Manual de ejercicios para

Química General I
Docentes: Dra. Herna Barrientos
Dra. María Jesús Aguirre

1
ÍNDICE

01 Decimales en la química, notación científica y conversión de

unidades
pág. 3

02 Conceptos Básicos
pág. 15

03 Nomenclatura Inorgánica
pág. 26

04 Estequiometría
pág. 33

05 Disoluciones y formas de expresar la concentración

pág. 49

06 Gases
pág. 59

Ejercicios Combinados
pág. 70

07 Termodinámica
pág. 76

08 Cinética química
pág. 91

Respuestas
pág. 101

Referencias
pág. 118
término de esta unidad serás capaz de:
UNIDAD
N° 1
Decimales en la química,
notación científica y conversión
de unidades

Resultado de aprendizaje:
Aplica funciones matemáticas básicas en la resolución
de problemas de química desarrollando pensamiento
lógico y crítico.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

Al término de esta unidad serás capaz de:

1. Escribir correctamente un número en notación cien-

tífica.
2. Transformar unidades
3. Identificar magnitudes químicas.
4. Inferir según la medida, la forma correcta de presen-
tar un resultado, basándose en los instrumentos de
medida del laboratorio.
USO DE DECIMALES EN QUÍMICA
En esta asignatura resolverás muchos problemas y ejercicios. En los cua-
les tendrás que calcular volúmenes, presiones, temperaturas y moles, en-
tre otras.

La forma correcta de representar un resultado está determinada por el nú-

mero de decimales. Este depende de la magnitud física y del valor numérico.

A continuación, te entregamos un listado de los instrumentos de labora-

torio más usados y las características que tiene las mediciones al usar
dichos instrumentos.

Determinación de masa

Los instrumentos de laboratorio para medir masa son las balanzas, estas
pueden ser de dos tipos, dependiendo de la exactitud y precisión.

Balanza analítica.
La medición es entregada con 4
decimales. Se utiliza para masar masas
pequeñas, menores a 1 gramo.

Balanza granataria digital.

Es usada para mediciones de masa
mayores a 1 gramo. La medida
generalmente se expresa con dos
decimales.

Uno de los cálculos básicos a realizar en esta asignatura, es la determina-

ción de la cantidad de sustancia (mol). El valor numérico debe ser entrega-
do con 4 decimales, ya que está relacionado con la masa.

5
Medición de volúmenes

Pipeta Pipeta Bureta Probeta

graduada aforada graduada graduada

Los instrumentos de laboratorio para medir volúmenes son respectiva-

mente: pipeta graduada, pipeta aforada, bureta y probeta.

Cada uno tiene características particulares que podrás aprender en el la-

boratorio.

Cada vez que calcules el volumen en un ejercicio, si la unidad es mililitros

(mL), el valor numérico debe presentarse con 1 decimal.

Si el valor numérico calculado tiene unidad de litro (L), el resultado debe

ser presentado con 2 decimales.

6
Medición de densidad

Los densímetros son

instrumentos para medir
densidad de líquidos.

Este tipo de instrumento

entrega medición con 1
decimal.

Medición de presión y temperatura

Las presiones y temperatura

son magnitudes que deben ser
entregadas con 2 decimales.

7
Notación científica

Un número escrito en notación científica tiene el siguiente aspecto:

Para escribir un número en notación científica, debes seguir las siguientes

reglas:
• a, número que se escribe antes de la coma decimal debe encontrarse
entre 1 y 9
• b, indica la cantidad de decimales que necesitas escribir.
• n es un número entero, indica lugares que se desplaza la coma (no
necesariamente coincide con la cantidad de ceros).

decimales
-n < 0, indica la cantidad de veces que
se corre la coma, hacia la izquierda

Número entero
comprendido entre 1 y 9
(incluyendo ambos números)

n >0 indica la cantidad de veces que

se corre la coma, hacia la derecha

Ejemplos:
Escribir los números a) 0,0078 b) 1167 c)117,8 en notación científica.

Desarrollo:

a. 0,0078
• La parte entera debe ser 7 para que cumpla el requisito de encon-
trarse entre 1 y 9.
• El número 8 debe ser parte de la parte decimal.
Con lo anterior, el número quedó escrito como 7,8, ahora hay que
agregar la parte en base 10 y el exponente.

debe ser negativo, ya que la coma se desplazará hacia la izquier-

da. ¿Cuántos lugares?

8
 Muy bien, son tres lugares, hacia la izquierda.

El número 0,0078 escrito en notación científica es: 7,8 × 10-³

b. 1167
• La parte entera debe ser 1
• Los siguientes números corresponden a decimales.

Visiblemente este número no tiene coma, pero recuerda que la

coma se escribe al final, o sea 1167,0
Los lugares que se debe correr la coma son 3, hacia la derecha, por
lo tanto, n es positivo.

El número 1167 escrito en notación científica queda

c. 117,8
• La parte entera debe ser 1
• Los siguientes números (178) corresponden a decimales.

Los lugares que se debe correr la coma son 2, hacia la derecha, por
lo tanto, n es positivo.

El número 117,8 escrito en notación científica queda

Recuerda que un número entero, también puede ser escrito en no-

tación científica, por ejemplo

9
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
1. Escriba en forma decimal o en notación científica, según corresponda.
a. 0,000456
b. 56
c. 3400000
d. 12,34 × 10-5
e. 3,56 × 103
f. 1,23 × 100

2. ¿Cuáles son las unidades y símbolos que usted conoce para las si-
guientes magnitudes físicas?

Magnitud física Unidades Símbolos

Masa

Temperatura

Cantidad de
Sustancia

Presión

Volumen

Calor

Conversión de unidades

Las unidades se multiplican, dividen o simplifican entre sí, como si fueran nú-
meros. Para convertir unidades generalmente se usan factores de conversión.
Un factor de conversión es un término en forma de fracción en el que se indica
la relación entre la unidad en que viene expresada una medida y la unidad a la
que queremos cambiar la expresión de dicha medida.

Ejemplo:
Transformar 2 semanas en segundos
• Escribir el valor y la unidad que quiero transformar

10
• Buscar alguna relación que me permita simplificar la semana.

Nota: lo que se quiere simplificar, siempre se escribirá en el denomi-

nador de la fracción.

Prefijos griegos usados en la conversión de unidades

Potencia de 10 Prefijo Símbolo Equivalencia decimal

1018
exa E 1 000 000 000 000 000 000

1015 peta P 1 000 000 000 000 000

1012 tetra T 1 000 000 000 000

109
giga G 1 000 000 000

106
mega M 1 000 000

103 kilo k 1 000

102 hecto h 100

101
deca da 10

10-1
deci d 0,1

10-2 centi c 0,01

10-3 mili m 0,001

10-6
micro u 0,000 001

10-9
nano n 0,000 000 001

10-12 pico p 0,000 000 000 001

11
Ejemplo uso de prefijos griegos:
Transformar 1 cm a pm

Usando la misma metodología anterior, se tiene:

Entonces 1 cm equivale a 1010 pm.

Generalmente ustedes se equivocan al usar algunos factores de conver-

sión como el que relaciona metros con pico metro.

Piensa lo siguiente:

1 dm
1 cm
1 mm

Visualmente la unidad más pequeña de medición que podemos distinguir

en una regla es la unidad de milímetro. Un milímetro equivale a 109 pm,
para que te hagas una idea, el núcleo de un átomo tiene unidades de pm.
Entonces en un milímetro hay muchos núcleos.

En base a lo anterior, puedes deducir que 1 pm equivale a 1× 10-12 m, pero

si hacer la conversión en sentido contrario tienes que 1 metro equivales a
muchos pico metros (por ser una unidad muy pequeña, más pequeña que
el milímetro), exactamente son 1012, note que el exponente es positivo.

En resumen:

Te invito a ejercitar lo anteriormente aprendido en la resolución del siguien-

te ejercicio.

12
Ejercicio:
Una probeta vacía tiene una masa de 52,0 g. Al llenarla con 50,0 mL de
un líquido desconocido, su masa es de 106,0 g. ¿Cuál es la densidad del
líquido? Exprese el resultado en g/mL y kg/L.

Desarrollo:
A continuación, se muestra los pasos y preguntas que debes hacer, para
dar respuesta al ejercicio.

Pasos para una resolución ordenada:

1. Primero extrae los datos del enunciado, completando la siguiente ta-

bla.

Masa probeta vacía g

Volumen de líquido mL

Masa probeta con líquido g

2. ¿Qué se pide determinar?

3. ¿Qué datos del líquido necesito obtener?

4. ¿Cómo puedo determinar la masa del líquido?

5. Calcular la densidad del líquido, recordando que la

6. Exprese el valor numérico, con el numero correcto de decimales.

7. Use factores de conversión o reglas de tres para convertir unidades

de g/mL a Kg/L

13
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
Transforme las siguientes unidades, si no sabe las equivalencias o facto-
res de conversión, búsquelos en la web.

a.

b.

c.

d.

e.

f.

g.

h.

i.

j.

14
EJERCICIOS DE APLICACIÓN DE MAYOR
COMPLEJIDAD
1. Una muestra de 35,0 mL de alcohol etílico (densidad= 0,789 g/mL) se
vierte en una probeta cuya masa es de 49,28 g. ¿Cuál será la masa de
la probeta con el alcohol?

2. Un curso de laboratorio de 12 estudiantes, necesita que cada uno

mase 6,55 g de cloruro de sodio (NaCl), si se dispone de un frasco
cuyo contenido del reactivo es 1 Ib. ¿Cuánta masa de reactivo quedará
en el frasco?

3. La concentración de hemoglobina por glóbulo rojo (CHCM) para una

persona normal se encuentra dentro de los rangos de 32 a 36 g/dL.
Una concentración sobre este rango indica que la persona tiene ane-
mia hipercrómica, causada por bajos niveles de folato o vitamina B12.
Un bioquímico determina que la concentración de una muestra es 3,2
× 10^5
10-5 ug/mL. ¿La persona tiene anemia hipercrómica?

4. Tras
El medicamento ácido acetilsalicílico
un primer evento Bayfarma,
isquémico coronario o es indicado consumir
cerebrovascular en un
1 tableta
adulto, se diaria
indicaenel adultos
consumo tras
deun1 primer
tabletaevento isquémico
diaria de coronario
ácido acetilsalicílico
o cerebrovascular.
Bayfarma. Se comercializa
Este medicamento en tabletas deen
es comercializado 300 mg condeun300
tabletas 80%mg
con un contenido
en masa de un
de principio 80% en
activo. masa del principio
La temperatura activo. La temperatura
de almacenamiento en su
de almacenamiento
envase original es a recomendada
menos de 77°F. enSusugenérico
envase seoriginal es de en
comercializa a lo
menos 77°F.
tabletas de masa 250 mg, conteniendo solo un 60% del principio acti-
Por otra parte,cuántas
vo. Determine uno detabletas
los medicamentos genéricos
del medicamento ofrecidos
genérico en el
debe com-
mercado,
prar para consumir lo equivalente a Bayfarma por un mes. ¿Cuál escuyo
comercializa tabletas con una masa de 250 mg y, la
contenido
temperaturadelde
principio activo es de
almacenamiento entan sóloCelsius
grados un 60%. delDetermine cuántas
medicamento?
tabletas del medicamento genérico se deben comprar para consumir lo
equivalente al producto Bayfarma por 1 mes. Adicionalmente ¿Cuál será
la temperatura de almacenamiento en grados Celsius del medicamento
de marca?

15
UNIDAD
N° 2
Conceptos Básicos

Resultado de aprendizaje:
Identifica conceptos básicos de química y aplica fun-
ciones matemáticas básicas en la resolución de proble-
mas desarrollando pensamiento lógico

¿Qué aprenderé en esta unidad?

Al término de esta unidad serás capaz de:

1. Conocer distintos conceptos básicos de química.

2. Cálcular entidades fundamentales, como número de
moléculas y número de átomos presentes en una
muestra.
3. Determinar masa atómica promedio para un elemen-
to a partir de sus isótopos.
4. Determinar la fórmula empírica y molecular de un
compuesto.
5. Usando la fórmula de Rydberg podrás determinar
distintos parámetros relacionados con el electrón.
CONCEPTOS IMPORTANTES
Algunos conceptos importantes que debes saber, para desarrollar correc-
tamente los ejercicios.

De acuerdo con la teoría atómica de Dalton, los átomos son las partículas
más pequeñas de un elemento que conserva la identidad química de éste.
Un elemento está formado por solo un tipo de átomo. En contraste, un
compuesto contiene átomos de dos o más elementos.

La mayoría de la materia está compuesta por moléculas o iones, los cua-

les están formados por átomos. Una molécula es un conjunto de dos o
más átomos estrechamente unidos “El paquete” de átomos resultante se
comporta en muchos sentidos como un objeto único y bien definido, de la
misma forma que un teléfono celular que se compone de muchas partes
se puede reconocer como un objeto.

La fórmulas químicas que solo proporcionan un número relativo de cada

tipo de átomos, en su menor relación, se conoce como fórmula empírica.
Por el contrario, si la formula química representa el número real de áto-
mos, esta expresión se conoce con el nombre de fórmula molecular.

En química, la unidad para manejar el número de átomos, iones o molé-

culas de una muestra de tamaño común es el mol. Un mol es la cantidad
de sustancia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas o cualquier
objeto a considerar) como el número de átomos en exactamente 12 g de
C-12 isotópicamente puro. Este es el número de Avogadro, cuyo valor es
6,02 × 1023.

En 1 mol de átomos de aluminio hay 6,02 × 1023 átomos de aluminio.

En 1 mol de moléculas de agua hay 6,02 × 1023 moléculas de agua.

Desarrollo de ejercicios tipo

Ejemplo 1:
Para una muestra de 800 g de permanganato de potasio (KMnO4), deter-
mine:

a. Cantidad de sustancia.
b. Número de moléculas.
c. Número de átomos totales.
d. Moles de átomos de oxígeno en la muestra.

17
Desarrollo:

a. La unidad de la cantidad de sustancia es el mol

Para calcular el número de moles debes usar la siguiente fórmula:

b. Número de moléculas
Se sabe que en un mol hay 6,02 × 1023 moléculas.

Escrito en regla de tres simple, se tiene:

c. Número de átomos totales

KMnO4 representa una molécula del compuesto o un mol de molécu-

las del compuesto. En este caso lo tomaremos como 1 molécula.

18
d. Moles de átomos de oxígeno
El número de moles de átomos en forma general se calcula como:

Te resultará mucho más fácil escribir el número de moles delante de

la sustancia.

Número de moles de átomos de potasio =5,0633 × 1= 5,0633

Número de moles de átomos de Mn=5,0633 × 1= 5,0633

Número de moles de átomos de O=5,0633 × 4= 20,2532

Finalmente, el número de moles de átomos de oxígeno es 20,2532.

Cálculo relacionados con niveles energéticos:

Los niveles de energía en un átomo están cuantizados, es decir, correspon-

den a valores fijos discretos. Un electrón puede estar en uno o en otro esta-
do permitido de energía y no puede estar entre medio de dos niveles. Para
calcular la energía, o la longitud de onda de un fotón absorbido o emitido,
se usa la ecuación de Rydberg. En ella, ni representa el nivel inicial del elec-
trón, y nf el nivel final. La variación de energía ∆E, es la energía involucrada
en la transición, que puede ser energía requerida (si el electrón salta de un
estado bajo a uno alto) o emitida (si el electrón pasa de un estado alto a
uno bajo). Si la energía es requerida, el valor de la energía será positivo, y
para la energía liberada, el valor será negativo.

La ecuación de Rydberg permite calcular la energía de transición entre dos

niveles de energía y la frecuencia, asociada al fotón.

Donde: ni: nivel inicial

nf: nivel final
RH= Constante de Rydberg (RH) = 2,18 × 10-18 J
h= Constante de Planck, 6,63 ×10-34 Js

19
Por otra parte, la frecuencia y la longitud de onda , se relacionan a través
de la velocidad de la onda, en este caso, c, la velocidad de la luz (3,0 × 108
m/s)

Así:

Por lo tanto, conociendo la frecuencia, podemos determinar la longitu de

onda del fotón.

Ejemplo de aplicación:
Cuál es la longitud de onda (en nm) de un fotón emitido durante la transi-
ción desde el estado ni = 5 al estado nf = 4, para un átomo de hidrógeno.

Desarrollo:

Datos: Nivel inicial (ni)= 5

Nivel final (nf)= 4

𝛌
Nos piden calcular la en unidades de nm.
Usamos la ecuación dede Rydberg

Reemplazando los datos, se tiene:

Como el signo de la energía es negativo, significa que la energía se pierde

hacia el área circundante. Está asociada a un proceso de emisión.

20
Como o , además

Nota: se omite el signo negativo, porque las longitudes de ondas del fotón
son positivas.

Nos piden entregar la respuesta en unidad de nm, para ellos usamos fac-
tores de conversión.

21
COMPLETE EL CRUCIGRAMA

1. Átomo de un mismo elemento que tiene igual número de protones y distinto

número de neutrones.

2. Cambio de estado de líquido a vapor

3. Unidad de masa en Sistema Internacional

4. Nombre grupo II de Tabla Periódica

22
5. Elemento más liviano de la Tabla Periódica

6. Nombre grupo VII de Tabla Periódica

7. Elemento con 6 protones y 6 neutrones

8. Compuesto vital para la supervivencia de seres vivos

9. Cambios irreversibles que experimenta la materia

10. Partícula más pequeña de un compuesto

11. Sustancia formada por la misma clase de átomos

12. Partícula subatómica de carga positiva

13. Mezcla homogénea entre Cu y Sn

14. Mezcla en que se no

la que distinguen fácilmente
se distinguen sus componentes
sus componentes.

15. Nombre IUPAC para la sal común

23
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
1. ¿Cuál de los siguientes hechos usted lo calificaría como un cambio
físico o químico?, fundamente su respuesta.

a. Fermentación de vino.
b. Romper vidrio.
c. Combustión de carbono
d. Evaporación de agua
e. Deshielo de glaciar
f. Disolución de azúcar en agua
g. Arrugar papel

2. Clasifique las siguientes sustancias como elementos o compuestos,

fundamente su respuesta:

a. Cobalto (Co)
b. Dióxido de carbono (CO2)
c. Cloruro Férrico (FeCl3)
d. Ozono (O3)
e. OxÍgeno (O2)
f. Soda Caustica (NaOH)
g. Limaduras de hierro (Fe)

3. Complete la siguiente tabla

A Z Protones Electrones Neutrones Carga

96
Mo 42
42

108 +
Ag +1
47

127 -
I 127
53

24
4. Con ayuda de su Tabla Periódica complete la información requerida
en la siguiente tabla:

Masa de un átomo Masa de una Masa molar

Sustancia
(uma) molécula (uma) (g/mol)
Magnesio
(Mg)
Ácido nítrico
HNO3
Hidruro de litio
(LiH)
Sulfato de níquel
(III) Ni2 (SO4)3

Nota: En las sustancias que son compuestos, indicar el elemento al cual

se refiere el cálculo.

5. Para el ketoprofeno (C16H14O3), usado en enfermedades reumáticas,

traumatológicas y procesos inflamatorios en general. Determine:

a. Cuantos átomos de hidrógeno hay en una molécula de ketoprofeno.

b. Cuantos átomos totales hay en una molécula de ketoprofeno.
c. Cuantos átomos de carbono hay en un mol de ketoprofeno.
d. Cuantos moles de átomos de carbono hay en un mol de ketoprofeno.

6. Determine la cantidad de sustancia, número de moléculas y átomos

totales que hay en 500 g de Bicarbonato de calcio o carbonato hidró-
geno de calcio (Ca (HCO3)2).

7. La progesterona es un componente común de la píldora anticoncep-

tiva, si su fórmula es C21H30O2. ¿Cuál es su composición porcentual?

8. El ácido sórbico es adicionado a los alimentos como inhibidor de hon-

gos. Su composición en masa es 64,3% C; 7,2%H y 28,5% de O. Si su
masa molar es 112 g/mol. Determine la formula empírica y molecular.

9. El olor característico de la piña se debe a un éster que contiene carbo-

no, hidrógeno y oxígeno. La combustión de 2,78 mg de este compuesto
conduce a la formación de 6,32 mg de dióxido de carbono y 2,58 mg
de agua. ¿Cuál es su fórmula empírica? Las propiedades de este com-
puesto sugieren que su masa molecular debe estar entre 100 y 120.
¿Cuál es su fórmula molecular más probable?

25
10. El cobre natural está formado por los isótopos Cu-63 63,920 uma y Cu-
65 61,9290 uma. El más abundante es el primero, con una distribución
isotópica de 64,4%. Calcula la masa atómica aproximada del cobre.

11. La masa atómica promedio del boro es aproximadamente 10,8 uma,

considerando que tiene dos isótopos naturales, determine la masa del
segundo isótopo.

Isótopo Masa (u) Abundancia %

10
B 10,0129 19,4

11
B

12. Se analizan por combustión 29,00 g de un hidrocarburo (formado sólo

por hidrógeno y carbono), obteniéndose 88,00 g de CO2 y 45,00 g de
H2O. Hallar:

a. La fórmula empírica.
b. La composición porcentual
c. Si 2,12 × 10²³ moléculas del compuesto equivalen a 29,0 g, deter-
mine su fórmula molecular.

13. La espinaca tiene un alto contenido de hierro (2 mg/porción de 90 g de

espinaca) y también es fuente de ion oxalato (C2O4)-2 que se combina
con los iones hierro para formar el oxalato de hierro, sustancia que
impide que el organismo absorba el hierro. El análisis de una muestra
de 0,109 g de oxalato de hierro indica que contiene 38,82 % de hierro.
¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?

14. ¿Cuál es la longitud de onda de un fotón emitido durante la transición

desde el estado ni= 3 al nf=1 para un átomo de hidrógeno.

26
UNIDAD
N° 3
Nomenclatura Inorgánica

Resultado de aprendizaje:
Conoce normas básicas para nombrar y escribir un
compuesto químico.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

1. Identificar distintas normas para escribir compues-
tos químicos inorgánicos.
2. Conocer distintas tipos de nomenclaturas para nom-
brar las sustancias químicas.
CONSIDERACIONES IMPORTANTES
Estados de oxidación de metales más comunes.

Nombre Símbolo Estados de oxidación

Litio Li 1

Sodio Na 1

Potasio K 1

Plata Ag 1

Magnesio Mg 2

Calcio Ca 2

Zinc Zn 2

Aluminio Al 3

Plomo Pb 2y4

Cobre Cu 1y2

Hierro Fe 2y3

Cobalto Co 2y3

Níquel Ni 2y3

Estados de oxidación de no metales más comunes.

Nombre Símbolo Estados de oxidación

Carbono C 2y4

Nitrógeno N 3y5

Fósforo P 3y5

Cloro Cl ±1,3,5, y 7

Cloro -1 (para la formación de ion Cl-)

28
Reglas según UIPAC (Unión de Química Pura y Aplicada) para la
escritura y el nombramiento de compuestos químicos.

29
Recuerda, que los estados de oxidación se intercambian, por ejemplo, para
la formación de óxido de aluminio, la reacción química sería:

Otra forma de escribir un compuesto es, mediante la igualación de cargas

tanto positivas como negativas. Esto producirá que la molécula sea neutra.
Por ejemplo:

Para que esta molécula sea neutra los valores de X e Y son 2 y 3 respecti-
vamente, si multiplicamos

Finalmente, la ecuación queda:

Nota: no se ha equilibrado la ecuación ya que esto se enseñará en este-

quiometría.

A continuación, se muestran los iones más importante.

Nombre de ion Ion

Hidróxido (OH)-

Óxido O2-

Peróxido O2-

Hidruro H-

Superóxido O2-

30
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
1. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos químicos:

1. Sulfato de sodio 16. Monóxido de azufre

2. Cloruro de amonio 17. Sulfito de magnesio

3. Hipoclorito de sodio 18. Óxido de aluminio

4. Ácido sulfúrico 19. Monóxido de carbono

5. Ácido nítrico 20. Dióxido de carbono

6. Ácido sulfhídrico 21. Óxido de cobre (II)

7. Ácido hipocloroso 22. Permanganato de potasio

8. Hidróxido de litio 23. Ácido carbonoso

9. Hidróxido de plomo (IV) 24. Óxido perclórico

10. Hidróxido de aluminio 25. Fosfato ácido de calcio

11. Peróxido de calcio 26. Óxido de silicio (IV)

12. Peróxido de hidrógeno 27. Ácido fosfórico

13. Amoníaco 28. Ácido perclórico

14. Óxido de plomo (II) 29. Bromuro de zinc

15. Óxido de níquel (II) 30. Cloruro de níquel (III)

31
2. Escriba el nombre de los siguientes compuestos:

a. Cr (IO3)3 j. NaH

b. K2CO3 k. AlH3

c. HMnO4 l. CaO

d. Cl2O5 m. Li2O

e. Cl2O7 n. Pb2O3

f. N2O5 o. Ni2O3

g. NO2 p. Bi2O5

h. H2S q. Ca (OH)2

i. HBr

3. Determine el estado de oxidación del elemento que se encuentra des-

tacado, en los siguientes compuestos químicos:

a. SCl2

b. NaI

c. Fe (OH)3

d. Ca (OH)2

e. HNO3

f. N2O5

g. H3PO4

h. H2SO4

i. CuNO3

32
4. Escriba la reacción química para los siguientes enunciados.

a. Nitrato de plata más cobre para dar como producto nitrato de co-
bre (II) y plata metálica.

b. Hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y agua.

c. Sulfato de aluminio se mezcla con cloruro de sodio para obtener

sulfato de sodio y cloruro de aluminio.

d. Para la reacción entre Dióxido de nitrógeno y amoniaco se obtiene

nitrógeno y agua.

e. Al hacer reaccionar sulfato

sulfatode
deplata
plata(I)
con cloruro
con dede
cloruro sodio, sese
sodio, obtie-
obtiene
cloruro de plata
ne cloruro y sulfato
de plata de sodio
y sulfato de sodio.

f. El clorato de potasio al aplicarle calor se descompone en cloruro

de potasio sólido y oxígeno.

33
UNIDAD
N° 4
Estequiometría

Resultado de aprendizaje:
Aplica y analiza conceptos asociados a estequiometría
en la resolución de problemas, potenciando el pensa-
miento sistemático y crítico.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

1. Plantear e igualar una ecuación para representar
una determinada reacción química.
2. Determinar masa de producto formado, según canti-
dad de sustancia y condiciones de reactantes.
3. Resolver ejercicios siguiendo una metodología ade-
cuada, utilizando conceptos de pureza y rendimiento.
CONCEPTOS IMPORTANTES
Una reacción química es un proceso en el que una sustancia (o sustan-
cias) cambia para formar una o más sustancias nuevas.

Una ecuación química utiliza símbolos químicos para mostrar que sucede
durante una reacción química. En una ecuación química los coeficientes
estequiométricos representan números relativos de moles o moléculas en
una reacción.

Reactivos o reactantes Producto

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l)

Coeficientes Número de
estequiométricos átomos
Estado de la
agregación
materia

Todas las ecuaciones químicas deben equilibrarse (igualar número de áto-

mos de cada elemento tanto en reactivos como en productos). De esta
forma cumplen con la Ley de Lavoisier.

Equilibrio de una ecuación química, por método algebraico:

• Escribe delante de cada sustancia (en el lugar de los coeficientes es-

tequiométricos) letras.
• Para cada elemento debes tener una ecuación algebraica.
• Para la letra que más se repita asignar valor arbitrario. Generalmente
valor 1.
• Resolver sistema de ecuaciones
• Reemplazar valores obtenidos en el lugar de los coeficientes este-
quiométricos. En el caso de obtener un valor fraccionario amplificar
todos los coeficientes estequiométricos por el denominador. De exis-
tir más de un valor fraccionario amplificar por el minino común deno-
minador.
• Comprobar que la ecuación esté equilibrada, es decir, el número de
átomos de un mismo elemento debe ser igual en reactantes y pro-
ductos

35
Reactivo limitante y exceso:

Aprenderás los conceptos de reactivo limitante y en exceso con un ejem-

plo muy fácil de seguir.

Quieres hacer una completada con tus amigos, para ello, te pones de
acuerdo en comprar vienesas y pan de completos. Un amigo llega con 10
vienesas y otro llega con solo 5 panes de completo. ¿Cuántos completos
podrás hacer?, correcto solo 5 completos.

Al hacer los completos, se acabó el pan, por lo que no puedes hacer más
completos. En química se llama reactivo limitante, como su nombre lo indi-
ca limita la reacción. Sin embargo, te sobran vienesas, no importa cuantas,
estas serán el reactivo en exceso.

El número de las vienesas sobrantes se determina como:

Reemplazando:

Si lo llevamos a la química, las vienesas sobrantes se llaman masa en

exceso.

Si llevamos este ejemplo a una ecuación química tendríamos:

36
Pureza de reactivos:

Las ecuaciones químicas relacionan cantidades, masa, volúmenes de sus-

tancias puras. Sin embargo, en los procesos industriales se utilizan ge-
neralmente materias primas que no son 100% puras, esto influye en los
cálculos estequiométricos.

Por ejemplo, en la industria del cemento, la caliza es la base para la obten-

ción del óxido de calcio, componente esencial en el cemento. Esta caliza
posee principalmente carbonato de calcio (CaCO3) y otras sustancias que
no reaccionan o que no son de nuestro interés.

El porcentaje de carbonato de calcio en la caliza, se denomina pureza o

riqueza.

Otro ejemplo sería, la composición de un anillo de oro de 18 quilates es de

un 75% de oro y 25% de otros metales, es decir, la pureza del anillo de oro
es de 75%.

Caliza de alta pureza, contiene más del 90% de CaCO3

37
Rendimiento de una reacción:

La cantidad de producto formado cuando todo el reactivo limitante ha re-

accionado se denomina rendimiento teórico. La cantidad de producto que
realmente es obtenida en una reacción química, se llama rendimiento real.
El rendimiento real es menor que el rendimiento teórico.

El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real

con el rendimiento teórico (calculado), como:

Nota: El rendimiento puede ser aplicado a moles, volúmenes, masas etc.

Ejemplo 1:

Equilibre la siguiente reacción química mediante el método algebraico.

Desarrollo:

Ecuaciones algebraicas para cada elemento.

Na: a=3e
H: a + 8b = 2d + 5e
C: a + 6b= c+ 6e
O: 3a + 7b = 2c + d + 7e

A la letra que más se repite se le asigna un valor arbitrario 1 o 2 según conven-

ga. En este saco la letra que más se repite es la letra a, entonces a=1.

Si a=1, usando la ecuación del Na

Reemplazando en la ecuación de H
el valor de a y e queda:

38
Para facilitar los cálculos el número uno es escrito como 3/3

Usando la ecuación del O

El número 3 será escrito como 9/3

Usando la ecuación del C

Reemplazando los valores de a y e

39
Ahora reemplazando la expresión de c (ecuación 3) en la ecuación 2 obten-
drás una ecuación cuyas incógnitas sean d y b.

Para no tener números fraccionarios, te conviene multiplicar la ecuación

por 3. La ecuación queda:

Es sistema de ecuaciones antes mencionado, se forma con la ecuación

1 y 4.

40
Para eliminar una incógnita, te aconsejo multiplicar la ecuación 4 por -2.

Sumando hacia abajo cada componente, queda:

Reemplazando el valor de b en una de las ecuaciones del sistema, puedes

despejar el valor de d.

En resumen, los valores obtenidos para cada una de las incógnitas son:

41
Al ser reemplazados en la ecuación química queda:

Ahora debes comprobar que el número de átomos para cada elemento sea
igual en reactivos y productos.

3 átomos de Na = 3 átomos de Na
11 átomos de H = (6 + 5) = 11 átomos de H
3 átomos de C= 3 átomos de C
16 átomos de O= 16 átomos de O

¡¡¡¡La ecuación efectivamente está equilibrada!!!!!

En base a la ecuación equilibrada:

a. Calcular los moles de agua formadas al hacer reaccionar 5 moles de

carbonato ácido de sodio.

b. Si se mezclan 100 g de NaHCO3 y 100 g de H3C6H5O7. Determine:

a. Reactivo limitante
b. Reactivo en exceso
c. Masa en exceso
d. ¿Cuánta masa de citrato de sodio se formará?

Desarrollo:

a. La relación estequiométrica que se obtiene de la ecuación química en-

tre el carbonato ácido de sodio y agua es 3:3, lo puede ser escrito en
una regla de tres como:

Respuesta: con 5 moles de carbonato ácido de sodio se forman 5 mo-

les de agua. La cantidad de moles es igual, porque los coeficientes
estequiométricos son iguales para ambas sustancias.

42
b. En el enunciado del ejercicio nos dan como dato las masas de cada
una de las sustancias. Te conviene calcular para cada una de ellas el
número de moles.

MM NaHCO3 =84 g/mol MM H3C6H5O7 = 192 g/mol

Luego debes determinar cuál de estas dos sustancias es el reactivo

limitante, ya que, con ella harás las siguientes relaciones.

Para determinar el reactivo limitante puedes hacer que reaccione todo

el NaHCO3 o todo el H3C6H5O7.

Si haces que reaccione todo el H3C6H5O7, la regla de tres queda:

(*) Relación obtenida de la ecuación química.

Interpretación: La regla de tres quiere decir, para que reaccione todo

el H3C6H5O7 se necesitan 1,5624 moles de NaHCO3. Dicha cantidad so-
brepasa lo que se tiene de NaHCO3, que solo es de 1,1905 moles.

Cuando te ocurra esto, debes hacer que reaccione completamente la

otra sustancia.

43
 (*) Relación obtenida de la ecuación química.

Interpretación: La regla de tres quiere decir, para que reaccione todo el

NaHCO3 se necesitan 0,3968 moles de H3C6H5O7.

¿Tienes esa cantidad de moles de H3C6H5O7?. La respuesta es sí, ya

que dispones de 0,5208 moles.

De lo anterior podemos deducir inmediatamente cuál es el reactivo li-

mitante.

a. Reactivo limitante: NaHCO3

b. Reactivo en exceso: H3C6H5O7
c. Moles Iniciales de H3C6H5O7= 0,5208
Moles que reaccionan de H3C6H5O7= 0,3968 (Información obteni-
da de la regla de tres)
Para obtener la masa en exceso, primero debes calcular los moles
en exceso de H3C6H507.

Si quieres calcular la masa de H3C6H5O7 en exceso debes recordar

la fórmula para determinar el número de moles.

Despejando la masa de sustancia:

Reemplazando:

La masa en exceso de H3C6H5O7 es de aproximadamente 24 g.

44
c) Para determinar la masa producida de Na3C6H5O7, debes hacer la re-
lación estequiométrica entre esta sustancia y el limitante. Recuerda
que estas relaciones siempre son entregadas por la ecuación equili-
brada.

Para determinar la masa, debes despejar en la fórmula de moles.

La masa obtenida de Na3C6H5O7 es 102 g.

Ejemplo 2:
Se tratan 10 toneladas del mineral pirita (FeS2) de una pureza del 80% para
obtener SO2 gaseoso. Según la siguiente reacción:

El tratamiento se efectúa a 200°C y a 1,5 atm, obteniéndose 1,17 × 105

⁵
moles de SO2. Determine el rendimiento de la reacción.

Desarrollo:
Antes de comenzar a extraer los datos del enunciado, observa la ecuación.
¡No está equilibrada!

La ecuación equilibrada es:

Datos:
Masa mineral: 10 toneladas (ton)
Pureza del mineral: 80%
Moles de SO2 obtenidos: 1,17 × 105 n

45
De las 10 ton debes calcular la cantidad de FeS2 puro, para ello:

Ahora, debes determinar la equivalencia de estas toneladas a gramos así

puedes calcular el número de moles.

Para determinar los moles de SO2, que deberían producirse, debes usar la
relación estequiométrica entre el FeS2 y SO2.

Lo que acabas de calcular es el rendimiento teórico de la reacción. El

rendimiento real lo entrega el enunciado del ejercicio y es de 1,17 × 105.

Ahora para determinar el rendimiento de la reacción debes reemplazar los

datos en la ecuación:

La reacción tiene un rendimiento del 88%, bajo las condiciones de 200°C

y 1,5 atm.

46
EJERCICIOS DE APLICACIÓN
1. Escriba y equilibre las siguientes ecuaciones químicas:
a. Ácido fosfórico + óxido de litio fosfato de litio + Agua
b. Carbonato de calcio + ácido clorhídrico cloruro de calcio +
agua + dióxido de carbono.
c. Cobre metálico + ácido nítrico nitrato de cobre (II) + dióxido
de nitrógeno + agua
d. Permanganato de potasio + ácido oxálico + ácido clorhídrico
dióxido de carbono + cloruro de manganeso
magnesio (II)(II)+ +cloruro
clorurode
depota-
pota-
sio
sio ++ Agua.
Agua.
e. Dióxido de nitrógeno + amoniaco nitrógeno molecular + agua

2. Cuando se trata óxido férrico con ácido sulfúrico, se obtiene sulfato de

hierro (III) y Agua.
a. ¿Cuántos gramos de sulfato de hierro (III) se formarán a partir de
63,84 g de Fe2O3?
b. ¿Cuántos moles de agua se formarán?

3. Se hace saltar una chispa a una mezcla que contiene 25 g de H2 y 25

g de O2 para formar H2O.
a. ¿Qué cantidad de agua se forman?
b. ¿Cuanta masa de agua se formará?
c. ¿Cuántos moles de H² se consumen?

4. Si 88,3 g de cloruro de amonio reacciona con 92,6 g de óxido de calcio

para producir amoniaco. ¿Cuál de las dos sustancias está en exceso y
en qué cantidad?

5. El perclorato de potasio puede prepararse mediante la siguiente serie

de reacciones

a. ¿Cuántos moles de Cl2 se necesitan para preparar 2,0 moles de

KClO4?
b. ¿Cuántos gramos de Cl2 se consumen?

47
6. La aspirina (C9H8O4) se produce por la reacción entre el Ácido Salicíli-
co C7H6O3 y el Anhidrido Acético (C4H6O3) según la reacción

Si se mezclan 100 g de cada uno de los reactantes, determine:

a. El reactivo limitante
b. ¿Qué masa de reactivo en exceso queda sin reaccionar?
c. ¿Qué masa de aspirina se puede obtener como máximo en estas
condiciones?

7. Uno de los pasos del proceso comercial para convertir amoníaco en

ácido nítrico, comprende la oxidación catalítica de NH3 a NO

a. ¿Cuántos gramos de NO se forman por la reacción completa de

2,50 g de NH3?
b. ¿Cuántos g de O2 se requiere para reaccionar con 2,5 g de NH3?
c. ¿Cuántos g de NO se forman cuando 1,5 g de NH3 reaccionan con
1,0 g de O2?
d. En la parte c) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el que está en
exceso?
e. En la parte c) ¿cuánto reactivo en exceso permanece después que
el limitante se ha consumido completamente?

8. Al calentar sulfuro de Hierro (II) con oxígeno gaseoso se produce óxi-

do de hierro (III) y dióxido de azufre. Determine la masa de óxido de
hierro (III) producido al hacer reaccionar 240 g de sulfuro de hierro (II)
de 87,2% de pureza en exceso de oxígeno.

9. La obtención de níquel a partir del Sulfuro de níquel se realiza en un

proceso en dos etapas de acuerdo con la siguiente reacción:

Suponga que la primera reacción tiene un rendimiento del 65% y la

segunda de un 90%. Determine la masa de níquel obtenida al hacer re-
accionar 4,00 g de sulfuro de níquel (II) de 75 % de pureza con exceso
de oxígeno y carbono.

48
10. Considere la reacción de combustión del butano (C4H10)

Si se hacen reaccionar 1,03 × 10²5 moléculas de C4H10 con 8,53 × 10²4

moléculas de O2. ¿Cuántos g de CO2 se producen?

49
UNIDAD
N° 5
Disoluciones y formas de
expresar la concentración

Resultado de aprendizaje:
Conoce concepto de disolución y expresa su concentra-
ción en distintas unidades, favoreciendo el pensamien-
to científico.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

1. Conocer las diferentes formas de expresar la con-
centración de una disolución.
2. Determinar concentración resultante al mezclar dos
volúmenes de disoluciones cuyas concentraciones
son diferentes.
3. Calcular volumen de una solución para ser diluida y
obtener una solución de concentración establecida.
CONCEPTOS Y DEFINICIONES IMPORTANTES
Una solución es una mezcla homogénea, compuesta a lo menos por dos
sustancias. La sustancia que se encuentra en mayor cantidad recibe el
nombre de disolvente o solvente y la que se encuentra en menos cantidad
se llama soluto.

Las soluciones más comunes son aquellas en donde el soluto se encuen-

tra en estado sólido y el disolvente es estado líquido. En un enunciado de
un ejercicio, que no especifica el disolvente, se entiende que se trata de
agua, por lo tanto, la solución es acuosa.

Porcentajes

Porcentaje masa / masa o peso/ peso

Generalmente la masa esta expresada en gramos.

Una solución de concentración 5% m/m, significa que hay 5g de soluto en
100 g de disolución.

Porcentaje masa/volumen

Generalmente la masa esta expresada en gramos y el volumen en cm3 o mL

Una solución de concentración 5% m/v, significa que hay 5 gramos de so-
luto en 100 mL de disolución.

Porcentaje volumen/volumen

Una solución de concentración 5% m/m, significa que hay 5 mL de soluto

en 100 mL de disolución.

51
Molaridad (M)

Una solución de concentración 6M, significa que hay 6 moles de soluto en

un litro de disolución.

Molalidad (m)

Una solución de concentración 6m, significa que hay 6 moles de soluto en

un kilo de solvente.

Partes por millón

Esta unidad de concentración se usa generalmente para rangos de conta-

minación o tolerancia. Se refiere a la cantidad de unidades de una determi-
nada sustancia que hay por cada millón de unidades del conjunto.

Otras formas de expresar esta concentración son:

Fracción molar

52
Gramos por litros

Esta forma de expresar a concentración es muy usada en publicaciones

científicas, como papers.

Ejemplo de resolución:
¿Qué volumen de una solución de ácido perclórico de concentración 50%
m/m y de una densidad de 1,41 g/mL, se necesita para preparar 500 mL de
solución del ácido 0,1 M?

Desarrollo:

· Datos:
Soluto: Ácido perclórico (HClO4)
Concentración y densidad de la solución: 50% m/m y d= 1,41 g/ml
Concentración y volumen de la solución que se pide: 0,1 M y 500 mL

· Necesito:
Para resolver este ejercicio es propicio transformar la unidad de %
m/m en molaridad, para ellos debes tener presente como se deter-
mina.

· Determinación de moles de soluto:

Una concentración al 50% m/m, significa que hay 50 g de soluto
(HClO4) en 100 g de solución. Con la masa del soluto puedes calcular
los moles.

Reemplazando:

53
· Determinación del volumen de la solución
Como tienes 100g de solución debes transformarlos a volumen, para
ello usarás la densidad de la solución.

La densidad se interpreta como: 1,41 g de solución se encuentran en 1

mL de solución, en regla de tres:

Para la molaridad, el volumen debe expresarse en unidad de litro, para ello:

· Cálculo de molaridad

Finalmente, la solución de concentración 50% m/m y d= 1,41 g/ml aho-

ra es equivalente a una concentración de 7,0 M.

· Determinación de los moles para preparar la nueva solución

La nueva solución debe tener una concentración 0,1 M en un volumen
de 500 mL

Como:

y despejando los moles, se tiene,

54
Reemplazando:

· Cálculo del volumen que deberé tomar de la solución 7,0 M

De la misma formula de la molaridad debes despejar el volumen. La
expresión queda:

Entonces de la solución 50% m/m y d= 1,41 g/ml de HClO4 (7 M), debes

tomar 7 mL para preparar 500 mL 0,1 M del mismo ácido.

55
EJERCICIO DE APLICACIÓN:

1. Se disuelven en agua 30,5 g de cloruro amónico hasta obtener 0,5L

de disolución. Sabiendo que la densidad de la misma es 1,027 g/mL,
calcular:

a. % m/m
b. M (molaridad).
c. m (molalidad).
d. Las fracciones molares del soluto y del disolvente.
e. Partes por millón
f. % m/v

2. Una solución de acetona (CH3COCH3) en agua al 15% m/m donde la

densidad de la solución es de 0,95 g/Ml y la de la acetona es de 0,75
g/mL. Determine:

a. Molaridad
b. Molalidad
c. fracción molar del soluto.
d. Porcentaje m/v
e. Porcentaje v/v

3. Se desea preparar 150 mL de disolución acuosa de HCl 0,5M a partir

de un ácido 37% en masa y densidad 1,29 g/mL. ¿Qué volumen se
debe medir para preparar dicha disolución?

4. ¿Que masa de glucosa se necesita para preparar una disolución de

200 mL, con una concentración de 0,2 M?

5. El suero fisiológico tiene una concentración 0,9% m/v. Indique como

prepararía 5 litros de esta solución.
concentración
6. Se tienen dos disoluciones acuosas de ácido clorhídrico. Si se mez-
clan 45 mL de una concentración
contracción 55MMcon
con600
600mL
mLde deuna
unaconcentración
concentración
Determine la
3 M. Determine la concentración
concentraciónmolar
molarresultante,
resultante,considerando
considerandovolúme-
volú-
nes aditivos.
menes aditivos.

7. Tenemos 20 mL de una disolución de alcohol en agua al 40% V/V.

Diluimos añadiendo 60 ml de agua pura. ¿cuál será ahora la concen-
tración de la nueva disolución?

56
8. Producto de un fuerte
fuerte temblor
temblorenenelellaboratorio
laboratoriodedequímica
químicageneral
generalse
se
ha ha derramado
derramado aproximadamente
aproximadamente 1 L1 Ldedeácido
ácidomonoprótico
sulfúrico al 98%
fuerteenal
98% en
masa masa,
y con unacon una densidad
densidad de 1,87
de 1,87 Kg/L. Kg/L yes
Si usted masa molar 98 de
el encargado g/mol.
la-
Si usted es
boratorio, el encargado
indique de la- boratorio,
como prepararía indique
una solución de como prepararía
hidróxido de sodio un
litro neutralizar
para de una solución
el ácido. de hidróxido de sodio para neutralizar
completamente el ácido.
9. Se prepara una solución disolviendo 256 g de ácido sulfúrico en agua
suficiente para formar un litro de solución cuya densidad resulta ser
1,27 g/mL.

Determine:
a. Porcentaje en masa
b. Porcentaje masa/volumen
c. Molaridad
d. Molalidad
e. Fracción Molar del soluto
f. Fracción Molar del solvente

10. Usando la siguiente etiqueta de una bebida de fantasía, determine:

La concentración de azucares ingeridos en una porción de esta bebi-

da, en unidades de ppm y g/L

57
11. Se tiene una disolución de H2SO4 3 M, de esta solución se toman 100
mL, los que son llevados a un matraz aforado hasta completar un volu-
men de 500 mL. De esta solución de toman 50mL, los que son diluidos
en un volumen necesario hasta obtener una concentración 10 veces
menor.
Posteriormente 100 mL de la solución preparada anteriormente se
mezcla con 50 mL de otra solución de H2SO4 de una concentración 5
M. Determine la concentración de la solución resultante.

12. Se dispone de una disolución (disolución A) de ácido clorhídrico del

36% en peso y densidad 1,18 g/cm3.

a. Calcular el volumen que hay que añadir de esta solución a 1 litro

de otra disolución de ácido clorhídrico del 12% en peso y densidad
1,06 g*cm-3 para que la disolución resultante sea exactamente del
25% en peso.
b. ¿Qué volumen de la disolución A hay que añadir a 500 mL de otra
disolución de ácido clorhídrico 0,92 M para que la nueva disolu-
ción resultante exactamente 1 M?
c. ¿Qué volumen de la disolución A se necesita para neutralizar 50
mL de una disolución de hidróxido de sodio que contiene 100 g/L?

13. Se evaluó el contenido de metales pesados (Cu, Ni, Zn, Cd y Pb) en

el sedimento de una playa artificial (Paraíso) y una playa natural (El
lenguado), ubicada en la bahía San Jorge, norte de Chile.

Playa Variable Playa Media

15 1,08

Cu (μg g-1) 15 152

Pb (μg g-1) 15 454

Paraíso
Ni (μg g-1) 15 47

Cd (μg g-1) 15 103

Zn (μg g-1) 15 119

58
 12 1,62

Cu (μg g-1) 12 49

Pb (μg g-1) 12 100

El Lenguado
Ni (μg g-1) 12 29

Cd (μg g-1) 12 44

Zn (μg g-1) 12 36

Según estudios llevados a cabo por la Administración Nacional Oceá-

nica y Atmosfera de EE.UU (1999), las concentraciones de Ni, Pb y Zn
que pueden ser toleradas por la mayoría de organismos bentónicos
son: 0,016 , 0,031
0031 y 0,12 ppm, respectivamente. ¿Es segura la vida para
la fauna bentónica en dichas playas?

14. Calcula los gramos de soluto que es preciso añadir a 400 mL de una
solución al 30% m/m y densidad 1,32 g/mL, para convertirla en otra al
40% m/m.

15. La cerveza que se consume corrientemente tiene un 3,5 % v/v de con-

tenido de alcohol etílico, cuya densidad es de 0,789 g/mL. Calcula la
masa de alcohol presente en una botella que contiene 33 mL.

16. Una muestra de agua tomada de un río contiene 5 ppm de O2 disuelto,

suponiendo que la densidad del agua es 1 g/mL. Determine el O2 di-
suelto en 1,0 L de agua.

17. Se dispone de dos disoluciones A y B. La disolución A contiene 6,00 g

de CH3OH en 1 Kg de agua y la disolución B está formada por 6,00 g de
CH3OH y 1 Kg de CCl4. A 20°C, la densidad de la disolución A es menor
que la densidad de la disolución B. Con respecto a lo anterior, ¿la diso-
lución A y B tiene la misma molaridad? ¿Ambas disoluciones tienen la
misma molalidad? ¿El porcentaje de CH3OH es diferente en Ay B?

59
UNIDAD
N° 6
Gases

Resultado de aprendizaje:
Aplica ecuaciones de las Leyes de los gases, para de-
terminar estadios del gas según comportamiento bajo
ciertas condiciones de presión y temperatura.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

1. Conocer e identificar las leyes que rigen el compor-
tamiento de un gas o mezcla de gases.
2. Determinar parámetros como volumen, presión y
temperatura para un gas (o mezcla) que se compor-
ta idealmente.
3. Resolver ejercicios relacionados con las Leyes, en
donde se puede predecir el comportamiento del gas
bajo ciertas condiciones.
CONCEPTOS Y DEFINICIONES IMPORTANTES
Un gas está constituido por moléculas, cuya movilidad es amplia, lo que
permite baja o nula interacción entre ellas. Influyendo así, en las caracte-
rísticas de los gases. Algunas de ellas son:

• Ocupan en su totalidad y de forma uniforme, el volumen del recipiente

que los contiene.

• Debido al espacio intermolecular, son compresibles. Disminuyendo

fácilmente su volumen.

• Pueden difundir y expandir con facilidad.

• Se mezclan con facilidad

Ley de Boyle

Establece que el volumen de una cantidad fija de gas mantenida a una

temperatura constante es inversamente proporcional a la presión.

Donde:
P1 y P2 representan presiones expresadas en unidades de presión, pero am-
bas en las mismas unidades. V1 y V2 representan volúmenes, en unidades
de volúmenes, pero ambas en las mismas unidades.

Ley de Charles

Establece que el volumen de una masa fija de gas mantenida a presión

constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Donde:
V1 y V2 representan volúmenes ambas en las mismas unidades. T1 y T2 re-
presentan temperatura en unidad de Kelvin.

61
Ley de Avogadro

La Ley de Avogadro establece que si tenemos una mezcla de gas, los

cuales se someten a las mismas condiciones de presión y temperatura,
el volumen de este es proporcional a la cantidad de sustancia, o sea a los
moles del gas.

Por ejemplo: Se tiene hidrógeno y oxígeno a 1 atm y a 25°C

Los coeficientes estequiométricos son iguales a los volúmenes de las sus-

tancias. En este caso se tiene que 2 L de H2 reaccionarán con 1 L de O2 y
se formarán 2 L de H2O.

Ley de Gay-Lussac

Establece que manteniendo constante el volumen de un gas, la presión

ejercida por las moléculas varía en forma directa a la temperatura, siempre
que se mantenga la cantidad de sustancia constante.

Donde:
P1 y P2 corresponden a presiones, pueden estar expresadas en cualquier uni-
dad. T1 y T2 corresponden a temperaturas absolutas, expresadas en Kelvin.

Ley combinada o universal de los gases

Como su nombre lo indica es una mezcla entre la Ley de Boyle y la Ley de

Gay Lussac. Establece que se puede pasar de un estado 1 a un estado 2
variando simultáneamente la presión, temperatura y volumen, siempre que
se mantenga la cantidad de sustancia constante.

Donde:
P1 y P2 corresponden a presiones, pueden estar expresadas en cualquier
unidad. T1 y T2 temperaturas absolutas, expresadas en Kelvin. V1 y V2 re-
presentan volúmenes ambas en las mismas unidades.

62
Ecuación de los gases ideales

Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volu-

men y temperatura se describe completamente mediante la ecuación de
los gases ideales.

Donde:
n: número de moles
P: presión siempre en unidad de atmósfera.
V: volumen siempre en unidad de litro.
T: temperatura absoluta, en Kelvin.
R: constante de los gases

Otras aplicaciones de la ecuación de los gases ideales:

Estas se obtienen del desglose de los moles en la ecuación. Recordar

Nota: la densidad de un gas se expresa en g/L

63
Ley de Dalton de las presiones parciales

Establece que la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma

de las presiones que cada gas ejercería si estuviera presente solo en el
contenedor. La presión ejercida por un componente en particular de una
mezcla de gases se conoce como presión parcial de ese gas.
Para determinar la presión total que ejerce una mezcla de gases, puedes
usar la ecuación de los gases ideales, como:

Presiones Parciales

Donde:

: presión del gas

: fracción molar del gas i

: presión ejercida por la mezcla de gases

Recolección de gases por desplazamiento de agua

Como su nombre lo indica, consiste en recolectar un gas que se desprende

de una reacción química. El gas es recolectado en una botella o bureta inver-
tida llena de agua. A medida que la reacción se lleva a cabo, el gas comienza
a recolectarse y desplazar el agua contenida en la probeta o botella.

El gas recolectado está húmedo, es por esta razón, que en los cálculos debe
incluirse la presión de vapor del agua a la temperatura de recolección.

64
Equivalencias necesarias:

Ejemplo de resolución

En un recipiente de 5 L se introducen 8 g de He (MM= 4 g/mol), 84 g de N2

(MM= 28 g/mol) y 90 g de vapor de agua (MM= 18 g/mol). Si la temperatura
del recipiente es de 27°C. Calcular la presión parcial de cada gas.

Desarrollo:
A medida que se desarrolle el ejercicio, te iremos ayudando con preguntas
para facilitar la resolución. Lo primero es extraer los datos del enunciado.

Del enunciado extrae dos datos

Respuesta:
Volumen del contenedor: 5L
Mezcla de gases: 8 g He; 84 g N2; 90 g H2O
Masas molares: He = 4 g/mol, N2= 28 g/mol, H2O= 18 g/mol.
Temperatura: 27°C

Para clarificar el problema, si es necesario realiza un dibujo

Presión total

Imagina que dentro de este

5L
contenedor se encuentran los
gases, estos están bajo una
misma presión total, mismo
volumen e igual temperatura.

65
¿Qué se pide calcular?, ¿Qué ley de los gases podrías usar?

Respuesta:
Se debe calcular la presión ejercida por cada uno de los gases que com-
ponen la mezcla.
Las ecuaciones que puedes usar son las que representan a la Ley de los
gases ideales o la Ley de las presiones parciales.

Ley de las presiones parciales:

Ley de los gases ideales:

¿Cuál de estas dos ecuaciones puedes usar?, esto dependerá de los da-
tos que tienes.

Respuesta:
Si quieres usar la ecuación de las presiones parciales necesitas la fracción
molar, que se puede obtener calculando los moles de cada gas. Además
de la presión total, la que no se encuentra en los datos. Por lo tanto, debes
usar la Ley de los gases ideales.

Cálculo de los moles de cada gas:

Recuerda que los moles o cantidad de sustancia se calculan como:

Reemplazando en la fórmula:

66
Cálculo de la presión ejercida por cada gas (presión parcial)

Recuerda que para usar esta ecuación hay algunas exigencias, que las
puedes revisar más atrás.

Presión parcial de He

Presión parcial de N2

Presión de vapor de H2O

67
EJERCICIO DE APLICACIÓN:

1. Una muestra de gas fue recogida en un recipiente de 200 mL, a una

presión de 730 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará la muestra de gas a
760 mm Hg?

2. Se tiene un gas que ocupa un volumen de 0,3 L a una temperatura de

25°C. Si la presión se mantiene constante ¿Qué volumen ocupará a
-10°C?

3. Una llanta de automóvil se encuentra inflada a 28 lb/pulg2 y tiene una

temperatura de 15 °C. Si después de recorres una distancia de 500 Km,
el medidor de presión marca 32 lb/pulg2 ¿A qué temperatura en °C se
encontrará?

4. Cuando se calienta a 250°C una muestra de un compuesto orgánico

que contiene carbono e hidrógeno, este está en un estado gaseoso
con densidad 0,84 g/L a 1,2 atm de presión. Por otro lado, cuando se
quema esta mezcla, se generan 11,80 g de CO2 y 7,24 g de H2O. Deter-
mine su fórmula empírica y molecular.

5. Cuando se queman 2,371 g de carbono, se forman 8,688 g de un óxido

de este elemento. En condiciones normales, 1 litro este óxido tiene una
masa de 1,9768 g. Encuentre la formula del compuesto.

6. ¿Cuántos moles hay en una muestra de gas que ocupan 0,5 L a 170
torr y 25°C?

7. Un gas tiene una densidad de 0,991 g/L a 75°C y una presión de 0,350
atm. ¿Cuál es la masa molar del gas?

8. Se mezclan en un recipiente hermético de 25 L; 5,6 g de eteno

(CH2=CH2), 8,8 g de propano (CH3-CH2-CH3) y 57,6 g de oxígeno a una
temperatura de 300 k.

a. Calcular la presión a la que se encuentra sometida la mezcla de

gases y calcular la presión parcial de cada gas en la mezcla.

A continuación, se realiza la reacción de combustión de los compues-

tos de la mezcla (generando CO2 y agua como productos de reacción)
manteniendo la temperatura constante a 300K.

68
 b. ¿Cuál es la presión de la mezcla resultante después de la reacción?
c. ¿Cuál sería la presión de la mezcla resultante después de la reac-
ción si la temperatura fuera de 500°C?

9. Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver

la duda, lo introducimos en un recipiente de 1 L y observamos que la
presión que ejerce a 27°C es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

10. El
Elaire
airecontiene
contiene aproximadamente
aproximadamente un 21% 21% de de O2, 78% N2
O₂,78% N₂yyun
un0,9% de
0,9%de
Ar,
Ar, estando
estando estos porcentajes
porcentajesexpresados
expresadosen encantidad
masa. ¿Cuántas molé-
de sustancia.
a) ¿Cuántas
culas moléculas
de oxígeno habrá de
en oxígeno habrá
2 L de aire? en 2es
¿Cuál L de aire? ejercida si
la presión
b) mete
se ¿Cuálel es
airelaanterior
presiónenejercida si se de
un recipiente mete0,5 el
L deairecapacidad
anterior en un
a una
recipiente dede
temperatura 0,525°C?
L de capacidad
La densidad a una temperatura
del aire es 1,293 de g/L25°C?
a la tempera-
La densidad
tura del aire es 1,293 g/L a la temperatura de trabajo.
de trabajo.

11. En una bombona de 5 L hay N2 a 25°C y 3 atm de presión. En otra

bombona de 10 L tenemos argón a 25°C y 1 atm de presión. Si se co-
nectaran ambas bombonas por un cilindro de volumen insignificante.

Determine
a. La masa de gas que habría en el interior de las bombonas.
b. La presión parcial debida a cada uno de los componentes de la
mezcla.
c. La presión que ejercería la mezcla de los dos gases.

La situación inicial se muestra en el diagrama. Los cálculos pedidos

se deben realizar cuando ambas bombonas se comentan. Considera
el volumen del tubo conector como despreciable.

N2 Ar

5 L; 3 atm 10 L; 1 atm

69
12. El consumo promedio de oxígeno de una persona en reposo es de
200 a 250 ml/min. Usted compra un cilindro de oxígeno tipo medicinal
(gas administrado a enfermos dependientes de oxígeno) de 10 m3, la
presión dentro del cilindro es de 2450 psi. Suponiendo que la tempe-
ratura ambiental promedio es de 25°C y que el paciente postrado es
completamente dependiente de oxígeno. ¿Cuántos días está asegura-
do el suministro?

13. Tenemos
Tenemos una botella de vidrio llena dede aire
aireque
quehemos
hemoscerrado
cerradoherméti-
herméti-
camente a la altura del lago Chungará
camente Chungará aa620 620 mmHg
mmHg yy 5°C
5°C¿Qué
¿Quédiferen-
diferen-
cia
cia de presión tendrá si
si bajamos
bajamos aa la
laciudad
ciudaddedeArica
Aricayyse
secalienta
calientahasta
hasta
25°C?

14. Un globo aerostático meteorológico tiene un volumen de 3 m3 a 27°C y

760 mmHg de presión. Si asciende en la atmósfera hasta un punto en
que hay una presión de 0,26 atm y -40°C ¿qué volumen alcanzará?

70
EJERCICIOS
COMBINADOS
Estequiometría, gases y disoluciones
1. Al reaccionar soda Solvay técnica (91 % de pureza en Na2CO3) con
suficiente cantidad de HCl se obtuvieron 50 L de CO2 a 27 °C y 1 atm.
La ecuación que representa el proceso es

Na2CO3 + HCl NaCl + CO2 (g) + H2O

Calcular:
a. La masa de soda Solvay empleada, expresada en g.
b. La cantidad de HCI consumida.
c. La masa de agua obtenida.

2. Se hacen reaccionar 4,95 g de H3PO3 (91 % de pureza) con 500 cm3 de

solución de HNO3 0,63 % m/v, según

4H3PO3 + 2HNO3 4H3PO4 + N2O (g) + H2O

Calcular la masa de H3PO4 obtenida, suponiendo que el rendimiento

es del 80 %.

3. Se hacen reaccionar 300 g de piedra caliza, que contiene un 60% de

carbonato de calcio, con una disolución de ácido clorhídrico, de una
concentración del 35% p/p y densidad 1,150g/mL. el proceso tiene lu-
gar a 17°C y 740 torr, de presión. Calcular:

CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O

a. la masa de cloruro cálcico obtenido.

b. el volumen de dióxido de carbono producido, en estas condiciones.
c. el volumen consumido, de la disolución ácida.

4. Se añaden 99,8 mL de una disolución de KI al 12 % (d = 1,093 g/mL) a

96,7 mL de otra disolución de Pb (NO3)2 al 14 %p/p (d = 1,134 g/mL).
¿Cuántos gramos de PbI2 se formarán?

Pb(NO3)2 + KI PbI2 + KNO3

5. El óxido de manganeso (IV) (MM=86,94 g/mol), se emplea en pintura y

barnices para pintar cristales y cerámicas. En el método de obtención del
óxido de manganeso (IV), como se presenta en la siguiente ecuación:

Permanganato de potasio + peróxido de hidrógeno óxido de

manganeso (IV) + hidróxido de potasio + oxígeno

Se obtuvieron 2L de O2, medidos a 0°C y 1 atm de presión.

72
 a. Calcule la masa (g) de dióxido de manganeso, que se produce
como producto
b. Calcule el volumen (mL) de peróxido de hidrógeno a 30% m/m y
densidad 1,0 g/mL, que serán necesarios para preparar 2 litros de
oxígeno gaseosos. (O2=32 g/mol)

6. Una muestra de 5,0 g de un mineral con una riqueza en sulfuro de

hierro (II) del 75%, se trata con 6,0 mL de una disolución de ácido nítri-
co concentrado (60% p/p y 1,37 g/mL densidad). Como resultado, se
obtienen los siguientes productos: óxido de nitrógeno (II), sulfato de
hierro (II) y agua.

a. Escriba y equilibre la reacción.

b. Calcular el volumen de monóxido de nitrógeno que se recogerá
sobre agua a 25 °C y 1 atm de presión.

7. Si 6 Litros de cloruro de hidrogeno gaseoso, medidos a 22°C y 770 mm

de Hg, se disuelven en el agua necesaria para dar 150 mL de disolu-
ción de ácido clorhídrico, calcular la molaridad de esta disolución.

8. El ácido sulfúrico puede obtenerse a partir de la tostación de la blenda

(mineral cuyo principal componente es sulfuro de Zinc), según el proceso:

Sulfuro de zinc + oxígeno óxido de zinc + dióxido de azufre

Dióxido de azufre + oxígeno trióxido de azufre

Trióxido de azufre + agua ácido sulfúrico

¿Cuántos kilogramos de blenda, con un 53% de sulfuro de zinc se ne-

cesitan para obtener 200 kg de ácido sulfúrico 3,15M? Suponga densi-
dad de ácido sulfúrico 1,19 g/cm³.

9. Calcular el volumen de una disolución de hidróxido de potasio 0,5 M ne-

cesario para neutralizar 250 ml de una disolución de ácido sulfúrico 1 M.

10. Calcular el volumen de una disolución de ácido clorhídrico 1 M necesario

para neutralizar 300 ml de una disolución de hidróxido de calcio 0,7 M

11. Determine
Determineelen
cuál de de
cuál laslas
siguiente s situaciones,
siguientes se puede
situaciones obtener
se puede ma-
obtener
yor
unacantidad de sulfatodedesulfato
mayor cantidad sodio, de
según la reacción:
sodio, según la reacción:

Hidróxido de sodio + ácido sulfúrico sulfatos de sodio + agua

73
 a. 30 mol de hidróxido de sodio + 70 mol de ácido sulfúrico
b. 40 mol de hidróxido de sodio + 16 mol de ácido sulfúrico
c. 35 mol de hidróxido de sodio + 15 mol de ácido sulfúrico

12. Se quieren obtener 15 litros de dióxido de carbono (CNPT) según la

reacción:

Na2Co3
O₃ + 2 HCl CO2 + H2O + 2 NaCl

Calcular:
a. Volumen de la solución de HCl 38% p/p (d= 1,19 g/mL)
b. Masa de Na2CO3 necesaria.
c. Masa de NaCl que se forma.

13. El aceite de cinamon, obtenido de las ramas y hojas de árboles de

canela que crecen en las zonas tropicales, se utiliza en la producción
de perfumes y cosméticos. Su constituyente principal es el aldehído
cinámico, C9H8O, sin embargo, una concentración elevada de éste oca-
siona severas irritaciones en la piel, por lo que las concentraciones
presentes en los perfumes deben ser bajas. Con la finalidad de evitar
irritaciones en la piel se buscó un derivado del aldehído cinámico, de
fórmula C9H10O, con propiedades similares, pero que no causa irrita-
ciones a la piel. Éste se prepara haciendo reaccionar aldehído cinámi-
co, C9H8O, con hidrógeno gaseoso, H2, según la reacción:

C9H8O (ac) + H2 (g) C9H10O (ac)

Para obtener el derivado, C9H10O, se hacen reaccionar 15 L de solución

de aldehído cinámico 3,5 M con 30,7 moles de hidrógeno gaseoso.
Determine lo siguiente:

a. La cantidad en gramos, qué se obtendrán del derivado C9H10O, con-

siderando un rendimiento del 95 %.
b. El rendimiento de la reacción si hacen reaccionar 150 L de H2 me-
didos a 790 mm de Hg a 25°C con suficiente C9H8O, obteniéndose
1,5L de C9H10O al 35% p/v.

14. Se tratan 6g de aluminio en polvo con 50 ml de disolución acuosa 0,6M

de ácido sulfúrico. Suponiendo que el proceso que tienen lugar es:

Al (s)+ H2SO4 (ac) Al2 (SO4)3 (ac)

Al⒮ + H₂SO₄𝖺𝖼 Al₂ (SO₄)₃ (ac) + H₂ ⒢

74
 Determine, usando la ecuación balanceada:
a. Volumen de hidrogeno que se obtendrá en la reacción, recogido a
20°C y 745 mmHg.
b. La cantidad de Al2(SO4)3 * H2O que se obtendrá por la evaporación
de la disolución resultante de la reacción.
c. El reactivo que se encuentra en exceso y la cantidad que sobra,
expresada en gramos.

15. Para determinar la riqueza de una muestra de cinc se toman 50 g de

ella y se trata con una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,18
g/cm3 y 35% p/p de HCl, necesitándose para la completa reacción del
cinc contenido en la muestra, 129 cm3 de dicha disolución.

a. Escriba la ecuación química que represente el proceso.

b. Determine la molaridad del ácido.
c. Determine el porcentaje de cinc en la muestra.
d. ¿Qué volumen de hidrógeno, recogido a 27°C y a la presión de 710
mmHg, se deprenderá durante el proceso?

16. El fosfato tricálcico, principal componente de la roca fosfática, es

insoluble en agua y, por tanto, no puede utilizarse como abono. Por
reacción con el ácido sulfúrico se origina una mezcla de dihidrógeno-
fosfato de calcio y sulfuro de calcio. Esa mezcla, que se conoce con el
nombre de “superfosfato de cal”, sí que es soluble en agua.

Ca3 (PO4)2 + 2 H2 SO4 Ca (H2PO4)2 + 2 CaSO4

Se desea obtener una tonelada de superfosfato de cal a partir de roca

fosfática que contiene 70% de riqueza en peso de fosfato de calcio y
de ácido sulfúrico del 93% de
enriqueza
masa y densidad 1,75 g/mL. Calcule la
masa de mineral necesario y el volumen de ácido consumido, sabien-
do que se requiere un 10% de exceso del ácido y que el rendimiento
del proceso es del 90%. ¿Qué porcentaje de
¿Qué porcentaje de Calcio,
Calcio fosforo y azufre
y fosforo tiene el
tiene el superfosfato?
superfosfato?

17. Durante un proceso industrial de producción de ácido sulfúrico 12 M

se ha cometido un error que da como resultado la obtneción de un
ácido 10,937 M.

a. Calcule el volumen de ácido sulfúrico, de 90% p/p y densidad 1,8 g/

mL, que hay que añadir a 1000 L de aquella disolución para que re-
sulte exactamente 12M. Suponga que los volumenes son aditivos.
b. Este ácido se utiliza para la fabricación de sulfato cálcico.
de cálcico.
La La
empresa necesita producir 7800 Kg de este compuesto. Para ellos

75
 dispone de suficiente cantidad de las dos materias primas necesa-
rias: carbonato de calcio y ácido sulfúrico. El primero se encuentra
en estado puro y el segundo es 12 M. Si se sabe que el rendimiento
de la reacción es del 84% ¿Qué volumen de disolución de ácido
sulfúrico debe emplearse?

76
UNIDAD
N° 7
Termodinámica

Resultado de aprendizaje:
Explica mediante conceptos básicos las transforma-
ciones que sufre la energía calórica en las reacciones
químicas, mediante cambios en las variables macros-
cópicas, como presión y temperatura.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

Al término de esta unidad serás capaz de:
1. Determinar masa, cantidad de sustancia y tempera-
turas finales en un proceso que se lleva a cabo en un
calorímetro.
2. Calcular variaciones de entalpía, entropía y energía
libre de Gibbs para una reacción química.
3. Determinar la espontaneidad de un proceso.
4. Calcular la variación de entalpía de reacción, usando
el método de Hess.
CONCEPTOS IMPORTANTES
Conceptos de termoquímica

La termoquímica estudia las transformaciones de energía, habitualmente

calorífica que acompañan a los procesos químicos. Algunos conceptos
importantes que debes conocer son:

• Caloría: se define como el calor necesario para elevar la temperatura

de un gramo de agua. Se usa como unidad de energía, aunque la uni-
dad internacional es Julios. Equivale a 4,18 (J).

• Calor específico (c): es la cantidad de calor necesaria para aumentar

en 1°C la temperatura de un gramo de sustancia.

Donde: c= calor especifico.

Q= calor
m= masa de la sustancia
∆t= diferencia de temperatura.
Temperatura final - Temperatura inicial.

• Capacidad calorífica molar (C): es el calor necesario para aumentar en

un grado °C la temperatura de un mol de esta.

• Calor latente de fusión: calor necesario para que 1 g de sustancia pase

del estado sólido al estado líquido, a temperatura constante.

• Calor latente de vaporización: calor necesario para que 1 g de sustan-

cia pase del estado líquido al estado vapor.

• Calor latente de sublimación: calor necesario para que un 1 g de

sustancia pase del estado sólido al estado gaseoso, a temperatura
constante.

78
• Recuerda que, si una reacción se lleva a cabo con desprendimiento
de calor, se denomina exotérmica y si absorbe calor del exterior, es
del tipo endotérmica. El efecto térmico se suele especificar como un
componente más de la reacción o escribiendo el valor de ∆H. Para va-
lores de negativos de ∆H, indica que la reacción es de tipo exotérmica
y valores positivos, sindica que la reacción es del tipo endotérmica.

• Calor de reacción: cantidad de calor relacionada con la ecuación quí-

mica balanceada. Generalmente se mide a 1 atm de presión y 25°C de
temperatura. Dependiendo del tipo de reacción química es el nombre
que recibe, por ejemplo: calor de neutralización, calor de combustión,
calor de disolución.

Conceptos de termodinámica

• Función de estado: El valor de una función de estado sólo depende del

estado actual del sistema, no de la trayectoria que el sistema siguió
para llegar a ese estado.

• Primer principio de la termodinámica: No es más que una adecuación

del principio de conservación de la energía mecánica en sistemas ter-
modinámicos. Como la energía debe conservarse, el calor (q) entre-
gado a un sistema ha de aparecer en forma de aumento de la energía
interna, o como trabajo realizado por el sistema sobre el exterior.

Convenciones de signos:

Para Signo positivo Signo negativo

q Sistema gana calor Sistema pierde calor

Trabajo realizado sobre el
w Trabajo hecho por el sistema
sistema
Ganancia de energía del Pérdida de energía del
∆E
sistema sistema

79
• Entalpía: Explica el flujo de calor en los procesos que ocurren a pre-
sión constante, cuando no sé realiza otro tipo de trabajo más que el
PV. La entalpía se denota por el símbolo H y es igual a:

Usando la ecuación 1 y sabiendo que , la ecuación 2 que-

da: , significa que el cambio de entalpía es igual al calor
ganado o perdido a presión constante.

Cuando ∆H es positivo (es decir cuando es positivo), el sistema

ha ganado calor de su entorno, por lo que es un proceso endotérmico.
Por el contrario, si ∆H es negativo (es decir cuando es negativo),
el sistema ha entregado calor de su entorno, por lo que es un proceso
exotérmico.

Si el proceso se lleva a cabo a volumen constante PV= 0, es decir no

hay trabajo, H= E y como la energía interna es igual a q, finalmente
tenemos , significa que el cambio de entalpía es igual al
calor ganado o perdido a volumen constante.

La mayoría de las reacciones químicas se producen a 1 atm (presión

constante) y si no se registra cambio de volumen , el calor
de reacción se define como la diferencia entre la suma de las ental-
pías de los productos y la suma de las entalpías de los reactantes, a
una determinada temperatura, por tanto:

Para una reacción química el valor de ∆H tiene las siguientes carac-

terísticas:
1. El valor de ∆H es proporcional a la masa de reactivos y productos.
2. El valor de ∆H es una reacción es igual y de signo opuesto al valor
de ∆H de la reacción inversa.
3. El valor de ∆H es el mismo si transcurre directamente o por etapas.

• La Ley de Hess establece que, si una reacción se realiza en varias eta-

pas, el ∆H de la reacción completa será igual a la suma de los cam-
bios de entalpía individuales. El cambio de ∆H global es independiente
de las etapas o de la trayectoria que siga la reacción.

80
• Segunda Ley de la termodinámica: Para determinar si un proceso es
espontaneo, se necesita conocer su entropía (S). La entropía está aso-
ciada al grado de aleatoriedad de un sistema o con el grado de dis-
tribución o disposición de la energía entre los diversos movimientos
de las moléculas del sistema. Un proceso espontáneo, es aquel que
ocurre por sí mismo, sin ayuda externa alguna. Ocurre en un senti-
do definido. La pérdida de energía es una característica común de un
cambio espontaneo en los sistemas mecánicos.

La variación de entropía para una reacción está dada por:

Donde la variación de entropía está dada por:

Al igual que la entalpía y entropía, la energía libre de Gibbs, para una

reacción química se determina como:

El signo de es importante para determinar si un proceso es espontá-

neo o no:
- negativo, significa que la reacción es espontanea, tal como
está escrita.
- positivo, significa que la reacción no es espontanea.
- = 0, significa que la reacción se encuentra en equilibrio.

La variación de energía libre, a temperatura constante, está relaciona-

da con las de H y S por la ecuación de Gibbs- Helmholtz:

81
EJEMPLO DE RESOLUCIÓN
1. ¿Qué cantidad de calor se necesita para convertir 2 kg de hielo de
-25°C a vapor a 100°C?

Datos:
Calor específico hielo= 2,09 J/g°C
∆H fusión hielo (calor latente de fusión) = 6,01 kJ/mol
Calor específico agua: 4,182 J/g°C
∆H vaporización agua (calor latente de vaporización) = 40,67 kJ/mol

Desarrollo:
Para resolver este ejercicio debes realizar un gráfico con la diferencia de
estado y temperatura en cada etapa. Esto simplificará la comprensión del
problema y como debes calcular el calor involucrado en cada etapa.

Figura 1: Muestra incremento de temperatura a medida que se suministra

calor al sistema.

En base a la figura, el calor en cada etapa se calcula como:

82
Importante: En los datos entregados ∆H vaporización del agua y ∆H fu-
sión del hielo tienen unidades de kJ/mol, por lo que deberás calcular los
moles de agua. No olvides de expresar los calores en las mismas unida-
des, kJ o J, para poder sumarlos.

Cálculo del calor en cada etapa:

El calor necesario para convertir 2 kg de hielo de -25°C a vapor, es de 6,1

× 106 J.

2. La reacción de gasificación del carbono es:

Las entalpías estándar de formación de CO(g) y H2O (g) son -110,525

y -241,818 kJ/mol, respectivamente, y las entropías estándar de H2 (g),
CO (g), C(s) y H2O (g) son, respectivamente, 130,684; 197,674; 5,740 y
188,825 J/K. Calcular:

∆G0 para esta reacción, a 25°C

¿Será espontanea en estas condiciones?, si no lo es, ¿a qué tempera-
tura lo será?

Desarrollo:

Importante: Recuerda que la entalpía de formación de los elementos es

cero y para aplicar la ecuación 3, debes tener en consideración los coefi-
cientes estequiométricos de las sustancias.

83
La ecuación número 3 dice que:

a.

Según la ecuación:

Reemplazando los datos entregados en el enunciado, se tiene:

Para determinar la espontaneidad de una reacción debes calcular ∆G0,

para ello necesitas ∆S0.

Para determinar ∆S0 para la ecuación química, debes usar la ecuación nú-
mero 4, dice:

Según la ecuación:

Reemplazando los datos entregados en el enunciado, se tiene:

Finalmente puedes determinar el valor de ∆G0, despejando y reemplazando

en la ecuación número 6, los valores obtenidos para ∆S0 y ∆H0

Como:

Nota: Para aplicar la fórmula anterior, los parámetros deben estar expre-
sadas en las mismas unidades en kJ o J. En este caso 131,292 kJ, se
pasaron a 131.293 J.

84
b. Dado que ∆G0 > 0, no será espontánea a 25°C. Luego:

La reacción será espontanea a una temperatura de 708°C.

3. Calcular la entalpía estándar de formación del óxido de zinc a partir de

los siguientes datos:

a. H2SO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (aq) + H2 (g)

∆H= -80,10 kcal.

b. 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

∆H= -136,6 kcal.

c. H2SO4 (aq) + ZnO (s) ZnSO4 (aq) + H2O (l)

∆H= -50,52 kcal.

Desarrollo:

Importante: Recuerda que toda operación que efectúes a la ecuación quí-

mica se lo debes hacer al valor de ∆H.

La pregunta está referida a la formación del oxido de zinc, por ello debes en-
contrar una ecuación química en los datos entregados, en donde esté ZnO
escrita en el lugar de los productos. Si no tienes la ecuación, busca una en
donde este en el lugar de los reactivos y escribes la reacción inversa.

ZnSO4 (aq) + H2O (l) H2SO4 (aq) + ZnO (s)

∆H= 50,52 kcal (valor positivo, para la reacción inversa)

Luego debes encontrar una reacción que te permita simplificar las otras
sustancias, menos el óxido de zinc, por ejemplo la reacción a.

85
H2SO4 (aq) + Zn (s) ZnSO4 (aq) + H2 (g)
∆H= -80,10 kcal.
(mismo signo y valor, no realizaste ningún cambio en la ecuación).

Para la formación del oxido, debes tener oxígeno en el lugar de reactivos.

Lo encuentras en la ecuación de la letra b. Además, necesitas simplificar
un mol de agua, por lo tanto, debes dividir por 2 la ecuación de la letra b. y
también hacerlo en el valor de ∆H.

H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l)

∆H= -68,3 kcal.

Ahora agrupando todas las ecuaciones y simplificando se tiene:

Quedando: Zn (s) + ½ O2 (g) ZnO ∆H= -97,58 kcal.

86
EJERCICIOS DE APLICACIÓN:

Calorimetría

1. ¿Cuántas calorías son necesarias para aumentar la temperatura de

3,0 Kg de aluminio de 20°C a 50°C?

2. ¿Cuál es la temperatura de equilibrio final cuando 10 mL de leche a

10°C se agregan a 160 g de café a 90°C? (Suponga que las capacida-
des caloríficas de los 2 líquidos son las mismas que el agua, e ignore
la capacidad calorífica del recipiente).

3. En un calorímetro de latón de 500 gramos se colocan 300 gramos de

agua a 10°C. ¿Qué masa de cobre a 100°C debe agregarse para que la
temperatura final de la mezcla sea de 20°C? Datos: calor específico
cobre: 0,39 J/g°C; latón: 0,39 J/g°C; agua (líquida): 4,18 J/g°C.

4. Se quema naftaleno (C10H8) en el compartimento de una bomba calori-

métrica rodeado de 2 L de agua elevándose la temperatura del sistema
en 8 °C y generándose una cantidad de calor de 74,2 kJ. Calcular: a) La
capacidad calorífica de la bomba calorimétrica. b) La cantidad de agua
a 60 °C que se podría convertir en vapor de agua a 110 °C si para ello se
empleara el calor generado en la combustión del naftaleno.

Datos: calor específico H2O líquida= 4,184 J/g°C

calor específico H2O vap= 2,092 J/g°C
∆H vap H2O= 2240 J/g

5. Se quema 1 gramo de octano (C8H18) en una bomba calorimétrica

que contiene 1,2 kg de agua. La temperatura del agua aumenta de 25
a 32,2 ºC. Sabiendo que la capacidad calorífica de la bomba es 837 J/
ºC, calcular el calor de combustión molar del octano.

Dato: calor específico H2O líquida= 4,184 J/g°C

6. En un calorímetro que contiene 200 g de agua a 21,0 °C y cuya capa-

cidad calorífica es 120 J/°C, se sumerge una pieza de metal de 85 g,
precalentada a 67,4 °C. ¿Cuál es el calor específico del metal, si la
temperatura final que alcanza el sistema es de 23,5 °C?

Dato: calor específico H2O líquida= 4,184 J/g°C

87
7. ¿Qué cantidad de calor se desprenderá cuando se queman 10 g de
hidrógeno? La ecuación termoquímica correspondiente es:

8. ¿Qué cantidad de calor se desprenderá cuando se queman 10 litros de

hidrógeno medidos en CNPT (condiciones normales de presión y tem-
peratura), suponiendo que el vapor de agua producido en la reacción
se condensa?

9. Determine el calor que se necesita para transformar un trozo de 500 g

de hielo, que está a -5°C, en vapor de agua a 100°C.

Datos: Calor específico hielo= 2,09 J/g°C

∆H fusión hielo (calor latente de fusión) = 6,01 kJ/mol

Calor específico agua: 4,182 J/g°C

∆H vaporización agua (calor latente de vaporización) = 40,67 kJ/mol

Termodinámica

1. Encontrar la variación de energía interna de un sistema que absorbe

500 cal y realiza un trabajo de 40 J.

2. En la siguiente transformación adiabática, determinar la variación de

energía interna de un gas que produce en una expansión adiabática
0,5 J de trabajo exterior.

3. Una persona de 80 Kg que intenta bajar de peso desea subir una mon-
taña para quemar el equivalente a una gran rebanada de pastel de cho-
colate, tasada en 700 calorías (alimenticias) ¿Cuánto debe ascender
la persona?

4. Se tiene un helio con un volumen inicial de 1,0 L y una presión inicial de

10,0 atm. Se expande hasta un volumen final de 1,00 m³. La relación
entre presión y el volumen durante la expansión es PV= cte. Determine:

a. El valor de la constante (PV).

b. La presión final.
c. El trabajo hecho por el helio durante la exposición.

88
5. Se sitúa 15 L de gas ideal en un recipiente a 27°C. El recipiente cuenta
con un pistón móvil libre de rozamiento. La presión en el exterior se
mantiene cte. a 750 mmHg. Determine si se eleva la temperatura a
190°C.

a. El trabajo realizado en el proceso

b. La variación de energía interna que tiene lugar.
c. El calor transferido durante el mismo.

6. De cada uno de los siguientes pares de compuestos ¿Cuál tendrá ma-

yor entropía? Justifique su respuesta.

a. NaCl (s) o FeCl3 (s)

b. CH3 (l) o CH3CH2I (l)
c. NaCl (s) o NaCl (aq)
d. Cl2(g) o P4 (g)
e. Ag (s) o Hg (l)

7. De la reacción de hidrogenación de octeno, C6H16 (g), para dar octano,

C8H18 (g), según:

Se tiene la siguiente información:

Sustancia ∆H0f (kJ/mol) S 0f (J/K mol)

Octeno -82,93 462,8

Octano -208,45 463,6

Hidrógeno 0 130,684

Calcular para dicha reacción:

a. ∆H0°
b. ∆S0°
° a 25°C
c. ∆G0,

8. El combustible utilizado en lo motores de los cohetes Apolo 11 y 12 fue

la combinación de dimetilhidracina (CH3)2NNH2, y tetróxido de dinitró-
geno. Estas sustancias se queman según la siguiente reacción:

89
 D a t o s :
Entalpías de Entropías
Sustancia
formación kcal/mol (cal/mol K)
Dimetilhidracina 11,8 51,7
Tetróxido de
-4,66 52
dinitrógeno
Agua -57,8 45,1
Dióxido de carbono -94,1 51,1
Nitrógeno 0 45,8

Determine:
₂ ₄ se necesitan para reaccionar con 2
a. ¿Cuántos kilogramos de N2O4
kg de dimetilhidracina?
b. Calcular ∆H0 y ∆G0 para esta reacción.
c. ¿Es espontanea?

9. La tostación de la pirita se produce según:

a. Calcular la entalpía estándar de reacción

b. Calcular la cantidad de calor, a presión constante, desprendida en
la combustión de 25 g de pirita del 90% de pureza.

Datos: FeS2 (s) : ∆Hf0=

f -177,5 (kJ/mol)
Fe2S3
O₃(s) : ∆Hf0= -822,2 (kJ/mol)
SO2 (g) : ∆Hf0= -296,8 (kJ/mol)

10. Calcule la entalpía de reacción estándar a 298 K para la siguiente re-

acción:

a partir de los datos de la tabla de entalpías de formación estándar

Sustancia ° (kJ/mol)
∆H0f
₄ (g)
CH4 -74,81
CO2
₂ (g) -393,51
H2O
₂ (g) -241,82
H2O
₂ (l) -285,83

90
Ley de Hess

1. Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la siguiente reacción

de fotosíntesis:

a. Calcule la energía necesaria para obtener 1 g de glucosa.

b. Calcule la entalpía de formación de la glucosa si las entalpías de
formación del dióxido de carbono gaseoso y del agua líquida son,
respectivamente: - 393,5 kJ/mol y - 285,5 kJ/mol

2. Calcular el ∆H de formación del propano, C3H8, utilizando los siguien-

tes datos:

3. La fermentación de la glucosa C6H12O6, produce alcohol etílico, C₂H₅OH

C2HO y y
dióxido de carbono, el calor de combustión de la glucosa es -3,74 kcal/
mol, el del etanol es -7,11 kcal/mol.
kcal/g. Determine el el
Determine calor dede
calor fermentación de
fermentación
deglucosa.
la la glucosa.

4. Calcular el calor de formación del acetileno (etino, C2H2), conocidos

los calores de formación del H2O(l) y del CO2 (g).

Datos: ∆H0f H2O (g): -241,8 kJ/mol

∆H0f CO2(g): -393,13 kJ/mol
∆H0 combustión C2H2 (g): -1300 kJ/mol

5. Calcular a través de la Ley de Hess, el cambio de entalpia para la si-

guiente reacción:

Datos: FeO
Fe (s) + H2 (g) Fe (s) + H2O (g) ∆H0 reacción= 24,7 kJ
3FeO (s) + ½ O2 (g) Fe3O4 (s) ∆H0 reacción= -317,6 kJ
H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (g) ∆H0 reacción= -241,8 Kj

Además, indique si la reacción es endotérmica o exotérmica.

6. Calcule la entalpía de combustión del metanol (CH3OH) a partir de

los siguientes datos de ental-pías de formación estándar: metanol =
-238,7 kJ/mol, CO2 (g) = -397,7 kJ/mol; agua (l) = -286,0 kJ/mol.

91
UNIDAD
N° 8
Cinética química

Objetivo de aprendizaje:
Determina la ley de velocidad y parámetros cinéticos de
una reacción química a una determinada temperatura.

¿Qué aprenderé en esta unidad?

Al término de esta unidad serás capaz de:
1. Determinar la concentración de un reactante transcu-
rrido un cierto tiempo y el tiempo que transcurrirá para
que su concentración disminuya a un cierto valor.
2. Calcular el tiempo de vida media de un reactivo y cons-
tante de velocidad para una determinada reacción.
3. Determinar la energía de activación de una reacción.
CONCEPTOS IMPORTANTES
Cinética química: Es el estudio de las velocidades de las reacciones quí-
micas y de los factores que dependen dichas velocidades.

Velocidad de reacción: Es la variación de la concentración de una de las

sustancias que intervienen en dicha reacción en el tiempo.

Para la reacción:

Las velocidades de reacción referidas a cada componente son:

Nota: El signo negativo en las velocidades referidas a reactivos permite

que la velocidad de reacción sea siempre una magnitud positiva.

La relación entre la velocidad de reacción y las concentraciones de los

reactivos viene dada por la ecuación cinética o ley diferencial de velocidad,
que se determina experimentalmente para cada reacción.

La forma general de una ecuación cinética es:

Donde:

k: constante de velocidad

X e Y : orden parcial (es el exponente al que esta elevada sus

concentraciones en la ecuación cinética).

[A] y [B]: concentración de cada reactante que participa en la reacción.

Orden de la reacción: es la suma de los índices o exponentes de los

términos de concentración en la expresión que determina la velocidad de
una reacción química. La determinación se realiza mediante inspección de
los datos experimentales o bien por ecuaciones algebraicas.

93
A continuación, se muestra las expresiones de velocidad y el tiempo de
vida media para reacciones de orden cero, uno y dos.

Ecuaciones claves:

Ley de velocidad Tiempos de vida media

Orden 0

Orden 1

Orden 2

Tabla 1: Formas integradas de la ley de velocidad y relación de vida media

con la constante de velocidad.

94
EJEMPLO DE RESOLUCIÓN
1. De una reacción química entre dos reactivos A y B, se han obtenido los
siguientes datos:
Experimento [A]0 M [B]0 M V0 Ms-1

1 0,10 0,20 32

2 0,10 0,10 8

3 O,30 0,10 24

a. Escribir la ecuación de velocidad

b. Determinar el orden de la reacción.
c. Averiguar la velocidad inicial de la reacción si [A]0= 0,20 M y
[B]0= 0,20 M
d. Hallar la concentración inicial de B necesaria para que la velocidad
inicial sea
6 ×102 mol/(L× min) si [A]0= 0,30 M.

Desarrollo:

a. La ecuación de velocidad es:

Para determinar X e Y debes elegir dos experimentos de la tabla. Fíja-

te que en ambos tengas igual concentración de uno de los reactivos,
para luego simplificarlo.

Ejemplo, si eliges el experimento 1 y 2, se tiene:

Dividiendo cada miembro de la ecuación. Obtendrás:

95
 Para que la igualdad se cumpla Y debe ser dos.

De igual forma debes hacer, para determinar el valor de X. Si tomas los

valores de los experimentos 3 y 2, tienes:

Para que la igualdad se cumpla X debe ser uno.

La ecuación de la velocidad es:

Nota: el exponente 1 no es necesario escribirlo.

Ahora debes determinar el valor de la constante, con cualquiera ex-

perimento.

Tomado los datos del experimento 1:

Despejando k:

Solo para que te des cuenta de que, con cualquiera de los experimen-
tos, llegas al mismo valor de la constante. Lo haremos con los datos
del experimento 2.

Despejando k:

96
Finamente, la ecuación de velocidad para la reacción es:

b. El orden de la reacción se obtiene sumando los valores de X e Y. En

este caso el orden de la reacción es 3

c. Reemplazando en la ecuación de velocidad para la reacción, las

concentraciones de A y B, tenemos:

d. Primero debes indicar la velocidad en las unidades adecuadas:

Sustituimos en la ecuación de velocidad:

De donde:

97
EJERCICIOS DE APLICACIÓN:
1. Con los datos de la siguiente tabla:
[F2] M [ClO2] M v (M/s)

0,1 0,01 1,2 × 10-3

0,1 0,04 4,8 × 10-3

0,2 0,01 2,4 × 10-3

Calcular la velocidad de la reacción en el momento en que [F2]=0,01 M

y [ClO2]=0,02 M

2. Una de las reacciones que participa en la destrucción de la capa de

ozono es:

Experimento [NO]0 M [O3]0 M v0 (M/s)

1 1,5 × 10-5 2,3 × 10-5 7,6 × 10-3
2 1,5 × 10-5 6,9 × 10-5 2,3 × 10-2
3 4,5 × 10-5 6,9 × 10-5 6,8 × 10-2

Calcular el valor de la constante de velocidad a 25°C y determine le

ecuación de velocidad.

3. La reacción 2A+ B C es de orden uno respecto de A y de orden

2 respecto a B. La constante de velocidad tiene un valor de 5,1 × 10-3
M2s, a cierta temperatura. Calcular la velocidad de reacción cuando
las concentraciones de A y B son respectivamente 0,01 y 0,02 M.

4. La constante de rapidez para la reacción de segundo orden:

2NO2 (g) 2 NO (g) + O2 (g)

Es de 0,54 M-1 s-1 a 300°C. ¿Cuánto tiempo tomará (en segundos) para
que la concentración de NO2 disminuya desde 0,62 M a 0,28M?

5. La ley de velocidad para la reacción:

NH4+ (ac) + NO2- (ac) N2 (g) + 2H2O(l)

98
 Está dada por: v = K [NH4+] [NO2] a 25°C, la constante de velocidad es
3,0 × 10-4 M/s. Calcule la velocidad de la reacción a esa temperatura si
[NH4+]= 0,26 M y [NO2]= 0,08 M

6. El cloruro de sulfurilo (SO2Cl2) se descompone en SO2 y Cl2 mediante

la siguiente reacción:

SO2Cl2 (g) SO2 (g) + Cl2 (g)

Los datos de la reacción a 320°C se muestran en la siguiente tabla:

Experimento [SO2Cl2]0 M V0 M/s

1 0,0050 1,10 × 10-7

2 0,0075 1,65 × 10-7

3 0,0100 2,20 × 10-7

4 0,0125 2,75× 10-7

Calcule el orden de la reacción con respecto al cloruro de sulfurilo y

determine la constante de velocidad.

7. Si una muestra de cloruro de etilo (CH3CH2Cl) con una concentración de

0,0200 M se calienta a 650°C ¿Cuál es la concentración de cloruro de
etilo, después de 10 horas? ¿Cuántas horas a 650°C deben transcurrir
para que la concentración disminuya a 0,005M k= 1,6 × 10-6 s-1?

8. La descomposición de cierto insecticida en agua sigue una cinética

de primer orden, con una velocidad constante de 1,45 años-1 a 12 °C.
Una cantidad de este insecticida se vierte en un lago el 1 de junio dan-
do lugar a una concentración de 5,0 × 10-7 g/cm3. Suponga que la tem-
peratura media del lago es de 12°C. Determine:

a. La concentración del insecticida el 1 de junio del año siguiente.

b. El tiempo que tardará la concentración del insecticida en bajar a
3,0 × 10-7 g/cm3

9. La descomposición del pentóxido de nitrógeno sigue una cinética de

primer orden:

2N2O5 (g) 4 NO2 (g) + O2 (g)

99
 La constante de velocidad a 70°C es 6,82 × 10-2 s-1. La reacción de ini-
cia colocando 0, 3 moles de N2O5 en un recipiente de 500 mL.

a. ¿Cuántos segundos se requiere para que la concentración de N2O4

disminuya a 0,19 M?
b. Determine la vida media de la reacción.

10. La constante de velocidad para la reacción de descomposición del

acetaldehído.

CH3CHO (ac) CH4 (g) + CO (g)

a la temperatura de 759K es 0,105 L/mol× s y a 791 K es 0,343 L/

mol×s. Determine:

a. La energía de activación de la reacción.

b. El factor A de la ecuación de Arrhenius.
c. La constante de velocidad a 820 K.

11. La reacción:

PH3 (g) + B2H6 (g) H3PBH3 (g) + BH3 (g)

Tiene una energía de activación de 48,0 kJ. Se midió la velocidad de

reacción a 298K. ¿A qué temperatura se duplicará la velocidad de re-
acción media?

12. De acuerdo con sus energías de activación, sus cambios de energías

y asumiendo que todos los factores de colisión son los mismos, ¿Cuál
de las siguientes reacciones será la más rápida y cuál será la más
lenta? Explique su respuesta.

a. Ea= 45 kJ/mol; ∆E= -25 kJ/mol

b. Ea= 35 kJ/mol; ∆E= -10 kJ/mol
c. Ea= 55 kJ/mol; ∆E= -10 kJ/mol

13. Una reacción de primer orden tiene una constante de velocidad de

2,75 × 10-2 s1 a 20°C. ¿Cuál es el valor a 60°C si a. Ea= 75,5 kJ/mol b.
Ea= 125 kJ/mol?

100
RESPUESTAS
RESPUESTAS UNIDAD 1
Decimales en la química y conversión de unidades

Pasos para una resolución ordenada

1.
Masa probeta vacía 52,0 g
Volumen de liquido 50,0 mL
Masa probeta con líquido 106,0 g

2. La densidad del líquido.

3. Masa y volumen del líquido.

4. Restando.

5. 1,08 g/mL

6. 1,1 g/mL

7. 1,1 kg/L

Ejercicios de aplicación:

1. a) 4,56 × 10-4
b) 5,6
5,6 × 100
10⁰
c) 3,4 × 10⁶
106
d) 1,234 × 10-4
e) 3560
f) 1,23

2.
Magnitud física Unidades Símbolo
Masa Gramos, miligramos, tonelada g, mg, ton
Temperatura Kelvin, Celsius, Fahrenheit K, °C,
C, FF
Cantidad de sustancia Mol n

102
 Atmosfera, milímetros de Atm, mmHg,
mm
Presión Pa Hg, Pa
mercurio, pascal de
Litros, mililitros, centímetros
Volumen L, mL, cm³
cúbicos
Calor Joules, caloría J, cal

3. a. 1,5 km/h
Nada
b. 1,12 h
c. 5,97 × 10³0 mg
d. 1,9 g/mL
e. 1,5 × 10⁶
105 pg
f. 2 mL
g. 1,46 m/seg
h. 3,45 × 10-5 cm
i. 6,7 × 10-² Kj
j. 10¹ JJ
3,77× 101

Ejercicios de mayor complejidad

1. 76,9 g
2. Quedan en el frasco 375 g de reactivo.
3. No, la paciente no sufre de anemia hipercrónica, ya que se encuentra
en el rango normal.
4. Debe comprar 48 tabletas para el mes. La temperatura de
almacenamiento es de 25°C.

103
RESPUESTAS UNIDAD 2
Conceptos fundamentales

Crucigrama

1. Isótopo.
2. Vaporización.
3. Kilogramo
4. Alcalinos térreos
5. Hidrógeno.
6. Halógenos
7. Carbono
8. Agua
9. Químicos.
10. Molécula
11. Elemento
12. Protón
13. Bronce
14. Heterogénea
Homogénea
15. Cloruro de sodio.

Ejercicios de aplicación:

1. a. Químico
b. Físico
c. Químico
d. Físico
e. Físico
f. Físico
g. Físico

2. a. Elemento
b. Compuesto.
c. Compuesto.
d. Compuesto.
e. Elemento.
f. Compuesto.
g. Elemento.

104
3.

A Z Protones Electrones Neutrones Carga

96 42 42 42 54 0

108 47 47 46 61 +1

127 53 53 54 74 -1

4.
Masa de un átomo Masa de una Masa molar
Sustancia
(uma) molécula (uma) (g/mol)
Magnesio
24,3 24,3 24,3
(Mg)
Ácido nítrico
- 63 63
HNO3
Hidruro de litio
- 8 8
(LiH)
Sulfato de níquel
- 405,4 405,4
(III) Ni2 (SO4)3

5. a. 14
16 átomos.
b. 33 átomos.
c. 9,63 × 10²4 átomos.
d. 16 moles de átomos de carbono.

3,0845 moles.
6. a. 5,9524
b. 1,857
3,583 × 10²4 moléculas.
c. 2,15
2,043× ×10²5
10²⁵átomos
átomostotales.
totales.

7. 80,25% de C; 9,55 % de H y 10,19% de O.

8. Fórmula empírica: C3H4O Fórmula molecular: C6H8O2

105
9. Fórmula empírica: C3H6O
Fórmula molecular: C6H12O2
Masa molar aproximada 116 g/mol.

10. Masa promedio 63,211u

11. La masa delde

Abundancia segundo isótopo
10-B 19,90 es 10,9895de
% y abundancia u 11-B 80,1 %

12. Laa. C2H5

masa del segundo isótopo es 10,9895 u
b. 82,76% C y 17,24% H
13. a.c. C4H10
Fórmula empírica: C2H5
b. 82,76% de C y 17,24 % de H
c. C4H10
13. Fórmula molecular: FeC₂O₄

14.
14. Fórmula molecular:
La longitud de ondaFeC2O4
es de 102,58 nm

106
RESPUESTAS UNIDAD 3
Nomenclatura inorgánica

1. 1. Na2SO4 16. SO
2. NH4Cl 17. MgSO3
3. NaClO 18. Al2O3
4. H2SO4 19. CO
5. HNO3 20. CO2
6. H2S 21. CuO
7. HClO 22. KMnO4
8. LiOH 23. H2CO2
9. Pb (OH)4 24. Cl2O7
10. Al (OH)3 25. CaHPO4
11. CaO2 26. SiO2
12. H2O2 27. H3PO4
13. NH3 28. HClO4
14. PbO 29. ZnBr2
15. NiO 30. NiCl3

2. a. Yodato de cromo (III)

b. Carbonato de potasio.
c. Ácido permangánico.
d. Óxido de cloro (V)- Óxido clórico. Puedes reemplazar la palabra
óxido, por anhidrido.
e. Óxido de cloro (VII)- Óxido perclórico. Puedes reemplazar la
palabra óxido, por anhidrido.
f. Óxido de nitrógeno (V)- Óxido nítrico. Puedes reemplazar la
palabra óxido, por anhidrido.
g. Dióxido de nitrógeno.
h. Ácido sulfhídrico.
i. Ácido bromhídrico.
j. Hidruro de sodio.
k. Hidruro de aluminio.
l. Óxido de calcio.
m. Óxido de litio.
n. Trióxido de diplomo.
o. Óxido de níquel (III)-Óxido niquélico.
p. Óxido de bismuto (V)- Pentóxido de dibismuto.
q. Hidróxido de calcio.

107
3. a. 2
b. 1
c. 3
d. 2
e. 5
f. 5
g. 5
h. 6
i. 5

4. a. AgNO3 + Cu Cu (NO3)2 + Ag

b. Ca (OH)2 CaO + H2O

c. Al2(SO4)3 + NaCl Na2SO4 + AlCl₃

AgCl

d. NO2 + NH3 N2 + H2O

e. Ag2SO4 + NaCl AgCl + Na2SO4

f. KClO₃
KClO4 (s) KCl (s)+ O2(g)

108
RESPUESTAS UNIDAD 4
Estequiometría

1. a. 2H3PO4 + 3 Li2O 3H20 + 2 Li3PO4

b. CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2

c. Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

d. 2KMnO4 + 5C2H2O4 + 6HCl 10CO2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

e. 6NO2 + 83NH3 75N2 +12

6 H2O

2. a. 160 g de Fe2(SO4)3
b. 1,2 moles de H2O

3. a. 1,525 moles
1,5625 molesdedeH2O
H₂O
b. 28,1 g de H2O
c. Se consumen 1,5625 moles de H2

4. Reactivo en exceso CaO. Sobran 0,8284 moles

5. a. 80,6667
molesmoles
de Cl₂
de Cl2
b. 47,3 g g
567,2 dede
Cl2Cl₂

6. a. Reactivo limitante es C7H6O3

b. 26,112 g de C4H6O3
c. 130,428 g C9H804

7. a. 4,41 g de NO
b. 5,884 g de O2
c. 0,7512 g de NO
d. Reactivo limitante O2 - Reactivo en exceso NH3
e. 1,0737 g de NH3

8. 190,21 g de Fe2O3

9. 1,1416
0,568 ggde
deNiNi

10. 383,66 g de CO2

109
RESPUESTAS UNIDAD 5
Disoluciones y formas de expresar la concentración

1. a. 5,84% m/m
b. 1,12
4M
c. 1,160 m
d. Xsoluto = 0,02045; Xagua= 0,9795
e. ppm = 58422,6 mg/Kg; ppm = 60000
1 mg/L
f. 6% m/v

2. a. 2,457 M
b. 3,04 m
c. X sto = 0,05192
d. 14,25 % m/v
e. 19 % v/v

3. 5,735 mL

4. 7,2 g

5. Disolver 45 g de NaCl en una cantidad determinada de agua, hasta

completa disolución. Luego agregar suficiente agua para completar
un volumen de 5 L.

6. 3,14 M

7. 10% v/v

8. 748 g de 4,276
Disolver NaOHg de NaOH en 1L de gua destilada, finalmente verter
TODA esta solución sobre el ácido derramado.

9. a. 20,2 % m/m
b. 26% m/v
c. 2,61 M
d. 2,58 m
e. 0,044
f. 0,96
56

10. 105714
105,7 g/L
ppm y 105,7 g/L

11. 1,71 M

110
12. a. 1061,6
3,8
433 mL mL de disolución
de disolución A A
b. 3,8 mL de disolución A
196
c. 11 mLmL
10,7 dede
disolución AA
disolución

13. Los
Lossedimentos arrojanseuna
metales pesados mayor concentración
encuentran del máximo
en concentraciones que superan
el máximoLa
permitido. permitido. La vida no prosperaría
vida no prosperaría en estas condiciones.
en estas condiciones.

14. 302
52,8gg

15. 0,9113 g de alcohol etílico

16. 5 mg

17. a. No tienen la misma molaridad

b. Si tienen la misma molalidad
c. Tendrán igual % p/p pero distinto % p/v

111
RESPUESTAS UNIDAD 6
Gases

1. 192 mL o 0,192 L

2. 0,265 L o 265 mL

3. 56,1 °C

4. Formula Empírica: CH3 y Formula Molecular: C2H6

5. CO2

6. 4,58 x 10-³ mol o 4,58 mmol

7. MM = 81 g/mol

8. a. PP (total) = 2,1648 atm; P (eteno) = P (propano) = 0,197 atm; P (oxígeno) = 1,7712 atm
(total)= 1,968 atm; P (eteno) = 0,1968 atm; P (oxígeno) = 1,7712 atm
b. P post reacción = 2,7552
2,3616 atm
c. P mezcla = 7,099
6,0862atm
atm

9. SO3

10. a.
a.moléculas
Número dede O2 = 1,022x10²²
moléculas moléculas
de oxígeno 1,03 × 1022
b.P4887,2
b. atm
= 1,094 atm

11. a. gramos de N2 = 17,19 g; gramos de Ar = 16,37 g

b. P N2 = 1 atm; P Ar = 0,6504 atm
c. P = 1,6504 atm

12. 28-35 días

13. 44,60 mmHg ó 0,058 atm

14. 8962,8 L u 8,9628 m³

112
RESPUESTAS EJERCICIOS COMBINADOS
Estequiometría, gases y disoluciones

1. a. 236,751 g de soda Solvay

b. 4,065 moles de HCl
c. 36,585 g de H2O

2. 4,3022 g de H3PO4

3. a. 53,2245
99,8 g deg CaCl₂
de CaCl2
b. 0,13 mL
43980 mL
c. 326 mL de disolución ácida.

4. 18,177 g de PbI2

5. a. 3,8857ggde
5,1729 deMnO₂
MnO2
b. 0,1 L mL de H₂O₂
10,12

6. a) 3FeS + 8HNO3 3FeSO4 + 4H2O +8NO

b) 2,78 L de NO.

7. 1,68 n/L
mol

8. 205 kg de
97,392 Kg blenda.
de blenda

9. El volumen es de 1 L KOH 0,5M.

10. 420 mL de HCl 1M.

11. a. 15 moles de Na2SO4

b. 16 moles de Na2SO4
c. 15 moles de Na2SO4

La alternativa que permite una mayor cantidad de producto es la

letra b.

12. a. 108,2 mL de HCl

b. 71,02 g de Na2CO3
c. 78,39 g de NaCl

13. a. 3819 gg de C9H10O

3908
b. 61,4% de rendimiento.

113
14. a. 0,7356 L= 736 mL
b. 3,6 g de Al2(SO4)3× H2O
c. Reactivo limitante es el Al, sobrando 0,202
5,4594moles.
g.

15. a. Zn + 2HCl ZnCl2 + H2

b. 11,32 M
c. 95,41% de pureza.
d. 19,30 L de H2

16. a. 324151,5
971 kg de
g oroca
324,15 Kg de roca
b. 96962
291 LmL
deoH2SO4 al 93%
97 L de H2SO4 al 93%
c. los12,6% S; 23,7 % Ca;
mismos porcentajes 12,3% P.

17. a. 2,35××105
2,35 10² LL H2SO4 al 90%
de H₂S0₄ al 90%
b. 5690 L de H2SO4 al 12 M

114
RESPUESTAS UNIDAD 7
Termodinámica

Calorimetría:

19530 calorías
1. 19350

2. 90,6°C
85,3°C

3. 464,4 g

4. a. 907J/°C
b. 30,6 g

5. -4,8 x 10³ kJ/mol

6. c metal: 0,64 J/g°C

7. 289 kcal

8. 30,5 kcal

9. 1,51 × 106 J

Termodinámica:

1. 490,4
332,6cal
cal

2. -0,5 J

3. 3,74
1320m/s
m

4. a. 10 L*atm
b. 0,01 atm
c. 1,0122
7,00 kJkJ

5. a. 814
813,93
J J
b.1218,77
2031,8 JJ
c. 2031,77
2845,7J J

6. Consultar apuntes

7. -125520 j/mol, -129,889 J/mol x K , -86,814 kJ/mol

115
8. a. 6,1 ×kg10³
de gN₂0₄
N2O3
b. dH
-421,9 kcal kcal/mol; dG = -516 kcal/mol
= -421,9
c. -343,21 kcal es espontánea.
La reacción

a. -3308,8
9. -2831,6 kJ kJ/mol
b. se desprenden 621,06 kJ
10. -890,36 kJ/mol

Ley de Hess:

1. a. 15,63
15,63 kJKj
b. -1261 kJ/mol
2. 103,8 Kj/mol

3. 10,48
-19,08kJ/mol
kcal/mol

4. ∆H0f = +272 kJ/mol

5. ∆H0 reacción= -149,9 kJ. La reacción es exotérmica, ∆H0 es negativo.

6. -731 kJ

116
RESPUESTAS UNIDAD 8
Cinética química

1. La reacción es de orden 2, k=1,2 L/mol ×s v= 2,4× 10-4 mol/L× s

2. v= k[NO]×[O3] k= 2,2× 107 L/mol s

3. v= 2,04 × 10-8 mol/L× s

4. t=3,63 s

5. t=3,63 s

6. La reacción es de primer orden y la k= 1,5 × 10-3 min-1

7. [CH3CH2Cl] 10h= 0,0189 M, t= 2,4 × 102 h

8. a. [insecticida]t=1 año= 1,2 × 10-7 g/cm3

b. 0,35 años.

9. a. 16,8 s
b. 10,16 s

10. a. 184,7 kJ/mol

b. 5,4 × 1011 L/mol s
c. 0,91 L/mol s

11. 309 K

12. La reacción b) es la más rápida y c) es la más lenta.

13. a. 1,1 s-1

b. 13 s-1

117
REFERENCIAS
FOTOS
https://www.cromtek.cl/balanzas-analiticas/
https://www.mt.com/
https://www.tecconcursos.com.br/questoes/892919
https://briendsrl.com/productos/densimetro/
https://www.tplaboratorioquimico.com/
https://recursos.mec.edu.py/
http://www.grafmanlleu.com/

LIBROS
Brown, T., LeMay, H.E. Jr., Bursten, B., & Murphy, C (2011). Química: La
Ciencia Central. Decimoprimera Edición, Pearson Educación.
Chang, R. (2007). Química. Novena Edición, McGraw-Hill.
Ganuza, J., Casa, P & Queipo, M. (1994). Química. Primera Edición,
McGraw-Hill.
Ramírez, V. (2014). Química 2. Primera edición, Grupo Editorial Patria.
Bouyssieres, L. & Melo, A. y otros (2016). Química General. Séptima
Edición. Universidad de Santiago de Chile, Facultad de Química y Biología.

PÁGINAS WEB
https://www.academia.edu/
https://web-argitalpena.adm.ehu.es/pdf/UWLGQU7230.pdf
https://es.slideshare.net/
https://diq.ua.es/es/documentos/materiales-quimica/cuestiones-y-
problemas-de-las-olimpiadas-de-quimica-parte-4.pdf
https://diq.ua.es/es/documentos/materiales-quimica/cuestiones-y-
problemas-de-las-olimpiadas-de-quimica-parte-1.pdf

Se agradece especialmente la colaboración prestada por la Dra. Ana

María Rufs.

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