QUÍMICA GENERAL

QUI - 615

Plan Común de Ingeniería

Primer Semestre 2009

Instructivo General del CursoApuntes 1 : Mediciones y Cifras SignificativasApuntes 2 : Nomenclatura de Compuestos InorgánicosGuía N° 1 : Introducción a la Química. Conceptos Fundamentales.Guía N° 2 : Estructura Atómica y MolecularGuía N° 3 : Estequiometría Guía N° 4 : GasesGuía N° 5 : TermoquímicaGuía N° 6 : Soluciones y Propiedades ColigativasGuía N° 7 : Equilibrio QuímicoGuía N° 8 : Equilibrio IónicoGuía N° 9 : Oxido-Reducción

Instructivo General del Curso

I. IDENTIFICACIÓN

1.1

Nombre Química General

1.2

Código QUI–615

1.3

Requisito Ingreso

1.4

Créditos 7

1.5

Horas semanales

Teoría 4 Laboratorio 0

1.6

Ejercicio

2 Taller 0

1.7

Total horas Directas

96 Lectivas 108 Semestral

1.8

Área disciplinaria

Química

Vigencia desde 01-01-2007 Plan fa.pxx–00

II. DESCRIPCIÓN

Asignatura de carácter obligatorio, de formación básica teórica; imprescindible para estudiantes del área científica y tecnológica, que entrega los fundamentos de la ciencia Química y cuyo propósito es contribuir a la formación en ciencias básicas del futuro Ingeniero, constituyendo una importante herramienta científico - técnica y cultural.

III. OBJETIVO(S) GENERAL(ES)

Conocer y comprender aspectos químicos básicos, relacionados con fenómenos de la vida diaria y otros propios de especialidad, interrelacionándolos a su vez, con otras ciencias para su proyección a nivel tecnológico.

Aplicar los fundamentos teóricos que sustentan la sistematización de la estructura de la materia y de la energía, estableciendo relaciones cualitativas y cuantitativas en un fenómeno químico.

IV. UNIDADES TEMÁTICAS

1. Introducción y revisión de conceptos fundamentales en Química

2. Modelos atómicos. Tabla y Propiedades periódicas. Enlace químico

3. Estequiometría

4. Gases

5. Termoquímica

6. Líquidos y Soluciones

7. Reacciones químicas y equilibrio

8. Reacciones de transferencia de electrones

V. METODOLOGÍA

El profesor realizará clases expositivas-interrogativas, compartirá experiencias sobre los temas planteados, fomentando la participación de los estudiantes en actividades como trabajos ínter períodos, lecturas comentadas, trabajos cooperativos, etc. Entregará guías para la resolución de ejercicios de aplicación tanto en el aula como fuera de ella.

VI. BIBLIOGRAFÍA

BÁSICA

1

Umland Jean B., “Química General”, Editorial Internacional Thomson, México, 2000.

Ebbing Darrel, “Química General”, Editorial Mc Graw-Hill, México, 1997. Chang Raymond “Química”, Editorial Mc Graw- Hill, México, 1998. Whitten Kenneth, “Química General”, Editorial Mc Graw-Hill, México, 1992.

COMPLEMENTARIA

Brown Theodore, “Química: La Ciencia Central”, Editorial Pearson, México 2003. Masterton William, “Química. Principios y Reacciones”, Editorial Internacional

Thomson, Madrid, 2003.

CALENDARIZACION DE EVALUACIONES ASIGNATURA DE QUIMICA (QUI-615)

PLAN COMUN DE INGENIERIA

Evaluación Ponderación Fecha Hora MateriaPrueba N° 1

35 %Jueves 30 de

Abril15:45 Unidad I, II, III

ControlesParciales

(5)30%

Jueves 23 de Abril

Últimos 15 minutosde la Clase

Correspondiente

Unidad I,II Cifras, nomenclatura, modelos

Atómicos, estequiometría…

Martes 19 de Mayo

Unidad III, IV Estequiometría y Gases

Jueves 11 de Junio

Unidades V, VI, VII, termoquímica,

Concentración, Propiedades Coligativas, Equilibrio

Químico

Prueba N° 2

35 %Jueves 18 de

Junio15:45 Acumulativa

P. Recuperativa* -Jueves 25 de

Junio15:45 Acumulativo

Examen 1

(40%)Jueves 2 de

Julio15:45 Acumulativo

Examen 2

-Jueves 9 de

Julio15:45 Acumulativo

SOBRE EVALUACIONES: (Ver Reglamento General de Estudiantes UTEM)

- La segunda prueba es acumulativa (incluye toda la materia), en la cual debe obtener nota 4.0 o superior, para no rendir examen, si su promedio es igual o superior a 4.0. Si obtiene nota inferior a 4.0 debe rendir examen aun teniendo promedio de las 3 notas superior a 4.0.

- Si obtiene un promedio entre 3.0 y 3.9 debe rendir “Examen Final Obligatorio”, cuya ponderación es un 60% la nota de presentación y 40% la nota de examen.

- Tiene derecho a rendir “Examen de Repetición” si su promedio es entre 3.5-3.9 en el paso anterior, y debe obtener la nota igual o superior a 4.0 quedando registrado con nota 4.0.

- El alumno que falta a una evaluación (P. N°1, P. N°2 o Control) deberá justificar su inasistencia a su Jefe de Carrera, de dentro de un plazo no superior a 10 días hábiles después de realizada la prueba, y deberá rendir una prueba recuperativa (acumulativa y de modalidad Desarrollo)) al final del semestre.

- Las salas donde se rendirán las pruebas se publicarán un día antes, en fichero de secretaría de estudio y fichero de coordinación de Química (3er piso Edificio Las Palmeras)

- Durante las evaluaciones no esta permitido el uso de ningún dispositivo electrónico (Teléfonos celulares, MP3, MP4, calculadoras programables, etc.) Solo se permite el uso de CALCULADORAS CIENTIFICAS NO PROGRAMABLES.

2

- Las evaluaciones deben ser resueltas con LAPIZ PASTA AZUL O NEGRO. El uso de lápiz mina le quita el derecho de recorrección de la respectiva evaluación.

INFORMACIONES:Coordinación Química General QUI – 615.

Profesor: Eduardo Tobar Miranda e-mail: Edificio F (Mecánica) 3er Piso

Horario de Atención: Lunes 10:00 – 12:45 Hrs.

APUNTES N o 1

MEDICIONES Y CIFRAS SIGNIFICATIVAS

.La medición es un proceso físico experimental indispensable en la ciencia y la

tecnología, y en consecuencia su conocimiento y comprensión son fundamentales para el estudio en esas áreas del quehacer.

Como en general nuestro interés es medir cantidades de magnitudes físicas, para conceptualizar este proceso se puede decir que: medir una cantidad de una magnitud es compararla con otra cantidad de la misma magnitud previamente elegida como unidad de medida. El resultado de una medición se expresa como valor dimensionado, esto es un número multiplicado por la unidad de medida.

En 1960, se revisó el sistema métrico y se actualizó, de acuerdo a unas propiedades fundamentales que son: longitud, masa, tiempo, corriente eléctrica, temperatura, cantidad de sustancia e intensidad luminosa. Además existen las unidades suplementarias. Las demás unidades de medición (correspondientes a propiedades no fundamentales) se pueden derivar a partir de estas siete unidades.

Cantidad fundamental Nombre de la unidad Símbolo

Longitud Metro mMasa Kilogramo kgTiempo Segundo sCorriente eléctrica Ampere ATemperatura Kelvin KCantidad de sustancia Mol molIntensidad luminosa Candela Cd

Las unidades básicas o fundamentales han sido adoptadas debido a que cada una de ellas puede ser determinada mediante algún método específico, por lo cual y a modo de conocimiento general, se dan los significados de estas siete unidades básicas.

Unidad Definición

3

MetroEl metro es la longitud del trayecto recorrido en el vacío por la luz durante un tiempo de 1/299 792 458 s.Otra definición, que considera el tipo de luz, indica que metro es la distancia ocupada por 1 650 763,73 longitudes de onda, en el vacío, de la radiación correspondiente a la transición entre los niveles 2p10 y 5d5 del átomo de criptón-86.

kilogramoEs la masa del prototipo internacional del kilogramo, bloque cilíndrico de platino e iridio que se conserva en la Oficina Internacional de Pesas y Medidas, en Sèvres, Francia.

segundoEs la duración de 9 192 631 770 períodos de la radiación correspondiente a la transición entre los dos niveles hiperfinos del estado fundamental del átomo de cesio-133.

ampereEs la corriente eléctrica constante que, si se mantuviera en dos conductores rectilíneos, de longitud infinita, de sección circular despreciable paralelamente en el vacío a 1 m de distancia, la fuerza producida entre ellos sería de 2 x 10-7 newton por cada metro de longitud.

kelvinEs la fracción 1/273,16 de la temperatura termodinámica del punto triple del agua.

molEs la cantidad de átomos de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12.Cuando se usa esta unidad, debe especificarse la naturaleza de las entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos especificados de tales partículas).

candelaEs la intensidad luminosa, en una dirección dada, de un foco que emite radiación monocromática de frecuencia 540 x 1012 hertz y cuya intensidad radiante, en esa dirección dada es 1/683 watt por estereorradián.

Los que nosotros usamos al estudiar la química son tiempo, masa, volumen, densidad y temperatura. Otra de las convenciones a que se llegó en la utilización del Sistema Internacional (SI) es lo concerniente a los prefijos utilizados con el SI, lo que tenemos a continuación:

Prefijo Símbolo SignificadoExa E 1 x 1018

Penta P 1 x 1015

Tera T 1 x 1012

Giga G 1 x 109

Mega M 1 x 106

Kilo K 1 x 103

Hecto* H 1 x 102

deca* Da 1 x 101

deci* d 1 x 10-1

centi* c 1 x 10-2

Mili m 1 x 10-3

Micro 1 x 10-6

Nano n 1 x 10-9

pico p 1 x 10-12

femto f 1 x 10-15

atto a 1 x 10-18

* Prefijo no recomendado. Se permite su uso en unidades de superficie y volumen.

Normas para el uso del Sistema Internacional (SI)

a) No se debe colocar un punto después del símbolo de una unidad SI, excepto al final de una oración. Es incorrecto, por ejemplo, escribir kg., ,.m, etc.

b) Cuando se use prefijos, éstos deben escribirse inmediatamente adyacentes a la unidad respectiva; por ejemplo: ms, pm, etc.

c) Sólo se puede usar un prefijo con una determinada unidad. Los principales problemas al respecto lo presenta la unidad de masa, por lo que se puede usar otras unidades: gramo (g) = 1 x 10-3 kg; tonelada métrica (ton) = 1 x 103 kg.

d) Para expresar multiplicación de unidades, se puede usar un punto o dejar un espacio entre ellas; por ejemplo: 1 C = 1 A.s ó 1 C = 1 A s.

e) Para expresar división de unidades, se puede usar una línea oblicua (/) o usar la notación de multiplicación por potencias negativas; por ejemplo: m/s = m s -1. Si

4

se emplea la línea oblicua, se entiende que todas las unidades que siguen a la línea oblicua pertenecen al denominador.

f) Al elevar a potencia un múltiplo de una unidad, la potencia se aplica tanto al múltiplo como a la unidad. Ejemplo: 1 km2 significa 1 (km)2 = 1 (1x103 m)2

Cifras significativas.

El resultado de una medición debe indicar la precisión del instrumento de medida. Precisión y exactitud son dos términos que se utilizan para calificar la “calidad” de una medición y aunque son conceptualmente distintos, suelen confundirse o usarse indistintamente. La exactitud es una medida de la cercanía del resultado experimental con el valor verdadero el que en la mayoría de los casos no se conoce.

La precisión es una medida de la reproducibilidad de una medición. Por ejemplo una regla graduada hasta el cm tiene la precisión de 1 cm y aquella graduada hasta el mm tiene la precisión de 1 mm; la segunda regla da un resultado más preciso que la primera.

Las cifras significativas dan cuenta de la precisión del instrumento utilizado. En el entendido que un número está compuesto de dígitos, las cifras significativas son todos los dígitos seguros más uno estimado. Por ejemplo, si se mide un trazo con la regla graduada hasta el cm y éste se encuentra entre los 12 cm y los 13 cm, de acuerdo a las cifras significativas son correctos los resultados 12,3 cm, 12,4 cm, 12, 5 cm, etc.; en los cuales son dígitos seguros el 1 y el 2 y el dígito estimado corresponde al 3; 4 y 5 respectivamente. De la misma forma el resultado 12, 34 es incorrecto porque contiene 2 dígitos estimados. Existe una notación, denominada incerteza, que indica cuán incierto es el dígito estimado. En nuestro caso sería por ejemplo 12,5 ± 0,5. Acá las cifras significativas corresponden al 12,5 y la incerteza indica que el valor está entre 13,0 y 12,0. Sin embargo, para los fines de este curso sólo utilizaremos las cifras significativas. Existen además otras metodologías para tratar los errores experimentales que estudiará en cursos superiores.

Notación científica o notación exponencial

Es utilizada cuando se deben trabajar con números muy pequeños o muy grandes. Los números son entonces expresados como el producto de un número entre 1 y 10 (el cual puede ser decimal) y una potencia de 10. Ejemplos: el número 0,00576 se escribe como 5,76 x 10-3; el número 2 974 se escribe como 2,974 x 103 y la forma correcta de escribir el número 0,0837 x 10-8 es 8,37 x 10-10.

Notación científica y cifras significativas

Si el resultado de la medición de una longitud, por ejemplo, es 5 m (valor de una cifra significativa) y se expresa en una unidad distinta, como el cm, quedaría como 500 cm. Al realizar el cambio de unidad, el valor de la medición no ha variado por lo que sigue teniendo el mismo número de cifras significativas (500 cm). Para evitar confusiones, es conveniente expresar el resultado de dicha medición mediante la notación científica, con lo cual dicho resultado se anota como 5 m ó 5 x 102 cm. De esta manera, queda claro que la potencia indica el orden de magnitud y el número es escrito con el número correcto de cifras significativas. Este número es independiente de las unidades con que se expresa el resultado de la medición.

Significado del cero y el punto decimal en las cifras significativas

5

1. El punto decimal no determina el número de cifras significativas.2. Los dígitos cero escritos en el extremo derecho de un número son cifras

significativas. Esto es muy importante: los ceros a la derecha deben escribirse si son una parte verdadera de la medición. Por lo tanto, no es lo mismo decir que algo pesa 1 kg que decir que pesa 1,00 kg. La primera magnitud implica que la medición se realizó con una balanza graduada en kilogramos y la segunda medición fue realizada en una balanza graduada en centésimos de kilogramo.

3. Los dígitos cero escritos en el extremo izquierdo de un número no son cifras significativas. Esto se debe a que los ceros a la izquierda sirven para establecer el punto decimal.

4. Los ceros entre dígitos distintos de cero son cifras significativas.

Ejemplos: 103 es un número de 3 cifras significativas y el 0,000000103 también. Los

números mencionados con notación científica se convertirán en 1,03 x 102

y 1,03 x 10-7

500 es un número de 3 cifras significativas y como notación científica se escribe 5,00 x 102

0,30 es un número de 2 cifras significativas y como notación científica se escribe 3,0 x 10-1

Cálculos con Cifras Significativas:

Redondeo: Es un proceso que consiste en escribir un número experimental con menor cantidad de cifras significativas. Supongamos que deseamos escribir el número 13,17 con 3 cifras significativas, el resultado obvio será 13,2, ya que el 0,17 está más cerca de 0,2 que de 0,1

Si la cifra que se omite es menor que 5, se elimina sin más. Si la cifra eliminada es mayor que 5, se aumenta en una unidad la última cifra

retenida. Si la cifra eliminada es 5, se sigue la regla siguiente. A) si el dígito anterior al 5

es par, éste se mantiene, pero si B) el dígito anterior al 5 es impar éste se aumenta en una unidad Ejemplos: Si redondeamos 3,678 a tres cifras significativas es 3,68

Si redondeamos 3,673 a tres cifras significativas es 3,67Para redondear 3,675 a 3 cifras significativas el resultado es3,68 y para redondear 3,685 a 3 cifras significativas el resultado es3 3,68.Para redondear 2,4500001 a 2 cifras significativas, el resultado es 2,5 y no 2,4 Note que siempre el proceso de redondeo considera todos los dígitos después de la última cifra significativa a escribir.

Al redondear siempre es necesario mantener el orden de magnitud, lo que se logra utilizando la notación científica. Ejemplo: 25674 con 2 cifras significativas es 2,6 x104

En la adición y sustracción, el resultado debe tener la misma precisión que el sumando de menor precisión. De esta manera, se realiza la operación y luego se redondea hasta dejar el número de cifras significativas que corresponda.

Ejemplos:

9,3 9,3+ 5, 584 - 5,584 14,884 3,716

El resultado correcto es 14,9 El resultado correcto es 3,7Los resultados se deben a que el 3 del 9,3 es un dígito incierto por lo que el resultado no puede tener más precisión que la décima.

6

En la multiplicación o división, el resultado debe exhibir tantas cifras significativas como el factor que tenga menor número de ellas.

9,3 x 5,584 = 51,9312 El resultado correctamente expresado es 52

9,3 / 5,584 = 1,66547278 El resultado correctamente expresado es 1,7

Factor unitario: Para que un resultado tenga validez o concordancia física, debe estar expresado en la unidad correcta. Es usual tener que hacer conversiones de unidades. Un buen método para efectuar estas operaciones es el llamado factor unitario. Éste consiste en multiplicar por “1”.

La metódica a emplear cuando se trata de convertir de una unidad a otra se explica a continuación. Supongamos que se desea convertir 50 atmósferas a lb/pulg2. Lo primero es buscar los factores de conversión adecuados; de esa manera se puede obtener el dato:

1 atm = 14,696 lb/pulg2

A partir de esta igualdad, se puede obtener dos igualdades que son las que nos van a servir:

1 atm 14,696 lb/pulg2

14,696 lb/pulg2 1 atm

Ahora bien, para convertir 50 lb/pulg2, conviene multiplicar por 1 atm y dividir por 14,696 lb/pulg2, de esta manera se simplifican las unidades inglesas y la conversión es simple:

Ahora bien, considerando las reglas sobre cifras significativas, el resultado de esta conversión sería 735 lb/pulg2.

TABLAS DE CONVERSIÓN DE UNIDADES

Longitud

Unidad cm (SI) m (SI) pulgada Pie yarda milla1 centímetro 1 0,01 0,39370 0,032808 0,010936 6,2137 x 10-6

1 metro 100 1 39,370 3,2808 1,0936 6,2137 x 10-4

1 pulgada 2,54 0,0254 1 0,0833333 0,027778 1,5783 x 10-5

1 pie 30,48 0,3048 12 1 0,3333 1,8939 x 10-4

1 yarda 91,44 0,9144 36 3 1 5,6818 x 10-4

1 milla 1,6093 x 105 1,6093x 103 6,336x 104 5 1 760 1

7

= 1 y = 1

Superficie

Unidad cm2 m2 (SI) pulgada2 Pie2 yarda2 milla2

1 centímetro2 1 1 x 10-4 0,15500 1,0764 x 10-3 1,1960 x 10-

43,8610 x 10-11

1 m2 (SI) 1,0 x 104 1 1 550,0 10,764 1,1960 3,8610 x 10-7

1 pulgada2 6,4516 6,4516 x 10-

41 6,9444 x 10-3 7,7160 x 104 2,4910 x 10-10

1 pie2 929,03 0,092903 144 1 0,11111 3,5870 x 10-8

1 yarda2 8 361,3 0,83613 1 296 9 1 3,2283 x 10-7

1 milla2 2,5900 x 1010 2,5900 x 106 4,0145 x 103 2,7878 x 107 3,0976 x 106 1

Volumen

Unidad cm3 1 L m3 (SI) pulgada3 pie3 galón1 centímetro3 1 1,0 x 10-3 1 x 10-6 6,1024 x 10-2 3,5315 x 10-5 2,6417 x 10-4

1 litro 1 000 1 1,0 x 10-3 6,1024 3,5315 x 10-2 0,26417

1 m3 (SI) 1,0 x 106 1 000 1 6,1024 x 104 35,315 264,17

1 pulgada3 16,387 1,6387 x 10-2 1,6387 x 10-5 1 5,7870 x 10-4 4,3290 x 10-3

1 pie3 28 317 28,317 2,8317 x 10-2 1 728 1 7,4805

1 galón 3 785,4 3,7854 3,7854 x 10-3 231 0,13368 1

MasaUnidad g kg (SI) oz lb ton métrica ton corta1 gramo 1 1,0 x 10-3 3,5274 x 10-2 2,2046 x 10-3 1,0 x 10-6 1,1023 x 10-6

1 kilógramo 1 000 1 35,274 2,2046 1,0 x 10-3 1,1023 x 10-3

1 onza 28,350 2,2850 x 10-2 1 0,0625 2,8350 x 10-5 3,125 x 10-5

1 libra 453,59 0,45359 16 1 4,5359 x 10-4 5,0 x 10-4

1 tomelada métrica

1,0 x 106 1 000 3,5274 x 10-4 2 204,6 1 1,1023

1 tonelada corta

9,0718 x 105 907,18 3,2 x 104 2 000 0,90718 1

Densidad = masa / volumen

Unidad g/cm3 kg/m3 (SI) lb/pie3 lb/galón1 g/cm3 1 1 000 62,428 8,3454

1 kg/m3 (SI) 1,0 x 10-3 1 6,2428 x 10-2 8,3554 x 10-3

1 lb/pie3 1,6018 x 10-2 16,018 1 0,13368

1 lb/galón 0,11983 119,83 7,4805 1

Fuerza= masa x aceleraciónUnidad Dina Newton (SI)

1 g cm /s2 Dina 1 1,0 x 10-5

1kg m/s2 (SI) Newton (N)

1,0 x 105 1

1 kg fuerza 9,80665 x 105 9,80665

8

Presión= Fuerza / Superficie

Unidad dina/cm2 N/m2 (SI)

Pascal (Pa)

atm kg/cm2 mm Hg pulg Hg lb/pulg2

1 dina/cm2 1 0,1 9,8692 x10-7 1,0197x 10-6 7,5006x 10-4 2,953 x 10-5 1,450 x 10-5

1 N/m2 (SI) 10 1 9,8692x 10-6 1,0197x 10-5 7,5006x 10-3 2,9530x 10-4 1,4504x 10-4

1 atm 1,0133 x 106 1,0133 x 105 1 1,0332 760 26,921 14,696

1 kg/cm2 9,8067 x 105 9,8067 x 104 0,96784 1 735,56 28,959 14,223

1 mm Hg 1 333,2 1 33,32 1,3158x 10-3 1,3595x 10-3 1 309370x10-2 1,9337x10-2

1 pulg Hg 3,3864 x 104 3,3864 3,3421x 10-2 3,4532x 10-2 25,4 1 0,49115

1 lb/pulg2 6,8948 x 104 6,8948 6,8046x 10-2 7,0307x 10-2 51,715 2,0360 1

Energía = Fuerza X desplazamiento

Unidad J (SI) cal Kcal Btu KW-hr hp-hr Pie-lb L-atm

1 N m2

Joule (J) (SI)

1 0,23901 2,3901x 10-4 9,4782x 10-4 2,7778x 10-7 3,7251 x 10-7 0,73756 9,8692x 10-3

1 cal 4,184 1 1,0 x –3 3,9657x 10-3 1,1622x 10-6 1,5586 x 10-6 3,0860 4,1293 x 10-2

1 Kcal 4,183 x 103 1 000 1 3,9657 1,1622x 10-3 1,5586 x 10-3 3 086,0 41,293

1Btu 1 055,1 252,16 0,2516 1 2,9307x 10-4 3,9301 x 10-4 778,17 10,413

1 KW-hr 3,6 x 106 8,6042x 105 860,42 3 412,1 1 1,3410 2,6552x 106 3,5529 x 104

1 hp-hr 2,6845x 106 6,4162x 105 641,62 2 544,3 0,74570 1 1,98 x 106 2,6494 x 104

1 pie-lb 1,3558 0,32405 3,2405x 10-4 1,2851x 10-3 3,7662x 10-7 5,0505 x 10-7 1 1,3381 x 10-2

1 litro-atm

101,33 24,217 2,4217x 10-2 9,6038x 10-2 2,8146x 10-5 3,77444x 10-5 74,733 1

Potencia

Unidad cal/s Kcal/s W (SI) KW Btu/hr hp pie-lb/hr

1 cal/s 1 3,6 4,184 4,184 x 10-3 14,276 5,6108x 10-3 1,1109 x 104

1 Kcal/s 0,27778 1 1,1622 1,1622x 10-3 3,9657 1,5586x 10-3 3 086,0

1 W 0,23901 0,86042 1 1 x 10-3 3,4121 1,3410x 10-3 2 655,2

1 KW 239,01 860,42 1 000 1 3 412,1 1,3410 2,6552 x 106

1 Btu/hr 7,0046x 10-2 0,25216 0,29307 2,9307x 10-4 1 3,9301 778,17

1 hp 178,23 641,62 745,70 0,74570 2 544,4 1 1,98 x 106

1 pie-lb/hr 9,0013x 10-5 3,2405 3,7662x 10-4 3,7662x 10-7 1,2851x 10-3 5,0505x 10-7 1

9

APUNTES N o 2

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

OBJETIVO: Que el alumno conozca, relacione e identifique los compuestos químicos inorgánicos

En química se acostumbra a representar las sustancias mediante fórmulas, pues ellas entregan una gran cantidad de información, tanto cualitativa como cuantitativa. Por ejemplo, la fórmula H2O informa que:

- El agua contiene los elementos Hidrógeno (H) y Oxígeno (O).- Cada molécula de agua posee 2 átomos de H y un átomo de O.

Por otra parte, a cada fórmula se le asocia un nombre, el que debe ser lo más general y descriptivo posible, de tal manera que aun en diferentes idiomas pueda ser interpretado o asociado a sus propiedades y comportamiento.

Para obtener las fórmulas de los compuestos debemos tener presente los conceptos asociados a capacidad de combinación de los elementos denominada Valencia y Estado de Oxidación. El primer concepto significa la capacidad de combinación que poseen los elementos para formar un compuesto y el estado de oxidación es la carga que asignada a los elementos al combinarse con otro distinto con distinta electronegatividad denominada Estado De Oxidación, que la podemos simbolizar como EDO (EO), con ambos conceptos podemos obtener las fórmulas de los compuestos.

Valencia y Estados de Oxidación

Tanto la valencia como el estado de oxidación permiten justificar la fórmula que adquiere un compuesto químico, sus respectivas definiciones se pueden expresar de la forma siguiente:

Valencia es la capacidad de combinación que poseen los elementos químicos, es un número (escalar) adimensional.

El estado de oxidación es la carga que adquiere el elemento al combinarse con otro, con distinta fuerza para atraer electrones.

10

Ambos conceptos dependen de la estructura electrónica del elemento, de la capacidad de entregar o recibir electrones, de acuerdo a esto se puede presumir que existen ciertas estructuras electrónicas que son más estables que otras, al estudiar detenidamente cada grupo de elementos y su capacidad de combinación, los gases nobles pertenecientes al grupo 18, son muy pocos reactivo, es decir no necesitan absorber ni perder electrones para estabilizarse, la configuración electrónica que poseen:

2He = 1s2

10Ne = 1s22s22p6

18Ar = 1s22s22p63s23p6

Los gases inertes sus electrones terminales son s2 p6, lo que estaría indicando que una estructura electrónica muy estable (orbitales s y p completos), los elementos que no posean esta configuración electrónica no son de mucha estabilidad, por lo que podemos suponer que los elementos debieran ganar o perder electrones para adquirir una configuración electrónica del gas noble más cercano para lograr estabilizarse, usando esta idea podemos justificar la valencia y el estado de oxidación de los elementos.

Como ejemplo podemos mencionar algunos casos:¿Cómo justificar la valencia I del sodio y su estado de oxidación +1?

11Na = 1s22s22p63s1

La valencia viene dada por los electrones de valencia (electrones del ultimo nivel), en

este caso es 1 (3s1).

Si perdiera el último electrón quedaría electrónicamente como el neón (10Ne = 1s22s22p6), por ello la especie mas estable de sodio es como ión monopositivo ( Na1+), por tanto el estado de oxidación del sodio es +1 y su valencia es 1.

En forma similar se obtienen las valencias y estado de oxidación del resto de elementos representativos, además existen otras estructuras electrónicas que dan una estabilidad relativa, como es los electrones de los orbitales p como ejemplo el 7N cuyas valencias más estables son 3 y 5, sus estados de oxidación –3,+3 y +5, y sus respectivas valencia son III y V. Justificación de los estados de oxidación del nitrógeno:

Las valencias al igual que los estados de oxidación se encuentran ordenadas en la tabla periódica de los elementos, a continuación se presenta una parte de la tabla periódica donde se indican solo los elementos representativos con su respectiva valencia y estado de oxidación, si se le llega a olvidar ya sabe como obtenerlas.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

11+

H1

1+

Li1

Estado de Oxidación

Símbolo Valencia

He

2 Li C N 2- 1- Ne

11

Be B O2

F1

3 Na Mg Al4+

Si4

P S Cl Ar

4 K Ca Elementos de transición Ga Ge As Se Br Kr

5 Rb Sr Elementos de transición In Sn Sb Te I Xe

6 Cs Ba Elementos de transición Tl Pb Bi Po At Rn

EDO 1+ 2+ 3+2+4+

3+5+

1-,3+, 5+, 7+

Gas

es

iner

tes

Valencias 1 2 3 2 , 4 3 ,51, 3, 5,

7

METODO COMO OBTENER UNA FORMULA CONOCIENDO LA VALENCIA O EL ESTADO DE OXIDACION.

A continuación se presenta la forma de obtener compuestos usando la valencia y de los estados de oxidación, valida para compuestos binarios y ternarios. El alumno que está comenzando con este tema y no tiene mucha experiencia o dominio se sugiere usar solo una de ella.

Usando el concepto valencia Usando el concepto EDO

Para formar un compuesto: lo ejemplificaremos considerando los elemento plomo con valencia IV y oxígeno valencia II El numero de rayas indican la valencia de los elementos.

Al representar la fórmula resultante queda: PbO2

Como regla general podemos decir que las valencias se intercambian y posteriormente si son múltiplos entre sí, se simplifican:

Para formar un compuesto: lo ejemplificaremos considerando los elemento plomo con estado de oxidación 4+ (Pb4+) y oxígeno con estado de oxidación 2- (O2-)

Al representar la fórmula resultante queda PbO2

Como regla podemos decir son necesarios tantos iones positivos y negativos de tal forma que se igualen las cargas positivas con las negativas.

Pb4+ + 2 O2- PbO2

La nomenclatura química establece una serie de reglas y acuerdos para dar nombres a los compuestos químicos. A partir de dichos nombres se puede escribir la fórmula del compuesto, y a la inversa, se puede establecer el nombre a partir de la fórmula del compuesto. Para lo cual existen tres tipos de nomenclatura:1.- Tradicional 2.- Stock 3.- IUPACLos compuestos inorgánicos se pueden clasificar de acuerdo al número de elementos constituyentes en:

I. Compuestos Binarios: Son aquellos que están formados por 2 elementos distintos, como lo son:

1. Óxidos Ácidos (denominados anhídridos formados por un no metal con oxígeno)

12

2. Óxidos Básicos (llamados genéricamente oxido formados por un metal con oxígeno)

3. Hidrácidos (constituidos por un no metal con hidrogeno) 4. Hidruros (constituidos por un metal con hidrogeno) 5. Sales binarias (formadas por un metal y un no metal)

II. Compuestos Ternarios: Son aquellos que están constituidos por 3 elementos diferentes y estos son:

1. Hidróxidos (metal unido a un grupo OH llamado hidroxilo) 2. Oxácidos (constituido por Hidrogeno, no metal y oxígeno) 3. Oxisales (constituido por un metal, no metal y oxígeno)

La forma de dar nombre a los compuestos químicos ha evolucionado en la historia, desde una nomenclatura tradicional, la nomenclatura Stock y la que actualmente está impulsando la IUPAC.Al usar los estados de oxidación, estos llevan un orden en una fórmula de compuestos, este es el usado en nuestro país (no está de acuerdo a la IUPAC), la especie positiva (de menor electronegatividad) se ubica primero (al lado izquierdo) seguida de la especie negativa (de mayor electronegatividad), considerando esta premisa consideremos el siguiente ejemplo: NaCl, donde el Cl es el anión (Cl-) y Na es el catión (Na+). Para cualquier nomenclatura usada en compuestos binarios (excepto la IUPAC) el anión lleva un sufijo. Si se trata de un elemento aniónico (elemento con carga negativa) lleva un sufijo URO, así en el ejemplo dado el NaCl, el cloro se nombra como clorURO, el catión lleva el nombre del metal sin alteración.La figura siguiente se grafica como en Chile se usa la nomenclatura:

13

Como por ejemplo la sal común cuya fórmula es NaCl, recibe el nombre de Cloruro de sodio.Practique lo aprendido:

Formula Nombre

KI

Ca3N2

Sulfuro de zinc

Carburo de calcio

Fosfuro de sodio

En los ejemplos dados el ion positivo tiene un solo valor de valencia o estado de oxidación, para elementos que tengan más de una valencia, se debe indicar de alguna forma esos valores, por ello existen varios tipos de nomenclatura.

NOMENCLATURA TRADICIONAL

La nomenclatura tradicional usa prefijos y sufijos para asociar una determinada valencia del elemento, la nomenclatura Stock se anota la valencia en números romanos.

Compuestos Binarios

La nomenclatura tradicional para compuestos oxigenados los separa en según el elemento que se una al oxigeno, si es metal lleva el nombre genérico de OXIDO, si es un no metal se denomina genéricamente ANHIDRIDO. Para indicar la valencia que lleva el elemento unido al oxigeno se usan prefijos y /o prefijos, los que se menciona en la tabla siguiente:

Tabla Nº1 Prefijos y Sufijos usados en la nomenclatura tradicional

De acuerdo a los valores

Metales No MetalesPrefijos Sufijos Prefijos Sufijos

Menor de la menores

----------- -------- HIPO OSO

Menor ----------- OSO ------- OSOMayor ----------- ICO -------- ICO

Mayor de la mayores

----------- --------- PER ICO

De acuerdo a los dos valores que posee un metal, uno de esos valores es el mayor y el otro el menor: ejemplo Pb tiene como valencia II y IV y como estado de oxidación 2+ y 4+, de igual manera el 2+ es menor que 4+. De esta forma si el metal dentro del compuesto participa con la valencia o EDO menor llevará la terminación OSO y con el valor mayor (IV o 4+) el nombre del elemento dentro del compuesto llevará la

14

terminación ICO, en el ejemplo del plomo con valencia II el metal se nombrará como plumboso y con la valencia 4 recibirá el nombre de plúmbico.

Elemento Valencia EDO Valor Sufijo Nombre

Plomo II 2+ Menor Oso Plumboso

Plomo IV 4+ Mayor Ico Plúmbico

Lo dicho se puede resumir en la siguiente tabla Nº 2, donde se presentan elementos característicos con 4, 3,2 y una valencia y su respectivo sufijo y/o prefijo:

Tabla Nº 2 Contiene ejemplos de elementos con sus valencia asociándolas con sus respectivos prefijos y sufijos

Prefijo SufijoEjemplos de elementos de acuerdo a la cantidad de valencia que poseen

Cloro (Cl)

Azufre ( S)

Manganeso ( Mn)

Nitrógeno (N) Boro (B)

HIPO OSO I II -------- ---------- ----------

OSO III IV IV III ----------

ICO V VI VI V III

PER ICO VII ------ VII --------- ---------

1. Óxidos Ácidos o Anhídridos: Estos compuestos resultan de la combinación de un elemento no metálico con el oxígeno.

Para darle nombre usando las reglas de la nomenclatura tradicional, lo primero que se debe saber es la cantidad de valencia que tiene y ubicarlo en la tabla Nº2.

Para elementos con una valencia se nombran usando el genérico de Anhídrido seguido del nombre específico contraído y terminado en ico Ej.:SiO2 Anhídrido Silícico (Si = IV)

Cuando el no metal forma 2 anhídridos diferentes con el oxígeno, se usa el nombre genérico de anhídrido y el específico contraído y terminado en oso para el compuesto menos oxigenado e ico para el más oxigenado.

Ej.: P2O3 Anhídrido Fosforoso (P actúa con valencia III) P2O5 Anhídrido Fosfórico (en este caso elemento P participa con la valencia V )

Cuando 2 elemento se unen para formar un compuesto lo hacen intercambiando el valor de sus valencias y estas quedan como sub-índices, si es posible simplificarlos se simplifica.

Ej.: El Arsénico As tiene valencias III y V El oxigeno O tiene valencia IIEstos elementos pueden dar origen a 2 anhídridos

Ej.: As2O3 (valencia III del As) Anhídrido arsenioso As2O5 (valencia V del As) Anhídrido Arsénico

En el caso que se formen más de 2 anhídridos, para los términos medios se aplica la regla general y se anteponen los prefijos hipo o per al nombre especifico, para indicar que existen compuestos aún más oxigenados y otros aún menos oxigenados.

Ej.: El Cloro Cl tiene las valencias 1 , 3 , 5 y 7 por lo tanto es posible que pueda dar origen al combinarse con el Oxigeno a 4 anhídridos distintos ( ver tabla Nº2) Cl2 O anhídrido Hipocloroso (valencia I) Cl2 O3 anhídrido Cloroso (valencia III)

15

Cl2 O5 anhídrido Clórico (valencia V) Cl2 O7 anhídrido Perclórico (valencia VII)

NOMENCLATURA STOCK Se eliminan los sufijos y los prefijos y todos los compuestos que tienen Oxígeno combinado con otro elemento, ya sea metal o no metal reciben el nombre genérico de Óxidos En estos casos se escribe el nombre del no metal o su raíz latina con la valencia de este en número romano y entre paréntesis, si este elemento tiene más de una valor de valencia.Ej.: SO2

Oxido de Azufre (IV)

(4+ 2(2-) = 0) el compuesto tiene dos oxígeno y la valencia de oxigeno es II (EDO =2-), por tanto el azufre debe tener una valencia 4 (EDO = 4+) SO3 Oxido de Azufre (VI)

Óxidos BásicosSon compuestos oxigenados y por lo tanto reciben también el nombre genérico de óxidos, formados por oxigeno más un elemento metálico

NOMENCLATURA TRADICIONAL PARA OXIDOS

Luego del nombre genérico debe agregarse el específico del metal contraído y terminado en los sufijos OSO o ICO según la cantidad de valencias que posea el metal, en el caso del sodio lleva el sufijo ico por tener valencia única:

Ej.: Na2O Oxido Sódico ( Na = I , O = II)

En caso de tener más de una valencia el elemento metálico, el compuesto menos oxigenado, se contrae y se hace terminar en oso y el más oxigenado en ico

Ej.: El hierro (Fe) tiene valencias II y III Forma por lo tanto existen dos óxidos diferentes: FeO Oxido Ferroso (Fe (II), menor) Fe2 O3 Oxido Férrico (Fe (III), mayor))

En la nomenclatura Stock se usa la Valencia del metal en número romano y entre paréntesis, conservando el nombre genérico de Oxido.Ej.: Fe O Oxido de Hierro (II) (Fe (II) O(II)) Fe2 O3 Oxido de Hierro (III) (Fe (III) O(III)) Practique lo aprendido:

Formula Nombre tradicional Nombre Stock

K2O

CaO

Cl2O7l

Anhídrido fosfòrico

Oxido de Yodo V

Anhídrido hipobromoso

Oxido de nitrógeno III

HidrácidosSon compuestos formados por el Hidrógeno y un elemento del Grupo VI A (los Calcógenos, como lo son S ; Se , Te ) que actúan con su valencia más pequeña (2) .

16

También se pueden formar al combinarse con elementos del Grupo VII A de la tabla Periódica, los Halógenos ( Cl , Br , I , F ) que lo hacen con su valencia más pequeña (1).

NOMENCLATURA TRADICIONALPara nombrarlos se agrega a la raíz del no metal el sufijo uro y luego de Hidrógeno

Ej.: H2S Sulfuro de Hidrógeno (S(II) H(I)) HCl Cloruro de Hidrógeno (C(I) H (I))

También se pueden nombrar usando el nombre genérico de Acido seguido del no metal contraído y terminado en Hídrico

Ej.: H2S Acido Sulfhídrico HCl Acido Clorhídrico

Hidruros Metálicos

Son compuestos que contienen Hidrógeno y otro elemento metálico activo y se nombran usando el genérico de hidruro seguido de la preposición de, el nombre del elemento metálico y su valencia, entre paréntesis y en número romano. Si la valencia del metal es única no necesariamente debe indicarse.

Ej.: NaH Hidruro de sodio CaH2 Hidruro de calcio

NOTA: el metal no lleva la valencia debido a que posee un valor único.

Hidruros no Metálicos

Estos compuestos están formados por Hidrógeno y un elemento no metálico y se nombran de manera análoga a los hidruros metálicos. Existen algunos hidruros de este tipo que se conocen por su nombre convencional y que no corresponden a las reglas.

Ej.: H2O Agua NH3 Amoniaco Hidruro de Nitrógeno PH3 Fosfina Hidruro de Fósforo AsH3 Arsina Hidruro de Arsénico

CH4 Metano Hidruro de Carbono BH3 Borano Hidruro de Boro SbH3 Estibina Hidruro de Antimonio

Practique lo aprendido:Formula Nombre tradicional Nombre Stock

H2S

Hidruro fèrrico

Sulfuro de hidrogeno

KH

Sales Simples O Binarias

Son sales que derivan de los Hidrácidos y se forman por el reemplazo de los hidrógenos de estos por un elemento metálico.Para nombrarlos se agrega el sufijo uro al elemento no metálico, seguido del nombre del metal contraído y terminado en oso para el de menor valencia e ico para el de mayor valencia, también es posible nombrarlos utilizando la nomenclatura stock colocando la valencia del metal entre paréntesis y con número romano.

17

*ej.: FeS Sulfuro ferroso Sulfuro de Hierro (II) (Fe con la valencia menor) Fe2S3 Sulfuro Férrico Sulfuro de Hierro (III) (Fe con la valencia mayor) NaCl Cloruro Sódico (Na con valencia única )

Compuestos Ternarios

Hidróxidos

Son compuestos formados por un metal y uno o más grupos Hidróxilos (OH-). Se forman por la hidratación de un Oxido Básico. Se denominan usando el nombre genérico de Hidróxido, seguido del metal ,en la nomenclatura tradicional se usan las terminaciones oso o ico, para indicar la valencia del metal ,y en nomenclatura stock se indica la valencia entre paréntesis y con número romano

Ej.: Na2O + H2O 2 Na OH Hidróxido de Sodio Fe O + H2O Fe (OH)2 Hidróxido Ferroso o Hidróxido de hierro (II)

Oxácidos

Son compuestos que poseen en su estructura un no metal, hidrógeno y oxígeno.Se forman a partir de la hidratación de los Anhídridos u Óxidos ácidos. Para nombrarlos se utiliza el nombre genérico de Ácido seguido del específico del anhídrido del cual proviene, la formula se obtiene sumando todos los elementos que se encuentran en los reactantes y al final si se pueden simplificar se simplifican.Ej.: SO3 + H2O H2SO4 ( no es posible simplificar la formula queda tal cual) Anhídrido sulfúrico acido sulfúrico El azufre actúa con la valencia 6

N2O3 + H2O 2 HNO2

Existe una serie de Anhídridos los formados por elementos del grupo V de la tabla periódica, entre otros, que tienen la capacidad de hidratarse con 1, 2 y 3 moléculas de agua, formando entonces, cada uno 3 ácidos diferentes. Para nombrarlos se anteponen los prefijos:

Meta para 1 molécula de H2O Piro para 2 moléculas de H2O Orto para 3 moléculas de H2O Ej.: P2O5 + H2O 2 HPO3 Ácido Meta Fosfórico

P2O5 + 2 H2O H4P2O7 Ácido Piro Fosfórico

P2O5 + 3 H2O 2H3PO4 Ácido Orto Fosfórico

Oxisales

18

Son Sales que provienen del reemplazo total de Hidrógenos por un elemento metálico de un Oxácido. Para nombrarlos se hace cambiando la terminación oso del oxácido del cual proviene por ito y la terminación ico por ato , seguido del metal.

Al perder el hidrogeno el ácido queda una especie resultante con carga negativa denominado radical de ácido, como ejemplo podemos mencionar:

HNO3 H+ + NO3 Ácido nítrico ión nitrato

H2SO4 2H+ + SO42-

Ácido sulfúrico ión sulfato

Reglas para nombrar al radical de ácido:

El origen del nombre del radical es el correspondiente al ácido, cambiando solo el sufijo, tal como queda expresado en la tabla:

Sufijo del ácido

Sufijo del radical

OSO ITO

ICO ATO Se respeta la combinación de prefijos y sufijos del ácido, teniendo la precaución de cambiar los sufijos OSO a ITO y los ICO a ATO.

Como ejemplo tenemos:

Ácido Nombre del ácido Radical Nombre del radical

HNO3

+1+5-6Acido nítrico NO3

- Ión nitrato

H2CO3

+2+4-6Ácido carbónico CO3

2- Ión carbonato

H2CO3 Ácido carbónico HCO3- Ión bicarbonato

H3PO4

+3+5-8Ácido ortofosfórico PO4

3- Ión ortofosfato

Ej.:H2SO4 Ácido Sulfúrico donde al reemplazar los hidrógenos por un elemento metálico como el Sodio con valencia igual que el hidrogeno (Na), queda Na2SO4 Sulfato de Sodio

Ej.:HNO3 Ácido Nítrico donde se reemplazan el hidrógeno por cada valencia de Hierro(Fe) que es 3, por ello se requieren 3 HNO3 para igualar las valencias de hierro esta queda indicada con las terminación ico por ser la mayor o con número romano y entre paréntesis

Fe(NO3)3 Nitrato Férrico o Nitrato de Hierro (III)

Desarrollo detallado de la formación de sales ternarias (oxisales)

Na(I) + HNO3 (Na+)(NO3-) =NaNO3

Acido nítrico nitrato de sodio

Fe(III) + H2SO4 2(Fe3+) + 3(SO42-) = Fe2(SO4)3

Ácido sulfúrico sulfato de hierro III

19

Practique lo aprendido:

Formula Nombre tradicional Nombre Stock

K2SO4

Clorato férrico

Hipoclorito de cobalto II

KMnO4

Carbonato cálcico

Nitrato de potasio

CuSO4

Cromato de potasio

Perclorato de níquel (III)

EJERCICIOS:Escriba el nombre los siguientes compuestos y la clasificación a que pertenecen:

FORMULA NOMBRE CLASIFICACION

1 Cu2S

2 HClO4

3 FeCl3

4 MgS

5 HBr

6 NH4Cl

7 K2Cr2O7

8 HCN

9 PCl5

10 HBrO

11 H2CO3

12 Al2(PO4)3

13 Na2CO3

14 Al Br3

15 Fe(OH)3

16 AgBr

II.- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:

NOMBRE FORMULA Clasificación

1. Fluoruro de Litio

2. Nitrato de Plomo(IV)

3. Fosfina

20

4. Amoniaco

5. Sulfuro de Cesio

6. Hidróxido de Amonio

7. cloruro de bario

8. Oxido Bórico

9. Clorato de Potasio

10. Hidróxido Niqueloso

11. Cloruro de Hidrógeno

12. Sulfato cuproso

13. Oxido de Aluminio

14. Bicarbonato de Sodio

15. Ácido Crómico

16. Cloruro de sodio

17. Fluoruro de plata

18. Hipoclorito de sodio

21

Tabla resumen de nomenclatura inorgánica básica, en ella encuentra los tres tipos de nomenclatura aplicada a los compuestos inorgánicos más comunes:

TIPO DE COMPUESTOESTRUCTURA

BASICAEjemplo EDO STOCK IUPAC Tradicional

HidruroMetal con Hidrógeno

CuH Cu = +1 Hidruro de cobre I Monohidruro de cobre Hidruro cuproso

CuH2 Cu = +2 hidruro de cobre II Dihidruro de cobre Hidruro cúprico

CaH2 Ca = +2 Hidruro de calcio Dihidruro de calcio Hidruro cálcico

HIDRÁCIDOS ( compuestos hidrogenados ácidos)

Hidrógeno con un No metal

HBr Br = -1 Bromuro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno Acido bromhídrico

H2S S = -2 Sulfuro de hidrógeno Sulfuro de hidrógeno Acido sulfhídrico

H2Te Te = -2 Telururo de hidrógeno Telururo de hidrógeno Acido telurhídrico

Compuestos oxigenados

Elemento con oxígeno

FeO Fe = +2 Óxido de hierro II Monóxido de hierro Óxido ferroso

Cr2O3 Cr = +3 Óxido de cromo III Trióxido de dicromo Óxido crómico

Cl2O Cl = +1 Óxido de cloro I Monóxido de dicloro Anhídrido hipocloroso

Cl2O3 Cl= +3 Óxido de cloro III Trióxido de dicloro Anhídrido cloroso

Cl2O5 Cl = +5 Óxido de cloro V Pentóxido de di cloro Anhídrido clórico

Cl2O7 Cl = +7 Óxido de Cloro VII Heptóxido de dicloro Anhídrido perclórico

Mn2O7 Mn = +7 Óxido de manganeso VII Heptóxido de dimanganeso Anhídrido permangánico

Sales binariasMetal con no

metal

Cu2S Cu= +1- S =2- Sulfuro de cobre I sulfuro de bicobre Sulfuro cuproso

CuS Cu = +2- S=2- Sulfuro de cobre II Sulfuro de cobre Sulfuro cúprico

K3N K = +1-N = -3 Nitruro de potasio Nitruro de tripotasio Nitruro potásico

hidróxidosMetal con grupo

OH-

KOH K = +1 Hidróxido de potasio Hidróxido de potasio Hidróxido potásico

Fe(OH)3 Fe = +3 Hidróxido de hierro II Trihidróxido de hierro Hidróxido férrico

Pb(OH)4 Pb = +4 Hidróxido de plomo IV Hidróxido plúmbico Hidróxido plúmbico

COMPUESTOS TERNARIOSCOMPUESTO ESTRUCTURA OBTENCIÓN Reglas para la valencia ( EDO) y el nombre Ejemplo Nombre

OXIÁCIDOS

Constitución de la fórmula:

H (No metal) OHhNnOm

ANHÍDRIDO + AGUA =ÁCIDOSO3 + H2O = H2SO4

Cl2O + H2O = H2Cl2O2 = HClOBr2O7+ H2O = H2Br2O8 =HBrO4

Prefijo SufijoLos elementos con sus valencias H Cl O

+1+1-2 = 0Ácido hipocloroso(Hipoclorito de hidrógeno)

H Cl O2

+1+3-2*2 = 0Ácido cloroso(Clorito de hidrógeno)

H Cl O4

+1+7-2*4 = 0Ácido perclórico(Perclorato de hidrógeno)

H2 Cr O4 Ácido crómico(+1)*2 +6+(-2)*4=0

Cl S Mn N B

Hipo Oso 1 2 -------------

-------

-----Oso 3

54 4 3 ------

Ico 5 6 6 5 3

Per Ico 7 ------ 7 ---- ----

Oxiácidos con más de una molecula de agua P2O5 anhídrido fosfórico

P2O5 + 1 H2O = H2P2O6 = HPO3 HPO3 Ácido metafosfórico

P2O5 + 2 H2O = H2P2O7 H2P2O7 Ácido pirofosfórico

P2O5 + 3 H2O = H6P2O8 = H3PO4 H3PO4 Ácido ortofosfórico

S4O5 + 2 H2O = H2S2O7 H2S2O7 Ácido pirosulfúrico o äcido disulfúrico

Oxisal

Metal+ Radical

Metal+ Oxiácido= oxisal( cada valencia del metal reemplaza un hidrógeno del ácido con EDO +1)

Oxiácido Radical

Eje

rcic

ioo

de

radi

cale

s

HNO3 ácido nítrico (NO3)- ión nitrato

Prefijo Sufijo Prefijo SufijoHClO acido hipocloroso (ClO)- ión hipocloritoHCl O2 acido cloroso (ClO2)- ión cloroso

Hipo Oso Hipo Ito HCl O3 acido clórico (ClO3)- ión cloratoOso Ito HClO4 acido perclórico (ClO4)- ión perclorato

H2SO4 ácido sulfúrico (SO4)2- ión sulfatoIco AtoHNO3 acido nítrico (NO3)- ión nitratoPer Ico Per Ato

Formación Fórmula Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional

Na (I) + H(ClO) = NaClO ( Cl = 1= hipo-ito) NaClO Hipoclorito de sodio Hipoclorito sodico

2Na (I) + H2(SO4) = Na2(SO4) (S = 6= ato) Na2(SO4) Sulfato de sodio Sulfato sodico

3Na(I) + H3(PO4) = Na3(PO4) (P = 5= ato)) Na3(PO4) Ortofosfato de sodio Ortofosfato sodico

Cu(II) + 2H(ClO2) = Cu(ClO2)2 (Cl = 3=ito ) Cu(ClO2)2 Clorito de cobre II Clorito cúprico

2Co(III) + 2 H2(SO4) = Co2(SO4)3 ( S =6= ato) Co2(SO4)3 Sulfato de cobalto III Sulfato cobaltico

Fe(NO3)3 Nitrato de hierro III Nitrato férrico

Guía actualizada por el profesor Luís Silva Duque

Guía de Ejercicios N° 1: INTRODUCCION A LA QUIMICA. CONCEPTOS FUNDAMENTALES

1) Exprese cada una de las siguientes unidades, en notación científica:

a) 0,00240b) 0,0003c) 142.146d) 0,0000666e) 1300 R.: a) 2,40 x10-3 b) 3 x 10-4 c) 1,42146 x 105 d) 6,66 x 10-5 e) 1,300 x 103

2) Cuántas cifras significativas se hallan contenidas en los siguientes valores:

a) 0,000473b) 0,0000200c) 702,004d) 1,634 x 103

e) 163410,01 f) 0,375 R.: a) 3 b)3 c) 6 d) 4 e) 8 f) 3

3) Exprese las siguientes cantidades con cuatro cifras significativas:

a) 64,341b) 7,9777 x 104

c) 0,1233500d) 0,1234500e) 1,0025001f) 3,4129200 R.: a) 64,34 b) 7,978 x 104 c) 0,1234 d) 0,1234 e) 1,003 f) 3,413

4) Suponiendo que los valores que a continuación se dan, se han obtenido de mediciones, realice las operaciones indicadas dando el resultado con el número de cifras significativas correctas. a) (3,42 x 108) x (2,14 x 106) b) (8,42 x 10-7) x (3,211 x 10-19) c) 822 : 0,028 d) (341,7 – 22 ) + (0,00224 x 814,005) e) 14,39 + ( 2,43 x 101) : 1275 f) (6,354 x 10 -3) : (4,27 x 10 -13) g) ( 0,0000425) : 0,0008137 + (2,65 x 10-3)

R.: a) 8,38 x 104 b) 2,70 x 10-25 c) 2,9 x 104 d) 322 e) 14,58 f) 1,49 x 1010 g) 5,49 x 10-2

5) El cloroformo, CHCl3, es un líquido que tiene una densidad de 1,492 g/mL. Calcular:a) El volumen de 10,00 g b) La masa de 10,00 mL R.: a) 6,702 mL b) 14,92 g

6) Encuentre la densidad de un cilindro que tiene un radio 12,4 cm, una altura de 4,12 cm y una masa de 406,9 g. ( V cil. = r2 h ) R.: 2,04 x 10 –1 g/cm3

7) ¿Cuál es la longitud en pulgadas de una varilla de 8,00 m? R.: 315 pulg

8) La distancia entre átomos de carbono de un diamante es de 154 pm. Convierta esta cantidad en mm. R.: 1,54 x 10-7 mm

9) Una sola hoja de afeitar contiene un total de 8,4 x 1021 átomos, 57 % de los cuales son átomos de hierro (Fe), 14 % átomos de cromo (Cr) y el 29 % restante corresponde a carbono

(C). Sabiendo que 6, 02 x 1023 átomos de carbono tienen una masa de 12 g, ¿cuánta masa de carbono contiene la hoja? R.: 4,9 x 10 - 2 g

10) Realice las siguientes conversiones de unidades:a) 8 g a Kg : R: 8 X 10-3 Kgb) 10 mL a L : R : 0,010 Lc) 10 m3 a dm3 R: 1,0 x 104 dm3

d) 10 dm3 a L R: 10 Le) 1,3 kg / l a kg / m3 R: 1,3 x 103 Kg / m3

f) 20 km / h a m/s R: 5.56 m /s g) 20 cm / s a km / h R: 0,72 Km / h 11) La velocidad del sonido en el aire a temperatura ambiente es de unos 343 m/s.  Calcule esta velocidad en kilómetros por hora (Km/h). R: 1,235 x 103 Km / h

12) La densidad del aluminio es de 2,70 g/cm3. ¿Cuál es su densidad en Kg/dm3?. R: 2,70 Kg/dm3

13) Exprese en m /seg la velocidad de un auto que se desplaza a 100 km /h. R: 27,8 m / s

14) Exprese en m3 el volumen de una botella de vino de 2 litros. R: 2 x 10-3 m3

15) El mercurio es el único metal líquido a temperatura ambiente. Su densidad es de 13.6 g/m L. ¿Cuántos gramos de mercurio ocuparán un volumen de 95.8 m L? R: 1,303 x 103 g

16) Calcule la masa de una esfera de oro de 10.0 cm de radio (el volumen de una esferade radio r es V = (4/3) * pi * r3 ,la densidad del oro es de 19.3 g/cm 3). R: 8,08 x 104 g 17) Escriba el nombre de los siguientes compuestos y la clasificación a que pertenecen:

FORMULA NOMBRE CLASIFICACIONNaOH

Pb(NO3)2

HMnO4

CaH2

AgClO3

Fe(OH)3

HIOK2Cr2O7

NH3

H2O2

Ag2OBa(OH)2

Br2 O5

18) Escribe la formula de los siguientes compuestos

23

Anhídrido fosforoso ................................... cromato de potasio: ........................................

Ácido peryodico ....................................... trióxido de dicobalto ....................................

Hidróxido plúmbico .................................... Fosfamina .................................................

Nitrito de bario ..................................... cianuro de potasio .......................................

Ácido crómico ....................................... cloruro férrico ..............................................

Monóxido de carbono ............................. hidruro de magnesio.....................................

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MULTIPLE

1.- La unidad de masa que está expresada con cuatro cifras significativas es:

a) 4,0670 mg

b) 15,8 x 10-4 g

c) 0,0040 g

d) 7,050 kg

e) 7 x 104 g

2.- Dada la siguiente lista de números, la que tiene el mayor número de cifras

significativas es:

a) 3.1 x 10-4

b) 0.00310

c) 310.

d) 0.00310

e) 0.3100

3- Una muestra de 5.00g de plomo de color blanco grisáceo muy blanda y maleable, tiene un punto de fusión de 327.4 °C y un punto de ebullición de 1620 °C. , tiene una densidad de 11,35 g/cm-3 a 20ºC, ¿cuáles serán propiedades extensivas de la muestra?

a) la masa del plomob) La densidad del plomoc) El color del plomod) La naturaleza maleable del plomo e) Los puntos de ebullición y fusión del plomo

4.- La temperatura en Fahrenheit que corresponde a 0 kelvin es: a) -120 F b) -434 F c) -523 F d) -549 F

e) otro valor

5.- El planeta Tierra tiene un volumen de 1,1 x 1021 m3 y una densidad promedio de

24

5,5 g/cm3. La masa de la Tierra en kilogramos es:

a) 5,0 b) 5,5 x 1020 c) 4,2 x 1030 d) 2,0 x 1023 e) 6,1 x 1024

6.- Uno de los siguientes materiales se clasifica como una sustancia pura: a). Gasolinab). Ronc). Coca- colad). Diamantee). Oro de 18 quilates

7.- La fórmula del óxido de plata es:

a) Ag2O b) Pt2O c) AgO2 d) PtO e) PtO2

8.- Uno de los siguientes fenómenos es un ejemplo de cambio químico:

A) Ebullición del alcohol.B) Evaporación del aguaC) Combustión del gas metanoD) Sublimación del yodoE) Fusión del hielo

9.- Al efectuar el siguiente cálculo: 356,85x 0,000302 / 2,000 x 10,83 El resultado de acuerdo al número de cifras significativas es:A) 0,0005B) 4,98x10-3

C) 4,975471x10-3

D) 5,0x10-3

E) 5,01

10.- El par nombre-fórmula incorrecto es:

A) sulfato de calcio– CaSO4 B) ácido clorhídrico – HClC) hidróxido de calcio – Ca H2

D) fluoruro de cobre (II) – CuF2

E) óxido de azufre(VI) – SO3

25

GUÍA DE EJERCICIOS N° 2:

“ESTRUCTURA ATÓMICA Y MOLECULAR”

1) Determine número de protones, neutrones y electrones de los siguientes átomos:

a) 29Cu63 b) 51Sb122 c) 74W184 d) 92U238 e) 84Po209

2) En la naturaleza, el elemento plomo (Pb) se presenta como 4 isótopos, cuyos datos son:Isótopo masa (u.m.a.) Abundancia relativa (% )204 Pb 202,973 1,48206 Pb 205,9745 23,60

207 Pb 206,9759 22,60208 Pb 207,9766 52,30

Calcule la masa atómica media ponderada del elemento plomo. R.: 207,162 u.m.a

3) El elemento boro consiste de los 2 isótopos: 10 B y 11 B de masa atómicas de 10,01 y 11,01 correspondientemente. La abundancia relativa del primero es 20,0 %. Calcule la abundancia del segundo y la masa atómica del boro.

R.: 80,0 %; 10,81 u.m.a.

4) Indique qué combinación de números cuánticos (n, l, m l, y ms) no son correctos, justifique su respuesta:a) 1, 0, 1, +1/2 b) 3, 2, -2, -1/2 c) 4, 4, 0, +1/2 d) 5, 0, 0, -1/2

5) Determine el número atómico (Z) de los siguientes elementos que presentan un ultimo nivel de energía determinado por las siguientes configuraciones: a) 3p3 b) 3d6 c) 5p4 d) 6s2

e) 5p6

6) Los esquemas representan el último nivel de energía. Indique qué configuraciones electrónicas no son correctas y por qué.

a. n s p p p

b. n s p p p

c. n s p p p

d. n s p p p

R.: Se viola a) Principio de Máxima multiplicidad b) Principio de Mínima Energía

c) Principio de Máxima multiplicidad d) Principio de Exclusión de Pauli

7) Indique los números cuánticos para los electrones cuya configuración es:

a) 1s2 b) 2p3 c) 3p5 d) 4d6 e) 3d2 f) 5s1

g) 4p4 h) 6s2

26

8) Indique el número de protones y electrones de los siguientes átomos e iones.a) b) Na+ c) d) Ca2+ e) f) O2- g)

h) Al3+ i)

9) Complete la siguiente tabla

ELEMENTO SIMBOLOGÍANÚMERO ATÓMICO

(Z)

NÚMERO MÁSICO

(A)PERÍODO GRUPO

F 9 2

F-

Ne 20 18

(VIII A)

Al 13 27 13

(III A)

Ni 28 59 10

(VIII B)

10) Dado un elemento cuyo Z = 33 y A = 75, indique justificando su respuesta:a) Número de protones, neutrones y electronesb) Configuración electrónicac) Grupo y Periodo en la Clasificación Periódicad) Los cuatro números cuánticos que describen la energía del último electrón del catión

monopositivo de este elemento.

11) Las densidades de los metales alcalinos son: Li = 0.507, Na = 0.971, K = 0.86, Rb = 1.53 y Cs = 1.873 g/ cm3. Calcular los volúmenes atómicos molares de estos elementos.

Resp: Li = 13,6 cm3, Na = 23,7 cm3, K = 45,5 cm3, Rb = 55,9 cm3, Cs = 70,9 cm3

12) Escriba la estructura de Lewis, para los siguientes compuestos:

a) KOH b) HClO3 c) NaI d) H2SO4 e) K2SO3

f) KNO3 g) Na2O2 h)HNO2 h) CaO

NOTA: recuerde que: a) los metales de los grupos I y II forman enlaces iónicos b) los átomos de H son siempre terminales y c) en los oxácidos el H va unido al O y éste al átomo central.

13) Indique: la estructura de Lewis, hibridación del átomo central, distribución espacial de los electrones alrededor del átomo central, la geometría molecular de cada uno de los siguientes iones y compuestos. Indique además, si es un compuesto polar (momento dipolar, , distinto de cero) o apolar ( igual a cero) e indique la carga formal sobre cada átomo.

a) H2S b) CH3Cl c) H2O2 d) CCl4 e) BH3 f) CO2 g)SO42-

h) NH4+ i) CO3

2- j) NO2 –

27

GUIA DE EJERCICIOS N° 3: ESTEQUIOMETRIA

CONCEPTOS BÁSICOS El peso molecular de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los

átomos en una molécula de la sustancia.

El peso fórmula de una sustancia es la suma de los pesos atómicos de todos los átomos en una unidad formular del compuesto, sea molecular o no. El peso molecular y el peso fórmula calculados a partir de la fórmula molecular de una sustancia son idénticos.

Un mol se define como la cantidad de una sustancia dada que contiene tantas moléculas o unidades formulares como el número de átomos en exactamente 12 g de carbono- 12. El número de átomos en una muestra de 12 g de carbono-12, se llama número de Avogadro y tiene un valor de 6.02 x 1023. Por lo tanto, un mol de moléculas, de átomos, etcétera, contiene el número de Avogadro.

La masa molar de una sustancia es la masa de un mol de la sustancia. El carbono-12 tiene, por definición, una masa molar de exactamente 12 g/mol. Para todas las sustancias, la masa molar en gramos por mol (g/mol) es numéricamente igual al peso fórmula en unidades de masa atómica.

La fórmula empírica (o la fórmula más sencilla) para un compuesto es la fórmula de una sustancia, escrita con los índices con números enteros más pequeños. Para la mayor parte de las sustancias iónicas, la fórmula empírica es la fórmula del compuesto, pero con frecuencia éste no es el caso de las sustancias moleculares. Por ejemplo, la fórmula del peróxido de sodio, un compuesto iónico de Na+ y O2-, es Na2O2. Su fórmula empírica es NaO. Por lo tanto, la fórmula molecular de un compuesto es un múltiplo de su fórmula empírica.

Balanceo de las ecuaciones químicas:Método del tanteo

1. Determinar los reactivos y los productos de la reacción química2. Escribir la ecuación química reactivos productos

3. Balancear la ecuación; para ello:* Se empieza por igualar la ecuación probando diferentes coeficientes para lograr que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados de la ecuación. (No se pueden modificar los subíndices de las fórmulas)* Primero se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos: las fórmulas que contienen estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por lo tanto, no es necesario ajustar los coeficientes de estos elementos en ese momento.* A continuación, se buscan los elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos y se balancean estos elementos.* Por último se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas del mismo lado de la ecuación.

4. Se verifica la ecuación igualada para asegurarse de que hay el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación.

Método algebraico1. Determinar los reactivos y los productos de la reacción química2. Escribir la ecuación química reactivos productos3. Balancear la ecuación; para ello:

* Plantear un sistema de ecuaciones lineales para cada elemento que satisfaga las restricciones de la ecuación química.

28

* Igualamos a uno la variable que más repetida se encuentre en el sistema de ecuaciones* A continuación, se resuelve el sistema de ecuaciones, y de preferencia, se desea que las variables sean números enteros y lo más pequeños posibles

4. Se verifica la ecuación igualada para asegurarse de que hay el mismo número total de átomos de cada tipo en ambos lados de la flecha de la ecuación.

El reactivo limitante es aquel que se encuentra en una proporción menor a la requerida estequiométricamente de acuerdo a la reacción balanceada, por lo que es consumido completamente cuando se efectúa una reacción hasta ser completa. El reactivo que no se consume completamente se denomina reactivo en exceso. Una vez que uno de los reactivos se agota, se detiene la reacción, por lo que las moles de producto siempre son determinadas por las moles presentes del reactivo limitante.

El rendimiento teórico de una reacción es la cantidad máxima de producto que se puede obtener por una reacción a partir de cantidades dadas de reactivos y se calcula a partir de la estequiometría basada en el reactivo limitante. El porcentaje de rendimiento de un producto es el rendimiento real (determinado experimentalmente) expresado como un porcentaje del rendimiento teórico calculado.

EJERCICIOS

1) El análisis de un sulfuro de cobre (CuS) indica que el 65,8 % en peso del sulfuro corresponde al metal. Calcular la cantidad en gramos de sulfuro de cobre que se puede obtener a partir de 42,0 gramos (g) de azufre (S). R.: 1,23 x 102 g sulfuro de cobre

2) Al analizar un óxido de cobre, se encontró que contenía 79,9 % en peso de cobre. Calcular la cantidad en gramos de óxido que se formarán a partir de:

a) 25,0 g de oxígenob) 25,0 g de cobrec) Si se tienen 25,0 g de cobre y 25,0 g de oxígeno

R.: a) 124 g; b) 31,3 g; c) 31,3g.

3) Al analizar un compuesto formado por los elementos A y B se han encontrado que estos se combinan en una relación en masa A/B como 2,00 / 7,00 respectivamente. Calcular:a) ¿Cuántos gramos de B se necesitan para que se formen 25,0 gramos de compuesto?b) ¿Cuántos gramos de A se necesitan para que se formen 25,0 gramos de compuesto?c) ¿Cuántos gramos de A se requieren para hacer reaccionar completamente 0,500 gramos

de B?d) Si se tienen 80,0 gramos de A y 80,0 gramos de B ¿Cuántos gramos de producto se

obtienen?e) ¿Cuál es la composición porcentual en masa del compuesto?

R.: a) 19,4 g; b) 5,56 g; c) 0,143 g; d) 1,03 x 102g; e) 22,2 % A y 77,8 % B.

4) Una piedra de tamaño semejante a una pelota de tenis pesa, aproximadamente, 1,05 kg ¿Cuántos moles de piedra se necesitaran para igualar la masa del planeta Tierra que es aproximadamente 6 x 1027 g? R.: 9 moles5) Si bebes 216 g de agua:a) ¿Cuántos moles de aguas has bebido?b) ¿A cuantas moléculas correspondes?

R.: a) 12,0 moles; b) 7,22 x 1024

29

6) Indique la masa en gramos contenida en:

a) 3,00 moles de CO2

b) 3,58 x 1022 átomos de Arc) 1,83 x 1024 moléculas de HCld) 0,0080 moles de etileno, C2H2

e) 6,02 x 1023 moléculas N2 R.: a) 132 g; b) 2,38 g; c) 111 g; d) 0,21 g; e) 28,0 g

7) El alcohol metílico puro (CH3OH) a 20ºC tiene una densidad de 0,789 g/mL. Calcule el número de moles que hay en 1,00 L de este compuesto.

R.: 24,6 moles

8) Conteste las siguientes preguntas:a) Una muestra de un compuesto contiene 0,36 moles de hidrógeno y 0,090 moles de carbono. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?b) Una muestra de un compuesto contiene 11,66 g de hierro y 5,01 g de oxígeno. ¿Cuál es su fórmula empírica?c) ¿Cuál es la fórmula empírica de la hidracina, la cual contiene 87,5 % de N y 12,50 % de H? R.: a) CH4; b) Fe2O3; c) NH2

9) El nitrato de amonio, NH4NO3, el cual se prepara a partir del ácido nítrico, se emplea como fertilizante nitrogenado. ¿Calcular el porcentaje de masa de los elementos en el nitrato de amonio? R.: N = 35%; H = 5%; O = 60%

10) El material plástico denominado polietileno (un polímero) contiene un 85,7 % de carbono y un 14,3 % de hidrógeno en su estructura. ¿Cuál es su fórmula empírica?

R.: CH2

11) Igualar las siguientes ecuaciones químicas:

a) P4 + O2 P2O5

b) C3H8 + O2 CO2 + H2O

c) Al + HBr AlBr3 + H2

d) NH3 + O2 N2O + H2O

e) SiO2 + HF SiF4 + H2O

f) B2H6 + LiAlH4 LiBH4 + Al(BH4)3

12) Una muestra de 3,87 mg de ácido ascórbico (vitamina C) por combustión genera 5,80 mg de CO2 y 1,58 mg de H2O. ¿Cuál es la composición en por ciento de este compuesto (el porcentaje de masa de cada elemento)? El ácido ascórbico contiene solamente C, H y O

R.: C = 40,82%; H = 4,54%; O = 54,64%

13) En un laboratorio se queman 1,285 g de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. La combustión resultó en 1,45 g de CO2 y 0,890 g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica? (Datos: PA C = 12,0 g mol-1; O = 16,0 g mol-1; H = 1,00 g mol-1)

R.: C2H6O3

14) En determinadas condiciones experimentales el cloro, Cl2, reaccionan con oxígeno, O2, formándose óxido de cloro (V), Cl2O5. Al respecto, escriba la ecuación que representa a la reacción química y resuelva: (Datos: PA Cl = 35.5 g mol-1)

a) Si se tienen 50,0 g de cloro y 50,0 g de oxígeno, ¿Cuántos g de Cl2O5 se forman?b) ¿Qué elemento se encuentra en exceso?

30

c) ¿Cuántos g del elemento en exceso quedan sin reaccionar?R.: 94,4 g; b) cloro c) 5,63 g.

15) La fermentación del azúcar genera alcohol etílico y oxido de carbono (IV) según la siguiente ecuación no balanceada.

C6H12O6 (ac) C2H5OH(ac) + CO2 (ac) Equilibre la ecuación y determine la masa de CO2 que se forma cuando se producen 9,53 g de C2H5OH en la fermentación del azúcar. R.: 9,12 g

16) El fósforo blanco, P4, se quema con exceso de oxígeno, O2, para formar óxido de fósforo (V), P2O5. Al respecto: (Datos: PA P = 31,0 g mol-1) a) Escriba una ecuación química balanceada para la combustión dada.b) ¿Cuántos moles de P2O5 se forman debido a la combustión de 6,00 g de P4?c) El P2O5 en contacto con agua en exceso reacciona formando H3PO4. Escriba la ecuación química correspondiente.

R.: b) 9,68 x 10-2

17) Se disuelve una masa de 1,84 g de NaOH en agua y se burbujean 2,05 g de H2S gaseoso, ocurriendo la siguiente reacción: (Datos: PA Na = 23,0 g mol-1 S = 32,0 g mol-1) H2S(g) + 2NaOH(ac) Na2S(ac) + 2H2O(l)

¿Qué masa de Na2S se produce, suponiendo que el reactivo limitante se consume completamente?

R.: 1,79 g18) Un estudiante hace reaccionar benceno, C6H6, con bromo, Br2, en un intento de preparar bromobenceno, C6H5Br, de acuerdo a la reacción:

C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr (Datos: PA Br = 80,0 g mol-1)

a) ¿Cuál es el rendimiento teórico del bromobenceno en esta reacción si 30,0 g de benceno reaccionan con un exceso de Br2?b) ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento si se obtienen 56,7 g de bromobenceno?

R.: a) 60,4; b) 93,9%19) En solución acuosa, el cloruro férrico reacciona con un exceso de amoníaco y agua, de acuerdo a la siguiente ecuación:

FeCl3 + NH3 + H2O Fe(OH)3 + NH4Cl

(Datos: PA Fe = 56,0 g mol-1 N = 14,0 g mol-1)Al respecto, equilibre la ecuación y conteste las siguientes preguntas:a) ¿Cuál es la cantidad en gramos de Fe(OH)3 que se forman al hacer reaccionar 20,0 g de cloruro férrico?b) Calcule el número de moléculas de cloruro de amonio formadas a partir de los 20,0 g de cloruro férrico.c) ¿Cuántos moles de amoníaco se necesitan para que reaccionen completamente los 20,0 g de cloruro férrico?

R.: a) 13,2 g de Fe(OH)3; b) 2,22 x 1023 moléculas de NH4Cl; c) 0,370 moles de NH3

AUTOEVALUACIÓN

31

1.- ¿Cuales de las siguientes afirmaciones son verdaderas para un átomo del elemento con numero atómico 20?

I.- El símbolo del elemento es Ne II.- El elemento es un metal alcalino III.- El elemento forma un ion +2 IV.- el elemento esta en el grupo 2

a) Solo Ib) I y IVc) III y IVd) II, III y IVe) todas

2.- El número de protones y electrones que contiene el ión Br- son respectivamente:

a) 34 y 35 b) 35 y 34 c) 35 y 35 d) 35 y 36 e) 36 y 35

3.- Una de las siguientes afirmaciones corresponde a la interpretación de la fórmula del oxígeno (O2 ):

a) el elemento tiene dos moléculasb) la molécula contiene dos electronesc) la molécula esta formada por dos átomosd) el numero atómico del elemento es 2e) el elemento es monoatómico

4.- Una molécula de alcohol etílico esta formada por dos átomos de carbono, seis átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. La formula empírica del alcohol etílico es:

a) CHOb) C4H12O2

c) C2H6Od) CHOe) Ninguna de las Anteriores

5.-El cloro gaseoso puede ser preparado a partir de la siguiente reacción:

MnO2 + 4 HCl Cl2 + MnCl2 + 2 H2O Suponiendo que el reactivo limitante de la reacción es el MnO2.

Los gramos de Cl2 se pueden producir a partir de 25,0 g de MnO2 son:

a) 0,0326b) 10,2c) 20,4d) 30,6e) 246

6.- El número de moles de HCl que se requieren para reaccionar con 25,0 g de MnO2

32

son:

a) 1,15b) 3,48c) 10,5d) 13,9e) 42,0

7.- A partir de 0,75 mol de MnO2 y 2,0 mol de HCl, en número de moles de Cl2 que pueden prepararse son

a) 2,0b) 1,3c) 1,0d) 0,75e) 0,50

8.- De acuerdo a la siguiente reacción: CH4(g) + Cl2(g) CH3Cl(g) + HCl(g)

El rendimiento porcentual de una reacción en la que se convierten 762 g de CH4 en 2048 g de CH3Cl es:a) 2,69b) 26,9c) 37,2d) 85,2e) 117

9.- Dada la formula de la glucosa C6H12O6 . El porcentaje en masa de carbono en esta molécula es:

a) 4,00b) 25,00c) 40,00d) 41,39e) Ninguno de los anteriores

10.- El porcentaje en masa de nitrógeno del compuesto Ca(NO3)23 H2O es:

a) 6,42b) 9,27c) 12,84d) 15,05e) 24,43

11.- La formula empírica de un compuesto de masa molecular igual a 70 g mol-1 es CH2. La formula molecular de esa sustancia es:

a) CH2

b) C2H4

c) C3H6

d) C4H8

e) C5H10

Guía de Ejercicios N° 4: GASES

33

NOTA: Todos los gases que se citen en los problemas de esta guía, se asumen como gases ideales. El valor para la constante universal de los gases, R, es: R = 0,082 L atm. mol -1 K -1 = 8,31 J K mol -1

1 torr = 1 mm de Hg1 atm = 760 mm de Hg = 76 cm de Hg = 101352 PaCondiciones normales = C.N. Significa. 1,0000 atm y 0,000°C

1. ¿Cuál es la masa de 10,0 L de CO2 en condiciones normales de presión y temperatura, (C.N.)? R:19,6g

2. ¿Qué volumen ocupan 1 millón (1 x 106) de moléculas de gas hidrógeno, H2, en C.N.? R: 4x10-17 L

3. ¿Qué volumen ocupan 5 g de etileno, C2H4, en C.N.? R: 4L

4. Si se construyera un barómetro de agua en lugar de Hg, ¿cuál sería la altura, en metros de la columna de agua a 25,0°C y 1,00 atm de presión, si la densidad del agua a esa temperatura es 0,997 g/mL y la del Hg es 13,6 g/mL? R: 10 m

5. Una cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 200 ml_ a la presión de 750 Torr, a ¿qué presión ocuparía un volumen de 50 mL si la temperatura se mantuviera constante?

R: 3,0 x 10 3 Torr

6. Un matraz de 2,0 L de capacidad conteniendo O2 a 0,50 atm de presión, se conecta a otro frasco de 3,0 L conteniendo N2 a 2,0 atm, a la misma temperatura, ¿Cuál será la presión final, si la temperatura permanece constante y no ocurre ninguna reacción química? R: 1,4 atm

7. Un L de cada uno de los gases: O2, N2 y CO2, a la presión de una atm, se introducen en un matraz de 0,5 L. Si no ocurre ninguna reacción química, ¿cuál es la presión resultante, medida a la misma temperatura? R: 6 atm

8. Un matraz de 10,0 L de capacidad se llena con una mezcla de 1,00 g de O 2, 2,00 g de H2 y 0,500 g de CO2, a la temperatura de 300º K. Si no ocurre ninguna reacción química:

a) ¿Cuál es la presión final si la temperatura permanece constante? R: P total = 2,56 atm

b) ¿Cuál es la presión parcial de cada sustancia?R: P(O2) = 0,0769 atm; P(H2) = 2,46 atm P(CO2) = 0,0280 atm

9. El amoníaco NH3, es un gas a temperatura ambiente. Calcule la densidad del amoníaco a 27,0 °C y a 1,00 atm de presión. R: 0,691 g/L

10. Una muestra de 0,195 g de una sustancia líquida se evapora. El gas ocupa un volumen de 144 mL a 380 Torr y 77°C.

a) ¿Cuál es la masa molecular del gas? R: 77,7 g/mol

b) Si la sustancia contiene el 7,75 % p/p de H y el 92,25% p/p de C. ¿Cuál es la fórmula molecular del gas? R: C6 H 6

11. Una masa de oxígeno ocupa 200 cm3 a 100°C. Determine su volumen a 0°C, manteniendo la presión constante R: 146 cm3

12. Un tanque de acero contiene dióxido de carbono a 37 °C ya una presión de 7,80 atm. Determine la presión interna del gas cuando el tanque y su contenido se calientan a 100°C.

R: 9,39 atm

13. ¿A qué presión se debe someter 1,00 L de gas medido a 1,00 atm y -20°C para comprimirlo hasta 0.500 L cuando la temperatura es 40°C. R: 2,47 atm

14. Un matraz de 200 mL contiene oxígeno a 200 torr y otro de 300 mL contiene nitrógeno a 100 torr. Entonces, los 2 matraces se conectan. Suponiendo que no hay cambio en la temperatura. ¿Cuál

34

es la presión parcial de cada gas en la mezcla final y cuál es la presión total? R: PO2= 80 torr; PN2 = 60 torr; Ptotal = 140 torr

15. Si 10 L de hidrógeno a 1 atm de presión están contenidos en un cilindro que tiene un pistón móvil. El pistón se mueve hasta que la misma masa del gas ocupa 2L a la misma temperatura Determine la presión del cilindro. R: 5 atm

16. Determinar el volumen que ocuparán 15,0 g de argón a 90° C y 735 Torr. R:11,6 L

17. Calcule el volumen de CO2 .medido a la presión de 1,0 atm y a 27,0 °C, producido por la combustión de 1,0 L de gasolina. La densidad de la gasolina es 0,68 g/mL. Suponga que la reacción está representada por la ecuación:

C7H16 (l) + 11 O2 (g) 7 CO2 (g) + 8 H2O(g)

R: 1,2x103L18. Una muestra de KCIO3 (PM=122,6) por descomposición térmica produce O2 gaseoso que se

captura sobre agua. El volumen del gas obtenido es de 250 mL a 26°C y una presión total de 765 mm de Hg. Presión de vapor del agua a 26°C = 25 mm de Hg. La reacción está representada por la sig. ecuación: ∆

2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3O2 (g)

a) ¿Cuántos moles de O2 se obtienen? R: 9,93x10 -3 moles de O2

b) ¿Cuántos g de KCIO3 se descomponen? R: 0,812 g de KClO3

19. Un gas difunde 4 veces más rápido que el O2. ¿Cuál es su masa molecular? R: 2 g/mol

20.- ¿Cuál es la razón entre las velocidades de efusión entre helio y nitrógeno? R:2,6

21.-El etileno gaseoso, C2H4, reacciona con gas hidrógeno en presencia de un catalizador de platino para formar etano, C2H6, según la ec.:

C2H4(g) + H2(g) C2H6(g)

Una mezcla de C2H4 y H2 de la que sólo se sabe que contiene más moles de H2 que de C2H4, tiene una presión de 52 torr en un volumen desconocido. Después de haber pasado la mezcla por un catalizador de platino, su presión es de 34 torr en el mismo volumen ya la misma temperatura. ¿Qué fracción molar de la mezcla original era etileno? R: 0,35

22.-Se introduce en una ampolla una muestra equivalente a 3,00, moles de N2F4 Si exactamente el 50,0% de las moléculas de N2F4 se descompone según la ecuación

N2F4 2NF2

¿Cuáles serian las fracciones molares de N2F4 y NF2 que hay en la ampolla? Si la presión total medida en la ampolla es de 750 torr, ¿Cuáles serian las presiones parciales de N2F4 y NF2

también en torr? Supóngase que e1 comportamiento del gas es ideal. R: X N2F4

= 0.33 ; PN2F4 =250 Torr XNF2= 0.667 PNF2 = 500 Torr

PREGUNTAS DE SELECCION MULTIPLE

35

1.- El servicio meteorológico notifica una presión barométrica de 30.2 pulgadas de mercurio. Esto corresponde a una presión de:

(A) 1,01 atm (B) 754 torr (C) 74,2 cm de Hg (D) 56,4 mm de agua (E) 72 pies de Hg

2.- El volumen medido de una muestra de gas a 30,0°C y 760 torr es de 10,0 L.. La temperatura final necesaria para reducir el volumen a 9,0 L a una presión constante es:

(A) 36°C (B) 27°C (C) 4°C (D) 0°C (E) 30°C

3.- El número de moles que hay en una muestra de gas que ocupa 0,500 L a l70 torr y 25°C es:

(a) 0,00457 (B) 0,00500 (C) 2,18 (D) 3,48 (E) 3,85

4.- Una muestra desconocida de un gas X tiene una velocidad de difusión estimada en 1.14 veces la del bióxido de carbono en las mismas condiciones de T y P. Uno de los gases siguientes podría ser X:

(A) O2

(B) C2H6 (C) CO(D) PH3

(E) NO2

5. ¿Qué volumen de CO2 gaseoso a 477°C y 750 torr puede producirse por la combustión de 32,5 g de C2H2? Dato: (PM: CO2, 44,0; C2H2, 26,0)

C2H2 + O2 --> CO2(g) + H2O(l) (no equilibrada)(A) 312 litros(B) 156 litros (C) 78.0 litros(D) 112 litros(E) 624 litros

6.- Una muestra de 180. mg de una aleación de hierro y un metal X se trata con ácido sulfúrico diluido; como producto, se libera hidrógeno y se producen iones Fe+2 y X+3 en la solución. Se sabe que la aleación contiene 20,0 % de hierro en peso. La aleación produce 50,9 ml de hidrógeno recolectado en agua a 22°C (la presión de vapor del agua a esta temperatura es de 20 torr) y a una presión total de 750. torr. ¿Qué elemento es X?

(A) Al(B) La(C) Sm(D) Ga(E) Gd

GUIA DE EJERCICIOS N° 5: TERMOQUIMICA

36

1.- Indique si los siguientes sistemas son cerrados abiertos o aislados: a) la tierra, b)el cuerpo

humano, c)un refrigerador con la puerta cerrada, d)un termo herméticamente cerrado.

2.- En un proceso cíclico se realizan 150 J de trabajo sobre los alrededores. Indique el valor del

calor intercambiado, su signo y el cambio de energía interna. R: Q = 150 J; U = 0

3.- Calcule en Joules el trabajo realizado cuando se evapora un mol de agua líquida a 100 º C y 1

atm. Hvap = 40,670 kJ/mol en esa condición. Suponga comportamiento de gas ideal y volumen del

líquido despreciable. R: W = 3 kJ

4.- Determine el calor requerido para fundir 150,0 g de hielo a 0ºC, a presión normal.

Hfus = 6,009 kJ/mol. R: 50,08 kJ

5.- Determine el calor requerido para fundir 150,0 g de hielo que se encuentran a -10ºC y presión normal. Cp (hielo) = 2,09 (J/g K). R: 53,2 kJ

6.- Defina calor e indique en que condiciones se transfiere de un sistema a otro.

7.- Indique la diferencia entre calor específico y capacidad calorífica. ¿Cuál de estas propiedades es

intensiva?, ¿por qué?

8.- Se calientan simultáneamente la misma masa de 2 metales A y B, ambos inicialmente a 20ºC. Si

el calor específico de A es mayor que el de B, ¿cuál tardará más en llegar a 21ºC?, ¿por qué?

R: En igualdad de condiciones A tarda más en subir 1 °C ( de 20 a 21°C).

9.-¿Cuál es el calor específico de la plata si un trozo de plata de masa de 362 g, tiene una capacidad

calorífica de 85,7 J/ºC? R: 0,237 J/(g °C)

10.- La capacidad calorífica molar del mercurio líquido es 27,98(J / k mol). Calcule la cantidad de

calor liberado (en kJ) por 366 g de Hg, cuando se enfría desde 77ºC hasta 12ºC. R: -3,32 kJ

11.- Considere la siguiente información. Un mol de Nitrógeno gaseoso se combina con 3 moles de

hidrógeno gaseoso para producir 2 moles de amoníaco. En esas condiciones el Hº de la reacción

es –92,6 kJ. ¿qué cantidad de calor se libera al producir 1,3x10 4 g de amoníaco.

R: 4,3 x104 kJ

12.- Explique por qué el calor no es una propiedad de estado.

13.- A partir de datos de tablas, calcule los valores de H0298 para las reacciones siguientes:

a) 2 O3 (g) 3 O2 (g)

b) C(grafito) + CO2 (g) 2 CO(g)

c) CaCO3 (S) CaO(s) + CO2(g)

R: a) -285,4 kJ/mol b)172,45 kJ/mol c) 178,3 kJ/mol

14.- Se construye un calorímetro rudimentario con dos vasos de poliestireno. Se llena el vaso con

120 mL de agua a 20ºC. Se disuelve en el agua 2,0 g de una sustancia F. La temperatura disminuye

3ºC. Al respecto señale:

37

a) ¿para que se utiliza el calorímetro?.

b) ¿por qué se eligieron vasos de ese material?

c) ¿Qué tipo de transferencia de calor se está determinando? (dilución, disolución, reacción).

d) Calcule el calor involucrado y el calor específico de la sustancia F.

15.- A partir de los datos a 25ºC

Fe2 O3 (s) + 3 C grafito 2 Fe (s) + 3 CO (g) Hº = 492,6 kJ/mol

FeO s + C (grafito) Fe (s) + CO (g) Hº = 155,8 kJ/mol

C (grafito) + O2 (g) CO2 (g) Hº = -393,51 kJ/mol

CO (g) + ½ O2 (g) CO2 (g) Hº = -282,98 kJ/mol

Calcule los calores estándar de formación del FeO (s) y del Fe2 O3 (s)

R: FeO H= -266,3 kJ/mol Fe2O3 H = -824,2 kJ/mol

16.-A partir de los datos a 25ºC

O2 (g) 2 O (g) Hº = 498,34 kJ/mol

Fe (s) Fe (g) Hº = 416,3 kJ/mol

y Hº f (FeO(s)) = -272 kJ/mol

Calcule Hº a 25ºC para la reacción : Fe (g ) + O (g) FeO (s) R: 937 kJ/mol

17.- A partir de los datos a 25ºC

1/2H2 (g) +1/2 O2 (g) OH (g) Hº = 38,95 kJ/mo

H2 (g) + ½ O2 (g ) H2 O (g) Hº = -241,814kJ/mol

H2 (g ) 2 H (g) Hº = 435,994 kJ/mol

O2 (g) 2 O (g) Hº = 498,34 kJ/mol

Calcule los Hº para

a) OH (g) H(g) + O(g)

b) H2O (g) 2 H(g) + O(g)

c) H2O(g) H(g) + OH(g)

R: a) 428,22 kJ/mol b) 926,98 kJ/mol c) 498,76 kJ/mol

18.- En un vaso Dewar se agrega 20,0 g de hielo a –5ºC a 30 g de agua a 25ºC. ¿Cuál es el estado

final del sistema?. Calcule H para la transformación. Datos: Cp (agua) = 4,18 J/K g Cp (hielo) = 2,09

J/K g R: 11,2 g de hielo y 38,8 g de agua líquida a 0 °C.

19.- Cuántos gramos de agua a 25ºC debe añadirse a un vaso Dewar que contiene 20,0 g de hielo a

–5 ºC para satisfacer las siguientes condiciones:

a) La temperatura final es 0ºC y la mitad del agua se congela

b) La temperatura final es 0ºC, la mitad del hielo se funde

c) La temperatura final es 10 ºC, todo el hielo se funde R: a) 0,770 g b) 33,9 g c) 123 g

20.- Si 20 gramos de vapor a 120ºC y 300 g de agua líquida a 25ºC se introducen en un frasco

aislado. La presión permanece a 1 atm todo el tiempo. Cp (agua) = 4,18 J/gK Cp (vapor) = 1,86

J/gK y H vap = 2257 J/g a 100ºC ¿Cuál es la temperatura final del sistema y que fases están

presentes? R: Todo es líquido a 66,7°C.

38

SELECCIÓN MÚLTIPLE :

1.- Un vaso Dewar que contiene 1,0 g de hielo a -1 ºC para que la temperatura final sea 0 ºC y todo

el hielo se funda. Los gramos de agua a 5ºC que se deben añadir es:

Datos: Cp (agua) =4,18 J/K g Cp (hielo) = 2,09 J/K g H(fus) = 333.8 j/g

a) 31,9 g b) 62,4 g c) 162,5 g

d) 16,07 g e) otro valor

2.- Cuando se produce un proceso en que disminuye la entalpía, podemos afirmar que ese proceso

es: I.- espontáneo II.- imposible III.- exotérmico

a) sólo I b) sólo II c) sólo III

d) I y III e) I, II y III

3.- Si se realiza un proceso a volumen constante, entonces podemos afirmar que este proceso:

I.- es isocórico II.-es adiabático III.- no produce trabajo

Es o son verdaderas:

a) sólo I b) sólo II c) solo III

d) I y III e) Todas son incorrectas

4.- En un proceso cíclico entran 45 J de calor al sistema. Al respecto solo una de las siguientes

afirmaciones es correcta:

a) U y H son cero

b) U es cero pero H es positivo

c) No se produce trabajo

d) La temperatura es constante.

e) Ninguna de las Anteriores

5.- Con respecto al concepto de “ calor”, es correcto afirmar que:

a) es una propiedad de estado del sistema

b) es cero si el proceso se realiza en un recipiente adiabático

c) es cero si el proceso es isotérmico

d) es mayor si aumenta la temperatura.

6.- La entalpía estándar de formación del S(rómbico) es 0 kj/mol en cambio la entalpía estándar del

S(monoclínico) es 0,30 kJ/mol. Según esta información se puede afirmar que:

I.-La formación de S(monoclínico) es espontánea

II.-El S(rómbico) es inestable.

39

III.-El S(rómbico) es la forma estable a 25 ºC y 1 atm

Es o son verdaderas:

A) solo I B)solo II C) solo III

D) I y III E) I, II y III

7.-En la reacción: C(graf ) + O2 (g) CO2 (g) H = -393,5 kJ

Se puede afirmar que: I.-La producción de 88 g de CO2 requerirá el doble de calor

II.-Se puede determinar directamente el H de formación de CO2

III.-Se puede determinar directamente la entalpía de enlace del O2

Es o son falsa(s):

A) solo I B) solo II C) solo III

D) I y II E) I , II y III

8.- El Cp = 4,184 (J/gºC) para el agua líquida. El calor absorbido para llevar 36 g de agua desde 20 a

55ºC será:

a)5,271 J b)150 J c)5271 kJ

d)5,3 kJ

9.- Se deja expandir lentamente un sistema que contiene un gas en un recipiente de paredes que no

dejan fluir el calor, entonces estamos frente a un sistema:

I.- cerrado II.-aislado III.-aislado o adiabático IV.- adiabático, pero no aislado

Es o son verdadera(s):

A) solo I B) solo II C) solo III

D) solo IV E) I y IV

10.- El calor de disolución de NaCl es 4,0 kJ/mol y el calor de disolución del CaCl2 es –82,8 kJ/mol.

Entonces se puede afirmar que: I.-es imposible disolver NaCl en agua

II.-cuando se disuelve CaCl2 la solución se calienta

III.- cuando se disuelve NaCl la solución se enfría

Es o son verdaderas:

A) solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) Todas

GUIA DE EJERCICIO N° 6 : SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS

1.- ¿Cómo se prepara 50,0 g de una solución de BaCl2 al 12,0 % p/p si se dispone de BaCl2x2H2O? R: 7,04 g de BaCl2-2H2O y 43,0 g de H2O

40

2.-.- Calcular el peso de HCl anhidro de 5,00 mL de HCl, d = 1,19 g/mL y 37,23 % p/p. R: 2,22 g

3.- ¿Cuántos gramos de solución de NaCl al 5,00 % p/p son necesarios para producir 3,20 g de NaCl? R :64,0 g

4.- Calcular el volumen, en mL, de H2SO4 concentrado d = 1,84 g/mL y 98,0 % p/p que podrían contener 40,0 g de H2SO4 puro. R: 22,2 mL 5.- ¿Cuántos gramos de KCl necesita pesar para preparar 250 mL de solución al 3,25 % p/V.?

R: 8,12 g

6.-¿Cuántos mL de solución al 8,50 % p/V de CuSO4 debe medir para preparar 150 mL de solución al 5,00%p/V? R: 88,2 mL

7.- ¿Cuál es la molaridad de una solución preparada con 16,0 mL de CH3OH que tiene una densidad de 0,79 g/mL en 200 mL de solución? R: 2,0 M

8.- Calcular la molaridad y molalidad del H2SO4 concentrado, d = 1,83 g/mL, 96,0 % p/p y PM =98,0 g/mol. R: 17,9 M, 245 m

9.- ¿Cuántos mL de NaOH al 20,0 % p/V debe medir para preparar 100 mL de una solución 0,150 M? R: 3,00 mL

10.- ¿Cuántos mL de una solución de HNO3 0,300 M, debe medir para preparar 100 mL de solución 0,0520 M. R: 17,3 mL

11.- Calcular la molalidad y fracción molar del soluto de una solución formada por 2,53 g de NaCl, y 12 mL de agua. R: m = 3,6, X NaCl= 0,061

12.- ¿Cuántos gramos de glucosa (PM = 180 g/mol) debe pesar para que en 250 g de agua tenga una solución 0,970 molal (m)? R : 43,6 g

13.- Se disuelven 26,5 g de H3PO4 en 62,5 g de H2O. La densidad de la solución resultante es de 1,34 g/mL. Calcular: M, m, y XH2O R: M = 4,07, m = 4,33, XH2O = 0,928

14.- La glicerina (PM = 92,0 g/mol), es un no electrolito no volátil con una d = 1,26 g/mL a 25 °C. Calcular la presión de vapor a 25 °C de una solución que se preparó agregando 50,0 mL de glicerina a 500 rnL de agua. La presión de vapor del agua pura a 25°C es de 23,8 mm Hg.

R: X H2O = 0,976, P soluc.= 23,2 mm Hg

15.- La presión de vapor del agua pura a 110 °C es de 1070 mm Hg. Una solución de etilenglicol y agua tiene una presión de vapor de 1,00 atm a 110 °C. Suponiendo que obedece la ley de Raoult, calcule la fracción molar del etilenglicol en la solución. R: X etilen glicol =0,290

16.- A 63,5 °C, la presión de vapor del agua es de 175 mm Hg, y la del etanol C 2H5OH, es de 400 mm Hg. Se prepara una solución mezclando masas iguales de agua y etanol. Calcular:a) Fracción molar de etanol en la solución, b) La presión de vapor de la solución.

R: a) X etanol = 0,281, P soluc. = 238 mm Hg

17.- El etilenglicol (PM = 62,0 g/mol) es un anticongelante para automóviles, un no electrolito no volátil. Calcular el punto de ebullición y el punto de congelación de una solución al 25,0 % en masa de etilenglicol en agua. Keb = 0,52 ºC/m, Kc = 1,86 °C/m R: m = 5,38, Peb solución = 102,8 ºC, P c solución = - 10,0 ºC

18.- Calcule el punto de congelación de una solución que contiene 600 g de CHCl3 y 42,0 g de eucaliptol, (C10H18O);Kc (CHCl3) = 4,68 ºC/m y Pc(CHCl3) = -63,5 °C. R: - 65,6ºC

19.- La presión osmótica media de la sangre es de 7,7 atm a 25 °C. ¿Qué concentración de glucosa será isotónica con la sangre? R: 0,32 M

41

20.- La lisozima es un enzima que rompe la pared celular bacteriana. Una solución que contiene 0,150 g de esta enzima en 210 mL de solución tiene una presión osmótica de 0,953 torr a 25 ºC. ¿Cuál es la masa molar de esta sustancia? R: 1.39 X 10 4 g/mol

PREGUNTAS DE SELECCION MULTIPLE

1.- Una solución acuosa de NaNO3 tiene cierta concentración. Se deja evaporar agua hasta la mitad de su volumen (no se altera el soluto).Como consecuencia la concentración es ahora:

(A) Indeterminada(B) La misma(C) La mitad(D) El doble(E) El cuádruple

2.-. Una solución de cierto compuesto tiene determinada concentración. Si se deseara aumentar esta concentración podrían realizarse una o más de estas operaciones.

I. Aumentar la cantidad de soluto sin variar la cantidad de disolventeII. Aumentar la cantidad de disolvente sin variar la cantidad de soluto

III. Eliminar disolvente por evaporación

A) Sólo I B) Sólo II C) Sólo III D) I y III E) II y III

3.-Se han disuelto 20 g de hidróxido de bario, Ba(OH)2, en agua suficiente para formar 1 litro (1.000 mL) de solución. Posteriormente se miden 10 mL de esa solución. La cantidad de Ba(OH)2 que contiene este volumen es:

A) 20 g B) 2 g C) 0,2 g D) 0,02 g E) 0,002 g

4.- En 0,50 litros de solución de NaCl 0,20 M La cantidad de moles de soluto que hay es :

(A) 0,10 (B) 0,20 (C) 0,80 (D) 1,0 (E) 5,0

5.- La masa en gramos de NaOH que se necesita para preparar 300 mL de solución de concentración 2,0 % p/v es:

(A) 2,0(B) 6,0(C) 8,0(D) 60(E) 80

6- Para preparar una solución 1 M de un compuesto sólido muy soluble en agua, seria necesario: I.-Añadir un litro de agua a un mol del compuestoII.-Añadir agua a un mol del compuesto hasta completar un kilogramo de soluciónIII.-Disolver un mol del compuesto en suficiente cantidad de agua y completar hasta un

litro de soluciónA) solo IB) solo IIC) solo IIID) I y IIIE) Todas7- Una solución de 15% en peso indica:

(A) Que hay 15 g de soluto por cada 100 g de solvente(B) Que hay 15 g de soluto por cada 100 g de solución(C) Que hay 15 g de solvente y 85 g de soluto(D) Que la masa molar del soluto es el 15% de la masa molar del solvente(E) Que hay 15 g de soluto por cada 100 mL de solución

42

8.- El compuesto que se preferiría como anticongelante empleando igual masa del mismo para la misma cantidad de solvente es:

(A) C2 H5 OH (etanol)(B) C3 H8 O3 (glicerina)(C) C3 H7 OH (propanol)(D) C6 H12 O6 (glucosa)(E) C2 H6 O2 (etilenglicol)

9- Si una solución acuosa tiene un punto de ebullición de 100,15 ºC, su punto de congelación suponiendo comportamiento ideal será:

(A) -0,54 ºC(B) -0,15 ºC(C) 0,15 ºC(D) 0,54 ºC(E) 0 ºC

10- Se preparan dos soluciones acuosas de un soluto no electrólito y no volátil, una, X, al 2% en peso y la otra, Y, al 4% también en peso. Suponiendo que la densidad de las soluciones es 1 g/ mL, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es falsa suponiendo comportamiento ideal?

(A) la temperatura de ebullición de X es menor que la de Y (B) la temperatura de congelación de X es mayor que la de Y(C) la presión osmótica de X es menor que la de Y(D) la presión de vapor de X es mayor que la de Y(E) la molalidad en Y es la mitad que en X.

Guía actualizada y revisada por Prof. Sr. Javier Jorquera J. Fecha: Marzo 2007

Respuestas: 1- D2- D3- C4- A5- B6- D7- B8- A9- A10- E

GUIA DE EJERCICIO N° 7: "EQUILIBRIO QUÍMICO”

1, Escríbala expresión de la constante de equilibrio de cada una de las siguientes reacciones:

a) COCg) + Cl2(g) COCl2(g)

43

b) CO2(s) CO2(g)

c) Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zu2+

(aq)

d) MgSO4 MgO(s) + SO3(g)

i) Znrs) + 2H+ Zn2+ + H2(g)

g) NH4C1(S) NH3(g) + HCl(g) h) CaCO(s) CaO(g) + CO2(g)

2. La reacción entre el nitrógeno y el hidrógeno para formar amoníaco es un proceso exotérmico y se describe por la ecuación: N2(g), + 3H2(g) 2NH3(g), ΔH = -11,0 kcal Si la mezcla de los tres gases estuviera en equilibrio a 500 °C y contenida en un balón de 1 litro, cuál seria el efecto sobre el equilibrio y cómo se vería afectada la masa de amoníaco:a) si la mezcla fuera comprimida.b) si se aumentara la temperatura,c) si se introduce hidrógeno al sistemad) Escriba la expresión que corresponde para Kc y Kp .

a) Resp: b) c)

3. Por medio del análisis, se ha determinado que en una vasija están presentes 0,30 moles de CO, 0,2 moles de Cl2 y 0,80 moles de COC12 , en estado de equilibrio. La ecuación que corresponde a esta reacción es : CO(g) + Cl2(g) COCl2(g), Calcule la constante de equilibrio de dicha reacción.

Resp.: 13 4. Una mezcla de 3,0 moles de oxígeno, 2 moles de dióxido de azufre y 6 moles de trióxido de azufre está en u frasco de 8,5 litros, a una temperatura dada, a la cual la reacción química está representada por la ecuación: 2SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) La constante de equilibrio (Kc) tiene una magnitud de 100,a) Indique si es posible conservar inalterable esta mezcla.b) Si no fuese posible, indique en qué dirección ocurrirá una reacción neta.c) Plantee cómo calcularía las concentraciones, una vez alcanzado el equilibrio.

Resp.: a) No está en equilibrio a) Q <K 5. Considere la reacción: 2 H2 lg, + S2 2 H2S a la temperatura de 700°C. En el estado de equilibrio se encuentran 2,5 mol de H2, 135x10-5 mol de S2 y 8,7 mol de H2S. Determine "Kc sabiendo que el volumen del recipiente es de 12 L, Respuesta: 1.08x107

6. El compuesto gaseoso NOBr se descompone de acuerdo a la ecuación:

NOBr (g) NO(g) + ½ Br2 (Kp = 0,15)En un reactor, hay una mezcla de los tres gases reaccionantes, encontrándose en un momento dado que el NOBr ejerce una presión de 0,5 atm; el NO de 0,4 atm; y el Br2 de 0,2 atm. Determine si el sistema está en ese momento en el estado de equilibrio. En caso contrario, indique el sentido en el cual evoluciona la reacción. Respuesta: Kp= 0.36 > Kp, no está en equilibrio. La reacción se encuentra evolucionando hacia el estado de equilibrio, de derecha a izquierda, hacia la formación de NOBr.

7.- Si tenemos el siguiente sistema: ¿Corno se ve afectado este sistema al producir las siguientes perturbaciones? Determine si aumenta (A), disminuye (D) o se mantiene igual (I), cada uno de los componentes del sistema. H2(g) + I2(g) 2HI(g) + calor

Perturbación [H2] [I2] [HI]

44

a) Se agrega H2

b) Se elimina H2

c) Disminuye el volumen

d) Se eleva la temperatura

e) Se agrega catalizador

Resp.: a) A ; D ; A . b) D ; A ; D . c) A ; A ; A . d) A ; A ; D . e) I; I; L

8. Se tenía una mezcla en equilibrio SO2(g) + NO2(g) SO3(g) + NO(g)

que contiene 0,60 moles de SO3 , 0,40 moles de NO, 0,80 moles de SO2 y 0,10 moles de NO2 por litro. A continuación se han introducido 1 mol de NO, en la vasija de reacción, manteniendo el volumen y la temperatura constantes. Calcule la cantidad de sustancia (moles) de cada gas que hay en la nueva mezcla en equilibrio.

Resp.: [SO3] = 0,48 M ; [NO] = 1,28 M ; [SO2] = 0,92 ; [NO2] - 0,22

9.- Para la siguiente reacción en equilibrio: 2NO2(g) N2O4(g) Kc = 0.25En un contenedor de 1 L se encuentran 0.2 moles de NO2(g), en equilibrio con 0,01 mol de N2O4(g)

.Calcular las nuevas concentraciones en el equilibrio cuando se agregan 0.2 moles de NO2(g) .

Respuesta: [NO2] = 0.356 mol/L; [N2O4] = 0.032

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MULTIPLE

1.- Para la reacción: 2CaSO4(s) 2CaO(s) + 2SO2(g) + O2(g)

La constante de equilibrio se escribe así: (A) Kc = [SO2][O2] (B) Kc = [SO2]2[O2] (C) Kc = [CaO]2[SO2]2[O2]/[CaSO4]2

(D) Kc = [CaO]/[CaSO4] (E). Kc = 1/[SO2]2[O2]

2.- Dados los siguientes datos:

SO2(g) O2(g) + S(s) Kc = 2.5 x 10-53

SO3(g) ½ O2(g) + SO2(g) Kc = 4.0 x 10-13 M1/2

Calcula Kc para la siguiente reacción: 2S(s) + 3O2(g) 2SO3(g)

45

(A) 1.0 x 1013 M-1

(B) 1.0 x 1065 M-1

(C) 1.0 * 10-65 M

(D) 1.6 x 1040

(E) 1.6 x 10103 M-1

3.- A 1100 º K, el valor de Kc = 11.7 M-1 para la reacción 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)Una mezcla de SO2, O2, y SO3, cada una a una concentración de 0,22 M, se ponen en un recipiente a 1100 º K. ¿Cuál de las respuestas indica que ocurre? (A) [SO3] = [SO2] = [O2] al llegar al equilibrio

(B) Se formará más SO3 hasta llegar al equilibrio (C) [SO3] = 0.11 M al llegar al equilibrio

(D) se formará más SO2 y O2 hasta llegar equilibrio (E) [SO3] = 0.47 M al llegar al equilibrio

4.- Para la reacción: NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g)el valor de la constante de equilibrio Kp = 5.6 x 102 atm2 a 900 ºK. Si partimos de NH4HS puro, la presión parcial en el equilibrio de H2S es de: (A) 280 atm (B) 560 atm (C) 24 atm (D) 12 atm (E) 1,8 x 10-3 atm

5.- La reacción: 2SO3(g) 2SO2(g) + O2(g)

es endotérmica, lo cual significa que:

(A) Kc disminuye al aumentar la temperatura (B) la energía de activación de la reacción hacia adelante es mayor que la de la reacción hacia atrás(C) Kc será negativa para la reacción en reversa (D) Kc no cambia al aumentar la temperatura (E) La reacción hacia delante (la derecha) es más sensible a la temperatura

6.- Para la reacción CO(g) + 3H2(g) CH4(g) + H2O(g)ΔH = -206 kJ. ¿En que condiciones se favorecerá la máxima conversión de reactivos a productos?

(A) alta T, alta P

(B) baja T, alta P

(C) alta T, baja P

( D) baja T, baja P

(E) Adición de un catalizador

46

GUIA DE EJERCICIOS N° 8: EQUILIBRIO IÓNICO

1. Calcule las concentraciones de los iones presentes en las soluciones de los siguientes compuestos (corresponden a electrolitos fuertes):a) Hl 0,10 M Resp.: a) [ H+ ] = 0,10 M ; [ I- ] = 0,10 M .b) RbOH 0,040 M b) [ Rb+ ] = 0,040 M ; [ OH- ] = 0,040 Mc) Na2SO4 0,0020 M c) [ Na+ ] = 0,0040 M ; [ SO4

-2 ] = 0,0020 M .d) Ba(OH)2 0,020 M d) [ Ba+2 ] = 0,020 M; [OH-] = 0,040 Me) HC104 0,00030 M e) [ H+ ] = 0,00030 M ; [ CIO ] = 0,00030 Mf) SrCl2 0,0035 M f) [ Sr+2 ] = 0,0035 M ; [ Cl- ] = 0,0070 M

2. Calcule las concentraciones de los iones presentes en las siguientes soluciones (corresponden a electrolitos fuertes)a) 2,75 g de A12(SO4)3 en 400 mL de solución.b) 83,8 g de CaCl2 en 600 mL de solución c) 18,49 de HBr en 450 mL de solución.

Resp.: a) [ A13+] = 0,0161 M ; [ SO4-2 ] = 0,0241 M .

b) [ Ca2+ ] = 1,26 M ; [ Cl- ] = 2,54 M. c) [ H+ ] = 0,508 M ; [ Br- ] = 0,508 M

3. Completa la siguiente tabla, ¿Existe alguna relación evidente entre el pH y el pOH? Justifique su respuesta

Solución [H3O+] [OH-] pH pOH

HCl 0,10 M

RbOH 0,040 M

Ba(OH)2 0,020 M

HClO4 0,00030 M

HNO3………….M 2,30

Sr(OH)2 …....... M1,00x10-2 M

Resp:

Solución [H3O+] [OH-] pH pOH

HC1 0,10 M 1,0 x 10-1 1,0 x 10-13 1,00 13,00

RbOH 0,040 M 2,5 x 10-13 4,0 x 10-2 12,60 1,40

Ba(OH)2 0,020 M 2,5 x 10-13 4,0 x 10-2 12,60 1,40

HC104 0,00030 M 3,0 x 10-4 3,3 x 10-11 3,50 10,50

HNO3 0,0050 M 5,0 x 10-3 2,0 x 10-12 2,30 11,70

Sr(OH)2 ..0,0050 M 1,0 x10-12M 1,0x10-2 12,00 2,00

47

4) Una solución acuosa 0,040 M de un ácido débil monoprótico HA se encuentra ionizado en un 0.85 %. Calcule la constante de ionización para el equilibrio,

HA H3O+ + A- Resp.: 2,9 x 10-6

5) Calcule las concentraciones de las especies presentes en la solución de ácido hipocloroso ( HCIO ) de concentración 0;20 M. Ka = 3,5xl0-8 ,

Resp. : [ H+] = 8,4 x 10-5 M ; [ClO-] = 8,4 x 10-5 M ; [HClO] = 0,20 M

6) Completar la siguiente tabla de ácidos y bases débiles:

Compuesto Concentración inicial

H+ OH- pH pOH % disociación Ka o Kb

CH3COOH 0,100 M 1,8x10-5

C6H5NH2 0,100 M 4,2x10-10

HOCN 0,400 M 2,95

NH3 0,200 M 11,2

7) Calcule [H3O+] , [OH-] , pH , pOH y la ionización porcentual para una solución de CH3COOH 0,080 M. (Ka = 1,8x10-5). Resp.: [ H+ ] = 1,2 x 10- 3 M : [A-] = 1,2 x 10 -3 M ; [HA] = 0,079 M ; pH = 2,92 ; [ OH-] = 8,3 x 10-12 ; pOH = 11,08

8) El ácido ascórbico (C5H7O4COOH) , conocido corno vitamina C, es un ácido monoprótico. Calcule [H3O+], y pH de una solución 0,100 M de este ácido. Ka = 7,90x10-5 (Represente al ácido ascórbico como HA). Resp.: [H+] = 2,77 x 10 3 M

9)Estando el compuesto poco soluble AgCl en equilibrio con sus iones en solución acuosa, ésta contiene 1,0x10-4 moles de Ag+ por litro y 1,7 xl0-6 moles de Cl- por litro. Calcular el producto de solubilidad del AgCl. Resp,: 1,7x10-10

10) Una solución en equilibrio con el sólido Ag2S contiene 6,3xl0-17 moles de Ag+ por litro. Calcular el producto de solubilidad del Ag2S Resp.: 1,3x10-49

11) Cuando se mezclan soluciones con iones Pb2+ y Cl-, se forma un precipitado de PbCl2 cuyo Kps es 1,7 x 10-5 . Calcular:a) la concentración de Pb2+ en equilibrio con PbCl2 , si [Cl-] = 0,10 moles por litro.b) la concentración de Cl- en equilibrio con PbCl2 , si [Pbi+] = 0,10 moles por litro. Resp,: a) [Pb2+] = 1,7 x 10 -3 ; b) [Cl-] = 1,3 x 10-2

12) Si una solución saturada de hidróxido de cadmio, (Cd(OH)2 ) tiene un pH = 9,45. ¿Cuál es el producto de solubilidad del hidróxido de cadmio? Resp.: 1,1x10-14

13) ¿Cuál es la concentración molar de iones hidroxilo (OH-) que se necesita para iniciar la precipitación del Fe(OH)3 , a partir de una solución que contiene 2x10-6 moles de Fe3+ por litro? El producto de solubilidad del Fe(OH)3 es 6x10-38 . Resp: 3 x 10-11

14) La solubilidad del PbI2 en agua es 1,4 x l0-3 moles por litro. Se dispone de una solución de KI 0,0020 M. ¿Cuál es la concentración de ion plomo que se necesitará para inicial la precipitación del PbI2? (Kps, paraPbI2 = 1 xl0-8 ) Resp: 2,8 x 10-3

15) Las constantes de solubilidad de los siguientes compuestos de plata están ordenados en orden creciente: AgI (Kps = 1,5x10-16) ; AgBr (Kps = 3,3x10-l3 ) ; AgCl (Kps = l,8xl0-10 )

Compare las solubilidades de estos compuestos. Resp :S AgCl > SAgBr > SAgI

PREGUNTAS DE SELECCIÓN MULTIPLE

48

1.- Las bases conjugadas de las siguientes sustancias HSO4- y H2PO4

- son: I.- SO4

-“ y H3PO4 II.- H2SO4 y HPO4-2

III.- SO4-2 y HPO4

-2 IV.- SO4-2 y PO4

-3

(a) solo I (b) solo II (c) solo III (d) III y IV (e) II y III

2.- Al mezclar 10 ml de HCl 1,0 M con 75 ml de agua y 15 ml de NaOH 1,0 M. El pH de la solución resultante es:

(a) 12,7 (b) 11,3 (c) 7,0 (d) 2,0 (e) 1,7

3.- Un ácido monoprótico 0,040 M en disolución acuosa hasta ionizado en un 14 %. La constante de ionización del ácido es:a) 9,1 x 10-4

b) 3,1 x 10-5

c) 1,6 x 10-1

d) 4,9 x 10-4

e) Otro valor

4. Todos los siguientes son pares de ácido-base conjugados, EXCEPTO:

a) H2O+ - OH- b) NH4

+ - NH3

c) HCO3- - CO3

-2 d) CH3CO2H - CH3CO2

-

e) HCl - Cl-

5.- El pH de una solución de HNO3 1 x 10-4 M es: a) 12,0 b) 4,0 c) 7,0 d) > 7,0 e) 5,02

6.- Se tienen 4 soluciones con las siguientes características:

I. pH = 5 II. [OH = lx10-3

III. [H+] = 1 x 10-8 IV. POH = 7

La o las solución(es) que se comporta(n) como base es(o son):(a) Solo I (b) Solo II (c) Solo III (d) II y III (e) I; II y IV

7. Si una solución tiene pH = 7.8 , entonces la concentración de iones OH- es:

(a) 1,6x10-8 M (b) 7.0x10-8 M (c) 2.5x10-6 M (d) 9.4x10-6 M (e) 6.3x10-7M 8. De una solución de ácido nítrico 12M, se toman 3,5 mL y se diluyen hasta 300 mL de solución con

agua. La concentración de protones es:

(A) 1.4M(B) 0.28M (C) 0.14 M (D) 8.7M (E) 2.8M

9.- La Kps del X(OH) 2 es de 8.0 X10-12 ¿Cuál es la solubilidad del compuesto?

49

A. 10,40 B. 11,10 C. 9,70 D. 10,10 E. 10,70

10.-Si el pH de una solución saturada de Fe(OH)2 es 9,40 .El Kps del hidróxido de hierroII será:

(A) 1,6 x 10 –14

(B) 1,3 x 10 –5

(C) 3,0 x 10 –10

(D) 3,2 x 10 –12

(E) 7,9 x 10 –15

11.-Una cierta cantidad de bromuro de plomo (II) se disuelve en agua. Kps = 6.3 x 10-6. ( PM = 366.8 g/mol). Al respecto conteste ¿Cuál es la Solubilidad (g/L) en agua de la sal de plomo? (A) 0.011 (B) 2.5 x 10-3 (C) 0,46 (D) 4.26 (E) 1.8 x 10-3

12. La expresión del producto de solubilidad (Kps ) del SrF2 es :

(A) [Sr2+] [2F-2 (B) [Sr+] [F-]

(C) [Sr2+] [F-]

(D) [Sr2+] [F-]2

(E) [Sr2+] [2F-]

13. Si la Kps del electrolito hipotético AB es de 1.0 X 10-12. La solubilidad molar es: (A) 1.0 x 10-12 M

(B) 5.6 x 10-2 M (C) 0.010 M (D) 1.0 x 10-6 M (E) 0.0010 M

14. La sal hipotética AD2 tiene una solubilidad molar de 1.0 x10-7 M. El valor de su Kps es:(A) 4.0 x 10-21 (B) 1.0 x 10-21 (C) 1.0 x 10-14 (D) 1.0 x 10-7

(E) 2.0 x 10-21.

15.-La Kps. del X(OH)2 es de 8.0 x 10-12. El pH de una solución saturada de X(OH)2 es:(A) 10,40 (B) 11,10 (C) 9,70 (D) 10,10 (E) 10,70

GUIA DE EJERCICIOS N° 9 : OXIDO REDUCCIÓN

50

1.- Utilizando el método del ion-electrón, ajuste las siguientes reacciones en medio ácido:

a) Cr2O7─2 + I─ Cr+3 + I2

Resp:Cr2O7─ + 14 H+ + 6 I─ + 2 Cr+3 + 3 I2 + 7 H2O

b) IO3─ + I─   I2         

Resp: 2 IO3─ + 10 I- + 12 H+  6 I2 + 6 H2O

c) Cr2O7─2 + Cl─ Cr+3 + Cl2

Resp: Cr2O7─2 + 14 H+ + 6 Cl- 2Cr+3 + 3 Cl2 + + 7 H2O

d) I2 + NO3─ NO + IO3

─

Resp: 3 I2 + 4 H+ + 10 NO3─ 10 NO + 6 H+ + 6 IO3

─ + 2 H2O

e) MnO4─ + Fe+2 Mn+2 + Fe+3

Resp: MnO4─ + 5 Fe+2 + 8 H+ Mn+2 + 5 Fe+3 + 4 H2O

2.- Utilizando el método del ion-electrón, ajuste las siguientes reacciones en medio básico:

a) Mn+4 + ClO3─  MnO4

- + Cl-

Resp: Mn+4 + 10 OH─ + ClO3─ 2 MnO4

─+ Cl─ + 5H2O

b) Br2 Br─ + BrO3─

Resp: 6 Br2 + 12 OH─ 10 Br─ + 2 BrO3─ + 6 H2O

c) MnO4─ + NH3 NO3

─ + Mn+4

Resp: 8 MnO4

─ + 3 NH3 + 14 H2O 3 NO3─ + 8 Mn+4 + 37 OH─

d) CIO3

─ + I─ CI─ + I2

Resp: ClO3─ + 6 I─ + 3 H2O Cl─ + 3 I2 + 6 OH─

e) MnO4─ + I─ MnO2 + I2

Resp: 2 MnO4

─ + 6 I─ + 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH─

3.- Considere la reacción: HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO(g) + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de NO (medido a 1 atm y 273 K) se desprenderá si se oxidan 2,50 g de cobre

metálico? Resp: 8HNO3 + 3 Cu 3 Cu(NO3)2 + 2 NO(g) + 4 H2O ; V(NO) = 0.59 L

4.- ¿Podrán oxidar los iones Sn4+ al monóxido de nitrógeno a ión nitrato, o será el ión nitrato el que oxide al Sn2+ a Sn4+ ?Datos: E0 (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V; E0 (NO3

─/NO) = 0,96 V.

5.- En medio ácido el ión permanganato se utiliza como agente oxidante fuerte. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas y ajuste las reacciones iónicas que se puedan producir.

a) ¿Reacciona con Fe (s) en condiciones estándar? b) ¿Oxida al peróxido de hidrógeno en condiciones estándar?

Datos: E0(MnO4─/Mn2+) = 1,51 V ; E0(Fe2+/Fe0) = -0,44 V; E0(O2/H2O2) = 0,70 V.

6.-Considere el siguiente equilibrio:

MnO2(s) + Pd(s) + 4 H+(ac) Pd+2(ac) + Mn+2(ac) + 2 H2O Eº = 0.273V

Si las concentraciones de Mn+2 y Pd+2 son 0.15 M, ¿sobre qué pH la reacción no será espontánea en ese sentido?

7.- En la siguiente reacción, indique lo siguiente:a H+ + b MnO2 + c CH4O d Mn+2 + e CO2 + f H2O

a) Los coeficientes estequiométricos a, b, c, d, e y fb) El agente oxidante y reductor

51

c) El número de electrones en juegod) El volumen de CO2, en CN, producido por la reacción de 10 g de MnO2

8.- Realice el siguiente balance en medio ácido e indiquea Fe(s) + b Fe+3

(ac) c Fe+2(ac)

a) Los coeficientes estequiométricos a, b y cb) El agente oxidante y reductorc) El número de electrones en juego

9.- ¿Cuál de las siguientes reacciones requiere de un agente reductor?a) Fe+2

(ac) Fe+3(ac)

b) NH3 (ac) NH 4+

(ac)

c) H2O2 (ac) O2(g)

d) Cr(OH)4 ─ (ac) CrO ─2

(ac) e) NO2

─ N2O2─2 (ac)

SELECCIÓN MULTIPLE:

1.-El sulfuro de plomo(II) sólido reacciona con el oxígeno del aire a temperaturas elevadas para formar óxido de plomo(II) y dióxido de azufre. Las sustancias que se comportan como reductor (agente reductor) y como oxidante (agente oxidante) son:

a) PbS, reductor; SO2, oxidante b) PbS, oxidante; SO2, reductor c) PbS, reductor; O2, oxidante d) Pb2+, reductor; S2─ oxidante e) PbS, reductor; no hay oxidante

2.- Dada las siguientes reacciones , la que representa una reacción redox es:a) Pb2+ + 2 Cl─ -> PbCl2 b) NaOH + HCl --> NaCl + H2O c) 2 Al + 2Cl2 --> 2 AlCl3 d) AgNO3 + HCl --> HNO3 + AgCle) HAc + KOH --> KAc + H2O

3.- Cuando la ecuación siguiente está balanceada correctamente, el coeficiente estequiométrico del H2O es:

ClO─ + S2O32─ --> Cl─ + SO4

2─ (solución básica)a) 4 b) 3 c) 2 d) 1 e) 5

4.- Cuando la ecuación siguiente sea balanceada correctamente: MnO4

─ + I- --> Mn2+ + I2 (solución ácida, no balanceada) El coeficiente estequiométrico del ión permanganato será:a) 3 b) 1 c) 5 d) 2 e) 4

5.- ¿Cuál de los números de oxidación siguientes es incorrecto?a) ClO3

─ Cl +5 O –2b) SO3

2─ S +4 O –2c) H2O2 H +1 O –1d) Ca(ClO)2 Ca +2 C l +2 O –2e) H2O H +1 O –26.- La oxidación es un proceso químico en donde un átomo:a) Gana electronesb) Pierde electronesc) Disminuye su estado de oxidación

52

d) Aumenta su numero de protonese) Pierde protones

7.- El Yodo tiene mayor estado de oxidación en el compuesto:a) HIb) HIOc) HIO2

d) HIO3

e) HIO4

8.- En esta reacción: 3 H2S + 2 HNO3 --> 4 H2O + 3S + NO El oxidante es:

a) el azufre del H2Sb) el hidrógeno del HNO3

c) el oxígeno de HNO3

d) el nitrógeno de HNO3

e) el hidrógeno del H2O

9.- En la siguiente reacción: 4 HCl + MnO2 --> MnCl2 + 2 H2O + Cl2 El agente reductor es:

a) el hidrógeno del HClb) el cloro del HClc) el manganeso del MnO2

d) el oxígeno del MnO2

e) el cloro del Cl2

10.- El estado de oxidación del azufre varía en la ecuación:

a) SO2 + H2O --> H2SO3

b) SO3 + H2O --> H2SO4 c) 2 SO2 + O2 --> 2 SO3 d) SO3 + H2SO4 --> H2S2O7

11.- Dada las siguientes reacciones de disociación : I.- CaCO3 --> CaO + CO2 II.- NH4Cl --> HCl + NH3

III.- 2 CO --> CO2 + C IV. Fe(OH)2 --> FeO + H2OLa o las ecuación(es) que representa(n) una reacción de óxido reducción es(o son):A) solo IB) solo IIC) solo IIID) I y IIE) Todas

13.- Dada las siguientes semi-reacciones:

I) I2 + 6 OH─ --> 2 IO3─ + 6 H+ + 10e

II) I2 + 6 H2O --> 2 IO3─ + 12 H+ + 10e

III) I2 + 12 OH─ --> 2 IO3─ + 6 H2O + 10e

De acuerdo al método ión- electrón, deben considerarse ajustadas:

a) Sólo I b) Sólo III c) II y III d) I y III e) todas

53