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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.
UNIVERSIDAD DE BUENOS AIRES
Rector
Ruben Hallu
Vicerrector Alberto Edgardo Barbieri Secretaria de Asuntos Académicos
María Catalina Nosiglia
Subsecretaria de Innovación
Marilina Lipsman
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. Guglielmo
Química en ejercicios Contenidos Pablo Evelson, profesor titular
Marisa Repetto, profesora adjunta
Gabriela Mohina, profesora tutora
María Gabriela Muñoz, profesora tutora Lidia Iñigo, profesora tutora Ruth Josiowicz, profesora tutora
Índice
Acerca de UBA XXI............................................................................................ 9 Introducción .............................................................................................................10
1. Estructura atómica y clasificación periódica..................................................13 2. Uniones químicas y nomenclatura ...............................................................29 3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias ..........................................................................................49 4. Magnitudes atómicas y moleculares.............................................................67 5. Gases ideales ...............................................................................................85 6. Soluciones ....................................................................................................99 7. Compuestos orgánicos................................................................................ 117 8. Reacciones químicas.................................................................................. 147 9. Equilibrio químico........................................................................................ 167 10. Equilibrio ácido-base................................................................................. 185 Anexo..............................................................................................................221 Tabla periódica........................................................................................................221 Documento: Cifras significativas.............................................................................222
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, a lo largo de los años, desarrolla estrategias de enseñanza orientadas a promover aprendizajes de calidad en los estudiantes que opten por continuar sus estudios a través de esta modalidad. En esta publicación, Química en ejercicios, se desarrollan multiplicidad de ejercicios prácticos, con diferentes niveles de complejidad, que abordan e integran los conceptos teóricos de la materia. Este Programa ofrece distintos recursos para favorecer el cursado de la materia y promover el estudio autónomo. Cabe destacar que frente a escenarios cambiantes y a la proliferación de materiales en distintos soportes, uno de sus desafíos es favorecer la integración de tales recursos en el marco de procesos pedagógicos, cada vez más heterogéneos.
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Química en ejercicios
Acerca de UBA XXI
Introducción
La presente publicación, Química en ejercicios, es un material obligatorio para el estudio de la materia Química que se dicta en el Programa de Educación a Distancia de la Universidad de Buenos Aires, UBA XXI. Este libro comprende una guía de ejercicios de todas las unidades del programa de Química y, de esta manera, se constituye en material de la bibliografía obligatoria para desarrollar la práctica. También, forma parte del conjunto de los recursos que el Programa brinda a los alumnos para orientarlos en la organización del estudio y acompañarlos en el cursado de la materia. La resolución de ejercicios tiene como objetivo principal que los alumnos comprendan e integren los diferentes contenidos teóricos que aprendan a lo largo de la cursada. Este material está armado en base al programa de Química y, por lo tanto, se estructura en diez capítulos que se corresponden con cada una de las unidades del programa. En cada capítulo, se presentan ejercicios de complejidad creciente organizados en dos bloques. Los ejercicios del Bloque 1 hacen un recorrido secuencial y completo de los temas de cada unidad, mientras que en el Bloque 2, se presenta una variedad de ejercicios con distinto grado de dificultad para afianzar y continuar con la práctica. Al comienzo de cada capítulo, se recomienda realizar un recorrido bibliográfico por los principales contenidos teóricos que se deberán considerar para la resolución de los ejercicios. Al final de de los mismos, se incluyen las respuestas y en el Anexo se publican la Tabla periódica y el documento “Cifras significativas” que utilizamos en UBA XXI. Cabe destacar que la cátedra de Química de UBA XXI tiene como objetivo que los alumnos logren desarrollar un nivel de análisis y comprensión de los temas que les permita resolver ejercicios, en forma no automática y memorística. Se trata de acercarlos al análisis químico a través de la resolución de los mismos.
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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.
Identificar los datos, los valores que puedan ser útiles y las incógnitas.
Recordar que es tan importante el número obtenido como las unidades en las que se expresan los resultados.
Analizar si los resultados obtenidos son coherentes según los aspectos teóricos estudiados y los datos del ejercicio. Verificar que la respuesta indique lo solicitado.
Informar los resultados con tres cifras significativas. Se redondea solo el resultado final. Consultar en el Anexo el documento “Cifras significativas”.
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Química en ejercicios
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Acerca de UBA XXI
1. Estructura atómica y clasificación periódica
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Las partículas fundamentales que constituyen un átomo. Los conceptos de: composición nuclear, número atómico, número másico, nucleido, ion, anión, catión, isótopo, unidad de masa atómica y especies isoelectrónicas. El número atómico y el número másico (su simbolización). Modelo atómico orbital: nivel, subnivel, orbital, configuración electrónica y configuración electrónica externa. Clasificación de los elementos según su ubicación en la tabla periódica. Radio atómico, energía de ionización y electronegatividad, y sus variaciones a lo largo de un grupo y de un período.
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
Bloque 1 1. A partir de los símbolos de los siguientes nucleidos: 24 12 Mg
130 56 Ba
28 14Si
79 35 Br
25 12 Mg
40 19 K
19 9F
52 24 Cr
39 19 K
a) determinen la composición nuclear y el número de electrones; b) indiquen cuáles de esos son isótopos. RESPUESTA
2. Representen con su símbolo a los siguientes iones formados por: a) 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones; b) 14 neutrones, 13 protones y 10 electrones; c) 36 electrones, 49 neutrones y 37 protones; d) 92 protones, 143 neutrones, 90 electrones; e) 76 neutrones, 52 protones y 54 electrones. RESPUESTA
3. Completen el siguiente cuadro: Símbolo
Z
A
Nº p
Nº e
Nº n
Carga neta
23 11 Na
11
23
11
11
12
0
16
2-
32 197
79
0 10
14
10
7
40 2 20Ca
7 7 3 Li
RESPUESTA
14
3+
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
4. Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). Justifiquen las respuestas. a) En un átomo, el número de protones es siempre igual al número de neutrones. b) Los átomos son partículas eléctricamente neutras. c) En los iones, el número de electrones es igual al número de protones. d) Los isótopos tienen distinto número de neutrones. e) Todo anión tiene un número de electrones en la nube menor al número de protones del núcleo. f) La carga nuclear de un átomo está determinada por el número de neutrones. g) Las especies
35 Br
h) Los nucleidos
35 17
-
,
X
37 Rb
y
37 17
y
X
18Ar son
isoelectrónicas.
son isótopos.
i) Si dos átomos tienen el mismo número másico, pertenecen al mismo elemento. RESPUESTAS
5. Un átomo del elemento M forma un catión divalente isoelectrónico con el ion 79Z– que posee 44 neutrones en su núcleo. Determinen el número atómico de M. RESPUESTA
6. Una molécula de XO2 tiene en total 23 protones y 24 neutrones. Si se considera que los átomos de oxígeno corresponden a su isótopo más abundante, el 16O, determinen el número atómico y el número másico de X. Identifiquen al elemento X con su símbolo. RESPUESTA
7. Escriban la configuración electrónica (CE) de los átomos de los elementos de número atómico (Z): 19, 34, 18, 56, 23, 14. RESPUESTA
8. Escriban la CE de los siguientes iones, e indiquen el número de electrones en el último nivel energético: Li+ O2-
Ba 2+
P3-
Sr2+
Al3+
RESPUESTA
9. Escriban la configuración electrónica externa (CEE) de las siguientes especies: Na+ Te As3 – Rb+
I-
Ne
Indiquen cuáles de estas son isoelectrónicas. RESPUESTA 15
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
10. Dados los elementos de Z: 11, 16, 20, 52 y 30, identifiquen con sus símbolos a: a) los metales; b) al/a los elemento/s de transición; c) los elementos que pertenecen al mismo grupo; d) los elementos que pertenecen al mismo período. RESPUESTA
11. Clasifiquen a los elementos de Z = 2, 3, 9, 10, 12, 19, 38 y 53 en: halógenos, metales alcalinos, metales alcalino-térreos y gases nobles. RESPUESTA
12. Un átomo del quinto metal alcalino forma un ion isoelectrónico con el anión X2–. Identifiquen al elemento X con su símbolo. RESPUESTA
13. Indiquen si los siguientes enunciados son correctos (C) o incorrectos (I). Justifiquen las respuestas. a) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4p tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 4f. b) Un electrón que se encuentra en el subnivel 4s tiene menor energía que uno que se encuentra en el subnivel 5s. c) La CEE del Mg 2+ es 3s2. d) Los cationes divalentes que forman los átomos del segundo metal 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. RESPUESTA
16
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
14. La molécula RX4 está formada por 74 protones y por 78 neutrones. El elemento X es el segundo halógeno y el isótopo del elemento R posee el mismo número de protones que de neutrones. a) Identifiquen al elemento X con su símbolo. b) Indiquen el número de neutrones presentes en el isótopo de X. c) Escriban la CE del átomo R. RESPUESTA
15. Para cada terna de elementos, ordenen en forma creciente el radio atómico: a) 12Mg b) 19K c) 4Be
17Cl
14Si
55Cs
3Li
7N
20Ca
Justifiquen las respuestas. RESPUESTA
16. Se dispone de los siguientes valores de energía de primera ionización (Ei): a) 1008,5 KJ/mol
b) 708,7 KJ/mol
c) 1251,3 KJ/mol
Asignen a cada uno de los siguientes elementos: I, Cl y Sn, el valor que le corresponde. Justifiquen las respuestas. RESPUESTA
17. Ordenen en forma creciente el carácter metálico de los siguientes elementos: Sn
Sr
Ba
Si
RESPUESTA
17
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
18. Dados los elementos R, Q, T, y los siguientes datos: - el isótopo 40R tiene 21 neutrones en su núcleo; - Q forma un anión divalente que tiene 18 electrones; - la CEE del átomo de T es 3s2. Indiquen: a) el símbolo del ion más estable de R; b) el número de neutrones que tiene el núcleo del isótopo 34Q; c) la notación adecuada del isótopo del elemento T que tiene 13 neutrones en su núcleo. RESPUESTA
19. Un átomo del elemento R forma un catión divalente isoelectrónico con la especie 37Q– cuyo núcleo tiene 20 neutrones. Indiquen: a) el símbolo y el número atómico de R y de Q; b) el número de neutrones de un átomo de 35Q; c) la CEE del catión divalente que forma R; d) el símbolo de un elemento que pertenezca al mismo grupo que Q, cuyos átomos presenten mayor energía de primera ionización.
RESPUESTA
20. Identifiquen con su símbolo a los átomos de los elementos que poseen las siguientes CEE: a) 3s2 3p3 RESPUESTA
18
b) 4s2 3d1
c) 5s1
d) 4s2 4p4
e) 6s24f3
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
Bloque 2 1. Indiquen cuáles de estos datos, Z y/o A, se necesitan para calcular: a) el número de protones de un átomo; b) el número de neutrones; c) el número de partículas positivas en el núcleo; d) el número de electrones en un anión monovalente. RESPUESTA
2. A partir de la siguiente información y de la tabla periódica, escriban los símbolos químicos de los nucleidos correspondientes: a)14 protones y 16 neutrones; b) 50 neutrones y Z = 37; c) 13 protones y 14 neutrones; d) un átomo de cloro con 20 neutrones. RESPUESTA
3. Completen las ecuaciones de formación de los siguientes iones: a) F + _ _ _ → F – b) Ba → Ba2+ + _ _ _ RESPUESTA
4. Se sabe que una partícula está formada por 15 protones, 18 electrones y 16 neutrones. Indiquen: a) si este conjunto de partículas subatómicas constituye a un átomo o a un ion; b) el símbolo de la especie correspondiente; c) cuál de los siguientes iones es isoelectrónico con la partícula mencionada: Ca2+ F- Na+ S2RESPUESTA
5. Un átomo del elemento E forma un anión divalente isoelectrónico con el catión monovalente que forma un átomo de potasio. Indiquen el número másico de E, si se sabe que tiene 17 neutrones en su núcleo. RESPUESTA 19
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
6. Determinen el número másico de X, si se sabe que tiene 20 neutrones en su núcleo y forma un ion mononegativo que es isoelectrónico con 20R2+. RESPUESTA
7. Los iones X3– y Sr2+ son isoelectrónicos. Identifiquen con su símbolo al elemento X. RESPUESTA
8. Los átomos Q y R tienen el mismo número másico. Un átomo de R forma un catión trivalente constituido por 25 electrones y 30 neutrones. El átomo Q tiene dos protones menos que R. a) Indiquen el número atómico y el número másico de Q y de R. b) Calculen el número de neutrones de un átomo de Q. c) Identifiquen con su símbolo a los elementos mencionados. RESPUESTA
9. Escriban la CE y la configuración electrónica externa (CEE) de los átomos de los siguientes elementos: Be
Sr
Zn
Mn
As
RESPUESTA
10. A partir de las siguientes CEE, indiquen si los elementos son representativos o de transición, e identifíquenlos con sus símbolos. a) CEE: 4s2 4p3
b) CEE: 4s2 3d3
c) CEE: 6s1
d) CEE: 4s2 4p6
RESPUESTA
11. El ion E2- es isoelectrónico con un átomo del tercer gas noble. Indiquen grupo y período al que pertenece el elemento E. RESPUESTA
12. Escriban el símbolo del ion más estable que pueden formar los átomos de los siguientes elementos: a) Na
b) N
RESPUESTA 20
c) K
d) I
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
13. El elemento M es representativo y forma el catión M2+ cuya CEE es 4s2 4p6. a) Identifiquen a M con su símbolo e indiquen a qué grupo y período pertenece. b) Indiquen cuántos neutrones tiene en su núcleo el isótopo 88M. RESPUESTA
14. Una molécula de RX3 tiene en total 66 protones. Se sabe que R es un elemento representativo del tercer período que tiene 5 electrones en su CEE; determinen el grupo y período al que pertenece X. RESPUESTA
15. Un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el quinto gas noble. a) Identifiquen al elemento T con su símbolo. b) Indiquen el número de neutrones del isótopo de T cuyo número másico es 131. c) Ordenen de mayor a menor el carácter metálico de los elementos Ba, Sr y el elemento mencionado en el enunciado. RESPUESTA
16. Un átomo de 22X es isoelectrónico con el ion 24T2+. El núcleo de T2+ está formado por igual número de protones que de neutrones. Indiquen: a) la CEE de T; b) el número de partículas sin carga eléctrica que constituye a un átomo de 22X; c) el grupo y el período al que pertenecen ambos elementos; d) el símbolo de un elemento del mismo período que T, cuyos átomos tengan menor radio atómico. RESPUESTA
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Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
17. Los elementos M y Q pertenecen al segundo período. Q es un halógeno y M es un metal alcalino. Indiquen: a) el símbolo del ion más estable que forma Q y su CEE; b) el símbolo de M y el grupo al que pertenece; c) el tipo y número de partículas que hay en el núcleo de 7M; d) el símbolo del átomo que presenta mayor energía de primera ionización.
RESPUESTA
18. Dados los átomos de los elementos de número atómico 19, 16, 25 y 35, indiquen: a) el tipo y el número de partículas que componen al isótopo
81 35 X
b) el símbolo del elemento de transición; c) la CE del ion más estable que forma el átomo del elemento de Z= 16; d) el símbolo del elemento de mayor carácter metálico que pertenece al período 4. RESPUESTA
19. El átomo del elemento T forma un anión divalente cuya CEE es 3s23p6. Un átomo de T forma con un átomo del elemento X el compuesto de fórmula XT que tiene 36 protones. a) Identifiquen a X con su símbolo. b) Indiquen el número de neutrones de un átomo de 44X. c) Escriban la CE de T. RESPUESTA
20. Dada la fórmula del compuesto K2S, indiquen: a)
el símbolo del átomo del elemento que es isoelectrónico con el anión y el catión que forman una unidad de fórmula de ese compuesto y escriban su CEE; b) el número de neutrones que tiene el isótopo del elemento más electronegativo del compuesto dado, cuyo número másico es 34; c) la CE del ion más estable que forma el potasio. RESPUESTA
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Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
21. Un átomo del elemento X forma un ion dipositivo isoelectrónico con 35R–. El elemento T está ubicado en el mismo período que R y en el mismo grupo que X. a) Indiquen los símbolos químicos correspondientes a los elementos X y T. b) Escriban la CEE de 35R–. c) Determinen la composición nuclear del isótopo 87X. RESPUESTA
22. El ion 41R+ es isoelectrónico con el tercer gas noble. Otro elemento M posee un isótopo de número másico 34, cuyo núcleo tiene 4 neutrones menos que el isótopo 41R+. a) Indiquen el número de neutrones en el núcleo de 41R+. b) Escriban la CEE del átomo del elemento M. c) Identifiquen a R con su símbolo y escriban su CE. RESPUESTA
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Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. a) Nucleido
Composición nuclear
Número de electrones
24 12 Mg
12 p y 12 n
12
130 56 Ba
56 p y 74 n
56
79 35 Br
35 p y 44 n
35
28 14Si
14 p y 14 n
14
40 19 K
19 p y 21 n
19
25 12 Mg
12 p y 13 n
12
19 9F
9 p y 10 n
9
52 24 Cr
24 p y 28 n
24
39 19 K
19 p y 20 n
19
b) Los isótopos son:
2. a)
18 28O
24 12 Mg
3 b) 27 13 Al
c)
y
25 12 Mg
86 37 Rb
;
39 19 K
d)
235 2 92 U
y
40 19 K
e)
128 252Te
3.
24
Símbolo
Z
A
Nº p
Nº e
Nº n
Carga neta
23 11 Na
11
23
11
11
12
0
32 216S
16
32
16
18
16
2-
197 79 Au
79
197
79
79
118
0
27 3 13 Al
13
27
13
10
14
3+
40 2 20Ca
20
40
20
18
20
2+
14 37N
7
14
7
10
7
3-
7 3 Li
3
7
3
2
4
+
Química en ejercicios
4. a) I
b) C
c) I
1. Estructura atómica y clasificación periódica
d) C
e) I
f) I
g) I
h) C
i) I
Elaboren las justificaciones correspondientes.
5. Z = 38
6. Z = 7 A = 15; N
7. CE K: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 CE Se: 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. Símbolo
CE
Electrones externos
Li+
1s2
2
O2– Ba2+ P3 – Sr2+ Al3+
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
8 8 8 8 8
9. Símbolo Na+ Te As3– Rb+ INe
CEE 2s2 2p6 5s2 5p4 4s2 4p6 4s2 4p6 5s2 5p6 2s2 2p6
Especies isoelectrónicas: Na+ y Ne; As3 – y Rb+
25
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
10. a) Na, Ca y Zn
b) Zn
c) S y Te
d) Período 3: Na y S; período 4: Ca y Zn
11. Halógenos: 9F y 53I. Metales alcalinos: 3Li y 19K. Metales alcalino-térreos: 12Mg y 38Sr. Gases nobles: 2He y 10Ne
12. X: Te
13. a) C
b) C
14. a) Cl
c) I
d) I
e) I . Elaboren las justificaciones correspondientes.
c) CE: 1s2 2s2 2p2
b) 18 n
15. a) 17Cl, 14Si, 12Mg
b) 3Li, 19K, 55Cs
c) 7N, 4Be, 20Ca. Elaboren las justificaciones
correspondientes.
16. Sn = 708,7 KJ/mol I = 1008,5 KJ/mol; Cl = 1251,3 KJ/mol. Elaboren las justificaciones correspondientes.
17. Si, Sn, Sr y Ba
18. a) K+
b) 18
c)
25 12 Mg
19. a) R: 20Ca y Q: 17Cl
20. a) P
b) Sc
c) Rb
c) 3s2 3p6
b)18
d) Se e) Pr
Bloque 2 1. a) Z
2. a) 26
30 14Si
d) F
Volver a los ejercicios del Bloque 2
b) Z y A
b) 87 37 Rb
c) Z
c)
d) Z
27 13Al
d)
37 17Cl
Química en ejercicios
3.
1. Estructura atómica y clasificación periódica
a) F + 1e → F –
b) Ba → Ba2+ + 2 e
4. a) Un ion. Anión trivalente
b)
31 315 P
c) Ca2+ y S2-
5. A = 33
6. A = 37
7. As
8. a) Z R = 28 y A R = 58; Z Q = 26 y A Q= 58
b) 32 n
c) Fe y Ni
9. Símbolo
Be Sr Zn Mn As
CE
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
10. a) As, representativo
b) V, transición
c) Cs, representativo
CEE
2s2 5s2 4s2 3d10 4s2 3d5 4s2 4p3
d) Kr, representativo
11. Grupo 16 y período 3
12. a) Na+
b) N3–
c) K+
13. a) Sr, grupo 2 y período 5
d) I–
b) 50 n
14. Grupo 17 y período 3
15. a) T: I
b) 78 n
c) Ba, Sr, I 27
Química en ejercicios
1. Estructura atómica y clasificación periódica
16. a) CEE Mg: 3s2
b) 12 n c) X: Ne, grupo 18 y período 2 y T: Mg, grupo 2 y período 3 d) Cualquiera de los que se ubican en el período 3 que posean mayor número atómico que el magnesio, por ejemplo: Si.
17. a) F–, CEE: 2s2 2p6
b) Li, grupo 1
18. a) 35 p, 35 e y 46 n
19. a) Ca
b)18 n
21. a) X: Sr y T: Ca
22. a) 22 n
28
c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6
c)1s2 2s2 2p6 3s23p4
b) 24 n
20. a) Ar, 3s23p6
b) Mn
c) 3 p, 4 n
b) 3s23p4
c) 1s2 2s2 2p6 3s23p6
b) 4s24p6
c) 38 p y 49 n
c) K; 1s2 2s2 2p6 3s23p6 4s1
d) F
d) K
2. Uniones químicas y nomenclatura
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Características de los distintos tipos de uniones químicas (iónica, covalente y metálica) y sus características. Características generales de las sustancias iónicas, covalentes moleculares y metálicas. Representación de:
las fórmulas mínimas y las moleculares; cada uno de los términos (símbolos, puntos o cruces, corchetes, etc.) utilizados en las estructuras de Lewis.
La polaridad de los enlaces y representación del momento dipolar, según el concepto de electronegatividad. Nomenclatura de los compuestos inorgánicos binarios, ternarios y cuaternarios.
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
Bloque 1 1. En cuál de los recipientes se representan: a) moléculas de NH3
1
b) moléculas de Cl2 c) un cristal de KCl
2
3
4
5
6
RESPUESTA
2. Identifiquen el tipo de uniones involucradas en una unidad elemental (molécula o unidad de fórmula) de: a) BF3 b) K2O c) C2H6
d) SeO2
e) KBr f) CaCl2
RESPUESTA
3. A partir de las siguientes fórmulas, indiquen el tipo de unión, el tipo de partículas que constituyen a las sustancias y dibujen sus estructuras de Lewis: a)
NaF b) AsH3 c) SiCl4 d) LiCl e) PCl3 f) Ca3N2 g) SO2 h) Li2O i) N2O5
RESPUESTA
4. Dibujen la estructura de Lewis de los siguientes iones: S2- ClO–
RESPUESTA
30
H3O+ OH–
PO34
SO32
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
5. Determinen los números de oxidación de todos los elementos que forman las siguientes especies: MnO2 2 4
CrO
Fe3+
S2-
AsH3
NO3
NH4
CuH
Al2S3
NO2
Na2SO4
KMnO4
RESPUESTA
6. Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica
Nombre
CaF2
Clasificación
Estructura de Lewis
sal binaria trióxido de dinitrógeno
LiBr heptóxido de dicloro H2S óxido de cesio RESPUESTA
7. 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
hidrógeno sulfuro de potasio
HNO3 hidrógeno sulfito de níquel (III) RESPUESTA 31
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
8. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) Todos los compuestos binarios constituidos por metales y no metales son iónicos. b) Los átomos tienen mayor estabilidad al adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. c) En una unión covalente dativa, o coordinada, uno de los átomos es el que aporta el par de electrones que es compartido. d) Los átomos de los elementos que presentan valores altos de energía de ionización pueden forman enlaces metálicos. RESPUESTA
9. Indiquen cuál/es de las siguientes representaciones y/o fórmulas es/son correcta/s para un compuesto formado por un elemento X, que pertenece al grupo 2, y otro elemento Y, que pertenece al grupo 16:
a)
b) X-Y-X
c)
d) XY
e) X2Y
f) X=Y
RESPUESTA
10. Escriban la fórmula empírica, la estructura de Lewis y el nombre de: i. un hidróxido formado por un catión trivalente; ii. un hidróxido de un metal alcalino-térreo; iii. una molécula formada por tres átomos de hidrógeno, un átomo de fósforo y cuatro átomos de oxígeno; iv. un oxoácido en el que el no metal actúe con estado de oxidación: i) +1; ii) +4; iii) +5 respectivamente; v. un oxoanión monovalente y uno divalente; vi. un oxoanión que presente: i) 2 uniones covalentes simples y 1 unión covalente doble, ii) 1 unión covalente simple, iii) 1 unión covalente simple y 2 uniones covalentes dativas; vii. una oxosal en la que el metal actúe con estado de oxidación +3 y el no metal con estado de oxidación +4; viii. una oxosal formada por un metal del grupo 2 y un no metal del grupo 17; ix. una oxosal formada por PO34 y K+. RESPUESTA 32
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
11. Dados los números atómicos (Z) 9, 17, 55, 38 y 53, de diferentes átomos, indiquen: a) los símbolos de los que solo presentan números de oxidación positivos; b) el símbolo del que tiene el valor de electronegatividad más bajo; c) el tipo de unión que predomina en el compuesto constituido por los elementos cuyos números atómicos son 9 y 55. RESPUESTA
12. 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. 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, indicando el tipo de uniones presentes en cada una. c) Indiquen el nombren de cada una de las sustancias. RESPUESTA
Bloque 2 1. Escriban la notación de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: carbono, aluminio, sodio, argón, flúor, azufre y fósforo. RESPUESTA
2. a) Elijan un metal alcalino e indiquen qué tipo de unión establece con: i) el nitrógeno, ii) el yodo. 33
Química en ejercicios
2. 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. RESPUESTA
3. Representen las estructuras de Lewis y las fórmulas mínimas de las unidades elementales de los compuestos constituidos por los siguientes elementos: a) 19K y 17Cl b) 20Ca y 8O c) 3Li y 16S d) 13Al y 9F e) 12Mg y 35Br RESPUESTA
4. a) Elijan un elemento del grupo 16 e indiquen qué tipo de unión establece con: i) el carbono, ii) el cloro. b) Escriban las estructuras de Lewis y las fórmulas moleculares para las unidades elementales de cada una de las sustancias del punto anterior. RESPUESTA
5. Indiquen cuál/es de las siguientes moléculas presenta/n, al menos, un enlace covalente dativo o coordinado: a) NH3
b) SO2
c) CS2
d) SO3
RESPUESTA
6. Escriban las fórmulas de los óxidos que forman los siguientes elementos, con sus diferentes estados de oxidación: litio, bromo, hierro, cobre y selenio. RESPUESTA
34
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
7. a) Indiquen el tipo de unión que predomina en los compuestos constituidos por los siguientes pares de elementos: i) P y I, ii) S y K, iii) H y C y iv) Al y O, y las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) que constituyen cada una de las sustancias. b) Dibujen las estructuras de Lewis y escriban las fórmulas empíricas y las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos, según corresponda. RESPUESTA
8. Completen el siguiente cuadro: Fórmula empírica
Nombre
Clasificación
Estructura de Lewis
MgO bromuro de hidrógeno K2Se pentóxido de dibromo Mg3N2
RESPUESTA
9. Un átomo del elemento R que pertenece al grupo 15 y al período 2, se une a átomos del segundo halógeno. Además, constituye otro compuesto de fórmula M3R, con el tercer metal alcalino. a) Escriban las estructuras de Lewis de ambas unidades elementales. b) Clasifiquen ambos compuestos según el tipo de unión química. RESPUESTA
10. Escriban el nombre de los siguientes iones: CO32
BrO4
IO
NO2
RESPUESTA
35
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
11. a) Dibujen las estructuras de Lewis de las unidades elementales (moléculas o unidades de fórmula) de los siguientes compuestos: Cl2O3 SeO3 BH3 H2SO3 KOH
Al(NO2)3 SF6
b) Indiquen en cuáles de las moléculas del punto anterior, los átomos centrales no cumplen la Regla del octeto. RESPUESTA
12. 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. 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. RESPUESTA
14. Escriban la fórmula y nombren el oxoácido que forma el nitrógeno cuando actúa con estado de oxidación +3. RESPUESTA
36
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
15. Uno de los iones estables del plomo es tetravalente. Indiquen: a) el símbolo del ion; b) la fórmula del óxido correspondiente; c) la fórmula del sulfato de plomo (IV). RESPUESTA
16. Escriban las fórmulas mínimas y los nombres de las sustancias constituidas por los cationes, indicados en las columnas, y los aniones, indicados en las filas, como se muestra en el ejemplo. Iones
Fe3+
Li+
Sr2+
Fe2O3
O2-
óxido de hierro (III) FOH-
SO42 PO43 HCO3 RESPUESTA
17. Un átomo del elemento X forma con tres átomos de oxígeno un anión monovalente, en el que todos los átomos cumplen con la Regla del octeto. Además, se sabe que el número atómico de X es mayor que 3 y menor que 9. Escriban la estructura de Lewis y el nombre de dicho anión, identificando a X con su símbolo. RESPUESTA
18. a) Escriban la fórmula y el nombre de la oxosal formada por aniones ClO3 y iones Cu2+. b) Dibujen la estructura de Lewis del anión. RESPUESTA
37
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
19. A partir de las fórmulas de las siguientes moléculas, indiquen cuáles presentan enlaces no polares: a) CO2 b) O2
c) CH4
d) Br2
e) CCl4
RESPUESTA
20. a) Escriban las estructuras de Lewis y el nombre de los siguientes oxoácidos:
i) H3PO4 ii) H2SeO4 b) Indiquen tipo y número de enlaces presentes en las moléculas de cada uno de los ácidos del punto anterior. Clasifiquen los enlaces covalentes en polares y no polares según corresponda. RESPUESTA
38
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. a) Recipiente 5 ;
b) recipiente 3;
c) recipiente 4.
2. a) Covalente; b) iónica; c) covalente;
d) covalente ; e) iónica;
f) iónica.
3. Fórmula
Tipo de unión
Tipo de partículas
Estructura de Lewis
NaF
iónica
cationes y aniones
Dibujen la estructura de Lewis
AsH3
covalente
moléculas
SiCl4
covalente
moléculas
LiCl
iónica
cationes y aniones
PCl3
covalente
moléculas
Ca3N2
iónica
cationes y aniones
SO2
covalente
moléculas
Li2O
iónica
cationes y aniones
N2O5
covalente
moléculas
Dibujen la estructura de Lewis
Dibujen la estructura de Lewis
Dibujen la estructura de Lewis
39
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
4. Fórmula del ion
Estructura de Lewis
H3O+
OH–
PO34
SO32
Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: S2- y ClO–.
5.
40
MnO2 +4 -2
Fe3+ +3
S2-2
AsH3 -3 +1
Al2S3 +3 -2
NO2 +4 -2
Na2SO4
KMnO4
CrO24
NO3
NH4
CuH
+1 +6 -2
+1 +7 -2
+6 -2
+5 -2
-3 +1
+1 -1
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
6. Fórmula empírica
Nombre
Clasificación
CaF2
fluoruro de calcio
sal binaria
N2O3
trióxido de dinitrógeno
óxido de no metal
Dibujen la estructura de Lewis
LiBr
bromuro de litio
sal binaria
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
Estructura de Lewis
Dibujen la estructura de Lewis
7. Fórmula empírica
Nombre
Clasificación
Mg(OH)2
hidróxido de magnesio
hidróxido
HClO3
ácido clórico
oxoácido
Co(NO2)3
nitrito de cobalto (III)
oxosal
hidróxido de cobre (I)
hidróxido
CuOH
Estructura de Lewis
Dibujen la estructura de Lewis
41
Química en ejercicios
2. 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
hidrógeno sulfito de níquel (III)
hidrógenoxosal
Ni(HSO3)3
8.
a) I
b) C
c) C
d) I . Elaboren las justificaciones correspondientes.
9. c y d
10. Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. En todas las respuestas dadas en forma general, M representa a un metal y X a un no metal.
a) M(OH)3, por ejemplo: Al(OH)3 b) M(OH)2, por ejemplo: Ca(OH)2 c) H3PO4 d) i) HXO, por ejemplo: HBrO; ii) H2XO3, por ejemplo: H2CO3; iii) HXO3, por ejemplo: HNO3 42
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
e) XOb , por ejemplo: ClO2 y XO2b , por ejemplo: SO32 f)
i) XO2b , por ejemplo: SiO32
ii) XO , por ejemplo: BrO
iii) XOb , por ejemplo: IO3 g)
M2(XO3)3, por ejemplo: Al2(SO3)3.
h)
M(XOb)2 , por ejemplo: Mg(ClO4)2.
i)
K3PO4
11. a) Cs y Sr; b) Cs; c) iónica
12. a) Si → Cl; b) C → O; c) N → F; d) O ← Cl; e) Si → N
13. Fórmula
Tipo de sustancia
Rb2O
iónica
P2O5
molecular
I2O
molecular
Na2SiO3
iónica
Br2O7
molecular
HClO4
molecular
H2CO3
HCN
Estructura de Lewis
Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis
Tipo de unión en cada unidad elemental
Nombre
iónica
óxido de rubidio
covalentes simples, dobles y dativas covalentes simples
covalentes simples y dativas covalentes simples y dativas
pentóxido de difósforo monóxido de diyodo silicato de sodio heptóxido de dibromo ácido perclórico
molecular
covalentes simples y doble
ácido carbónico
molecular
covalentes simples y triple
cianuro de hidrógeno
Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis
iónica
43
Química en ejercicios
Al(OH)3
iónica
Ca(IO2) 2
iónica
44
2. Uniones químicas y nomenclatura
Dibujen la estructura de Lewis
iónica
iónica
hidróxido de aluminio yodito de calcio
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
Respuestas Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. 2. a) i) iónica ii) iónica b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. La fórmula empírica puede ser: M3N y MI (M representa al metal elegido).
3. a)
d)
Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para b, c y e. Fórmulas mínimas: a) KCl
4. a) i) covalente
b) CaO
c) Li2S
d) AlF3
e) MgBr2
ii) covalente
b) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. Las fórmulas moleculares son CX2 y XCl2 (X representa al elemento elegido).
5. b y d
6. Li2O, Br2O, Br2O3, Br2O5, Br2O7, FeO, Fe2O3, Cu2O, CuO, SeO2 y SeO3.
7. a) i) covalente, moléculas ii) iónica, unidades de fórmula iii) covalente, moléculas iv) iónica, unidades de fórmula
b) Dibujen las estructuras de Lewis y las fórmulas desarrolladas correspondientes. Las fórmulas empíricas son: i) PI3 ii) K2S iii) CH4 iv) Al2O3
45
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
8. 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
pentóxido de dibromo
óxido de no metal
Dibujen la estructura de Lewis
nitruro de magnesio
sal binaria
Dibujen la estructura de Lewis
Mg3N2
9. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. b) NCl3, covalente molecular y K3N, iónico.
10. CO32 : ion carbonato; BrO4 : ion perbromato; IO : ion hipoyodito; NO2 : ion nitrito
11. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes para: Cl2O3, SeO3, H2SO3, KOH, SF6.
b) BH3 y SF6
46
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
12. 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
oxosal
Dibujen la estructura de Lewis
NaHCO3
hidrógeno carbonato de sodio (bicarbonato de sodio)
hidrógenoxosal
Dibujen la estructura de Lewis
13. Fe(NO3)2, nitrato de hierro (II)
14. HNO2 , ácido nitroso
15. a) Pb4+
b) PbO2
c) Pb(SO4)2
47
Química en ejercicios
2. Uniones químicas y nomenclatura
16. Iones
Fe3+
Li+
Sr2+
O2-
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
FOH-
SO24 PO34
HCO3
17. Dibujen la estructura de Lewis para NO3 ; nombre: anión nitrato.
18. a) Cu(ClO3)2 clorato cúprico o clorato de cobre (II) b)
19. b y d
20. a) Dibujen las estructuras de Lewis correspondientes. i) ácido ortofosfórico ii) ácido selénico b) H3PO4; 6 uniones covalentes simples (tres enlaces O-H y tres enlaces P-O) y una unión covalente dativa (P→O). Los siete enlaces son covalentes polares. H2SeO3; 4 uniones covalentes simples (dos enlaces O-H y dos enlaces Se-O) y dos uniones covalentes coordinadas o dativas (Se→O). Los seis enlaces son covalentes polares.
48
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Teoría de repulsión de pares electrónicos de valencia. Geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace. Polaridad de moléculas diatómicas y de moléculas de más de dos átomos. Características de las fuerzas de atracción entre las partículas que constituyen a las distintas sustancias: iónicas, moleculares y metálicas. Punto de ebullición y punto de fusión; propiedades físicas. Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción, entre las partículas (átomos, iones o moléculas), y los puntos de ebullición y de fusión. Solubilidad y el proceso de disolución a nivel submicroscópico. Características que presenta un material para conducir la corriente eléctrica. Diferencias entre los puntos de fusión de las sustancias iónicas y de las sustancias moleculares.
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
Bloque 1 1. Indiquen la geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace (α) que queda determinado entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes de las siguientes moléculas: a) CO2 b) H2O c) SO2 g) SO3 h) CH4 i) CHCl3
d) BeCl2 e) Cl2O f) NH3 j) PCl3 k) SiBr4
RESPUESTA
2. Indiquen la geometría electrónica, 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: a) CO32
b) BrO4
c) NO2
d) NH4
e) ClO2
f) IO3
g) SO32
h) H3O
RESPUESTA
3. Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas: Cl2 HCl NCl3
HClO
a) dibujen las estructuras de Lewis; b)
indiquen el estado de oxidación del cloro en cada una;
c) determinen la geometría molecular en cada caso y justifiquen utilizando TRePEV, según corresponda; d) indiquen la polaridad de las distintas moléculas y de cada uno de los enlaces entre los átomos que las forman; justifiquen las respuestas.
RESPUESTA
4. El selenio forma diferentes óxidos. a) Indiquen la fórmula del óxido constituido por moléculas de geometría angular. b) Escriban la estructura de Lewis del óxido cuyas moléculas presenten el mayor ángulo de enlace. c) Determinen cuál de los compuestos anteriores está formado por moléculas polares. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
50
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
5. A partir de los siguientes elementos: H Se
O
Cl
Ca
a) escriban la fórmula de dos compuestos binarios cuyas moléculas presenten el mismo tipo de geometría molecular; b) dibujen la estructura de Lewis del anión tretraatómico que forman el cloro y el oxígeno; c) indiquen la fórmula y el nombre de un compuesto binario cuyas moléculas presenten t=
0 D.
RESPUESTA
6. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) En una molécula diatómica el ángulo de enlace es de 180°. b) Para determinar la polaridad de una molécula de tres o más átomos, es necesario conocer la geometría de la misma. c) La geometría de una molécula siempre coincide con su geometría electrónica. d) Una molécula es polar si todos los momentos dipolares de los enlaces son iguales en módulo. e) La polaridad de las moléculas diatómicas coincide con la polaridad del enlace de los átomos que las forman. RESPUESTA
7. Indiquen el tipo de fuerzas intermoleculares presentes en cada una de las siguientes sustancias: a) CBr4 f) CH3OH
b) HNO2 g) CH3Cl
c) CH2Cl2 h) SeCl2
d) Cl2 i) PI3
e) HBr
RESPUESTA
8. En cada uno de los siguientes pares, seleccionen la sustancia que presente mayor punto de ebullición. Justifiquen las respuestas. a) CO2 y SO2
b) H2O y H2Se
c) NaF y BF3
d) CH4 y SiH4
RESPUESTA 51
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
9. Predigan el orden de las siguientes sustancias según sus puntos de ebullición crecientes. Justifiquen la respuesta. CCl4
CH3F
CHI3
RESPUESTA
10. A partir de las interacciones intermoleculares, ordenen las siguientes sustancias en forma creciente de solubilidad en agua: a) PCl3
b) NH3
c) SiH4
RESPUESTA
11. Dadas las fórmulas de las sustancias Na2SO4, CO, CCl4, Fe, elijan: a) dos sustancias insolubles en agua; b) dos sustancias, que en estado líquido, conduzcan la corriente eléctrica; c) la de menor punto de fusión; d) una sustancia formada por moléculas polares. RESPUESTA
12. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a)
Las fuerzas de London son siempre menos intensas que las otras fuerzas intermoleculares.
b) La energía necesaria para que una sustancia molecular en estado líquido se evapore, se utiliza para romper uniones entre los átomos dentro de las moléculas. c) La intensidad de las fuerzas de London depende del tamaño de la nube electrónica. d) La energía necesaria para que una sustancia iónica funda, se utiliza para vencer las fuerzas intermoleculares. e) En las sustancias moleculares, la intensidad con que se atraen las moléculas depende de las contribuciones de todas las fuerzas de atracción entre estas. f) En un sólido molecular, el extremo con densidad de carga positivo de una molécula se atrae con el extremo de densidad de carga negativo de otra molécula cercana. RESPUESTA
52
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
13. Se dispone de los siguientes pares de sustancias: A) CH4 y BF3
B) AsH3 y I2
C) FeO y H2O
a) Indiquen el tipo de sustancia, las partículas que las forman y el tipo de fuerzas de atracción que las mantiene unidas en estado sólido. b) Determinen en cada par: i) el nombre de la sustancia que presente mayor intensidad de las fuerzas de atracción entre sus partículas; ii)
la sustancia de menor punto de ebullición;
iii) la/s que se disuelve/n en CCl4.
Justifiquen las respuestas del punto b). RESPUESTA
14. A partir de la siguiente información:
- el elemento R es el tercer metal alcalino, - un átomo del elemento T forma un anión monovalente isoelectrónico con el Ar, - X es el elemento más electronegativo del grupo 15.
a) Escriban la fórmula e indiquen el tipo de unión química presente en las unidades elementales de los compuestos formados por: i) R y T
ii) T y X
b) Indiquen cuál de los dos compuestos cumple con cada una de las siguientes condiciones: i) Es un sólido cristalino a temperatura ambiente. ii) No conduce la corriente eléctrica. iii) Está formado por moléculas polares. RESPUESTA
53
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
Bloque 2 1. Completen la siguiente tabla (en las fórmulas dadas, se indica en negrita el átomo central de cada molécula): Fórmula
Estructura de Lewis
Geometría molecular
Ángulo de enlace (α)
Momento dipolar (µT = ó µT≠ OD)
CS2 NBr3 H2S SeO2 SCl2 SiF4 Cl2CO SiH3Cl NHCl2
RESPUESTA
2. Indiquen la geometría y la polaridad de cada una de las moléculas formadas por:
a) un átomo central, sin pares de electrones libres, unido a tres átomos idénticos; b) un átomo central, con un par de electrones libres, unido a tres átomos idénticos; c) un átomo central, sin pares de electrones libres, unido a dos átomos idénticos.
RESPUESTA
3. Dadas las fórmulas de las siguientes moléculas, indiquen la que presente mayor ángulo de enlace entre el átomo central y dos de los átomos adyacentes: CI2O
RESPUESTA
54
BeI2
AlBr3
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
4. Un átomo del elemento fósforo forma con átomos del elemento oxígeno un anión trivalente cuyo átomo central no posee pares de electrones libres. a) Escriban la estructura de Lewis de dicho anión. b) Indiquen la geometría y el ángulo de enlace. Justifiquen la respuesta en base a los postulados de TRePEV. RESPUESTA
5. Dados los elementos: H, C, S, O, Na, Br y P, escriban la fórmula de: a) un oxoanión con geometría triangular; b) una molécula binaria no polar; c) un oxoanión con geometría tetraédrica; d) una molécula tetraatómica polar. RESPUESTA
6. Un átomo del elemento nitrógeno forma oxoaniones monovalentes. Escriban: a) la fórmula del oxoanión que posea geometría triangular; b) la estructura de Lewis del oxoanión cuyo ángulo de enlace sea menor que 120º; c) la fórmula de la oxosal que forma el anión del punto anterior con el tercer metal alcalino-térreo. RESPUESTA
7. Dadas las fórmulas de los siguientes iones: NO3
SeO32
BrO4
a) escriban la estructura de Lewis del que posee geometría tetraédrica; b) indiquen en cuál de estos, el ángulo de enlace es mayor; c) identifiquen al anión que posee geometría piramidal y justifiquen su respuesta en base a los postulados de TRePEV. RESPUESTA
55
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
8. El catión calcio forma una oxosal de fórmula Ca(BrO3)2 a) Dibujen la estructura de Lewis de la oxosal. b) Determinen la geometría y el valor aproximado del ángulo de enlace del anión que constituye al compuesto. c) Escriban el nombre de la oxosal del compuesto del punto a). RESPUESTA
9. Dadas las fórmulas de las siguientes sustancias, indiquen en cuál o cuáles, las moléculas se atraen por la contribución de las fuerzas puente de hidrógeno, dipolo-dipolo y de London: a) CH3F
b) BH3
c) CH3OH
RESPUESTA
10. Indiquen qué fuerzas de atracción hay que vencer para producir los siguientes cambios de estado:
a) fundir I2; b) hervir agua; c) fundir NaCl. RESPUESTA
11. Expliquen las siguientes afirmaciones: a) Los metales son dúctiles y maleables. b) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica cuando están fundidos y en solución acuosa. RESPUESTA
12. Un átomo de azufre forma con átomos de oxígeno un anión divalente que tiene 42 electrones. a) Dibujen la estructura de Lewis del anión. b) Indiquen si su ángulo de enlace será mayor, menor o igual al del anión 56
IO-4 .
Química en ejercicios
3. 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. d) Indiquen el tipo de fuerzas de atracción que hay que vencer para fundir la sustancia del punto c). RESPUESTA
13. A partir de los elementos Ca, Cl, N, B, escriban la fórmula de un compuesto binario para cada una de las siguientes condiciones: a) que sus moléculas presenten geometría molecular piramidal; b) que en solución acuosa conduzca la corriente eléctrica; c) que presente entre sus moléculas, solamente, fuerzas de London. RESPUESTA
14. Dadas las fórmulas de las sustancias I2, NaOH, CO2 y HCN, indiquen: a) cuáles son solubles en CCl4; b) cuáles son solubles en agua. Justifiquen las respuestas. RESPUESTA
15. A partir de los valores dados en la tabla, justifiquen las diferencias de puntos de ebullición (PEb) entre las sustancias indicadas, teniendo en cuenta las fuerzas intermoleculares presentes. Sustancia
PEb °C
CH4
– 161
CF4
– 128
CCl4
77
RESPUESTA
57
Química en ejercicios
16.
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
Asignen a los compuestos H2S, Br2 y HF, los siguientes puntos de ebullición: - 60,7ºC
19,5ºC
-34,0ºC. Justifiquen la respuesta.
RESPUESTA
17. Dadas las fórmulas de las sustancias: PCl3 SiH4 MgCl2 a) predigan el orden creciente de sus puntos de ebullición; justifiquen la respuesta; b) escriban el nombre de la sustancia que puede conducir la corriente eléctrica mencionando en qué condiciones; c) indiquen la sustancia de menor solubilidad en agua. RESPUESTA
18. Justifiquen las siguientes afirmaciones:
a) El punto de ebullición del CCl4 es mayor que el punto de ebullición del HF. b) El punto de fusión del CaBr2 es mayor que el punto de fusión del H2O. c) El HCl es soluble en agua. d) El punto de ebullición del NH3 (-33,0 ºC) es aproximadamente igual al punto de ebullición del Cl2 (- 33,9 ºC). e) El cloruro de sodio es insoluble en tetracloruro de carbono. RESPUESTA
58
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. Fórmula molecular
Geometría electrónica
Geometría molecular
Ángulo de enlace (α)
a)
CO2
lineal
lineal
180º
b)
H2O
tetraédrica
angular
se aproxima a 109,5º
c)
SO2
triangular
angular
se aproxima a 120º
d)
BeCl2
lineal
lineal
180º
e)
Cl2O
tetraédrica
angular
e aproxima a 109,5º
f)
NH3
tetraédrica
piramidal
se aproxima a 109,5º
g)
SO3
triangular
triangular
120º
h)
CH4
tetraédrica
tetraédrica
109,5º
i)
CHCl3
tetraédrica
tetraédrica
se aproxima a 109,5º
j)
PCl3
tetraédrica
piramidal
se aproxima a 109,5º
k)
SiBr4
tetraédrica
tetraédrica
109,5º
Fórmula
Geometría electrónica
Geometría del ion
Ángulo de enlace (α)
a)
CO32
triangular
triangular
120º
b)
BrO4
tetraédrica
tetraédrica
109,5º
c)
NO2
triangular
angular
se aproxima a 120º
d)
NH4
tetraédrica
tetraédrica
109,5º
e)
ClO2
tetraédrica
angular
se aproxima a 109,5º
f)
IO3
tetraédrica
piramidal
se aproxima a 109,5º
g)
SO32
tetraédrica
piramidal
se aproxima a 109,5º
h)
H3O
tetraédrica
piramidal
se aproxima a 109,5º
2.
59
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
3. Fórmula
Estructura de Lewis
Estado de oxidación del cloro
Geometría molecular
Cl2
0
lineal
HCl
-1
lineal
-1
piramidal
+1
angular
Dibujen la estructura de Lewis
NCl3
HClO
Polaridad
molécula no polar, un enlace Cl-Cl no polar molécula polar, un enlace H-Cl polar molécula polar, tres enlaces N-Cl polares molécula polar, un enlace O-Cl polar y un enlace O-H polar
Elaboren la justificación correspondiente en cada caso.
4. a) SeO2. b) Dibujen la estructura de Lewis de SeO3. c) SeO2 Elaboren la justificación correspondiente.
5. a) Las moléculas que presentan el mismo tipo de geometría molecular (angular) son: H2Se, SeO2, Cl2O, H2O. Por ejemplo, una respuesta posible es: SeO2 y Cl2O. b)
c) SeO3 , trióxido de selenio
6. a) I b) C c) I d) I e) C Elaboren las justificaciones correspondientes.
60
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
7. Fórmula
Fuerzas intermoleculares
a)
CBr4
London
b)
HNO2
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
c)
CH2Cl2
London y dipolo-dipolo
d)
Cl2
London
e)
HBr
London y dipolo-dipolo
f)
CH3OH
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
g)
CH3Cl
London y dipolo-dipolo
h)
SeCl2
London y dipolo-dipolo
i)
PI3
London y dipolo-dipolo
8. a) SO2; b) H2O; c) NaF; d) SiH4. Elaboren las justificaciones correspondientes.
9.
CH3F < CCl4 < CHI3. Elaboren la justificación correspondiente.
10. El orden es: c) SiH4, a) PCl3 y b) NH3
11. a) Fe y CCl4; b) Na2SO4 y Fe; c) CO; d) CO
12. a) I b) I c) C d) I e) C f) C. Elaboren las justificaciones correspondientes.
61
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
13. a) Fórmula
Tipo de sustancia
Partículas
Fuerzas de atracción
CH4
covalente molecular
moléculas
London
BF3
covalente molecular
moléculas
London
AsH3
covalente molecular
moléculas
London y dipolo-dipolo
I2
covalente molecular
moléculas
London
FeO
iónica
cationes y aniones
electrostática entre iones
H2O
covalente molecular
moléculas
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
b) i) A) trifloruro de boro; B) yodo; C) óxido de hierro (II) ii) A) CH4 B) AsH3 C) H2O iii) A) CH4 BF3 B) I2 Elaboren las justificaciones correspondientes.
14. a) i) KCl, iónica; ii) NCl3, covalente. b) i) KCl; ii) NCl3; iii) NCl3
62
Química en ejercicios
3. Fuerzas de atracción entre partículas y propiedades físicas de las sustancias
Respuestas Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. Geometría molecular
Ángulo de enlace (α)
Momento dipolar (µT= ó ≠ 0D)
lineal
180º
µT = 0 D
piramidal
se aproxima a 109,5º
µT ≠ 0 D
angular
se aproxima a 109,5º
µT ≠ 0 D
angular
se aproxima a 120º
µT ≠ 0 D
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
Fórmula
CS2
NBr3
H2S
SeO2
Estructura de Lewis
Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis Dibujen la estructura de Lewis
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.
5. a) CO32 ; b) por ejemplo: SO3, CS2; c) por ejemplo: BrO4 , SO24 , PO34 ; d) por ejemplo: PBr3, PH3
6. a) NO3 ;
b)
c) Ca(NO2)2
7. a)
b) NO3 (α = 120º) c) SeO32 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
4. Magnitudes atómicas y moleculares
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Masa atómica, masa molecular, masa molar, volumen molar, mol. Número de Avogadro. Relación y diferencia entre:
la masa atómica, expresada en u, y la masa de un mol de átomos;
la masa molecular, expresada en u, y la masa de un mol de moléculas.
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
Bloque 1 1. Calculen la masa atómica promedio del silicio y del cobre utilizando los valores que figuran en la siguiente tabla: Isótopo
Masa atómica (u)
% de abundancia
Si
27.9769
92,2297
Si
28,9765
4,6832
Si
29,9738
3,0872
Cu
62,9296
69,164
Cu
64,9278
30,826
28
29
30
63
65
RESPUESTA
2. Indiquen la masa atómica promedio, expresada en unidades de masa atómica y en gramos, de los siguientes elementos: a) Be
b) C
c) Fe
d) Kr
Dato: 1 u = 1,6605.10 –24 g
RESPUESTA
3. Indiquen la cantidad de átomos, expresada en moles, y el número de átomos presentes en: a) 46,0 g de sodio; b) 80,0 g de calcio; c) 1,00 Kg de aluminio; d) 1,00 mg de hierro.
RESPUESTA
68
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
4. Se dispone de un cilindro de plata de base circular del que se sabe que tiene una altura de 3,00 cm, el radio de su base es de 7,00 mm y la densidad de la plata es de 10,5 g.cm-3. Calculen: a) la masa de plata en el cilindro; b) el número de átomos de plata contenidos; c) la cantidad de plata, expresada en moles. Dato: Volumen del cilindro = π. r2.h
RESPUESTA
5. Completen en la siguiente tabla las masas moleculares y las masas molares de las sustancias indicadas. Nombre y fórmula de la sustancia
Masa molecular
Masa molecular
M
(u)
(g)
(g/mol)
dióxido de nitrógeno, NO2 ácido clórico, HClO3 ácido pirofosfórico, H4P2O7 propano, C3H8 amoníaco, NH3
RESPUESTA
6.
Calculen la cantidad de moléculas, expresada en moles, y el número de moléculas presentes en: a) 1,00 mg de trióxido de azufre b) 1,00 Kg de H3PO4 c) 1,00 g de CBr4
RESPUESTA
69
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
7. Cierto jugo de frutas de una marca comercial contiene 28,6 g de ácido cítrico (C6H8O7) en 3,80 L del mismo. Si un adulto ingiere 500 mL de dicho jugo, determinen el número de moléculas y la cantidad de moléculas de ácido ingeridos.
RESPUESTA
8. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) La masa de una molécula de oxígeno (O2) es de 32,0 g. b) La masa de un átomo de Ca es de 40,0 g. c) En 0,500 moles de moléculas de H2 hay 6,02.1023 átomos. d) En 5 moléculas de CO2 hay igual número de átomos que en 2 moléculas de CCl4. e) En 8,25 g de agua, hay mayor número de moléculas que en 85,0 g de PCl3.
RESPUESTA
9. Indiquen cuál de los siguientes sistemas presenta mayor número de moléculas: a) 1,00 mol de O2 b) 36,0 g de H2O c) 3,00 moles de NH3 d) 49,0 g de ácido sulfúrico
RESPUESTA
10. El ibuprofeno es un antiinflamatorio de fórmula C13H18O2 que se comercializa, por ejemplo, en comprimidos que contienen 400 mg de esta sustancia. Si una persona ingiere dos comprimidos en un día, determinen: a) la masa, expresada en gramos, de ibuprofeno ingerida en el día; b) la cantidad, expresada en moles, y el número de moléculas de ibuprofeno contenidos en los dos comprimidos.
RESPUESTA
70
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
11. Completen los espacios en blanco de la siguiente tabla. Fórmula de la sustancia
Masa (g)
HI
75,0 g
Cantidad de moléculas (mol)
Número de moléculas
Cantidad de átomos de hidrógeno (mol)
Número de átomos de hidrógeno
5,42.1024 átomos de H
NH3 3,01.1024 moléculas
C2H6 CHCl3
1,50 mol
H2SO4
5,00 mol
RESPUESTA
12. Se dispone de una masa de etano (C2H6) que contiene 3,01.1023 átomos de hidrógeno. Calculen: a) la masa, expresada en gramos, de etano; b) la cantidad de etano, expresada en milimoles; c) el número total de átomos presente en la muestra; d) la masa, expresada en gramos, de una molécula de etano. RESPUESTA
13. En una determinada masa de N2O5 hay presentes 84,0 g de nitrógeno. Determinen para la misma:
a) la masa de N2O5, expresada en gramos; b) la cantidad de moléculas de óxido, expresada en moles; c) el número de átomos de oxígeno presente; d) el número de moléculas de NH3 que contiene igual masa de nitrógeno que la mencionada en el enunciado.
RESPUESTA
71
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
14. La masa de 4,20 mol de una sustancia es de 500 g, y su densidad (ρ) a 20,0 ºC es de 1,63 g/cm3. Calculen: a) el volumen molar de dicha sustancia; b) la masa de una molécula de la misma; c) la masa, expresada en gramos, de 3,01.1010 moléculas de dicha sustancia.
RESPUESTA
15. Calculen: a) la masa de acetona (C3H6O) que contienen 300 g de carbono; b) la cantidad de moléculas de H3PO4 que contienen 6,85.1025 átomos de oxígeno; c) la masa de SO2 que contiene el mismo número de átomos de oxígeno que los presentes en 3,50.1024 moléculas de SO3; d) el número de moléculas de H2S que contienen igual masa de hidrógeno que la presente en 2,50 mol de AsH3; e) la cantidad de moléculas de HClO4 que tienen el mismo número de átomos de cloro que los contenidos en 65,0 g de Cl2O3. RESPUESTA
16. La melamina se usa para fabricar resinas plásticas, algunas de las cuales reemplazan a la madera o a los juguetes. Su fórmula molecular es C3H6N6. Indiquen: a) la masa molar; b) la masa y el número de moléculas contenidos en 0,750 mol de melamina; c) el número de átomos de nitrógeno presentes en 5,86 g de melamina; d) la masa de carbono contenida en 35,0 g de melanina; e) la cantidad de átomos de hidrógeno, expresada en moles, presente en 5,00.1024 moléculas de melamina. RESPUESTA
72
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
17. Determinen la masa de calcio, expresada en gramos, en una mezcla formada por 0,300 moles de CaO y 40,0 g de CaCO3.
RESPUESTA
18. En un recipiente cerrado se mezclan 80,0 g de metano (CH4) y 2,50 mol de etano (C2H6). Calculen: a) el número de moléculas en el recipiente; b) el número de átomos de hidrógeno presentes en la mezcla; c) la masa de etano que contiene igual número de átomos de carbono que los presentes en 80,0 g de CH4. RESPUESTA
19. Un dentífrico contiene entre sus componentes un 0,220 % de NaF (fluoruro de sodio). Se dispone de un envase que contiene 105 g de dentífrico. Determinen para el mismo: a) la masa de NaF contenida en el envase; b) la cantidad de cationes y la cantidad de aniones, expresadas en moles, presentes en 3,50 g de dentífrico; c) el número de aniones fluoruro (F–) presentes en el envase; d) el número de iones Na+ presentes en 350 g de dentífrico. RESPUESTA
20. En determinadas condiciones de presión y de temperatura, el volumen que ocupan 3,00 mol de tetracloruro de carbono (CCl4) es de 501 mL. Calculen: a) la densidad de la sustancia en esas condiciones; b) la masa de cloro presente en 100 mL de la sustancia; c) la cantidad de moléculas de NCl3 que contiene igual número de átomos de cloro que los presentes en 3,00 mol de CCl4. RESPUESTA
73
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
21. Se sabe que la masa de 7,34.1025 moléculas de XT3 es de 4,15 kg y que 4,25 moles de átomos de X tienen una masa de 131,8 g. a) Calculen: i) la masa atómica de T, expresada en unidades de masa atómica; ii) la masa de un átomo de X, expresada en gramos. b)
Identifiquen a los elementos X y T con sus símbolos.
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 1,33.10-22 g. Calculen la atomicidad del oxígeno en la sustancia X2Ob e identifiquen al elemento X con su símbolo.
RESPUESTA
23. Se tiene la sustancia R(NO3)x ; se sabe que la masa de 2 átomos de R es de 1,33.10–22 g y que una unidad fórmula de R(NO3)x tiene una masa de 164 u. Calculen: a) el valor de x en R(NO3)x b) la masa molar de R(NO3)x c) la cantidad de aniones, expresada en moles, presentes en 820 g del compuesto; d) la masa de un átomo de nitrógeno.
RESPUESTA
Bloque 2 1. Un átomo de Li tiene una masa de 1,165.10–26 kg. Determinen la masa atómica de este isótopo, expresada en unidades de masa atómica.
RESPUESTA
74
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
2. Indiquen la cantidad de átomos, expresada en moles, y el número de átomos presentes en: a) 120 g de carbono; b) 160 g de argón; c) 1,00 g de potasio. RESPUESTA
3. Calculen la masa de 1,00.1016 átomos de oxígeno, expresada en gramos y en microgramos. RESPUESTA
4. Completen en la siguiente tabla las masas moleculares y las masas molares de las sustancias indicadas. Nombre y fórmula de la sustancia
Masa molecular
Masa molecular
M
(u)
(g)
(g/mol)
ácido sulfúrico, H2SO4 ozono, O3 tetracloruro de carbono, CCl4 dióxido de carbono, CO2 sulfuro de hidrógeno, H2S RESPUESTA
5. Calculen la cantidad de moléculas, expresada en moles, y el número de moléculas presentes en: a) 144 g de pentano (C5H12) b) 230 g de NO2 c) 1,80 Kg de glucosa (C6H12O6) RESPUESTA
6. Indiquen la masa de 5,00 mol de cada una de las siguientes sustancias: a) Ca(OH)2
b) NaNO3
c) Al2(SO4)3 d) CaCO3 e) Li2SO3
RESPUESTA
75
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
7. Calculen la cantidad de sustancia, expresada en moles, en los sistemas formados por: a) b) c) d)
265 g de Fe2O3 140 g BaSO4 2,48.1018 moléculas de CH4 4,15.1022 moléculas de SF6
RESPUESTA
8. Calculen cuántos átomos de cloro (Cl) hay presentes en cada uno de los siguientes sistemas: a) b) c) d) e)
10 moléculas de HCl 2,00.103 moléculas de Cl2 1,00.106 moléculas de PCl3 6,02.1023 moléculas de SiCl4 1,50 mol de moléculas de Cl2O
RESPUESTA
9. El metano es el principal componente del gas natural. Su fórmula es CH4. Determinen: a) la masa, expresada en unidades de masa atómica, de una molécula de metano; b) la cantidad de metano, expresada en moles, presentes en 300 g del gas; c) el número de átomos de hidrógeno presentes en 300 g del gas. RESPUESTA
10. Indiquen cuál de los siguientes sistemas presenta menor número de átomos totales: a) b) c) d)
1,00 Kg de aluminio 7,50 mol de hierro 1,81.1025 moléculas de O3 342 mg de sacarosa (C12H22011)
RESPUESTA
11. Se dispone de una muestra de 150 g de sulfato de cobre (II) (CuSO4). Determinen para la misma: a) la masa de cobre; b) el número de átomos de oxígeno. RESPUESTA 76
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
12. Una muestra de C6H12O6 (glucosa) contiene 3,61.10 24 átomos de hidrógeno. Calculen: a) el número de moléculas de glucosa; b) la masa de carbono presente en la muestra.
RESPUESTA
13. La densidad del metanol (CH3OH) a 20,0 °C y a 1,00 atm es de 0,793 g . cm-3. Indiquen: a) el volumen molar del metanol en esas condiciones; b) el volumen que ocuparán 4,56.1024 moléculas de CH3OH.
RESPUESTA
14. Un recipiente contiene 45,0 g de una mezcla compuesta por Na2SO4 y CaSO4 en la que se encuentran 2,54.1023 iones Na+. Calculen:
a) las masas de Na2SO4 y CaSO4 presentes en la mezcla; b) la cantidad total, expresada en milimoles, de iones sulfato contenidos.
RESPUESTA
15. Se tiene una masa de sulfato de potasio (K2SO4) que contiene 3,13.1024 átomos de oxígeno. Determinen:
a) la masa de sulfato de potasio; b) el número de iones potasio presente en la muestra; c) cuál de las siguientes opciones es la que indica la cantidad de sulfato de potasio que contiene 3,13.1024 átomos de oxígeno:
i) 1,30 mol de moléculas, ii) 1,30 mol de unidades fórmula, iii) 1,30 mol de cationes. RESPUESTA
77
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
16. El volumen molar de una sustancia desconocida, CxH6O, es de 73,2 cm3/mol. Su densidad a 25,0 ºC y a 1,00 atm de presión es de 0,792 g/cm3. Calculen:
a) el número de átomos de carbono presentes en una molécula de CxH6O; b) el número de moléculas presentes en 50,0 mL de CxH6O.
RESPUESTA
78
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. Si: 28,1 u; Cu: 63,5 u
2. Elemento
Masa atómica promedio (u)
Masa atómica promedio (g)
Be C Fe Kr
9,01 u 12,0 u 55,8 u 83,8 u
1,50.10–23 g 1,99.10–23 g 9,27.10 –23 g 1,39.10–22 g
3. Masa
Cantidad de átomos
Número de átomos
46,0 g de sodio 80,0 g de calcio 1,00 Kg de aluminio 1,00 mg de hierro
2,00 mol Na 2,00 mol Ca 37,0 mol Al 1,79 10-5 mol Fe
1,20.1024 átomos 1,20.1024 átomos 2,23.1025 átomos 1,08.1019 átomos
4. a) 48,5g; b) 2,70.1023 átomos; c) 0,449 mol
5. Nombre y fórmula de la sustancia
Masa molecular (u)
Masa molecular (g)
M (g/mol)
dióxido de nitrógeno, NO2
46,0 u
7,64.10–23 g
46,0 g/mol
ácido clórico, HClO3
84,5 u
1,40.10–22 g
84,5 g/mol
ácido pirofosfórico, H4P2O7
178 u
2,96.10–22 g
178 g/mol
propano, C3H8
44,0 u
7,31.10–23 g
44,0 g/mol
amoníaco, NH3
17,0 u
2,82.10–23 g
17,0 g/mol
79
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
6. Masa
1 mg de trióxido de azufre 1 Kg de H3PO4 1 g de CBr4
Cantidad de moléculas
Número de moléculas
1,25.10-5 mol SO3
7,53.1018 moléculas
10,2 mol H3PO4
6,14.1024 moléculas
3,02.10-3 mol CBr4
1,82.1021 moléculas
7. 1,18.1022 moléculas y 1,96.10-2 mol C6H8O7
8. a) I b) I c) C d) I e) I. Elaboren las justificaciones correspondientes.
9. c)
10. a) 0,800 g ; b) 3,88.10-3 mol de C13H18O2 y 2,34.1021 moléculas de C13H18O2
11. Fórmula de la sustancia
Masa (g)
Cantidad de moléculas (mol)
HI
75,0 g
0,586 mol
NH3
51,0 g
3,00 mol
C2H6
150 g
5,00 mol
CHCl3
179 g
1,50 mol
H2SO4
245 g
2,50 mol
Número de moléculas
3,53.1023 moléculas 1,81.1024 moléculas 3,01.1024 moléculas 9,03.1023 moléculas 1,51.1024 moléculas
Cantidad de átomos de hidrógeno (mol)
0,586 mol 9,00 mol 30,0 mol 1,50 mol 5,00 mol
Número de átomos de hidrógeno
3,53.1023 átomos de H 5,42.1024 átomos de H 1,81.1025 átomos de H 9,03.1023 átomos de H 3,01.1024 átomos de H
12. a) 2,50 g ; b) 83,3 mmol de C2H6 ; c) 4,01.1023 átomos ; d) 4,98.10–23 g
13. a) 324 g; b) 3,00 mol de N2O5; c) 9,03.1024 átomos de O; d) 3,61.1024 moléculas de NH3
80
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
14. a) 73,0 cm3/mol ; b) 119 u ó 1,98.10-22 g ; c) 5,95.10-12 g
15. a) 483 g; b) 28,4 mol de moléculas de H3PO4; c) 558 g; d) 2,26.1024 moléculas de H2S; e) 1,09 mol de moléculas HClO4
16. a) 126 g/mol; b) 94,5 g y 4,52.1023 moléculas; c) 1,68.1023 átomos de N; d) 10,0 g de C; e) 49,8 moles
17. 28,0 g de Ca
18. a) 4,52.1024 moléculas ; b) 2,11.1025 átomos de H ; c) 75,0 g 19. a) 0,231 g de NaF; b)1,83.10-4 moles de Na+ y 1,83.10-4 moles de F–; c) 3,31.1021 iones F– ; d) 1,10.1022 iones Na+
20. a) 0, 922 g/cm3 ; b) 85,0 g ; c) 4,00 mol
21. a) i) 1,00 u ; ii) 5,15 10-23 g . b) X: P y T: H
22. atomicidad 3; X es Br; Br2O3
23. a) 2; b) 164 g/mol ; c) 10,0 mol de aniones ; d) 14,0 u ó 2,33.10-23 g
Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. 7,01 u
81
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
2. Masa
Cantidad de átomos
número de átomos
120 g de carbono 160 g de argón 1 g de potasio
10,0 mol C 4,00 mol Ar 2,56.10-2 mol K
6,02 .1024 átomos 2,41.1024 átomos 1,54.1022 átomos
3. 2,66.10-7g; 0,266 µg (microgramos)
4. Nombre y fórmula de la sustancia
Masa molecular (u)
Masa molecular (g)
M (g/mol)
ácido sulfúrico, H2SO4
98,0 u
1,63.10–22 g
98,0 g/mol
ozono, O3
48,0 u
7,97.10–23 g
48,0 g/mol
tetracloruro de carbono, CCl4
154 u
2,56.10–22 g
154 g/mol
dióxido de carbono, CO2
44,0 u
7,31.10–23 g
44,0 g/mol
sulfuro de hidrógeno, H2S
34,0 u
5,65.10–23 g
34,0 g/mol
5. Masa
Cantidad de moléculas
Número de moléculas
144 g de pentano (C5H12)
2,00 mol C5H12
1,20.1024 moléculas
230 g de NO2
5,00 mol NO2
3,01.1024 moléculas
10,0 mol C6H12O6
6,02.1024 moléculas
1,80 Kg de glucosa (C6H12O6)
6. a) 370 g ; b) 425 g ; c) 1,71 Kg ; d) 500 g ; e) 469 g
7. a) 1,66 mol ; b) 0,601 mol ; c) 4,12.10-6 mol ; d) 6,89.10-2 mol 8. a) 10,0 átomos; b) 4,00.103 átomos; c) 3,00.106 átomos; d) 2,41.1024 átomos; e) 1,81.1024 átomos.
9. a) 16,0 u ; b) 18,8 mol ; c) 4,52.1025 átomos de H
82
Química en ejercicios
4. Magnitudes atómicas y moleculares
10. d) 2,71.1022 átomos totales
11. a) 59,7 g de Cu ; b) 2,26.1024 átomos de O
12. a) 3,01.1023 moléculas ; b) 36,0 g de C
13. a) 40,4 cm3/mol ; b) 306 cm3
14. a) 30,0 g de Na2SO4 y 15,0 g de CaSO4 ; b) 321 mmol
15. a) 226 g ; b) 1,57.1024 iones K+ ; c) ii) 1,30 mol de unidades fórmula
16. a) 3 átomos de C ; b) 4,11.1023
83
Química en ejercicios
84
4. Magnitudes atómicas y moleculares
5. Gases ideales
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Gas ideal. Variables que determinan el estado de un gas, sus unidades y las equivalencias más frecuentes. Teoría cinética de los gases ideales y las leyes que rigen su comportamiento. Ley de Avogadro. Condiciones normales de presión y de temperatura (CNPT). Volumen molar normal, presión parcial de un gas, presión total, fracción molar. Cálculo de las presiones parciales y de la presión total Cálculo de las presiones parciales y de la presión total. Expresión P. M = ρ.R.T
Química en ejercicios
5. Gases ideales
Bloque 1 1. Un recipiente de tapa móvil contiene 1,00 dm3 de oxígeno gaseoso, a 1520 mm Hg y a 30,0 º C. Calculen la presión que ejercerá esa cantidad de oxígeno si el volumen se reduce hasta 200 cm3 y la temperatura a – 20,0 ºC. RESPUESTA
2. Indiquen cuál es el volumen que ocuparán 2,40 moles de una sustancia en estado gaseoso a 127 ºC y a presión normal.
RESPUESTA
3. En determinadas condiciones de presión y de temperatura, una cierta masa de gas, ocupa un volumen de 10,0 dm3. Si se duplica la temperatura y se triplica la presión, calculen el volumen, expresado en dm3, que ocupará esa masa de gas. RESPUESTA
4. Calculen el volumen molar de un gas ideal, a 27,0 º C y a una presión de 2,00 atmósferas. RESPUESTA
5. Un recipiente cerrado con tapa móvil contiene un gas que se encuentra a 30,0 °C y a una determinada presión. a) Calculen cuál es la variación de temperatura, expresada en °C y en K, que experimenta dicho gas si se duplica el volumen y la presión disminuye 3 veces. b) Indiquen: i) si para resolver el ejercicio, es necesario conocer los valores iniciales del volumen y de la presión; ii) si la temperatura aumenta o disminuye. RESPUESTA
86
Química en ejercicios
5. Gases ideales
6. Determinen la masa de metano (CH4), gaseoso, contenida en un recipiente rígido de 6,00 dm3 de capacidad, que ejerce una presión de 800 mm de Hg a 27,0 ºC. RESPUESTA
7. Determinen cuál es el volumen que ocupa, a 20,0 °C y a 1,50 atm, cada uno de los siguientes sistemas: a) 2,00 mol de CH4 (g) b) 88,0 g de CO2 (g) c) 1,204.1024 moléculas de Ozono (O3) (g) d) 90,0 g de C2H6 (g) RESPUESTA
8. Se dispone de un cilindro de 100 L que contiene N2 (g), a una presión de 5,00 atm y a una temperatura de 22,0 ºC. Calculen: a) la masa de nitrógeno en el recipiente; b) el volumen que ocuparía esa cantidad de gas si a temperatura constante, la presión se reduce 5 veces. RESPUESTA
9. Calculen la densidad de los siguientes gases: a) helio en CNPT; b) metano (CH4) a 27,0 ºC y a 0,100 atm; c) una sustancia cuya masa molar es de 32,0 g /mol, a 2,00 atm de presión y a 273 K. RESPUESTA
10. La densidad de una sustancia en estado gaseoso, a 273 ºC y a 101,3 hPa es de 0,0670 g/dm3. Calculen el número de moléculas presentes en un recipiente que contiene 100,0 g de la misma. RESPUESTA
87
Química en ejercicios
5. Gases ideales
11. En determinadas condiciones de presión y de temperatura, un gas desconocido (X) se encuentra en un recipiente de 1,75 dm3. En las mismas condiciones de P y de T, 28,0 g de oxígeno gaseoso ocupan un volumen de 850 cm3. Determinen el número de moléculas de gas X contenido en el recipiente. RESPUESTA
12. En un recipiente rígido se colocan 2,50 mol de O2 (g) y 3,50 mol de N2 (g) que ejercen una presión de 1,50 atm a 25,0 ºC. Calculen: a) la fracción molar del O2 (g); b) la presión parcial del N2 (g); c) el volumen del recipiente. RESPUESTA
13. Una mezcla gaseosa formada por 1,25 mol de Cl2 y 0,750 mol de N2 se encuentra en un recipiente rígido. La presión ejercida por la mezcla a 23,0 °C es de 1100 hPa. Calculen: a)
la presión parcial de cada gas;
b)
la densidad de la mezcla en dichas condiciones;
c)
la cantidad de Cl2 (g), expresada en moles, que debería agregarse al recipiente, si se desea duplicar la presión, manteniendo constante la temperatura.
RESPUESTA
14. A un recipiente rígido que contiene 4,20 mol de O2 (g) en CNPT, se le agrega cierta cantidad de O3. La presión que ejerce la mezcla es de 2,00 atm y la temperatura final de 400 K. Determinen: a) el gas que aporta mayor número de moles en la mezcla; b) la fracción molar del O3; c) el número de átomos de oxígeno en el recipiente. RESPUESTA
88
Química en ejercicios
5. Gases ideales
15. Un recipiente de 825 mL contiene una mezcla gaseosa formada por H2S y HCl, a 17,0 °C. Se sabe que la fracción molar del H2S es de 0,475 y que la presión que ejerce la mezcla es de 0,963 atm. Calculen: a) la presión parcial de cada gas; b) la masa de cada gas; c) el número total de átomos de hidrógeno. RESPUESTA
16. Un recipiente rígido contiene, a 50,0 ºC, una mezcla gaseosa formada por cantidades iguales de etano (C2H6) y propano (C3H8). Calculen la presión parcial del etano, si la presión que ejerce la mezcla es de 734 mm Hg. RESPUESTA
17. En un recipiente rígido se coloca una mezcla de H2 y N2 en determinadas condiciones de temperatura y de presión. Completen el siguiente cuadro ubicando en cada casillero si cada una de las variables indicadas en la primera columna, aumenta, disminuye o permanece constante, al someter a la mezcla a los cambios indicados.
Cambios Variables
Se agrega hidrógeno a temperatura constante
Se disminuye la temperatura
Volumen Presión parcial de nitrógeno Fracción molar de nitrógeno Densidad Presión parcial de hidrógeno Fracción molar de hidrógeno Presión total RESPUESTA
18. Un recipiente rígido de 20,0 dm3 contiene una mezcla formada por Ne (g) y Ar (g) en determinadas condiciones de presión y de temperatura. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. 89
Química en ejercicios
5. Gases ideales
a) La densidad de la mezcla aumenta si se duplica la temperatura y la presión permanece constante. b) Si el número de moles de ambos gases es el mismo, la fracción molar del Ne (g) es de 0,500. c) Si se agrega más cantidad de Ne (g), a temperatura y a presión constantes, la fracción molar del Ar (g) es mayor que 0,500. d) Si se calienta el sistema, manteniendo constante la cantidad de ambos gases, la presión que ejerce la mezcla disminuye. RESPUESTA
19. Un recipiente flexible contiene una mezcla equimolecular de NO2 (g) y N2 (g). Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) El número de átomos de nitrógeno es igual al número de átomos de oxígeno. b) Si se enfría el recipiente manteniendo la presión constante, la densidad de la mezcla gaseosa aumenta. c) La fracción molar de NO2 es igual a la fracción molar de N2. d) Si se aumenta la temperatura, la fracción molar de los gases no cambia. RESPUESTA
20. Un recipiente rígido de 10,0 dm3 contiene cierta masa de CO2 (g) en CNPT. Se agrega CO (g) hasta que la masa de la mezcla de gases es de 60,0 g. Se produce una variación de la temperatura y un aumento en la presión de 2,5 atm. Indiquen: a) la temperatura final que alcanza el sistema; b) si la presión parcial del dióxido de carbono en la mezcla es mayor, igual o menor que la del monóxido de carbono; c) el número de átomos de oxígeno que hay en la mezcla; d) si la temperatura final alcanzada aumenta, disminuye o no cambia, si en lugar de CO se hubiera agregado O2 (g) hasta tener la misma masa final de 60,0 g y el mismo aumento de presión. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
90
Química en ejercicios
5. Gases ideales
21. A determinada temperatura, en un recipiente rígido hay 1,60 g de H2 (g). Si se extraen 1,16 g del gas y se introducen 1,16 g de gas butano (C4H10) manteniendo constante la temperatura, la presión total: a) aumenta, b) disminuye o c) no cambia. Elijan la opción correcta y justifiquen la respuesta. RESPUESTA
Bloque 2 1. Se dispone de una lata de aerosol de 120 mL que se encuentra a 21,0 ºC y a una presión de 1,00 atm. Se calienta el sistema hasta una temperatura final de 800 ºC. Determinen cuál es la presión final en este recipiente. RESPUESTA
2. Calculen el volumen de un recipiente que contiene 60,0 g de C2H6 a una presión de 700 mm Hg y a 0 ºC. RESPUESTA
3. Un recipiente de volumen variable contiene 10,0 L de C4H10 gaseoso a 600 torr y a 5,00 ºC. Se calienta el sistema hasta que se verifica que la presión y el volumen se duplican. Calculen: a) la temperatura final del sistema; b) la masa de C4H10 en el recipiente. RESPUESTA
4. Se dispone de igual masa de distintas sustancias a 32,0 ºC y a 850 mm Hg. Indiquen cuál de estas ocupa un volumen mayor: a) 200 g de SO3 b) 200 g de CH4 c) 200 g de O3 d) 200 g NH3 RESPUESTA 91
Química en ejercicios
5. Gases ideales
5. Determinen cuál es la presión que ejerce, a 25,0 °C, cada uno de los siguientes sistemas si se encuentran en recipientes rígidos de 10,0 dm3. a) 5,00 mol de O2 (g) b) 3,01.1023 moléculas de H2S (g) c) 3,01.1024 moléculas de NH3 (g) d) 29,0 g de C4H10 (g) RESPUESTA
6. Se tienen 500 cm3 de propano (C3H8) contenidos en un recipiente rígido a 60,0 ºC y a 800 mm de Hg. Calculen para el mismo: a) la masa de gas; b) el número de moléculas; c) el número de átomos. RESPUESTA
7. Determinen el número de átomos de oxígeno contenidos en una muestra de 20,0 dm3 de N2O4 (g) a 1,5 atm y a 25,0 ºC. RESPUESTA
8. Un recipiente rígido de 1,00 dm3 contiene amoníaco a 273 K y a 900 hPa. Calculen: a) el número de moléculas de amoníaco presentes; b) la masa de gas. RESPUESTA
9. Determinen cuál es la masa molar de una sustancia, si 200 mg de la misma ocupan un volumen de 173,6 cm3 a la presión de 700 mm de Hg y a 273 K. RESPUESTA
92
Química en ejercicios
5. Gases ideales
10. Se dispone de una sustancia desconocida (A), de masa molar 120 g/mol, cuya densidad en estado líquido y en condiciones estándar (25,0 ºC y 1,00 atm) es de 1,50 g/mL. Indiquen: a) el volumen de una esfera que contiene 0,0100 mol de moléculas de la sustancia A en estado gaseoso, a 1,00 atm de presión y a una temperatura de 200 ºC; b) el volumen que ocuparía el mismo número de moles de dicha sustancia en estado líquido en condiciones estándar. RESPUESTA
11. La densidad de una sustancia en estado gaseoso, a 25,0 °C y a 760 mm Hg, es de 1,80 g/dm3. Calculen: a) la masa molar de la sustancia; b) la densidad del gas en CNPT. RESPUESTA
12. A determinada temperatura un recipiente rígido contiene 3,00 mol de un gas que ejercen una presión de 1,80 atm. A temperatura constante, se abre una llave hasta que la presión se iguala a la presión atmosférica (1,00 atm). Calculen la cantidad de gas, expresada en moles, que se perdió. RESPUESTA
13. Un recipiente de 40,0 dm3 contiene una mezcla gaseosa formada por 6,40 g de O2, 0,200 mol de N2 y cierta masa de CO2 a 15,0 ºC. Si la presión total es de 1200 hPa, indiquen cuál es la masa de CO2 en el recipiente y cuál es la presión parcial que ejerce este gas. RESPUESTA
14. Se dispone de una mezcla formada por 20,0 g de He y cierta cantidad de H2 en un recipiente rígido y cerrado a 22,0 ºC. Se sabe que la fracción molar del helio es 0,400 y que la presión total es de 11,1 atm. Calculen: a) el volumen del recipiente; b) la cantidad de hidrógeno (H2), expresada en moles, en el recipiente. RESPUESTA
93
Química en ejercicios
5. Gases ideales
15. Una mezcla, formada por masas iguales de CO2, CO y O2, se encuentra a 25,0 °C en un recipiente rígido de 1,37 dm3. Determinen: a) cuál de los gases ejerce mayor presión en la mezcla; b) si la fracción molar del O2 es mayor, menor o igual que la del CO; c) si la presión de la mezcla aumenta, disminuye o no cambia, al elevar la temperatura hasta 400 K. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
16. Se dispone de un recipiente rígido que contiene 2,50 moles de N2 (g) a 1,50 atm y a 280 K. A temperatura constante, se agregan 134 g del gas XO3, y se eleva la presión hasta 2,50 atm. Determinen: a) la densidad del nitrógeno en las condiciones enunciadas; b) cuál de los gases en la mezcla tiene mayor fracción molar; justifiquen la respuesta; c) el número total de moles de átomos que hay en el recipiente; d) la masa de una molécula de XO3. RESPUESTA
17. En un recipiente rígido de 30,0 dm3, se colocan 0,500 mol de CO2 (g) y 35,0 g de Cl2O a 25 ºC. A temperatura constante se agrega cierta masa de neón, lo que produce un aumento en la presión de 0,415 atm. Calculen: a) la masa de neón agregada; b) la presión total luego del agregado del neón; c) la fracción molar del Cl2O. RESPUESTA
18. Una cierta masa de HF (g) se encuentra en un recipiente. En otro recipiente de igual volumen que el anterior, se coloca una masa igual de XO3 (g). 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. Determinen: a) la relación entre el número de moles de ambos gases;
b) la masa de 3,50.1025 moléculas de XO3. RESPUESTA
94
Química en ejercicios
5. Gases ideales
Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. 8,35 atm
2. 78,7 dm3
3. 6,67 dm3
4. 12,3 dm3
5. a) -101 ºC y -101 K; b) i) no; ii) disminuye.
6. 4,10 g
7. a) 32,0 dm3 ; b) 32,0 dm3 ; c) 32,0 dm3 ; d) 48,1 dm3
8. a) 579 g ; b) 500 L
9. a) 0,179 g/dm3 ; b) 0,0650 g/dm3 ; c) 2,86 g/dm3
10. 2,01.1024 moléculas
11. 1,08.1024 moléculas
12. a) 0,417 ; b) 0,875 atm ; c) 97,7 dm3
13. a) PCl2= 0,679 atm y PN2= 0,407 atm ; b) 2,46 g/dm3 ; c) 2,00 mol Cl2
14. a) O2 ; b) 0,268 ; c) 7,84.1024 átomos 95
Química en ejercicios
5. Gases ideales
15. a) PH2S = 0,457 atm y PHCl = 0,506 atm ; b) mH2S = 0,541 g y mHCl = 0,640 g ; c) 2,97.1022 átomos de hidrógeno
16. 367 mm Hg
17. Se agregado hidrógeno a temperatura constante
Se disminuye la temperatura
Variables
Cambios
Volumen
permanece constante
permanece constante
Presión parcial de nitrógeno
permanece constante
disminuye
Fracción molar de nitrógeno
disminuye
permanece constante
Densidad
aumenta
permanece constante
Presión parcial de hidrógeno
aumenta
disminuye
Fracción molar de hidrógeno
aumenta
permanece constante
Presión total
aumenta
disminuye
18. a) I ; b) C; c) I; d) I Elaboren las justificaciones correspondientes.
19. a) I b) C c) C d) C. Elaboren las justificaciones correspondientes.
20. a) 226 K; b) menor; c) 1,40.1024 átomos; d) sería mayor. Elaboren la justificación correspondiente.
21. b) Disminuye. Elaboren la justificación correspondiente.
96
Química en ejercicios
Bloque 2
5. Gases ideales
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. 3,65 atm
2. 48,6 dm3
3. a) 1112 K ó 839 ºC ; b) 20,1 g
4. b) 200 g de CH4
5. a) 12,2 atm ; b) 1,22 atm ; c) 12,2 atm ; d) 1,22 atm
6. a) 0,846 g ; b) 1,16.1022 moléculas ; c) 1,27.10 23 átomos
7. 2,96.1024 átomos de oxígeno
8. a) 2,39.10 22 moléculas ; b) 0,675 g
9. 28,0 g/mol
10. a) 0,388 dm3 ; b) 0,800 cm3
11. a) 44,0 g/mol ; b)1,97 g/ dm3
12. 1,33 mol
13. mCO2 = 70,7 g y PCO2 = 0,951 atm
14. a) 27,2 dm3 ; b) 7,50 mol de hidrógeno
97
Química en ejercicios
5. Gases ideales
15. a) CO; b) menor; c) aumenta. Elaboren la justificación correspondiente.
16. a) 1,83 g/dm3; b) N2. Elaboren la justificación correspondiente; c) 11,7 mol; d) 80,2 u ó 1,33.10-22 g
17. a) 10,3 g ; b) 1,15 atm ; c) 0,285
18. a)
98
nHF nXO3
4ó
nXO3 nHF
1 ; b) 4,65 Kg 4
6. Soluciones
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Solución. El proceso de disolución, según el modelo de partículas y el tipo de interacción posible entre las partículas de ambas sustancias. Formas habituales de expresar la concentración de una solución. El proceso de dilución. Ecuación que representa el proceso de disociación de una sal en agua.
Química en ejercicios
6. Soluciones
Importante En la resolución de ejercicios correspondientes al tema de las soluciones, para facilitar el desarrollo matemático, consideramos: soluciones acuosas, salvo que se indique otro solvente; volúmenes aditivos, dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados; la densidad del agua, ρ (H2O) = 1 g/mL; las abreviaturas: sc, st y sv que representan solución, soluto y solvente respectivamente.
Bloque 1
1. En un vaso que contiene 500 g de agua (H2O), a cierta temperatura, se agregan agitando, 10 g de sacarosa (azúcar de mesa) hasta que se disuelven totalmente. Indiquen: a) cuál de los componentes de la solución preparada es el soluto y cuál es el solvente; b) la masa de solución obtenida; c) el porcentaje en masa de sacarosa en la solución. RESPUESTA
2. Se preparan 750 g de una solución acuosa que contiene 37,5 g de soluto disuelto. Calculen: a) la masa de agua utilizada; b) la masa de soluto disuelto en 100 g de solución (%m/m). RESPUESTA
100
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6. Soluciones
3. Se dispone de 250 mL de una solución que contiene 4,00 g de soluto disueltos. Expresen su concentración en: a) %m/V b) g st/Lsc RESPUESTA
4. El agua boricada (solución acuosa de ácido bórico) se utiliza para baños oculares. Si se disuelven 40,0 g de ácido bórico en 1000 g de agua, indiquen: a) la masa de agua boricada obtenida; b) el %m/m de la solución; c) la densidad de la solución, si el volumen de la misma es de 1000 mL; d) el %m/V de la solución. RESPUESTA
5. Se dispone de una solución alcohólica de alcanfor al 16,8 %m/V. Determinen qué masa de soluto está presente en cada uno de los siguientes volúmenes de solución: a) 500 mL b) 0,350 L RESPUESTA
6. Un recipiente contiene 0,750 mol de NaNO3 disueltos en 1500 mL de solución. Determinen: a) la cantidad de soluto presente en 1,00 L de solución; b) la concentración molar de la misma. RESPUESTA
7. Se dispone de 300 mL de solución que contiene 1,20 g de nitrato de calcio (Ca(NO3)2) disuelto. a) Escriban la ecuación de disociación de la sal en agua.
101
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6. Soluciones
b) Calculen la concentración molar de: i) la solución; ii) los iones calcio; iii) los iones nitrato. RESPUESTA
8. En un laboratorio se dispone de diferentes soluciones acuosas de: a) AgNO3 b) MgCl2
c) Na3PO4
d) Al2(SO4)3
Completen la siguiente tabla: sc
Ecuación de disociación
Molaridad de la sc
a) AgNO3
Molaridad del catión
Molaridad del anión
[catión] * [anión]
1,20 M
b) MgCl2
0,900 M
c) Na3PO4
0,0200 M
d) Al2(SO4)3 catión
[catión] ** anión [anión]
0,500 M
Relación ion molar ión molar Relaciónentre entrelalaconcentrac concentración molardel delcatión catióny ylalaconcentrac concentración molardel delanión anión.
RESPUESTA
9. En un recipiente se prepara una solución disolviendo 871 g de K2SO4 en 8,00 kg de agua. Calculen: a) la cantidad de soluto disuelta en 1,00 kg de solvente; b) la molalidad de la solución. RESPUESTA
10. Se disuelven 3,50 g Fe(NO2)2 (nitrito de hierro (II)) en 55,0 g de agua y se obtiene una solución de densidad 1,08 g.cm-3. Calculen: a) la concentración de la solución expresada en:
i) %m/m; ii) g st/100 g sv; 102
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6. Soluciones
iii) molaridad; iv) molalidad; b) la masa de sal disuelta en 25,0 ml de solución; c) el número de aniones nitrito presentes en la solución del punto b). RESPUESTA
11. Un recipiente contiene 200 mL de solución acuosa 15,0 %m/V de Fe2(SO4)3 . Calculen: a) la concentración del anión y del catión expresada en: i) molaridad; ii) %m/V; b) el número de aniones y de cationes en la solución. RESPUESTA
12. Ordenen las siguientes soluciones acuosas de Na2S, en forma creciente de sus concentraciones: a) 480 mg/mL sc b) 0,250 M c) 7,50 %m/V d) 625 mmol/100 mL sc RESPUESTA
13. Se diluyen 50,0 mL de solución acuosa de K2SO4 8,00 %m/V hasta obtener 0,800 L de solución. Calculen la concentración de la solución expresada en %m/V y M. RESPUESTA
14. Calculen qué volumen de solución acuosa de CaCl2 20,0 %m/V se necesita para preparar 750 mL de solución 0,500 M del mismo soluto. RESPUESTA
103
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6. Soluciones
15. Se agregan 200 g de agua a 300 g de solución 0,500 m de glucosa (C6H12O6). Expresen la concentración de la solución obtenida en molalidad. RESPUESTA
16. Se disuelven 150 g FeCl3 en agua y se obtienen 500 mL de solución 24,0 %m/m. Determinen: a) la densidad de la solución; b) el volumen de agua que es necesario agregar a 10,0 mL de la misma para preparar una solución 0,0500 M. RESPUESTA
17. Al disolver 117 g de Na2SO4 en agua, se prepara una solución 15,0 %m/m y ρ =1,20 g.mL-1. Indiquen: a) el volumen de solución preparada; b) la concentración de la solución expresada en molalidad; c) la concentración molar de la solución luego del agregado de 500 mL de agua; d) si es necesario agregar: i) soluto, ii) solvente, iii) soluto y solvente en una proporción igual a la existente en la solución 15,0 %m/m, para aumentar la concentración de la solución. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
18. Se dispone de una solución de ácido nítrico (HNO3) concentrado 70,0 % m/m, cuya densidad es de 1,41 g/mL. Indiquen: a) la concentración molar de la solución; b) el volumen de solución de ácido nítrico concentrado que se necesita para preparar 500 mL de solución 0,100M; c) el procedimiento para preparar la solución del punto b) en un laboratorio. RESPUESTA
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Bloque 2 1. La etiqueta de un jugo de marca comercial indica que por cada porción de 200 mL hay disueltos 14,0 mg de vitamina C (ácido ascórbico, C6H8O6). Calculen: a) la masa de vitamina ingerida cuando se toma un vaso de jugo de 300 mL; b) la masa de vitamina C disuelta en 100 mL de jugo. RESPUESTA
2. Algunas bebidas alcohólicas expresan el volumen de alcohol que contienen en grados Gay Lussac (ºGL), que indican el volumen de alcohol cada 100 mL de bebida. Calculen qué volumen de alcohol se consume al ingerir: a) 300 mL de vino (graduación alcohólica: 12,0 ºGL); b) 40,0 mL de whisky (graduación alcohólica: 40,0 ºGL). RESPUESTA
3. La plata Sterling (plata 925) es una aleación de plata y cobre cuya concentración es 7,50 %m/m de cobre. Si se desean preparar 500 g de plata Sterling, determinen: a) la masa y la cantidad de cobre necesaria; b) la masa de plata que se precisa. RESPUESTA
4. Un volumen de 400 mL de agua de mar contiene 9,60 g de NaCl disueltos. La densidad de la misma, a 4,00 º C, es de 1,03 g/mL. Expresen su concentración en: a) %m/V b) %m/m c) g st/100 g sv RESPUESTA
5. Calculen qué volumen de solución 1,00 %m/V, puede prepararse si se utilizan 25,0 g de soluto. RESPUESTA 105
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6. Indiquen cuál de las siguientes masas de soluto es necesaria para preparar 300 mL de solución al 10,0 %m/V: a) 0,300 g b) 30,0 g c) 3,00 g RESPUESTA
7. Se disuelven 19,0 g de una sal en agua y se obtiene una solución 5,00 %m/m, cuya densidad es de 1,03 g/mL. Calculen el volumen de: a) agua empleada; b) solución obtenida. RESPUESTA
8. Para cada una de las siguientes soluciones, calculen su concentración expresada en %m/V: a) 3,50 L de solución que contiene 40,0 g de KOH; b) 0,400 L de solución que contiene 0,0250 moles de NaHCO3. RESPUESTA
9. La masa molar de la glucosa es 180 g/mol. El límite máximo considerado normal de glucosa en sangre es 110 mg/dL. Calculen dicha concentración en: a) %m/V b) molaridad RESPUESTA
106
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10. En 1,00 L de agua extraída de cierta perforación, se determinó la presencia de 12,0 mg de arsénico disuelto. Calculen la concentración de este contaminante expresada en: a) molaridad (M) b) %m/V c) partes por millón (ppm) RESPUESTA
11. Calculen la masa de soluto disuelta en cada una de las siguientes soluciones: a) 60,0 mL de solución de K2SO4 0,450 M; b) 3,42 L de solución de NaCl 3,00 M; c) 250 g de solución de HCl 1,50 m. RESPUESTA
12. Se desea preparar 500 mL de solución 0,0500 M de KNO3. Indiquen: a) la masa de sal necesaria; b) la concentración molar de una porción de 50,0 mL de dicha solución. RESPUESTA
13. Una solución de HCl (ácido clorhídrico) 30,0 %m/m tiene una densidad de 1,15 g.cm-3. Calculen para la misma: a) la concentración expresada en %m/V; b) el volumen que contiene 2,00 mol de HCl; c) la masa de ácido disuelta en 580 g de solución. RESPUESTA
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14. Se desea preparar una solución 0,300 M de cloruro de sodio. Si se dispone de 3,90 g de esta sal, indiquen: a) el volumen de solución obtenido; b) la concentración molar de iones sodio. RESPUESTA
15. Se dispone de dos frascos que contienen soluciones 0,0100 M de K+. 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. Se dispone de cuatro frascos que contienen soluciones de distintos solutos y la misma concentración expresada en %m/V. Frasco 1: 500 mL de solución A Frasco 2: 2,00 10-2 L de solución B Frasco 3: 750 mL de solución C Frasco 4: 0,300 L de solución D a) Determinen cuál es la solución que contiene mayor masa de soluto disuelta; b) Si se sabe que la masa molar del soluto disuelto en la solución B es menor que la masa molar del soluto disuelto en la solución A, indiquen cuál de estas es la solución de mayor molaridad. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
17. Se tienen dos recipientes con soluciones del mismo soluto (M = 40,0 g/mol). En el recipiente A hay 250 cm3 de solución 3,00 M y en el recipiente B hay 870 cm3 de solución 1,50 %m/V. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). a) La masa de soluto disuelta en el recipiente B es mayor que la masa de soluto disuelta en el recipiente A. b) La concentración de la solución A es mayor que la concentración de la solución B. 108
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c) Si se consideran volúmenes iguales de ambas soluciones, la masa de soluto disuelta en la solución A será siempre mayor que la masa de soluto disuelta en la solución B. RESPUESTA
18. Completen la siguiente tabla: Soluto
Vsc (mL)
m sc (g)
KCl C6H12O6
m st (g)
500
166
185
Cantidad st (mol)
ρ sc %m/m (g/mL)
300
FeCl3
500 750
M
m
10,0
800
Cu(NO3)2
%m/ V
1,17
20,7
HF
K2CO3
m sv (g)
1,04 0,240
6,24
1,08
367
35,0 1,50
1,28
RESPUESTA
19. Calculen la concentración molar de una solución acuosa de NaOH 0,125 m, cuya densidad es de 1,15 g/mL. RESPUESTA
20. En algunas ocasiones, en el laboratorio se utiliza la mezcla sulfocrómica para limpiar materiales de vidrio. Para preparar una porción se disuelven 42,0 g de dicromato de sodio dihidratado (Na2Cr2O7. 2H2O) en agua hasta alcanzar un volumen de 229 mL de solución, y se agregan 400 mL de solución de ácido sulfúrico concentrado. Calculen la concentración molar de aniones dicromato ( Cr2O72 ) y de cationes sodio (Na+) en la solución. RESPUESTA
21. Se diluyen 10,0 mL de una solución acuosa de ácido bromhídrico 3,00 % m/V hasta un volumen de 500 mL. Calculen el %m/V de la solución diluida. RESPUESTA
109
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22. Determinen qué volumen de solución acuosa 0,400 M de NaHCO3 se puede preparar a partir de 200 mL de solución acuosa 5,00 M del mismo soluto. RESPUESTA
23. Calculen qué volumen de solución acuosa de CuSO4 25,0% m/V se necesita para preparar 2,00 L de solución acuosa 10,0 %m/V del mismo soluto. RESPUESTA
24. Determinen qué volumen de agua se debe agregar a 40,0 mL de solución de ácido nítrico (HNO3) 23,6 %m/V, para obtener una solución 1,00 M. RESPUESTA
25. A 150 mL de solución 2,00 M de NaNO3 se le agregan 375 mL de agua. Calculen la concentración de la solución diluida, expresada en %m/V y en molaridad. RESPUESTA
26. Calculen la concentración, expresada en molaridad, de la solución obtenida en cada caso: a) 20,0 mL de solución de KCl 1,75 M se diluyen hasta 0,500 L; b) 100 mL de solución de sacarosa 1,40 M se diluyen hasta obtener 1,50 L de solución. RESPUESTA
27. Se agregan 820 g de solvente a 200 g de solución acuosa de (NH4)2SO4 33,3 %m/V (ρ = 1,19 g.cm-3). El volumen de solución que se obtiene es de 1,00 L. Calculen: a) la molaridad de la solución final; b) la molalidad de la solución inicial; c) la concentración molar del catión en la solución final. RESPUESTA
110
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28. Con una pipeta se miden 15,0 mL de solución que contienen 800 mg de cloruro de mercurio (ll). Calculen el volumen de solución 0,0300 M que puede prepararse si se diluyen 2,00 mL de la misma. RESPUESTA
29. A partir de una solución de ácido clorhídrico concentrado, 36,0 %m/m (ρ = 1,19 g/mL), se prepararon por dilución con agua, las siguientes soluciones: a) 250 mL de solución 5,00 %m/V b) 250 mL de solución 5,00 M Calculen el volumen de solución concentrada utilizado en cada una. RESPUESTA
30. Se agregan 500 mL de agua a 0,837 Kg de una solución de Na2SO4 48,0 %m/V, cuya densidad es de 1,287 g/mL. Calculen la concentración de la solución resultante expresada en %m/m. RESPUESTA
31. Se dispone de 31,7 g de FeCl2 para preparar una solución acuosa 1,00 M, de densidad 1,12 g/mL. Calculen: a) la masa de agua necesaria; b) la molalidad de la solución obtenida; c) el %m/V de la solución que se obtiene al diluir con agua 10,0 mL de la solución hasta un volumen de 250 mL; d) la concentración molar del anión en la solución original. RESPUESTA
32. Se prepara una solución acuosa 0,200 M de Ca(NO3)2 (ρ= 1,07 g/mL). Determinen: a) la concentración de la solución expresada en molalidad; b) el volumen de solución necesario para preparar, por dilución con agua, 1,40 L de una solución 0,82 %m/V; c) la concentración molar del anión en la solución diluida. RESPUESTA
111
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Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. a) soluto: sacarosa y solvente: agua; b) 510 g ; c) 1,96 %m/m
2. a) 713 g ; b) 5,00 %m/m
3. a) 1,60 %m/V ; b) 16,0 g st/Lsc
4. a) msc = 1040 g ó 1,04 kg ; b) 3,85 %m/m ; c) 1,04 g/mL ; d) 4,00 %m/V
5. a) 84,0 g st ; b) 58,8 g st
6. a) 0,500 mol; b) 0,500 M
H2O
7. a) Ca(NO3)2
Ca2+ (aq) + 2 NO-3 (aq)
b) i) 2,44.10-2 M ; ii) 2,44.10-2 M ; iii) 4,88.10-2 M
8. sc
Ecuación de disociación
Ag+ (aq)+ NO3 (aq)
Molaridad de la sc
Molaridad del catión
Molaridad del anión
[catión] [anión]
1,20 M
1,20 M
1,20 M
1/1
0,450 M
0,450 M
0,900 M
1/2
AgNO3
H2O
MgCl2
H2O
Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
c
Na3PO4
H2O
3Na+(aq) + PO34 (aq)
0,0200 M
0,0600 M
0,0200 M
3/1
d
Al2(SO4)3
2Al3+(aq)+3 SO24 (aq)
0,500 M
1,00 M
1,50 M
2/3
9.
a) 0,625 mol ; b) 0,625 m
a b
112
H2O
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6. Soluciones
10. a) i) 5,98 %m/m ; ii) 6,36 g ; iii) 0,436 M ; iv) 0,429 m b) 1,61 g c) 1,31.1022 NO2
11. a) i) catión: 0,750 M y anión: 1,13 M; ii) catión: 4,19 %m/V y anión: 10,8 % m/V b) 1,35.1023 SO24 y 9,03.1022 Fe3+
12. b) < c) < a) < d)
13. 0,500 % m/V y 2,87.10-2 M
14. 208 mL
15. 0,290 m
16. a) 1,25 g/mL ; b) 359 mL
17. a) 650 mL ; b)1,24 m ; c) 0,717 M ; d) i) agregar soluto; elaboren la justificación correspondiente.
18. a) 15,7 M ; b) 3,18 mL ; c) redacten el procedimiento correspondiente.
113
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Bloque 2
6. Soluciones
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. a) 0,0210 g ó 21,0 mg ; b) 7,00.10-3 g ó 7,00 mg
2. a) 36,0 mL ; b) 16,0 mL
3. a) mCu = 37,5 g ; nCu = 5,91.10-2 mol ; b) 463 g
4. a) 2,40 %m/V ; b) 2,33 %m/m ; c) 2,39 g st/100 g sv
5. 2,50 L
6. b)
7. a) 361 mL ; b) 369 mL
8. a) 1,14 %m/V ; b) 0,525 %m/V
9. a) 0,110 %m/V ; b) 6,11.10-3 M
10. a) 1,60.10-4 M ; b) 1,20.10-3 % m/V ; c) 12,0 ppm
11. a) 4,70 g ; b) 600 g ; c) 13,0 g
12. a) 2,53 g ; b) 5,00.10-2 M
13. a) 34,5 %m/V ; b) 212 mL ; c) 174 g
14. a) 222 mL ; b) 0,300 M
114
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6. Soluciones
15. a) 5,00.10-3 M ; b) 3,01.1021 K+
16. a) solución C ; b) solución B. Elaboren la justificación correspondiente.
17. a) (I), menor; b) (C) ; c) (C).
18. Soluto
Vsc (mL)
m sc (g)
m sv (g)
m st (g)
Cantidad st (mol)
ρ sc (g/mL)
%m/m
%m/V
M
m
KCl
569
666
500
166
2,23
1,17
24,9
29,2
3,91
4,46
C6H12O6
185
207
186
20,7
0,115
1,12
10,0
11,2
0,622
0,618
HF
865
900
800
99,8
4,99
1,04
11,1
11,5
5,77
6,24
Cu(NO3)2
278
300
255
45,0
0,240
1,08
15,0
16,2
0,863
0,941
FeCl3
380
500
367
133
0,819
1,32
26,6
35,0
2,16
2,23
K2CO3
750
960
753
207
1,50
1,28
21,6
27,6
2,00
1,99
19. 0,143 M 20. [ Cr2 O72- ] = 0,224 M y [Na+] = 0,448 M
21. 6,00.10-2 %m/V
22. 2,50 L
23. 800 mL
24. 110 mL
25. 4,86 % m/V y 0,572 M
26. a) 7,00.10-2 M ; b) 9,33.10-2 M 115
Química en ejercicios
27. a) 0,424 M ; b) 2,94 m ; c) 0,848 M
28. 13,1 mL
29. a) 29,2 mL ; b) 107 mL
30. 23,3 %m/m
31. a) 248 g sv ; b) 1,01 m ; c) 0,508 %m/V ; d) 2,00 M
32. a) 0,193 m ; b) 350 mL ; c) 0,100 M
116
6. Soluciones
7. Compuestos orgánicos
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
• Tipos de fórmulas más utilizados para representar a las moléculas orgánicas. • Cadena principal, radical alquilo y grupo funcional. • Las reglas de nomenclatura de los distintos compuestos orgánicos. • Isómero estructural, estereoisómeros, diasterómeros, enantiómeros y carbono quiral o
asimétrico.
•
Relación entre la intensidad de las fuerzas de atracción, entre las partículas, y las propiedades físicas de las sustancias.
•
Forma de las moléculas orgánicas y su influencia en los puntos de ebullición de los isómeros.
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
Importante Al explicar las propiedades de las sustancias orgánicas, comparamos la intensidad de las fuerzas de atracción entre las moléculas, para lo cual es necesario: • considerar el tamaño de la nube electrónica, la forma y la polaridad de las moléculas; • indicar para cada sustancia el tipo de fuerzas de atracción entre las partículas que la forman; • comparar la intensidad de las fuerzas de atracción entre las partículas de distintas sustancias.
Bloque 1 1. a) Completen las siguientes cadenas carbonadas, indicando el símbolo de los átomos de hidrógeno con la atomicidad correspondiente. B)
A)
D)
C)
E)
b) Marquen la cadena principal en cada fórmula semidesarrollada. Respuesta
118
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
2. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las moleculares de las siguientes sustancias: a) 3-etilhexano; b) 2,3-dimetilpentano; c) 2,2,3-trimetilpentano; d) 2,3,4-trimetilpentano. Respuesta
3. A partir de las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A)
B)
C)
D)
E)
F)
a) escriban el nombre de cada sustancia; b) indiquen cuáles son isómeros estructurales. Respuesta
4. A partir de los nombres de diferentes hidrocarburos no saturados, escriban sus fórmulas semidesarrolladas.
a) 1-hexino; b) 2,4-dimetil-2-hepteno; c) 3-etil-1-pentino; d) 2,4-hexadieno. Respuesta
119
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
5. Para cada una de las fórmulas moleculares, C5H10 y C6H10, escriban las fórmulas semidesarrolladas de:
a) una molécula de cadena lineal; b) una molécula de cadena ramificada; c) una molécula de cadena cerrada (ciclo). Respuesta
6. Completen en el cuadro los casilleros en blanco, según corresponda. Nombre
Fórmula semidesarrollada
Fórmula molecular
Familia
CH2=CHCH2CH3 2-butino cis-2-penteno C2H2 metilciclohexano (CH3)2CHCH2CH(CH3)2 1,3-ciclopentadieno trans-3,4-dimetil-3hexeno C3H6
cicloalcano
Respuesta
7. Expliquen la diferencia entre los puntos de ebullición de los siguientes pares de sustancias: a) Hexano (69,0 ºC) y octano (126 ºC); b) Propano (- 42,0ºC) y dimetilpropano (9,50 ºC). Respuesta
120
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
8. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A)
B)
C)
D)
E)
F)
G)
H)
a) identifiquen las que presentan el mismo grupo funcional; b) recuadren y nombren el grupo funcional característico en cada una; c) indiquen a qué familia de compuestos orgánicos pertenece cada una; d) escriban el nombre de cada sustancia; e) representen las estructuras de Lewis de las moléculas correspondientes a B y a H. Respuesta
9. Nombren o escriban las fórmulas semidesarrolladas según corresponda, de las siguientes sustancias:
a) trimetilamina b) CH3CONH2 c) CH3CH2NHCH3 d) dietilamina e) CH3CH2CONH2 f) 2-metilbutanamida Respuesta
121
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
10. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) (CH3)3CCH2CH2OH
B) CH3CH2CH(CH3)CH2CHO
C) CH3OCH2(CH2)3CH3
D) CH3(CH2)2COCH2CH3
E) HCONH2
F) CH3CH2CH(CH3)CH2CH2OH
a) escriban el nombre y la fórmula molecular de cada una; b) determinen cuáles son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de cada sustancia; c) indiquen cuáles son isómeros estructurales. Respuesta
11. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) CH3(CH2)2CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3
B)
C)
D)
E) CH3CH2CH(CH3)COCH2CH3
F)
CH3CH2C≡CCH2CH(CH2CH3)CH(CH3)2
HCONHCH3
a) Escriban el nombre de cada una.
b) Indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace de los átomos cuyos símbolos se destacan en negrita:
i) α H-C-C en CH3(CH2)2CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 ii) α C-C-C en CH3CH2C≡CCH2CH(CH2CH3)CH(CH3)2 iii) α C-C-O en CH3CH2CH(CH3)COCH2CH3 iv) α H-N-C en HCONHCH3 Respuesta
122
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
12. Justifiquen las siguientes afirmaciones: a) El metilbutanal tiene menor punto de ebullición que el pentanal. b) El 1-noneno tiene mayor punto de ebullición que el etanol. c) El 1-butino tiene menor punto de ebullición que la propanona. d) El 1-pentanol tiene mayor punto de ebullición que el 2-pentanol. e) El ácido butanoico tiene mayor punto de ebullición que el hexano. Respuesta
13. 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; b) propilamina; c) 1-pentino; d) metiletiléter; e) pentano. Respuesta
14. Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de: a) un alcohol ópticamente activo de cinco átomos de carbono por molécula; b) un éster derivado del ácido fórmico o metanoico; c) una amida derivada del ácido propanoico; d) todos los compuestos de fórmula C6H12 que posean isomería geométrica; e) un isómero estructural que posea un átomo de carbono quiral, de una amida derivada del ácido pentanoico. Respuesta
15. A partir de las fórmulas de las siguientes sustancias: A) CH3(CH2)5C≡CH
B) CH3CH2CO(CH2)3CH3
C) CH3CH2COCH(CH3)CH2CH3
a) indiquen cuáles son isómeros estructurales y nombren el isómero de menor punto de ebullición; b) escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero ópticamente activo del compuesto A y marquen el símbolo del átomo de carbono quiral;
123
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
c) indiquen qué fuerzas intermoleculares presenta el compuesto C en estado líquido;
d) nombren el compuesto de menor solubilidad en agua. Respuesta
16. Se dispone de las siguientes sustancias: A) 2-butanol
B) butanal
C) cis-4-metil-2-penteno
a) seleccionen la que en estado líquido solo presente fuerzas de London entre sus moléculas; b) indiquen cuál de los compuestos es ópticamente activo y marquen el símbolo del átomo de carbono quiral; c) escriban la fórmula del isómero geométrico del compuesto C; d) indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace entre los átomos: H-C-O, de la molécula del aldehído. Respuesta
17. Elijan la/s opción/es correcta/s en cada uno de los siguientes enunciados: a) El almidón es un biopolímero formado por unidades de: i) pentosa, ii) cetona,
iii) aminoácido, iv) glucosa.
b) En un dipéptido, el grupo funcional presente es: i) amida, ii) éster, iii) aldehído,
iv) hidroxilo.
c) La unión entre los monómeros que forman los polisacáridos se llama: i) unión glicosídica, ii) unión peptídica, iii) unión puente de hidrógeno. d) Los aminoácidos son compuestos: i) formados por moléculas polares, ii) insolubles en agua, iii) cuyas moléculas presentan un grupo carboxilo y un grupo amino, iv) que pueden formar disacáridos. e) Los polisacáridos pueden sintetizarse a partir de: i) hidroxiácidos, ii) bases nitrogenadas, iii) hexosas, iv) aminoácidos. f) El tripalmitato de glicerilo es: i) un monosacárido, ii) una sustancia soluble en solventes no polares, iii) una sustancia soluble en agua, iv) un éster. g) En una solución acuosa de sacarosa las atracciones entre las moléculas de ambas sustancias son: i) fuerzas de London, ii) ion-dipolo, iii) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno, iv) London y dipolo-dipolo. Respuesta
124
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
Bloque 2 1. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las moleculares de las siguientes sustancias: a) 2- metilpentano; b) 3-etil-2-metilhexano; c) 2,2,3,3-tetrametilpentano. Respuesta
2. A partir de los nombres de diferentes hidrocarburos no saturados, escriban sus fórmulas semidesarrolladas: a) 1-penteno; b) metil-2-buteno; c) 4-metil-2-pentino. Respuesta
3. Indiquen cuál de estos solventes: octano o agua, consideran más conveniente para disolver un pequeño volumen de nafta (mezcla de alcanos). Justifiquen la respuesta.
Respuesta
4. A partir de las siguientes fórmulas: A) CH3CH=CHCH2CH3
B) CH2=CHCH(CH3)2
C) (CH3)2C=CHCH3
D) ClCH2CH2CH=CHCH3
E) CH3CH=C(CH3)CH2CH2CH3
F ) CH2=CHCH(Cl)CH2CH3
a) identifiquen a las que representan moléculas en las que es posible la existencia de isómeros geométricos; b) escriban las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de los diasterómeros, según corresponda. Respuesta
125
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
5. Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de un hidrocarburo: a) de igual fórmula molecular y que presente menor punto de ebullición que el
1-hepteno; justifiquen su elección;
b) que presente mayor punto de ebullición que el butano; justifiquen su elección. Respuesta
6. Expliquen la diferencia entre los puntos de ebullición de los siguientes pares de sustancias: a) 1-buteno (- 6,5 ºC) y 1-penteno (30,0 ºC) b)
Propino (- 23,0ºC) y 1-hexino: (72,0 ºC)
Respuesta
7. En el siguiente cuadro, completen los casilleros en blanco. Nombre
Fórmula semidesarrollada
Fórmula molecular
CH3CH(CH3)CH2COOH 2-butanol CH2O 2,2-dimetilhexanal (CH3)2CHCH2COCH(CH3)2 metilpropiléter CH3(CH2)2COOCH3 C2H5Cl
CH3COCH2COCH3 Respuesta
126
Familia
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
8. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y las fórmulas moleculares de las siguientes sustancias: a) 2-bromo-3-metilpentano
b) 2-metil-1-butanol
c) 2,2-dimetilbutanal
d) 1,2-dicloropropano
e) 1,3-pentanodiol
f) 3-etil-2-hexanol
g) butanona
h) metil-2-propanol
i) ácido metilpropanoico
j) propanoato de etilo
k) butiletiléter
l) ácido benzoico
m) 3-etil-3-metilhexanal
n) 2,4-dimetil-3-hexanona
o) etanoato de butilo
Respuesta
9. Escriban las fórmulas semidesarrolladas de moléculas que presenten en la cadena hidrocarbonada: a) un átomo de halógeno; b) un grupo hidroxilo unido a un átomo de carbono secundario; c) un grupo carbonilo en el extremo de la cadena; d) un grupo carboxilato; e) un grupo carbonilo cetónico; f) un grupo amino. Respuesta
10. Escriban las fórmulas semidesarrolladas y los nombres de tres isómeros estructurales para cada una de las siguientes fórmulas moleculares: a) C8H16O2 b) C4H8O c) C6H14O d) C5H13N e) C7H15NO Respuesta
127
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
11. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas: A) CH3(CH2)3CH2OH
B) CH3(CH2)3NHCH2CH3
C) CH3CH2CH2NH2
D) (CH3CH2)3N
E) (CH3)3CCl
F ) CH3CH(CH3)CH2Cl
a) escriban el nombre y la fórmula molecular de cada una; b) determinen cuáles son las fuerzas de atracción que actúan entre las moléculas de cada sustancia; c) indiquen cuáles son isómeros estructurales. Respuesta
12. Dadas las siguientes fórmulas semidesarrolladas, escriban el nombre correspondiente. A)
B) (CH3)2CHCH2C(Br)(CH3)CH2CH3
C) CH3CH2CH(CH2CH3)COOH
D) CH3(CH2)3COOCH2CH3
E)
F) CH3CH(NH2)CH(CH2CH3)CH(CH3)CH2CH3
Respuesta
13. Escriban las fórmulas semidesarrolladas de las siguientes sustancias: a) N,N-dimetilaminobenceno
b) ácido cloroetanoico
c)1,4-hexadiino
d) 1,4-clorofenol
e) metil-1-bromopropano
f) ácido butanodioico
g) 2,3-pentanodiona
h) butilpropiléter
i) 2-metilpentanodial
128
Química en ejercicios
7. Compuestos orgánicos
Respuesta
14. Se dispone de: a) diferentes cetonas formadas por moléculas de cadena lineal, por ejemplo, propanona, butanona, 2-pentanona, etc.; b) ácidos isómeros, por ejemplo, ácido 2-metilpentanoico, ácido 2,2- dimetilbutanoico, ácido hexanoico. Indiquen cuál de los siguientes factores se tiene en cuenta para explicar las diferencias de los puntos de ebullición (PEb) en cada grupo de sustancias: la forma de las moléculas o el número de electrones por molécula. Justifiquen las respuestas. Respuesta
15.
a) Escriban las fórmulas semidesarrolladas y el nombre de:
i) un ácido de 3 átomos de carbono por molécula; ii) dos isómeros de distintas familias de fórmula C6H14O; iii) una amida de moléculas de cadenas ramificadas de 6 átomos de carbono; iv) dos isómeros de fórmula C4H8O. b) Indiquen cuál de todas las sustancias es la más soluble en un solvente polar como, por ejemplo, el agua. Justifiquen su respuesta. Respuesta
16. Expliquen las diferencias entre los puntos de ebullición en cada uno de los siguientes pares de sustancias:
a) dietiléter (37 °C) y 1-butanol (118 °C);
b) etanol (78,5 °C) y dimetilamina (7,5 °C);
c) trimetilamina (3 °C) y propilamina (49 °C);
d) 1-clorobutano (101,6 °C) y 1- clorometilpropano (69 °C);
e) 1- pentanol (138 °C) y 1,2,3-propanotriol (glicerina), (290 °C).
Respuesta
129
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
17. Predigan el orden creciente de los puntos de ebullición de las siguientes sustancias:
a) propanona (acetona), propilamina, butano y 1-propanol;
b) etanoato de etilo, ácido butanoico y 1-butanol.
Respuesta
18. Dadas las siguientes fórmulas condensadas, escriban el nombre correspondiente. A) BrCH2CH2CH2CH=CH2
B) CH3CH2COCH2CHO
C) HCO(CH2)2COOH
D) CH3CH(CH3)CH=CHCH2Br
E) CH3CH2COCH(CH3)2
F) CH3CONH(CH3)
Respuesta
19. Para cada una de las sustancias que figuran a continuación, escriban la fórmula semidesarrollada de un isómero estructural, que presente un solo grupo funcional:
a) 2-en-2-metil-1-pentanol; b) 3-aminohexanal; c) 5-hidroxi-2-hexanona; d) 1,5 hexadieno.
Respuesta
20. Identifiquen las fórmulas de las moléculas que poseen uno o más átomos de carbono quirales. A) CH3CHBrCH2CH3
B) (CH3)2CHCOOH
C) C6H5CH(OH)CHO
D) CH3CH(OH)CH3
E) CH3CH(OH)CH(OH)CH3
F) CH3CHClCH(OH)CH3
Respuesta
130
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
21.
Dadas las siguientes fórmulas condensadas:
A) CH3CH2CH(NH2)CH(OH)CH2CH3
B) CH3CH(OH)CH2COOCH2CH2CH3
C) CH3CH(Cl)CH(CH3)CONHCH2CH3
D) CH3CH2CH(OH)CH2C≡N
E) CH3CH2C(Cl)=CHCH(CH3)COCH3
F) CH3CH(OH)CH2CH2COOH
a) escriban el nombre de cada una; b) marquen el símbolo de todos los átomos de carbono quirales presentes.
Respuesta
22. Se dispone de las siguientes sustancias: A) propano; B) octano y C) etanol.
a) Escriban la fórmula semidesarrollada y el nombre de:
i) un isómero estructural de C; ii) un isómero de B óptimamente activo.
b) Predigan cuál de las sustancias presenta mayor punto de ebullición. Justifiquen la respuesta. c) Indiquen el valor aproximado del ángulo de enlace entre los siguientes átomos: C-O-H, en la molécula del alcohol. Respuesta
23. A partir de las fórmulas de las siguientes sustancias: A) CH3CH2CHOHCH=CH2
B) CH2=CHCHOHCH2CH2OH
C) CH3CH2CH=CHCOOH
a) indiquen si: i) solo A, ii) solo B, iii) solo C, iv) B y C, presenta/n isomería geométrica; b) escriban el nombre de los compuestos que presentan actividad óptica; c) representen mediante fórmulas semidesarrolladas los diasterómeros; d) indiquen qué fuerzas intermoleculares presenta el compuesto C en estado líquido.
Respuesta
131
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
Respuestas Bloque 1 Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. a) y b) Para determinar la cadena principal, se elige la secuencia de átomos de carbono más larga. En algunos casos, para una misma fórmula semidesarrollada se pueden identificar diferentes opciones. Por ejemplo: A) La cadena principal está formada por 4 átomos de carbono y puede marcarse de las siguientes formas:
B) La cadena principal está formada por 4 átomos de carbono y se puede marcar de tres formas diferentes. Una opción posible es:
C) La cadena principal está formada por 3 átomos de carbono y se puede marcar de seis formas diferentes. Una opción posible es:
D) La cadena principal está formada por 6 átomos de carbono y se puede marcar de la siguiente forma:
132
Química en ejercicios
7. Compuestos orgánicos
E) La cadena principal está formada por 7 átomos de carbono y se puede marcar de cinco formas diferentes. Una opción posible es:
2. a) CH3CH2CH(C2H5)CH2CH2CH3 ó CH3CH2CH(C2H5)(CH2)2CH3; C8H18 b) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH2CH3 ó (CH3)2CHCH(CH3) CH2CH3; C7H16 c) (CH3)3CCH(CH3)CH2CH3; C8H18 d) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH(CH3)2 ó (CH3)2CHCH(CH3)CH(CH3)2; C8H18
3. a) A: 2,3-dimetilpentano; B:hexano; C: dimetilpropano; D: butano; E: metilbutano;
F: 2,2-dimetilpentano
b) A y F (C7H16); C y E (C5H12)
4. a) CH≡CCH2CH2CH2CH3 ó CH≡C(CH2)3CH3 b) (CH3)2C=CHCH(CH3)CH2CH2CH3 ó (CH3)2C=CHCH(CH3)(CH2)2CH3 c) CH≡CCH(CH2CH3)CH2CH3 d) CH3CH=CHCH=CHCH3 5. a) Por ejemplo: CH2=CHCH2CH2CH3 y CH3C≡C(CH2)2CH3 b) Por ejemplo: CH3CH(CH3)CH=CH2 y CH≡CCH(CH3)CH2CH3 c) Por ejemplo, para la fórmula C5H10 , un ciclo de cinco átomos de carbono como el ciclopentano y, para la fórmula C6H10, un ciclo de seis átomos de carbono con un doble enlace, como el ciclohexeno.
133
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
6. Nombre
Fórmula semidesarrollada
Fórmula molecular
Familia
1-buteno
CH2=CHCH2CH3
C4H8
alqueno
2-butino
CH3C≡CCH3
C4H6
alquino
C5H10
alqueno
C 2H 2
alquino
C7H14
cicloalcano
C7H16
alcano
cis-2-penteno
etino
CH≡CH
metilciclohexano
2,4dimetilpentano
(CH3)2CHCH2CH(CH3)2
ciclo-
1,3-ciclopentadieno
C5H6
trans-3,4-dimetil-3hexeno
C8H16
alqueno
C3H4
alquino
C3H6
cicloalcano
propino
HC≡C-CH3
ciclopropano
7. Elaboren las explicaciones correspondientes.
134
alqueno
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
8.
a), b) y c) Grupo funcional: carbonilo
A)
F)
D)
Familia: cetonas
Familia: aldehídos
Grupo funcional: hidroxilo
Grupo funcional: carboxilo
C)
G)
Familia: alcoholes d)
B)
E)
H)
Familia: ácidos carboxílicos
A) butanona, B) metanal; C) 1-propanol; D) etanal; E) ácido metilpropanoico; F) 3-metilpentanona; G) 2-butanol; H) ácido etanoico (ácido acético).
e)
B)
H)
9.
a) (CH3)3N
b) etanamida
c) etilmetilamina ó N-metiletanamina
d) (CH3CH2)2NH
e) propanamida f) CH3CH2CH(CH3)CONH2
135
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
10. a) y b) Nombre
Fuerzas intermoleculares
Fórmula molecular
A: 3,3-dimetil-1-butanol
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
C6H14O
B: 3-metilpentanal
London y dipolo-dipolo
C6H12O
C: metilpentiléter
London y dipolo-dipolo
C6H14O
D: 3-hexanona
London y dipolo-dipolo
C6H12O
E: metanamida F: 3-metil-1-pentanol
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
CH3NO C6H14O
c) A, C y F; B y D son isómeros estructurales. 11. a) A) 3,4-dimetilheptano
B) 6-etil-7-metil-3-octino
C) hidroxibenceno o fenol
D) cis-1-etil-2-metilciclopentano
E) 4-metil-3-hexanona
F) N-metilmetanamida
b) i) α se aproxima a 109,5º; ii) α igual a 180º; iii) α se aproxima a 120º; iv) α se aproxima a 109,5º.
12. Elaboren las justificaciones correspondientes. 13. a) b) y d): solubles en agua. En cada caso, las moléculas de las sustancias establecen atracciones puente de hidrógeno, London y dipolo-dipolo con las moléculas de agua.
14. a) Por ejemplo: CH3CH2CH2CH(OH)CH3 ; 2-pentanol. b) Por ejemplo: HCOOCH2CH3; metanoato de etilo.
136
Química en ejercicios
7. Compuestos orgánicos
c) Por ejemplo: CH3CH2CONH2; propanamida. d) Los compuestos de formula C6H12 que poseen isomería geométrica son:
e) CH3CH2CH(CH3)CONH2 ; 2- metilbutanamida. 15. a) B y C, isomería estructural (cadena); el de menor punto de ebullición es 4-metil-3-hexanona
b) por ejemplo: CH3CH2CH2CH2CH(CH3)C≡CH c) London y dipolo-dipolo d) 1-octino
137
Química en ejercicios
7. Compuestos orgánicos
16. a) C: cis-4-metil-2-penteno b) A: 2-butanol, CH3CH2CHOHCH3
c)
d) α se aproxima a 120º
17. a) iv) glucosa b) i) amida c) i) unión glicosídica d) i) formados por moléculas polares, iii) cuyas moléculas presentan un grupo carboxilo y un grupo amino
e) iii) hexosas f) ii) una sustancia soluble en solventes no polares, iv) un éster g) iii) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
Bloque 2 Volver a los ejercicios del Bloque 2 1. a) CH3CH(CH3)CH2CH2CH3 ó (CH3)2CH(CH2)2CH3; C6H14 b) CH3CH(CH3)CH(C2H5)CH2CH2CH3 ó (CH3)2CHCH(C2H5)(CH2)2CH3; C9H20 c) (CH3)3CC(CH3)2CH2CH3; C9H20
138
Química en ejercicios
7. Compuestos orgánicos
2. a) CH2=CHCH2CH2CH3 ó CH2=CH(CH2)2CH3 b) (CH3)2C=CHCH3 c) CH3C≡CCH(CH3)CH3 3. Octano. Elaboren la justificación correspondiente.
4.
a) A, D y E
b) A)
D) E)
5. a) Un isómero de moléculas ramificadas, por ejemplo: CH2=C(CH3)(CH2)3CH3, 2-metil-1-hexeno
b) un alcano de cadena más larga, por ejemplo: CH3(CH2)4CH3 , hexano. Elaboren las justificaciones correspondientes.
6. Elaboren las explicaciones correspondientes.
139
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
7. Fórmula semidesarrollada
Nombre
Fórmula molecular
Familia
ácido 3-metilbutanoico
CH3CH(CH3)CH2COOH
C5H10O2
ácido carboxílico
2-butanol
CH3CHOHCH2CH3
C4H10O
alcohol (secundario)
Metanal
H2C=O
CH2O
aldehído
2,2-dimetilhexanal
CH3(CH2)3C(CH3)2CHO
C8H16O
aldehído
2,5-dimetil-3hexanona
(CH3)2CHCH2COCH(CH3)2
C8H16O
cetona
metilpropiléter
CH3OCH2CH2CH3
C4H10O
éter
butanoato de metilo
CH3(CH2)2COOCH3
C5H10O2
éster
C2H5Cl
halogenuro de alquilo o compuesto halogenado
C6H6O
hidrocarburo aromático
C5H8O2
cetona
Cloroetano
CH3CH2Cl
hidroxibenceno (fenol) 2,4-pentanodiona
CH3COCH2COCH3
8. a) CH3CHBrCH(CH3)CH2CH3; C6H13Br b) CH3CH2CH(CH3)CH2OH; C5H12O c) CH3CH2C(CH3)2CHO; C6H12O d) CH2ClCHClCH3; C3H6Cl2 e) CH2OHCH2CHOHCH2CH3; C5H12O2 f) CH3CH(OH)CH(CH2CH3)CH2CH2CH3 ó CH3CH(OH)CH(CH2CH3)(CH2)2CH3; C8H18O g) CH3COCH2CH3; C4H8O h) (CH3)2C(OH)CH3; C4H10O i) (CH3)2CHCOOH; C4H8O2 j) CH3CH2COOCH2CH3; C5H10O2 k) CH3CH2OCH2CH2CH2CH3; C6H14O
140
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
l) ; C7H6O2
m) CH3CH2CH2C(CH3)(CH2CH3)CH2CHO; C9H18O n) (CH3)2CHCOCH(CH3)CH2CH3; C8H16O o) CH3COOCH2CH2CH2CH3; C6H12O2 9. a) Por ejemplo: CH3CHBr(CH2)3CH3; b) CH3CHOHCH3; c) CH3(CH2)2CHO; d) CH3CH2COOCH3; e) CH3COCH2CH2CH2CH3; f) CH3CH2NH2 10.
a) Por ejemplo: CH3(CH2)6COOH, ácido octanoico; CH3(CH2)3COOCH2CH2CH3,
pentanoato de propilo y CH3(CH2)4CH(CH3)COOH, ácido-2-metilheptanoico.
b) Por ejemplo: CH3(CH2)2CHO, butanal; CH3CH2COCH3, butanona;
CH3CH(CH3)CHO, metilpropanal.
c) Por ejemplo: CH3(CH2)4CH2OH,1-hexanol; CH3CH2CH2OCH2CH2CH3, dipropiléter;
(CH3)2CHCH2CHOHCH3, 4-metil-2-pentanol. d) Por ejemplo: CH3NHCH2CH2CH2CH3, butilmetilamina ó N-metilbutanamina;
(CH3)2NCH2CH2CH3, dimetilpropilamina ó N,N-dimetilpropanamina;
CH3(CH2)3CH2NH2, pentilamina.
e) Por ejemplo: CH3(CH2)5CONH2, heptanamida; CH3(CH2)3CH(CH3)CONH2, 2-metilhexanamida; (CH3)3C(CH2)2CONH2, 4,4.dimetilpentanamida.
141
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
11.
a) y b) Nombre
A) 1-pentanol
Fuerzas intermoleculares
Fórmula molecular
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
C5H12O
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
C6H15N
C) propilamina
London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno
C3H9N
D) trietilamina
London y dipolo-dipolo
C6H15N
E) 2-cloro-metilpropano
London y dipolo-dipolo
C4H9Cl
F) 1-cloro-metilpropano
London y dipolo-dipolo
C4H9Cl
B) butiletilamina ó N-etilbutanamina
c) B y D; E y F son isómeros estructurales. 12. A) trans-3,4-dicloro-3-hexeno
B) 3-bromo-3,5-dimetilhexano
C) ácido etilbutanoico
D) pentanoato de etilo
E) etilmetilpropilamina ó N-etil-N-metilpropanamina 13. a)
b) CH2(Cl)COOH c) HC≡CCH2C≡CCH3 d)
142
F) 3-etil-4-metil-2-hexanoamina
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
e) CH3CH(CH3)CH2Br
f) HOOC(CH2)2COOH
g) CH3COCOCH2CH3
h) CH3CH2CH2OCH2CH2CH2CH3
i) CHOCH(CH3)(CH2)2CHO
14. a) El número de electrones. Elaboren la justificación correspondiente. b) La forma de las moléculas. Elaboren la justificación correspondiente. 15. a)
i) CH3CH2COOH, ácido propanoico ii) por ejemplo: CH3(CH2)4CH2OH, 1-hexanol y CH3CH2CH2OCH2CH2CH3, dipropiléter iii) por ejemplo: CH3CH(CH3)(CH2)2CONH2, 4-metilpentanamida iv) por ejemplo: CH3(CH2)2CHO, butanal y CH3COCH2CH3, butanona b)
CH3CH2COOH, ácido propanoico. Elaboren la justificación correspondiente.
16. Elaboren las justificaciones correspondientes. 17.
a) butano, propanona, propilamina,1-propanol
b) etanoato de etilo, 1-butanol, ácido butanoico
18. A) 5-bromo-1-penteno
B) 3-oxopentanal
C) ácido 4-oxobutanoico
D) 1-bromo-4-metil-2-penteno
E) 2-metil-3-pentanona
F) N-metiletanamida
143
7. Compuestos orgánicos
Química en ejercicios
19.
a) Cualquier aldehído o cetona de 6 átomos de carbono por molécula.
Por ejemplo: CH3(CH2)4CHO ó CH3CH2COCH2CH2CH3
b) Cualquier amida de 6 átomos de carbono por molécula.
Por ejemplo: CH3(CH2)4CONH2
c) Cualquier éster o ácido de 6 átomos de carbono por molécula.
Por ejemplo: CH3(CH2)4COOH ó CH3CH2COOCH2CH2CH3
d) Cualquier alquino o cicloalqueno de 6 átomos de carbono por molécula.
Por ejemplo: CH3(CH2)4C≡H
20. Las moléculas que poseen átomos de carbono quirales son: A, C, E y F; indicamos en negrita el símbolo del átomo de carbono quiral en cada una:
A) CH3CHBrCH2CH3
C) C6H5CH(OH)CHO
E) CH3CH(OH)CH(OH)CH3
F) CH3CHClCH(OH)CH3
21. a) A) 4-amino-3-hexanol
B) 3-hidroxibutanoato de propilo
C) 3-cloro-2.-metil-N-etilbutanoamida
D) 3-hidroxipentanonitrilo
E) 5-cloro-4-en-3-metil-2-heptanona
F) ácido 4-hidroxipentanoico
b) En las siguientes fórmulas, los átomos de carbono quiral, están indicados en negrita.
A) CH3CH2CH(NH2)CH(OH)CH2CH3 ; átomos de carbono quirales: 3 y 4
B) CH3CH(OH)CH2COOCH2CH2CH3 ; átomo de carbono quiral: 2
C) CH3CH(Cl)CH(CH3)CONHCH2CH3 ; átomos de carbono quirales: 2 y 3
D) CH3CH2CH(OH)CH2C≡N ; átomo de carbono quiral: 3
E) CH3CH2C(Cl)=CHCH(CH3)COCH3 ; átomo de carbono quiral: 3
F) CH3CH(OH)CH2CH2COOH ; átomo de carbono quiral: 4
144
Química en ejercicios
7. Compuestos orgánicos
22. a) i) CH3OCH3 , dimetiléter
ii) por ejemplo: CH3CH2CH(CH3)(CH2)3CH3 3-metilheptano.
b) octano. Elaboren la justificación correspondiente. c) α se aproxima a 109,5º. 23. a) iii) solo C b) A) 1-en-3-pentanol ó 1-penten-3-ol y B) 4-en-1,3-pentanodiol ó 4-penten-1,3-diol c)
d) London, dipolo-dipolo y puente de hidrógeno.
145
8. Reacciones químicas
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Reacciones químicas en el nivel microscópico de observación. Características de las reacciones químicas y su clasificación. Significado de los términos que se utilizan en una ecuación química. Reducción, oxidación, agente oxidante y agente reductor. Definiciones de: pureza de un reactivo, reactivo limitante y rendimiento de una reacción.
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
Bloque 1 1. Lean atentamente y señalen cuáles de las opciones son correctas. Siempre que se produce una reacción química: a) el tipo y número de átomos que intervienen no cambia; b) se desprenden luz y/o calor; c) se produce siempre entre dos sustancias; d) cambian las sustancias presentes; e) aparecen átomos nuevos; f) hay ruptura y formación de enlaces. RESPUESTA
2. Escriban los coeficientes estequiométricos para balancear las ecuaciones: a) Ca(OH)2 (ac) + HNO3 (ac)
Ca(NO3)2 (ac) + H2O (l)
b) Fe (s) + HCl (ac)
FeCl3 (ac) + H2 (g)
c) Al2O3 (s) + H2 (g)
Al (s) + H2O (l)
d) H2SO4 (ac) + Fe(OH)3 (ac) e) KClO3 (s)
Fe2(SO4)3 (ac) + H2O (l)
KCl (s) + O2 (g)
RESPUESTA
3. Para las siguientes ecuaciones: A) TiCl4 (ac) + 2 Mg (s)
Ti (s) + 2 MgCl2 (ac)
B) KBr (ac) + AgNO3 (ac)
AgBr (s) + KNO3 (ac)
C) 2 NaOH (ac) + H2SO4 (ac) D) C3H8 (g) + 5 O2 (g) E) 2 SO2 (g) + O2 (g)
Na2SO4 (ac) + 2 H2O (l)
3 CO2 (g) + 4 H2O (g) 2 SO3 (g)
F) 6 CoCl2 (ac) + 12 KOH (ac) + KClO3 (ac) G) CaCO3 (s)
148
CaO (s) + CO2 (g)
3 Co2O3 (s) + 13 KCl (ac) + 6 H2O (l)
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
Indiquen:
a) el tipo de reacción química que representa (síntesis, descomposición, combustión, precipitación, neutralización o redox);
b) el agente oxidante, el agente reductor y el cambio que se produce en los estados de oxidación, en las que representan a reacciones redox. RESPUESTA
4. El ácido clorhídrico se utiliza como desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato de calcio). Al reaccionar carbonato de calcio con una solución acuosa de ácido clorhídrico, se forman cloruro de calcio, agua y dióxido de carbono. La ecuación que representa a la reacción es: CaCO3 (s) + 2 HCl (ac)
CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)
Calculen la cantidad, expresada en moles, de cloruro de calcio que se obtiene al reaccionar 1,00 kg de carbonato de calcio con el ácido clorhídrico necesario. RESPUESTA
5. El polvo de magnesio se utiliza en la fabricación de fuegos artificiales y de bengalas marítimas. Al reaccionar con el oxígeno del aire, el magnesio produce una llama blanca muy intensa, formando óxido de magnesio (MgO).
a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Si se desean obtener 6,00 moles de óxido de magnesio, calculen: i) la cantidad de oxígeno necesaria, expresada en moles; ii) la masa de magnesio que reacciona. RESPUESTA
6. El metano es el principal componente del gas natural. Al encender la hornalla de la cocina, se produce la combustión del metano, representada por la siguiente ecuación: CH4 (g) + 2 O2 (g)
CO2 (g) + 2 H2O (g)
Si reaccionan 50,0 g de metano, calculen:
a)
el volumen de oxígeno que se consume en CNPT;
b)
el volumen de CO2 (g) que se obtiene a 1,50 atm y a 25,0 ºC;
c)
el número de moléculas de agua que se obtienen.
RESPUESTA 149
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
7. En un recipiente que contiene 4,00 L de solución acuosa de HNO3 1,50 M, se coloca la cantidad de cobre suficiente para que reaccione el ácido nítrico presente. La ecuación que representa a la reacción es: Cu (s) + 4 HNO3 (ac)
Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2H2O (l)
Indiquen: a) la masa de cobre que reacciona; b) la masa de sal que se forma; c) la cantidad, expresada en moles, de NO2 que se produce; d) el número de moléculas de agua que se obtienen; e) el tipo de reacción química que representa. RESPUESTA
8. Se hacen reaccionar 650 g de una muestra de BaCO3, 80 % de pureza, con cantidad suficiente de HCl. La ecuación que representa a la reacción es: BaCO3 (s) + 2 HCl (ac)
BaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
Calculen: a) la masa de impurezas presente en la muestra; b) la cantidad de ácido clorhídrico, expresada en moles, que reacciona; c) la masa de sal que se forma; d) el volumen de gas que se desprende medido a 20 ºC y a 760 mm Hg. RESPUESTA
9. En un recipiente se colocan 280 g de una muestra que contiene antimonio y 42,0 g de impurezas con exceso de ácido nitroso. La reacción que se produce se representa por la siguiente ecuación: 5 HNO2 (ac) + Sb (s)
5 NO (g) + H3SbO4 (ac) + H2O(l)
Indiquen: a) la pureza de la muestra; b) el volumen mínimo de solución 2,00 M de ácido nitroso necesario; c) la presión que ejerce el gas obtenido si se lo recoge en un recipiente de 20,0 dm3 a 25,0 ºC; d) el tipo de reacción química que representa. RESPUESTA
150
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
10. Durante la respiración celular, la glucosa (C6H12O6) reacciona con el oxígeno que inhalamos formando dióxido de carbono y agua. La siguiente ecuación representa el proceso: C6H12O6 (s) + 6 O2 (g)
6 CO2 (g) + 6 H2O (g)
Indiquen cuál es el reactivo limitante en cada uno de los siguientes casos: C6H12O6
O2
1
2,50 mol
3,00 mol
2
150 g
300 g
3
1,20 mol
250 g
4
45,0 g
48,0 g
5
115 g
3,50 mol
Reactivo limitante
RESPUESTA
11. En un recipiente se colocan 500 mL de solución acuosa 2,00 M de ácido sulfúrico y 30,0 g de una muestra formada por cobre (10,0 % de impurezas inertes). La reacción se representa por la siguiente ecuación: 2 H2SO4 (ac) + Cu (s)
CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l)
Determinen:
a)
la masa de sal que se produce;
b)
la cantidad de gas, expresada en moles, que se libera;
c)
si la cantidad de gas que se forma, aumenta, disminuye o no cambia, al repetir la experiencia con una muestra que contiene cobre con menor porcentaje de pureza. Justifiquen la respuesta.
RESPUESTA
12. El sulfuro de zinc reacciona con el oxígeno formando óxido de zinc y dióxido de azufre. Si se utiliza un mineral que contiene ZnS, con una pureza del 70,0 %, y se obtienen 67,2 dm3 de SO2 medidos en CNPT:
a) escriban la ecuación química que representa el proceso; b) indiquen: i) la masa de mineral utilizada; ii) la cantidad, expresada en moles, de ZnO que se produce. RESPUESTA 151
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
13. El óxido de aluminio se obtiene al reaccionar aluminio con oxígeno. Si se oxidan 100 g de aluminio, indiquen:
a) la ecuación química que representa el proceso; b) la cantidad de oxígeno, expresada en moles, que se necesita; c) la masa de óxido que se forma: i) si el rendimiento de la reacción es del 100 %; ii) si el rendimiento de la reacción es del 85,0 %; d) la masa de reactivo en exceso, si los 100 g de aluminio se colocan en un recipiente cerrado y rígido de 20,0 dm3 que contiene oxígeno a 20,0 ºC y a 1,20 atm. RESPUESTA
14. Se hacen reaccionar 44,8 g de una muestra de cobre que contiene 400 mg de impurezas inertes con 454 cm3 de solución acuosa de H2SO4 3,30 M. La reacción se produce con un rendimiento del 86,0 % y la ecuación que representa el proceso es: Cu (s) + 2 H2SO4 (ac)
CuSO4 (ac) + SO2 (g) + 2 H2O (l)
El gas obtenido se recoge a 25,0 ºC en un recipiente rígido de 12,5 dm3.
a) Indiquen cuál es el cambio que se produce en el número de oxidación del elemento correspondiente a la especie que se oxida.
b) Calculen: i) la presión que ejerce el gas obtenido en el recipiente; ii) el porcentaje de pureza de la muestra de cobre; iii) el volumen de solución 10,0 % m/V que se puede preparar con la masa de sal obtenida;
iv) la cantidad de agua, expresada en moles, que se obtiene. RESPUESTA
15. Se hacen reaccionar 100 g de una muestra impura que contiene BaCO3 con 240 cm3 de solución 3,00 M de H2SO4. Se obtienen 0,325 moles de sal con un rendimiento del 80,0 %. La ecuación que representa el proceso es: BaCO3 (s) + H2SO4 (ac)
BaSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
Indiquen:
a) la pureza de la muestra que contiene BaCO3; b) la cantidad, expresada en moles, del reactivo limitante presente en el sistema inicial;
152
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
c) el volumen de CO2 (g) obtenido, a 40,0 ºC y a 2,00 atm; d) si la masa de sal obtenida será mayor, igual o menor, al utilizar, en un nuevo ensayo, la mitad del volumen de solución de ácido sulfúrico, manteniendo todas las demás condiciones. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
16. En un recipiente se colocan 60,0 g de una muestra que contiene carbono (75,0 % de pureza) con 3,00 L de una solución acuosa 2,75 M de NaOH y exceso de agua. La reacción química producida se representa por la siguiente ecuación: C + 2 NaOH + H2O → Na2CO3 + 2 H2 (g)
a) Calcular el rendimiento de la reacción si se obtienen 10,0 gramos de H2 (g). b) Indicar cuál/es de la/s siguiente/s opción/es es/son correcta/s: i) la reacción es redox; ii) la reacción no es redox; iii) el C es el agente oxidante; iv) el C es el agente reductor. RESPUESTA
Bloque 2 1. Indiquen cuáles de los siguientes ejemplos de la vida cotidiana corresponden a reacciones químicas, y justifiquen su elección: a) picar carne; b) putrefacción de una fruta; c) evaporación del alcohol; d) proceso de fotosíntesis; e) fundir un plástico; f) teñir el cabello; g) disolver sal en agua; h) pinchar un globo; i) quemar ramas; j) preparar un té; k) encender una hornalla; l) oxidación de un clavo. RESPUESTA
153
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
2. Para las siguientes ecuaciones: A) 2 K (s) + 2 H2O (l)
2 KOH (ac) + H2 (g)
B) C2H4 (g) + HF (g)
C2H5F (g)
C) 3 H2SO4 (ac) + 2 Ni(OH)3 (ac)
Ni2(SO4)3 (ac) + 6 H2O (l)
D) AgNO3 (ac) + NaI (ac)
NaNO3 (ac) + AgI (s)
E) 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g)
8 CO2 (g) + 10 H2O (g)
F) 4 H3PO3 (ac) + 2 HNO3 (ac)
4 H3PO4 (ac) + N2O (g) + H2O (l)
Indiquen: a) el tipo de reacción química que representa (síntesis, descomposición, combustión, precipitación, neutralización o redox); b) el agente oxidante, el agente reductor y el cambio que se produce en los estados de oxidación, en las que representan a reacciones redox. RESPUESTA
3. El cloruro de calcio, sólido, se produce a partir de la reacción entre el calcio y el cloro. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Calculen la masa de cloro que reacciona y la cantidad de sal, expresada en moles, que se obtiene por reacción completa de 200 g de calcio;
c) Indiquen el tipo de reacción química que representa. RESPUESTA
4. La hidracina (N2H4) es un combustible líquido que se utiliza en la propulsión de vehículos espaciales. Cuando se combina con oxígeno, se obtienen nitrógeno gaseoso y agua. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Si se produce la combustión de 160 g de hidracina, calculen: i)
el volumen de nitrógeno obtenido en CNPT;
ii) la cantidad de agua producida; iii) el número de moléculas de oxígeno necesarias para la combustión. RESPUESTA
154
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
5. En los controles de alcoholemia, la persona sopla a través de un tubo que contiene una solución color naranja de dicromato de potasio, en medio ácido. Si el aire expirado contiene vapores de etanol (C2H6O), este reacciona formando, entre otros productos, ácido acético o etanoico (C2H4O2) y sulfato de cromo (III); este último colorea al sistema de verde, según la siguiente ecuación: 3 C2H6O (l) + 2 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 0,300 mg de alcohol por cada litro de aire exhalado. Calculen: a) la masa de K2Cr2O7 que reaccionó; b) la cantidad, en moles, de ácido etanoico que se obtuvo. RESPUESTA
6. El ácido sulfúrico se produce al hacer reaccionar dióxido de azufre con peróxido de hidrógeno, según la siguiente ecuación: H2O2 (l) + SO2 (g)
H2SO4 (l)
Si reaccionan 25,0 dm3 de dióxido de azufre medidos a 1,50 atm de presión y a 30,0 ºC, determinen: a) la cantidad de ácido, expresada en moles, que se obtiene; b) el número de moléculas de peróxido de hidrógeno necesarias para producir la reacción. RESPUESTA
7. El Ca(H2PO4)2 se utiliza como materia prima para la preparación de fertilizantes. La ecuación que representa el proceso de obtención de esta sustancia es: Ca3(PO4)2 (s) + 2 H2SO4 (ac)
Ca(H2PO4)2 (ac) + 2 CaSO4 (ac)
Si se hace reaccionar 1,00 kg de una muestra que contiene Ca3(PO4)2, 90,0 % de pureza, calculen: a) la cantidad, expresada en moles, de CaSO4 que se obtiene; b) la masa de ácido sulfúrico que reacciona; c) la masa de Ca(H2PO4)2 que se forma. RESPUESTA
155
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
8. El combustible utilizado en los encendedores es una mezcla de hidrocarburos, que contiene butano (C4H10) en mayor proporción. Por combustión completa, reacciona produciendo dióxido de carbono y agua. En un recipiente de 5,00 dm3 que contiene aire en CNPT, se hace reaccionar 1,00 g de butano. a) Escriban la ecuación química que representa el proceso. b) Indiquen:
i)
cuál es el reactivo que reacciona totalmente, si se sabe que el porcentaje de oxígeno en el aire es de 21,0 % V/V;
ii)
la masa del reactivo que queda sin reaccionar;
iii) la cantidad, expresada en moles, de dióxido de carbono que se obtiene. RESPUESTA
9. En un recipiente se colocan 2,50 mol de ácido propanoico y 300 mL de solución acuosa 20,0 % m/V de hidróxido de sodio. La ecuación que representa el proceso es: C3H6O2 (l) + NaOH (ac)
C3H5O2Na (ac) + H2O (l)
Indiquen: a) la cantidad, expresada en moles, del reactivo que queda sin reaccionar; b) la masa de propanoato de sodio que se forma; c) si la masa de sal aumenta, disminuye o no cambia, si se utilizan 400 mL de la misma solución, sin modificar la cantidad de ácido empleado. Justifiquen la respuesta; d) el tipo de reacción química que representa. RESPUESTA
10. A altas temperaturas, el sulfuro de hidrógeno gaseoso emitido por un volcán se oxida en el aire. Si reaccionan 100 g de H2S con 144 dm3 de oxígeno a 20 ºC y a 1,00 atm, la ecuación que representa el proceso es: 2 H2S (g) + 3 O2 (g)
2 SO2 (g) + 2 H2O (g)
Calculen: a)
el número de moléculas de oxígeno que reaccionan;
b)
la masa de óxido de azufre que se obtiene.
RESPUESTA
156
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
11. El picado del vino se produce por la oxidación del etanol, según la siguiente ecuación: C2H6O (l) + O2 (g)
C2H4O2 (l) + H2O (g)
Si se oxidan 30,0 g de etanol con un rendimiento del 90,0 %, calculen: a)
la cantidad de ácido, expresada en moles, que se forma;
b)
la masa de oxígeno que reacciona.
RESPUESTA
12. El “efecto perlado” de algunos esmaltes y lápices labiales se debe al oxicloruro de bismuto (BiOCl), que puede obtenerse a partir de la reacción entre el tricloruro de bismuto y el agua. La ecuación que representa el proceso es: BiCl3 (ac) + H2O (l)
2 HCl (ac) + BiOCl (s)
Si se hacen reaccionar 2,50 moles de BiCl3 con un rendimiento del 78%, calculen la masa de BiOCl que se forma.
RESPUESTA
13. Por descomposición de 75,0 g de carbonato de calcio se obtienen 35,7 g de óxido de calcio. La ecuación que representa el proceso es:
CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
Calculen el rendimiento de la reacción. RESPUESTA
14. Se hace reaccionar 1,50 dm3 de solución acuosa de hidróxido de sodio 1,50 M con cantidad suficiente de silicio y de agua, según la siguiente ecuación: Si + 2 NaOH (sc) + H2O
Na2SiO3 + 2 H2(g)
El hidrógeno obtenido se recoge en un recipiente rígido de 22,0 dm3 a 25,0 ºC ejerciendo una presión de 2,00 atm. Calculen:
a) el rendimiento de la reacción; b) la masa de agua que reacciona; c) la masa de silicato de sodio que se forma. RESPUESTA
157
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
15. Se hacen reaccionar 80,0 g de una muestra que contiene fósforo (70,0 % de pureza), con 2,50 dm3 de solución acuosa de ácido nítrico 2,00 M. La ecuación que representa a la reacción es: 5 HNO3 + P
H3PO4 + 5 NO2 (g) + H2O
Si el rendimiento es del 75,0 %, indiquen:
a) el número de oxidación que presenta el elemento correspondiente al agente reductor en su forma reducida;
b) la fórmula del reactivo limitante y la cantidad, expresada en moles, presente en el sistema inicial;
c) el volumen de gas que se obtiene en CNPT; d) si el volumen de gas obtenido será mayor, igual o menor, al utilizar en un nuevo ensayo, el mismo volumen de una solución 12,6 % m/V de HNO3, manteniendo todas las demás condiciones. RESPUESTA
16. En un recipiente se colocan 200 g de un mineral que contiene un 80,0% de cobre con 2,50 L de solución acuosa de HNO3 0,100 M. La reacción se representa por la siguiente ecuación: 3Cu + 8 HNO3
3 Cu(NO3)2 + 2 NO (g) + 4 H2O
Si se obtienen 1,60 g de NO (g), indiquen:
a) el cambio en el número de oxidación del elemento en la sustancia que se reduce; b) si el cobre de la muestra reacciona totalmente; justifiquen la respuesta; c) el rendimiento de la reacción; d) si la presión ejercida por el gas obtenido será mayor, igual o menor, al repetir la experiencia con igual masa de otra muestra de cobre con 40,0% de impurezas inertes, manteniendo todas las demás condiciones. RESPUESTA
17. Se hacen reaccionar 375 g de una muestra que contiene K2SO3 (18,0 % de impurezas inertes) con 1,20 dm3 de solución 3,50 M de HNO3. La ecuación que representa el proceso es: K2SO3 + 2 HNO3
158
2 KNO3 + SO2 (g) + H2O
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
Si el rendimiento de la reacción es del 90,0 %, indiquen: a) la masa de sal que se obtiene; b) si la ecuación representa un proceso redox y justifiquen la respuesta; c) el volumen de gas que se obtiene, medido a 20,0 ºC y a 1,50 atm; d) si la masa de sal obtenida aumenta, disminuye o no cambia, al utilizar, en un nuevo ensayo, igual volumen de solución de ácido nítrico 4,00 M, manteniendo todas las demás condiciones. RESPUESTA
18. En un recipiente se introducen 1500 mL de solución acuosa de ácido sulfúrico 0,250 M con 1500 mL de una solución acuosa de ácido yodhídrico. La reacción tiene un rendimiento del 75,0 % y se representa por la siguiente ecuación: H2SO4 (sc) + 8 HI (sc)
H2S + 4 I2 (s) + 4 H2O
Si se obtienen 6,77.1023 moléculas de yodo, calculen:
a) la concentración de la solución de ácido yodhídrico, expresada en % m/V; b) la masa de agua que se forma; c) la cantidad de H2S, expresada en moles, que se obtiene. RESPUESTA
19. En un recipiente se introducen 191,5 g de una muestra impura de Mg2Si con 10,0 moles de HCl. Se obtienen 286 g de MgCl2 con un rendimiento del 75,0 %. La ecuación que representa a la reacción es: Mg2Si + 4 HCl
2 MgCl2 + SiH4 (g)
Calculen:
a) la masa de impurezas presentes en la muestra de Mg2Si; b) la cantidad de SiH4, expresada en moles, que se obtiene. RESPUESTA
20. En un recipiente se introducen 2,50 dm3 de una solución acuosa de HCl 1,25 M y 110 g de una muestra que contiene Fe2O3 (25 % de impurezas inertes). La reacción se produce con un rendimiento del 78,0 %. La ecuación que representa el proceso es: Fe2O3 + 6 HCl
2 FeCl3 + 3 H2O 159
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
a) Determinen si se trata de una reacción redox. Justifiquen la respuesta. b) Calculen: i) la masa de cloruro férrico que se obtiene; ii) la masa que queda sin reaccionar del reactivo en exceso. RESPUESTA
21. Al hacer reaccionar 200 g de una muestra de PbO2 (85,0 % de pureza) con 1,00 dm3 de solución acuosa de HCl 1,80 M, se obtienen 7,00 dm3 de cloro gaseoso en CNPT. La reacción se representa por la siguiente ecuación: PbO2 + 4 HCl
PbCl2 + Cl2 (g) + 2 H2O
a) Indiquen qué tipo de reacción química representa la ecuación dada. Justifiquen la respuesta. b) Determinen cuál es el reactivo en exceso y la masa del mismo que queda sin reaccionar. c) Calculen:
i) el rendimiento de la reacción; ii) la masa de sal que se forma; iii) el número de moléculas de agua que se obtienen. RESPUESTA
160
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)
→ 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
3. a) A) redox B) precipitación C) neutralización D) combustión E) redox y síntesis F) redox G) descomposición
b) Ecuación
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
4.
Agentes
Ox: TiCl4 Red: Mg Ox: O2 Red: SO2 Ox: KClO3 Red: CoCl2
Cambio en los estados de oxidación
Ti: +4 a 0 Mg: 0 a +2 O: 0 a -2 S: +4 a +6 Cl: +5 a -1 Co: +2 a +3
10,0 mol
5. 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
2,50 mol
3,00 mol
O2
2
150 g
300 g
C6H12O6
3
1,20 mol
250 g
C6H12O6
4
45,0 g
48,0 g
ninguno
5
115 g
3,50 mol
O2
11. a) 67,8 g; b) 0,425 mol; c) disminuye. Elaboren la justificación correspondiente.
12. a) 2 ZnS (s) + 3 O2 (g) b) i) 418 g; ii) 3,00 mol
162
2 ZnO (s)
+ 2 SO2 (g)
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
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
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
Cambio en los estados de oxidación
H: +1 a 0 K: 0 a +1 N: +5 a +1 P: +3 a +5
Química en ejercicios
8. Reacciones químicas
9. a) 1,00 mol de C3H6O2; b) 144 g; c) aumenta. Elaboren la justificación correspondiente; d) neutralización.
10. a) 2,66 .1024 moléculas ; b) 188 g
11. a) 0,587 mol; b) 20,9 g
12. 508 g
13. 85,0 % R 14. a) 80,0 % R; b) 20,3 g; c) 110 g
15. a) P, cero; b) HNO3, 5 mol; c) 84,0 dm3; d) igual 16. a) N: de +5 a +2; b) no. Elaboren la justificación correspondiente; c) 85,3%; d) igual.
17. a) 354 g; b) no. Elaboren la justificación correspondiente; c) 28,2 dm3; d) no cambia.
18. a) 25,6 % m/V; b) 20,2 g ; c) 0,281 mol
19. 38,1g; b) 1,50 mol
20. a) No. Elaboren la justificación correspondiente. b) i) 131 g; ii) 1,28 g 165
Química en ejercicios
21. a) Redox. Elaboren la justificación correspondiente: b) 62,5 g de PbO2 c) i) 69,4 %; ii) 86,9 g de PbCl2; iii) 3,76 . 1023 moléculas
166
8. Reacciones químicas
9. Equilibrio químico
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Sistema en equilibrio; características del estado de equilibrio. Expresión de la constante de equilibrio (Kc) para un sistema dado e información que proporciona acerca del rendimiento de la reacción. Expresión del cociente de reacción (Qc) y análisis de la relación entre Qc y K c. Factores que perturban el estado de equilibrio de un sistema, aquellos que hacen variar el valor de Kc y análisis de la evolución del sistema en cada caso.
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
Importante En la resolución de los ejercicios correspondientes a este tema, hay que tener en cuenta que todas las reacciones propuestas se producen en recipientes cerrados y rígidos. Al representar gráficamente la variación de las concentraciones o cantidades de reactivos y/o productos en función del tiempo, indiquen: los valores correspondientes al estado inicial y al estado de equilibrio; las magnitudes (cantidad, concentración, tiempo) en cada eje cartesiano; la/s curva/s que representa/n la variación solicitada.
Bloque 1 1. En un recipiente se produce una reacción química hasta alcanzar el equilibrio. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas.
a) En el equilibrio, la concentración de una de las sustancias es cero. b) A nivel submicroscópico, la reacción química se sigue produciendo en ambos sentidos.
c) Una vez alcanzado el equilibrio, la velocidad de la reacción directa es mayor que la velocidad de la reacción inversa.
d) La reacción es irreversible. e) En el equilibrio se encuentran presentes todas las especies químicas. f) En el equilibrio, la concentración de todas las especies químicas es la misma. g) El valor de la constante de equilibrio depende solamente de la temperatura. RESPUESTA
168
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
2. Las siguientes ecuaciones representan reacciones reversibles, a determinada temperatura: A)
H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g)
B)
2 H2O (g)
C)
CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g)
D)
2 NOCl (g)
⇄
⇄
2 H2 (g) + O2 (g)
Cl2 (g) + 2NO (g)
Kc= 4,00 Kc= 1,83.10-2 Kc= 6,25 Kc= 2,7.10-9
a) Escriban la expresión de la constante de equilibrio para cada una. b) Ordenen en forma creciente las reacciones de acuerdo con su tendencia a producir la reacción completa. RESPUESTA
3. En un recipiente de 100 cm3, a una temperatura de 400 K, se produce la descomposición del NO2. La ecuación que representa la reacción es: 2 NO2 (g)
⇄
2 NO (g) + O2 (g)
En el siguiente gráfico se representa la variación de las cantidades de reactivo y de productos en función del tiempo.
a) Calculen el valor de Kc a esa temperatura. b) Indiquen si el valor de Kc se modifica o no al triplicar, a temperatura constante, la concentración inicial del reactivo. RESPUESTA
169
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
4. En un matraz de 1,00 dm3 a 327 ºC, se produce la reacción entre monóxido de nitrógeno y oxígeno, representada por la siguiente ecuación: 2 NO (g) + O2 (g)
⇄
2 NO2 (g)
Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema está formado por: 1,80.10-4 mol de NO, 3,00.10-3 mol de O2 y 7,90.10-3 mol de NO2. Calculen el valor de Kc a 327 ºC. RESPUESTA
5. En un recipiente de 5,00 dm3 se produce la reacción representada por la siguiente ecuación: 2 CH2Cl2 (g)
⇄
CH4 (g) + CCl4 (g)
Kc (T) = 1,08
Una vez alcanzado el equilibrio, la concentración de CH4 es de 0,642 M y la concentración de CH2Cl2 es de 0,520 M. Calculen la cantidad, expresada en moles, de CCl4 presente en el sistema. RESPUESTA
6. En un recipiente de 1,50 dm3 a determinada temperatura, se introducen 1,20 mol de SO2 y 2,25 mol de O2. Una vez alcanzado el equilibrio, el sistema está formado por 0,360 mol de SO2; 1,83 mol de O2 y 0,840 mol de SO3. La ecuación que representa el proceso es: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄
2 SO3 (g)
a) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura. b) Completen el siguiente cuadro con la información solicitada. 2 SO2 (g)
+
O2 (g)
⇄
2 SO3 (g)
Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio Concentración molar en el equilibrio
c) Representen gráficamente la evolución de las cantidades de todas las sustancias que intervienen en la reacción, en función del tiempo. RESPUESTA
170
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
7. La obtención industrial de amoníaco (NH3), denominada proceso Haber-Bosch, se realiza por la reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos. La ecuación que representa la reacción es: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Se realizan los siguientes ensayos:
a) En un recipiente de 10,0 dm3 a determinada temperatura, se introducen 1,00 mol de N2 (g) y 2,00 mol de H2 (g) y reaccionan x mol de N2. La reacción se produce hasta alcanzar el equilibrio. Completen la siguiente tabla según corresponda. N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona
+
3 H2 (g)
1,00 mol
2 NH3 (g)
2,00 mol
0
x
Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio
b) En un recipiente de 5,00 dm3 a determinada temperatura, se introducen 3,00 mol de NH3 (g). Una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de H2 (g) formada es de 3x mol. Completen la siguiente tabla según corresponda. N2 (g) Cantidad inicial
+
3 H2 (g)
0
0
2 NH3 (g) 3,00 mol
Cantidad que reacciona Cantidad que se forma
3x
Cantidad en equilibrio
RESPUESTA
8. En un recipiente de 15,0 dm3, a determinada temperatura, se colocan 7,62 g de I2 (g) y 0,0300 g de H2 (g). La ecuación que representa la combinación de estas sustancias es: H2 (g) + I2 (g)
⇄
2 HI (g)
Una vez alcanzado el equilibrio se verifica que se han formado 0,0120 mol de HI. a) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.
171
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
b) Representen gráficamente la variación de la cantidad de yodo en función del tiempo. RESPUESTA
9. En un recipiente, se introduce la misma cantidad de N2 (g) y de O2 (g), a determinada temperatura. La ecuación que representa la reacción es: N2 (g) + O2 (g)
⇄
2 NO (g)
Una vez alcanzado el equilibrio se determina que la concentración de nitrógeno es: 2,00 M.
El valor de Kc a esa temperatura es de 16,0. a) Calculen la concentración molar del NO en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de la concentración de NO en función del tiempo. RESPUESTA
10. En un matraz de 4,00 dm3, a 250 ºC, se introducen 1,00 mol de NOBr (g); 1,00 mol de NO (g) y 1,00 mol de Br2 (g). El valor de Kc( 523 K) es de 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, de lo contrario, en qué sentido evoluciona para alcanzarlo;
b) si la concentración del reactivo aumenta, disminuye o no cambia; c) si la concentración de los productos aumenta, disminuye o no cambia. RESPUESTA
11. La reacción de formación de SO3 (g) es exotérmica y tiene enorme importancia industrial. La ecuación que representa la reacción es: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄
2 SO3 (g)
Indiquen cuál/es de las siguientes perturbaciones permite/n mejorar el rendimiento de la reacción, justifiquen la respuesta: a) disminución de la temperatura;
172
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
b) aumento de la concentración de oxígeno a temperatura constante; c) disminución de la concentración de óxido sulfuroso a temperatura constante. RESPUESTA
12. En dos recipientes de 10,0 dm3 se colocan 5,00 mol de HI a distinta temperatura. Recipiente 1: 673 K Recipiente 2: 773 K La descomposición del HI es una reacción endotérmica y se representa por la siguiente ecuación: 2 HI (g) ⇄ I2 (g) + H2 (g) En el recipiente 1 se determina que, una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de HI es de 3,97 mol. a) Indiquen: i)
si en el recipiente 2, una vez alcanzado el equilibrio, la cantidad de HI será mayor, igual o menor que 3,97 mol;
ii) cuál de las siguientes opciones es correcta: A)
Kc 673(K) < Kc (773 K).
B)
A mayor temperatura, disminuye el rendimiento de la reacción.
C)
La [I2]eq en el recipiente 1 es mayor que en el recipiente 2.
b) Representen en un gráfico la variación de las concentraciones de H2 y de I2, en función del tiempo para el recipiente 1. RESPUESTA
13. En un recipiente de 5,00 dm3 a una determinada temperatura, se introducen 187 g de NH3 (g). La descomposición del amoníaco es una reacción reversible y se representa por la siguiente ecuación: 2 NH3 (g) ⇄ 3 H2 (g) + N2 (g) En el equilibrio la NH3 es de 2,00 M.
a) Calculen la concentración molar de H2 en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares de H2 y de N2 en función del tiempo.
c) Indiquen si la reacción es exotérmica o endotérmica si se sabe que al disminuir la temperatura, el valor de Kc es menor. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA 173
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
14. En un recipiente de 2,00 dm3 a 60,0 ºC, se introducen 0,0200 mol de N2O4 (g). La reacción de descomposición de N2O4 es endotérmica y se representa por la siguiente ecuación: N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Una vez que el sistema alcanza el equilibrio, la N2O4 es de 1,80.10–3 M. a) Calculen la concentración molar de NO2 en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de las cantidades de NO2 (g) y de N2O4 (g), en función del tiempo. c) Indiquen si la N2O4 aumenta, disminuye o no cambia, al elevarse la temperatura en 70,0 ºC. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
Bloque 2 1. En un recipiente de 2,50 dm3 a 448 ºC, se encuentran en equilibrio 1,92 g de pentacloruro de antimonio; 4,57 g de tricloruro de antimonio y 1,42 g de cloro. La ecuación que representa la descomposición del pentacloruro de antimonio es: SbCl5 (g)
⇄
SbCl3 (g) + Cl2 (g)
Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura. RESPUESTA
2. En un recipiente de 10,0 dm3 se introduce, a determinada temperatura, 1,00 mol de D (g) con una determinada cantidad de A (g). La descomposición de A es una reacción reversible y se representa por la ecuación: 2 A (g)
⇄
3 D (g)
En el siguiente gráfico, se representa la variación de la concentración de A en función del tiempo. a) Indiquen en qué sentido evoluciona la reacción. b) Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.
174
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
RESPUESTA
3. En un recipiente de 5,00 dm3 que contiene CO (g), a determinada temperatura, se agregan 0,500 mol de O2 (g) y 0,500 mol de CO2 (g) y el sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. La ecuación que representa la reacción es: 2 CO (g) + O2 (g)
⇄
2 CO2 (g)
En el siguiente gráfico, se representa la variación de la concentración de CO en función del tiempo. Calculen el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura.
RESPUESTA
4. Se desea obtener HI (g), para lo cual se introducen en un recipiente de 2,00 dm3 a 490 ºC, 0,500 moles de H2 (g) y 0,500 moles de I2 (g). La ecuación que representa la síntesis del HI es la siguiente: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2HI (g) Calculen las concentraciones molares de cada especie en el equilibrio. Dato: Kc (763 K) = 45,9 RESPUESTA
175
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
5. En un recipiente de 500 cm3, a determinada temperatura, se colocan 0,500 mol de NOCl (g); 0,500 mol de NO (g) y 0,250 mol de Cl2 (g). La ecuación que representa la
reacción es:
2NO (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 NOCl (g)
Dato: Kc (T) = 85,7 Indiquen:
a) si el sistema se encuentra en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evoluciona para alcanzarlo;
b) cuál de las siguientes opciones se cumple antes de que el sistema alcance el equilibrio: i) Kc < Qc
ii) Kc > Qc
iii) Kc = Qc
iv) Qc < 0
RESPUESTA
6. En un recipiente rígido, se colocan 0,500 mol de N2 (g) y 1,00 mol de NO (g). La ecuación que representa la reacción es: 2 NO (g) N2 (g) + O2 (g)
a) Expliquen si es necesario calcular Qc para predecir el sentido de la reacción. b) Completen la siguiente tabla en forma cualitativa:
2 NO (g)
N2 (g)
+
O2 (g)
Cantidad inicial Cantidad en equilibrio
RESPUESTA
7. Los siguientes esquemas representan la composición de dos sistemas. Los dos recipientes tienen el mismo volumen y se encuentran a la misma temperatura T. Representa un átomo de A Representa un átomo de J
(1)
176
(2)
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
El número de moléculas dibujadas es proporcional a la cantidad de moléculas, expresada en moles. El valor de la constante de equilibrio Kc de la descomposición de AJ a la temperatura T es de 0,25. a) Escriban la ecuación que representa la reacción. b) Identifiquen si los sistemas se encuentran en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evolucionan para alcanzarlo. RESPUESTA
8. La descomposición del SO3 es una reacción endotérmica. La ecuación que representa el proceso es: 2 SO3 (g)
⇄
O2 (g) + 2 SO2 (g)
Indiquen cómo variar los siguientes factores para aumentar el rendimiento de la reacción: a) temperatura b) presión c) cantidad de oxígeno d) cantidad de SO3
RESPUESTA
9. Las siguientes ecuaciones representan reacciones reversibles: Exotérmica
A) C2H4 (g) + Cl2 (g)
C2H4Cl2 (g) Endotérmica
Endotérmica
B) N2 (g) + O2 (g)
2NO (g) Exotérmica
Predigan el efecto provocado sobre las concentraciones de los productos y el valor de la constante de equilibrio de cada reacción, para cada uno de los siguientes cambios: a) se reduce el volumen del recipiente (temperatura constante); b) se eleva la temperatura del sistema; c) se agrega uno de los reactivos (temperatura constante). RESPUESTA 177
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
10. En un recipiente de 1,00 dm3 se introducen 2,00 mol de H2O (g); 2,00 mol de CO (g); 1,20 mol de H2 (g) y 1,20 mol de CO2 (g), a 600 ºC. La reacción se representa por la siguiente ecuación: H2O (g) + CO (g) ⇄ H2 (g) + CO2 (g) a) Indiquen si el sistema se encuentra en equilibrio o, de lo contrario, en qué sentido evoluciona para alcanzarlo. Justifiquen la respuesta. Dato: Kc (873 K) = 0,640. b) Calculen la cantidad de CO2, expresada en moles, en el sistema final si la [H2O]eq es de 1,80 M. RESPUESTA
11. En un recipiente de 2,00 dm3 a determinada temperatura, se colocan 36,0 g de HF (g). El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. La ecuación que representa el proceso es: 2 HF (g) ⇄ H2 (g) + F2 (g) La concentración de HF en el equilibrio es de 0,400 M. a) Calculen las concentraciones molares de H2 y de F2 en el equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de las concentraciones molares de HF y de H2, en función del tiempo. c) Indiquen si la concentración de F2 aumenta, disminuye o no cambia, al extraerle, al sistema en equilibrio parte del H2 (g). Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
12. En un recipiente de 10,0 dm3 se colocan 10,0 moles de ozono (g), a una determinada temperatura. El sistema evoluciona hasta alcanzar el equilibrio. La ecuación que representa 2 O3 (g) ⇄ 3 O2 (g)
la reacción es:
En el equilibrio se encuentran presentes 2,00 mol de ozono. a) Calculen: i)
la concentración molar de O2 en el equilibrio;
ii) el valor de la constante de equilibrio. b) Representen gráficamente la variación de la cantidad de O2, expresada en moles, en función del tiempo.
178
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
c) Indiquen si el valor de Kc se modifica o no al agregar, a esa temperatura, una cierta masa de oxígeno gaseoso al sistema en equilibrio. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1.
a) I ; b) C ; c) I ; d) I ; e) C ; f) I ; g) C. Elaboren las justificaciones correspondientes.
2.
a) Ecuación
Expresión de la constante de equilibrio
A)
H2 (g) + CO2 (g) ⇄ H2O (g) + CO (g)
⇄
Kc
H . CO [H2O 2O].[CO] [H2 2O].[CO H . CO2 2]
Kc
H O22] [H22]2..[O 22 [H O] H22 O
2
B)
2 H2 O (g)
C)
CO (g) + 2 H2 (g) ⇄ CH3OH (g)
Kc
CH [CH 3OH] 3OH 22 [CO].[H CO . H2 2]
b) c)D) 2 NOCl (g) ⇄ Cl2 (g) + 2NO (g)
Kc
NO Cl22] [NO].2.[Cl 22 [NOCl] NOCl
2 H2 (g) + O2 (g)
2
b) Orden creciente: D), B), A), C).
3. a) 1,00. b) No se modifica.
4. Kc= 6,42.105 5. 2,27 mol
179
Química en ejercicios
6.
9. Equilibrio químico
a) Kc= 4,46 b) 2 SO2 (g)
Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio Concentración molar en el equilibrio
+
O2 (g)
⇄
2 SO3 (g)
1,20 mol 0,840 mol 0 0,360 mol
2,25 mol 0,420 mol 0 1,83 mol
0 0 0,840 mol 0,840 mol
0,240 M
1,22 M
0,560 M
c) Elaboren el gráfico correspondiente. Los valores son: n SO2, de 1,20 mol a 0,360 mol; nO2, de 2,25 mol a 1,83 mol y n SO3, de 0 a 0,840 mol.
7. a)
N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio
+
1,00 mol x 0 1,00 - x
3 H2 (g)
2,00 mol 3x 0 2,00 - 3x
2 NH3 (g) 0 0 2x 2x
b)
N2 (g) Cantidad inicial Cantidad que reacciona Cantidad que se forma Cantidad en equilibrio
+
3 H2 (g)
0 0 x x
8. a) Kc = 0,667 b) Los valores son: nI2, de 0,0300 mol a 0,024 mol.
180
0 0 3x 3x
2 NH3 (g) 3,00 mol 2x 0 3,00 – 2x
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
9. a) [NO] = 8,00 M b)
Los valores son: [NO], de 0 a 8,00 M.
10. a) No, evoluciona hacia productos; b) [NOBr]: disminuye; c) [Br2] y [NO]: aumentan. 11. a) y b) Elaboren las justificaciones correspondientes.
12. a) i) menor ; ii) A) b) Los valores son: [I2] = [H2]: de 0 a 0,0515 M
13. a) 0,300 M b) Los valores son: [H2], de 0 a 0,300 M; [N2], de 0 a 0,100 M.
181
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
c) Endotérmica. Elaboren la justificación correspondiente.
14. a) 0,0164 M b) Los valores son: nNO2, de 0 a 0,0328 mol; nN2O4 , de 0,0200 mol a 0,00360 mol.
c) N2O4 disminuye. Elaboren la justificación correspondiente.
Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. Kc= 0,0250
2. a) Evoluciona hacia producto; b) Kc = 4,16
3. Kc = 68,1
4.
[H2]= [I2]= 0,0570 M; [HI]= 0,386M
5.
a) No, evoluciona hacia productos; b) ii) Kc > Qc
182
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
6. a) No. Elaboren la explicación correspondiente. b)
2 NO (g) Cantidad inicial Cantidad en equilibrio
1,00 mol 1,00 - 2x
N2 (g) 0,500 mol 0,500 + x
+
O2 (g) 0 x
7. a) 2 AJ ⇄ A2 + J2 b) El 1 está en equilibrio. El 2 evoluciona hacia productos.
8. a) Aumentar la temperatura. b) Disminuir la presión. c) Disminuir la cantidad de oxígeno. d) Aumentar cantidad de SO3. 9. A)
a) Aumenta la concentración de producto. Kc no cambia. b) Disminuye la concentración de producto. Kc disminuye. c) Aumenta la concentración de producto. Kc no cambia.
B)
a) Aumenta la concentración de producto. Kc no cambia. b) Aumenta la concentración de producto. Kc aumenta. c) Aumenta la concentración de producto. Kc no cambia.
10. a) Qc < Kc, el sistema evoluciona hacia productos. Elaboren la justificación correspondiente. b) 1,40 mol
183
Química en ejercicios
9. Equilibrio químico
11. a) [H2] = [F2] = 0,25 M b) Los valores son: HF de 0,900 M a 0,400 M; [H2]: de 0 a 0,250 M.
c) Aumenta. Elaboren la justificación correspondiente.
12. a) i) 1,20 M ; ii) 43,2 b) Elaboren el gráfico correspondiente. Los valores son: nO2, de 0 a 12,0 mol. c) No se modifica. Elaboren la justificación correspondiente.
184
10. Equilibrio ácido-base
Antes de resolver los ejercicios correspondientes a este capítulo, es importante, para afianzar sus conocimientos, que realicen un recorrido por los siguientes contenidos teóricos:
Teoría de Brönsted y Lowry, ácido y base. Solución ácida, solución básica, solución neutra, ácido fuerte, ácido débil, base fuerte, base débil, pH y pOH. Constante de ionización del agua (Kw), constante de ionización de un ácido (Ka), constante de ionización de una base (Kb), pH y pOH.
Ecuación de ionización o disociación en agua; Fuerza de un ácido; relación entre el valor del pKa y la fuerza de un ácido, y relación entre el valor del pKb y la fuerza de una base. Solución reguladora condiciones para que sea efectiva. Acción reguladora y acción de una solución amortiguadora ante el agregado de pequeñas cantidades: a) de un ácido fuerte y b) de una base fuerte. Intervalo de pH en que una solución amortiguadora regula adecuadamente.
Condiciones para lograr la máxima capacidad reguladora. Disolución moderada de una solución reguladora y su influencia en el valor de pH.
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
Importante En la resolución de los ejercicios correspondientes a este tema, hay que tener en cuenta que: las soluciones son acuosas y se encuentran a una temperatura de 25 ºC; los volúmenes se consideran aditivos, dado que el error que se comete no es significativo para los resultados esperados; los valores de pH, pOH, pKa y pKb se informan con dos decimales. Para las respuestas hay que utilizar el mismo criterio.
Bloque 1 1. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) Un ácido fuerte es aquel que en solución acuosa se encuentra parcialmente ionizado. b) En una solución básica, el pOH es menor que el pH. c) Se denomina base a la especie que en solución acuosa capta un ion hidrógeno. d) El pH de una solución ácida es siempre mayor que 7,00. e) En una solución neutra se cumple que: pH = pOH = 7,00, a cualquier temperatura. f) El pOH es una medida de la concentración de iones hidróxido. g) Una base fuerte es aquella que en solución acuosa se encuentra totalmente disociada. h) La ionización de un ácido débil es un proceso reversible. i) Volúmenes diferentes de la misma solución presentan distintos valores de pH. RESPUESTA
186
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
2. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa
Ecuación de ionización
Especies presentes en el sistema final
HBr (ácido fuerte) HNO2 (ácido débil) HF (ácido débil) HClO4 (ácido fuerte) NH3 (base débil) (CH3)3N (base débil)
b) Escriban los pares ácido/base conjugados de los ácidos y de las bases débiles. RESPUESTA
3. Se dispone de cinco tubos de ensayo que contienen agua destilada a los que se les agrega, respectivamente, las siguientes sustancias: a) tubo 1: NaOH b) tubo 2: H2SO4 c) tubo 3: CH3COOH d) tubo 4: NH3 e) tubo 5: NaCl Predigan si el valor del pH en cada tubo de ensayo, aumenta, disminuye o no cambia, luego del agregado de cada sustancia. RESPUESTA
4. a) Completen el siguiente cuadro según corresponda: Solución acuosa
A
HClO4
B
HClO4
C
NaOH
D
NaOH
E
Ba(OH)2
F
Ba(OH)2
Molaridad de la solución
[H3O ]
[OH ]
pH
pOH
4,00 2,54.10-2 M 1,00.10-4 M 2,34.10-12 M 1,00.10-4 M 3,89 187
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
b) Indiquen el orden creciente de acidez de las soluciones que tienen la misma concentración. RESPUESTA
5. En dos matraces aforados se preparan dos soluciones: Matraz l: 100 mL de HNO3 0,200M Matraz 2: 200 mL HI 0,100M a) Escriban la ecuación de ionización de cada ácido. b) Indiquen cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas (C): A) [H3O ] l= [H3O ] ll B) pHl < pHll C) pOHl < pOHll D) [OH ] ll > [OH ] l E) n NO3 l = nI-ll F) n H3O
ll
> n H3O
l
RESPUESTA
6. Un recipiente contiene 800 mL de solución 1,11 % m/V de HClO4. Indiquen para la misma: a) el número de aniones perclorato ( ClO4 ); b) las fórmulas de todas las especies presentes; c) el pH; d) la concentración molar; e) si su acidez es mayor, menor o igual que la de una solución de un ácido HX 0,0500 M. RESPUESTA
188
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
7. Se disuelven 975 mg de Ca(OH)2 en 1,00 L de agua, sin cambio apreciable de volumen. a) Calculen el pH de la solución. b) Indiquen si el pH de esta solución es mayor, menor o igual que el de una solución de KOH de la misma concentración molar. Justifiquen la respuesta sin realizar cálculos. c) Escriban las fórmulas de las especies iónicas comunes a ambas soluciones. RESPUESTA
8. Indiquen si las siguientes afirmaciones son correctas (C) o incorrectas (I). Justifiquen las respuestas. a) El pH de una solución de un ácido muy diluido puede ser mayor que 7. b) El pOH de una solución de una base débil siempre es menor que el pOH de una solución de una base fuerte. c) A mayor valor de Ka, mayor es la ionización del ácido. d) El valor de Kb solo se modifica si cambia la temperatura. e) En una solución de una base débil, siempre se cumple que pOH [OH ] c) pOH > 7,00 d) pH > 7,00 RESPUESTA
4. Calculen: pH, pOH, [H3O ] y [OH ] , según corresponda, para: a) [H3O ] = 2,45.10-4 M
c) pOH = 5,05
b) [OH ] = 3,87.10-10 M
d) pH = 7,38
RESPUESTA
5. Se dispone de las siguientes soluciones:
a) 1,50 L de solución que contienen 0,400 mol de HBr b) 10,0 mL de solución de HCl 2,50 % m/m, (ρ = 1,025 g.cm-3) c) 2,50 L de solución que contienen 21,4 g de Ba(OH)2 Calculen la concentración de iones oxonio y el pOH para cada una de las soluciones. RESPUESTA
198
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
6. Sin realizar cálculos, indiquen cuál de las siguientes soluciones de la misma concentración molar presenta mayor acidez:
a) CH3COOH (aq); Ka= 1,78.10-5 b) HCOOH (aq); Ka= 1,78.10-4 c) CH3CH2 COOH (aq); Ka=1,40.10-5 d) C6H4OHCOOH (aq); Ka= 1,07.10-3 e) C6H5COOH (aq); Ka= 6,50.10-5 RESPUESTA
7. El pH de una solución acuosa de HF (Ka= 6,76.10-4) es de 4,25. Calculen la concentración molar de ácido fluorhídrico presente en el equilibrio. RESPUESTA
8. El pH de una solución acuosa de CH3NH2 (Kb = 4,37.10-4) es de 9,00. Si se dispone de 350 mL de la misma, calculen: a) [CH3NH2]eq b) la cantidad, expresada en moles, de ácido conjugado presente. RESPUESTA
9. Se disuelven 0,0500 mol de una base B en agua hasta un volumen final de 200 mL. El pH de la solución es de12,20. a) Escriban la ecuación de ionización de la base B. b) Calculen el valor de la constante de basicidad de B. RESPUESTA
10. Se disuelve una determinada masa de CH3COOH (Ka=1,78.10-5) en agua y se prepara 1,50 L de solución de pH igual a 3,00. La ionización del ácido acético en agua es una reacción endotérmica. a) Calculen la masa de ácido acético disuelta. b) Indiquen:
i) si el pH de la solución aumenta, disminuye o no cambia al agregarle acetato de sodio; 199
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
ii) si el valor de Ka aumenta, disminuye o no cambia al aumentar la temperatura. RESPUESTA
11. El pH de una solución acuosa de ácido propanoico es de 2,54. a) Escriban la ecuación de ionización del ácido (utilicen la fórmula semidesarrollada). b) Calculen qué volumen de solución se puede preparar a partir de 22,2 g de ácido propanoico. Datos: M(C3H6O2) = 74 g/mol
pKa(C3H6O2) = 4,85
RESPUESTA
12. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa
Molaridad de la solución
C6H5COOH (ka = 6,50.10-5)
1,00.10-3 M
HCOOH (ka = 1,78.10-4)
1,00.10-3 M
(CH3)3N (kb = 7,40.10-5)
1,00.10-1 M
(CH3)2NH (kb = 7,40.10-4)
1,00.10-1 M
[H3O ]
[OH ]
pH
pOH
b) Escriban la fórmula de la base conjugada más fuerte de los ácidos indicados en la tabla. Justifiquen la respuesta. c) Expliquen por qué:
i) las soluciones ácidas tienen diferentes valores de pH; ii) las soluciones básicas tienen diferentes valores de [OH ] . RESPUESTA
13. Calculen el pH de las siguientes soluciones de HClO (pKa(HClO) = 7,54): a) 0,275 M b) 6,45.10-4 M RESPUESTA
200
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
14. Calculen el pH de las siguientes soluciones de piridina (Kb(C5H5N)= 1,66.10-9): a) 0,500 M b) 4,25.10-5 M RESPUESTA
15. a) Completen la siguiente tabla: Solución acuosa
Molaridad de la solución
[H3O ]
[OH ]
pH
pOH
1,00.10-11 M
HNO3 CH3COOH (Ka = 1,78.10-5)
3,90 1,00.10-13 M
KOH CH3NH2 (Kb = 4,37.10-4)
1,00.10-1 M
b) Expliquen por qué:
a) las soluciones ácidas tienen diferentes valores de pH; b) las soluciones básicas tienen diferentes valores de [OH ] . RESPUESTA
16. El pH de una solución 5,00.10-3 M de propilamina (CH3CH2CH2NH2) es de 11,08. a) Calculen: i) el valor de Kb de la propilamina; ii) el valor del Ka del ácido conjugado; iii) la concentración molar de la propilamina en el equilibrio. b) Indiquen si el pH de la solución aumenta, disminuye o no cambia al agregar una pequeña cantidad de cloruro de propilamonio sólido (CH3CH2CH2NH3Cl). RESPUESTA
17. Ordenen en forma creciente de molaridad las siguientes soluciones de pH igual a 9,00. a) NH3 (pKb = 4,75) b) CH3NH2 (Kb = 4,37.10-4) c) Ca(OH)2 RESPUESTA 201
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
18. Ordenen las siguientes bases según su fuerza básica decreciente: a) NaOH b) CH3COOH (pKa = 4,75) c) C2H5NH2 (Kb = 5,01.10-4) d) C5H5N (Kb = 1,66.10-9) RESPUESTA
19. En un recipiente se preparan 400 mL de solución acuosa que contienen 3,26 g de (CH3)3N (trimetilamina). El pH de la solución es de 11,50.
a) Calculen: i)
el valor del pKb de la base;
ii) el valor de Ka del ácido conjugado; iii) la concentración molar de la base en el equilibrio. b) Indiquen cómo varía el pH del sistema si:
i)
al bajar la temperatura, el pKb de la base aumenta; justifiquen la respuesta;
ii) se agrega una pequeña cantidad de (CH3)3NHCl (cloruro de trimetilamonio). Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
20. Se desean preparar 5,00 L de solución de HBr de pOH igual a 12,30. Calculen: a) el volumen de solución 1,50 % m/V de HBr necesario; b) el pH de la solución concentrada. RESPUESTA
21. Se diluyen 25,0 mL de una solución de KOH hasta obtener 500 mL de una solución cuyo pH es de 11,70. Calculen: a) la masa de KOH disuelta; b) el pH de la solución inicial. RESPUESTA
202
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
22. Calculen el volumen de solución 10,5 % m/m de HCl (ρ = 1,05 g/cm3) necesario para preparar 5,00 L de solución de pH = 1,30. RESPUESTA
23. Al agregar 450 mL de agua a 150 mL de una solución de HCl, se obtiene una solución 4,20.10-4 M. Calculen: a) la molaridad de la solución inicial; b) la variación de pH. RESPUESTA
24. Se diluyen 220 mL de una solución acuosa 0,0300 M de NaOH hasta un volumen de 950 mL. Calculen para la solución diluida:
a) la concentración molar; b) la [OH ] ; c) el pH. RESPUESTA
25. Se preparan 750 mL de una solución acuosa disolviendo 1,26 g de KOH (M = 56,1 g/mol) en agua. a) Calculen: i) el pOH de la solución; ii) el pH de la solución que se obtiene al diluir 100 mL de la solución original hasta un volumen de 300 mL. b) Indiquen: i)
las fórmulas de las especies iónicas presentes en la solución final;
ii) si la basicidad de la solución inicial es mayor, menor o igual a la de una solución 0,0300 M de Ba(OH)2 RESPUESTA
26. Se dispone de 50,0 mL de una solución de un ácido fuerte de pH igual a 2,35. Calculen el volumen de agua que es necesario agregar para que el pH de la solución final sea de 3,00. RESPUESTA
203
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)
el pH de la solución que se obtiene al diluir 100 mL de la misma hasta un volumen de 250 mL.
RESPUESTA
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
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
iii)el pOH de la solución reguladora; iv) el pH del ácido más débil. b) Indiquen: i) el intervalo de pH dentro del cual la solución E) tiene poder regulador aceptable; ii) si la solución resultante de mezclar las soluciones C) y D), presenta carácter ácido, básico o neutro. Justifiquen la respuesta. RESPUESTA
40. Dadas las siguientes soluciones acuosas de igual concentración molar a 25 ºC: A) 100 mL de NaOH B) 350 mL de HCl 0,365 % m/V C) 500 mL de ácido benzoico C6H5COOH, Ka = 6,50.10 – 5 D) 200 mL de HNO3 E) 200 mL de NaNO2 (pKa (HNO2) = 3,34) F) 500 mL de benzoato de sodio a) Calculen: i)
el pH de la solución que se obtiene por el agregado de 1,50 L de agua a la solución B);
ii) la concentración molar del anión benzoato en el equilibrio en la solución C); iii) el pH de la solución formada al mezclar la solución C) y la solución F); iv) el valor del Kb del ion benzoato.
b) Escriban la ecuación de: i) ionización del ácido benzoico; ii) disociación del NaNO2 y de hidrólisis del ion nitrito; iii) la ecuación que representa la reacción que se produce al agregar una pequeña cantidad de ácido fuerte a la solución obtenida al mezclar las soluciones C) y F).
c) Representen gráficamente la variación de las concentraciones del ácido benzoico y de su base conjugada en función del tiempo.
d) Ordenen en forma creciente de acidez las soluciones A), C) y D). RESPUESTA
208
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
Respuestas Bloque 1
Volver a los ejercicios del Bloque 1
1. a) I b) C c) C d) I e) I f) C g) C h) C i) I Elaboren las justificaciones correspondientes.
2. a) Solución Acuosa
Ecuación de ionización
Especies presentes en el sistema final
HBr (ácido fuerte)
HBr + H2O → H3O + Br–
H2O, H3O , OH , Br-
HNO2 (ácido débil)
HNO2 + H2O ⇄ H3O + NO2
H2O, H3O , OH NO2 ,
HF (ácido débil) HClO4 (ácido fuerte)
HF+ H2O ⇄ H3O + F
HNO2 H2O, H3O , OH , HF, F-
–
HClO4 + H2O → H3O + ClO4
H2O, H3O , OH ,
ClO4 –
NH3 (base débil)
NH3 + H2O
⇄ NH4 + OH
(CH3)3N (base débil)
(CH3)3N + H2O ⇄ (CH3)3NH+ + OH–
H2O, H3O , OH , NH3, NH4 H2O, H3O , OH , (CH3)3NH+, (CH3)3N
b) HNO2 (ácido débil): H3O /H2O ; H2O/ OH ; HNO2 / NO2 HF (ácido débil): H3O /H2O ; H2O/ OH ; HF/FNH3 (base débil): H3O /H2O; H2O/ OH ; NH4 / NH3 (CH3)3N (base débil): H3O /H2O ; H2O/ OH ; (CH3)3NH+/(CH3)3N
3. a) Aumenta; b) disminuye; c) disminuye; d) aumenta; e) no cambia.
209
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
4. a)
A B C D E F
Solución acuosa
Molaridad de la solución
[H3O ]
[OH ]
pH
pOH
HClO4 HClO4 NaOH NaOH Ba(OH)2 Ba(OH)2
1,00.10-4 M 2,54.10-2 M 1,00.10-4 M 4,27.10-3 M 1,00.10-4 M 6,45.10-5 M
1,00.10-4 M 2,54.10-2 M 1,00.10-10 M 2,34.10-12 M 5,01.10-11 M 7,76.10-11 M
1,00.10-10 M 3,98.10-13 M 1,00.10-4 M 4,27.10-3 M 2,00.10-4 M 1,29.10-4 M
4,00 1,60 10,00 11,63 10,30 10,11
10,00 12,40 4,00 2,37 3,70 3,89
b) E: Ba(OH)2; C: NaOH ; A: HClO4 5.
a)
Solución acuosa
Ecuación de ionización
HNO3
HNO3 + H2O → H3O+ + NO3
HI
HI + H2O → H3O+ + I–
b) B) D) E)
6. a) 5,32.1022 b) [H3O ] , [ClO4-] , [OH ] , H2O c) pH = 0,96 d) [HClO4]= 0,110 M e) mayor
7. a) pH = 12,42 b) mayor. Elaboren la justificación correspondiente. c) OH y H3O
210
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
8. a) I b) I c) C d) C e) C f) I Elaboren las justificaciones correspondientes.
9. a) i) HF + H2O ⇄ H3O
+ F–
ii) H3O / H2O ; H2O/ OH ; HF/ F– iii) Ka
[H3O ].[F ] [HF]
iv) H2O ; H3O ; OH ; HF ; F– b) A), D). Elaboren las justificaciones correspondientes.
10. a) i) 6,31.10-6 ; ii) pKa = 5,20 b) iv)
11. a)
i) H2NNH2 + H2O ⇄ H2 NNH3 + OH ii) H2 NNH3 /H2NNH2 ; H3O /H2O ; H2O/ OH iii) Kb [H2 NNH3 ].[OH ] [H2 NNH2 ] iv) H2 NNH3 ; H2NNH2 ; H2O ; OH ; H3O
b) i) 1,05.10-6 M ; ii) 5,62.10-9 M 12. a) 2,50.10-3 mol b) Elaboren el gráfico correspondiente. Los valores son: [HNO2], de 1,25,10-3 M a 6,88.10-4 M y [NO-2], de 0 a 5,62.10-4 M
13. a) H3O /H2O ; H2O/ OH ; C6H7NH+ /C6H7N b) 1,38 g c) disminuye. Elaboren la justificación correspondiente. 211
Química en ejercicios
14. a) HCOOH + H2O ⇄
10. Equilibrio ácido-base
HCOO + H3O
b) H2O ; H3O ; OH ; HCOOH; HCOO c) i) pOH = 11,19 ; ii) 5,62.10-11
15. a) HA. Elaboren la justificación correspondiente. b) [HA]i= 1,79 .10-3 M ; [HX]i= 6,42.10-5 M c) En los puntos a) y b) se cumple que [HA] > [HX]
16.
a)
i) Kb
[CH3NH3 ].[OH ] [CH3NH2 ]
ii) CH3NH3 ; CH3NH2 ; H2O; OH ; H3O b)
i) pH = 11,91 ; ii) 8,15.10–3 M
c)
Aumenta.
17. a) b)
i) 6,75.10 -4 ; ii) pH = 2,38 ; iii) 1,25.10-2 mol i) F-, OH ; H3O ; ii) mayor
18. a) HNO3 + H2O → H3O+ + NO3 b) i) 2,00.10-3 M ii) 0,200 M ; iii) pOH =11,30 c) Iones oxonio, iones hidróxido, iones nitrato.
19. a) i) 300 mL ; ii) pH = 1,32 b) Menor. c) Disminuir la temperatura. Elaboren la justificación correspondiente.
212
Química en ejercicios
20. a)
10. Equilibrio ácido-base
H2O
i) NH4NO3
NO3 (aq) + NH4 (aq)
ii) NH4 + H2O ⇄ NH3 + H3O iii) H2O ; OH ; H3O ; NO3 ; NH4 ; NH3 b) i) Ka= 5,62.10-10 ii) 1,06.10-5 M
Soluciones reguladoras de pH 21. a) C b) I c) C d) I e) C f) I Elaboren las justificaciones correspondientes.
22.
a) y d)
23. a) pH(sc1) = 4,19, pH(sc2) = 10,94 b) C6H5COONa
H2O
C6H5COO (aq) + Na+ (aq)
C6H5COOH + H2O ⇄ C6H5COO + H3O CH3NH3Cl
H2O
Cl (aq) + CH3NH3 (aq)
CH3NH2 + H2O ⇄ CH3NH3 + OH
24. pH = 3,26 25. a) pH= 11,01 b) No. c) Sí. d) pH= 9,25 e) i) disminuye (mínimamente); ii) aumenta (mínimamente).
26. a) 1,32 b) Aumenta. 213
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
27. a) 0,646 mol b) KOH c) OH + C6H5COOH → H2O + C6H5COO
28.
a) i) pH = 3,04 ; ii) 0,100 M b) i) C) NO2- / HNO2 aumenta; ii) OH + HNO2 →
H3O + NO2
29. b)
30. a) 7,08.10-10 b) i) H3O
y CH3CH2COOH
ii) H3O + CH3CH2COO → H2O + CH3CH2COOH
31.
a) ∆pH = 4,00 b) ∆pH = 1,30.10-3
32. a) i) pH = 10,10 ; ii) 2,00 ; iii) ∆pH= -0,40 b) i) 9,40 − 11,40 ; ii) no cambia.
Bloque 2
Volver a los ejercicios del Bloque 2
1. 2 H2O ⇄ H3O + OH ; endotérmica. Elaboren la justificación correspondiente.
2. a) pH = 2,33 y pOH = 11,67 b) pH = 12,75 y pOH = 1,25 c) pH=0,125 y pOH= 13,88 d) pH = 10,70 y pOH = 3,30
214
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
3. a) y d)
4.
a) b) c) d)
pH
pOH
[H3O ]
3,61 4,59 8,95 7,38
10,39 9,41 5,05 6,62
2,45.10-4 M 2,57.10-5 M 1,12.10–9 M 4,17.10–8 M
[OH ] 4,07.10-11 M 3,87.10-10 M 8,91.10–6 M 2,40.10–7 M
5. a) [H3O ] = 0,267 M ; pOH= 13,43 b) [H3O ] = 0,702 M ; pOH= 13,85 c) [H3O ] = 1,00.10 -13 M; pOH= 1,00
6. d)
7. 4,68.10-6 M 8. a) 2,29.10-7 M ; b) 3,50.10-6 mol
9. a) B + H2O
⇄
BH+ + OH–
b) 1,07.10-3
10. a) 5,15 g b) i) aumenta; ii) aumenta.
11. a) CH3CH2COOH + H2O ⇄ H3O + CH3CH2COO b) 508 mL
215
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
12. a) Solución acuosa
Molaridad de la solución
[H3O ]
C6H5COOH (ka= 6,31.10-5) 1,00.10-3 M 2,25.10-4 M -4 -3 HCOOH (ka = 1,70.10 ) 1,00.10 M 3,42.10-4 M -5 -1 (CH3)3N (kb = 7,40.10 ) 1,00.10 M 3,72.10-12 M (CH3)2NH (kb = 7,40.10-4) 1,00.10-1 M 1,20.10-12 M b) C6H5COO . Elaboren la justificación correspondiente.
[OH ]
pH
pOH
4,47.10-11M 2,95.10-11 M 2,68.10-3 M 8,25.10-3 M
3,65 3,47 11,43 11,92
10,35 10,53 2,57 2,08
c) Elaboren las explicaciones correspondientes.
13. a) pH = 4,05 ; b) pH = 5,37
14. a) pH = 9,46 ; b) pH = 7,42
15. a) Solución acuosa HNO3 CH3COOH (ka = 1,78.10-5) KOH CH3NH2 (kb = 4,37.10-4)
Molaridad de la solución 1,00.10-3 M 1,00.10-3 M 1,00.10-1 M 1,00.10-1 M
[H3O ]
[OH ]
pH
pOH
1,00.10-3 M 1,26.10-4 M 1,00.10-13 M 1,55 .10-12 M
1,00.10-11 M 7,94.10-11 M 1,00.10-1 M 6,40.10-3 M
3,00 3,90 13,00 11,81
11,00 10,10 1,00 2,19
b) Elaboren las explicaciones correspondientes.
16. a) i) 3,80.10–4 ; ii) 2,63.10-11; iii) 3,80.10-3 M b) Disminuye.
17. c), b), a)
18. a), c), d), b) 19.
a) i) pKb = 4,13; ii) 1,35.10 -10 ; iii) 0,135 M b) i) disminuye; ii) disminuye. Elaboren las justificaciones correspondientes.
216
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
20. a) 540 mL ; b) pH = 0,733
21. a) 0,140 g ; b) pH = 13,00
22.
82,8 mL
23.
a) 1,68.10-3 M; b) ∆pH = 0,61
24.
a) 6,95.10-3 M ; b) 6,95 .10-3 M ; c) pH = 11,84
25. a) i) pOH = 1,52 ; ii) pH = 12,00 b) i) H3O ; OH y K+ ; ii) menor.
26. 173 mL
27. a) i) pH = 11,71 ; ii) no cambia. Elaboren la justificación correspondiente. b) i) pOH = 3,29 ; ii) [H3O+]= 1,95.10-11 M
28. a) 992 mL ; b) 13,70 ; c) 1,26.10–2 M
29. a) pKa = 7,30 ; b) 2,00.10-7 ; c) pH = 5,20
30. a) neutro; b) y e) ácido; c), d) y f) básico
31. a) i)
C6H5COONa
H2O
C6H5COO (aq) + Na+ (aq)
ii) C6H5COO + H2O ⇄ C6H5COOH + OH b) i) pKb = 9,81 ; ii) pH = 9,03
217
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
Soluciones reguladoras de pH 32. c) CH3NH2 y e) CH3NH3Cl 33. a) y c) 34. a) 4,79 10-10 b) NaCN
H2O
Na+ (aq) + CN (aq)
HCN + H2O ⇄ CN + H3O c) 8,32 – 10,32
35. a) i) pH = 3,29 ; ii) pH = 3,29. Elaboren la justificación correspondiente. b) Disminuye.
36. a) 6,09 g b) Disminuye. Elaboren la explicación correspondiente.
37. a) Por ejemplo: NaCN ; C5H5NHCl ; C2H4OHCOOK b) B) c) 0,723 M d) OH + C5H5NH+ → H2O + C5H5N
38. a)
i) HCOONa
H2O
HCOO + Na+
HCOOH + H2O ⇄ H3O+ + HCOO ii) H3O + HCOO → H2O + HCOOH b) ∆pH = - 0,04
218
Química en ejercicios
10. Equilibrio ácido-base
39. a) i) pH= 11,30 ; ii) V= 235mL ; iii) pOH=11,01 ; iv) pH= 2,23 b) i) de 1,12 hasta 3,12 ; ii) carácter ácido. (El KOH se neutraliza totalmente formando HCOOK y H2O, queda HCOOH sin reaccionar, por lo tanto, la solución resultante presenta carácter ácido.) Completen la justificación correspondiente.
40. a)
i) pH = 1,72 ; ii) 2,52.10-3 M ; iii) pH = 4,19 ; iv) 1,54.10-10
b)
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. Los valores son: [C6H5COOH]: de 0,100 M a 9,75.10-2 M ; [C6H5COO–]: de 0 a 2,52.10-3 M. d) A) < C) < D)
219
Química en ejercicios
220
10. Equilibrio ácido-base
LITIO
1; 2
2
4
[Rn] 7s1
2
0,70
1
RADIO
2
[Rn] 7s2
(226,0) 226
Ra
[Xe] 6s
ITRIO
2
139
1
[Rn] 6d17s2
ACTÍNIDOS
3
39
7
6
1,10
3
89
1,10
3
57
1,22
ACTÍNIO
(227,0) 227
Ac
[Xe] 5d 6s
138,9
3
21
1,36
LANTANO
La
89 [Kr] 4d15s2
88,91
Y
45 [Ar] 3d14s2
44,96
ESCANDIO
Sc
3
LANTÁNIDOS
0,90
2
88
BARIO
87
Ba
137,3 0,89 135;136;137;138
1
0,79
FRANCIO
1
(223,0) 223
Fr
[Xe] 6s
133
CESIO
132,9
Cs
56
2
55
ESTRONCIO
Sr
87,62 0,95 84; 86; 87; 88 [Kr] 5s2
1
85,47 0,82 85; 87 [Kr] 5s1
RUBIDIO
Rb
38
2
37
CALCIO
40,08 1,00 40, 42, 43, 44 [Ar] 4s2
Ca
20
1
19
POTASIO
24,31 1,31 24; 25; 26 [Ne] 3s2
2
12
1,57
MAGNESIO
Mg
9 [He] 2s2
9,012
BERILIO
Be
2
0,93
1
11
0,98
1
3
2,20
1
1
39,10 0,82 39; 41 [Ar] 4s1
K
23 [Ne] 3s1
22,99
SODIO
Na
6; 7 [He] 2s1
6,938
Li
1s1
1,008
HIDRÓGENO
1
Símbolo
5
TITANIO
3, 4
22
4
HAFNIO
4
2
2
--
104
CERIO
1
1
2
2
232
[Rn]6d 7s
2
TORIO
232,0
Th
[Xe]4f 5d 6s
3
181
Pr
58
1,30
3
90
0
141
2
2
1
231
2
[Rn]5f 6d 7s
231,0
1,50
4, 5
91
PROTACTINIO
Pa
3
[Xe]4f 5d 6s
140,9
1,13
3,4
59
--
--
105
PRASEODIMIO
[Rn]5f146d37s2
(268,1) 268
3, 4
2
5
73 1,50
DUBNIO
Db
14
[Xe]4f 5d 6s
180,9
3, 5
41 1,60
TANTALIO
Ta
93 [Kr] 4d45s1
92,91
NIOBIO
Nb
51 [Ar] 3d34s2
1,63
23
2 ,3, 4, 5
VANADIO
50,94
V
--
140,1 1.12 140,142
Ce
[Rn]5f146d27s2
(263,1) 263
RUTHERFORDIO
Rf
14
[Xe]4f 5d 6s
178,5 1,30 177,178,179,180
Hf
72
91,22 1,33 90, 91, 92, 94 [Kr] 4d25s2
CIRCONIO
Zr
40
47,87 1,54 46, 47, 48, 49 [Ar] 3d24s2
Ti
Configuración electrónica
Nombre Masa atómica promedio (u)
4
24
2, 3, 6
CROMO
2,3,4,5,6
2,3,4,5,6
4
2
--
3
60
0
2
3
1
238
2
[Rn] 5f 6d 7s
1,38
92
3,4,5,6
URANIO
238,1
U
4
[Xe]4f 5d 6s
144,2 1,14 142,143,145,146
NEODIMIO
Nd
[Rn]5f146d47s2
(271,1) 271
--
106
SEABORGIO
Sg
14
[Xe]4f 5d 6s
183,8 2,36 182, 184, 186
TUNGSTENO
W
74
95,96 2,16 92, 95, 96, 98 [Kr] 4d55s1
MOLIBDENO
Mo
42
52,00 1,66 52, 53, 54 [Ar] 3d54s1
Cr
24,31 1,31 24; 25; 26 [Ne] 3s2
2
12
MAGNESIO
Mg
6
8
9
10
5
185
2
0
2
1
2
1,36
3,4,5,6
93
HIERRO
2, 3
26
2,3,4,6,8
2,3,4,6,8
OSMIO
2
2, 3
62
0
2
5
1
2
[Rn]5f 6d 7s
(244,1) 244
1,28
94
3,4,5,6
PLUTONIO
Pu
6
[Xe]4f 5d 6s
150,4 1,17 149,150,152,154
SAMARIO
Sm
[Rn]5f146d67s2
--
--
108 HASSIO
6
(269,1) 269
Hs
14
[Xe]4f 5d 6s
190,2 2,20 188,189,190,192
Os
76
101,1 2,20 99,101,102,104 [Kr] 4d75s1
RUTENIO
Ru
44
55,85 1,83 54, 56,57, 58 [Ar] 3d64s2
Fe
Elementos representativos
4
[Rn]5f 6d 7s
(237,0) 237
3
1,13
NEPTUNIO
Np
5
[Xe]4f 5d 6s
144,91 145
--
61
PROMETIO
Pm
[Rn]5f146d57s2
(270,1) 270
--
107
BOHRIO
Bh
14
[Xe]4f 5d 6s
1,90
75
1,90
4, 7
43
-1,2,4,6,7
RENIO
186,2
Re
98 [Kr ] 4d55s2
(97,91)
TECNECIO
Tc
55 [Ar] 3d54s2
54,94
1,55
25
2,3,4,6,7
MANGANESO
Mn
IRIDIO
77
7
2
2, 3
63
--
0
2
0
2
1,13
NÍQUEL
2, 3
28
2, 4
PLATINO
2, 4
9
1
3
64
1
2
7
1
2
[Rn] 5f 6d 7s
(247,1) 247
CURIO
Cm
7
[Xe] 4f 5d 6s
COBRE
1, 2
29
PLATA
1
10
197
0
2
8
1
2
[Rn] 5f 6d 7s
(247,1) 247
1,30
3, 4
97
1,10
3, 4
65
--
BERKELIO
Bk
9
[Xe]4f 5d 6s
159
TERBIO 158,9
Tb
[Rn]5f146d107s1
(280,2) 280
--
111
1
2,54
1, 3
ROENTGENIO
Rg
14
ORO
[Xe]4f 5d 6s
197,0
Au
79
107,9 1,93 107, 109 [Kr] 4d105s1
Ag
47
63,55 1,90 63, 65 [Ar] 3d104s1
Cu
11
ZINC
12
2
30
2
1, 2
10
3
66
--
0
2
9
1
2
[Rn] 5f 6d 7s
(251,1) 251
1,30
3
98 CALIFORNIO
Cf
10
[Xe] 4f 5d 6s
162,5 1,22 161,162,163,164
DISPROSIO
Dy
[Rn]5f146d107s2
(283,2) 283
--
112
2
COPERNICIO
Cn
14
[Xe]4f 5d 6s
200,6 2,00 199,200,201,202
MERCURIO
Hg
80
112,4 1,69 110,111,112,114 [Kr] 4d105s2
CADMIO
Cd
48
65,38 1,65 64, 66, 67, 68 [Ar] 3d104s2
Zn
Elementos de transición interna
1,28
3
96
157,3 1,20 156,157,158,160
GADOLINIO
Gd
[Rn]5f146d97s1
(281,1) 281
--
--
110
DARMSTADTIO
Ds
14
[Xe]4f 5d 6s
195,1 2,28 194,195,196,198
Pt
78
106,4 2,20 105,106,108,110 [Kr] 4d105s0
PALADIO
Pd
46
58,69 1,91 58, 60, 61,62 [Ar] 3d84s2
Ni
Elementos de transición
7
[Rn]5f 6d 7s
(243,1) 243
95
3,4,5,6
AMERICIO
Am
7
[Xe]4f 5d 6s
152,0 1,20 151, 153
EUROPIO
Eu
[Rn]5f146d77s2
(276,1) 276
--
109
MEITNERIO
Mt
14
[Xe]4f 5d 6s
192,2 2,20 191, 193
Ir
103 [Kr] 4d85s1
2,28
2, 3, 4
45
1,88
2, 3
27
2,3,4,6
RODIO
102,9
Rh
59 [Ar] 3d74s2
58,93
COBALTO
Co
Electronegatividad (Escala de Pauling) Números másicos de los isótopos estables y/o de mayor abundancia
Número atómico Estados de oxidación más frecuentes
7
Las masas atómicas se informan con cuatro cifras significativas y fueron actualizadas a partir: Table 4 published in Pure Appl. Chem. 83, 359-396 (2011). Las masas atómicas informadas entre paréntesis corresponden a la masa de un átomo de uno de los isótopos más estables de ese elemento.
7
6
5
4
3
2
1
H
3
5
GALIO
3
31
1,61
1
INDIO
2
3
49
TALIO
2
1
1, 3
10
2
11
0
2
[Rn]5f 6d 7s
(252,1) 252
3
1,30
--
99
1,23
67
EINSTENIO
Es
0
165
11
[Xe] 4f 5d 6s
164,9
HOLMIO
Ho
[Rn]5f146d107s27p1
--
--
113 UNUNTRIO
Uut
14
[Xe]4f 5d 6s 6p
204,4 1,62 203, 204
Tl
81
114,8 1,78 113, 115 [Kr]4d105s25p1
In
10
[Ar]3d 4s 4p
69,72 1,81 69, 71
Ga
27 [Ne] 3s2 3p1
26,98
3
13
ALUMINIO
Al
[He] 2s2 2p1
BORO
13
10,81 2,04 10, 11
B
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
12,13
SILICIO
4
14
2, 4
32
2
2
2, 4
50
2
2, 4
ERBIO
0
2
12
0
2
[Rn] 5f 6d 7s
(257,1) 257
10
2
75
51
± 3, 5
3
2,18
10
209
3
3
1,30
--
0
169
13
2
0
10
2
4
10
--
--
2, 3
1,30
--
0
2
14
0
2
[Rn] 5f 6d 7s
(259,1) 259
35
±1, 3, 5, 7
BROMO
2
5
10
2, 3
70
1,30
--
1
175
14
--
2
14
1
ARGÓN
CRIPTÓN
0
36
-
0
18
-
0
10
-
0
2
2
6
XENÓN
10
0
54
10
2
6
1,30
--
1,27
3
[Rn]5f146d107s27p6
(293,2) 293
--
--
118 UNUNOCTIO
Uuo
14
0
86
2,20 [Xe]4f 5d 6s 6p
222
RADÓN (222,0)
Rn
131,3 2,60 129,130,131,132 [Kr]4d105s25p6
Xe
[Ar] 3d 4s 4p
83,80 3,00 82, 83, 84, 86
Kr
39,95 36, 38, 40 [Ne] 3s2 3p6
Ar
[He] 2s2 2p6
103
2
[Rn] 5f 6d 7s
(262,1) 262
NEÓN
3, 4
HELIO
18
20,18 20, 21, 22
Ne
2
1s
4,003
He
71
LAWRENCIO
[Xe] 4f 5d 6s
175,0
Lr
--
LUTECIO
Lu
UNUNSEPTIO
Uus
5
117
[Xe]4f 5d 6s 6p
14
--
85
2,20 2
ASTATO (210,0) 210
At
127 [Kr]4d105s25p5
2,66
53
±1 ,3, 5, 7
YODO
10
126,9
I
[Ar]3d 4s 4p
79,90 2,96 79, 81
Br
102 NOBELIO
No
14
[Xe] 4f 5d 6s
CLORO
±1, 3, 5, 7
17
3,98
-1
9
35,45 3,16 35, 37 [Ne] 3s2 3p5
Cl
173,1 1,10 171,172,173,174
YTERBIO
Yb
[Rn]5f14 6d107s27p4
(293,0) 293
LIVERMORIO
Lv
4
116
2
2,00
4, 6
[Xe]4f 5d 6s 6p
14
(209,0) 209
POLONIO
Po
84
127,6 2,10 122,124,125,126 [Kr]4d105s25p4
52
± 2, 4, 6
TELURIO
Te
[Ar] 3d 4s 4p
78,96 2,55 76, 78, 80, 82
34
± 2, 4, 6
SELENIO
Se
101
2
16
± 2, 4, 6
AZUFRE
[He] 2s2 2p5
19
FLÚOR 19,00
F
17
Hecho el depósito que marca la Ley nº 11723 Edición, actualización y diseño: Prof. Lic. María Gabriela Muñoz
13
[Rn] 5f 6d 7s
(258,1) 258
-2
8
32,07 2,58 32, 33, 34, 36 [Ne] 3s2 3p4
S
[He] 2s2 2p4
69
MENDELEVIO
Md
[Xe] 4f 5d 6s
168,9
TULIO
Tm
OXÍGENO
16
16,00 3,44 16, 17, 18
O
1,25
-[Rn]5f146d107s27p3
68
--
115
2
UNUNPENTIO
Uup
14
2,02
3, 5
[Xe]4f 5d 6s 6p
209,0
BISMUTO
Bi
83
121,8 2,05 121, 123 [Kr]4d105s25p3
ANTIMONIO
Sb
[Ar] 3d 4s 4p
74,92
33
± 3, 5
ARSÉNICO
As
31 [Ne] 3s2 3p3
2,19
15
± 3, 5
FÓSFORO
30,97
P
[He] 2s2 2p3
14,01 3,04 14, 15
100 FERMIO
Fm
12
[Xe] 4f 5d 6s
7
1, 2,±3,4, 5
15
NITRÓGENO
N
167,3 1,24 166,167,168,170
Er
[Rn]5f146d107s27p2
--
--
114
2
FLEVORIO
10
(289,1) 289
Fl
14
[Xe]4f 5d 6s 6p
207,2 2,33 206,207, 208
PLOMO
Pb
82
118,7 1,96 116,118,119,120 [Kr]4d105s25p2
ESTAÑO
Sn
10
[Ar] 3d 4s 4p
72,63 2,01 70, 72, 73, 74
GERMANIO
Ge
28,09 1,90 28, 29, 30 [Ne] 3s2 3p2
Si
[He] 2s2 2p2
2,55
6
2, ±4
CARBONO 12,01
C
14
Anexo
Anexo
Química en ejercicios
CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y REDONDEO Lic. Lidia Iñigo Supongamos que pesamos algo en una balanza. ¿Si decimos que tiene una masa de 45,8 g será lo mismo que si decimos que su masa es 45,8000 g? Evidentemente la masa es la misma, pero no es lo mismo expresar el valor en una forma u otra. Toda medición tiene un error, que es propio del instrumento de medida y de la forma en que se realiza dicha medición. La diferente forma en la se expresa el valor dado como ejemplo está indicando ese error de medición. Como regla general se toma el criterio de que la menor diferencia que se puede apreciar con el instrumento de medición es su indeterminación. Si decimos que la masa es 45,8 g estamos diciendo que la masa mínima que se puede medir con esa balanza es de 0,1 g por lo tanto ese es el error de dicha medición. En cambio si decimos que la masa es de 45,8000 g el error de la medición será entonces 0,0001 g. Por supuesto en el segundo caso el error es mucho menor y la medición es mucho más precisa.
Las cifras significativas determinan el error con que se midió una determinada magnitud. Todas las cifras distintas de cero son significativas. Los ceros a la derecha o entre dos cifras distintas de cero son significativos. Los ceros a la izquierda NO se computan como cifras significativas. En el caso de nuestro ejemplo 45,8 g está expresado con tres cifras significativas, en cambio 45,8000 g está expresado con seis cifras significativas. 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). 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. Si hacemos un cálculo y debemos expresar ese resultado con una determinada cantidad de cifras significativas, tenemos que “cortar” la cantidad de cifras. Eso es lo que se denomina redondeo.
Las reglas para el redondeo son: Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es menor a 5, la cifra que se conserva queda inalterada. Cuando la cifra siguiente a la que se va a conservar es 5 o mayor a 5, la cifra que se conserva se debe aumentar en una unidad. Ejemplo:
¿Con cuántas cifras significativas está expresado 0,0067030 kg?
Si queremos expresar este número con tres cifras significativas, la expresión correcta es 0,00670 kg ó 6,70 . 10–3 kg. Si, por ejemplo, quisiéramos expresarlo con una sola cifra significativa la expresión sería 0,007 kg ó 7 . 10–3 kg.
222
Química en ejercicios
Anexo
Si se quiere expresar una cantidad como 12.574 m con tres cifras significativas la única manera de poder hacerlo es utilizando notación científica, y se expresa como 1,26 . 10 4 m. Cuando debemos resolver un problema y el mismo tiene varios datos y, por ende, hay que hacer muchos cálculos. ¿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. Si se sacan resultados parciales, en los mismos se debe dejar por lo menos una cifra significativa más de las que se necesita tener en el resultado final.
Es importante que trabajes correctamente al hacer los cálculos, ya que si en los resultados parciales se redondea mucho, o se redondea mal se puede llegar a un resultado final muy diferente del resultado correcto. Lo importante es trabajar dejando algunas cifras más en los resultados parciales y luego redondear en el resultado final.
Respuestas
1 Está expresado con 5 cifras significativas. Observá que si se expresa en notación científica son 6,7030 . 10–3 kg, y los ceros que no son significativos desaparecen.
223
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