ó N-etil-N-metilpropanamina 13. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London y dipolo-dipolo London y dipolo-dipolo London y dipolo-dipolo C5H12O C6H15N C3H9N C6H15N C4H9Cl C4H9Cl c) B y D. E y F son isómeros estructurales. a) y b) Nombre Fuerzas intermoleculares Fórmula molecular A) 1-pentanol B) butiletilamina ó N-etilbutanamina C) propilamina D) trietilamina E) 2-cloro-metilpropano F) 1-cloro-metilpropano London. A) trans-3. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London. Compuestos orgánicos 11. 12. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London. 17. b) La forma de las moléculas. Elaboren la justificación correspondiente. 15. butanal y CH3COCH2CH3. ácido propanoico. 4-metilpentanamida iv) por ejemplo: CH3(CH2)2CHO. 1-hexanol y CH3CH2CH2OCH2CH2CH3. propanona. propilamina. a) El número de electrones. a) i) CH3CH2COOH. ácido butanoico 18. dipropiléter iii) por ejemplo: CH3CH(CH3)(CH2)2CONH2. ácido propanoico ii) por ejemplo: CH3(CH2)4CH2OH. butanona b) CH3CH2COOH. Elaboren la justificación correspondiente. a) butano. Elaboren la justificación correspondiente. Compuestos orgánicos e) CH3CH(CH3)CH2Br f) HOOC(CH2)2COOH g) CH3COCOCH2CH3 h) CH3CH2CH2OCH2CH2CH2CH3 i) CHOCH(CH3)(CH2)2CHO 14. 1-butanol.1-propanol b) etanoato de etilo.Química en ejercicios 7. Elaboren las justificaciones correspondientes. 16. A) 5-bromo-1-penteno C) ácido 4-oxobutanoico B) 3-oxopentanal D) 1-bromo-4-metil-2-penteno F) N-metiletanamida E) 2-metil-3-pentanona 143 . Compuestos orgánicos 19. C. átomos de carbono quirales: 3 y 4 B) CH3CH(OH)CH2COOCH2CH2CH3 . a) Cualquier aldehído o cetona de 6 átomos de carbono por molécula. indicamos en negrita el símbolo del átomo de carbono quiral en cada una: A) CH3CHBrCH2CH3 E) CH3CH(OH)CH(OH)CH3 C) C6H5CH(OH)CHO F) CH3CHClCH(OH)CH3 21. átomo de carbono quiral: 2 C) CH3CH(Cl)CH(CH3)CONHCH2CH3 .-metil-N-etilbutanoamida E) 5-cloro-4-en-3-metil-2-heptanona B) 3-hidroxibutanoato de propilo D) 3-hidroxipentanonitrilo F) ácido 4-hidroxipentanoico b) En las siguientes fórmulas. A) CH3CH2CH(NH2)CH(OH)CH2CH3 . Por ejemplo: CH3(CH2)4COOH ó CH3CH2COOCH2CH2CH3 d) Cualquier alquino o cicloalqueno de 6 átomos de carbono por molécula. átomo de carbono quiral: 3 F) CH3CH(OH)CH2CH2COOH . Por ejemplo: CH3(CH2)4CONH2 c) Cualquier éster o ácido de 6 átomos de carbono por molécula. Las moléculas que poseen átomos de carbono quirales son: A. los átomos de carbono quiral. están indicados en negrita.Química en ejercicios 7. átomo de carbono quiral: 4 144 . átomos de carbono quirales: 2 y 3 D) CH3CH2CH(OH)CH2C≡N . a) A) 4-amino-3-hexanol C) 3-cloro-2. Por ejemplo: CH3(CH2)4CHO ó CH3CH2COCH2CH2CH3 b) Cualquier amida de 6 átomos de carbono por molécula. átomo de carbono quiral: 3 E) CH3CH2C(Cl)=CHCH(CH3)COCH3 . E y F. Por ejemplo: CH3(CH2)4C≡H 20. 3-diol c) d) London. 145 . 23. a) iii) solo C b) A) 1-en-3-pentanol ó 1-penten-3-ol y B) 4-en-1. dimetiléter ii) por ejemplo: CH3CH2CH(CH3)(CH2)3CH3 3-metilheptano. dipolo-dipolo y puente de hidrógeno.3-pentanodiol ó 4-penten-1.5º.Química en ejercicios 7. a) i) CH3OCH3 . b) octano. Elaboren la justificación correspondiente. c) α se aproxima a 109. Compuestos orgánicos 22. . 8. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Reacciones químicas en el nivel microscópico de observación. reactivo limitante y rendimiento de una reacción. Reacciones químicas Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. . es importante. Definiciones de: pureza de un reactivo. oxidación. Reducción. para afianzar sus conocimientos. Características de las reacciones químicas y su clasificación. agente oxidante y agente reductor. Significado de los términos que se utilizan en una ecuación química. Química en ejercicios 8. Lean atentamente y señalen cuáles de las opciones son correctas. b) se desprenden luz y/o calor. c) se produce siempre entre dos sustancias. Reacciones químicas Bloque 1 1. Siempre que se produce una reacción química: a) el tipo y número de átomos que intervienen no cambia. f) hay ruptura y formación de enlaces. Escriban los coeficientes estequiométricos para balancear las ecuaciones: a) Ca(OH)2 (ac) + HNO3 (ac) b) Fe (s) + HCl (ac) c) Al2O3 (s) + H2 (g) Ca(NO3)2 (ac) + H2O (l) FeCl3 (ac) + H2 (g) Al (s) + H2O (l) Fe2(SO4)3 (ac) + H2O (l) d) H2SO4 (ac) + Fe(OH)3 (ac) e) KClO3 (s) RESPUESTA KCl (s) + O2 (g) 3. e) aparecen átomos nuevos. Para las siguientes ecuaciones: A) TiCl4 (ac) + 2 Mg (s) B) KBr (ac) + AgNO3 (ac) C) 2 NaOH (ac) + H2SO4 (ac) D) C3H8 (g) + 5 O2 (g) E) 2 SO2 (g) + O2 (g) Ti (s) + 2 MgCl2 (ac) AgBr (s) + KNO3 (ac) Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l) 3 CO2 (g) + 4 H2O (g) 2 SO3 (g) 3 Co2O3 (s) + 13 KCl (ac) + 6 H2O (l) F) 6 CoCl2 (ac) + 12 KOH (ac) + KClO3 (ac) G) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) 148 . d) cambian las sustancias presentes. RESPUESTA 2. expresada en moles. ii) la masa de magnesio que reacciona.50 atm y a 25.00 moles de óxido de magnesio. calculen: CO2 (g) + 2 H2O (g) a) b) c) RESPUESTA el volumen de oxígeno que se consume en CNPT. se forman cloruro de calcio. calculen: i) la cantidad de oxígeno necesaria. descomposición. expresada en moles. de cloruro de calcio que se obtiene al reaccionar 1. precipitación. formando óxido de magnesio (MgO). Al encender la hornalla de la cocina. El ácido clorhídrico se utiliza como desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato de calcio). Reacciones químicas Indiquen: a) el tipo de reacción química que representa (síntesis. RESPUESTA 6. b) Si se desean obtener 6. se produce la combustión del metano. representada por la siguiente ecuación: CH4 (g) + 2 O2 (g) Si reaccionan 50. el volumen de CO2 (g) que se obtiene a 1. La ecuación que representa a la reacción es: CaCO3 (s) + 2 HCl (ac) CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g) Calculen la cantidad. 149 . neutralización o redox).0 g de metano. RESPUESTA 5.00 kg de carbonato de calcio con el ácido clorhídrico necesario.0 ºC. El metano es el principal componente del gas natural. agua y dióxido de carbono. El polvo de magnesio se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y de bengalas marítimas.Química en ejercicios 8. RESPUESTA 4. combustión. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. el magnesio produce una llama blanca muy intensa. el agente reductor y el cambio que se produce en los estados de oxidación. el número de moléculas de agua que se obtienen. Al reaccionar con el oxígeno del aire. b) el agente oxidante. Al reaccionar carbonato de calcio con una solución acuosa de ácido clorhídrico. en las que representan a reacciones redox. c) la masa de sal que se forma. expresada en moles.0 g de impurezas con exceso de ácido nitroso. La ecuación que representa a la reacción es: BaCO3 (s) + 2 HCl (ac) Calculen: a) la masa de impurezas presente en la muestra. que reacciona. En un recipiente que contiene 4.50 M.0 ºC. b) la cantidad de ácido clorhídrico. d) el volumen de gas que se desprende medido a 20 ºC y a 760 mm Hg. RESPUESTA BaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l) 9. 80 % de pureza. d) el número de moléculas de agua que se obtienen. Se hacen reaccionar 650 g de una muestra de BaCO3. d) el tipo de reacción química que representa. RESPUESTA 5 NO (g) + H3SbO4 (ac) + H2O(l) 150 . c) la cantidad.00 L de solución acuosa de HNO3 1. En un recipiente se colocan 280 g de una muestra que contiene antimonio y 42. Reacciones químicas 7. La ecuación que representa a la reacción es: Cu (s) + 4 HNO3 (ac) Indiquen: a) la masa de cobre que reacciona. se coloca la cantidad de cobre suficiente para que reaccione el ácido nítrico presente. La reacción que se produce se representa por la siguiente ecuación: 5 HNO2 (ac) + Sb (s) Indiquen: a) la pureza de la muestra. b) el volumen mínimo de solución 2. e) el tipo de reacción química que representa.0 dm3 a 25. b) la masa de sal que se forma. c) la presión que ejerce el gas obtenido si se lo recoge en un recipiente de 20.00 M de ácido nitroso necesario. de NO2 que se produce. con cantidad suficiente de HCl. RESPUESTA Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2H2O (l) 8.Química en ejercicios 8. expresada en moles. 0 g de una muestra formada por cobre (10. RESPUESTA 12. si la cantidad de gas que se forma.0 %.0 % de impurezas inertes). b) indiquen: i) la masa de mineral utilizada. Durante la respiración celular. RESPUESTA 151 .00 mol 300 g 250 g 48.20 mol 45. la cantidad de gas.2 dm3 de SO2 medidos en CNPT: a) escriban la ecuación química que representa el proceso.50 mol Reactivo limitante RESPUESTA 11. disminuye o no cambia. ii) la cantidad. con una pureza del 70. al repetir la experiencia con una muestra que contiene cobre con menor porcentaje de pureza. expresada en moles.Química en ejercicios 8. de ZnO que se produce. expresada en moles. En un recipiente se colocan 500 mL de solución acuosa 2. y se obtienen 67. la glucosa (C6H12O6) reacciona con el oxígeno que inhalamos formando dióxido de carbono y agua.50 mol 150 g 1. Justifiquen la respuesta. La siguiente ecuación representa el proceso: C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (g) Indiquen cuál es el reactivo limitante en cada uno de los siguientes casos: C6H12O6 1 2 3 4 5 2. La reacción se representa por la siguiente ecuación: 2 H2SO4 (ac) + Cu (s) Determinen: CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l) a) b) c) la masa de sal que se produce.0 g 3. Reacciones químicas 10. que se libera. Si se utiliza un mineral que contiene ZnS.00 M de ácido sulfúrico y 30. El sulfuro de zinc reacciona con el oxígeno formando óxido de zinc y dióxido de azufre. aumenta.0 g 115 g O2 3. Reacciones químicas 13.30 M. 152 . El óxido de aluminio se obtiene al reaccionar aluminio con oxígeno. Se hacen reaccionar 100 g de una muestra impura que contiene BaCO3 con 240 cm3 de solución 3. c) la masa de óxido que se forma: i) si el rendimiento de la reacción es del 100 %.325 moles de sal con un rendimiento del 80.0 % y la ecuación que representa el proceso es: Cu (s) + 2 H2SO4 (ac) CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l) El gas obtenido se recoge a 25. ii) el porcentaje de pureza de la muestra de cobre. iii) el volumen de solución 10. que se obtiene. del reactivo limitante presente en el sistema inicial. RESPUESTA 15. La reacción se produce con un rendimiento del 86. Se obtienen 0. La ecuación que representa el proceso es: BaCO3 (s) + H2SO4 (ac) Indiquen: BaSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l) a) la pureza de la muestra que contiene BaCO3.0 ºC en un recipiente rígido de 12.0 %. si los 100 g de aluminio se colocan en un recipiente cerrado y rígido de 20.20 atm. b) Calculen: i) la presión que ejerce el gas obtenido en el recipiente. expresada en moles. expresada en moles. a) Indiquen cuál es el cambio que se produce en el número de oxidación del elemento correspondiente a la especie que se oxida. Si se oxidan 100 g de aluminio.8 g de una muestra de cobre que contiene 400 mg de impurezas inertes con 454 cm3 de solución acuosa de H2SO4 3.0 ºC y a 1. expresada en moles. indiquen: a) la ecuación química que representa el proceso.0 % m/V que se puede preparar con la masa de sal obtenida.00 M de H2SO4. d) la masa de reactivo en exceso. b) la cantidad. ii) si el rendimiento de la reacción es del 85. b) la cantidad de oxígeno.Química en ejercicios 8.0 %. que se necesita. Se hacen reaccionar 44. iv) la cantidad de agua. RESPUESTA 14.5 dm3.0 dm3 que contiene oxígeno a 20. RESPUESTA Bloque 2 1.Química en ejercicios 8. b) putrefacción de una fruta. en un nuevo ensayo. i) quemar ramas. la mitad del volumen de solución de ácido sulfúrico. Indiquen cuáles de los siguientes ejemplos de la vida cotidiana corresponden a reacciones químicas. k) encender una hornalla. j) preparar un té. y justifiquen su elección: a) picar carne. f) teñir el cabello. iv) el C es el agente reductor. En un recipiente se colocan 60. ii) la reacción no es redox.0 g de una muestra que contiene carbono (75. RESPUESTA 153 . al utilizar.00 L de una solución acuosa 2. a 40. Justifiquen la respuesta.0 ºC y a 2. b) Indicar cuál/es de la/s siguiente/s opción/es es/son correcta/s: i) la reacción es redox. d) proceso de fotosíntesis. g) disolver sal en agua.75 M de NaOH y exceso de agua. d) si la masa de sal obtenida será mayor.00 atm. l) oxidación de un clavo. iii) el C es el agente oxidante. La reacción química producida se representa por la siguiente ecuación: C + 2 NaOH + H2O → Na2CO3 + 2 H2 (g) a) Calcular el rendimiento de la reacción si se obtienen 10.0 % de pureza) con 3. h) pinchar un globo. RESPUESTA 16. e) fundir un plástico. manteniendo todas las demás condiciones.0 gramos de H2 (g). c) evaporación del alcohol. Reacciones químicas c) el volumen de CO2 (g) obtenido. igual o menor. calculen: i) el volumen de nitrógeno obtenido en CNPT. RESPUESTA 4. se produce a partir de la reacción entre el calcio y el cloro. RESPUESTA 3. El cloruro de calcio. Para las siguientes ecuaciones: A) 2 K (s) + 2 H2O (l) B) C2H4 (g) + HF (g) 2 KOH (ac) + H2 (g) C2H5F (g) Ni2(SO4)3 (ac) + 6 H2O (l) C) 3 H2SO4 (ac) + 2 Ni(OH)3 (ac) D) AgNO3 (ac) + NaI (ac) E) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) F) 4 H3PO3 (ac) + 2 HNO3 (ac) NaNO3 (ac) + AgI (s) 8 CO2 (g) + 10 H2O (g) 4 H3PO4 (ac) + N2O (g) + H2O (l) Indiquen: a) el tipo de reacción química que representa (síntesis. en las que representan a reacciones redox. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. ii) la cantidad de agua producida. se obtienen nitrógeno gaseoso y agua. Cuando se combina con oxígeno. descomposición. La hidracina (N2H4) es un combustible líquido que se utiliza en la propulsión de vehículos espaciales. iii) el número de moléculas de oxígeno necesarias para la combustión. precipitación. b) Si se produce la combustión de 160 g de hidracina. Reacciones químicas 2. el agente reductor y el cambio que se produce en los estados de oxidación. neutralización o redox). b) Calculen la masa de cloro que reacciona y la cantidad de sal. RESPUESTA 154 . expresada en moles.Química en ejercicios 8. que se obtiene por reacción completa de 200 g de calcio. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. c) Indiquen el tipo de reacción química que representa. b) el agente oxidante. sólido. combustión. que se obtiene. este último colorea al sistema de verde. El ácido sulfúrico se produce al hacer reaccionar dióxido de azufre con peróxido de hidrógeno.00 kg de una muestra que contiene Ca3(PO4)2. b) el número de moléculas de peróxido de hidrógeno necesarias para producir la reacción. El Ca(H2PO4)2 se utiliza como materia prima para la preparación de fertilizantes. en medio ácido. expresada en moles.Química en ejercicios 8. c) la masa de Ca(H2PO4)2 que se forma. Calculen: a) la masa de K2Cr2O7 que reaccionó. Reacciones químicas 5. determinen: a) la cantidad de ácido. RESPUESTA 7. expresada en moles. según la siguiente ecuación: 3 C2H6O (l) + 2 K2Cr2O7 (ac) + 8 H2SO4 (ac) 3 C2H4O2 (l)+ 2 K2SO4 (ac) + 2 Cr2(SO4)3 (ac)+11 H2O (l) En un control se determinó un valor de 0. En los controles de alcoholemia. b) la cantidad.0 ºC. en moles. RESPUESTA 6. La ecuación que representa el proceso de obtención de esta sustancia es: Ca3(PO4)2 (s) + 2 H2SO4 (ac) Ca(H2PO4)2 (ac) + 2 CaSO4 (ac) Si se hace reaccionar 1. Si el aire expirado contiene vapores de etanol (C2H6O). según la siguiente ecuación: H2O2 (l) + SO2 (g) H2SO4 (l) Si reaccionan 25.50 atm de presión y a 30.300 mg de alcohol por cada litro de aire exhalado.0 dm3 de dióxido de azufre medidos a 1. entre otros productos. RESPUESTA 155 . b) la masa de ácido sulfúrico que reacciona. 90. ácido acético o etanoico (C2H4O2) y sulfato de cromo (III). calculen: a) la cantidad. de ácido etanoico que se obtuvo. la persona sopla a través de un tubo que contiene una solución color naranja de dicromato de potasio.0 % de pureza. este reacciona formando. de CaSO4 que se obtiene. b) la masa de propanoato de sodio que se forma. 156 . de dióxido de carbono que se obtiene. si se sabe que el porcentaje de oxígeno en el aire es de 21. expresada en moles.Química en ejercicios 8.00 atm. RESPUESTA C3H5O2Na (ac) + H2O (l) 10. Si reaccionan 100 g de H2S con 144 dm3 de oxígeno a 20 ºC y a 1. expresada en moles. En un recipiente se colocan 2. sin modificar la cantidad de ácido empleado. En un recipiente de 5. RESPUESTA 9. Por combustión completa. la masa de óxido de azufre que se obtiene.0 % m/V de hidróxido de sodio. la ecuación que representa el proceso es: 2 H2S (g) + 3 O2 (g) Calculen: a) b) RESPUESTA 2 SO2 (g) + 2 H2O (g) el número de moléculas de oxígeno que reaccionan. del reactivo que queda sin reaccionar. La ecuación que representa el proceso es: C3H6O2 (l) + NaOH (ac) Indiquen: a) la cantidad.0 % V/V. la masa del reactivo que queda sin reaccionar. iii) la cantidad.50 mol de ácido propanoico y 300 mL de solución acuosa 20. si se utilizan 400 mL de la misma solución. que contiene butano (C4H10) en mayor proporción. disminuye o no cambia.00 g de butano. se hace reaccionar 1. El combustible utilizado en los encendedores es una mezcla de hidrocarburos. reacciona produciendo dióxido de carbono y agua. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. Reacciones químicas 8.00 dm3 que contiene aire en CNPT. A altas temperaturas. c) si la masa de sal aumenta. Justifiquen la respuesta. b) Indiquen: i) ii) cuál es el reactivo que reacciona totalmente. el sulfuro de hidrógeno gaseoso emitido por un volcán se oxida en el aire. d) el tipo de reacción química que representa. Reacciones químicas 11. La ecuación que representa el proceso es: BiCl3 (ac) + H2O (l) 2 HCl (ac) + BiOCl (s) Si se hacen reaccionar 2. El “efecto perlado” de algunos esmaltes y lápices labiales se debe al oxicloruro de bismuto (BiOCl).0 g de carbonato de calcio se obtienen 35. Calculen: a) el rendimiento de la reacción.50 moles de BiCl3 con un rendimiento del 78%. Por descomposición de 75.50 M con cantidad suficiente de silicio y de agua. RESPUESTA 13. la masa de oxígeno que reacciona.50 dm3 de solución acuosa de hidróxido de sodio 1. según la siguiente ecuación: Si + 2 NaOH (sc) + H2O Na2SiO3 + 2 H2(g) El hidrógeno obtenido se recoge en un recipiente rígido de 22. 12. c) la masa de silicato de sodio que se forma. calculen: a) b) RESPUESTA la cantidad de ácido.Química en ejercicios 8.0 ºC ejerciendo una presión de 2. b) la masa de agua que reacciona.00 atm. que se forma.0 dm3 a 25. RESPUESTA CaO (s) + CO2 (g) 14. según la siguiente ecuación: C2H6O (l) + O2 (g) C2H4O2 (l) + H2O (g) Si se oxidan 30. que puede obtenerse a partir de la reacción entre el tricloruro de bismuto y el agua. RESPUESTA 157 .0 g de etanol con un rendimiento del 90. calculen la masa de BiOCl que se forma. Se hace reaccionar 1.0 %. expresada en moles. La ecuación que representa el proceso es: CaCO3 (s) Calculen el rendimiento de la reacción.7 g de óxido de calcio. El picado del vino se produce por la oxidación del etanol. Reacciones químicas 15. Se hacen reaccionar 375 g de una muestra que contiene K2SO3 (18.60 g de NO (g). RESPUESTA 16.00 M. presente en el sistema inicial. manteniendo todas las demás condiciones. Se hacen reaccionar 80.20 dm3 de solución 3. con 2. igual o menor. al repetir la experiencia con igual masa de otra muestra de cobre con 40.0 % de impurezas inertes) con 1. b) si el cobre de la muestra reacciona totalmente. d) si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor. La ecuación que representa el proceso es: K2SO3 + 2 HNO3 2 KNO3 + SO2 (g) + H2O 158 .0 g de una muestra que contiene fósforo (70. La reacción se representa por la siguiente ecuación: 3Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO (g) + 4 H2O Si se obtienen 1. c) el volumen de gas que se obtiene en CNPT.0 %.0 % de pureza). En un recipiente se colocan 200 g de un mineral que contiene un 80. c) el rendimiento de la reacción. b) la fórmula del reactivo limitante y la cantidad.6 % m/V de HNO3. La ecuación que representa a la reacción es: 5 HNO3 + P H3PO4 + 5 NO2 (g) + H2O Si el rendimiento es del 75.100 M. d) si el volumen de gas obtenido será mayor. indiquen: a) el cambio en el número de oxidación del elemento en la sustancia que se reduce. manteniendo todas las demás condiciones. expresada en moles.50 L de solución acuosa de HNO3 0. justifiquen la respuesta.0% de cobre con 2. al utilizar en un nuevo ensayo. RESPUESTA 17.0% de impurezas inertes.Química en ejercicios 8. el mismo volumen de una solución 12. igual o menor.50 M de HNO3. indiquen: a) el número de oxidación que presenta el elemento correspondiente al agente reductor en su forma reducida.50 dm3 de solución acuosa de ácido nítrico 2. En un recipiente se introducen 191. RESPUESTA 20.0 ºC y a 1. al utilizar.00 M.0 moles de HCl. Reacciones químicas Si el rendimiento de la reacción es del 90. manteniendo todas las demás condiciones. En un recipiente se introducen 2.0 %.5 g de una muestra impura de Mg2Si con 10. que se obtiene. b) la cantidad de SiH4. La ecuación que representa el proceso es: Fe2O3 + 6 HCl 2 FeCl3 + 3 H2O 159 . c) la cantidad de H2S.25 M y 110 g de una muestra que contiene Fe2O3 (25 % de impurezas inertes).50 dm3 de una solución acuosa de HCl 1. que se obtiene. RESPUESTA 19.Química en ejercicios 8. expresada en moles.0 %. indiquen: a) la masa de sal que se obtiene. igual volumen de solución de ácido nítrico 4. Se obtienen 286 g de MgCl2 con un rendimiento del 75. medido a 20. d) si la masa de sal obtenida aumenta. en un nuevo ensayo.77. c) el volumen de gas que se obtiene. expresada en moles.1023 moléculas de yodo. b) si la ecuación representa un proceso redox y justifiquen la respuesta. b) la masa de agua que se forma.0 %. RESPUESTA 18. La reacción se produce con un rendimiento del 78. La ecuación que representa a la reacción es: Mg2Si + 4 HCl Calculen: 2 MgCl2 + SiH4 (g) a) la masa de impurezas presentes en la muestra de Mg2Si.250 M con 1500 mL de una solución acuosa de ácido yodhídrico. La reacción tiene un rendimiento del 75. expresada en % m/V. disminuye o no cambia. En un recipiente se introducen 1500 mL de solución acuosa de ácido sulfúrico 0. calculen: a) la concentración de la solución de ácido yodhídrico.50 atm.0 % y se representa por la siguiente ecuación: H2SO4 (sc) + 8 HI (sc) H2S + 4 I2 (s) + 4 H2O Si se obtienen 6. Química en ejercicios 8.0 % de pureza) con 1. Justifiquen la respuesta. b) Determinen cuál es el reactivo en exceso y la masa del mismo que queda sin reaccionar. La reacción se representa por la siguiente ecuación: PbO2 + 4 HCl PbCl2 + Cl2 (g) + 2 H2O a) Indiquen qué tipo de reacción química representa la ecuación dada.80 M. iii) el número de moléculas de agua que se obtienen. RESPUESTA 160 . se obtienen 7. c) Calculen: i) el rendimiento de la reacción.00 dm3 de solución acuosa de HCl 1. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA 21.00 dm3 de cloro gaseoso en CNPT. ii) la masa que queda sin reaccionar del reactivo en exceso. b) Calculen: i) la masa de cloruro férrico que se obtiene. Reacciones químicas a) Determinen si se trata de una reacción redox. ii) la masa de sal que se forma. Al hacer reaccionar 200 g de una muestra de PbO2 (85. Química en ejercicios 8. Reacciones químicas Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1. a), d) y f) 2. a) Ca(OH)2 (ac) + 2 HNO3 (ac) → Ca(NO3)2 (ac) + 2 H2O ( l ) b) 2 Fe (s) + 6 HCl (ac) → 2 FeCl3 (ac) + 3 H2 (g) c) Al2O3 (s) + 3 H2 (g) → 2 Al (s) + 3 H2O ( l ) d) 3 H2SO4 (ac) + 2 Fe(OH)3 (ac) → Fe2(SO4)3 (ac) + 6 H2O ( l ) e) 2 KClO3 (s) 3. a) A) redox B) precipitación C) neutralización D) combustión E) redox y síntesis F) redox G) descomposición → 2 KCl (s) + 3 O2 (g) b) Ecuación Agentes Cambio en los estados de oxidación TiCl4 (ac) + 2 Mg (s) → Ti (s) + 2 MgCl2 (ac) 2 SO2 (g) + O2(g) → 2 SO3 (g) 6 CoCl2 + 12 KOH + KClO3 → 3 Co2O3 + 13 KCl + 6 H2O Ox: TiCl4 Red: Mg Ox: O2 Red: SO2 Ox: KClO3 Red: CoCl2 Ti: +4 a 0 Mg: 0 a +2 O: 0 a -2 S: +4 a +6 Cl: +5 a -1 Co: +2 a +3 4. 5. 10,0 mol a) 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) b) i) 3,00 mol de O2 ; ii) 144 g de Mg 161 Química en ejercicios 8. Reacciones químicas 6. a) 140 dm3; b) 50,9 dm3; c) 3,76.10 24 moléculas 7. a) 95,4 g; b) 281 g; c) 3,00 mol; d) 1,81.10 24 moléculas; e) redox 8. a) 130 g; b) 5,28 mol; c) 549 g; d) 63,4 dm3 9. a) 85,0 %; b) 4,88 L; c) 11,9 atm; d) redox 10. C6H12O6 O2 Reactivo limitante 1 2 3 4 5 2,50 mol 150 g 1,20 mol 45,0 g 115 g 3,00 mol 300 g 250 g 48,0 g 3,50 mol O2 C6H12O6 C6H12O6 ninguno O2 11. a) 67,8 g; b) 0,425 mol; c) disminuye. Elaboren la justificación correspondiente. 12. a) 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) b) i) 418 g; ii) 3,00 mol 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g) 162 Química en ejercicios 8. Reacciones químicas 13. a) 4 Al (s) + 3O2 (g) → 2 Al2O3 (s) b) 2,78 mol c) i) 189 g; ii) 161 g d) 64,0 g de Al 14. a) Cu: de 0 a +2; b) i) 1,18 atm; ii) 99,1 %; iii) 961 cm3; iv) 1,20 mol 15. a) 80,0 %; b) 0,406 mol; c) 4,17 dm3; d) menor. Elaboren la justificación correspondiente. 16. a) 66,7% b) i y iv Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1. b), d), f), i), k) y l). Elaboren las justificaciones correspondientes. 2. a) A) redox B) síntesis C) neutralización D) precipitación E) combustión F) redox 163 Química en ejercicios 8. Reacciones químicas b) Ecuación Agentes Cambio en los estados de oxidación 2 K (s)+ 2 H2O (l) → 2 KOH (ac)+ H2 (g) 4 H3PO3 + 2 HNO3 → 4 H3PO4 + N2O + H2O Ox: H2O Red: K Ox: HNO3 Red: H3PO3 H: +1 a 0 K: 0 a +1 N: +5 a +1 P: +3 a +5 3. a) Ca (s) + Cl2 (g) → CaCl2 (s) b) 355 g de Cl2 ; 5,00 mol de CaCl2 c) síntesis 4. a) N2H4 (l) + O2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (l) b) i) 112 dm3; ii) 10,0 mol y iii) 3,01.1024 moléculas 5. a) 1,28 mg; b) 6,52.10-6 mol 6. a) 1,51 mol ; b) 9,09.10 23 moléculas 7. a) 5,81 mol; b) 569 g; c) 679 g 8. a) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O (g) b) i) La sustancia que reacciona totalmente es el oxígeno. ii) 0,582 g iii) 2,88.10-2 mol 164 d) neutralización. Elaboren la justificación correspondiente. cero. a) N: de +5 a +2.2 g . 10. 38. d) igual 16.66 . a) 0.9 g 12.0 dm3.281 mol 19. 508 g 13. 17. b) 20. ii) 1. Elaboren la justificación correspondiente. c) 0.0 % R. a) 80.Química en ejercicios 8.1g.3%. b) no. b) 144 g. Elaboren la justificación correspondiente. b) no. d) no cambia. c) 110 g 15. Reacciones químicas 9. b) 20. a) 1. 5 mol. b) 1. a) P.3 g.00 mol de C3H6O2. c) aumenta. b) HNO3. c) 84. c) 85.6 % m/V. a) 25.1024 moléculas . a) 354 g.2 dm3. b) i) 131 g. a) No.587 mol.50 mol 20. 18. Elaboren la justificación correspondiente. 85. d) igual. a) 2. b) 188 g 11.28 g 165 . c) 28. b) 20.0 % R 14. ii) 86.9 g de PbCl2. iii) 3. 1023 moléculas 166 .5 g de PbO2 c) i) 69.4 %. a) Redox. Elaboren la justificación correspondiente: b) 62. Reacciones químicas 21.76 .Química en ejercicios 8. Expresión de la constante de equilibrio (Kc) para un sistema dado e información que proporciona acerca del rendimiento de la reacción. características del estado de equilibrio. Factores que perturban el estado de equilibrio de un sistema. . Expresión del cociente de reacción (Qc) y análisis de la relación entre Qc y K c. Equilibrio químico Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. es importante.9. para afianzar sus conocimientos. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Sistema en equilibrio. aquellos que hacen variar el valor de Kc y análisis de la evolución del sistema en cada caso. la concentración de una de las sustancias es cero. la reacción química se sigue produciendo en ambos sentidos. Al representar gráficamente la variación de las concentraciones o cantidades de reactivos y/o productos en función del tiempo. Equilibrio químico Importante En la resolución de los ejercicios correspondientes a este tema. d) La reacción es irreversible. a) En el equilibrio. Justifiquen las respuestas. f) En el equilibrio. concentración. hay que tener en cuenta que todas las reacciones propuestas se producen en recipientes cerrados y rígidos. En un recipiente se produce una reacción química hasta alcanzar el equilibrio. indiquen: los valores correspondientes al estado inicial y al estado de equilibrio. Bloque 1 1. tiempo) en cada eje cartesiano. g) El valor de la constante de equilibrio depende solamente de la temperatura. la concentración de todas las especies químicas es la misma. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). c) Una vez alcanzado el equilibrio. la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la reacción inversa. las magnitudes (cantidad. RESPUESTA 168 . e) En el equilibrio se encuentran presentes todas las especies químicas.Química en ejercicios 9. la/s curva/s que representa/n la variación solicitada. b) A nivel submicroscópico. la concentración inicial del reactivo.00 Kc= 1. a una temperatura de 400 K.10-2 Kc= 6. Las siguientes ecuaciones representan reacciones reversibles.Química en ejercicios 9.10-9 ⇄ 2 H2 (g) + O2 (g) CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g) 2 NOCl (g) ⇄ Cl2 (g) + 2NO (g) a) Escriban la expresión de la constante de equilibrio para cada una. La ecuación que representa la reacción es: 2 NO2 (g) ⇄ 2 NO (g) + O2 (g) En el siguiente gráfico se representa la variación de las cantidades de reactivo y de productos en función del tiempo. Equilibrio químico 2. b) Ordenen en forma creciente las reacciones de acuerdo con su tendencia a producir la reacción completa. a) Calculen el valor de Kc a esa temperatura. a temperatura constante.25 Kc= 2. En un recipiente de 100 cm3. RESPUESTA 169 . se produce la descomposición del NO2. b) Indiquen si el valor de Kc se modifica o no al triplicar.7. a determinada temperatura: A) B) C) D) H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g) 2 H2O (g) Kc= 4.83. RESPUESTA 3. Calculen la cantidad.10-3 mol de NO2. 3. la concentración de CH4 es de 0.08 Una vez alcanzado el equilibrio. Una vez alcanzado el equilibrio.00. el sistema está formado por 0.50 dm3 a determinada temperatura. RESPUESTA 6.90.10-3 mol de O2 y 7. Calculen el valor de Kc a 327 ºC. el sistema está formado por: 1.840 mol de SO3. Equilibrio químico 4. RESPUESTA 5. de CCl4 presente en el sistema. representada por la siguiente ecuación: 2 NO (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Una vez alcanzado el equilibrio.642 M y la concentración de CH2Cl2 es de 0. En un recipiente de 1. 1.10-4 mol de NO. En un recipiente de 5. en función del tiempo.00 dm3 se produce la reacción representada por la siguiente ecuación: 2 CH2Cl2 (g) ⇄ CH4 (g) + CCl4 (g) Kc (T) = 1. b) Completen el siguiente cuadro con la información solicitada.00 dm3 a 327 ºC.83 mol de O2 y 0. 2 SO2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio Concentración molar en el equilibrio + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) c) Representen gráficamente la evolución de las cantidades de todas las sustancias que intervienen en la reacción. En un matraz de 1.25 mol de O2. se introducen 1. La ecuación que representa el proceso es: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) a) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.20 mol de SO2 y 2. expresada en moles. se produce la reacción entre monóxido de nitrógeno y oxígeno.80.360 mol de SO2.Química en ejercicios 9. RESPUESTA 170 .520 M. Completen la siguiente tabla según corresponda.0 dm3.00 mol de N2 (g) y 2. a determinada temperatura. La ecuación que representa la reacción es: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Se realizan los siguientes ensayos: a) En un recipiente de 10. N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio + 3 H2 (g) 0  2 NH3 (g) 3.00 mol  2 NH3 (g) 0 1. La obtención industrial de amoníaco (NH3).Química en ejercicios 9. la cantidad de H2 (g) formada es de 3x mol. se introducen 3.62 g de I2 (g) y 0. Equilibrio químico 7.00 dm3 a determinada temperatura. La reacción se produce hasta alcanzar el equilibrio.00 mol x b) En un recipiente de 5. a) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.00 mol 0 3x RESPUESTA 8. 171 .00 mol de NH3 (g). En un recipiente de 15. denominada proceso Haber-Bosch. Completen la siguiente tabla según corresponda. se introducen 1.00 mol de H2 (g) y reaccionan x mol de N2.0120 mol de HI.0 dm3 a determinada temperatura.0300 g de H2 (g). se realiza por la reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos. Una vez alcanzado el equilibrio. se colocan 7. La ecuación que representa la combinación de estas sustancias es: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) Una vez alcanzado el equilibrio se verifica que se han formado 0. N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio + 3 H2 (g) 2. 172 . El valor de Kc a esa temperatura es de 16. RESPUESTA 9. La reacción de formación de SO3 (g) es exotérmica y tiene enorme importancia industrial. Equilibrio químico b) Representen gráficamente la variación de la cantidad de yodo en función del tiempo.00 mol de Br2 (g). en qué sentido evoluciona para alcanzarlo. disminuye o no cambia. disminuye o no cambia.00 dm3. b) Representen gráficamente la variación de la concentración de NO en función del tiempo. a) Calculen la concentración molar del NO en el equilibrio. La ecuación que representa la reacción es: N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g) Una vez alcanzado el equilibrio se determina que la concentración de nitrógeno es: 2.00 y la ecuación que representa la reacción es: 2 NOBr (g) ⇄ 2 NO (g) + Br2 (g) Indiquen: a) si el sistema se encuentra en equilibrio o.0.00 mol de NO (g) y 1. b) si la concentración del reactivo aumenta.00 M. se introducen 1. a determinada temperatura. En un recipiente. c) si la concentración de los productos aumenta. de lo contrario. se introduce la misma cantidad de N2 (g) y de O2 (g). El valor de Kc( 523 K) es de 2. La ecuación que representa la reacción es: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) Indiquen cuál/es de las siguientes perturbaciones permite/n mejorar el rendimiento de la reacción.Química en ejercicios 9.00 mol de NOBr (g). 1. justifiquen la respuesta: a) disminución de la temperatura. RESPUESTA 10. a 250 ºC. En un matraz de 4. RESPUESTA 11. la cantidad de HI será mayor. En un recipiente de 5. La descomposición del amoníaco es una reacción reversible y se representa por la siguiente ecuación: 2 NH3 (g) ⇄ 3 H2 (g) + N2 (g) En el equilibrio la NH3 es de 2. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares de H2 y de N2 en función del tiempo. una vez alcanzado el equilibrio. a) Indiquen: i) si en el recipiente 2. la cantidad de HI es de 3. ii) cuál de las siguientes opciones es correcta: A) B) C) Kc 673(K) < Kc (773 K). a) Calculen la concentración molar de H2 en el equilibrio.97 mol. b) Representen en un gráfico la variación de las concentraciones de H2 y de I2. c) Indiquen si la reacción es exotérmica o endotérmica si se sabe que al disminuir la temperatura. Justifiquen la respuesta. A mayor temperatura. Recipiente 1: 673 K Recipiente 2: 773 K La descomposición del HI es una reacción endotérmica y se representa por la siguiente ecuación: 2 HI (g) ⇄ I2 (g) + H2 (g) En el recipiente 1 se determina que. igual o menor que 3.00 dm3 a una determinada temperatura. c) disminución de la concentración de óxido sulfuroso a temperatura constante.00 M. en función del tiempo para el recipiente 1.Química en ejercicios 9. disminuye el rendimiento de la reacción. RESPUESTA 13. En dos recipientes de 10. RESPUESTA 12. La [I2]eq en el recipiente 1 es mayor que en el recipiente 2. Equilibrio químico b) aumento de la concentración de oxígeno a temperatura constante.0 dm3 se colocan 5. RESPUESTA 173 .97 mol.00 mol de HI a distinta temperatura. el valor de Kc es menor. una vez alcanzado el equilibrio. se introducen 187 g de NH3 (g). al elevarse la temperatura en 70.50 dm3 a 448 ºC. a) Calculen la concentración molar de NO2 en el equilibrio.0 ºC.42 g de cloro. La descomposición de A es una reacción reversible y se representa por la ecuación: 2 A (g) ⇄ 3 D (g) En el siguiente gráfico. b) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.0200 mol de N2O4 (g). b) Representen gráficamente la variación de las cantidades de NO2 (g) y de N2O4 (g). RESPUESTA Bloque 2 1.57 g de tricloruro de antimonio y 1. se introducen 0. 174 . c) Indiquen si la N2O4 aumenta. disminuye o no cambia.80. Justifiquen la respuesta. 1.0 ºC. En un recipiente de 2.10–3 M. RESPUESTA 2. 4. a determinada temperatura.92 g de pentacloruro de antimonio. en función del tiempo.Química en ejercicios 9. se representa la variación de la concentración de A en función del tiempo. a) Indiquen en qué sentido evoluciona la reacción.00 dm3 a 60. se encuentran en equilibrio 1. En un recipiente de 2.00 mol de D (g) con una determinada cantidad de A (g). En un recipiente de 10. la N2O4 es de 1. Equilibrio químico 14. La reacción de descomposición de N2O4 es endotérmica y se representa por la siguiente ecuación: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Una vez que el sistema alcanza el equilibrio.0 dm3 se introduce. La ecuación que representa la descomposición del pentacloruro de antimonio es: SbCl5 (g) ⇄ SbCl3 (g) + Cl2 (g) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura. RESPUESTA 4.00 dm3 a 490 ºC. Dato: Kc (763 K) = 45.9 RESPUESTA 175 .500 moles de H2 (g) y 0.00 dm3 que contiene CO (g). a determinada temperatura. Se desea obtener HI (g). 0. se representa la variación de la concentración de CO en función del tiempo. En un recipiente de 5.500 moles de I2 (g). Equilibrio químico RESPUESTA 3. La ecuación que representa la síntesis del HI es la siguiente: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g) Calculen las concentraciones molares de cada especie en el equilibrio.500 mol de CO2 (g) y el sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. para lo cual se introducen en un recipiente de 2. La ecuación que representa la reacción es: 2 CO (g) + O2 (g) ⇄ 2 CO2 (g) En el siguiente gráfico.Química en ejercicios 9. se agregan 0. Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.500 mol de O2 (g) y 0. 500 mol de NOCl (g). b) cuál de las siguientes opciones se cumple antes de que el sistema alcance el equilibrio: i) Kc < Qc RESPUESTA ii) Kc > Qc iii) Kc = Qc iv) Qc < 0 6. de lo contrario.Química en ejercicios 9. En un recipiente de 500 cm3.500 mol de N2 (g) y 1. Los siguientes esquemas representan la composición de dos sistemas. en qué sentido evoluciona para alcanzarlo.250 mol de Cl2 (g). La ecuación que representa la 2NO (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 NOCl (g) reacción es: Dato: Kc (T) = 85. Los dos recipientes tienen el mismo volumen y se encuentran a la misma temperatura T.00 mol de NO (g). a determinada temperatura. Equilibrio químico 5. 0. La ecuación que representa la reacción es: 2 NO (g)  N2 (g) + O2 (g) a) Expliquen si es necesario calcular Qc para predecir el sentido de la reacción. b) Completen la siguiente tabla en forma cualitativa: 2 NO (g) Cantidad inicial Cantidad en equilibrio  N2 (g) + O2 (g) RESPUESTA 7.500 mol de NO (g) y 0. En un recipiente rígido.7 Indiquen: a) si el sistema se encuentra en equilibrio o. se colocan 0. se colocan 0. Representa un átomo de A Representa un átomo de J (1) (2) 176 . El valor de la constante de equilibrio Kc de la descomposición de AJ a la temperatura T es de 0. Equilibrio químico El número de moléculas dibujadas es proporcional a la cantidad de moléculas. expresada en moles. en qué sentido evolucionan para alcanzarlo. b) Identifiquen si los sistemas se encuentran en equilibrio o.Química en ejercicios 9. La ecuación que representa el proceso es: 2 SO3 (g) ⇄ O2 (g) + 2 SO2 (g) Indiquen cómo variar los siguientes factores para aumentar el rendimiento de la reacción: a) temperatura b) presión c) cantidad de oxígeno d) cantidad de SO3 RESPUESTA 9. Las siguientes ecuaciones representan reacciones reversibles: Exotérmica A) C2H4 (g) + Cl2 (g) Endotérmica C2H4Cl2 (g) Endotérmica B) N2 (g) + O2 (g) Exotérmica 2NO (g) Predigan el efecto provocado sobre las concentraciones de los productos y el valor de la constante de equilibrio de cada reacción. de lo contrario. RESPUESTA 177 . para cada uno de los siguientes cambios: a) se reduce el volumen del recipiente (temperatura constante). La descomposición del SO3 es una reacción endotérmica. b) se eleva la temperatura del sistema. c) se agrega uno de los reactivos (temperatura constante). a) Escriban la ecuación que representa la reacción. RESPUESTA 8.25. expresada en moles. Dato: Kc (873 K) = 0. expresada en moles. En un recipiente de 1. en función del tiempo. en el sistema final si la [H2O]eq es de 1. RESPUESTA 12. al extraerle. 178 . de lo contrario. La ecuación que representa la reacción es: 2 O3 (g) ⇄ 3 O2 (g) En el equilibrio se encuentran presentes 2.400 M.Química en ejercicios 9. 2.640.00 mol de ozono. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares de HF y de H2. a 600 ºC. se colocan 36.80 M. al sistema en equilibrio parte del H2 (g).0 moles de ozono (g). Justifiquen la respuesta. La ecuación que representa el proceso es: 2 HF (g) ⇄ H2 (g) + F2 (g) La concentración de HF en el equilibrio es de 0. c) Indiquen si la concentración de F2 aumenta.0 dm3 se colocan 10. disminuye o no cambia. b) Representen gráficamente la variación de la cantidad de O2. 1.00 dm3 se introducen 2. En un recipiente de 10. a) Calculen las concentraciones molares de H2 y de F2 en el equilibrio. Equilibrio químico 10. RESPUESTA 11.00 mol de CO (g). Justifiquen la respuesta.20 mol de CO2 (g). en función del tiempo. b) Calculen la cantidad de CO2. En un recipiente de 2. La reacción se representa por la siguiente ecuación: H2O (g) + CO (g) ⇄ H2 (g) + CO2 (g) a) Indiquen si el sistema se encuentra en equilibrio o.00 dm3 a determinada temperatura.0 g de HF (g). ii) el valor de la constante de equilibrio. a) Calculen: i) la concentración molar de O2 en el equilibrio.20 mol de H2 (g) y 1. a una determinada temperatura. en qué sentido evoluciona para alcanzarlo. El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio.00 mol de H2O (g). El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. d) I .00.[CO 2 O H [H . Elaboren las justificaciones correspondientes. 4.Química en ejercicios 9. una cierta masa de oxígeno gaseoso al sistema en equilibrio.27 mol 179 . a) 1. 2. C). a) I . a) Ecuación Expresión de la constante de equilibrio A) H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g) Kc H . 2. H2 2] 2 Cl NO [NO]. RESPUESTA Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1.[O2 2 2] .[H CO . 2] 2 2 [H O] 2O H2 B) 2 H2 O (g) ⇄ 2 2 H2 (g) + O2 (g) Kc C) CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g) Kc CH [CH 3OH] 3OH 22 [CO]. A). . b) C . Kc= 6. c) I . 2 Kc 3. b) No se modifica.105 5. Justifiquen la respuesta.42. f) I . B). e) C .[CO] [H H .[Cl22] 22 [NOCl] NOCl b) c)D) 2 NOCl (g) ⇄ Cl2 (g) + 2NO (g) b) Orden creciente: D). a esa temperatura. g) C. CO [H 2O 2O]. CO2 2] 2 2O]. Equilibrio químico c) Indiquen si el valor de Kc se modifica o no al agregar. Los valores son: n SO2.560 M Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio Concentración molar en el equilibrio 1. a) Kc = 0.00 mol 2x 0 3.25 mol 0. de 0.Química en ejercicios 9. nO2.240 M c) Elaboren el gráfico correspondiente.22 M ⇄ 2 SO3 (g) 0 0 0.46 b) 2 SO2 (g) + O2 (g) 2.83 mol 1. de 2.360 mol 0. 180 .024 mol. de 1.x b) N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio + 3 H2 (g) 0 0 3x 3x  2 NH3 (g) 3. Equilibrio químico 6.360 mol. de 0 a 0.667 b) Los valores son: nI2.00 – 2x 0 0 x x 8.20 mol 0.840 mol.840 mol 0.00 mol x 0 1.00 .420 mol 0 1. a) N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio + 3 H2 (g) 2.25 mol a 1.20 mol a 0. 7.83 mol y n SO3.840 mol 0. a) Kc= 4.00 mol 3x 0 2.840 mol 0 0.0300 mol a 0.00 .3x  2 NH3 (g) 0 0 2x 2x 1. a) y b) Elaboren las justificaciones correspondientes. de 0 a 0. 181 . 11. 12. [N2]. de 0 a 8. a) [NO] = 8.300 M.100 M. Equilibrio químico 9. a) No. de 0 a 0.00 M.Química en ejercicios 9. c) [Br2] y [NO]: aumentan. evoluciona hacia productos. a) i) menor .300 M b) Los valores son: [H2]. b) [NOBr]: disminuye.0515 M 13. 10. ii) A) b) Los valores son: [I2] = [H2]: de 0 a 0. a) 0.00 M b) Los valores son: [NO]. evoluciona hacia productos. nN2O4 . Bloque 2 1. de 0 a 0.0200 mol a 0.00360 mol.0328 mol. a) Evoluciona hacia producto. Elaboren la justificación correspondiente.0250 Volver a los ejercicios del Bloque 2 2. Kc= 0. c) N2O4 disminuye. Elaboren la justificación correspondiente. Kc = 68.0164 M b) Los valores son: nNO2. b) ii) Kc > Qc 182 . Equilibrio químico c) Endotérmica. [HI]= 0.Química en ejercicios 9. a) 0. b) Kc = 4.386M 5. [H2]= [I2]= 0. a) No. 14.1 4.16 3. de 0.0570 M. B) a) Aumenta la concentración de producto. Equilibrio químico 6. a) 2 AJ ⇄ A2 + J2 b) El 1 está en equilibrio. c) Disminuir la cantidad de oxígeno. Kc no cambia. d) Aumentar cantidad de SO3. Kc no cambia. a) Qc < Kc.40 mol 183 . Elaboren la justificación correspondiente. c) Aumenta la concentración de producto.00 . Kc disminuye.Química en ejercicios 9. b) Disminuir la presión.500 mol 0. b) 2 NO (g) Cantidad inicial Cantidad en equilibrio  N2 (g) 0. 8.00 mol 1. Elaboren la explicación correspondiente. a) No. b) 1. A) a) Aumenta la concentración de producto. el sistema evoluciona hacia productos.500 + x + O2 (g) 0 x 1. a) Aumentar la temperatura. b) Aumenta la concentración de producto. 10. c) Aumenta la concentración de producto. Kc aumenta. Kc no cambia.2x 7. El 2 evoluciona hacia productos. Kc no cambia. b) Disminuye la concentración de producto. 9. 184 . Los valores son: nO2. Equilibrio químico 11.250 M.0 mol.2 b) Elaboren el gráfico correspondiente. ii) 43.20 M . c) No se modifica.25 M b) Los valores son: HF de 0.Química en ejercicios 9. a) i) 1. Elaboren la justificación correspondiente. c) Aumenta.900 M a 0.400 M. a) [H2] = [F2] = 0. [H2]: de 0 a 0. de 0 a 12. 12. Elaboren la justificación correspondiente. Acción reguladora y acción de una solución amortiguadora ante el agregado de pequeñas cantidades: a) de un ácido fuerte y b) de una base fuerte. solución básica. . ácido débil. pH y pOH. Constante de ionización del agua (Kw). y relación entre el valor del pKb y la fuerza de una base. Condiciones para lograr la máxima capacidad reguladora. constante de ionización de un ácido (Ka). para afianzar sus conocimientos. ácido y base. es importante. relación entre el valor del pKa y la fuerza de un ácido. Equilibrio ácido-base Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo. pH y pOH. Fuerza de un ácido. Ecuación de ionización o disociación en agua. Solución ácida. que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos: Teoría de Brönsted y Lowry. Solución reguladora condiciones para que sea efectiva. solución neutra.10. base fuerte. Intervalo de pH en que una solución amortiguadora regula adecuadamente. constante de ionización de una base (Kb). base débil. Disolución moderada de una solución reguladora y su influencia en el valor de pH. ácido fuerte. a) Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se encuentra parcialmente ionizado. RESPUESTA 186 . Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). pKa y pKb se informan con dos decimales. d) El pH de una solución ácida es siempre mayor que 7.Química en ejercicios 10. los volúmenes se consideran aditivos.00. Justifiquen las respuestas. dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados. a cualquier temperatura.00. pOH. hay que tener en cuenta que: las soluciones son acuosas y se encuentran a una temperatura de 25 ºC. f) El pOH es una medida de la concentración de iones hidróxido. g) Una base fuerte es aquella que en solución acuosa se encuentra totalmente disociada. e) En una solución neutra se cumple que: pH = pOH = 7. Equilibrio ácido-base Importante En la resolución de los ejercicios correspondientes a este tema. h) La ionización de un ácido débil es un proceso reversible. b) En una solución básica. c) Se denomina base a la especie que en solución acuosa capta un ion hidrógeno. Para las respuestas hay que utilizar el mismo criterio. i) Volúmenes diferentes de la misma solución presentan distintos valores de pH. los valores de pH. Bloque 1 1. el pOH es menor que el pH. 00.89 187 .10-4 M 2.Química en ejercicios 10. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa Ecuación de ionización Especies presentes en el sistema final HBr (ácido fuerte) HNO2 (ácido débil) HF (ácido débil) HClO4 (ácido fuerte) NH3 (base débil) (CH3)3N (base débil) b) Escriban los pares ácido/base conjugados de los ácidos y de las bases débiles. respectivamente. Se dispone de cinco tubos de ensayo que contienen agua destilada a los que se les agrega.10-4 M 4. Equilibrio ácido-base 2. disminuye o no cambia. las siguientes sustancias: a) tubo 1: NaOH b) tubo 2: H2SO4 c) tubo 3: CH3COOH d) tubo 4: NH3 e) tubo 5: NaCl Predigan si el valor del pH en cada tubo de ensayo.00 3. RESPUESTA 4.10-2 M 1. RESPUESTA 3.10-12 M 2. a) Completen el siguiente cuadro según corresponda: Solución acuosa Molaridad de la solución [H3O ] [OH ] pH pOH A B C D E F HClO4 HClO4 NaOH NaOH Ba(OH)2 Ba(OH)2 1.00.34. luego del agregado de cada sustancia. aumenta.54. c) el pH. b) las fórmulas de todas las especies presentes.200M Matraz 2: 200 mL HI 0. Indiquen para la misma: a) el número de aniones perclorato ( ClO4 ).11 % m/V de HClO4. b) Indiquen cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas (C): A) [H3O ] l= [H3O ] ll B) pHl < pHll C) pOHl < pOHll D) [OH ] ll > [OH ] l E) n NO3 l = nI-ll F) n H3O RESPUESTA ll > n H3O l 6. d) la concentración molar.0500 M. Equilibrio ácido-base b) Indiquen el orden creciente de acidez de las soluciones que tienen la misma concentración. Un recipiente contiene 800 mL de solución 1. RESPUESTA 5. En dos matraces aforados se preparan dos soluciones: Matraz l: 100 mL de HNO3 0. e) si su acidez es mayor. menor o igual que la de una solución de un ácido HX 0.100M a) Escriban la ecuación de ionización de cada ácido.Química en ejercicios 10. RESPUESTA 188 . Se disuelven 975 mg de Ca(OH)2 en 1.00 M de HF (ácido débil). más débil es su ácido conjugado. RESPUESTA 8. e) En una solución de una base débil. Equilibrio ácido-base 7.00M B) pH = 1. b) Sin realizar cálculos. indiquen cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas (C). Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). a) Escriban: i) la ecuación de ionización del ácido.Química en ejercicios 10. siempre se cumple que pOH<pH. sin cambio apreciable de volumen. ii) los pares ácido / base presentes. iii) la expresión de la constante de ionización del ácido (Ka). b) El pOH de una solución de una base débil siempre es menor que el pOH de una solución de una base fuerte. c) A mayor valor de Ka. a) Calculen el pH de la solución.00 L de agua. Justifiquen las respuestas. menor o igual que el de una solución de KOH de la misma concentración molar. d) El valor de Kb solo se modifica si cambia la temperatura. RESPUESTA 9. Se dispone de una solución 1. justifiquen las respuestas: A) [H3O ] < 1. Justifiquen la respuesta sin realizar cálculos. mayor es la ionización del ácido.00 C) [H3O ] eq = [HF]eq D) [H3O ] eq = [F-]eq E) pOH< 13. b) Indiquen si el pH de esta solución es mayor. c) Escriban las fórmulas de las especies iónicas comunes a ambas soluciones. f) Cuanto mayor es el valor de pKb de una base débil. a) El pH de una solución de un ácido muy diluido puede ser mayor que 7.00 RESPUESTA 189 . iv) las fórmulas de las especies presentes en la solución. 10-6 a) Escriban: i) la ecuación de ionización de la base.25. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares del ácido y de su base conjugada en función del tiempo.57. a) Calculen el valor de: i) Ka ii) pKa b) Indiquen cuál de las siguientes perturbaciones disminuye el pH de la solución: i) se agrega una sal de la base conjugada. iii)la expresión de Kb.67.10-3 M de un ácido débil (HA). iv) se agrega HI. Dato: Kb(H2NNH2) = 3.46. iii)se agrega KOH. a) Calculen la cantidad de ácido que se necesita para prepararla. Equilibrio ácido-base 10.Química en ejercicios 10. RESPUESTA 190 .00 dm3 de solución acuosa de ácido nitroso (Ka(HNO2) = 4. Se desea preparar 2. ( H3O ) RESPUESTA 12. ii) los pares ácido / base presentes.25. ii) se agrega agua. b) Calculen la concentración molar en el equilibrio de: i) H2NNH2 ii) iones oxonio.02. iv) las fórmulas de las especies presentes en la solución. cuyo pH es de 3.10-4) de pH igual a 3. RESPUESTA 11. Se dispone de una solución acuosa de hidracina (H2NNH2) cuyo pH es de 8. Un recipiente contiene una solución 7. b) la masa de anilina disuelta. c) A partir de la respuesta del punto b). b) Calculen la concentración molar inicial de HA y de HX. el pKb disminuye. al enfriar la solución.10-4). b) Indiquen las fórmulas de las especies presentes en la solución.0800 mol de metilamina (Kb (CH3NH2) = 4. Se disuelven 0.27. Equilibrio ácido-base 13. si el pOH es igual a 9.10–6) y HX (Ka (HX) = 3.10–3) a) Indiquen cuál de estas soluciones presenta mayor concentración molar inicial del ácido. verifiquen la respuesta del punto a). El pOH de una solución de anilina (C6H7N) es de 5. Justifiquen la respuesta.10.30. Justifiquen la respuesta. c) Calculen: i) el pOH de la solución. Dato: Kb(C6H7N) = 4. indiquen: a) los pares ácido/base presentes. c) cómo varía (aumenta o disminuye) el pOH si.015 M. (Ka (CH2O2) = 1. RESPUESTA 16.10–4) en agua y se obtienen 500 cm3 de solución.10-10 RESPUESTA 14. 191 .50.37. a) Escriban la ecuación de ionización del ácido. RESPUESTA 15. Se tiene una solución de ácido fórmico (ácido metanoico) 0. Si se preparan 100 mL de la misma. a) Escriban: i) la expresión de la constante de ionización de la metilamina.Química en ejercicios 10. ii) el valor de Kb de la base conjugada del ácido metanoico.80. de ácidos débiles. Se dispone de dos soluciones acuosas de igual pH.78. HA (Ka(HA)=2. 00 dm3 de una solución acuosa que contiene 9.00. La concentración de la solución final es de 1. ii) el pH de la solución. se representa la variación de la cantidad de HF en función del tiempo. menor o igual que el de una solución de HCl de la misma concentración molar. de iones oxonio que hay en la solución preparada. ii) si el pH de la solución es mayor. expresada en moles.26. En el siguiente gráfico. b) Calculen: i) el pH de la solución. RESPUESTA 17. si el pKb de la base disminuye. RESPUESTA 18. Una solución acuosa de HNO3 se diluye 100 veces. c) Indiquen cómo varía el pH de la solución al aumentar la temperatura. Se preparan 3.10-2 % m/V. 192 .10–2 mol de HF. Equilibrio ácido-base ii) las fórmulas de las especies presentes en el equilibrio. a) Calculen: i) el valor Ka del ácido fluorhídrico.Química en ejercicios 10. b) Indiquen: i) las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución. iii) la cantidad. ii) la concentración molar del ácido conjugado presente en la solución. b) Calculen: i) el valor de Ka del ion amonio.200M de NH4NO3. RESPUESTA 19. a partir de una solución de pH = 1.75 a) Escriban: i) la ecuación de disociación de la sal. a) Calculen: i) el volumen necesario de la solución concentrada. Indiquen si para aumentar la concentración del ácido (sin ionizar).90. Se necesita preparar 0. igual o menor que la de una solución de KOH de pH= 12. Dato: pKb(NH3)= 4. Justifiquen la respuesta. c) El proceso de ionización del ácido es endotérmico. en la solución final. ii) la ecuación de la reacción ácido /base del ion amonio. b) Indiquen si la concentración molar de la solución diluida será mayor. RESPUESTA 20.500 L de una solución acuosa 0.Química en ejercicios 10. iii) las fórmulas de las especies presentes en la solución. ii) la concentración molar de amoníaco en el equilibrio. iii) el pOH de la solución diluida. b) Nombren las especies iónicas presentes en ambas soluciones. Se dispone de una solución 0. ii) el pH de la solución diluida.10. es necesario disminuir o aumentar la temperatura. ii) la concentración molar de la solución original. b) Calculen: i) la concentración molar.300 % m/V de HNO3. [NO3]. RESPUESTA 193 . Equilibrio ácido-base a) Escriban la ecuación de ionización correspondiente. Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base Soluciones reguladoras de pH 21. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a. Una solución reguladora es aquella que tiene la propiedad de amortiguar el cambio de pH que se produce cuando se agrega al sistema una pequeña cantidad de un ácido fuerte o de una base fuerte. b. Las soluciones reguladoras están formadas por un par ácido/base conjugado de concentraciones molares menores que 0,0100 M. c. Una solución tiene buena capacidad reguladora, si la relación Cb/Ca se encuentra entre 0,100 y 10,0. d. Las soluciones reguladoras pueden prepararse, solamente, al agregar una sal a una solución de ácido o de base débil. e. Si se diluye moderadamente a una solución reguladora, el valor de pH no cambia. f. La máxima capacidad reguladora de una solución se alcanza cuando el pH es mayor que el pKa. RESPUESTA mucho 22. Indiquen cuáles de las siguientes soluciones tienen buena capacidad reguladora: a) ácido benzoico (Ka (C6H5COOH)= 6,50.10-5) 0,250 M y benzoato de sodio (C6H5COONa) 0,300 M b) etanoato de sodio 0,200 M y propanoato de sodio 0,200 M c) ácido acético (Ka(CH3COOH)= 1,78.10-5) 3,00.10-3 M y acetato de sodio (NaCH3COO) 5,00.10-4 M d) ácido propanoico (Ka(CH3CH2COOH)=1,40.10 ) 0,500 M y KOH 0,200 M RESPUESTA -5 23. a) Calculen el pH de las siguientes soluciones reguladoras: Solución 1: ácido benzoico (C6H5COOH) 0,250 M y benzoato de sodio (C6H5COONa) 0,250 M Dato: Ka (C6H5COOH)= 6,50.10-5 Solución 2: metilamina 0,500 M y cloruro de metilamonio 0,250 M 194 Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base Dato: pKb (CH3NH2) = 3,36 b) Escriban las ecuaciones de disociación y de ionización correspondientes. RESPUESTA 24. Se dispone de 100 mL de una solución de HF 0,600 M (pKa = 3,17) a la que se le agregan 3,125 g de NaF, sin cambio de volumen. Calculen el pH de la solución reguladora formada. RESPUESTA 25. Se dispone de 500 mL de una solución acuosa 0,0600 M de NH3 (Kb(NH3) =1,78.10-5). a) Calculen el pH de la solución. b) Determinen si la solución cumple las condiciones necesarias para tener buena capacidad reguladora. A la solución de NH3 se le agregan 500 mL de una solución 0,0600 M de NH4Cl. c) Indiquen si la solución formada tiene buena capacidad reguladora. d) Calculen el pH de la solución formada. e) Determinen si el pH de la solución reguladora, aumenta, disminuye o no cambia al agregarle una pequeña cantidad de: i) HCl ii) NaOH RESPUESTA 26. El pH de una solución reguladora es de 4,13 y está formada por el ácido HX (pKa(HX) = 4,25) y por su sal de sodio NaX. a) Calculen la relación de concentraciones molares HX/X– b) Indiquen si la relación HX/X– aumenta, disminuye o no cambia, al agregarle a la Solución, una pequeña cantidad de ácido fuerte. RESPUESTA 27. Se desea preparar una solución que regula a pH = 5,00, para lo cual se dispone de 1,00 L de solución 0,100 M de ácido benzoico cuyo pKa es 4,19. a) Calculen la cantidad necesaria de benzoato de sodio, expresada en moles. 195 Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base b) Indiquen la fórmula de una de las siguientes sustancias que puede agregarse a la solución reguladora para que aumente la relación Cb/Ca: HCl, HF, KOH, CH4 c) Escriban la ecuación que representa la reacción por la cual se modifica la relación Cb/Ca del punto anterior. RESPUESTA 28. Se preparan 500 mL de una solución reguladora disolviendo en agua 0,100 mol de ácido nitroso, (Ka (HNO2)= 4,57.10–4) y 0,0500 mol de nitrito de sodio (NaNO2). a) Calculen: i) el pH de la solución; ii) la [NO2] b) Si se agrega una pequeña cantidad de NaOH a la solución, indiquen: i) la/s opción/es correcta/s: A) HNO2 aumenta, B) NO2- disminuye, C) NO2- / HNO2 aumenta, D) el pH no cambia; ii) la ecuación que representa la acción reguladora. RESPUESTA 29. Se dispone de distintas soluciones reguladoras: a) H2CO3 0,200 M y HCO3 0,200 M; pKa(H2CO3)= 6,35 b) H2PO4 0,200 M y HPO2 4 0,126 M; pKa ( H 2 PO4 ) = 7,21 c) H2S 2,00.10–4 M y HS– 2,00.10–4 M; Ka (H2S )= 9,12.10-8 d) HClO 0,100 M y NaClO 1,80.10–3 M; Ka(HClO) = 2,90.10 -8 e) NH3 0,250 M y NH4Cl 0,500 M; pKb (NH3) = 4,74 Indiquen cuál es la más adecuada para regular a pH = 7,00. RESPUESTA 30. El pH de una solución reguladora es de 5,00 y contiene ácido propanoico y su sal de sodio. La relación ácido/base conjugada es de 0,708. a) Calculen el valor de Kb del anión propanoato. 196 Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base b) Escriban: i) las fórmulas de todas las especies que en esta solución se comportan solo como ácidos; ii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución. RESPUESTA 31. Se dispone de los siguientes sistemas: a) 1,00 L de agua; b) 1,00 L de solución reguladora formada por 0,700 mol de CH3COOH y 0,700 mol de CH3COONa. Dato: Ka (CH3COOH)=1,78.10-5 En cada recipiente se introduce 1,00 milimol de NaOH, sin variación de volumen. Calculen la variación de pH en cada sistema. RESPUESTA 32. Se mezclan 100 mL de solución acuosa de HIO 0,400 M con 50,0 mL de solución acuosa 0,400 M de KIO. Dato: Ka (HIO) = 3,98.10 −11 a) Calculen: i) el pH de la solución reguladora; ii) la relación entre las concentraciones molares del ácido y su base conjugada; iii) la variación de pH que se produce al agregar 0,0100 mol de HNO3 a la solución, despreciando el cambio de volumen. b) Indiquen: i) el intervalo de pH dentro del cual la solución tiene poder regulador aceptable; ii) si al diluir 10 veces la solución amortiguadora, el pH aumenta, disminuye o no cambia. RESPUESTA Bloque 2 1. Se dispone de los siguientes valores de la constante de ionización del agua: Kw (25 °C) = 10-14 y Kw (5O °C) = 5,46 10-14 197 87. Un recipiente contiene una solución acuosa de KOH de pH = 11.400 mol de HBr b) 10.60.025 g.50.05 d) pH = 7. Justifiquen la respuesta. para: a) [H3O ] = 2.750 M d) Ba(OH)2.10-10 M c) pOH = 5. Equilibrio ácido-base Escriban la ecuación que representa la ionización del agua e indiquen si la misma es una reacción endotérmica o exotérmica. 4.cm-3) c) 2. RESPUESTA 2. RESPUESTA 198 .10-4 M b) [OH ] = 3.10–4 M RESPUESTA 3. 0.Química en ejercicios 10.70. 2. Calculen: pH.00 RESPUESTA 4. a) [H3O ] < [OH ] b) [H3O ] > [OH ] c) pOH > 7. [H3O ] y [OH ] . Calculen el pH y el pOH de las siguientes soluciones de ácidos y de bases fuertes: a) HNO3. Se dispone de las siguientes soluciones: a) 1. pOH.00 d) pH > 7.50 L de solución que contienen 0. Indiquen las opciones correctas.45.0 mL de solución de HCl 2.4 g de Ba(OH)2 Calculen la concentración de iones oxonio y el pOH para cada una de las soluciones.50 % m/m. 5.7 10–3 M b) KOH.10-2 M c) HCl. (ρ = 1.38 RESPUESTA 5.50 L de solución que contienen 21. según corresponda. b) Calculen el valor de la constante de basicidad de B. calculen: a) [CH3NH2]eq b) la cantidad.20. a) Calculen la masa de ácido acético disuelta.10-4 c) CH3CH2 COOH (aq). El pH de una solución acuosa de HF (Ka= 6.10-4) es de 4.40. Ka= 6.78. Ka= 1.37.00.10-5) en agua y se prepara 1.25. Equilibrio ácido-base 6. Ka= 1. RESPUESTA 9. RESPUESTA 10.10-3 e) C6H5COOH (aq). a) Escriban la ecuación de ionización de la base B.10-4) es de 9. indiquen cuál de las siguientes soluciones de la misma concentración molar presenta mayor acidez: a) CH3COOH (aq).0500 mol de una base B en agua hasta un volumen final de 200 mL.10-5 d) C6H4OHCOOH (aq).78.07. b) Indiquen: i) si el pH de la solución aumenta. de ácido conjugado presente.00. El pH de una solución acuosa de CH3NH2 (Kb = 4.50.10-5 RESPUESTA 7. Ka=1.10-5 b) HCOOH (aq).Química en ejercicios 10.76. El pH de la solución es de12. Sin realizar cálculos.50 L de solución de pH igual a 3. Calculen la concentración molar de ácido fluorhídrico presente en el equilibrio. disminuye o no cambia al agregarle acetato de sodio. Se disuelven 0.78. RESPUESTA 8. La ionización del ácido acético en agua es una reacción endotérmica. 199 . expresada en moles. Se disuelve una determinada masa de CH3COOH (Ka=1. Ka= 1. Si se dispone de 350 mL de la misma. 45. Equilibrio ácido-base ii) si el valor de Ka aumenta.40.00.Química en ejercicios 10.10-3 M 1.00.78.85 12.00. a) Escriban la ecuación de ionización del ácido (utilicen la fórmula semidesarrollada).2 g de ácido propanoico.54.10-5) HCOOH (ka = 1. b) Calculen qué volumen de solución se puede preparar a partir de 22.54): a) 0.10-4) (CH3)3N (kb = 7. ii) las soluciones básicas tienen diferentes valores de [OH ] .00.10-1 M 1. RESPUESTA 11.40. El pH de una solución acuosa de ácido propanoico es de 2.275 M b) 6.10-5) (CH3)2NH (kb = 7.10-4) 1.10-1 M b) Escriban la fórmula de la base conjugada más fuerte de los ácidos indicados en la tabla. Calculen el pH de las siguientes soluciones de HClO (pKa(HClO) = 7.10-4 M RESPUESTA 200 . a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa Molaridad de la solución [H3O ] [OH ] pH pOH C6H5COOH (ka = 6. c) Expliquen por qué: i) las soluciones ácidas tienen diferentes valores de pH.10-3 M 1.50. Datos: M(C3H6O2) = 74 g/mol RESPUESTA pKa(C3H6O2) = 4. RESPUESTA 13. disminuye o no cambia al aumentar la temperatura. Justifiquen la respuesta. 00.37.08.500 M b) 4. a) Calculen: i) el valor de Kb de la propilamina. RESPUESTA 16.10-1 M 1.75) b) CH3NH2 (Kb = 4.Química en ejercicios 10.37.10-5 M RESPUESTA 15. b) Indiquen si el pH de la solución aumenta.10-3 M de propilamina (CH3CH2CH2NH2) es de 11. RESPUESTA 17.10-5) KOH CH3NH2 (Kb = 4.00.10-11 M pH pOH HNO3 CH3COOH (Ka = 1. Ordenen en forma creciente de molaridad las siguientes soluciones de pH igual a 9.90 b) Expliquen por qué: a) las soluciones ácidas tienen diferentes valores de pH.00. disminuye o no cambia al agregar una pequeña cantidad de cloruro de propilamonio sólido (CH3CH2CH2NH3Cl).78.25. ii) el valor del Ka del ácido conjugado.10-4) c) Ca(OH)2 RESPUESTA 201 . Equilibrio ácido-base 14. b) las soluciones básicas tienen diferentes valores de [OH ] .00. a) NH3 (pKb = 4. Calculen el pH de las siguientes soluciones de piridina (Kb(C5H5N)= 1.10-13 M 3.10-4) 1. El pH de una solución 5.10-9): a) 0.00. iii) la concentración molar de la propilamina en el equilibrio. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa Molaridad de la solución [H3O ] [OH ] 1.66. Equilibrio ácido-base 18.Química en ejercicios 10. RESPUESTA 21. El pH de la solución es de 11.75) c) C2H5NH2 (Kb = 5. b) el pH de la solución inicial.50.01. Se desean preparar 5. justifiquen la respuesta. ii) el valor de Ka del ácido conjugado.10-9) RESPUESTA 19.26 g de (CH3)3N (trimetilamina). RESPUESTA 202 .66. b) Indiquen cómo varía el pH del sistema si: i) al bajar la temperatura.10-4) d) C5H5N (Kb = 1. Calculen: a) el volumen de solución 1. b) el pH de la solución concentrada.30. iii) la concentración molar de la base en el equilibrio. Se diluyen 25. ii) se agrega una pequeña cantidad de (CH3)3NHCl (cloruro de trimetilamonio). el pKb de la base aumenta.00 L de solución de HBr de pOH igual a 12. a) Calculen: i) el valor del pKb de la base. Ordenen las siguientes bases según su fuerza básica decreciente: a) NaOH b) CH3COOH (pKa = 4.50 % m/V de HBr necesario.0 mL de una solución de KOH hasta obtener 500 mL de una solución cuyo pH es de 11. RESPUESTA 20.70. En un recipiente se preparan 400 mL de solución acuosa que contienen 3. Justifiquen la respuesta. Calculen: a) la masa de KOH disuelta. ii) si la basicidad de la solución inicial es mayor. Al agregar 450 mL de agua a 150 mL de una solución de HCl. RESPUESTA 203 . a) Calculen: i) el pOH de la solución. RESPUESTA 23. Equilibrio ácido-base 22. Se dispone de 50. Se diluyen 220 mL de una solución acuosa 0. c) el pH. menor o igual a la de una solución 0. Calculen el volumen de agua que es necesario agregar para que el pH de la solución final sea de 3.30.26 g de KOH (M = 56.Química en ejercicios 10. Calculen: a) la molaridad de la solución inicial.00.5 % m/m de HCl (ρ = 1.35. b) Indiquen: i) las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución final.20.1 g/mol) en agua. se obtiene una solución 4. Calculen el volumen de solución 10. b) la [OH ] .0 mL de una solución de un ácido fuerte de pH igual a 2.10-4 M. RESPUESTA 25. Se preparan 750 mL de una solución acuosa disolviendo 1.0300 M de NaOH hasta un volumen de 950 mL.05 g/cm3) necesario para preparar 5.00 L de solución de pH = 1. b) la variación de pH. RESPUESTA 24. Calculen para la solución diluida: a) la concentración molar. ii) el pH de la solución que se obtiene al diluir 100 mL de la solución original hasta un volumen de 300 mL.0300 M de Ba(OH)2 RESPUESTA 26. Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base 27. Un recipiente contiene 50,0 mL de solución 1,90.10-2 % m/V de Ca(OH)2 a) Indiquen: i) el pH de la solución; ii) si el valor del pH aumenta, disminuye o no cambia al disponer de un volumen mayor de la misma solución. Justifiquen la respuesta. b) A la solución del enunciado se le agrega agua hasta un volumen de 500 mL. Calculen para la solución diluida: i) el pOH ii) la [H3O ] RESPUESTA 28. Se diluyen 25,0 mL de una solución acuosa de ácido HClO4 0,500 M con agua, y se obtiene una solución de pH = 1,90. Calculen: a) el volumen de la solución diluida; b) el pOH de la solución inicial; c) la [ClO- ] en la solución diluida. 4 RESPUESTA 29. Se preparan 1000 mL de solución disolviendo en agua 2,00.10-3 mol de un ácido monoprótico. El pH de la solución resultante es de 5,00. Calculen: a) el valor del pKa del ácido; b) el valor de Kb de la base conjugada; c) RESPUESTA el pH de la solución que se obtiene al diluir 100 mL de la misma hasta un volumen de 250 mL. 30. Se dispone de seis soluciones de diferentes solutos: a) LiBr b) NH4I c) Mg(OH)2 204 Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base d) KF e) CH3NH3Cl f) NaClO Indiquen si las mismas tienen carácter ácido, básico o neutro. RESPUESTA 31. Un recipiente contiene una solución 0,750 M de C6H5COONa. Dato: Ka(C6H5COOH) = 6,50.10-5 a) Escriban la ecuación de: i) disociación de la sal; ii) la reacción ácido base del ion benzoato. b) Calculen: i) el valor del pKb del ion benzoato; ii) el pH de la solución. RESPUESTA Soluciones reguladoras de pH 32. Se dispone de soluciones de los siguientes solutos: a) HCl b) KOH c) CH3NH2 d) CH3COONa e) CH3NH3Cl f) NH4Cl Indiquen dos que permitan preparar una solución reguladora, si la concentración de cada uno, en la solución, es de 0,500 M. RESPUESTA 33. Indiquen cuáles de las siguientes soluciones tienen buena capacidad reguladora: a) propilamina (Kb (C3H7NH2)= 3,80.10-4) 0,300 M y cloruro de propilamonio (C3H7NH3Cl) 0,0800 M b) ácido clorhídrico (HCl) 0,100 M y cloruro de sodio (NaCl) 0,100 M 205 Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base c) ácido cianhídrico (Ka(HCN) = 4,80.10-10) 0,100 M y cianuro de potasio (KCN) 0,250 M d) etilamina (Ka(CH3CH2NH2)= 5,01.10-4) 0,500 M y HNO3 0,500 M RESPUESTA 34. Se mezcla un volumen de solución acuosa 0,200 M de HCN con igual volumen de solución acuosa 0,500 M NaCN. El pH de la solución resultante es de 9,72. a) Calculen el valor de la Ka del HCN. b) Escriban las ecuaciones de disociación y de ionización correspondientes. c) Indiquen el intervalo de pH dentro del cual la solución tiene poder regulador aceptable. RESPUESTA 35. Se prepara una solución reguladora disolviendo 0,100 mol de NaF en 100 mL de solución 0,750 M de HF (Ka(HF)= 6,76.10–4), sin cambio en el volumen. a) Calculen: i) el pH de la solución; ii) el pH de la solución luego de diluirla con agua hasta 500 cm3. Justifiquen la respuesta. b) Indiquen cómo varía la relación de concentraciones molares ácido/base conjugada cuando al sistema se le agrega una pequeña cantidad de KOH sólido. RESPUESTA 36. Para preparar una solución reguladora de pH = 10,90 se disuelven 3,60 g de (CH3)2NH y cierta masa de (CH3)2NH2Cl, hasta obtener 100 mL de solución. Dato: Kb ((CH3)2NH) = 7,40.10-4 a) Calculen la masa de sal utilizada. b) Expliquen si el pH de esa solución aumenta, disminuye o no cambia al agregarle más cantidad de sal. RESPUESTA 37. Se dispone de las siguientes soluciones acuosas: A) solución de HCN 0,500 M 206 Química en ejercicios 10. Equilibrio ácido-base B) solución de C5H5N 0,500 M C) solución de C2H4OHCOOH 0,500 M Datos: Ka(HCN) = 4,80.10-10 ; Kb (C5H5N) = 1,66.10-9 ; pKa(C2H4OHCOOH) = 3,08 Indiquen: a) para cada solución, la fórmula de una sal adecuada para preparar una solución reguladora; b) cuál de las tres soluciones amortiguadoras es la más adecuada para regular a pH = 5,06; c) la concentración del ácido conjugado en la solución reguladora del punto b); d) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de base fuerte a la solución del punto b). RESPUESTA 38. A un recipiente que contiene 500 mL de solución acuosa 1,20 M de HCOOH, se le agrega igual volumen de solución acuosa 1,50 M de HCOONa. Dato: pKa(HCOOH)= 3,75 a) Escriban: i) las ecuaciones de disociación y de ionización correspondientes; ii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución. b) Calculen la variación de pH que se produce por el agregado de 25,0 milimol de HNO3 a 1,00 L de solución reguladora, sin cambio de volumen. RESPUESTA 39. Se dispone de las siguientes soluciones acuosas: A) 50 mL de HClO4 0,180M B) 180 mL de HNO2 0,200M (Ka= 4,57.10-4) C) 200 mL de HCOOH 0,200M (Ka= 1,78.10-4) D) 100 mL de KOH 0,00200M E) 150 mL de H3PO4 8,50.10-2M (Ka= 7,59.10-3) y NaH2PO4 0,625M a) Calculen: i) el pH de la base fuerte; ii) el volumen de agua necesario para agregar a la solución de ácido fuerte y obtener un pH de 1,50; 207 iii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución obtenida al mezclar las soluciones C) y F). iv) el valor del Kb del ion benzoato.34) F) 500 mL de benzoato de sodio a) Calculen: i) el pH de la solución que se obtiene por el agregado de 1. Equilibrio ácido-base iii)el pOH de la solución reguladora. ii) si la solución resultante de mezclar las soluciones C) y D). ii) la concentración molar del anión benzoato en el equilibrio en la solución C). ii) disociación del NaNO2 y de hidrólisis del ion nitrito. Dadas las siguientes soluciones acuosas de igual concentración molar a 25 ºC: A) 100 mL de NaOH B) 350 mL de HCl 0. iv) el pH del ácido más débil. básico o neutro.10 – 5 D) 200 mL de HNO3 E) 200 mL de NaNO2 (pKa (HNO2) = 3. RESPUESTA 208 .Química en ejercicios 10.50. b) Indiquen: i) el intervalo de pH dentro del cual la solución E) tiene poder regulador aceptable. RESPUESTA 40. d) Ordenen en forma creciente de acidez las soluciones A). b) Escriban la ecuación de: i) ionización del ácido benzoico. iii) el pH de la solución formada al mezclar la solución C) y la solución F). presenta carácter ácido.365 % m/V C) 500 mL de ácido benzoico C6H5COOH. Justifiquen la respuesta. Ka = 6.50 L de agua a la solución B). C) y D). c) Representen gráficamente la variación de las concentraciones del ácido benzoico y de su base conjugada en función del tiempo. H3O . NH4 / NH3 (CH3)3N (base débil): H3O /H2O . b) disminuye. 2. H2O/ OH . (CH3)3NH+. a) Solución Acuosa Ecuación de ionización Especies presentes en el sistema final HBr (ácido fuerte) HNO2 (ácido débil) HF (ácido débil) HClO4 (ácido fuerte) NH3 (base débil) (CH3)3N (base débil) HBr + H2O → H3O + Br– HNO2 + H2O ⇄ H3O + NO2 HF+ H2O ⇄ H3O + F – H2O. NH3. OH . c) disminuye. HF. (CH3)3N (CH3)3N + H2O ⇄ (CH3)3NH+ + OH– b) HNO2 (ácido débil): H3O /H2O . HNO2 / NO2 HF (ácido débil): H3O /H2O . H2O/ OH . H3O . H3O . a) I b) C c) C d) I e) I f) C g) C h) C i) I Elaboren las justificaciones correspondientes. HF/FNH3 (base débil): H3O /H2O. HNO2 H2O. H2O/ OH . H3O . (CH3)3NH+/(CH3)3N 3. e) no cambia. BrH2O. H2O/ OH . OH . H3O . OH . OH . OH NO2 . H3O . a) Aumenta. 209 .Química en ejercicios 10. FH2O. HClO4 + H2O → H3O + ClO4 NH3 + H2O ⇄ NH4 + OH – ClO4 H2O. d) aumenta. OH . Equilibrio ácido-base Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1 1. NH4 H2O. 00 1. C: NaOH .10-10 M 3.10-4 M 4.10-11 M 7.00 2.10-4 M 1.96 d) [HClO4]= 0.27.10-3 M 2.34.27. a) Solución acuosa Molaridad de la solución [H3O ] 1.10-5 M 4.00.54.10-10 M 2. [OH ] .00.63 10. [ClO4-] .10-4 M 2.40 4.110 M e) mayor 7.10-2 M 1.00.10-4 M 4.00.00 12.89 b) E: Ba(OH)2. A: HClO4 5.01. a) 5.29.10-12 M 5. Equilibrio ácido-base 4.10-2 M 1.00 11.42 b) mayor.10-4 M 6.98. a) pH = 12.76. a) Ecuación de ionización Solución acuosa HNO3 HI HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 HI + H2O → H3O+ + I– b) B) D) E) 6.37 3.11 10.Química en ejercicios 10.10-4 M pH pOH A B C D E F HClO4 HClO4 NaOH NaOH Ba(OH)2 Ba(OH)2 1.00.60 10.45.10-13 M 1.1022 b) [H3O ] .00.32. Elaboren la justificación correspondiente.54.30 10. H2O c) pH = 0.10-3 M 1.70 3.00.10-4 M 2.10-11 M [OH ] 1. c) OH y H3O 210 .00. 62.10-9 M 12.20 b) iv) 11. C6H7NH+ /C6H7N b) 1.25. H2O/ OH . Elaboren la justificación correspondiente.10-3 mol b) Elaboren el gráfico correspondiente. D).10-6 . H2O/ OH .10-4 M y [NO2]. H3O /H2O . a) 2.Química en ejercicios 10. de 0 a 5. ii) pKa = 5.31.05.50. HF/ F– iii) Ka [H3O ].[OH ] [H2 NNH2 ] iv) H2 NNH3 .10 M 13.10-6 M . ii) 5. a) i) HF + H2O ⇄ H3O + F– ii) H3O / H2O .[F ] [HF] iv) H2O . a) I b) I c) C d) C e) C f) I Elaboren las justificaciones correspondientes. 10. H2O/ OH iii) Kb [H2 NNH3 ]. 9. Equilibrio ácido-base 8. OH . Los valores son: [HNO2]. F– b) A). de 1. H3O b) i) 1.38 g c) disminuye.88.62. H3O . a) i) H2NNH2 + H2O ⇄ H2 NNH3 + OH ii) H2 NNH3 /H2NNH2 . a) H3O /H2O . a) i) 6. HF . H2NNH2 . 211 . OH . Elaboren las justificaciones correspondientes.10-3 M a -4 6. H2O . 19.[OH ] [CH3NH2 ] ii) CH3NH3 .00.10-11 15. iii) 1.200 M .10–3 M Aumenta. HCOO c) i) pOH = 11.79 . Equilibrio ácido-base 14. HCOOH. iones nitrato. Elaboren la justificación correspondiente.Química en ejercicios 10.30 c) Iones oxonio. ii) pH = 2. a) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 b) i) 2. a) HCOOH + H2O ⇄ HCOO + H3O b) H2O . a) HA.25.19 . H3O .10-5 M c) En los puntos a) y b) se cumple que [HA] > [HX] 16. ii) 8. H2O. iii) pOH =11.38 .10-2 mol i) F-.15. CH3NH2 . b) [HA]i= 1. H3O b) c) i) pH = 11.75. a) i) Kb [CH3NH3 ].10-3 M ii) 0. a) b) i) 6. [HX]i= 6.32 b) Menor.62.10 -4 .42.10-3 M . iones hidróxido. OH . 17. ii) pH = 1. OH . 212 . ii) 5. c) Disminuir la temperatura. Elaboren la justificación correspondiente. H3O .91 . a) i) 300 mL . OH . ii) mayor 18. d) pH= 9.Química en ejercicios 10.06. 213 . c) Sí.32 b) Aumenta. pH(sc2) = 10.10-10 ii) 1.94 b) C6H5COONa H2O H2O C6H5COO (aq) + Na+ (aq) Cl (aq) + CH3NH3 (aq) C6H5COOH + H2O ⇄ C6H5COO + H3O CH3NH3Cl CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH3 + OH 24. OH . a) y d) 23. NO3 . 26. 22. a) i) NH4NO3 H2O NO3 (aq) + NH4 (aq) ii) NH4 + H2O ⇄ NH3 + H3O iii) H2O .19.01 b) No. ii) aumenta (mínimamente). a) pH(sc1) = 4.10-5 M Soluciones reguladoras de pH 21.26 25. Equilibrio ácido-base 20. a) C b) I c) C d) I e) C f) I Elaboren las justificaciones correspondientes. pH = 3. NH3 b) i) Ka= 5. a) 1.25 e) i) disminuye (mínimamente). H3O .62. NH4 . a) pH= 11. 00 b) ∆pH = 1. ii) 2./ HNO2 aumenta. a) ∆pH = 4.30 214 .67 b) pH = 12.75 y pOH = 1.40 − 11.33 y pOH = 11.70 y pOH = 3.100 M b) i) C) NO2. a) i) pH = 10.10-3 32.08. 2 H2O ⇄ H3O + OH . a) 0. ii) no cambia.25 c) pH=0.10 .40 .646 mol b) KOH c) OH + C6H5COOH → H2O + C6H5COO 28. endotérmica.125 y pOH= 13. Elaboren la justificación correspondiente. Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1.30. ii) 0.04 . Equilibrio ácido-base 27. ii) OH + HNO2 → H3O + NO2 29. b) 30.88 d) pH = 10.40 b) i) 9.Química en ejercicios 10.10-10 b) i) H3O y CH3CH2COOH ii) H3O + CH3CH2COO → H2O + CH3CH2COOH 31. iii) ∆pH= -0. a) i) pH = 3.00 . 2. a) 7. a) pH = 2. 10-3 10. pOH= 1.12.07. pOH= 13.267 M . a) 5.05 6.00.87.17.95 7. pOH= 13.61 4.85 c) [H3O ] = 1.50. b) 3.10–9 M 4. ii) aumenta. a) B + H2O b) 1.38 pOH 10. d) 7.29.00 6.15 g b) i) aumenta.10 -13 M.59 8.43 b) [H3O ] = 0. pH a) b) c) d) 3.10-4 M 2.45.10-7 M .10-11 M 3.Química en ejercicios 10.62 [H3O ] 2.10-6 M 8.91.40.68. a) 2.10–6 M 2. 4. a) [H3O ] = 0.10-10 M 8. a) y d) 4.702 M . a) CH3CH2COOH + H2O ⇄ H3O + CH3CH2COO b) 508 mL 215 .10-6 mol ⇄ BH+ + OH– 9.07.10–7 M 5.10-5 M 1. Equilibrio ácido-base 3.39 9.41 5.10–8 M [OH ] 4. 11.57. 37.10-3 M pH pOH C6H5COOH (ka= 6. ii) 1.10-1 M 1. c).42.46 .26. iii) 3.10-1 M 1.10 M 3. a) 18.10-3 M 8.80.10-12 M [OH ] 1.10–4 . 16.10-1 M 6.10-4 M 1. a) pH = 9. a) Solución acuosa HNO3 CH3COOH (ka = 1.135 M b) i) disminuye.10 M 3. b).00. Elaboren las justificaciones correspondientes. a) pH = 4.10-3 M b) Disminuye.00.40.20. b) pH = 7.10-11 M 7.47 11.35.00.80. b) 19.53 2. a).00.10-11. 216 .10-13 M 1.Química en ejercicios 10.10-4 M -5 -1 (CH3)3N (kb = 7.65 3. c). d). ii) 2.00.00.10-4) Molaridad de la solución 1.00 2.25.00.95.10-4) 1.10-3 M 1. 3. a) i) 3.10 1.81 pOH 11. iii) 0.70.68.00 11.78.37 14.10 -10 .10-11M 2. b) pH = 5.10-1 M [H3O ] 1.19 b) Elaboren las explicaciones correspondientes.10-5) KOH CH3NH2 (kb = 4.40.00.63. c) Elaboren las explicaciones correspondientes.25.10-4 M -4 -3 HCOOH (ka = 1.00.55 .43 11.10-11 M 1.00 10.13. a) i) pKb = 4.94.90 13.00.40.10-3 M 1.10-11 M 2.10-3 M pH 3.08 13.57 2.92 10. a) Solución acuosa Molaridad de la solución [H3O ] [OH ] 4.00.10 ) 1. 17.05 .10-5) 1.10 ) 1.31.47. Elaboren la justificación correspondiente. ii) disminuye.00.00 3.10-3 M 1.10-3 M 2.72. Equilibrio ácido-base 12.42 15.10-12 M b) C6H5COO .35 10.10-12 M (CH3)2NH (kb = 7. c) 1.81 .30 .95 .84 25. a) 1. a) 540 mL . 82. a) i) pH = 11. c).140 g .68.8 mL 23. b) 13.95. OH y K+ .29 . a) i) pOH = 1. a) pKa = 7. b) pH = 13. c) pH = 5.26.00.03 217 . a) 992 mL .10-3 M . b) i) pOH = 3. 26. a) neutro.52 .10-11 M 28. a) 0. b) pH = 0.10–2 M 29.71 . ii) pH = 9. ii) no cambia. c) pH = 11.733 21.61 24.10-7 . d) y f) básico 31.20 30. ii) pH = 12.00 b) i) H3O . a) i) C6H5COONa H2O C6H5COO (aq) + Na+ (aq) ii) C6H5COO + H2O ⇄ C6H5COOH + OH b) i) pKb = 9.00 22. Elaboren la justificación correspondiente. a) 6. Equilibrio ácido-base 20.Química en ejercicios 10. ii) [H3O+]= 1. b) y e) ácido. 173 mL 27.70 . ii) menor.95.10-3 M . b) ∆pH = 0. b) 2.10-3 M. b) 6. 36.Química en ejercicios 10.723 M d) OH + C5H5NH+ → H2O + C5H5N 38. C2H4OHCOOK b) B) c) 0.29. a) i) pH = 3.0.29 . b) Disminuye. Equilibrio ácido-base Soluciones reguladoras de pH 32. c) CH3NH2 y e) CH3NH3Cl 33. ii) pH = 3. C5H5NHCl . a) y c) 34.32 – 10. a) 4.09 g b) Disminuye.04 218 . Elaboren la explicación correspondiente. 37. a) Por ejemplo: NaCN . a) i) HCOONa H2O HCOO + Na+ HCOOH + H2O ⇄ H3O+ + HCOO ii) H3O + HCOO → H2O + HCOOH b) ∆pH = .32 35.79 10-10 b) NaCN H2O Na+ (aq) + CN (aq) HCN + H2O ⇄ CN + H3O c) 8. a) 6. Elaboren la justificación correspondiente. ii) 2. Equilibrio ácido-base 39.Química en ejercicios 10.10-2 M . queda HCOOH sin reaccionar. ii) V= 235mL . iv) 1.12 .100 M a 9.) Completen la justificación correspondiente. Los valores son: [C6H5COOH]: de 0.23 b) i) de 1. ii) carácter ácido.54.52.12 hasta 3. d) A) < C) < D) 219 . iv) pH= 2.19 .52. iii) pH = 4.10-3 M .72 .10-3 M. iii) pOH=11. por lo tanto. [C6H5COO–]: de 0 a 2.75. a) i) pH= 11. (El KOH se neutraliza totalmente formando HCOOK y H2O.30 . 40. a) b) i) pH = 1.10-10 i) C6H5COOH + H2O ⇄ C6H5COO + H3O ii) NaNO2 H2O NO2 (aq) + Na+ (aq) NO2 + H2O ⇄ HNO2 + OH iii) H3O + C6H5COO → H2O + C6H5COOH c) Elaboren el gráfico correspondiente. la solución resultante presenta carácter ácido.01 . Equilibrio ácido-base 220 .Química en ejercicios 10. 10 0.200.31 1.96 2. 83.173.33 206. 40 [Ne] 3s2 3p6 - K 2. 153 [Xe]4f 5d 6s 7 0 2 7 1 60 Pm SAMARIO [Xe] 4f 5d 6s 2 61 Sm EUROPIO 157. 73. 3 Lu 173.3.30 Elementos representativos Elementos de transición Elementos de transición interna Las masas atómicas se informan con cuatro cifras significativas y fueron actualizadas a partir: Table 4 published in Pure Appl.00 3. 37 [Ne] 3s2 3p5 18 ARGÓN 0 31 [Ne] 3s2 3p3 39.9 3.198 197.6 2.50 238 [Rn]5f 6d 7s 4 1 2 Pa 238.09 1.01 70. 4 - Li Símbolo Número atómico Estados de oxidación más frecuentes BORO 10.25 0 2 70 YTERBIO 2.8 2.2 1. 4.30 100 (257.10 [Rn] 6d17s2 (263.81 69.146 3.1) 251 CALIFORNIO [Rn] 5f 6d 7s 9 1 2 Es 1.3 1.80 3.6 7 2 Th 231 [Rn] 5f 6d 7s 3 1 2 90 [Xe]4f 5d 6s 167.110 [Kr] 4d105s0 107.104 [Kr] 4d75s1 102.58 32. 5 1 2 3 4 1 5 6 7 8 OXÍGENO 1.4.90 190. 4 6 141 1.82 85.164 67 164.3.91) 1. 42.0) 293 -- LIVERMORIO Uus -[Rn]5f14 6d107s27p4 117 UNUNSEPTIO -- Uuo -- 118 (293. 6 34 78. 6 52 TELURIO I 127.5 1. 47.63 55 [Ar] 3d54s2 [Ar]3d 4s 4p 10 2 1 POTASIO 54.62 [Ar] 3d84s2 63.85 1.4. Hecho el depósito que marca la Ley nº 11723 Edición.5. 61.126 [Kr]4d105s25p4 ±1 .90 63.2 [Xe]4f 5d 6s 14 57 3 138.66 54 XENÓN 0 93 [Kr] 4d45s1 114.30 (252.08 1.30 2 231.0 PROTACTINIO 1.1) 247 CURIO [Rn] 5f 6d 7s 7 1 2 Bk 1.13 [Xe]4f 5d 6s 6 0 2 Nd PROMETIO 150.31 24.1) 257 FERMIO [Rn] 5f 6d 7s 12 0 2 -- Md 1.9 TANTALIO W 106 -- 74 Re 107 -- 75 Os 108 -- 76 Ir 77 Pt 110 -- 78 Au 111 -- 79 Hg 112 80 Tl 81 TALIO 1. 184.88 52. 88 [Kr] 5s2 ESTRONCIO Y 41 39 3 88. 30 [Ne] 3s2 3p2 Mg ALUMINIO SILICIO 30.72 1.20 188.4.91 NIOBIO Tc 43 Ru 44 Rh 45 Pd 46 Ag 47 Cd 48 In 49 3 Sn 50 ESTAÑO 2. Lic.94 VANADIO Cr 24 Mn 25 Fe 26 Co 27 Ni 28 Cu 29 Zn 30 Ga 31 Ge 32 2.1) 270 -(269.50 [Xe]4f 5d 6s 14 Ba 2.4.66 52.158.4.28 3.0) 209 POLONIO 14 10 At 2.0) 0 RADÓN 14 [Xe]4f 5d 6s 6p 222 2.201.5. 6 [Xe]4f 5d 6s 14 2 2 [Xe]4f 5d 6s (209.96 2.9 PRASEODIMIO 1.00 40.00 82. 5 BISMUTO 14 Po [Xe]4f 5d 6s 6p 84 2.1) 281 -(280.7 55 1 6 14 132.008 HIDRÓGENO 1 He 4.30 103 (262. 54 [Ar] 3d54s1 55.87 1.9 1.91 ITRIO Zr Mo 42 40 4 89 [Kr] 4d15s2 1.27 1 2 NOBELIO [Rn] 5f 6d 7s 14 0 2 Lr 1.9 2.189.57. 82 [Ar] 3d 4s 4p 10 2 4 SELENIO Br ±1.179. 2 2.7 1. 5 4 2 B C N O -2 F 19.57 6.1 2.95 84.5.0) 237 1. 193 195. 3 Pb 204.70 [Rn] 7s1 (226.14 142. 41 [Ar] 4s1 40.9 181 [Xe]4f 5d 6s 14 4 2 3 2 CESIO 1.54 46.195.04 10. 2 2 3 19 1 4 1. 3 2.55 76. 53.04 14.96 79.90 [Rn] 7s2 (227.62 0.96 ESCANDIO Ti 22 3.90 2. 4.4.143.93 24.92 ARSÉNICO [Ar] 3d 4s 4p 10 Se 75 2.163. 33.154 152. 3 TULIO [Xe] 4f 5d 6s 13 Yb 169 1.98 19 10 NEÓN 20.20 10 2 6 Fr -- 87 1 7 -[Rn]5f146d47s2 [Rn]5f146d57s2 [Rn]5f146d67s2 [Rn]5f146d77s2 [Rn]5f146d97s1 [Rn]5f146d107s1 (223.5 1. 4 Bi 207.136.190.118.1) 269 -(276.1) 268 DUBNIO Sg Bh Hs Mt 109 Ds Rg Cn [Rn]5f146d37s2 (283. María Gabriela Muñoz . 48.4 3 3 2. 21.16 35. 49 [Ar] 3d24s2 51 [Ar] 3d34s2 72.10 0 2 66 DISPROSIO 3 Ho 162. 92.20 151.91 58. 11 [He] 2s2 2p1 [He] 2s2 2p2 3 MAGNESIO CARBONO 12. 7 2.5.1) 263 RUTHERFORDIO Db -- [Rn]5f146d27s2 (268. 65 [Ar] 3d104s1 65. 4. 3.10 171.6 2.6. 43.1) 276 -(281. 81 [Ar]3d 4s 4p 10 2 5 BROMO Kr 36 CRIPTÓN 0 83.142 CERIO 144. 4 2. 58 [Ar] 3d64s2 58.102.1 2. 80.2) 293 -- UNUNOCTIO [Rn]5f146d107s27p6 -- LANTÁNIDOS 3. 5. 5. 29.19 ± 2.13 [Xe]4f 5d 6s 4 0 2 0 2 140. 68 [Ar] 3d104s2 69.0 3. 83. 6 16 AZUFRE Cl 32.01 3. 96. 3 2.13 [He] 2s2 2p3 1 2 2.2 2.012 1.157.120 [Kr]4d105s25p2 ± 3.20 HELIO 3.4 1.1) 262 LAWRENCIO [Rn] 5f 6d 7s 14 1 2 -- 1.55 1. 4 TERBIO [Xe]4f 5d 6s 3 9 Dy 159 1.124. 91. 3 3 Ce 3 58 3. 74 GERMANIO As ± 3.20 [Xe]4f 5d 6s 6p 2 5 86 (222. 7 35 79.0) 226 RADIO Ac 89 3 0. 3 2. 6 2.96 116. 5 33 74.152.5.8 2.180 HAFNIO Ta 105 -- 73 180.93 107.30 177.192 192.23 165 0 2 3 [Xe]4f 5d 6s 1 1 2 ACTÍNIDOS 4. 84.6.16 92.99 SODIO 1.36 (244.119.90 101.3.1) 271 -(270. 2 56 2 [Xe] 6s 1 133 5 2 0.1) 243 U URANIO NEPTUNIO PLUTONIO AMERICIO 1.28 106.94 59 [Ar] 3d74s2 1. 4.938 0.0) 223 FRANCIO (271.160 62 Eu GADOLINIO 63 Gd 96 64 Tb 65 158.3. 4 1. 4 1 2 37 1 5 1. 7 [He] 2s1 9 [He] 2s2 Nombre Masa atómica promedio (u) Configuración electrónica 16.65 64.3.0 3 LUTECIO [Xe] 4f 5d 6s 14 0 2 3 232. 5 22. 25.8 2. 17.1) 244 1.17 149.2.145. 36 [Ne] 3s2 3p4 ±1.Anexo TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 2 1 H 12 2 3 2.18 2 3 ± 2.3 0.1 1.47 0. actualización y diseño: Prof.196.38 (237.2 2.111. 4 Sb 118.55 58. 78.8 2.30 101 (258.6 3.00 1.178.31 1.79 185 [Xe]4f 5d 6s 14 6 2 137. 5 3. 15 Be Mg Electronegatividad (Escala de Pauling) Números másicos de los isótopos estables y/o de mayor abundancia [He] 2s2 2p4 ± 3. 86.98 9.95 36. ±4 1.207.130. 67.00 199.20 105.0 2.3.69 110. 2. 115 [Kr]4d105s25p1 131.6 2. 186 [Xe]4f 5d 6s 14 9 1 La TUNGSTENO 186. 7 17 CLORO Ar 35.60 129.167.6 Pr NEODIMIO 144.2) 283 COPERNICIO [Rn]5f146d107s2 Uut -- 113 UNUNTRIO -- Fl -[Rn]5f146d107s27p1 114 (289. 98 [Kr] 4d55s1 (97.4.9 YODO Xe 127 [Kr]4d105s25p5 2. 5 51 ANTIMONIO Te 121.172.6.13 92 Np 93 Pu 94 Am 95 Cm 2 [Rn]5f 6d 7s (247.22 161. 3 1.3 2.7 2.97 12 23 [Ne] 3s1 0. 26 [Ne] 3s2 MAGNESIO 2 Al 13 Si 14 P 15 FÓSFORO S 2.01 12. 86 [Ar] 3d 4s 4p 10 2 6 Rb 3.89 135.131.150.55 24.4 1.1) 258 MENDELEVIO [Rn] 5f 6d 7s 13 0 2 -- No 1.30 102 (259.174 71 175.0 1. 3.28 194.3 1. 22 [He] 2s2 2p6 0 BERILIO 6.18 20.5.00 9 FLÚOR [He] 2s2 2p5 -1 Ne 3. 109 [Kr] 4d105s1 112.9 2. 94 [Kr] 4d25s2 CIRCONIO Nb 92.69 1. 7 53 126.1) 289 -- FLEVORIO Uup -[Rn]5f146d107s27p2 115 UNUNPENTIO -- Lv -[Rn]5f146d107s27p3 116 (293.05 121.114 [Kr] 4d105s2 85.33 90.81 2.106.31 24.112. 5 2. 38.162.1 1. 3.1) 259 [Xe] 4f 5d 6s -- 14 175 1.137.4.90 28.36 182.101.61 28.62 203.93 1.0) 227 ACTÍNIO Rf 104 -- 1.2) 280 Ra SEABORGIO BOHRIO HASSIO MEITNERIO DARMSTADTIO ROENTGENIO 88 2 0.±3.6 3. 5.07 2.2 2.20 99. 66.1) 252 EINSTENIO [Rn]5f 6d 7s 11 0 2 -- Fm 1.0) 210 -- ASTATO 14 10 Rn 2. 34.6.4 1.83 54.78 113. 18 - Na 3 4 11 1 3 26. 87.63 2.44 16.45 3.22 1. Chem.98 27 [Ne] 3s2 3p1 2 . 204 [Xe]4f 5d 6s 6p -14 10 2 1 82 PLOMO 2.6 -1.00 [Xe]4f 5d 6s 6p 2 4 85 (210. 95.22 91.20 191.132 [Kr]4d105s25p6 Cs 5 2.82 39.0 1 2 TORIO 1.8 1.138 [Xe]4f 5d 6s 14 7 2 BARIO 183. 71 10 Ca CROMO MANGANESO HIERRO COBALTO NÍQUEL COBRE ZINC GALIO [Ar] 3d 4s 4p 2 2 20 2 CALCIO Sc 21 3 44.168.4.4.24 166.3.4. 44 [Ar] 4s2 45 [Ar] 3d14s2 47. 4 39.12 140.170 ERBIO Tm 99 [Xe] 4f 5d 6s 12 0 2 69 168.91 145 [Xe]4f 5d 6s 5 0 2 59 140. 208 [Xe]4f 5d 6s 6p 14 10 2 2 83 209. 359-396 (2011).202 72 4 [Xe] 6s 2 [Xe] 5d 6s 1 139 1.20 156. 3 1. 4 (247.60 98 [Kr ] 4d55s2 103 [Kr] 4d85s1 95.1) 247 BERKELIO [Rn] 5f 6d 7s 8 1 2 Cf 1.3. 3. 123 [Kr]4d105s25p3 ± 2. 87 [Kr] 5s1 RUBIDIO Sr MOLIBDENO TECNECIO RUTENIO RODIO PALADIO PLATA CADMIO INDIO 38 2 87.6 4.28 (243.10 2 178. 25. 4 1.4 2.125. 56.02 209 10 2 3 4. Las masas atómicas informadas entre paréntesis corresponden a la masa de un átomo de uno de los isótopos más estables de ese elemento.54 [Xe]4f 5d 6s -2 Hf RENIO OSMIO IRIDIO PLATINO ORO MERCURIO 200.003 1s 2 0 1s1 1.36 TITANIO V 23 50.30 3 (251.9 197 14 10 1 10 LANTANO 1. 72.1 [Rn]5f 6d 7s 5 1 2 91 [Rn]6d 7s 2 232 [Rn]5f 6d 7s 7 0 1.4. 60.10 122.38 1.108. 26 [Ne] 3s2 LITIO NITRÓGENO 14.9 3 HOLMIO [Xe] 4f 5d 6s 10 0 2 Er 97 98 [Xe] 4f 5d 6s 11 68 1. que es propio del instrumento de medida y de la forma en que se realiza dicha medición. Si.0001 g.0067030 kg? Si queremos expresar este número con tres cifras significativas. Ejemplo: ¿Con cuántas cifras significativas está expresado 0. por ejemplo. 222 .8 g será lo mismo que si decimos que su masa es 45. Las reglas para el redondeo son: Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es menor a 5. Las cifras significativas determinan el error con que se midió una determinada magnitud. Los ceros a la derecha o entre dos cifras distintas de cero son significativos. 10–3 kg. Si decimos que la masa es 45. En los ejercicios disponibles en el campus vas a encontrar que los datos de los problemas están dados con una determinada cantidad de cifras significativas (en general con tres). Lidia Iñigo Supongamos que pesamos algo en una balanza.70 . Por supuesto en el segundo caso el error es mucho menor y la medición es mucho más precisa.Química en ejercicios Anexo CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y REDONDEO Lic. la cifra que se conserva queda inalterada.8000 g está expresado con seis cifras significativas. quisiéramos expresarlo con una sola cifra significativa la expresión sería 0. En el caso de nuestro ejemplo 45. Se debe tener en cuenta que no tiene ningún sentido expresar un resultado con más cifras significativas que las que corresponden al error de las mediciones que condujeron a él.8 g estamos diciendo que la masa mínima que se puede medir con esa balanza es de 0. ¿Si decimos que tiene una masa de 45. la expresión correcta es 0. La diferente forma en la se expresa el valor dado como ejemplo está indicando ese error de medición. en cambio 45. tenemos que “cortar” la cantidad de cifras.00670 kg ó 6. En cambio si decimos que la masa es de 45. Todas las cifras distintas de cero son significativas.007 kg ó 7 .8000 g el error de la medición será entonces 0. 10–3 kg. Si hacemos un cálculo y debemos expresar ese resultado con una determinada cantidad de cifras significativas. Como regla general se toma el criterio de que la menor diferencia que se puede apreciar con el instrumento de medición es su indeterminación. la cifra que se conserva se debe aumentar en una unidad. Los ceros a la izquierda NO se computan como cifras significativas. Eso es lo que se denomina redondeo. pero no es lo mismo expresar el valor en una forma u otra. Toda medición tiene un error.8000 g? Evidentemente la masa es la misma.8 g está expresado con tres cifras significativas. Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es 5 o mayor a 5.1 g por lo tanto ese es el error de dicha medición. Lo importante es trabajar dejando algunas cifras más en los resultados parciales y luego redondear en el resultado final. y se expresa como 1.Química en ejercicios Anexo Si se quiere expresar una cantidad como 12. Es importante que trabajes correctamente al hacer los cálculos. Respuestas 1 Está expresado con 5 cifras significativas. hay que hacer muchos cálculos. 10 4 m. ¿Cómo es la manera correcta de trabajar en este caso? Cuando un problema tiene varios datos el resultado final debe expresarse con la misma cantidad de cifras significativas del dato que tenga menor cantidad de cifras significativas.574 m con tres cifras significativas la única manera de poder hacerlo es utilizando notación científica.7030 . por ende. ya que si en los resultados parciales se redondea mucho. 223 . y los ceros que no son significativos desaparecen. Observá que si se expresa en notación científica son 6. en los mismos se debe dejar por lo menos una cifra significativa más de las que se necesita tener en el resultado final. Si se sacan resultados parciales. 10–3 kg. Cuando debemos resolver un problema y el mismo tiene varios datos y. o se redondea mal se puede llegar a un resultado final muy diferente del resultado correcto.26 .