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QUÍMICA
Autores:
Los Autores
CONTENIDO
Unidad 1
Introducción a la química………………………………………………………..…………..pág. 1
1.1 Clasificación de la Materia
1.2 Propiedades de la Materia
1.3 Cambios físicos y químicos
1.4 Estados de la Materia
1.5 Densidad y Gravedad Específica
1.6 Temperatura
1.7 Análisis Dimensional y Factores de Conversión
1.8 Sistema Internacional de Unidades
1.9 Notación Científica
1.10 Problemas Adicionales
1.11 Autoevaluación
Unidad 2
Estructura de los Átomos…………………………………………………………………..pág. 15
2.1 El Átomo
2.2 Partículas Subatómicas, Radiactividad, Rayos X y Modelos Atómicos
2.3 Estructura Nuclear
2.4 Espectros Atómicos, Ondas
2.5 La Mecánica Cuántica: Cuantos, Fotones, Efecto Fotoeléctrico, Niveles de Energía del Átomo y
Ondas de de Broglie.
2.6 Números Cuánticos, Orbitales Atómicos, Configuraciones Electrónicas y Orbitales de Valencia
2.7 Problemas Adicionales
2.8 Autoevaluación
Unidad 3
Enlace Químico……………………………………………..………………………………..pág. 27
3.1 Introducción
3.2 Electronegatividad
3.3 Símbolos de Lewis y La Regla del Octeto
3.4 Tipos de Enlace: Iónico y Covalente
3.5 Estructuras de Lewis y Números de Oxidación
3.6 Polaridad del Enlace Covalente, Resonancia
3.7 Formas Moleculares y Fuerzas Intermoleculares
3.8 Problemas Adicionales
Unidad 4
Átomos y Moléculas: Fundamentos de Estequiometría……………………….……….…..pág. 37
4.1 Masas Atómicas, Composición, Abundancia Isotópica y Masas Moleculares
4.2 El mol, Numero de Avogadro y Volumen Molar
4.3 Leyes fundamentales de la química
4.4 Composición Porcentual, Formulas Empíricas y Moleculares
4.5 Problemas Adicionales
4.6 Autoevaluación
Unidad 5
iii
Unidad 6
Cálculos Químicos, Estequiometría…………………………………………………………..pág.57
6.1 Introducción
6.2 Pureza de las Sustancias
6.3 Estequiometría de las Reacciones
6.4 Reactivo Limitante y Rendimiento
6.5 Problemas Adicionales
6.6 Autoevaluación
Unidad 7
Gases Ideales……………………………………………………………………………....…..pág. 69
7.1 Introducción
7.2 Propiedades de los gases
7.3 Leyes de los Gases: Ley de Boyle, Gay-Lussac, y Combinada
7.4 Ecuación de Estado de los Gases Ideales
7.5 Ley de las Presiones Parciales de Dalton y Recolección de Gases sobre agua
7.6 Ley de Difusión de Graham
7.7 Estequiometría Gaseosa
7.8 Problemas Adicionales
7.9 Autoevaluación
Unidad 8
Soluciones ……………………………………………………………………………..…..pág. 83
8.1 Introducción
8.2 Concentración de las Soluciones: Soluto/Solvente y Soluto/Solución
8.3 Preparación, Dilución y Mezcla de Soluciones
8.4 Estequiometria de las Soluciones, Valoraciones o Titulaciones
8.5 Propiedades coligativas
8.6 Problemas Adicionales
8.7 Autoevaluación
Unidad 9
Termoquímica…………………………………………………………………………..….…..pág. 99
9.1 Introducción
9.2 Energía: Unidades
9.3 Ecuaciones Termoquímicas
9.4 Leyes Termoquímicas
9.5 Estequiometría de las Reacciones Termoquímicas
Anexos…………………………………………………………………………………….…..pág. 102
iv
Unidad 1
Introducción a la química.
1.1 Clasificación de la Materia.
La química es la ciencia que describe la materia, sus propiedades físicas y químicas, los
cambios que experimenta, el comportamiento y las transformaciones intrínsecas que sufre, además
de las variaciones de energía que están involucrados en dichos procesos.
Materia
Todo lo que ocupa un
lugar en el espacio
Sustancias Mezclas
Materia conformada Formado por dos o
por un solo tipo de más sustancias.
átomos o moléculas.
Materia.- Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio, por tanto es todo aquello
que existe en el universo
Masa y peso son dos términos diferentes, pero que se relacionan de la siguiente manera:
Masa.- Es una medida de la cantidad de materia
Peso.- Es la fuerza que ejerza la gravedad sobre un objeto de masa m
1
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
Compuestos: son combinaciones químicas perfectamente homogéneas de
varios átomos de distintos elementos ej.Na2CO3, CH3COOH, C12H22O11, H2O,
NH3, etc.
Mezcla.- estas no tienen composición constante, por ejemplo una taza de
café, todas las tazas de café tienen distintas composiciones, y en
consecuencia sus propiedades son variables.
Problemas Resueltos
1. Identificar cada una de las sustancias siguientes como un gas, un líquido, o un sólido bajo
condiciones ordinarias:
a) Oro b) Etanol c) Helio
d) Bromo e) Monóxido de carbono, CO
Solución:
a) El oro, según la Tabla Periódica de los Elementos es un elemento metálico que se
encuentra en estado sólido
b) El etanol es el alcohol que se encuentra presente en muchas bebidas alcohólicas, como el
whisky, vodka, ron, cerveza, los cuales son preferentemente líquidos.
c) El helio es un gas, que se utiliza para inflar globos. Este elemento monoatómico se
encuentra en el grupo 18 de la Tabla Periódica, la cual también nos indica que se trata de un
gas.
d) El bromo es el único elemento no metálico líquido, en condiciones normales que se en-
cuentra en la Tabla Periódica.
e) El monóxido de carbono es un compuesto gaseoso, que resulta de la mala combustión de
carbón o algún hidrocarburo.
Problemas Propuestos
1. Definir en forma clara y concisa los siguientes términos, y dar dos ejemplos ilustrativos de
cada uno:
a) Sustancia b) Mezcla c) Elemento d) Compuesto
2. Clasificar cada uno de los siguientes materiales como elemento, compuesto o mezcla, e indi-
car por qué motivo:
a) Bronce, b)Té, c)Uranio, d) Mineral de Fe, e) Metano y f) Dióxido de carbono
3. ¿Qué diferencia hay entre mezcla homogénea y heterogénea? Dar dos ejemplos de cada una.
Para diferenciar las muestras de diferentes tipos de materia se determina y comparan sus
propiedades, entre ellas están las propiedades físicas y químicas.
Las propiedades físicas: Son aquellas que se pueden medir u observar sin alterar la
composición de la sustancia. Ej.: la masa, el peso, el color, la densidad, dureza, el punto de fusión, el
punto de ebullición, etc.
Las propiedades químicas: Son aquellas que pueden ser observadas solo cuando una
sustancia sufre un cambio en su composición. Ej.: encendido de un cerillo de fósforo, combinación de
dos o más elementos, etc.
Las propiedades de la materia se pueden clasificar también como propiedades extensivas o
intensivas.
Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de materia
Ejemplos: la masa, el volumen, inercia, etc.
2
Introducción a la
Química.
Las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de materia
Ejemplos: la densidad, color, temperatura, etc.
1.3 Cambios Físicos Y Cambios Químicos
Cambios físicos.- Se presentan sin que se altere la composición de la sustancia. Ejemplos: los
cambios de estado, cortar, picar, romper, pintar de otro color, etc.
Es importante distinguir entre la propiedad y el cambio. Ejemplos:
Propiedad física Cambio físico
Punto de fusión Fusión de una sustancia
Problemas Resueltos
1. Indicar cuáles de los siguientes se pueden clasificar como cambio químico o cambio
físico:
a) Deslustre de la plata b) Fusión del hielo
c) Corte de un diamante d) Combustión de la gasolina
e) Conversión del vino en vinagre.
Solución:
a) , d) y e)Cambio químico b) y c) Cambio físico
2. Al intentar la caracterización de una sustancia, un químico hace las observaciones siguientes:
La sustancia es un metal blanco como de plata y lustroso. Funde a 649°C y hierve a 1105°C.
Su densidad a 20°C es 1,738 g/mL. La sustancia arde al aire, produciendo una luz blanca
intensa. Reacciona con el cloro para dar un sólido quebradizo, blanco. La sustancia puede ser
laminada en hojas delgadas o estirarse como el alambre. Es un buen conductor de la
electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuáles son químicas?
Solución:
Propiedades físicas: Color, lustroso, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, el la-
minado (maleable), estirado (dúctil) y buen conductor eléctrico.
Propiedades químicas: Arde al aire produciendo una luz blanca intensa; reacciona con el
cloro para producir un sólido quebradizo y blanco.
3. El vodka, una bebida alcohólica se puede separar de varias sustancias; las dos principales son
los líquidos agua y etanol. Basado en sus experiencias diarias, ¿qué diferencias hay en las
propiedades físicas y químicas de estas sustancias?
Solución: Enumeraremos solamente algunas de las propiedades más conocidas.
Propiedades físicas: el agua es incolora e inodora. El etanol es incoloro, pero tiene un olor
característico. El etanol se evapora más rápidamente que el agua. El etanol permanece líquido
a una temperatura en la cual el agua se congela.
Propiedades químicas: El etanol es inflamable, el agua no lo es. También un exceso de
alcohol, cuando se ingiere, reacciona en forma diferente en nuestro organismo de como lo
hace un exceso de agua.
3
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
4. Basado en sus experiencias de todos los días, ¿cuáles son las diferencias en las propiedades
físicas y químicas de los metales sólidos hierro y oro?
Solución:
Propiedades físicas: El oro es amarillo, el hierro es gris. El hierro es atraído por imán, el oro
no. el hierro se oxida fácilmente, el oro no.
Propiedades químicas: El hierro reacciona con el oxígeno en presencia de agua para formar
orín o herrumbre. El oro no reacciona con el oxígeno bajo condiciones normales.
5. En la descripción siguiente indicar cada una de las propiedades o características como in-
tensiva o extensiva: La muestra amarilla es sólida a 25 °C. Su masa es 6,0 g y tiene una
densidad de 2,3 g/mL.
Solución:
Masa es un propiedad extensiva; color, estado físico (es decir, sólido), temperatura, y densidad
son propiedades intensivas.
Problemas Propuestos
1. ¿Cuáles de las siguientes propiedades son extensivas y cuáles intensivas? Explicar por qué.
a) Temperatura b) Color del cobre c) Volumen
d) Densidad e) Punto de fusión f) Masa
2. Establecer si las siguientes propiedades son químicas o físicas y ¿por qué?
a) El punto de fusión del plomo b) Dureza del diamante
c) Color de un sólido d) Color de una pintura
e) Capacidad de combustión
3. El calor requerido por gramo para evaporar el agua líquida, ¿es una propiedad intensiva o
extensiva?
1.4 Estados de la materia.
La materia se clasifica en tres estados de
agregación:
Sólido, en este estado las sustancias son rígidas y
tienen forma definida. El volumen de los sólidos
no varia en forma considerable con los cambios de
temperatura y presión
Líquido, en este estado las partículas están
confinadas en un volumen dado, los líquidos
fluyen y toman la forma del recipiente que los
contiene, su volumen no cambia notablemente,
son muy difíciles de comprimir. Figura 1.4 Ordenamiento de las moléculas en los
Gaseoso, en este estado las partículas tienden a estados sólido, líquido y gaseoso respectivamente.
ocupar todo el volumen del recipiente en que se encuentran, son mucho mas ligeros que los
líquidos y sólidos, fáciles de comprimir, se expanden fácilmente al aumentar la temperatura
Cualquier sustancia puede existir en los tres estados de agregación esto se debe a las
condiciones del sistema en que se encuentren, es decir que depende de las propiedades de cada
sustancia se las encontrara en estado solido, liquido o gaseoso; entonces la variación de la
temperatura y la presión ocasionan cambios de estado de las sustancias.
5
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
3
453.6g 1mL 1cm 3 1p lg 3
34librasHg 69.2p lg
1libra 13 . 6g _ Hg 1mL 2 . 54 cm
3. Un recipiente vacío tiene una masa de 120 g y lleno de agua, 190 g. Si al recipiente vacío se
agregan 10 g de un metal y luego se llena con agua, la masa resultante es de 194 g. Hallar la
densidad del metal.
Solución: masa del agua inicial = 190 g – 120 g = 70 g de agua
1 mL agua
Volumen del recipiente = 70 g agua
= 70 mL
1 g agua
masa del agua final = 194 g – 10 g – 120 g = 64 g
Volumen del agua = 64 mL
Volumen que ocupa el metal = 70 mL – 64 mL = 6 mL
10 g metal g
Densidad del metal = = 1, 7
6 mL de metal mL
4. ¿Cuántos gramos de Cu ocuparán el mismo volumen que 100 g de Hg?
Solución: La densidad del Hg es 13,55 g/mL y del Cu de 8,92 g/mL
1 mL Hg
100 g Hg
13, 55 g Hg
7, 38 mL Hg
8, 92 g Cu
7,38 mL Cu 65, 8 g Cu
1 mL Cu
5. Una solución de HCl tiene una densidad de 1,13 g/mL.
a) Calcular la masa de 720 mL de la solución.
b) El volumen ocupado por 585 g de la solución.
Solución:
1,13 g solución
a) 720 mL solución = 813,6 g solución
1 mL solución
1 mL solución
b) 585 g solución = 517,7 mL solución
1,13 g solución
6. Dentro de un cilindro hueco de 25 cm de altura y 10 cm de diámetro, se introduce un otro
cilindro macizo, de la misma altura, pero de 6 cm de diámetro. Todo el sistema tiene una masa
de 280 g. Se introduce luego un gas el mismo que ocupa todos los espacios vacíos, y el
conjunto tiene una masa ahora de 283,5 g. Hallar la densidad del gas.
Solución:
2
Volumen de un cilindro = π r h
masa del gas = 283,5 g – 280 g = 3,5 g
2 2 3
Volumen del cilindro de d 10 cm = 3,1416 (10/2) cm 25 cm =1963,5 cm
2 2 3
Volumen del cilindro de d 6 cm =3,1416 (6/2) cm 25 cm = 706,86 cm
3 3 3
Volumen que ocupa el gas = 1963,5 cm – 706,86 cm = 1256,64 cm
3,5 g
= = 2,78 10 -3 g/cm 3
1256,64 cm 3
7. La gravedad específica del alcohol etílico es 0,79. ¿Qué volumen de alcohol tendrá la misma
masa que 23 mL de agua.
Solución:
La densidad del alcohol etílico es 0,79 g/mL
Como la densidad del agua es 1 g/mL, su masa será de 23 g de agua
6
Introducción a la
Química.
Según el problema hay 23 g de alcohol etílico, entonces:
1 mL alcohol
23 g alcohol = 29 mL alcohol
0,79 g alcohol
8. Un estudiante determina el volumen de un pedazo de hierro como 0,880 mL y por medio de
una balanza establece que su masa es de 6,92 g. ¿Cuál es la densidad del hierro?
Solución: Como se conoce la masa y el volumen de hierro se reemplaza en la ecuación de la
densidad:
m 6,92g
7,86 g
v 0,880mL mL
Problemas Propuestos
4. Un gas a 25°C llena exactamente un recipiente cuyo volumen previamente ha sido determi-
3
nado como de 1,05 10 mL. Se pesan el recipiente y el gas y se encuentra que tiene una
masa de 837,6 g. Cuando el recipiente está vacío, tiene una masa de 836,2 g. ¿Cuál es la
densidad del gas a 25 °C?
5. a) Calcular la densidad del mercurio si 100 g ocupan un volumen de 7,36 mL.
b) Calcular la masa de 65,0 mL de mercurio.
6. Un estudiante necesita 15,0 g de etanol para un experimento. Si la densidad del etanol es
0,789 g/mL, ¿cuántos mL de alcohol se necesitan?
7. Un pedazo de cobre se coloca en una probeta que contiene agua. El volumen total aumenta
17,43 mL. ¿Cuál es la masa del pedazo de cobre?
8. a) Calcular el volumen de 100 libras de oro en mL.
b) Considerar que la muestra de oro del inciso a, es un cubo perfecto, ¿cuál será la longitud de
cada lado del cubo en pulgadas?
1.6 Temperatura
La temperatura es la medida del nivel térmico y la energía calorífica de un cuerpo.
Escalas de temperatura:
7
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
Ecuaciones que relacionan
las escalas:
5
º C ( º F 32 )
9
9
º F ( º C 32 )
5
K º C 273
º R º F 460
Problemas Resueltos
1. Convertir:
a) 105 °F en °C b) 0 °F en °C c) 300 K en °F d) 100°A °B
°F en °C
Solución: 30° -20°
5C 5C
a) C F 32F 105F 32F =
9F 9F
41°C
5C 5C
b) C F 32F 0F 32F = -
9F 9F
18°C
c) °C = 300 – 273 = 27°C
9F 9F
F = C 32F = 27C 32F = 80,6°F
5C 5C
5C 5C
d) C F 32F 100F 32F = 120° 50°
9F 9F
38°C
2. a) Deducir una relación matemática entre las escalas de temperatura °A y °B si el agua ebulle
a 30°A y a –20°B y congela a 120°A y 50°B, respectivamente.
c) Según la relación anterior, ¿a cuántos ° B equivalen –10°A?
Solución:
a) ∆°A = 30°A – 120°A = –90°A
A 90 A 9 A
B 70B 7 B
A - 120 A 9 A
B- 50 B 7 B
8
Introducción a la
Química.
9 A
A ( B - 50 B) +120 A
7 B
7 B
B ( A -120 A) + 50 B
9 A
b) Usando la ecuación
7 B 7 B
B ( A -120 A)+ 50 B= (-10 A -120A)+ 50 B
9 A 9 A = – 51,1°B
Solución:
9F
a) F = - 246C 32F = - 411 F
5C
5C
b) C 297F 32F = -183 C
9F
c) Sea X = la temperatura en ∆°F, entonces ∆°C = 2X
Reemplazando en la ecuación y realizando las operaciones correspondientes:
2X (9 ) = 5(X – 32) de donde: X = – 12,3
d) K = 273,15 + (– 126,9 ) = 146,3 K
Problemas Propuestos
1. Si el pronóstico del clima para el día indica que la temperatura llegará a 30°C, ¿cuál es la
temperatura que se predice:
a) En K? b) En °F?
2. Convertir 25°C en:
a) °F b) K
1 dia 24 horas
1 1
24 horas 1 dia
9
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
Como ambas relaciones son igual a uno, estaremos seguros que al multiplicar estos factores
por cualquier cantidad no estaremos variando ni la cantidad, ni las propiedades, solo estaremos
cambiando las unidades.
Problemas resueltos.
1.- Una persona trabaja 8 Hrs. por día, ¿Cuántas horas trabaja a la semana? si una semana
tiene 7 días.
Solución: 8 horas 7dias horas
56
1 dia 1semana semana
2.- Calcular la masa en kilogramos de una persona que pesa 180 lbs.
453.6 g 1 Kg
180libras 81.6Kg.
1 libra 1000 g
3
3.- calcular el volumen de una habitación en m en la cual entran 32000 litros de aire.(1
3
litro=1000cm y 1m = 100cm)
3
1000cm 3 1m
32000litros 32m 3
1 litro 100cm
También existen muchos prefijos que se usan con frecuencia en el sistema internacional para
denotar cantidades muy grandes o cantidades muy pequeñas.
PREFIJOS UTILIZADOS EN EL SISTEMA INTERNACIONAL.
prefijo símbolo Significado Notación científica
Tera T 1 000000000000 1012
Giga G 1000000000 109
Mega M 1 000000 106
Kilo k 1 000 103
Deci d 0.1 10-1
Centi c 0.01 10-2
10
Introducción a la
Química.
Mili m 0.001 10-3
micro µ 0.000001 10-6
Nano n 0.000000001 10-9
pico p 0.000000000001 10-12
femto f 0.000000000000001 10-15
Problemas resueltos
Problemas Propuestos
Problemas Resueltos
11
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
1. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada uno de los números siguientes?
23
a) 4,003 b) 6,02 10 c) 5000
Solución:
a) Cuatro, los ceros en este caso, forman parte de la medición.
b) Tres, el término exponencial no adiciona cifras significativas al número
c) Infinita cantidad de cifras significativas y aunque este número se puede escribir como 5
3
10 , el cual también tiene infinita cantidad de cifras significativas.
2. ¿Cuántas cifras significativas hay en los siguientes números?:
a) 20,0008 b) 0,0025 c) 987,500
Solución:
a) En el número 20,0008 los ceros son parte de la medición, por lo tanto este número tiene 6
cifras significativas.
b) El número 0,0025; los ceros sólo indica la posición de la coma, por que este número
solamente tiene 2 cifras significativas.
c) En 987,500 los ceros ubicados después del número son también cifras significativas, por lo
que este número presenta 6 cifras significativas.
3. ¿Cuántas cifras significativas tienen las siguientes cantidades?
a) 2,75 m b) 0,020 kg c) 3,505 mm
Solución:
Número Nº cifras Comentario
significativas
2,75 3 2 y 7 son ciertos y el 5 se incluye como establece la definición
El cero es una cifra significativa si se encuentra a la derecha del número, los ceros
0,020 2 ubicados a la izquierda no son cifras significativas por que solo denotan la posición de
la coma decimal
3,505 4 3, 5 y el 0 son dígitos ciertos y el último cinco es el dígito aumentado
Problemas Propuestos
1. Realizar los siguientes cálculos y dar las respuestas con el número adecuado de cifras signi-
ficativas:
a) 123,4 + 12,34 + 1,234 b) 123,4/12,34
c) 6,524 – 5,624 d) 5,0 + 0,005
e) 16,0 18,75 0,375 f) 1 0625/505
12
Introducción a la
Química.
3. Una balanza tiene una precisión ±0,001 g. Una muestra que pesa alrededor de 25 g se pesa en
esta balanza. ¿Cuántas cifras significativas se deberán informar para esta medición?
4. ¿Cuántas cifras significativas hay en cada una de las mediciones siguientes?
4 3
a) 3,549 g b) 2,3 10 cm c) 0,00134 m
1. Definir los siguientes términos e ilustrar cada uno con un ejemplo específico:
a) Materia b) Masa
c) Energía d) Energía cinética
e) Energía potencial
2. a) ¿Cuál es el área de un rectángulo de 1,23 cm de ancho y 12,34 cm de largo?
b) Expresar 1,47 millas en pulgadas.
c) El radio del átomo de fósforo es de 1,10Å. ¿Cuál es la distancia expresada en centímetros y
nanómetros?
3. Una muestra de oro tiene una masa de 0,234 mg. ¿Cuál es su masa en gramos y en centi-
gramos?
4. ¿Cuántos decímetros cuadrados hay en 215 centímetros cuadrados?
5. Una muestra de 47,3 mL de etanol tiene una masa de 37,32 g. ¿Cuál es su densidad?
6. La densidad de la sal de mesa es 2,16 g/mL a 20 °C. ¿Cuál es su gravedad específica?
7. Realizar las siguientes conversiones:
a) 7,58 m a km b) 758 cm a m c) 478 kg a g
d) 9,78 g a kg e) 1392 L a mL f) 3692 mL a L
g) 1126 dm a mL
3 h) 0,786 mL a L i) 1/4 milla a m
j) 1,27 pies a cm k) 65 millas a km
8. Realizar las siguientes conversiones:
a) 8 pulgadas cúbicas a mL b) 1,00 metro cúbico a pies cúbicos
c) 3,0 onzas a Kg. d) 2,35 libras a kg
9. El radio de un átomo de aluminio es 1,43 Å. ¿Cuántos átomos de aluminio se tendrían que
colocar uno junto a otro para formar una fila de 1,00 pulgada de longitud? Suponer que el
átomo de aluminio es esférico.
10. Tres estudiantes distintos pesan un mismo objeto con diferentes balanzas. Las masas
obtenidas por cada uno son:
a) 15,02 g b) 15,0 c) 0,01502 kg
¿Cuántas cifras significativas tienen cada pesada?
11. ¿Cuántas cifras significativas hay en?
2 3 –3 3
a) 2,6 10 cm b) 2,40 10 cm
3
12. Un hombre respira en promedio unos 8,50 x 10 L de aire al día. La concentración de plomo en
–6 3
un aire urbano altamente contaminado es 7,0 10 g Pb/m de aire. Suponga que el
–6
75% de las partículas de plomo en el aire tienen un diámetro menor de 1,0 10 m, y que el
50% de estas partículas es retenido por los pulmones. Calcular cuál es la masa de plomo
absorbida de esta manera por un hombre normal que viva en este ambiente durante un año.
13. Clasificar las siguientes propiedades en extensivas e intensivas:
a) Reactividad b) Punto de ebullición c) Color d) Masa
e) Dureza f) Tamaño atómico g) Temperatura h) Calor
i) Densidad
14. Definir los siguientes términos:
a) Materia b) Masa c) Peso
13
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la Facultad de Ciencias y
Tecnología
d) Sustancia e) Mezcla.
15. a) Normalmente, el cuerpo humano puede soportar una temperatura de 105°F por cortos
periodos sin sufrir daños permanentes en el cerebro u otros órganos vitales. ¿Cuál es esa
temperatura en grados Celsius?
b) El etilenglicol es un compuesto orgánico líquido que se utiliza como anticongelante en los
radiadores de los automóviles. Se congela a – 11,5°C. Calcular esta temperatura de con-
gelación en grados Fahrenheit.
3
c) La temperatura de la superficie del Sol es de unos 6,3 10 °C. ¿Qué temperatura es ésta
en grado Fahrenheit?
16. El aceite se extiende en una capa delgada sobre el agua cuando se presenta un derrame de
3
petróleo crudo. ¿Cuál es el área en metros cuadrados que cubren 200 cm de aceite si la capa
que se forma tiene un espesor de 0,5 nm?
17. Suponer que se dan tres cubos, A, B y C uno es de magnesio, el otro de aluminio y el tercero
es de plata. Los tres cubos tienen la misma masa, pero A tiene un volumen de 25,9 mL; B un
volumen de 16,7 mL y C de 4,29 mL. Establecer de qué material es cada cubo.
18. Suponer que 1,0 mL equivalen a 20 gotas, ¿cuántas gotas tiene un galón?
19. Una muestra de 35,0 mL de alcohol etílico de densidad igual a 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?
14
Introducción a la
Química.
6. Se estima que un automóvil recorre, en carretera 41 millas por galón de gasolina. ¿Cuántos
litros de gasolina necesitarán para hacer un viaje por carretera de 500 kilómetros?
A) 74 B) 3,0 103 C) 29 D) 5,2 E) Ninguno
7. Un examen de química de un típico estudiante de química de primer año consiste en páginas
que miden 8(1/2) 11 pulgadas o bien la impresionante cifra de 93 1/2 pulgadas cuadradas.
¿Cuál es el área aproximada en una cifra significativa de una cara de una pagina de tales
dimensiones en metros cuadrados?
A) 0,001 B) 2 C) 0,01 D) 0,06 E) Ninguno
8. La densidad del cobre es 8,92 g/mL. La masa de un trozo de cobre que tiene un volumen de
9,5 mL es
A) 2,58 B) 85 C) 0,94 D) 1,07 E) Ninguno
9. Si se pudiera contar los átomos individuales a una velocidad de un átomo por segundo,
¿alrededor de cuántos años harían falta para contar 6,02 1023 átomos?(considere un año
como 365,25 días)
A) 1,907x1016 B) 540000 C) 2,907x109 D) 6,02 1023 E) Ninguno
10. la presión se define como la fuerza ejercida de manera perpendicular sobre una superficie,
esta se mide en pascales (Pa=N/m2); un pascal se define como un newton(N) sobre metro
cuadrado (m2). Con esta información calcule la presión en Pa que ejerce una mujer sobre un
taco de sus zapatos de alfiler, que tienen un área de 1cm2; la masa de una mujer promedio es
de 50Kg y la gravedad es 9.8 m/s2.
A) 50 B) 500 C) 4,9x106 D) 5,0x10 E) Ninguno
15
Unidad 2
Estructura de los Átomos
2.1 El átomo.
El electrón
Se encuentra alrededor del núcleo formando
capas u orbitales con su trayectoria, todos
son de carga negativa igual a - 1,6022. 10-19
Coulomb, y tienen una masa de 9,1. 10-28
gramos.
El protón y el núcleo
En muchos experimentos anteriores se
descubrió que el átomo era eléctricamente
neutro, esto se debe a que en el núcleo existen
partículas con carga positiva de la misma
magnitud que las cargas de un electrón, estos
son los protones que tienen una carga de 1,6022.
10-19 Coulomb, y una masa de 1,67262. 10-24
Figura 2.1 Evolución de la teoría del modelo atómico.
gramos.
A su vez también se encontró que el núcleo de un átomo tenía una alta densidad, esto se
debía a la presencia de otras partículas que no tenían carga eléctrica pero que si aumentaban
considerablemente el peso del átomo. A estas partículas se las llama neutrones, que no tienen carga
electrica pero tienen una masa de 1,67493. 10-24 gramos.
Configuración Electrónica
15
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Números cuánticos
Los números cuánticos desempeñan
papeles importantes para describir los niveles de
energía de los electrones y la forma de los
orbítales que indica su distribución espacial del
electrón. Existen cuatro números cuánticos:
Número cuántico principal (n)
Permite determinar la energía y el tamaño del Figura 2.2 regla de Hund para la escritura de la
Configuración Electrónica
orbital. Sus valores son n= 1, 2, etc.
Para calcular el número de orbitales se utiliza la
formula n2
Para el cálculo del número máximo de electrones se utiliza 2n2
Problemas Resueltos
1. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es cierta o falsa. En caso de que sea falsa
corríjala para que sea cierta.
a) Según Dalton los átomos de un elemento dado son idénticos a los átomos de otros
elementos relacionados.
b) Según Dalton los átomos se pueden dividir en partículas más pequeñas durante algunos
procesos de reacción química.
c) La teoría atómica de Dalton fue aceptada de inmediato por los científicos a nivel mundial.
Solución:
(a) falso. Según Dalton los átomos de un elemento dado siempre son distintos a los átomos de
cualquier otro elemento (b) Falso. Los átomos son indivisibles durante las reacciones químicas
(c) Falso. La teoría de Dalton no fue aceptada de manera general durante muchos años.
2. ¿Qué quiere decir que los átomos de hidrogeno excitados siempre emiten radiación a las
mismas longitudes de onda discretas, es decir, que solo se emiten ciertos tipos de fotones
cuando un átomo de hidrogeno libera su exceso de energía?
16
Estructura de los
átomos.
Solución:
Solo ciertos niveles de energía son permitidos para el electrón del átomo de hidrógeno. Estos
corresponden a energías definidas y bien diferenciadas. Cuando un electrón se desplaza de un nivel
permitido a otro emite un fotón de radiación característica.
3. La energía de un fotón que se emite corresponde a la diferencia de energía entre el estado
excitado del átomo emisor y su estado.
Solución: Estado de energía inferior (suele ser el estado basal)
4. ¿Por qué se sabe que los niveles de energía del átomo de hidrogeno no son continuos como
sugirieron originalmente los físicos?
Solución:
El átomo de hidrógeno solo emite luz de determinadas longitudes de onda fijas. Si los niveles
de energía del hidrógeno fuesen continuos el átomo de hidrógeno emitiría energía de todas las
longitudes de onda.
Problemas Propuestos
1. ¿Cuál fue la evidencia utilizada para llegar a la conclusión de que los rayos catódicos
consisten de partículas con carga negativa?
2. ¿Por qué el modelo nuclear de Rutherford del átomo es más consistente con los resultados del
experimento de dispersión de partículas que el modelo del budín de pasas de Thompson?
3. Describa las contribuciones a la teoría atómica hechos por los siguientes científicos:
a) Dalton b) Thompson c) Millikan d) Rutherford
4. Considerando las partículas que forman un átomo, ¿cuáles tienen la menor masa?
a) Protón b) Partícula alfa c) Neutrón d) Electrón e) Rayos X
5. Completar los espacios respectivos:
a) los rayos alfa son........... con carga...........
b) los rayos beta son............. con carga...........
c) los rayos gamma son ........... con carga...........
y fueron descubiertos por ....................................
6. a) ¿A qué se llaman rayos canales?
b) ¿Qué son los rayos X?
Como ya hemos visto el átomo esta conformado por electrones, protones y neutrones.
Definiremos a Z como el número de electrones, y A como el numero de partículas del núcleo.
Isotopos.
Los isotopos son átomos de un mismo elemento, con las mismas propiedades, con el mismo
numero atómico, pero de diferente masa atómica, esto se debe a que un isotopo ha ganado o
perdido 1 o mas neutrones de su núcleo.
17
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
14 12
6 C 6 C
Electrones. 6 6
Protones. 6 6
Neutrones 8 6
Iones.
Los iones son partículas atómicas que por intercambio electrónico an perdido o ganado uno o
más electrones.
Ej. Determinar el numero de electrones, protones y neutrones del Ca y Ca+2
Solución.
Ca Ca+2
Electrones. 20 18
Protones. 20 20
neutrones. 20 20
Problemas Resueltos
1. El isótopo de sodio: 2411Na se usa como trazador en los coágulos de sangre. Determinar
cuántos:
a) protones tiene en su núcleo.
b) neutrones tiene el núcleo.
c) electrones hay en el átomo de sodio–24
1+
d) electrones y protones hay en el ión Na
Resp. a) 11, b) 13, c) 11, d) 10 y 11
Problemas propuestos
1. ¿Cuál es el número de protones y electrones en:
1–
a) un ión F b) una molécula de F2
c) una molécula de HCl d) una molécula de H2O
2. Los nombres que se han dado a los isótopos del hidrógeno son deuterio y tritio, isótopos que
tienen uno y dos neutrones respectivamente, en el interior del núcleo. Escribir el símbolo
químico completo para el deuterio y el tritio.
3. Llenar los espacios es el cuadro siguiente:
Partícula 16 185 3+
8O 75Re
protones 16 78
neutrones 16 41 117
electrones 34 74
Carga neta 2– 2–
18
Estructura de los
átomos.
Problemas Resueltos:
1. La luz amarilla emitida por una lámpara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm ¿Cuál
es la frecuencia de esta radiación?
Solución:
3 10 8 m/s 1 nm 14
= = 5,02 10 1/s ó Hz
589 nm 10 -9 m
2. Un rayo láser, que se utiliza para soldar retinas desprendidas, produce una radiación con una
–14
frecuencia de 4,69 10 Hz. ¿Cuál es la longitud de onda de esta radiación?.
Solución:
3 10 8 m s
= 14
= 6,4 10 -7 m
s 4,69 10
Problemas Propuestos
1. Calcular la longitud de onda en metros de la radiación con las siguientes frecuencias:
15 –1 14 –1 12 –1
a) 4,80 10 s b) 1,18 10 s c) 5,44 10 s
2. Calcular la frecuencia de radiación de las siguientes longitudes de onda:
–9
a) 97 774 Å b) 492 nm c) 4,92 10 cm
3. Determinar las frecuencias de la luz de las siguientes longitudes de onda:
a) 1,0 Å b) 5000 Å c) 4,4 µm d) 89 m e) 562 nm
Problemas resueltos
1. Calcular la energía que un objeto puede absorber de la luz amarilla cuya longitud de onda es
589 nm.
Solución:
3 10 8 m/s 1 nm 14
= -9 = 5,09 10 Hz
589 nm 10 m
–34 14 1– –19
E = h = 6,626 10 J s 5,09 x 10 s = 3,37 10 J
2. Un láser que emite energía luminosa en pulso de duración corta, tiene una frecuencia de 4,69
14 –2
10 Hz y emite 1,3 x 10 J de energía durante cada pulso. ¿Qué cuanto de energía emite en
cada pulso?
Solución:
–34 14 –19
Ecuanto = 6,626 10 J s 4,69 10 s1– = 3,10 10 J
1 cuanto
1,3 10 -2 J -19
= 4,18 1016 cuantos
3,10 10 J
3. El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones de la superficie de un metal,
cuando el metal es irradiado por la luz. Si la luz con una longitud de onda de 400 nm cae sobre
19
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
–19
la superficie de potasio metálico, se liberan electrones con una energía cinética de 1,38 10
J.
a) ¿Cuál es la energía de un fotón de 400 nm?
–19
b) Si 1,38 10 J de energía del fotón incidente es transmitida al electrón liberado como
energía cinética, ¿cuánta energía se requiere para liberar el electrón del metal?
c) ¿Cuáles son la frecuencia mínima o de umbral y la correspondiente longitud de onda de la
luz requerida para liberar un electrón del potasio?
Solución:
hc 6,626 10 -34 J. s 3 10 8 m/s 1 nm J
a) E = = -9 = 4,97 10 -19
foton foton 400 nm 10 m foton
b) Efotón = W + Ec
–19 –19 –19
W = 4,97 10 J – 1,38 10 J = 3,59 10 J
c) W = h o
W 3,59 10 -19 J
o = = -34
= 5,41 1014 s 1
h 6,626 10 J s
c 3 10 8 m 10 9 nm
o = = = 555 nm
o 5,41 1014 s 1 s 1 m
4. Calcular la longitud de onda de la luz que corresponde a la transición del electrón del átomo de
hidrógeno del estado n = 4 al n = 2. ¿El átomo emite o absorbe la luz?
-12 1 1
Solución: E = 21,79 10 ergios – = -4,09 10 -12 ergios
16 4
6,626 10 ergios s 3,0 x 10 8 m 1 nm
-27
= -9 = 486 nm
4,09 10 -12 ergios s 10 m
Problemas Propuestos
20
Estructura de los
átomos.
4. ¿Cuál es la longitud de onda de la línea espectral que corresponden a una transición elec-
trónica del nivel n = 4 al nivel n = 3 en el átomo de hidrógeno?
5. Calcular la longitud de onda en nm para la primera línea de la serie de Lyman de n = 2 a n =
1.
–19
6. En una transición del átomo de litio, la diferencia de energía es de 3,25 10 J. Calcular la
longitud de onda, en nm, de la luz emitida en este tránsito.
9
7. Calcular la longitud de onda de De Broglie de un electrón que viaja a 3,00 10 cm/s.
8. ¿Cuál es la longitud de onda de De Broglie de una persona de 70,0 kg corriendo a la velocidad
de 2,70 m/s?
9. Calcular la longitud de onda de la línea de hidrógeno que corresponde a la transición del
electrón del estado n = 4 al n = 1.
6
10. ¿Cuál es la longitud de onda característica de un electrón con una velocidad de 5,97 10 m/s?
11. Enumerar los siguientes tipos de radiación electromagnética en orden decreciente de longitud
de onda:
a) La radiación de un horno de microondas.
b) La luz roja emitida por el quemador de un horno eléctrico caliente.
c) La radiación infrarroja emitida por el quemador de un horno eléctrico caliente.
d) La luz ultravioleta de una lámpara solar.
e) La radiación cósmica proveniente del espacio exterior.
14
12. a) ¿Cuál es la longitud de onda de la radiación cuya frecuencia es 4,62 10 Hz?
b) ¿Cuál es la frecuencia de la radiación cuya longitud de onda es 180 nm?
13. Una luz de neón emite radiación de 616 nm de longitud de onda. ¿Cuál es la frecuencia de
esta radiación?.
14. ¿Se emite o se absorbe energía cuando se efectúan las transiciones electrónica siguiente en el
átomo de hidrógeno?
a) de n =3 a n = 6 b) de n = 5 a n = 2
15. a) Determinar la longitud de onda de una pelota de tenis de 58 g que viaja a 130 millas/hora.
b) Determinar la longitud de onda de una persona de 85 kg esquiando a 60 km/h.
Problemas Resueltos
1. De la siguiente serie de números cuánticos indicar los que no son posibles, y de sus razones:
a) 2, 1, 1, +1/2 b) 3, 2, 1, +1/2 c) 4, 0, 2, + 1/2
d) 3, 2, 0, –1/2 e) 1, 0, 0, 1
Solución:
La serie de números cuánticos que no son posibles son c) y e)
La serie 4, 0, 2, + 1/2 no puede ser posible debido a que el subnivel s cuyo valor numérico es
0, no puede tener un número cuántico magnético de 2.
La serie 1, 0, 0, 1 no es posible debido a que el electrón tiene un espín de ± 1/2
2. Cuáles son los posibles valores de m para:
a) l = 0 b) l = 3 c) n = 3
Solución:
a) Si l = 0 los valores permitidos para m es únicamente 0
b) Si l = 3, los valores permitidos para m son iguales a: +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3
c) Si n = 3, l tendrá 3 subniveles, s, p y d, los valores permitidos para m son:
0; +1, 0, –1 y +2, +1, 0, –1, –2.
3. Cuando l = 2
a) ¿Con qué letra se designa el subnivel?
b) ¿Cuál es el valor mínimo de n?
c) ¿Cuál es el número máximo de electrones en este subnivel?
Solución:
21
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Solución:
El número de orbitales del nivel donde n = 4 es 16 y como cada orbital no puede contener
más de dos electrones se tiene un total de 32 electrones
7. Escriba las configuraciones espectrales del estado fundamental de los siguientes átomos:
a) Sr b) Sn c) Ni
Solución:
2 2 6 2 6 2 10 6 2
a) Sr: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s
2 2 6 2 6 2 10 6 2 10 2
b) Sn: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p
2 2 6 2 6 2 8
c) Ni: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
3 0 0 +1/2
3 0 0 –1/2
b) K: [Ar]4s. Los cuatro números cuánticos para el electrón 19 son:
22
Estructura de los
átomos.
n l m s m
4 0 0 +1/2
8 2
c) Ni: [Ar] 3d 4s . Los cuatro números cuánticos para los electrones 3d son:
n l m s m
-2 -1 0 +1 +2
3 2 -2 +1/2
3 2 -1 +1/2
3 2 0 +1/2
3 2 +1 +1/2
3 2 +2 +1/2
3 2 -2 -1/2
3 2 -1 -1/2
3 2 0 -1/2
2 5
d) Cl : [Ne] 3s 3p . Los cuatro números cuánticos para los electrones 3p son:
n l m s m
-1 0 +1
3 1 -1 +1/2
3 1 0 +1/2
3 1 +1 +1/2
3 1 -1 -
3 1 0 -
Problemas Propuestos:
23
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
2. Teniendo los valores de los números cuánticos del último electrón identificar el elemento
correspondiente:
n l m s
5 3 –1 +1/2
4 2 0 –1/2
6 1 +1 –1/2
6 2 –2 –1/2
3. a) ¿Cuál es la configuración electrónica de la capa externa de los elementos del grupo 17 de la
Tabla Periódica de los Elementos?
2
b) ¿Qué grupo de los elementos se caracteriza por tener una configuración electrónica ns ?
c) Escribir la configuración electrónica del bismuto.
4. Usar la Tabla Periódica para escribir la configuración electrónica de los siguientes átomos:
a) N b) Te c) Br
Indicando la configuración abreviada, y los electrones de valencia.
5. Dar los valores de los números cuánticos del último electrón de los elementos siguientes:
2– 2+
a) Cr b) La c) Sn d) S e) Ba f) Eu
24
Estructura de los
átomos.
17. Calcule la longitud de onda y la frecuencia de la luz que se emite cuando un electrón cambia
de n = 3 a n = 1 en el átomo de H. ¿En que región del espectro se encuentra esta radiación?
18. ¿Qué forma general tienen los orbitales 2p? ¿En qué se parecen los orbitales 2p individuales y
en qué difieren?
19. ¿Cuáles de las siguientes designaciones de los orbitales no son correctas?
a) 1p b) 3d c) 3f d) 2p e) 5f f) 6s
20. ¿Por qué los dos electrones del subnivel 2p del carbono ocupan orbitales 2p distintos?
21. Cuantos electrones de valencia tiene cada uno de los siguientes átomos?
a) nitrógeno Z = 7 b) cloro Z = 17 c) sodio Z = 11
d) aluminio Z = 13
22. Indique qué conjunto de electrones de orbitales se llena en último término en cada uno de los
siguientes elementos.
a) cromo Z = 24 b) plata Z = 47 c) uranio Z = 92 d) germanio Z = 32
1
23. Escriba la configuración general de valencia (por ejemplo, ns para el grupo 1) para el grupo
en el cual se encuentra cada uno de los elementos siguientes.
a) bario Z = 56 b) bromo Z = 35 c) telurio Z = 52
d) potasio Z = 19 e) azufre Z = 16
24. La estación de radio de música clásica KMFA de Santa Cruz emite a una frecuencia de 89,5
MHz ¿Cuál es la longitud de onda de su señal en metros?
25. Números cuánticos:
a) ¿Cuáles son los valores posibles de l cuando n = 4?
b) Cuando l = 2, (cuales son los valores posibles de m?
c) Para un orbital 4s, ¿cuáles son los valores posibles de n l y m?
d) Para un orbital 4f, ¿cuáles son los valores posibles de n, l y m?
26. En cierto estado excitado posible, el átomo de H tiene su electrón en un orbital 4p. Mencione
todos los conjuntos posibles de números cuánticos n, l y m para este electrón.
27. Explique brevemente por qué cada uno de los siguientes no constituye un conjunto posible de
números cuánticos para un electrón de un átomo.
a) n = 2, l = 2, m, = 0
b) n = 3, l = 0, m, = – 2
c) n = 6, l = 0, m, = 1
28. ¿Cuál es el número máximo de orbitales que pueden identificarse mediante cada uno de los
siguientes conjuntos de números cuánticos? En caso de que su respuesta sea "ninguno",
explique el por qué.
a) n = 3, l = 0, m = + 1 b) n = 5, l = 1
c) n = 7, l = 5 d) n = 4, l = 2, m = – 2
25
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
26
Estructura de los
átomos.
15. El número máximo de electrones que pueden estar ordenados en un subnivel para el cual l = 3
es:
A) 2 B) 10 C) 6 D) 14 E) Ninguno
16. ¿Cuál de los subniveles siguientes tiene espacio para 10 electrones?
A) 5s B) 4p C) 2p D) 3d E) Ninguno
17. Un electrón con el siguiente conjunto de números cuánticos n = 4, l = 2, m
= 0, s = 1/2, estaría clasificado como un:
A) Electrón 3d B) Electrón 4d C) Electrón 3p
D) Electrón 4p E) Ninguno
18. Todos los electrones de un subnivel d deben tener un número cuántico de:
A) n = 3 B) m = 2 C) l = 2 D) n = 4 E) Ninguno
19. El átomo más ligero con un subnivel 3d lleno en el estado basal es:
A) Zn B) Ga C) Kr D) Cu E) Ninguno
20. El número total de electrones p en el estado basal de un átomo de galio es:
A) 6 B) 3 C) 13 D) 1 E) Ninguno
27
Unidad 3
Enlace Químico
3.1 Introducción
El enlace químico se define como la fuerza de atracción electrostática que hay entre átomos,
compuestos o moléculas. Por ejemplo, cuando un átomo se acerca a otro, los electrones del orbital
de valencia, interaccionan primero antes que los núcleos puedan acercarse.
3.2 Electronegatividad
Se define, como el poder que tiene un átomo de atraer electrones hacia él.
La electronegatividad en la tabla periódica aumenta de:
Izquierda a derecha y de abajo hacia arriba, sin contar los gases nobles.
Electronegatividad nos permite diferenciar los tipos de enlaces que pueden existir en un compuesto.
Ej.: la estructura de Lewis para el cloruro de hidrogeno (también conocido como acido clorhídrico)
27
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Excepciones a la regla del octeto
Ej.: moléculas que tienen más de 8 electrones: el P en el PCl5 (tiene 10 electrones) el S en el SF6
que forma 6 enlaces (12 electrones).
Moléculas que tienen menos de 8 electrones: Berilio y el Boro que tienen 4 y 6 electrones alrededor,
respectivamente.
El nitrógeno en el NO2, que tiene 7 electrones alrededor del Nitrógeno
Problemas Resueltos
1. ¿Cuál es el símbolo de Lewis para el arsénico, As?
Solución:
. . . .
As . . As : . As . As . . As .
. . . .
Problemas Propuestos
1. Escribir el símbolo de Lewis para cada uno de los siguientes elementos:
a) Fósforo b) Galio c) Silicio d) Helio
2. ¿Cuál es el símbolo de Lewis para cada uno de los siguientes átomos o iones?
3– 2+
a) S b) I c) P d) Ba
3. ¿Cuál de los siguientes átomos no se encuentra nunca con más de un octeto de electrones a
su alrededor: S, C, P, Br?
Tipos de enlace
Polar
Covalente
Enlace Apolar (no polar)
Iónico
La diferencia de electronegatividades entre dos átomos que forman un enlace (E) se calcula a partir
de los datos mostrados en una tabla periódica, estos son relativos y solo nos sirve para calificar al
tipo de enlace formado entre estos dos átomos.
28
Enlace
químico.
Enlace covalente
En un enlace covalente, los dos átomos
enlazados comparten electrones. Ej.: CH4, H2O
Enlace covalente apolar
Si los átomos enlazados son no metales e
idénticos (como en N2 o el O2), los electrones
son compartidos por igual por los dos átomos,
Figura 3.2 Enlace covalente apolar
y el enlace se llama covalente apolar.
Enlace covalente polar
Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son
compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar. Polar, porque la molécula
tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo.
Enlace iónico
Cuando una molécula contiene
átomos de metales y no metales, los
electrones son atraídos con más
fuerza por los no metales, que se
transforman en iones con carga
negativa; los metales, a su vez, se
convierten en iones con carga
positiva.
Entonces, los iones de diferente
signo se atraen electrostáticamente, Figura 3.3 enlace iónico (se puede notar que el que cede el electrón es el menos
Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones
acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para
moverse libremente a través del cristal. Ej.: Sal común NaCl
29
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Problemas Resueltos
Solución:
.
+ . Cl:
1- 2+ 1-
(a) : Cl . + Ca
. > : Cl : Ca : Cl: >Ca Cl2
1+ 2- 1+
(b) Na . + . O . + . Na > Na : O: Na > Na O
2
2-
(c) . . O. : O:
. Al . 3+
Al
2-
. + . O. > : O: >Al 2 O3
3+
. Al . Al 2-
. O. : O:
2. Usando la regla del octeto predecir la fórmula del compuesto formado a partir del hidrógeno y
azufre.
Solución:
H. H
1
H 1s H
H: S :
1s
. o
S [Ne] 3s 2 3p 4 S . S: H
3s 3p
Símbolos H S:
Configuración Diagrama del orbital
de Lewis
electrónica enlace químico
Problemas Propuestos
2. ¿Cuántos átomos de hidrógeno se deben enlazar con el selenio para que este átomo tenga un
octeto de electrones en la capa de valencia?
3. Utilizar los símbolos de Lewis para indicar la reacción que se efectúa entre:
a) Na e H b) Al y F
4. Predecir la fórmula química del compuesto iónico que se forma entre los pares de los ele-
mentos siguientes:
30
Enlace
químico.
a) Ca y Cl b) Ca y O c) Sr y S d) Mg y N
3.5 Estructuras de Lewis y Números de Oxidación
Números de oxidación
Se define como el número de electrones que un elemento utiliza para formar un enlace
químico con otro elemento de diferente y/o igual electronegatividad.
El elemento más electronegativo tendrá número de oxidación negativo, mientras que el
menos electronegativo tendrá positivo su número de oxidación.
Para ello:
1º Se identifica el más electronegativo.
2º Contar sus electrones, incluyendo los pares de electrones que pertenecen al enlace, cuando los
átomos son diferentes; si son iguales se cuenta el electrón compartido y no el par.
Para el elemento menos electronegativo contar solo los electrones no enlazados.
La diferencia entre los electrones de valencia que el elemento tiene y los electrones del enlace
determinan su número de oxidación.
Problemas Resueltos
1. Escribir las estructuras de Lewis para las siguientes especies químicas:
2– 2–
a) [SO4] b) [CO3] c) HClO3 d) SO3 e) NO2
Solución:
2-
: O: : O: 2- .. H
:O
:O S >O: C
.. .. : Cl
: O: :..O ..O: .. ..
:..O ..O:
a) b) c)
: O:
.
S N
.. .. ..
:..O ..O: :..O ..O:
d) e)
H
..
: Cl :
.. C :P
:..Cl
: ..Cl: :..Cl: : ..Cl : : ..Cl:
31
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
: O:
:O O:
: O:
S = 6 –0 = 6+ con signo positivo, tiene menor electronegatividad
0 = 6– 8 = 2– con signo negativo, mayor electronegatividad
d)
H
O
H O
H = 1 – 0 = 1+ menor electronegatividad
O = 6 – 7 = 1– mayor electronegatividad
e) : O:
H
S H
O
O
: O :
S = 6 – 0 = 6+ menor electronegatividad respecto al oxígeno
H = 1 – 0 = 1+ menor electronegatividad respecto al oxígeno
O = 6 – 8 = 2– mayor electronegatividad
32
Enlace
químico.
Problemas Propuestos
2. ¿Cuál es el número de oxidación del elemento subrayado en cada uno de los siguientes
compuestos?:
2–
a) P2O5 B) NaH c) [Cr2O7] d) SnBr4 e) BaO2
3. Dibujar las estructuras de Lewis para:
1–
a) SiH4 b) [ClO2] c) HBrO3 d) CO e) TeCl2
4. Escribir las estructuras de Lewis para:
1–
a) H2O2 b) [CN] c) HOCl
5. Dibujar las estructuras de Lewis para cada uno de los siguientes compuestos. Identificar los
que no obedecen la regla del octeto y explicar por qué no lo hacen:
a) NO2 b) GeF4 c) BCl3 d) XeF4
6. Dibujar las estructuras de Lewis para cada uno de los siguientes iones:
2– 1– 1–
a) [SO3] b) [I3] c) [O2]
Problemas Resueltos
1. Usando la electronegatividad dados en la tabla periódica, colocar los siguientes enlaces en
orden decreciente de su polaridad: N – F; N – N; N– O; N – S
Solución: ∆ (N – F) = 3,1 - 4,1 = 1,0
∆ (N – N) = 3,1 – 3,1 = 0
∆ ( N – O ) = 3,1 - 3,5 = 0,4
∆ ( N – S ) = 3,1 – 2,4 = 0,7
Entonces: N – F > N – S > N – O > N – N
2. ¿Cuál de los enlaces siguientes es menos polar?
Si – P, Si – As o P – Ge
Solución: ∆ (Si – P) = 1,7 – 2,1 = 1,6
∆ (Si – As) = 1,7 – 2,2 = 0,5
∆ (P – Ge) = 2,1 – 2,0 = 0,1
El enlace menos polar es el P – Ge
3. ¿Sobre qué átomo se localiza la carga parcial positiva en los siguientes enlaces polares?
a) N – O b) F – Br c) H – O d) N – C
Solución:
N O F Br H O N C
4. ¿Hacía qué átomo se desplazan los electrones en los siguientes enlaces?
a) C – Cl b) O – S c) H – F d) Cl – I
Solución: a) Hacía el átomo de cloro puesto que este átomo es mas electronegativo que el
carbono.
b) Hacía el átomo de oxígeno que es más electronegativo que el azufre.
c) Hacía el átomo de flúor que es más electronegativo que el hidrógeno.
33
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
d) Hacía el átomo de cloro que es más electronegativo que el yodo.
Problemas Propuestos
1. ¿Cuál de los siguientes enlaces es más polar:
a) B – Cl o C – Cl? b) P – F o P – Cl?
Indicar en cada caso cuál átomo tiene la carga negativa parcial.
2. ¿Cuál de los siguientes enlaces es más polar?
a) S – Cl o S – Br b) Se – Cl o Se – Br
3. Dibujar las estructuras de resonancia para cada una de las siguientes especies químicas:
a) SO3 b) HNO3
4. Dibujar las formas o híbridos de resonancia de las siguientes sustancias:
a) [NO2]1– b) [CO3]2–
1–
c) [SCN]
Problemas Resueltos
.. .. .. .. .. ..
H ..O ..Cl : H C C ..Cl: :O C N: H C
..O:
Angular lineal lineal : O:
triangular o plana
2. Dibujar las estructuras de Lewis y describir la geometría de:
1–
a) SiF4 b) Cl2CO c) [BrO3] d) NI3
Solución:
..
: F:
.. .. .. .. .. .. .. 1- .. .. ..
: ..F Si ..F : : ..Cl C ..Cl :
:..O Br ..O: :..I N ..I :
:..F : : O: :..O: :..I :
Tetrahédrica plana piramidal piramidal
34
Enlace
químico.
a) Ar b) He c) Ne d) Xe
Solución: He < Ne < Ar < Xe
Cl F
Cl .. Cl F
Cl P Cl Se Cl S
Cl F F
Cl Cl Cl
a) 5 pares de electrones b) 5 pares de electrones c) 6 pares F de electrones
6. ¿Cuales de las siguientes moléculas podrán tener fuerzas dipolares?
a) CO b) CO2 c) F2 c) H2S
Solución: El CO y H2S por la diferencia de electronegatividad y la forma de la molécula es:
..
C O ..S
H H
7. ¿Cuál de las siguientes moléculas presenta enlace de hidrógeno?
a) CH3F b) CH3 – OH c) CH3– O – CH3 d) NH3
Solución:
Forman enlace puente de hidrógeno el F, N y O cuando el hidrógeno está enlazado direc-
tamente con ellos.
a) No presenta enlace de hidrógeno debido a que los átomos de hidrogeno están enlazados al
carbono.
b) Forman enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está enlazado al oxígeno.
c) No forma enlace de hidrógeno.
d) Forma enlace de hidrógeno, el átomo de hidrógeno está enlazado al nitrógeno.
8. ¿En cuál de los siguientes procesos es necesario romper enlaces covalentes o simplemente
para vencer las fuerzas intermoleculares existentes?
a) Disolviendo yodo I2 en agua. b) Hirviendo agua.
c) Sublimando hielo seco, CO2. d) Descomponiendo N2O4 en NO2.
e) Electrólisis del agua.
Soluciones:
a) Al disolver el yodo en el agua simplemente se vence las fuerzas intermoleculares debido a
que no esta ocurriendo reacciones químicas.
b) Para hervir el agua se deben vencer las fuerzas intermoleculares, puesto que el agua no
cambia de identidad.
c) Cuando se sublima el hielo seco se tiene que vencer las débiles fuerzas intermoleculares.
d) En la descomposición del N2O4 a NO2 se tiene que romper enlaces covalentes.
e) En la electrólisis del agua se tiene que romper los enlaces covalentes
9. Clasificar las siguientes sustancias como iónicas, moleculares, de red covalente a 25 °C y 1
atm:
a) PCl3 b) MgO c) cuarzo, SiO2 d) CO2
35
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Solución:
a) El PCl3 es una sustancia molecular formada por enlaces covalentes.
b) El MgO es una sustancia iónica.
c) El cuarzo es una molécula gigante formada por una red covalente.
d) Es una sustancia molecular.
Problemas Propuestos
12. Escriba estructuras de Lewis para las siguientes especies, e indique la molécula que tiene dos
dobles enlaces.
2- 2-
A) H2C2O4 B) [HPO4] C) CH3 D) S2O3 E) Ninguno
36
Enlace
químico.
13. Considere el ion poliatómico IO65-. Escriba la estructura de Lewis e indique: ¿cuántos pares
de electrones hay alrededor del átomo central de yodo?.
A) 4 B) 5 C) 6 D) 7 E) Ninguno
14. Determinar los números de oxidación de cada uno de los átomos de las siguientes especies:
A) [CO3]2- B) NO2 C)SO3 D)H2O2 E) H2SO3
37
Unidad 4
Molécula.- Es la partícula mínima de un compuesto y que todavía conserva sus propiedades físicas
y químicas.
Una molécula se forma de la unión de 2 o más átomos. Ej.: O2, H3PO4, H2O, etc.
Masa o peso atómico absoluto.- Es la masa real, del átomo de un elemento tomada en
condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) y resulta ser tan pequeña que no se utiliza
para los cálculos químicos. Así por ej.: el peso atómico absoluto del hidrógeno es 1,673 x 10-23g.
Masa o peso atómico relativo.- es la masa del átomo de un elemento, comparado con la masa de
otro elemento tomado como patrón.
Actualmente se toma como patrón a la 1/12 parte del átomo del carbono 12. Conocido como uma
(unidad de masa atómica).
Molécula-gramo.- (masa molecular), es la sumatoria de pesos atómicos de los átomos presentes en
una molécula.
Ej.: El peso molecular (masa molecular) del ácido sulfúrico (H2SO4) se calcula de la siguiente forma:
MASA ATÓMICA ÁTOMOS PRESENTES EN LA MA * #ÁTOMOS EN LA
MOLÉCULA MOLÉCULA
H 1 2 2
S 32 1 32
O 16 4 64
TOTAL 98
37
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
La masa atómica promedio de cada elemento, se determina utilizando las masas de los diversos
isótopos de un elemento y su abundancia relativa, de la siguiente manera:
m 1 A 1% m 2 A 2 % m A n %
Masa Atómica Promedio = + + .................... n
100 100 100
La abundancia relativa es la cantidad en porcentaje que existe de su isotopo correspondiente, como
es relativa la suma de todas siempre es igual a 100
Problemas Resueltos
28
1. En la naturaleza se encuentran tres isótopos de silicio: Si (92,21%) que tiene una masa
29 30
atómica de 27,97693 u; Si (4,70%) que tiene una masa de 28,97649 u; y Si (3,09%) que
tiene una masa de 29,97375 u. Calcular la masa atómica promedio del silicio.
Solución
27,97693 92,21 28,97649 4,70 29,97376 3,09
masa atómica promedio Si = + +
100 100 100
= 28,09 u
2. Calcular la masa molecular de:
a) Sacarosa, C12H22O11 b) Nitrato de calcio, Ca(NO3)2
c) Hidróxido de aluminio, Al(OH)3 d) Metanol, CH3OH
Solución: a) masa molecular C12H22O11 = 12 12 + 1 22 + 11 16 = 342
b) masa molecular Ca(NO3)2 = 40,1 + 14 2 + 16 6 = 164,1
c) masa molecular Al(OH)3 = 27 + 3 16 + 1 3 = 78
d) masa molecular CH3OH = 12 + 1 4 + 16 = 32
Problemas Propuestos
38
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
Mol.- Es una unidad básica del Sistema Internacional, definida como la cantidad de una sustancia
que contiene tantas entidades elementales (átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas)
23
como 12 gramos de carbono 12, y que contiene siempre 6.023 x 10 partículas individuales.
1 mol O = 16 g O = 6,023 x 1023 átomos
1 mol O2 = 32 g O2 = 6,023 x 1023 moléculas
1 mol H2O = 18 g H2O = 6,023 x 1023 moléculas
Número de Avogadro
Es el número de partículas químicas contenidos en un mol de sustancias que numéricamente
es igual a 6,023 x 1023.
Ley de Avogadro.
Ley fundamental en química que establece que bajo idénticas condiciones de temperatura y
presión, volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas. Esta ley fue
enunciada por primera vez como hipótesis por el físico italiano Amadeo Avogadro en 1811.
Volumen molar
Es el volumen que ocupa un mol de gas en condiciones normales de presión y temperatura,
se conoce como volumen molar. Este volumen es casi siempre una ctte, para todos los gases. El
volumen molar de un gas ideal es 22,4 L, es decir:
1 mol H2 = 22,4 L H2
1 mol Cl2 = 22,4 L Cl2
Se definen condiciones normales de presión a la presión atmosférica a nivel del mar, la presión
atmosférica a nivel del mar es 1 atmosfera o 760 torricelis, y temperatura normal a 0ºC o 273 K
Para elementos:
P.A.(g) = 1 Átomo-mol = 6,023 x 1023 Átomos = 22,4 L en c.n. (solo gases.)
Para moléculas:
23
P.M.(g) = 1 molécula-mol = 6.023 X10 Moléculas = 22,4 L en c.n. (gases)
Problemas Resueltos
39
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
c) ¿Cuántos moles de NaHCO3 hay en 5,08 g de esta sustancia?
Solución:
a) 1 mol C6H12O6 = 180 g C6H12O6
180 g C 6 H12 O 6
0,433 moles C6 H12 O 6 = 77,9 g C 6 H12 O 6
1 mol C6 H12 O6
b) 1 mol de Na2CO3 = 106 g Na2CO3
106 g Na 2CO3
6,33 moles Na 2 CO3 = 671 g Na 2CO3
1 mol Na 2CO3
c) 1 mol NaHCO3 = 84 g NaHCO3
1 mol NaHCO3
5,08 g NaHCO3 = 0,06 moles NaHCO3
84 g NaHCO3
3. a) ¿Cuántas moléculas de C6H12O6 hay en 5,23 g de C6H12O6?
b) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 4,20 g de NaHCO3?
Solución: a) 1 mol C6H12O6 = 180 g C6H12O6
23
1 mol C6H12O6 = 6,02 10 moléculas C6H12O6
1 mol C H O 6,02 1023 moléculas C H O
5,23 g C6 H 12O6
180 g C H O
6 12 6
6 12 6
6 12 6 1 mol C H O
6 12 6
= 1,75 1022 moléculas C6H12O6
b) 1 mol NaHCO3 = 84 g NaHCO3
1 mol NaHCO3 = 3 mol O
23
1 mol O = 6,02 10 átomos O
1 mol NaHCO 3 mol O 6,02 1023 átomos O
4,20 g NaHCO3
3
84 g NaHCO3 1 mol NaHCO3 1 mol O
= 9,03 1022 átomos de O
6,02 10 23 átomos N
= 6,09 10 20 átomos N
1 mol N
5. Calcular la masa en gramos de cada uno de los siguientes:
a) 0,00850 moles de SO2
22
b) 3,58 10 átomos de Ar
20
c) 1,50 10 moléculas de cafeína, C8H10N4O2
Solución:
64 g SO
a) 0,00850 moles SO 2
2
= 0,544 g SO 2
1 mol SO2
40
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
1 mol Ar 40 g Ar
b) 3,58 1022 átomos Ar 23
= 2,38 g Ar
6, 02 10 átomos Ar1 mol Ar
c) 1,50 1020 moléculas cafeína 1 mol cafeína 194gca
23
0,048g _ cafeina
6,02 10 moléculas cafeína 1mol _ cafeina
6. Calcular las moléculas que hay en cada una de las siguientes muestras:
a) 0,150 moles de acetileno, C2H2 un combustible que se emplea en soldadura.
b) una tableta de 500 mg de vitamina C, C6H8O6.
–5
c) un copo de nieve promedio que contiene 5,0 10 g de H2O.
Solución:
23
a) 0,150 moles C 2 H 2 6,02 10 moléculas C 2 H 2 = 9,03 10 22 moléculas C 2 H 2
1 mol C 2 H 2
23
b) 500 mg 1 g 1 mol 6,02 10 moléculas = 1.71 10 21 moléculas
1000 mg 176 g 1 mol
23
c) 5,0 10 -5 g H O 1 mol H 2 O 6,02 10 moléculas H 2 O = 1.67 1018 moléculas H O
2 18 g H O 1 mol H 2 O 2
2
7. Calcular el número de moléculas en:
a) 0,0350 moles de propano, C3H8, un hidrocarburo combustible,
b) una tableta de 100 g de tylenol, C8H9O2N, un analgésico que se vende bajo el nombre de
paracetamol.
c) una cucharadita de azúcar de mesa, C12H22O11 que tiene una masa de 12,6 g.
Solución:
23
a) 0,0350 moles C H 6,02 10 moléculas C3 H 8 = 2,108 10 22 moléculas C3 H 8
3 8
1 mol C3 H 8
23
b)100 g C H O N 1 mol C 8 H9 O 2 N 6,02 10 moléculas C 8 H 9 O 2 N = 4 10 23 moléculas C 8 H 9 O 2 N
8 9 2
151 g C 8 H 9 O 2 N 1 mol C 8 H 9 O 2 N
23
c) 12,6 g azúcar 1 mol azúcar 6,02 10 moléculas azúcar = 2,2 10 22 moléculas azúcar
342 g azúcar 1 mol azúcar
41
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
10. La hemoglobina, proteína portadora del oxígeno en las células rojas de la sangre, tiene cuatro
átomos de hierro por molécula y contiene 0,340% en masa de hierro. Calcular la masa
molecular de la hemoglobina. Una molécula de hemoglobina tiene 4 átomos de Fe.
Solución: Sea X masa molecular de la hemoglobina
1 mol Hemo6,02 10 23 moléculas Hemo
0,340 g Fe = 100 g Hemo
X g Hemo 1 mol Hemo
4 átomos Fe 1 mol Fe 56 g Fe 100 4 56
23
X = = 65882
1 molécula Hemo 6,02 10 átomos Fe 1 mol Fe 0,340
Problemas Propuestos
42
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
9. a) ¿Cuántos moles de SO2 hay en 156 g de este gas?
b) ¿Cuántos moles de NaHCO3 están contenidas en 2,0 libras de NaHCO3?
10. El fulminato de mercurio, Hg(CNO)2 es un explosivo muy sensible al choque y que se usa en la
fabricación de fulminantes. ¿Cuántos gramos de este compuesto hay en 0,500 moles de
fulminato de mercurio?
11. Una conocida marca comercial de sal yodada contiene 0,010% en masa de KI. ¿Cuántos
moles de KI se encuentran en un paquete ordinario de esta sal cuya masa es de 26 onzas?
12. Uno de los primeros gases propulsores usado para aerosol en envases metálicos fue el
monóxido dinitrógeno llamado también gas hilarante. ¿Cuántos gramos de N2O están con-
tenidos en un envase de aerosol cargado con 5,6 moles de dicho gas?
–23
13. Un átomo de un elemento tiene una masa de 9,786 10 g. ¿Cuál es la masa atómica del
elemento?
14. Una muestra de gas, ocupa un volumen de 150 mL en c.n. y tiene una masa de 0,624 g.
Calcular su masa molecular.
15. Calcular la masa molecular del gas si la masa de 600 mL de éste en c.n. es igual a 1,714 g.
16. ¿Cuántos moles de O2 se encuentran contenidos en 1 L de aire en c.n., si hay 21% en vo-
lumen de O2 en el aire?
Son leyes que se refieren a las cantidades de sustancia que toman parte en las reacciones
químicas y las hay de dos tipos: leyes ponderales y volumétricas.
Leyes ponderales, que se refieren a los pesos y se aplican a sustancias sólidas, liquidas y
gaseosas.
Leyes volumétricas, que se refieren a los volúmenes y solo son aplicables a sustancia
gaseosas.
43
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
Ley de las combinaciones gaseosas. Gay Lussac
Enunciado.- Cuando reaccionan los gases los volúmenes de las sustancias reaccionantes y los
productos; siempre guardan entre si, una relación de números enteros y sencillos, medidos en ciertas
condiciones de presión y temperatura.
N2 + 3H2 2NH3
1vol + 3vol 2vol
1L + 3L 2L
1ml + 3ml 2ml
Problemas Resueltos
1. El Cu y el O se combinan en 2 proporciones, formando dos óxidos de cobre que contienen,
respectivamente, 79,9 % y 58,83 % de Cu. Comprobar con ello la ley de las proporciones
múltiples de Dalton.
Solución:
Cu O Cu/Cu : O/Cu Cu : O
79,9 20,1 1 : 0,25 1: 1 0,25
58,83 41,17 1 : 0,70 1: 3 0,25
2. Se hacen reaccionar 20 g de plata con 5,47 g de cloro. ¿Qué masa de AgCl se forma? ¿Qué
elemento y en qué cantidad está en exceso?
Solución:
De la relación que existen entre la plata y el cloro según la fórmula:
108 g Ag
= 3, 05
35, 45 g Cl
20 g Ag
De la reacción de combinación: = 3, 66
5, 47 g Cl
Se debe usar la relación 3,05 de acuerdo a la ley de Proust es la que determina la cantidad de
Ag que reacciona
108 g Ag
5, 47 g Cl
35, 45 g Cl
= 16,66 g Ag
Se forman 16,66 g Ag + 5,47 g Cl = 22,13 g AgCl
La plata está en exceso: 20,0 g Ag – 16,66 g = 3,34 g Ag
Problemas Propuestos
44
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
3. Supóngase que el elemento X se combina con el elemento Z, para dar 2 compuestos dife-
rentes. En el primero, 8 g de X están combinados con 18 g de Z; el segundo consta de un 25
% de X y un75 % de Z, en peso. ¿Se cumple la Ley de Dalton?
Composición porcentual.- El porcentaje en masa en que contribuye cada uno de los elementos en
una sustancia se denomina el porcentaje.
Formula Empírica.- Es la relación entre el menor número entero de átomos presentes en una
molécula de un compuesto. La formula empírica es la más simple porque utiliza como subíndices el
conjunto de enteros más pequeños que expresas las proporciones de los átomos presentes.
Formula Molecular.- Indica el número real de átomos presentes en la molécula. La formula
molecular puede ser igual a la formula empírica o un múltiplo entero de ella.
FM = FE × Φ ; Φ= ctte.
PM(formula molecular)
=
PM(formula empirica)
Problemas Resueltos
1. Calcular el porcentaje en masa de cada elemento en los siguientes compuestos:
a) CO2 b) SF4 c) NH4Br
Solución:
12
a) % C = 100 = 27,27% 100 – 27,27 = 72,73% O
44
b) % S = 32 100 = 30% 100 – 30 = 70% F
108
c) % N = 14 100 = 14,3% y %Br = 80 100 = 81,6%
98 98
45
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
Solución: a) C: 10,4 ÷ 12 = 0,87 ÷ 0,87 = 1
S: 27,8 ÷ 32 = 0,87 ÷ 0,87 = 1
Cl: 61,7 ÷ 35,45 = 1,74 ÷ 0,87 = 2
Fórmula empírica: CSCl2
b) Na: 32,79 ÷ 23 = 1,43 ÷ 0,48 = 3
Al: 13,02 ÷ 27 = 0,48 ÷ 0,48 = 1
F: 54,19 ÷ 19 = 2,85 ÷ 0,48 = 6
Fórmula empírica: Na3AlF6
4. El olor característico de la piña se debe al butirato de etilo, un compuesto que contiene car-
bono, hidrógeno y oxígeno. La composición de 2,78 mg de butirato de etilo produce 6,32 mg
de CO2 y 2,58 mg de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?
Solución:
1 mmol CO 1 mmol C 12 mg C
6,32 mg CO2 2
= 1,72 mg C
44 mg CO2 1 mmol CO 2 1 mmol C
1 mmol H O 2 mmol H 1 mg H
2,58 mg H 2 O 2
18 g H O
= 0,287 mg H
2 1 mmol H2 O 1 mmol H
2,78 mg Sustancia – (1,72 mg + 0,287 mg) = 0,773 mg O
C: 1,72 ÷ 12 = 0,143 ÷ 0,048 = 3
H: 0,287 ÷ 1 = 0,287 ÷ 0,048 = 6
O: 0,773 ÷ 16 = 0,048 ÷ 0,048 = 1
Fórmula empírica: C3H6O
5. Determinar las fórmulas empírica y molecular de cada una de las siguientes sustancias:
a) Etilenglicol, la sustancia que se utiliza como componente principal de la mayor parte de las
soluciones anticongelantes que tiene la siguiente composición; 38,7% C; 9,7% H y 51,6% O.
Su masa molecular es 62,1.
b) Cafeína, un estimulante que se encuentra en el café, que tiene, 49,5% C; 5,15% H; 28,9% N
y 16,5% O, su masa molecular es de aproximadamente 195.
Solución:
a) C: 38,7 ÷ 12 = 3,225 ÷ 3,225 = 1
H: 9,7 ÷ 3,225 = 3
O: 51,6 ÷ 16 = 3,225 ÷ 3,225 = 1
Fórmula empírica: CH3O de masa molecular, 31
Ф = 62,1 ÷ 31 = 2 Fórmula molecular: C2H6O2
6. La sosa de lavandería, un compuesto que se utiliza para acondicionar el agua dura para la-
vandería, es un hidrato. Su fórmula se puede escribir como Na2CO3. X H2O donde X es el
número de moles de H2O por mol de Na2CO3. Cuando una muestra de 2,558 g de sosa de
lavandería se calienta a 125°C, se pierde toda el agua de hidratación, dejando 0,948 g de
Na2CO3. ¿Cuál es el valor de X?
Solución:
Na2CO3: 0,948 ÷ 106 = 0,00894 ÷ 0,00894 = 1
46
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
H2O: 1,61 ÷ 18 = 0,0894 ÷ 0,00894 = 10
Fórmula del hidrato: Na CO . 10 H O
2 3 2
Solución:
1 mol CO 1 mol C 12 g C
0, 7003 g CO 2 2
44 g CO
= 0,190 g C
21 mol CO2 1 mol C
1 mol H O 2 moles H 1 g H
2
0,3821 g H 2 O
18 g H O
= 0, 0424 g H
2 1 mol H 2 O 1 mol H
0,3723 g NH 3 1 mol NH3 1 mol N 14 g N
0, 3082 g Sust
1, 270 g Sust
= 0, 0744 g N
17 g NH 3 1 mol NH 3 1 mol N
C: 0,190 ÷ 12 = 0,0158 ÷ 0,00531 = 3
H: 0,0424 ÷ 0,00531 = 8
N: 0,0744 ÷ 14 = 0,00531 ÷ 0,00531 = 1
Fórmula empírica: C3H8N, de masa molecular 58
Se X la masa molecular de la sustancia
1 mol Sust X g Sust
5,19 g Sust = 1 L Sus
22, 4 L Sus 1 mol S
X = 5,19 22,4 = 116,256
Número de fórmula empírica
Ф= 116,256 ÷ 58 = 2 Fórmula molecular: C6H16N2
Problemas Propuestos
47
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
22
c) 4,5 10 átomos de Cu d) 382 g de Co
24
e) 0,055 g de Sn f) 8,5 10 moléculas de N2.
–23
7. Se encuentra que un átomo de un elemento desconocido tiene una masa de 1,79 10 g.
¿Cuál es la masa molar de este elemento?
8. Hay aproximadamente 5,0 mil millones de persona en la tierra. Si se distribuyera un mol de
dólares por igual entre ellas, ¿Cuántos dólares recibiría cada persona?
9. Si 20 gotas de agua equivalen a 1,0 mL,
a) ¿Cuántas gotas hay en una milla cúbica de agua?
b) ¿Cuál sería el volumen, en millas cúbicas, de un mol de gotas de agua?
10. Determinar el porcentaje de:
a) mercurio en HgCO3 b) oxígeno en Ca(ClO3)2
c) nitrógeno en C10H14N2, (nicotina) d) Mg en C55H72MgN4O5 (clorofila)
11. La fructuosa es un azúcar natural muy dulce que se encuentra en la miel, las frutas y sus
jugos. Tiene una masa molecular de 180 y una composición de 40,0% C; 6,7% H y 53,3% de
O. Determinar la fórmula molecular de la fructuosa.
12. El arseniuro de galio es uno de los más recientes materiales que se emplean para fabricar
chips para supercomputadoras. Su composición es 48,2% de Ga y 51,8% de As. ¿Cuál es su
fórmula empírica?
13. En el análisis cuantitativo de 0,4620 g de una sustancia desconocida se determinó que con-
tiene: 0,1945 g de carbono; 0,02977 g de hidrógeno y 0,2377 g de oxígeno. Determinar el
porcentaje en masa de cada uno de los elementos presentes en la sustancia desconocida.
14. Una muestra de 1,74 g de un compuesto que contiene solamente carbono e hidrógeno se
quemo en oxígeno y se obtuvo 5,28 g de dióxido de carbono, CO2 y 2,70 g de agua, H2O.
¿Cuál es la composición porcentual del compuesto?
15. El colesterol es un compuesto que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. La combustión de
una muestra de 9,50 g del compuesto produjo 29,20 g de CO2 y 10,18 g de H2O. ¿Cuál es la
composición en porcentaje del compuesto?
16. Los compuestos que contienen S son un componente indeseable en algunos aceites. La
2–
cantidad de azufre en un aceite puede determinarse por oxidación del S a sulfato [SO4] , y
precipitación del ión sulfato como sulfato de bario BaSO4, el cual puede recogerse, secarse y
pesarse. De 8,25 g de una muestra de aceite, se obtuvieron 0,929 g de BaSO4. ¿Cuál es el
porcentaje en masa de S en el aceite?
17. Se analizaron diversos compuestos y se determinó que tiene la siguiente composición por-
centual:
a) 65,20% de As ; 34,80% de O
b) 40,27% de K; 26,78% de Cr ; 32,96% de O
c) 26,58% de K, 35,35% de Cr; 38,07% de O
18. Un compuesto orgánico no identificado, contiene sólo carbono, hidrógeno y oxígeno. Se
somete a análisis por combustión. Cuando se queman 228,4 mg del compuesto orgánico puro
en un tren de combustión se obtienen 627,4 mg de CO2 y 171,2 mg de H2O.
a) Determinar la masa de carbono, hidrógeno y oxígeno.
b) Determinar la fórmula empírica del compuesto orgánico.
19. Por calentamiento de 7,50 g de un hidrato de CoCl2 en el vacío, se eliminó el agua y quedaron
4,09 g de CoCl2. ¿Cuál es la fórmula de este hidrato?
20. Una muestra de 6,2 g de un compuesto que contiene vanadio y cloro se disolvió en agua. La
adición de una sal de plata en agua precipita AgCl, que es insoluble en agua. El proceso pro-
dujo 17,19 g de AgCl. ¿Cuál es la fórmula empírica del cloruro de vanadio?
21. La testosterona, hormona sexual masculina contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Su
composición porcentual en masa, es de 9,79% de H y de 11,09% de O. Cada molécula con-
tiene dos átomos de Oxígeno. Determinar:
a) la masa molecular
b) la formula molecular de dicha hormona.
48
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
22. El octanaje de una gasolina se basa en tomar como referencia el compuesto isooctano, al cual
se asigna un octanaje de 100. Cuando 0,2351 g del isooctano se hicieron reaccionar en un
cámara de combustión, se transformó en dióxido de carbono y agua. El CO2 fue recogido y
pesado como BaCO3. Si el BaCO3 obtenido tiene una masa de 3,2488 g, ¿cuál es la fórmula
empírica del isooctano?
23. El paraldehído, droga hipnótica y sedante, tiene una fórmula empírica C2H4O. Su densidad de
vapor en c.n. es 5,90 g/L. ¿Cuál es su fórmula molecular?
24. La nicotina, alcaloide tóxico presente en las hojas de tabaco tiene una masa molecular de
162,2. Su fórmula empírica es C5H7N. ¿Cuál es su fórmula molecular?
25. El oro de los tontos es un compuesto de hierro y azufre, una pirita de hierro. Una muestra de
0,6814 g de esta pirita fue tostada al aire, con lo que todo el azufre se transformo en SO2 cuya
masa fue de 0,7276 g. ¿Cuál es la fórmula empírica de la pirita?
49
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
1. El rubidio presente en la naturaleza tiene sólo dos isótopos. Uno de ellos consta de un átomo
con una masa de 84,912 u; el otro tiene 86,901 u. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia en la
naturaleza del isótopo más pesado?
A) 15% B) 28% C) 37% D) 72% E) Ninguno
2. Existen tres isótopos del silicio presentes en la naturaleza:
Si, con abundancia natural de 92,21% y masa de 27,97693 u
Si, con abundancia natural de 4,70% y masa de 28,97649 u
Si, con abundancia natural de 3,09% y masa de 29,97376 u
A partir de estos datos, calcular la masa atómica relativa del silicio
A) 28 B) 28,98 C) 28,08561 D) 28,09 E) Ninguno
3. ¿Cuál de las muestras siguientes contiene el mayor número de átomos?
A) 1,0 g de Au B) 1,0 g de H2O C) 1,0 g de He
D) 1,0 g de C8H18 E) Ninguno
E) todos los anteriores contiene el mismo número de átomos
4. Una botella contiene x átomos de carbono que tienen una masa de 6,00 g. Si se desea otra
botella que contenga un número igual de átomos de níquel, ¿qué masa (g) de níquel se debe
tomar?
A) 52,7 B) 1,23 C) 23,7 D) 29,4 E) Ninguno
5. Una sola hoja de rasurar contiene un total de 8,4 x 1021 de átomos, 57% de los cuales son
átomos de hierro, 14% de cromo y 29% átomos de carbono. ¿Cuánta masa de carbono
contiene la hoja?
A) 0,049 B) 0,14 C) 2,1 D) 0,17 E) Ninguno
6. El arsenato de calcio, Ca3(AsO4)2, es una sustancia peligrosa, usado hace tiempo para matar
insectos en las plantas. ¿Cuál es la masa de 0,586 moles de arsenato de calcio?
A) 233 B) 23 C) 159 D) 23,3 E) Ninguno
7. ¿Cuántos átomos de nitrógeno están presentes en 0,50 libras de nitrato de amonio, NH4NO3?
A) 1,7 1024 B) 7,5 1021 C) 3,8 1021 D) 3,4 1024 E) Ninguno
8. El número de Avogadro de los átomos de criptón tiene una masa de:
A) 83,8 u B) 1,00 g C) 83,8 g D) 5,04 1025 g E) Ninguno
21
9. La masa de 3,01 10 átomos de mercurio es:
A) 1,00 B) 2,00 C) 5,00 10–5 D) 200 E) Ninguno
10. La masa total de 1,00 docenas de átomos de carbono es:
A) 144 B) 1,0 C) 2,39 10–22 D) 2,00 10–23 E) Ninguno
11. ¿Cuántos átomos en total hay en 1,00 moles libras de CO2?
A) 6,023 1023 B) 18,06 1023 C) 3 D) 8,19 1026 E) Ninguno
12. ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en una muestra de 42 g de dicromato de amonio,
(NH4)2Cr2O7.
A) 7,0 1023 B) 1,0 1023 C) 6,0 1023 D) 1,4 1022 E) Ninguno
13. El olor característico de la piña se debe al butirato de etilo, un compuesto que contiene
carbono, hidrógeno y oxigeno. La combustión de 2,78 mg de butirato de etilo produce 6,32 mg
CO2 y 2,58 mg de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de este compuesto?
A) C2H4O6 B) C3H5O11 C) C7H12O6 D) C9H8O2 E) Ninguno
14. Dada una muestra de dicromato de amonio (NH4)2Cr2O7 que contiene
23
8,03 10 átomos de nitrógeno, ¿cuántos gramos de hidrógeno contiene la muestra?
A) 3,03 B) 0,337 C) 0,674 D) 5,39 E) Ninguno
15. Una muestra dada de un compuesto contiene 0,667 moles de átomos de nitrógeno, 2,688 g de
hidrógeno, 2,01 1023 átomos de cromo, y el número de átomos de oxígeno corresponde a la
mitad del número de átomos de hidrógeno. ¿Cuál es la fórmula más simple o empírica del
compuesto?
A) (NH4)2Cr2O7 B) (NH4)2CrO4 C) (NH4)HCrO4 D) (NH4)3CrO E) Ninguno
16. ¿Qué masa de KClO3 contiene 80,0 g de oxígeno?
A) 204 B) 8,17 C) 306 D) 1,84 103 E) Ninguno
17. El compuesto equilina, una hormona que se encuentra en la orina de yeguas preñadas tiene
una masa molecular de 268,3 y contiene 80,6% de carbono en masa. ¿Cuántos átomos de
carbono hay en cada molécula de equilina?
A) 7 B) 9 C) 18 D) 22 E) Ninguno
50
Átomos y moléculas, fundamentos de
estequiometria.
18. El factor de conversión estequiométrico que sería al multiplicar para convertir los moles de Cu
en moles de Cu2(OH)2CO3 es:
A) 2/1 B) 2/2 C) 3/2 D) 1/2 E) Ninguno
19. ¿Cuál es la masa de Cu2(OH)2CO3 que contiene 100 g de cobre?
A) 358 B) 174 C) 57,5 D) 130 E) Ninguno
20. El porcentaje de nitrógeno en masa de urea, (NH2)2CO es:
A) 23,3% B) 31,3% C) 38,0% D) 46,7% E) Ninguno
51
Unidad 5
Problemas Resueltos
1. Escribir las ecuaciones iónicas netas para las siguientes reacciones, e identifique el o los iones
espectadores que haya en cada una de ellas:
a) Pb(NO3)2(ac) + Na2SO4(ac) PbSO4(ac) + 2NaNO3(ac)
b) Zn(s) + 2HCl(ac) ZnCl2 (ac) + H2(g)
c) FeO(s) + 2 HClO4(ac) H2O(l) + Fe(ClO4)2(ac)
d) Na2CO3(ac) + 2 HCl(ac) H2O(l) + CO2(g) +2 NaCl(ac)
e) CuBr2(ac) + 2 NaOH(ac) Cu(OH)2(ac) + 2 NaBr(ac)
Solución: a) No tiene una ecuación iónica neta porque todas las especies están en solución acuosa
1+ 2+
b) Zn(s) + 2H Zn + H2(g)
1-
El ión espectador es el Cl
1+ 2+
c) FeO(s) + 2H H2O(l) + Fe
1-
El ión espectador es el [ClO4]
1- 1+
d) [CO3] +2H H2O(l) + CO2
1+ 1-
Los iones espectadores son Na y Cl
e) No tiene una ecuación iónica neta debido a que todas las especies se encuentra en solución
acuosa.
2. Completar y balancear las siguientes ecuaciones:
a) Fe(OH)2(s) + HClO3(ac) b) HI(ac) + Ca(OH)2(ac)
c) Al(OH)3(s) + H2SO4(ac)
Solución:
a) Fe(OH)2(s) + HClO3(ac) Fe(ClO3)2(ac) + H2O(l)
b) HI(ac) + Ca(OH)2(ac) CaI2(s) + H2O(l)
51
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
c) Al(OH)3(s) + H2SO4(ac) Al2(SO4)3(ac) + H2O(l)
Problemas Propuestos
1. Completar e igualar las siguientes reacciones:
a) 2 AgNO3(ac) + Na2SO4(ac)
b) BaCl2(ac) + ZnSO4(ac)
c) (NH4)2CO3(ac) + CaCl2(ac)
d) Na2S(ac) + ZnCl2(ac)
e) K3PO4(ac) + Sr(NO3)2(ac)
2. completar e igualar las siguientes reacciones:
a) HBr(ac) + NH3(ac)
b) CH3COOH(ac) + KOH
c) Ba(OH)2(ac) + H3PO4(a)
d) HClO4(ac) + Mg(OH)2(ac)
3. De la ecuación química: 2 NO (g) + O2(g) 2NO2(g)
¿Cuáles de las siguientes características o cantidades se pueden deducir?
a) La reacción se inicia por calentamiento.
b) Dos moles de monóxido de nitrógeno reaccionan con un mol de oxígeno molecular para
formar dos moles de dióxido de nitrógeno.
c) La reacción se completa esencialmente en pocos minutos después de mezclar los reactivos.
d) En esta reacción todas las sustancias son gases.
e) Esta reacción ocurre al chocar dos moléculas de monóxido de nitrógeno con una molécula
de oxígeno.
f) Ochocientas moléculas de NO reaccionarán con cuatrocientas moléculas de O2.
4. Escribir ecuaciones balanceadas que correspondan a cada una de las descripciones siguien-
tes:
a) Cuando el gas amoníaco se pasa sobre sodio metálico liquido caliente, se libera hidrógeno
gaseoso y se forma amida de sodio, NaNH2 como producto sólido.
b) El metal cinc sólido reacciona con ácido sulfúrico para formar hidrógeno gaseoso y una
solución acuosa de sulfato de cinc.
c) Cuando se calienta el nitrato de potasio sólido, se descompone para formar nitrito de potasio
sólido y oxígeno gaseoso.
5. Clasificar las siguientes ecuaciones:
a) 2 KClO3(s) 2 KCl(s) + 3O2(g)
b) 2 CO(g) + O2(g) 2 CO2(g)
6. Balancear las siguientes ecuaciones utilizando el método del tanteo.
a) C + O2 CO2 b) CO + O2 CO2
c) H2 + Br2 HBr d) K + H2O KOH + H2
e) Mg + O2 MgO f) O3 O2
7. Para las siguientes reacciones redox, identificar al agente oxidante y al agente reductor:
a) 4 Fe + 3 O2 2 Fe2O3 b) Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2
c) Si + 2 F2 SiF4 d) H2 + Cl2 2HCl
-
El agente oxidante es el nitrato NO3 , puesto que contiene al elemento N, que sufre una disminución
de su numero de oxidación.
NO3 NO
-
52
Igualación de reacciones
químicas
Problemas Resueltos
1- 2+ 1-
1. [MnO4] + SO2 Mn + [HSO4] (solución ácida)
Solución:
1- 2+ 1-
[MnO4] + SO2 Mn + [HSO4]
Las dos semireacciones son:
1- 2+
[MnO4] Mn
1-
SO2 [HSO4]
Igualando cada una de ellas:
1- 2+
MnO4] Mn
1- 2+
Átomos de Mn; Mn
[MnO4]
1- 2+
Átomos de O: [MnO4] Mn + 4 H2O
1+ 1- 2+
Átomos de H: 8 H + [MnO4] Mn + 4 H2O
1+ 1- 2+
Eléctricamente: 5e- + 8 H + [MnO4] Mn + 4 H2O
1-
SO2 [HSO4]
1-
Atomos de S: SO2 [HSO4]
1-
Átomos de O: 2H2O + SO2 [HSO4]
1- 1+
Átomos de H: 2H2O + SO2 [HSO4] + 3H 2e-
Las dos semireacciones igualadas son:
1+ 1- 2+
5e- + 8 H + [MnO4] Mn + 4 H2O
1- 1+
2H2O + SO2 [HSO4] + 3H 2e-
Se iguala el número de electrones multiplicando el primero por 2 y el segundo por 5:
1+ 1- 2+
10e- + 16 H + 2 [MnO4] 2 Mn + 8 H2O
1- 1+
10 H O + 5 SO 5 [HSO ] + 15 H 10e-
2 2 4
Sumando y simplificando términos iguales:
1+ 1- 2+ 1-
H + 2 [MnO4] + 2 H2O + 5 SO2 2 Mn + 5 [HSO4]
2+
2. Mn + H2O2 MnO2 (solución básica)
Solución:
2+
Mn + H2O2 MnO2
2+
Las semireacciones: Mn MnO2
H2O2 H2O
Igualación:
53
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
2+
Átomos Mn: MnO2
Mn
2+
Átomos O: 2H2O + Mn MnO2
2+ 1+
Átomos de H: 2H2O + Mn MnO2 + 4H
2+ 1+
Eléctricamente: 2H2O + Mn MnO2 + 4H + 2e-
Átomos de O: H2O2 2 H2O
1+
Atomos de H: 2H + H2O2 2 H2O
1+
Eléctricamente: 2e- + 2H + H2O2 2 H2O
Sumando y simplificando:
2+ 1+
Mn + H2O2 MnO2 + 2 H
1-
Se añaden tanto [OH] como protones haya:
1- 2+ 1+ 1-
2 [OH] + Mn + H2O2 MnO2 + 2 H + 2 [OH]
1+ 1-
Como: 2 H + 2 [OH] = 2 H2O
1- 2+
2 [OH] + Mn + H2O2 MnO2 + 2 H2O
1- 1-
3. Br2 [BrO3] + Br (solución básica)
Solución:
1-
Átomo de Br: 2 [BrO3]
Br2
1-
Átomo de O: 6 H2O + Br2 2 [BrO3]
1- 1+
Átomo de H: 6 H2O + Br2 2 [BrO3] + 12H
1- 1+
Eléctricamente: 6 H2O + Br2 2 [BrO3] + 12H + 10e-
1-
Átomos de Br: Br2 2 Br
1-
Eléctricamente: 2e- + Br2 2 Br
Igualando la carga, sumando y simplificando:
1- 1+ 1-
6 H2O + 6 Br2 2 [BrO3] + 12H + 10 Br
1- 1+ 1-
3 H2O + 2 Br2 [BrO3] + 6 H + 5 Br
Pasando a medio básico:
1- 1- 1+ 1- 1-
3 H2O + Br2 + 6 [OH] [BrO3] + 6 H + Br + 6 [OH]
Finalmente:
1- 1- 1-
Br2 + 6 [OH] [BrO3] + 3 H2O + Br
4. CrI3 + Cl2 + NaOH Na2CrO4 + NaIO4 + NaCl + H2O
Solución:
1+ 2- 1+ 1- 1+ 1-
CrI3 + Cl2 + NaOH 2 Na + [CrO4] + Na + [IO4] + Na + Cl + H2O
2- 1- 1-
El esqueleto de la reacción es: CrI3 + Cl2 [CrO4] + [IO4] + Cl
2- 1-
átomos de Cr: [CrO4] +
CrI3 [IO4]
2- 1-
átomos de I: CrI3 [CrO4] + 3 [IO4]
2- 1-
átomos de O: 16 H2O + CrI3 [CrO4] + 3 [IO4]
2- 1- 1+
átomos de H: 16 H2O + CrI3 [CrO4] + 3 [IO4] + 32 H
2- 1- 1+
Eléctricamente : 16H2O + CrI3 [CrO4] + 3 [IO4] + 32 H + 27 e-
1-
Atomos de Cl: Cl2 2 Cl
1-
Eléctricamente: 2 e- + Cl2 2 Cl
Las dos semi-reacciones son:
2- 1- 1+
16 H2O + CrI3 [CrO4] + 3 [IO4] + 32 H + 27 e-
54
Igualación de reacciones
químicas
1-
2 e- + Cl2 2 Cl
Multiplicando por 2 y 27 respectivamente, sumando y simplificando se tiene:
2- 1- 1+ 1-
32 H2O + 2 CrI3 + 27 Cl2 2 [CrO4] + 6 [IO4] + 64 H + 54 Cl
Como la ecuación está en medio básico se tiene:
1- 2- 1- 1-
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64 [OH] 2 [CrO4] + 6 [IO4] + +54 Cl + 32 H2O
La ecuación igualada es:
2 CrI3 + 27 Cl2 + 64 NaOH 2 Na2CrO4 + 6 NaIO4 + 54 NaCl + 32 H2O
El recuento de átomos
Reactivos Productos
Átomos de Cr: 2 2
Átomos de Na: 64 64
Átomos de I: 6 6
Átomos de Cl: 54 54
Átomos de O: 64 64
Átomos de H: 64 64
Problemas Propuestos
2- 2- 3+
1. [Cr2O7] + [C2O4] Cr + CO2 (solución ácida)
1- 1-
2. [ClO3] + Cl Cl2 + ClO2 (solución ácida)
2- 1- 2-
3. [S2O3] I + [S4O6]
+ I2 (solución ácida)
2+ 3+
4. H2O2 + Fe Fe (solución ácida)
2+
5. Cu + HNO3 Cu + NO (solución ácida)
2- 2-
6. Bi(OH)3 + [SnO2] [SnO3] + Bi (solución básica)
1- 1- 1-
7. [CN] + [MnO4] [CNO] + MnO2 (solución básica)
2+ 1- 3+ 2+
8. Fe + [MnO4] Fe + Mn (solución ácida)
9. PbCrO4 + NaOH Na2PbO2 + Na2CrO4 + H2O
10. PbS + HNO3 Pb(NO3)2 + NO + H2O + S
11. Hg + HNO3 Hg2(NO3)2 + NO + H2O
12. Ag2S + HNO3 AgNO3 + NO + S + H2O
13. CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO + S
14. As4 + HNO3 + H2O NO + H3AsO4
15. As4 + NaClO + H2O H3AsO4 + NaCl
16. Na3AsO3 + HCl + H2S As2S3 + NaCl + H2O
17. Na3AsO3 + I2 + NaHCO3 Na3AsO4 + NaI + CO2 + H2O
18. As4O6 + Zn + H2SO4 AsH3 + ZnSO4 + H2O
19. Sb + HNO3 + HCl SbCl3 + NO + H2O
20. Ag3Sb + AgNO3 + H2O Ag + Sb4O6 + HNO3
21. Sn + HNO3 Sn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
22. Sn + HNO3 + HCl NO + SnCl4 + H2O
23. K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + KHSO4 + Cr2(SO4)3 + H2O
24. AlCl3 + (NH4)2S + H2O Al(OH)3 + H2S + NH4Cl
25. NiS + HNO3 + HCl NiCl2 + NO + S + H2O
55
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
4. FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
5. MnO2 + NaBiO3 + HNO3 HMnO4 + BiONO3 + NaNO3 + H2O
6. CoCl2 + KOH + KClO3 Co2O3 + KCl + H2O
7. H2S + KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + S8 + MnSO4 + H2O
8. KNO2 + KMnO4 + H2SO4 KNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
9. KSCN + K2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + SO2 + CO2 + NO2 + K2SO4 + H2O
10. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
11. As2S3 + HNO3 + H2O H2SO4 + H3AsO4 + NO
12. P4 + KOH + H2O KH2PO2 + PH3
13. K2SO3 + KMnO4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O
14. K2SO3 + KMnO4 + H2O K2SO4 + MnO2 + KOH
15. K2SO3 + KMnO4 + KOH K2SO4 + K2MnO4 + H2O
16. HNO2 + KMnO4 + H2SO4 HNO3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
17. NaNO2 + NaI + H2SO4 NO + I2 + NaNO3 + H2O + Na2SO4
18. HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O
19. Definir los siguientes términos:
a) Oxidación b) Reducción c) Agente oxidante d) Oxido-reducción
20. Balancear y clasificar las siguientes reacciones:
a) H2O2(ac) H2O(l) + O2(g)
b) Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s)
c) Na2CO3(ac) + Ca(OH)2(ac) CaCO3(ac) + NaOH(ac)
d) Cu(NO3)2(ac) + Fe(s) Cu(s) + Fe(NO3)2(ac)
21. Clasificar las siguientes reacciones:
1- 1- 1-
a) Cl2 + 2OH Cl + ClO + H2O
2+ 2-
b) Ca + CO3 CaCO3
1+ 1+
c) NH3 + H NH4
20. En las siguientes reacciones redox, identificar al agente oxidante y el agente reductor.
a) 2 Sr + O2 2 SrO b) 2 Na + S Na2S
c) 2 Cs + Br2 2 CsBr d) 2 C + O2 2CO
26. Completar y balancear las ecuaciones para las siguientes reacciones de doble desplazamiento:
a) ZnCl2 + KOH b) CuSO4 + H2S
c) Ca(OH)2 + H3PO4 d) (NH4)3PO4 + Ni(NO3)2
27. Completar y balancear las ecuaciones para las siguientes reacciones. ¿Todas ellas son
posibles?
a) H2 + I2 b) CaCO3
c) Mg + H2SO4 d) FeCl2 + NaOH
e) SO2 + H2O f) SO3 + H2O
g) Ca + H2O h) Bi(NO3)3 + H2S
28. Escribir las ecuaciones balanceadas para la combustión de los siguientes hidrocarburos
a) Etano, C2H6 c) Heptano C7H16 b) Benceno, C6H6
29. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?
a) Los coeficientes ubicados frentes a las fórmulas en una ecuación química balanceada,
indican el número relativo de moles de los reactivos y los productos en esa reacción.
56
Igualación de reacciones
químicas
b) Una ecuación química balanceada es aquella que tiene el mismo número de moles en cada
lado.
c) En una ecuación química, el símbolo indica que la reacción es exotérmica.
d) Un cambio químico que absorbe energía térmica se dice que es endotérmico.
57
Unidad 6
57
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
Problemas Resueltos
1. La combustión completa del butano, C4H10 se efectúa como sigue:
2 C4H10(l) + 13 O2(g) 8 CO2(g) + 10 H2O(l)
a) ¿Cuántos moles de O2 son necesarias para quemar 10,0 moles de butano en esta forma?
b) Cuando se queman 10,0 g de butano, ¿cuántos gramos de O2 se necesitan?
Solución: 2 moles C4H10 = 13 moles O2
a) 10 moles C 4 H10 13 moles O 2 = 65 moles O 2
2 moles C 4H10
1 mol C H 13 moles O 32 g O
b) 10 g C 4 H10 4 10 2 2
58 g C H = 36 g O 2
4 10 2 moles C 4 H10 1 mol O 2
4. El cohete secundario reutilizable del transbordador espacial de Estados Unidos utiliza una
mezcla de aluminio y perclorato de amonio, NH4ClO4 como combustible. La reacción entre
estas sustancias es la siguiente:
3 Al(s) + 3 NH4ClO4(s) Al2O3(s) + AlCl3(s) + 3 NO(g) + 6 H2O(g)
¿Qué masa de perclorato de amonio se debe utilizar en la mezcla de combustible por cada
kilogramo de aluminio?
Solución:
1 mol Al 3 moles NH 4 ClO 4 117, 45 g NH 4ClO 4
1 000 g Al
= 4350 g NH 4 ClO 4
27 g Al 3 moles Al
1 mol NH 4 ClO 4
58
Cálculos
químicos“estequiometria”
5. Las bolsas de aire de los automóviles se inflan cuando la azida de sodio, NaN3, se descom-
pone rápidamente en sus elementos:
a) Escribir una ecuación química balanceada para esta reacción
b) ¿Cuántos gramos de NaN3 se requieren para formar 1,00 g de N2?
3
c) ¿Cuántos gramos de NaN3 se requieren para producir 12,0 pie de N2 si el gas tiene una
densidad de 1,25g/L?
Solución:
a) 2 NaN3 2 Na + 3 N2
b) 1 g N2 1 mol N 2 2 moles NaN3 65 g NaN 3 =1, 55 g NaN 3
28 g N 2 3 moles N 2 1 mol NaN 3
12 plg N 2 3 2, 54 cm N2 3 1 L N 2 1,25 g N 1 mol N
12 pie 3 N 2
1 pie N
1 plg N
3
2
2
c) 2 2 1 000 cm N 2 1 L N 2 28 g N2
2 moles NaN3 65 g NaN3
3 moles N
= 657, 4 g NaN3
2 1 mol NaN 3
6. Un carbón en particular contiene 2,8% de azufre en masa. Cuando este carbón se quema, el
azufre se convierte en SO2(g). Este SO2 se hace reaccionar con CaO para formar CaSO3(s). Si
el carbono se quema en una planta de energía que utiliza 2 000 toneladas de carbón por día,
¿cuál es la producción diaria de CaSO3?
Solución: SO2(g) + CaO(s) CaSO3(s)
2,0 10 9 g Carbón 2,8 g S 1 mol S 1 mol SO2 1 mol CaSO 3
día 100 g carbón 32 g S 1 mol S 1 mol SO2
120 g CaSO 3 2,1 108 g CaSO 3
= = 210 toneladas CaSO 3 /día
1 mol CaSO 3 día
Problemas Propuestos
1. Una de las maneras de eliminar el NO en las emisiones de humos es hacerle reaccionar con
amoniaco:
NH3 + NO N2 + H2O
a) ¿Cuántos moles de NH3 reaccionan con 16,5 moles de NO?
b) ¿Cuántos moles de NO se necesitan para preparar 0,772 moles de N2?
2. Cuando se quema gas acetileno, C2H2, en el aire, los productos son CO2 y H2O
a) Escribir la ecuación ajustada para esta reacción.
b) ¿Cuántos moles de CO2 se producen a partir de 0,524 moles de C2H2?
c) ¿cuántos moles de O2 se necesitan para reaccionar con 2,46 moles de C2H2?
3. La combustión del gas butano, C4H10 en el aire da CO2 y H2O.
a) Escribir la ecuación ajustada para dicha reacción.
b) ¿Cuántos moles de C4H10 se necesitan para obtener 11,6 moles de CO2?
c) ¿Cuántos moles de H2O se forman con 2,69 moles de C4H10?
4. Utilizando la siguiente ecuación química
Na2CO3 + HNO3 NaNO3 + H2O + CO2
¿Cuántos moles de NaNO3 pueden prepararse a partir de 10 g de Na2CO3?
5. Al4C3 + H2O Al(OH)3 + CH4
¿Cuántos moles de CH4 se producirán cuando se preparan 0,2 g de Al(OH)3?
6. Calcular la cantidad de gramos de ácido fosfórico H3PO4 que puede obtenerse de 100,0 g de
decaóxido tetrafósforo, P4O10:
P4O10 + H2O H3PO4
59
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
60
Cálculos
químicos“estequiometria”
masa.real
%ren dim iento. 100
masa.teorica
La masa real se determina experimentalmente en el laboratorio. Mientras que la masa
teórica, es la cantidad máxima y se determina de cálculos, basados en el reactivo limitante (RL).
Problemas Resueltos
1. El carburo de silicio, SiC, se conoce comúnmente como carborundum. Esta sustancia dura,
la cual se utiliza comercialmente como abrasivo, se fabrica calentando SiO2 y C a tempera-
turas elevadas:
61
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
d) Identificar el reactivo limitante y el reactivo en exceso, de este último y calcular cuánto
sobra.
Solución:
1 mol H S
3,05 g H2 S
34 g H S
2
= 0,0897 moles H 2 S 1 = 0,0897 moles H 2S
2
1 mol NaOH
1,84 g NaOH
= 0,046 moles NaOH 2 = 0,023 moles NaOH
40 g NaOH
1 mol NaOH 1 mol Na2 S 78 g Na2 S
1,84 g NaOH
= 1,794 g Na 2 S
40 g NaOH 2 moles NaOH 1 mol Na 2 S
62
Cálculos
químicos“estequiometria”
5. Un estudiante hace reaccionar benceno, C6H6, con bromo Br2, con el objeto de preparar
bromobenceno, C6H5Br:
C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr
a) ¿Cuál es el rendimiento teórico de bromobenceno en esta reacción cuando 30,0 g de
benceno reaccionan con 65 g de Br2?
b) Si el rendimiento real de bromobenceno fue de 56,7 g, ¿cuál es el porcentaje de rendi-
miento?
Solución:
a) 30 g C H 1 mol C6 H 6 = 0,38 moles C H
6 6 6 6
78 g C6 H 6
1 mol Br
65 g Br2
160 g Br
2
= 0,40 moles Br2
2
1 mol C H 1 mol C H Br 157 g C H Br
30 g C6H6
78 g C H
6 6
6 5
6 5
= 60,4 g C 6H5 Br
6 6 1 mol C 6 H 6 1 mol C 6 H 5 Br
63
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
55 g C12 H 10N 2
b) %R = 100 = 67,3 %
81,75 g C12 H 10N 2
Problemas Propuestos
1. ¿Cuántos gramos de tiocianato de amonio NH4SCN pueden prepararse con 5,0 g de CS2 y
4,00 g de NH3? La ecuación es:
CS2 + NH3 NH4SCN + H2S
2. ¿Cuántos gramos de OF2 pueden prepararse a partir de 1,60 g de flúor y 1,60 g de hidróxido
de sodio? La ecuación es:
F2 + NaOH OF2 + NaF + H2O
3. Calcular el número de gramos de B2H6 que se obtiene de 3,204 g de NaBH4 y 5,424 g de BF3
mediante la siguiente reacción:
3 NaBH4 + 4 BF3 3 NaBF4 + 2 B2H6
4. Determinar los gramos de SF4 que se obtienen de 400 g de SCl2 y 2,00 g de NaF mediante la
siguiente reacción:
3 SCl2 + 4 NaF SF4 + S2Cl2 + 4 NaCl
5. El superfosfato, un fertilizante soluble en agua, es una mezcla de Ca(H2PO4) y CaSO4 en base
molar 1: 2. Se forma por la reacción:
Ca3(PO4)2 + H2SO4 Ca(H2PO4)2 + CaSO4
Al tratar 250 g de Ca3(PO4)2 con 150 g de H2SO4, ¿cuántos gramos de superfosfato se
forman?
6. Para la reacción: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O
Si se agregan 24 g de Cu a 2 g de HNO3:
a) ¿Qué sustancias estarán presentes cuando se complete la reacción?
b) ¿Cuántos gramos habrá de cada una al finalizar la reacción?
7. Si 3 000 g de TiCl3 se separan como producto de la reacción de 5 513 g de TiCl4, ¿cuál es el
porcentaje de rendimiento? La ecuación para la reacción es:
3 TiCl4 + Ti 4 TiCl3
8. El ácido metanoato de etilo HCO2C2H5 es un agente saborizante artificial que tiene el olor
característico de ron. Se prepara por reacción entre el ácido metanoico HCO2H y el etanol
C2H5OH:
HCO2H + C2H5OH HCO2C2H5 + H2O
Si de la reacción entre 75 g de ácido metanoico, con un ligero exceso de etanol, se obtienen
81 g de metanoato de etilo, ¿cuál fue el porcentaje de rendimiento del proceso?
9. Para las redes de acueducto que se extienden a largas distancias, el cloro sólo no suministra
adecuada protección contra las bacterias por razón de que se produce una ligera pérdida del
cloro del agua. Para ese caso las plantas de acueductos municipales agregan además pe-
queñas cantidades de amoníaco, el cual reacciona con el cloro para forma tricloramina, agente
antibacterial que tiene un largo período de estabilidad en el agua. En una prueba de circulación
de agua se mezclaron 10 mg de cloro y un ligero exceso de amoníaco con 1,00 L de agua. La
tricloroamina formada según la ecuación:
Cl2 + NH3 NCl3 + HCl
fue medida, siendo de 2,2 mg. ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento?
10. Aproximadamente la mitad de la producción mundial de pigmentos para pinturas se basan en
el TiO2 blanco. En Estados Unidos, esto se realiza por el proceso de cloración, comenzando
con minerales que contienen pequeñas cantidades de rutilo, TiO2. El mineral se trata con cloro
y carbón (coque). Esto produce TiCl4 y productos gaseosos:
TiO2 + C + Cl2 TiCl4 + CO2 + CO
64
Cálculos
químicos“estequiometria”
65
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
¿Cuánto Cl2 se necesita para preparar 100 g de KClO4, según el proceso anterior?
13. Muchos antiácidos contienen hidróxido de aluminio, Al(OH)3, como su ingrediente activo.
a) Escribir la ecuación química balanceada para la reacción del ácido del estomago, HCl, con
el hidróxido de aluminio sólido para formar agua y AlCl3 acuoso.
b) ¿Cuántos gramos de HCl reaccionan con 5,00 g de hidróxido de aluminio?
14. La aspirina, C9H8O4, se produce a partir del ácido salicílico, C7H6O3 y anhídrido acético,
C4H6O3:
C7H6O3 + C4H6O3 C9H8O4 + HC2H3O2
2
a) ¿Cuánto de ácido salicílico se requiere para producir 1,5 10 kg de aspirina, suponiendo
que todo el ácido salicílico se convierta en aspirina?
b) ¿Cuánto ácido salicílico se requerirán si sólo el 80% del ácido salicílico se convierte en
aspirina?
c) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la aspirina si reaccionan 185 kg de ácido salicílico
descrita en la parte (b) produce 182 kg de aspirina? ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento?
66
Cálculos
químicos“estequiometria”
22. Una muestra de mineral es Fe2O3 impuro. Al calentar esta muestra con un exceso de carbono,
resulta hierro metálico. Una muestra de 752 kg de mineral genera 453 kg de hierro puro. ¿Cuál
es el porcentaje de Fe2O3 en el mineral?
Fe2O3 (s) + C(s) Fe(l) + CO(g)
23. El cloro puede obtenerse tratando con ácido sulfúrico la mezcla MnO2 y NaCl. La reacción se
verifica de acuerdo con la ecuación:
NaCl + MnO2 + H2SO4 NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O
¿Qué volumen de cloro en c.n., se puede obtener a partir de 100 g de NaCl?
24. Cierta gasolina para aviación de 100 octanos utiliza 1,00 mL de tetraetilo de plomo, Pb(C2H5)4,
de densidad 1,66 g/mL, por litro de producto. Este compuesto se prepara de la siguiente forma:
4 C2H5Cl + 4 NaPb Pb(C2H5)4 + 4 NaCl + 3 Pb
¿Cuántos gramos de cloruro de etilo C2H5Cl se necesitan para preparar suficiente tetraetilo de
plomo para un litro de gasolina?
67
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología.
CaSiO3. ¿Qué masa de CaSiO3 se produce en un proceso en el que se obtienen 255 libras de
fósforo? Dar su respuesta en libras.
2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10C P4 + 10 CO + 6 CaSiO3
A ) 3,84 102 B) 1,43 103 C) 2,10 102 D) 63,9 E) Ninguno
9. El compuesto NH4V3O8 se prepara a partir de la siguiente secuencia de pasos:
Paso 1: N2 + 3H2 2 NH3
Paso 2: 2NH3 + V2O5 + H2O 2NH4VO3
Paso 3: 3NH4VO3 + 2HCl NH4V3O8 + 2NH4Cl + H2O
Suponiendo que hay abundancia de los otros reactivos, ¿cuál es el máximo número de moles
de NH4V3O8 que podrían prepararse a partir de un mol de N2 y un mol de H2?
A) 0,22 B) 0,67 C) 1 D) 2 E) Ninguno
10. El etano, C2H6 se quema en presencia de oxígeno y forma CO2 y H2O. Si se consume 8,00 g
de oxígeno, ¿cuántos moles de CO2 se producirán?
A) 0,143 B) 0,286 C) 0,438 D) 1,00 E) Ninguno
11. Si la reacción de combustión del etano, C2H6 se realizó en un recipiente cerrado que contenía
10,0 g de etano y 10,0 g de oxígeno, ¿cuál es el número máximo de moles de agua que
pueden formarse?
A) 0,111 B) 0,268 C) 0,365 D) 0,534 E) Ninguno
12. Un estudiante preparó bromobenceno, C6H5Br, mediante la reacción del benceno, C6H6 con el
bromo:
C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr
El estudiante peso una masa de 20,0 g de benceno y 50,0 g de bromo y obtuvo 28,0 g de
bromobenceno. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de C6H5Br?
A) 69,7% B) 57,0% C) 40,0% D) 75,6% E) Ninguno
13. La caparrosa sin refinar y comercial es una mezcla que contiene FeSO4 7H2O como fuente
única de hierro. Una muestra de caparrosa de 1,000 gramos se disolvió en agua y se trató con
una solución de NH3. El hierro se convirtió por completo en un precipitado de Fe(OH)3 que fue
filtrado, incinerado y pesado como Fe2O3. El Fe2O3 así obtenido tuvo una masa de 0,2671 g.
¿Cuál es el porcentaje de contiene FeSO4. 7H2O en la muestra de caparrosa?
A) 92,99% B) 83.01% C) 99,44% D) 77,77% E) Ninguno
14. ¿Qué masa de agua (g) se produce por la reacción del oxígeno con 25,0 g de aire que tiene
20,0 % de oxígeno en masa con C3H8? El otro único producto que se forma es el CO2.
A) 3,62 B) 2,25 C) 11,2 D) 56,2 E) Ninguno
15. Dada la reacción:
2S2Cl2 + 2H2O SO2 + 4HCl + 3S
¿Cuántos gramos de SO2 podrían formarse a partir de la reacción de 67,5 g de S2Cl2 con 10,0
g de agua?
A) 16,0 B) 32,0 C) 64,0 D) 128 E) Ninguno
16. Considerar la reacción:
V2O5 + C + Cl2 VOCl3 + COCl2
Empezando con un mol de cada uno de los reactivos, el número máximo de moles de VOCl3
que puede prepararse es:
68
Unidad 7
Gases Ideales
7.1 Introducción
Un gas es una sustancia en uno de los tres estados de agregación de la materia ordinaria,
que son sólido, líquido y el gaseoso. Los sólidos tienen una forma y volumen bien definidos y son
difíciles de comprimir. Los líquidos fluyen libremente y tienen volumen definido pero no forma. Los
gases se expanden libremente hasta llenar el recipiente que los contiene, no tienen forma ni
volumen definido. Su densidad es mucho menor que la de los líquidos y sólidos.
1. En los países que emplean el sistema métrico, la presión atmosférica en los informes del
clima, se expresa en unidades de kPa. Convertir una presión de 735 torr a kPa.
Solución:
101, 3 kPa
735 torr = 98 kPa
760 torr
69
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Problemas Propuestos
Ley de Boyle-Mariotte
Afirma que el volumen de un gas a temperatura
constante es inversamente proporcional a la
presión. Ósea que a mayor presión menos volumen
Matemáticamente: V 1/P
Ley de Charles
Afirma que el volumen de un gas a presión constante es
directamente proporcional a la temperatura absoluta.
Matemáticamente: V T
V1 V2
= a Presión constante
T1 T2
Ley de Gay- Lussac
Esta ley relaciona la variación de la presión con la temperatura cuando de mantienen
constantes el volumen y la cantidad de sustancia, matemáticamente se puede expresar:
PT
P1 P2 a Volumen constante
=
T1 T2
Ley Combinada de los Gases
La combinación de estas dos leyes proporciona la ley combinada:
PV/T = K
Para una condición inicial y final tenemos:
70
Gases
ideales.
P1V1 P2 V2
=
T1 T2
Problemas Resueltos
2
1. La presión de nitrógeno gaseoso en un tanque de 12,0 L a 27°C es de 2300 lb/plg . ¿Qué
2
volumen debe tener este gas a 1 atm de presión (14,7 lb/pie ), si la temperatura permanece
constante?
Solución:
condiciones presión volumen temperatura
2
iniciales 2300 lb/plg 12,0 L 27°C
2
finales 14,7 lb/plg V2
27°C
2
Según la ley de Boyle V2 1/P2 y como P2 es menor que 2300 lb/plg entonces el volumen es
mayor que 12,0 L.
Aplicando la ecuación: P2V2 = P1V1
P 2300 lb / plg2
1
V 2 V1
P = 12, 0 L 14, 7 lb / plg2 = 1878 L
2
2. Un gran tanque de almacenamiento de gas natural está dispuesto de modo que la presión se
mantenga constante a 2,20 atm. En un día frío, cuando la temperatura es - 15°C, el volumen
3
en el tanque es 28 500 pies . ¿Cuál es el volumen de la misma cantidad de gas en un día
cálido, cuando la temperatura es de 31°C?
Solución:
condicione presió volumen temperatura
s n 3
iniciales 2,2 atm 28 500 pies -15 + 273 = 258
finales 2,2 atm V2 K = 304K
31 + 273
A presión constante, el V2 T2, es decir, si la temperatura aumenta, el volumen es mayor que
3
28 500 pies .
V 2 V1
De la ecuación:
T2 T1
Se despeja el V, se tiene:
T
2 3 304 K 3
V 2 V1
T
= 28500 pie =33581 pies
1 258 K
3. La presión de un gas en un lata de aerosol es de 1,5 atm a 25°C. Considerando que el gas
dentro de la lata obedece la ecuación de los gases ideales. ¿Cuál será la presión si la lata se
calienta a 450°C?
Solución:
condiciones presión volumen temperatura
iniciales 1,5 atm cte 25 + 273 = 298 K
finales P2 cte 450 + 273 = 723 K
Si la temperatura aumenta la P2 es mayor que 1,5 atm.
T 723 K
2
P 2 P1
T
= 1, 5 atm = 3,6 atm
1 298 K
Problemas Propuestos
1. La presión del gas que ocupa el volumen de 2,5 L es igual a 121,6 kPa. ¿Cuál será la presión
si el gas se comprime hasta el volumen de 1 L sin cambiar la temperatura?
2. El volumen de una muestra de gas es 500 mL a una presión de 1,50 atm. Si la temperatura
permanece constante, ¿cuál es el volumen de la muestra a una presión de 0,500 atm?
71
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
3. Una muestra de helio ocupa 146 mL a 30°C y a 752 torr. ¿Qué volumen ocupará a la misma
presión a -200 °C?
4. Una muestra de etano, ocupa 316 mL a 45°C. ¿A que temperatura en °C sería preciso calen-
tarla para que ocupe 485 mL a la misma presión?
5. La temperatura del nitrógeno en un balón de acero, a la presión de 12,5 MPa, es igual a 17°C.
La presión límite para este balón es de 20,3 MPa. ¿A qué temperatura la presión del nitrógeno
llegará a su valor límite?
6. En un balón de acero de 12 L de volumen se encuentra oxígeno a 0°C y la presión de 15,2
MPa. ¿Cuál es la presión del oxígeno en este recipiente cuando la temperatura es 25°C?
7. Una muestra de 326 mL de gas ejercen presión de 1,67 atm a 12°C. ¿Qué volumen ocupará a
100°C y a una atm de presión?
8. Se tiene 425 mL de nitrógeno en c.n. ¿A qué presión total ocupará 475 mL si la temperatura
pasa a 293 K?
Ecuación de estado
Se ha demostrado que: P nT/V
Introduciendo una constante de proporcionalidad R, conocida como constante universal de los
gases, la ecuación matemática es:
PV = nRT
R = 0,082 Atm L/mol ºK
R = 62,4 torr L/mol ºK
P: 1Atm = 760 mmHg = 760 Torr.
n = m/M n = numero de moles
m = masa; M = peso molecular
Problemas Resueltos
1. El bulbo de un foco con volumen de 2,6 mL, contiene O2 gaseoso a presión de 2,3 atm y a una
temperatura de 26°C. ¿Cuántos moles de O2 contiene el bulbo?
Solución:
PV = nRT
PV 2,3 atm 2,6 x 10 -3 L mol K -4
n= = = 2,4 10 moles O2
RT 0,082 atm L (26 + 273) K
2. Podemos fabricar un termómetro exótico pero muy exacto, midiendo el volumen de
determinada cantidad de gas, a una presión conocida. Si 0,200 moles de Helio ocupan un
volumen de 64,0 L a una presión de 0,150 atm, ¿cuál es la temperatura del gas?
Solución:
PV 0,150 atm 64,0 L mol K
T= = 585 K ó 312,3°C
nR 0, 200 moles 0, 082 atm L
72
Gases
ideales.
-2
a) P nRT 8,25 10 moles 0,082 atm L (-24 + 273) K = 9,68 atm
V 0,174 L
b) n = PV 2,08 atm 1,5 L mol K = 0,147 moles
=
RT 0,082 atm L (-15 + 273) K
nRT 2, 38 moles 62, 4 torr L (22 + 273) K
c) V = = 125,2 L
P 350 torr mol K
d) T = PV 722 torr 0,164 L mol K = 19 K
nR 9,87 10 -2 moles 64,2 torr L
4. Una inspiración profunda de aire tiene un volumen de 1,05 L a una presión de 740 torr ya a la
temperatura corporal de 37°C. Calcular el número de moléculas en cada respiración.
Solución:
PV 740 torr 1, 05 L mol K
n= = = 0,040 moles de aire
RT 62, 4 torr L (37 + 273) K
6,02 10 23 moléculas aire = 2,42 1022 moléculas de aire
0,040 moles aires
1 mol de aire
5. Un anunció de neón esta hecho con un tubo cuyo diámetro interno es 2,0 cm y cuya longitud
es 4,0 cm. Si el anuncio contiene neón a presión de 1,50 torr a 35°C, ¿Cuántos gramos de
neón hay en este anuncio?
Solución:
2 2 3
VNe = πr h = π (2,0 cm/2) 4,0 cm = 12,56 cm = 0,01256 L
6. a) Calcular la densidad del trióxido de azufre SO3 gaseoso a 2,5 atm y 25°C.
b) Calcular la masa molecular de un gas si 0,835 g ocupan 800 mL a 400 torr y 34°C
c) Calcular la masa molecular de un gas si tiene una densidad de 2,18 g/mL a 66°C y 720 torr.
Solución:
PM 2, 5 atm 80 g mol K
a) = = = 8,18 g/L
RT 0, 082 atm L mol 298 K
PV 400 torr 0,8 L mol K
b) n = = = 0,0167 moles
RT 62, 4 torr L (34 + 273) K
1 mol Gas
0, 0167 moles Gas = 0,835 g Gas X g Gas
X = 50
c) M = ρ RT = 2,18 g 62,4 torr (66 + 273) K = 64 g/mol Masa molecular = 64
P L 720 torr mol K
7. El ciclopropano, un gas que se utiliza con oxígeno como anestésico general, está compuesto
de 85,7% C y 14,3% H en masa. Si 1,56 g de ciclopropano ocupa un volumen de 1,00 L a
0,984 atm y 50°C, ¿cuál es la fórmula molecular del ciclopropano.
Solución:
C: 85,7 ÷ 12 = 7,29 ÷ 7,29 = 1
H: 14,3 ÷ 1 = 14,3 ÷ 7,29 = 2
Fórmula empírica CH2 de masa molecular 14
Sea X la masa molecular verdadera del ciclopropano
73
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
1, 56 g ciclo 0,082 atm L (50 + 273) K 1 mol ciclo
1, 00 L 0, 984 atm =
X g ciclo
mol K
42
X = 42 Número de fórmula empírica = 3
14
Fórmula molecular: C3H6
8. La densidad del gas respecto al aire es igual a 1,17. Determinar la masa molecular del gas.
Solución:
gas Mgas
=
aire Maire
Si la masa molecular del aire es 29
Mgas = 1,17 x 29 = 34
Problemas Propuestos
1. ¿Qué presión ejerce una muestra de 9,67 g de helio en un recipiente de 3,00 L a 210°C?
2. La masa de un matraz de 750 mL de capacidad lleno de oxígeno a 27°C, es igual a 83,3 g. La
masa del matraz vacío constituye 82,1 g. Determinar la presión del oxígeno.
3. ¿Cuál es la densidad del NH3 a 100°C y 1,15 atm?
4. La densidad en condiciones normales de un gas es de 1,429 g/L. ¿Cuál será la densidad a 303
K y 735 torr?
5. ¿Cuál es el volumen molar del amoníaco a 3 atm de presión y 20°C de temperatura?
6. ¿Cual es la masa molecular de una sustancia, de la que 425 mL a 448 K y 800 torr tiene una
masa de 3,67 g?
7. ¿Cuál es la masa molecular de un gas ideal si 5,56 g del mismo ejercen presión de 1672 torr
en un bulbo de 1425 mL a 86°C?
8. Una muestra de 6,76 g de un gas ideal ocupan un volumen de 5,04 L a 22°C y 750 torr. ¿Cuál
es su masa molecular?
9. La densidad de un gas es de 2,083 g/L a 52°C y 741 torr. Calcular la masa molecular del gas.
10. La densidad del etileno respecto al oxígeno es igual a 0,875. Determinar la masa molecular del
gas.
11. A cierta temperatura, la densidad del vapor de azufre respecto al nitrógeno es igual a 9,14.
¿De cuántos átomos consta la molécula de azufre a esta temperatura?
12. ¿Cuál es la masa molecular de un gas si su densidad en c.n. es de 2,01 g/L?
13. Se evaporó una muestra de líquido con punto de ebullición de 56,5°C en un aparato de Dumas
colocando el bulbo de 300 mL en agua hirviendo. La presión barométrica fue de 733 torr. El
punto de ebullición del agua a esta presión es de 99°C. El bulbo lleno únicamente de aire,
tiene una masa de 156,872 g; lleno con la masa de vapor tiene una masa de 157,421 g.
Determinar la masa molecular del líquido.
14. En la combustión de 1,482 g de un hidrocarburo se forman 1,026 g de H2O y 11,400 g de
carbonato de calcio, CaCO3. al absorber el dióxido de carbono en una solución de hidróxido de
calcio. A 100 °C y presión de 748 torr en un matraz de 246,3 mL de capacidad contiene 0,620
g de sustancia en estado de vapor. Hallar la fórmula molecular de este hidrocarburo.
15. A - 14 °C, ¿cuántos moles de CH4 ejercen una presión de 518 torr en un recipiente de 10,7L?
16. a) ¿Cuántos moles de nitrógeno hay en 328 mL de gas a una presión de 3040 torr a 527°C?
b) ¿Cuántos átomos de nitrógeno contiene la muestra?
3
17. Calcular la masa de 1 m de aire a 17°C y la presión de 83,2 kPa.
74
Gases
ideales.
7.5 Ley de las Presiones Parciales de Dalton y Recolección de Gases sobre agua
Ley de Dálton
Establece que la presión Total P, es la suma de las presiones parciales en una mezcla de gases
que están confinados en un recipiente.
Matemáticamente: Ptotal = P1 + P2 + P3 + .......
La presión ejercida por un gas es proporcional al número de moléculas presentes e independientes
de su naturaleza.
En general la presión parcial de cualquier componente en una mezcla se encuentra multiplicando
la presión total por la fracción molar del componente.
Pi = PT * Xi
La fracción molar se define como el número de moles de un componente entre el número total de
moles de todos los componentes:
Xi = ni / nT
nT = ni + nj + nk + .....
Recolección de gases sobre agua (gases húmedos)
Con frecuencia es conveniente recolectar gases por
desplazamiento de líquidos como el agua. Los gases que se
recolectan no están puros, si no que consisten en una mezcla
del gas, y el vapor del liquido empleado. Por tanto
aplicando la ley de Dalton se tiene:
PT = PV + Pgas
Pgas = PT – PV
Donde: PT = Presión Total; PV = Presión de vapor del agua; Pgas = Presión del gas seco
Nota: PV (Presión de vapor del agua a una determinada temperatura) buscar en una tabla a una
determinada Temperatura.
Problemas Resueltos
1. Una mezcla gaseosa que contiene 5,00 g de N2; 2,00 g de O2 y 1,20 g de Ar está confinada en
un volumen de 500 mL a 27°C.
a) Calcular la presión parcial del O2 en la mezcla.
b) Calcular la presión total de la mezcla.
Solución:
75
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
1 mol N
5, 00 g N2 2 = 0,179 moles N
28 g N
2
2
1 mol O
2
2, 00 g O 2
32 g O
= 0, 0625 moles O 2
2
1 mol Ar
1, 20 g Ar
= 0, 03 moles Ar
40 g Ar
moles totales = 0,179 moles + 0,0625 moles + 0,03 moles = 0,2715 moles
nRT 0, 0625 moles 0, 082 atm L (27 + 273) K
a) P O = 3, 075 atm
2
V 0, 500 L mol K
0,2715 moles 0,082 atm L 300 K
b) P T = = 13, 4 atm
mol K 0,5 L
2. Una mezcla de gases contiene 3,50 g de N2; 1,30 g de H2 y 5,27 g de NH3. Si la presión total
de la mezcla es 2,50 atm, ¿cuál es la presión parcial de cada componente de la mezcla?
Solución:
1 mol N
3, 50 g N 2 2
28 g N
= 0,125 moles N 2
2
1 mol H
2
1, 30 g H2
2 g H = 0,65 moles H 2
2
1 mol NH 3
5, 27 g NH 3
17 g NH = 0,31 moles NH 3
3
moles totales = 0,125 moles + 0,65 moles + 0,31 moles = 1,085 moles
0,125 moles
P N 2 2,50 atm 0,288 atm
1,085 moles
0,65 moles
P H2 2,50 atm 1.498 atm
1,085 moles
P del NH3 = 2,50 atm - 0,288 atm - 1,498 atm = 0,714 atm
3. Una mezcla de N2 gaseoso se mantenía originalmente a 4,60 atm en un recipiente de 1,00 L a
26°C. Se transfiere a un recipiente de 10,0 L a 20°C. Se transfiere al mismo recipiente una
cantidad de O2 gaseoso que originalmente estaba a 3,50 atm y 26°C en un recipiente de 5,00
L. ¿Cuál es la presión total en el nuevo recipiente?
Solución:
1, 00 L 293 K
P N 2 = 4,60 atm = 0, 45 atm
10, 0 L 299 K
5,0 L 293 K
P O 2 = 3,50 atm = 1,71 atm
10, 0 L 299 K
Presión total = 0,45 atm + 1,71 atm = 2,16 atm.
4. Suponer que se recogen 0,200 L de oxígeno gaseoso sobre agua. La temperatura del agua y
del gas es 26°C, y la presión atmosférica es 750 torr.
a) ¿Cuántos moles de O2 se han recogido?
b) ¿Qué volumen debe ocupar el O2 gaseoso recogido, cuando esté seco, a la misma tempe-
ratura y presión?
Solución:
a) P oxígeno = 750 torr - 25 torr = 725 torr
725 torr 0,200 L mol K
n= 7,77 10 -3 moles
62,4 torr L 299 K
725 torr
b) V O 2 = 0, 200 L 0,193 L
750 torr
76
Gases
ideales.
Problemas Propuestos
1. Se mezclan 0,04 L de nitrógeno que se halla bajo la presión de 96 kPa y 0,02 L de oxígeno. El
volumen total de la mezcla es de 0,06 L y la presión total constituye 97,6 kPa. ¿Cuál fue la
presión del oxígeno tomado?
2. Una mezcla de 0,770 g de N2O y 0,770 g N2 ejerce una presión de 0,5 atm. ¿Cuál es la presión
parcial de cada gas?
3. Una mezcla de 0,300 g de He y 0,505 g de Ne ejerce una presión de 0,250 atm. ¿Cuál es la
presión parcial de cada gas?
4. Se recoge gas hidrógeno sobre agua a 25 °C. El volumen del gas recogido es de 55 mL y la
presión barométrica es de 758 torr. Si el gas estuviera seco y medido en condiciones nor-
males, ¿cuál sería su volumen?
5. Una muestra de 500 L de aire seco a 25 °C y 750 torr de presión se hace burbujear lentamente
a través de agua a 25 °C y se recoge en un gasómetro cerrado con agua. La presión del gas
recogido es de 750 torr. ¿Cuál es el volumen del gas húmedo?
6. Una muestra de 100 mL de gas seco medido a 20 °C y a 750 torr de presión, ocupó un
volumen de 105 mL cuando se le recogió sobre agua a 25 °C y a 750 torr. Calcular la presión
de vapor del agua a 25 °C.
7. Se quema en un tubo de combustión 0,580 g de un compuesto que contiene carbono, hi-
drógeno y oxígeno, y se obtiene 1,274 g de CO2 y 0,696 g de H2O. Al volatilizar 0,705 g del
compuesto en un aparato de Victor Meyer se desplazan 295 mL de aire medidos sobre agua a
28 °C y 767 torr. A partir de estos datos averiguar la fórmula molecular de este compuesto.
8. Se investiga la fórmula molecular de la urea. Al oxidar 1,515 g de sustancia se forman 1,110 g
de CO2 y 0,909 g de H2O. Al liberar el nitrógeno contenido, 0,2536 g de urea dan lugar a 102,6
mL de nitrógeno medidos sobre agua a 17 °C y 758 torr. Para la determinación de la masa
molecular, 0,169 g de sustancia desalojan en un aparato de Victor Meyer 68 mL de aire
medidos en aquellas condiciones de temperatura y presión. A partir de estos datos calcular la
fórmula molecular de la urea.
es: VA B
VB A
v = velocidad de difusión de las moléculas o moles por unidad de tiempo.
= densidad del gas
como: M entonces:
VA MB
VB MA
Problemas Resueltos
1. Calcular la relación de las velocidades de difusión del N2 y el O2.
Solución:
vN 2 MO 2 32
= = 1, 069
vO 2 MN 2 28
77
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
2. Si un gas desconocido de difunde a una velocidad que es 0,468 veces la del O2 a la misma
temperatura, ¿cual es la masa molecular de este gas desconocido?
Solución:
v 2 1 2
O 2
M gas = M O 2 = 32 = 146
v gas 0, 468
Problemas Propuestos
1. Bajo las condiciones de temperatura y presión, la densidad de un gas es 1,25 g/L. Un volumen
de 15,0 mL de gas X se difunde a través de un aparato en 1,00 segundo. La velocidad de
difusión de un gas Y a través del mismo aparato es 20,4 mL/ segundo. Calcular la densidad del
gas bajo las mismas condiciones experimentales.
2. Una sala de conferencias contiene 12 hileras de asientos. Si un profesor suelta gas hilarante,
N2O, en el extremo anterior de la sala y gas lacrimógeno, C6H11OBr, en el extremo posterior, al
mismo tiempo, ¿en qué hilera empezarán los estudiante a reír y llorar simultáneamente?
3. Calcular la masa molecular de un gas si un volumen dado del gas se difunde a través de un
aparato en 300 segundos y el mismo volumen de metano, CH4 bajo las mismas condiciones de
temperatura y presión, se difunde en el mismo aparato en 219 segundos.
Problemas Resueltos
1. El hidruro de calcio, CaH2, reacciona con el agua para formar hidrógeno gaseoso:
CaH2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(ac) + 2 H2(g)
Algunas veces se utiliza esta reacción para inflar balsas salvavidas, globos climatológicos y
dispositivos semejantes, en donde se desea un medio sencillo para generar H2. ¿Cuántos
gramos de CaH2 son necesarios para generar 10,0 L de H2 si la presión parcial del H2 es 740
torr a 23°C?
Solución:
PV 740 torr 10,0 L mol K
n H2 = = 0, 4 moles H 2
RT 62, 4 torr L 296 K
1 mol CaH 42 g CaH
2 2
0,4 moles H2
2 moles H
= 8,4 g CaH 2
2 1 mol CaH 2
2. Se puede utilizar magnesio como iniciador en recintos evacuados, para reaccionar con las
-
últimas trazas de oxígeno. Si un recinto de 0,382 L tiene una presión parcial de O2 de 3,5 x 10
6
torr a 27°C, ¿qué masa de magnesio reaccionar de acuerdo a la siguientes reacción?
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)
Solución:
0,382 L 3,5 10 -6 torr mol K
n O2 = = 7,14 10 -11 moles O 2
62,4 torr L 300 K
2 moles Mg 24,3 g Mg
7,14 10-11 moles O2 = 3,5 10 -9 g Mg
1 mol O 2 1 mol Mg
3. La degradación metabólica de la glucosa C6H12O6, en nuestro organismo produce CO2, el cual
es expelido por nuestros pulmones como gas:
C6H12O6(s) + 6 O2(g) 6 CO2(g) + 6 H2O(l)
Calcular el volumen de CO2 seco, producido a la temperatura corporal (37°C) y a 1 atm,
cuando se consumen 5,00 g de glucosa en esta reacción.
Solución:
78
Gases
ideales.
Problemas Propuestos
1. Calcular la cantidad de giobertita, que contiene 93,8 % de MgCO3, que se necesita para
obtener 5 L de dióxido de carbono medidos a 12 °C y 743 torr de presión, por su reacción con
un exceso de ácido clorhídrico. La reacción es:
MgCO3 (s) + 2 HCl(ac) MgCl2(ac) + CO2(g) + H2O(g)
2. La síntesis industrial del ácido nítrico comprende la reacción del dióxido de nitrógeno gaseoso
con agua:
NO2(g) + H2O(l) HNO3(ac) + NO(g)
¿Cuántos moles de ácido nítrico se pueden preparar utilizando 450 L de NO2 a 5,00 atm de
presión y a una temperatura de 298 K?
3. En la primera etapa del proceso industrial para fabricar ácido nítrico, el amoníaco reacciona
con el oxígeno a 850°C y 5,0 atm, en presencia de un catalizador apropiado. Se efectúa la
siguiente reacción:
NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(g)
¿Cuántos litros de NH3 a 850°C y 5,00 atm de presión se requieren para reaccionar con 1,00
mol de O2 en esta reacción?
79
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
4. Una muestra de 2,55 g de nitrito de amonio, NH4NO2, se calienta en un tubo de ensayo. El
nitrito de amonio se descompone de acuerdo a la reacción:
NH4NO2(s) N2(g) + 2 H2O(g)
¿Qué volumen de N2 se recogerá cuando la temperatura del agua y del gas es 26°C y la
presión barométrica es 745 torr?
5. Una muestra de 1,60 g de KClO3 se calienta para producir O2 de acuerdo con la ecuación:
KClO3(s) KCl(s) + O2(g)
Considerar una descomposición completa y un comportamiento de gas ideal, ¿qué volumen de
O2 se recoge sobre agua a 26°C y 740 torr de presión?
6. El carburo de lantanio(III), La2(C2)3(s), reacciona con agua para producir acetileno gaseoso,
C2H2(g) y La(OH)3(s)
a) Escribir la ecuación química igualada para esta reacción.
b) ¿Qué volumen de acetileno medios a 35 °C y 0,30 atm se obtendrá por la reacción de 0,50
g de carburo de lantanio(III)?
80
Gases
ideales.
16. Una botella cilíndrica de 25 L. contiene 14,2 moles de helio a 40°C. ¿Cuál es la presión en
atmósferas a la que está sometido dicho gas?
17. Una botella cilíndrica que contiene 85 g de vapor de agua a 200°C, se encuentra a una presión
de 4 atm. ¿Cuál es el volumen en litros de la botella?
18. Una muestra de 2 L de helio, a 27°C, se encuentra a una presión que es el doble de la que
soporta una muestra de gas H2, a 227°C , conteniendo además el triple de moléculas de H2.
Calcular el volumen en litros ocupado por la muestra del gas H2.
19. 20 L de C2H6 y 20 L de O2, en recipientes separados, en las mismas condiciones de tempe-
ratura y presión. Indicar cuál de los dos es el más ligero y cuantas veces.
20. 820 mL de un gas desconocido, a 35°C de temperatura y 800 torr de presión, tiene una masa
de 2,46 g ¿Cuál es su masa molecular?
21. La presión de la atmósfera, 100 millas más arriba de la superficie terrestre, es aproximada-
-6
mente 2x 10 torr y la temperatura cercana a -180°C. ¿Cuántas moléculas contendrá 1 mL de
cierto gas en esas condiciones?
22. Si a una cierta temperatura la densidad del He es de 0,026 g/L, ¿cuál será la densidad del Ne
en las mismas condiciones?
23. Se ha encontrado que un gas desconocido tiene una densidad que es de 2,5 veces mayor que
la del oxígeno, en las mismas condiciones de temperatura y presión. ¿Cuál es su masa
molecular?
24. Calcular la cantidad de óxido de cobre(II), CuO, que podrá reducirse por el hidrógeno que se
desprende al atacar 100 g de aluminio por un exceso de ácido sulfúrico.
Al + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2
CuO + H2 Cu + H2O
25. Un frasco cuyo volumen es 0,85 L se llena con dióxido de carbono gaseoso a la presión de
1,44 atm y la temperatura de 312 K. Una solución de hidróxido de litio, LiOH de volumen
despreciable se introduce en el frasco. Eventualmente la presión del CO2 se reduce a 0,56 atm
porque alto del CO2 se consume en la reacción:
CO2(g) + LiOH(ac) Li2CO3(ac) + H2O(l)
¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman mediante este proceso? Considere que la
temperatura permanece constante.
26. Una mezcla de gases contiene 4,46 moles de neón; 0,74 moles de argón y 2,15 moles de
xenón. Calcular las presiones parciales de los gases si la presión total es 2,00 atm a cierta
temperatura.
81
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
7. Considerar un dispositivo que se usa para recolectar hidrógeno en agua a 25°C. Si la presión
atmosférica es 757 torr, y el mercurio es 13,6 veces más denso que el agua, la presión parcial
en torr del hidrógeno es:
A) 748 B) 732 C) 718 D) 713 E) Ninguno
8. ¿Cuál es la densidad (g/L) del N2 a 227°C y 5 atm de presión?
A) 2,93 B) 0,293 C) 2,30 D) 3,41 E) Ninguno
9. Cuando los gases amoníaco y cloruro de hidrógeno entran en contacto, se deposita
instantáneamente cloruro de amonio sólido. Suponer que estos gases se liberan al mismo
tiempo en los extremos opuesto de un tubo de difusión de un metro. ¿En qué punto se debería
observar, aproximadamente, el primer depósito de cloruro de amonio en cm?
A) – 45 B) 50 C) 59 D) 68 E) Ninguno
10. El volumen (L) ocupado por 1,00 g de propano C3H8, en c.n. es:
A) 0,508 B) 1,01 C) 0,988 D) 22,4 E) Ninguno
11. Un cierto gas tiene una densidad de 1,96 g/L en c.n. ¿Cuál de los gases siguientes podría ser?
A) O2 B) SO C) CO2 D) AsH3 E) Ninguno
12. Una mezcla de N2 y O2 en un recipiente de 200 mL ejerce una presión total de 720 torr a 35°C.
Si hay 0,0020 moles del gas N2, ¿cuál es la fracción molar del gas N2?
A) 0,73 B) 0,50 C) 0,27 D) 0,10 E) Ninguno
13. En una mezcla gaseosa a 2,0 atm de presión, el 15% de las moléculas son de O2, 35% son de
nitrógeno, 45% de monoóxido de carbono y el resto son dióxido de carbón. ¿Cuál es la presión
(atm) parcial del nitrógeno?
A) 0,35 B) 0,70 C) 2,0 D) 1,3 E) Ninguno
14. Una mezcla de hidrógeno y oxígeno se hace pasar sobre CuO caliente, en exceso, lo que
ocasiona que todo el hidrógeno sea eliminado por la reacción:
CuO(s) + H2(g) Cu(s) + H2 (g)
Partes del oxígeno se elimina por la reacción con el cobre:
Cu(s) + O2 (g) CuO(s)
Si 100 mL de la mezcla original, medidos a 750 torr y 298 K, producen 85,0 mL de oxígeno
seco, medidos en las mismas condiciones, ¿cuál fue la presión (torr) parcial del H2 en la
mezcla original?
A) 75 B) 113 C) 190 D) 637 E) Ninguno
15. Si el aire contiene 21 moles de oxígeno en porcentaje, ¿qué volumen (L) de aire, a 25°C y
1,00 atm, se requiere para quemar un galón de octano?
A) 2,6 103 B) 7,2 103 C) 3,2 104 D) 3,4 104 E) Ninguno
16. ¿Cuál de las muestras siguientes está formada por el mayor número de moléculas?
A) 1,00 L de hidrógeno en c.n.
B) 1,00 L de neón en c.n.
C) 1,00 L de hidrógeno a 20 °C y 760 torr
D) 1,00 L de hidrógeno a 0°C y 800 torr
E) Ninguno
17. ¿Cuántos moles de oxígeno se requieren para la combustión completa de un galón de octano
C8H18 ( 1 galón tiene una masa de 2700 g)
A) 592 B) 296 C) 201 D) 25 E) Ninguno
18. Se encuentra que la velocidad de difusión de un gas X es alrededor de 1,3 veces la del SF6(g).
La masa molecular del gas X es aproximadamente de:
A) 190 B) 110 C) 86 D) 55 E) Ninguno
19. ¿En qué condiciones el volumen molar del neón es mayor?
A) c.n. B) 0°C y 2,0 atm C) 273°C y 2,0 atm
D) 127°C y 2,0 atm E) Ninguno
20. Un cilindro rígido de 5,00 L contiene 0,100 moles de argón a 25°C y 372 torr. Si se calienta el
cilindro a 34,0°C y se bombean 2,80 g de N2, ¿cuál es la presión parcial (torr) de Ar en la
mezcla de gases final?
A) 744 B) 383 C) 372 D) 316 E) Ninguno
21. Una muestra de 1,00 g de KMnO4 se descompuso completamente por calentamiento,
produciendo 99,2 mL de oxígeno recolectado en agua a 22°C y a una presión total de 755 torr.
¿Cuál de las ecuaciones siguientes se ajusta mejor a estos datos de la reacción de
descomposición?
82
Gases
ideales.
83
Unidad 8
Soluciones
8.1 Introducción
Las soluciones son mezclas homogéneas de dos o más sustancias.
Una mezcla homogénea tiene las mismas propiedades en cualquier parte de la solución, no se
diferencian sus componentes, ej.: agua y sal; agua y sacarosa.
Definición
Una solución se define como la mezcla homogénea de un soluto y un solvente (disolvente).
2. Porcentaje en peso;
masa . soluto
% peso . 100
masa . solucion
masa . soluto
% peso . 100
masa . soluto masa _ disolvente
Ej.: una solución tiene 20% de NaCl. Significa que tiene 20 g de soluto en 100 g de solución y/o 20 g
de soluto disueltos en 80 g de solvente.
83
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
Concentraciones expresadas en unidades químicas
Molaridad [M].- se define como el numero de moles de soluto contenidos en un volumen de
solución.
mol _ soluto
M m /L
litro _ solución
masa
# eq
peso _ equivalent e
Ej:. 1N de Ca(OH)2
PM = 74 g
Peq = 37 g
Molalidad
La molalidad de una solución es el número de moles soluto por Kg de solvente, contenidos en una
solución.
mol soluto
m
Kg disolvente
1 molal 1 mol 1 Kg (solvente)
2 molal 2 mol 1 Kg (solvente)
84
Soluciones.
Fracción molar, X.
Definida como el número de moles de un componente entre el número total de moles de todos los
componentes en una solución.
Problemas Resueltos
1. a) Calcular el porcentaje en masa de soluto en una solución que contiene 3,25 g Ba(NO3)2 en
85 g de agua.
b) ¿Cuál es el porcentaje en masa de benceno, C6H6, en una solución que contiene 8,75 g de
benceno y 25,0 g de tetracloruro de carbono, CCl4?
Solución:
a) % Ba(NO ) = 3,25 g
3 2 100 = 3,68%
85 g 3,25 g
b) % C 6 H 6 = 8,75 g
100 = 26%
25g 8,75 g
2. Calcular la fracción molar del metanol, CH3OH en las siguientes soluciones:
a) 6,00 g de CH3OH en 400 g de agua
b) 4,13 g de CH3OH en 48,6 g de CCl4
Solución:
1 mol CH OH
6,0 g CH3 OH 3
32 g CH OH = 0,1875 moles CH 3OH
3
a) 1 mol H O
2
400 g H 2O
18 g H O
= 22,22 moles H 2O
2
0,1817 moles
XCH 3 OH = = 0, 0081
0,1875 moles + 22,22 moles
1 mol CH OH
4,13 g CH 3OH 3
32 g CH OH = 0,129 moles CH 3OH
3
b) 1 mol CCl
4
48,6 g CCl 4
153, 8 g CCl = 0,316 moles CCl 4
4
0,129 moles
X CCl 4 = = 0, 3
0,129 moles + 0, 316 moles
3. Calcular la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:
a) 3,50 g NaOH en 0,650 L de solución
b) 2,50 g de Co(NO3)2 en 750 mL de solución
Solución:
3, 50 g NaOH 1 mol NaOH
a) M =
40 g NaOH
= 0,135 molar
0,650 L solución
2,50 g Co(NO3 )2 1 mol Co(NO ) 1000 mL de solución
b) M = 3 2
183 g Co( NO ) = 0, 0182 molar
750 mL solución 3 2 1 L de solución
4. Calcular la molalidad de cada una de las siguientes soluciones:
a) 2,1 g de S8, disueltos en 95,0 g de naftaleno, C10H8
b) 1,50 moles de NaCl disueltos en 15,0 moles de agua
Solución:
2,1 g S8 1 mol S 1000 g C H
a) m = 8 10 8
95, 0 C10 H8 = 0, 086 molal
256 g S8 1 kg C10 H8
85
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
1, 5 moles NaCl 1 mol H O 1000 g H O
b) m = 2 2
15, 00 moles H 2 O 18 g H O
1 kg H O
= 5, 56 molal
2 2
5. Una solución de ácido sulfúrico que contiene 571,6 g H2SO4 por litro de solución tiene una
densidad de 1,329 g/mL. Calcular:
a) El porcentaje en masa b) La fracción molar
c) La molalidad d) La molaridad
Solución:
a) % H SO = 571,6 g H 2 SO 4 1 L solución 1 mL solución
100 = 43%
2 4
1 L solución 1000 mL solución 1,329 g solución
b) 571,6 g H SO 1 mol H 2SO4
= 5,83 moles H 2 SO4
2 4
98 g H 2SO4
1 mol H 2 O
757,4 g H 2 O = 42,08 moles H 2 O
18 g H 2 O
5,83 moles
X H2SO4 = = 0,122
5,83 moles + 42,08 moles
c) m = 571, 6 g H 2 SO 4 1 mol H 2 SO 4 1000 g H 2 O = 7, 7 molal
757, 4 g H 2 O
98 g H 2 SO4 1 kg H 2 O
571,6 g H 2 SO4 1 mol H 2 SO4
d) M =
1 L solución = 5,8 molar
98 g H 2 SO4
6. El amoníaco acuoso concentrado comercial tiene 29% de NH3 en masa y tiene una densidad
de 0,90 g/mL. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?
Solución:
29 g NH 3 1 mol NH 3 0,90 g solución 1000 mL solución
M 15,35 molar
100 g solución 17 g NH 3 1 mL solución 1 L solución
7. Calcular la cantidad de moles de soluto de cada una de las siguientes soluciones:
a) 60,0 g de una solución acuosa que tiene 1,25% de KI en masa.
b) 250 g de una solución acuosa que tiene 0,460 % de NaCl en masa.
c) 600 mL de una solución de ácido sulfúrico 1,24 M.
Solución:
a) 60,0 g solución 1,25 g KI 1 mol KI
= 4,52 10 - 3 moles KI
100 g solución 166 g KI
0, 460 g NaCl 1 mol NaCl
b) 250 g solución
= 0, 0197 moles NaCl
100 g solución 58, 45 g NaCl
1, 24 moles H 2SO 4
c) 600 mL solución = 0, 744 moles H 2SO 4
1000 mL solución
8. Calcular el equivalente químico del:
a) Ca3(PO4)2 b) H2SO4 a disociación total
2+
c) Al(OH)3 a disociación total d) KMnO4 que se reduce a Mn
Solución:
2+ 3–
a) Ca3(PO4)2 3 Ca + 2 [PO4]
1 mol Ca3(PO4)2 = 6 moles de carga (±) = 6 [ 1 mol carga(±)] = 6 [1 Eq Ca3(PO4)2]
1 mol Ca3(PO4)2= 6 Eq de Ca3(PO4)2
1 mol Ca ( PO ) 310 g Ca (PO )
3 4 2 3 4 2
1 Eq Ca 3 ( PO4 ) 2
6 Eq Ca (PO ) = 52 g Ca 3 ( PO4 ) 2
3 4 2 1 mol Ca 3 (PO4 ) 2
1+ 2–
b) H2SO4 2 H + [SO4]
1 mol H2SO4 = 2 eq H2SO4
86
Soluciones.
Problemas Propuestos
1. Calcular el equivalente químico del dicromato de potasio, K2Cr2O7 en las reacciones:
3+
a) disociación o de intercambio b) reducción hasta Cr
–5
2. Un mol de propanol, C3H7OH, de densidad 0,7854 g/mL a 20 °C disuelve 4,6 10 moles de
NaCl a 20 °C. ¿Cuál es la solubilidad del NaCl? Expresar la solubilidad en g/L.
3. ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 211 g de sacarosa C12H22O11 en 325 g de
agua?
4. Un estudiante desea preparar una solución acuosa de sacarosa C12H22O11 que sea 0,250 m.
¿Qué masa de sacarosa debe disolver en 200 g de agua?
87
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
en el tejido graso. ¿Cuál es la molalidad de una solución saturada de DDT en CCl4, que
contiene 45 g de DDT por 100 mL de CCl4? La densidad del CCl4 es de 1,60 g/mL.
6. Hallar el tanto por ciento en masa de glucosa en una solución que contiene 280 g de agua y 40
g de glucosa.
Problemas Resueltos
1. Describir cómo puede preparar cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a) 500 mL de una solución 0,200 M de Na2CO3 a partir de Na2CO3 sólido.
b) 150 g de una solución que es 1,00 m de (NH4)2SO4, a partir del soluto sólido.
c) 1,50 L de una solución que tenga 20% de Pb(NO3)2 en masa, la densidad de la solución es
1,20 g/mL, a partir del soluto sólido.
Solución:
a) 500 mL solución 0, 200 moles Na2 CO3 106 g Na2 CO 3
=10, 6 g Na 2 CO3
1000 mL solución 1 mol Na2 CO3
Se pesa 10,6 g de carbonato de sodio y se añade a un matraz aforado de 500 mL, se agita y
finalmente se enrasa al volumen indicado.
132 g (NH 4 )2 SO4
b) 150 g solución
= 17, 49 g (NH4 ) 2 SO 4
1132 g solución
Se pesa 17,49 g de sulfato de amonio y se pesa 132,51 g de solvente y se disuelve el soluto
en esta cantidad.
1, 20 g solución 20 g Pb(NO3 ) 2
c) 1500 mL solución
= 360 g Pb(NO3 )2
1 mL solución 100 g solución
88
Soluciones.
Se mide 360 g de nitrato de plomo (II) y se lo añade a un matraz aforado de 1,5 L que contiene
al solvente.
2. ¿Cuántos gramos de solución al 36% HCl y de agua deben ser utilizados para preparar 1000 g
de una solución al 20% de HCl.
Solución:
20 g HCl 100 g solución
1000 g solución1
100 g solución
2
= 556 g solución2
1 36 g HCl
1000 g solución1 – 556 g solución2 = 444 g de agua
3. ¿Cuántos gramos de agua se deben añadir a 200 g de una solución al 20% de HCl para
preparar una solución al 5%
Solución:
Sea X la cantidad de agua añadida
20 g HCl 5 g HCl
200 g solución 1
100 g solución = (200 + X ) solución 2 100 g solución
1 2
X = 600 g de agua
4. ¿Cuántos mililitros de una soluciones de hidróxido de potasio 2 N y 0,2 N se necesitan para
preparar 1,8 L de una solución 0,6 N?
Solución: Sea X, mL de solución 2 N de KOH
Sea Y, mL de solución 0,2 N de KOH
X mL + Y mL = 1800 mL
2 Eq KOH 0, 2 Eq KOH 0, 6 Eq KOH
X mL + Y mL = 1800 mL
1000 mL 1000 mL 1000 mL
2X + 0,2 Y = 1080
Resolviendo este sistema de dos ecuaciones, con dos incógnitas se tiene:
X + Y = 1800
2X + 0,2Y = 1080 y X = 1800 – Y
2( 1800 – Y) + 0,2 Y = 1080
3600 – 1,8 Y = 1080
3600 - 1080
Y = 1400 mL X = 400 mL
1,8
Problemas Propuestos
1. ¿Como podría preparar 25 L de ácido sulfúrico 0,30 M a partir de un ácido comercial del 95%?
Indicar los cálculos y describir el procedimiento que debe emplearse. La densidad para el ácido
comercial del 95% es 1,84 g/mL
2. Calcular la molaridad resultante cuando 50,0 mL de solución NaCl 2,30 M se mezclan con 80,0
mL de NaCl 1,40 M.
3. ¿Cuántos gramos de una solución al 30% en masa de NaCl deben añadirse a 300 g de agua
para obtener una solución al 10% de la sal?
4. ¿En qué proporción en masa se deben mezclar la solución de amoníaco al 24% y al 5%, para
obtener una solución al 10%?
5. ¿Cuántos gramos de una solución de ácido sulfúrico al 96% y al 20% se deben tomar para
preparar 1000 g de una solución al 40%?
6. ¿Cuántos mL de solución de hidróxido de potasio 2N y 0,2 N se necesitan para preparar 1,8 L
de una solución 0,6 N?
7. ¿Calcular la concentración en porcentaje en masa que tendrá una solución que se diluye de la
siguiente forma?
a) 12 g de solución al 20% con 25 g de agua.
89
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
b) 230 g de solución al 7% con 500 g de agua
8. ¿Cuánta agua hay que añadir a una solución para diluirla de:
a) 20 g de solución al 2,5% hasta 0,235%?
b) 110 g de solución al 75% hasta 5%?
Titulación:
Cuando se desea conocer la concentración de una
solución ya sea un acido u una base, se neutraliza
con su correspondiente, con el equipo mostrado
en la figura, en el matraz se coloca la base mas
un indicador, y en la bureta se coloca una solución
acida de concentración conocida, dejando caer
gota a gota el acido hasta que el indicador cambie
de color, ahora sabemos cuanto acido
necesitamos para neutralizar x ml de una base,
con estos datosy conociendo la reacción de
neutralización, podemos conocer la concentración
de la solución de la base.
Problemas Resueltos
1. a) ¿Cuántos mililitros de solución 0,210 M de HCl se necesitan para neutralizar 35,0 mL de
una solución 0,101 M de Ba(OH)2?
b) ¿Cuántos mililitros de la solución 3,50 M de H2SO4 se necesitan para neutralizar y 75,0 g de
NaOH?
c) Si se necesitan 45,2 mL de una solución de BaCl2 para precipitar todo el sulfato de una
muestra de 544 mg de Na2SO4 para formar BaSO4. ¿Cuál es la molaridad de la solución?
d) Si se necesitan 42,7 mL de solución 0,250 M de HCl para neutralizar una solución de
Ca(OH)2, ¿cuántos gramos de Ca(OH)2 debe haber en la solución?
Solución: a) 2 HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + 2 H2O
0,101 moles Ba(OH) 2 moles HCl
35 mL solución 1 2
1000 mL solución
1 1 mol Ba(OH) 2
1000 mL solución 2
= 34 mL solución 2
0, 210 moles HCl
90
Soluciones.
Problemas Propuestos
91
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
1. ¿Qué volumen de ácido nítrico, 0,185 molar, HNO3 se necesita para reaccionar con 12,61 g de
hidróxido de calcio, Ca(OH)2, según la siguiente ecuación?
HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + H2O
2. ¿Qué volumen de solución 0,200 M de FeSO4 se necesita para reaccionar con 20,0 mL de
KMnO4 0,250 M en solución de ácido sulfúrico, según la ecuación siguiente?
FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
3. Cuando se añade agua una mezcla de aluminio e hidróxido de sodio, se desprende hidrógeno.
Esta reacción se utiliza comercialmente en algunos productos de limpieza:
1– 1–
2 Al(s) + 6 H2O(l) + 2 OH (ac) 2 Al(OH)4 (ac) + 3 H2(g)
Se mezcla una cantidad suficiente de agua con 49,92 g de NaOH para hacer reaccionar 0,600
L de solución; se añaden 41,28 g de Al.
a) Calcular la molaridad inicial de la solución de NaOH.
b) ¿Cuántos moles de H2 se formarán?
c) El hidrógeno se recoge a 25 °C y 758,6 torr. La presión de vapor del agua a esta tempe-
ratura es de 23,8 torr. ¿Cuál es el volumen de gas generado?
4. ¿Qué volumen de solución de ácido sulfúrico 0,05193 M se necesitan para alcanzar el punto
final cuando se titula contra 25,00 mL de NaOH 0,1034 M? La reacción es:
H2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 H2O
5. Una solución de sulfato de hierro(II), FeSO4 en H2SO4 se puede titular con K2Cr2O7 usando un
indicador apropiado para detectar el punto final, de acuerdo a la ecuación.
FeSO4 + H2SO4 + K2Cr2O7 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
¿Qué volumen se necesita de una solución 0,1271 M de K2Cr2O7 para titular 25,0 mL de
FeSO4 0,4777 M?
6. Se titularon 0,3118 g de una muestra impura de carbonato de sodio, Na2CO3, con una solución
de HCl 0,09873 M; para alcanzar el punto final se gastaron 30,42 mL según la ecuación
Na2CO3 + HCl NaCl + H2O + CO2
Calcular el porcentaje de pureza de la muestra de Na2CO3.
92
Soluciones.
T K Eb •m con T T Tº
donde :
T es el ascenso ebulloscópico experimentado
T K C •m con T T º T
donde :
T es el descenso crioscopico experimentado
Presion Osmotica
Se define como la presión que ejerce un fluido a su paso a través de una membrana semipermeable
(deja pasar el disolvente, pero no el soluto a través de ella).La presión osmótica de una disolución es
directamente proporcional a su molaridad :
M • R •T
donde :
es la presión osmótica
M es la molaridad de la disolución
R es la constante universal de los gases
T es la temperatura absoluta
Problemas resueltos.
1.- Calcular presión de vapor de la solución, causada por la adición de 100 g de sacarosa (masa
molar = 342) a 1000 g de agua. La presión de vapor de agua pura a 25°C es 23,69 mmHg.
1 mol sacarosa
100 g de sacarosa 0.292mol _ sacarosa
342 g sacarosa
1 mol agua
1000 g de agua 55,556mol _ agua
18 g de agua
Por lo tanto, la fracción molar es:
55,556
Xagua 0,9948
0,292 55,556
93
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
P X agua • P 0
P 0.9948•23.69mmHg
P 23.567mmHg
2.- La presión de vapor del agua pura a una temperatura de 25°C es de 23,69 mmHg. Una
solución preparada con 5,5 g de glucosa en 50 g de agua tiene una presión de vapor de 23,42
mmHg., determine la masa molar de glucosa.
P 1 X soluto • P 0
P
X soluto 1
Pº
23,42
X soluto 1 0.0114
23,69
50g
n agua 2,778mol
18g / mol
n n = 0,031 moles
0,011
n 2,778
1 mol anticongelante
100 g de anticongelante 1,613mol _ anticongelante
62g de anticongelante
mol 1.613mol
m 1,792molal
Kg 0.9Kg
Teb = Keb m
Teb = (0,52 °C/molal) (1,792 molal)
Teb = 0,9319 °C
4.- Qué masa de anilina habría que disolver en agua para tener 200 mL de una solución cuya
presión osmótica, a 18 °C, es de 750 mmHg; sabiendo que la masa molar de la anilina es 93,12
g/mol.
94
Soluciones.
93,12 g de anilina
0,0083mol de anilina 0.77gde _ anilina
1 mol de anilina
95
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
13. Calcular la molaridad de una solución preparada disolviendo 5,00 g de C6H12O6 en agua
suficiente para formar 100 mL de solución.
14. ¿Cuántos gramos de Na2SO4 se requieren para preparar 0,350 L de solución 0,500 M de
Na2SO4?
15. a) ¿Cuántos gramos de Na2SO4 hay en 15 mL de una solución 0,50 M de Na2SO4?
b) ¿Cuántos mililitros de una solución 0,5 M de Na2SO4 se requieren para suministrar 0,035
moles de esta sal?
16. ¿Cuántos moles de moles de agua se forman cuando 25,0 mL de una solución 0,100 M de
HNO3 se neutralizan por completo con NaOH?
17. Un método utilizado comercialmente para pelar papas es sumergirlo en una solución de NaOH
durante corto tiempo, sacarlas de una solución y quitarles la cáscara. La concentración de
NaOH debe estar entre 3 a 6 M. El NaOH se analiza periódicamente. En uno de esos análisis,
se requirieron 45,7 mL de una solución 0,500 M de H2SO4 para reaccionar completamente con
una muestra de 20,0 mL de solución de NaOH:
H2SO4 (ac) + NaOH(ac) H2O(l) + Na2SO4 (ac)
¿Cuál es la concentración de la solución de NaOH?
18. Se puede producir clorato de sodio con la siguiente serie de reacciones:
KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
Cl2 + Ca(OH)2 Ca(ClO3)2 + CaCl2 + H2O
Ca(ClO3)2 + Na2SO4 CaSO4 + NaClO3
Suponiendo que todos los demás reactivos están presentes en exceso, ¿cuántos gramos de
NaClO3 se pueden preparar con 100 mL de ácido clorhídrico concentrado (densidad 1,18 g/mL
y 36% de HCl en masa)?
19. ¿Que masa de solución al 5,5% se puede preparar con 25,0 g de KCl?
20. Las soluciones salinas fisiológicas que se usan en inyecciones intravenosas tienen una
concentración en masa de 0.9% de NaCl.
a) ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 500 g de esta solución?
b) ¿Cuanta agua se debe evaporar de la solución para llegar a una concentración de 9.0% de
NaCl en masa?
21. ¿Cuál es la molaridad de una solución de ácido nítrico, si la solución tiene 35% en masa de
HNO3 y tiene una densidad de 1,21 g/mL?
22. La presión de vapor del metanol puro es 159,76 mmHg. Determinar la fracción molar de
glicerol necesario para disminuir la presión de vapor a 129,76 mmHg.
23. Una solución contiene 8,3 g de una sustancia no electrolito y no volátil, disuelta en un mol de
cloroformo (CHCl3), esta solución tiene una presión de vapor de 510,79 mmHg. La presión de
Vapor del cloroformo a esta temperatura es 525,79 mmHg. En base a esta información
determine:
a- La fracción molar de soluto. b- El número de moles de soluto disueltos. c-
La masa molar de soluto.
24. La presión de vapor del agua a 60°C es 149,4 mmHg. Si Ud. desea preparar una solución
donde la presión de vapor disminuya a 140 mmHg. Determine la masa de glucosa (C6H12O6)
que debe disolverse en 150 g de agua para lograr dicho efecto.
25. Determine la constante ebulloscópica de un solvente, si al disolver 100 g de urea (masa molar
60 g/mol) en 250 g de este solvente, éste incrementa su temperatura de ebullición en 2,1 °C.
26. Si 40 g de un compuesto C6H10O5 se disuelven en 500 g de agua, determine el punto de
ebullición de esta solución. (Agua: temperatura de ebullición 100 °C y Keb = 0,52 °C/molal )
27. Si al disolver 20 g de urea (masa molar 60 g/mol) en 200 g de solvente se observa que el
punto de ebullición de la solución es de 90 °C, determine el punto de ebullición de un solvente
puro cuya constante ebulloscópica es 0,61 °C/molal,
96
Soluciones.
28. Calcular el punto de congelación de una solución acuosa al 1,26 % p/p de un compuesto no
electrolito.(agua: Kc = 1,86 °C/molal y T°c =0 °C; masa molar de soluto 51g/mol )
29. Calcule el peso molecular de un no electrolito si el agua se congela a -0,50 °C cuando en 20 g
de ella se disuelven 12 g de soluto. (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante
crioscópica 1,86 °C/molal )
30. ¿Cual será el punto de congelación de una solución que contiene 17,25 g de ácido cítrico
(C6H8O7) disueltos en 250 g de agua. (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante
crioscópica 1,86 °C/molal )
31. A 100 mL de agua se agregan 50 mL de alcohol (masa molar 46 y densidad 0,7 g/mL) ¿Cual
será el punto de congelación de esta mezcla. (Agua: temperatura de congelación 0 °C y
constante crioscópica 1,86 °C/molal )
32. Disolviendo 6,73 g de sacarosa (masa molar 342 g/mol) hasta formar 1500 mL de solución a
20 °C. ¿Cual es la presión osmótica que teóricamente corresponderá?
33. ¿Que presión osmótica ejercerá una solución de urea en agua al 1% a 20 °C(masa molar de
urea 60 g/mol)?
34. Calcular la masa molar aproximada del pineno sabiendo que al disolver 2,8 g en alcohol hasta
un volumen de 500 mL se midió una presión osmótica de 1,2 atm a 20 °C.
35. Calcular la masa molar aproximada del tiofeno sabiendo que una solución de 100 mL que
contiene 0,32 g de ese compuesto en alcohol dio una presión osmótica de 510 mmHg a 20 °C.
1. Se disolvió una muestra de 1,00 g de Na2CO3 10H2O en 20,0 mL de agua destilada. Se agregó
agua adicional para producir 250 mL de solución. ¿Cuál es la concentración molar de Na2CO3?
A) 0,0377 B) 1,39 10–8 C) 8,74 10–4 D) 0,0140 E) Ninguno
2. ¿Cuántos gramos de NaC2H3O2, sólido se necesitan para preparar 300 mL de una solución
cuya molaridad sea de 0,060?
A) 1,5 B) 0,016 C) 4,1 102 D) 8,2 E) Ninguno
3. Si 25 mL de CuSO4 con 2,50 M se diluyen con agua hasta un volumen final de 450 mL. ¿Cuál
es la molaridad del soluto en la solución resultante?
A) 0,139 B) 0,132 C) 0,0222 D) 0,0211 E) Ninguno
4. Una solución de ácido nítrico tiene una densidad de 1,249 g/mL y 40 % de HNO3 en masa.
¿Cuántos mililitros de esta solución hacen falta para obtener 10 g de HNO3?
A) 5,0 B) 20 C) 31 D) 28 E) Ninguno
5. Suponiendo una reacción cuantitativa, ¿cuál es el volumen (mL) mínimo de AgNO3 con 0,150
M que sería necesario para precipitar todo el cromato como Ag2CrO3 a partir de 25,0 mL de
K2CrO4 con 0,100 M?
A) 8,33 B) 16,7 C) 33,3 D) 75,0 E) Ninguno
6. Dadas las soluciones siguientes: 1,00 L de HCl con 6,0 M; 2,00 L de HCl con 3,0 M y 3,00 L de
HCl con M, ¿cuántos moles en total de HCl contienen?
A) 2,3 B) 11 C) 8,2 D) 15 E) Ninguno
7. ¿Cuál contiene la mayor cantidad de KMnO4?
A) 158 mg de KMnO4 B) 100 mL de KMnO4 con 0,100 M
C) 0,100 L de KMnO4 con 0,01 M D) 1,00 mL de KMnO4 con 1,00 M
E) Ninguno
8. ¿Cuántos gramos de AgNO3 se requieren para obtener 0,200 L de una solución con 0,100 M?
A) 3400 B) 85,0 C) 17,0 D) 3,40 E) Ninguno
9. ¿Cuántos mililitros de agua deben agregarse a 35,0 mL de HCl con 12,0 M para hacer HCl con
5,0 M.
A) 60,0 B) 49 C) 10,4 D) 300 E) Ninguno
10. ¿Qué peso (mg) de HNO3 está presente en 13,00 mL de HNO3 con 0,0872 M?
A) 71,4 B) 9,39 C) 422 D) 0,422 E) Ninguno
11. El volumen (mL) de una solución de K2CO3, cuya molaridad es de 0,200 y que contiene 69,0 g
de K2CO3, es:
A) 0,400 B) 200 C) 1600 D) 2500 E) Ninguno
97
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y
tecnología
12. Una solución con 25% de amoníaco en masa tiene una densidad de 0,910 g/mL. ¿Cuál es la
molaridad de la solución?
A) 13,4 B) 6,50 C) 14,7 D 7,14 E) Ninguno
13. ¿Cuántos gramos de SO3 se deben disolver en 400 g de agua para obtener una solución al
15% en masa de H2SO4?
A) 48,57 B) 96 C) 1,60 D) 57,62 E) Ninguno
14. Se desea convertir 0,10 moles de GeO2 en GeCl2 por reacción con HCl concentrado 12 M,
para obtener H2O como subproducto. ¿Qué volumen (mL) mínimo se requiere del ácido
concentrado?
A) 7,5 B) 4,8 C) 1,2 D) 33 E) Ninguno
15. Cuándo una solución de AgNO3 se agrega a una solución de KCl, el AgCl se precipita
cuantitativamente, dejando una solución de KNO3. ¿Cuántos mililitros de AgNO3 0,50 M se
requerirían para precipitar todo el cloruro de 10,0 mL de KCl con 0,40 M?
A) 2,0 B) 4,0 C) 5,0 D), 8,0 E) Ninguno
16. Se prepara una solución de cloruro de sodio mediante la mezcla de 3,65 L de NaCl con 0,105
M, con 5,11 L de NaCl con 0,162 M, para producir 8,76 L de la nueva solución. ¿Cuántos
gramos de NaCl contiene 1,00 L de la nueva solución?
A) 22,4 B) 8,08 C) 1,21 D) 0,138 E) Ninguno
17. Se desea precipitar Ag2CrO4 mediante la mezcla de soluciones de AgNO3 y K2CrO4. ¿Cuántos
mililitros de AgNO3 con 0,30 M, se necesita para reaccionar con 25 mL de K2CrO4 con 0,20 M?
A) 33 B) 25 C) 17 D) 19 E) Ninguno
18. Si 100 mL de una solución contiene 24,5 g de H2SO4, ¿cuál es la concentración molar del
H2SO4?
A) 2,50 B) 0,245 C) 0,400 D) 0,00250 E) Ninguno
19. ¿Cuántos gramos de NaOH estarían presentes en 200 mL de NaOH con 2,000M?
A) 0,100 B) 0,400 C) 1,00 D) 16,0 E) Ninguno
20. La combustión completa de acetileno C2H2 en presencia de oxígeno O2 produce dióxido de
carbono CO2 y agua H2O. ¿Cuántos moles de oxígeno se necesitan para reaccionar con 4,0
moles de acetileno?
A) 5,0 B) 4,0 C) 10 D) 2,0 E) Ninguno
21. ¿Cuál sería la concentración molar de una solución preparada al disolver 15,8 g de KMnO4 y al
diluir ésta a 250 mL?
A) 0,000400 B) 0,0632 C) 0,100 D) 0,400 E) Ninguno
22. Si se dejan 100 mL de una solución de NaCl molaridad de 0,10 en un cilindro graduado hasta
que la evaporación del solvente reduzca su volumen a 80,0 mL, ¿cuál es la molaridad del
NaCl en la solución resultante?
A) 0,080 B) 0,80 C) 0,18 D) 0,13 E) Ninguno
23. Si 15,0 mL de HCl con 2,50 M se diluyen a 50,0 mL, la concentración molar del HCl en la
solución final será:
A) 0,750 B) 1,50 C) 1,00 D) 0,690 E) Ninguno
24. ¿Qué masa (g) de NaOH al 75% en peso deben disolverse en agua para preparar 250 mL de
NaOH con 1,50 M?
A) 53,0 B) 15,0 C) 20,0 D) 5,33 E) Ninguno
25. 20,0 g de cloruro de un metal desconocido, MCl, se disuelven en 100 mL de agua. Si se
requieren 357 mL de AgNO3, con 0,750 M, para precipitar como AgCl todo el cloruro de la
solución, ¿cuál es la identidad del elemento M?
A) Ag B) K C) Cr D) Tl E) Ninguno
26. En un litro de una solución hay 200 g de soluto X. Si la solución contiene 18% en masa de X,
¿cuál es la densidad (g/mL) de la solución?
A) 1,2 B) 1,1 C) 0,036 D) 1,1 E) Ninguno
27. Un estudiante mezcla 1,50 L de NaCl, con 0,300 M, con 2,50 L de NaCl con 0,700 M, de lo que
se obtienen 4,00 L de solución nueva de NaCl. ¿Cuál es la molaridad de esta nueva solución?
A) 1,0 B) 0,550 C) 0,500 D) 0,197 E) Ninguno
28. Una solución cuya densidad es de 2,00 g/mL contiene un soluto X de masa molecular 80,00. Al
analizar la solución se descubre que contiene 60,0% de X en masa. ¿Cuál es su molaridad?
A) 24,0 B) 12,5 C) 15,0 D) 12,0 E) Ninguno
98
Soluciones.
29. El vinagre comercial es una solución acuosa de ácido acético, C2H4O2. El análisis volumétrico
de una muestra indico que la solución es de 0,640 M de ácido acético. ¿Cuántos gramos de
C2H4O2 estarían presentes en 1 pinta de vinagre?
A) 81.2 B) 44,3 C) 18,2 D) 93,8 E) Ninguno
30. ¿Cuál es la concentración molar de una solución hecha al disolver 4,76 g de MgCl2 en agua y
llevar la solución a un volumen de 1500 mL?
A) 0,025 B) 0,033 C) 0,011 D) 0,050 E) Ninguno
31. El HCl concentrado tiene 37% en peso de HCl y una densidad de 1,19 g/mL. ¿Cuál es la
molaridad de HCl concentrado?
A) 31 B) 12 C) 10 D) 8,5 E) Ninguno
32. Considerar la reacción entre ScCl3 acuoso y AgNO3 acuoso, en la que se precipita AgCl,
dejando Sc(NO3)3 en solución. Si se agregan 2,5 L de AgNO3 con 0,30 M, a 500,0 mL de
ScCl3 con 0,500 M, y la reacción se completa, ¿cuál será la molaridad del restante Sc(NO3)3.
A) 0,100 B) 0,300 C) 0,0833 D) 0,0167 E) Ninguno
33. Dadas dos soluciones: NaOH con 0,125 M y NaOH con 0,275 M, ¿en qué proporción en
volumen deben mezclarse ambas para preparar una solución de NaOH con 0,250M.
A) 1,5/1 B) 5/1 C) 2,75/1 D) 6/1 E) Ninguno
99
Unidad 9
Termoquímica
9.1 Introducción
La termoquímica es el estudio de la relación en los procesos químicos de la energía
calorífica, en donde una energía química se transforma en energía calorífica o la calorífica en
química. Esta transformación se observa en una reacción de combustión la cual genera calor
utilizado como combustible de motores o generalmente para la cocción de alimentos.
Las funciones termodinámicas E y H son funciones de estado, es decir, la diferencia en
E o H entre cierto estado inicial y uno final es una constante y es totalmente independiente de la
vía por la cual se efectúa el proceso estado 1 estado 2, Aún más, solo es posible determinar
experimentalmente las diferencias (E y H y no los valores absolutos de E y H).
En los sólidos y líquidos, el estado normal significa ‘la sustancia pura a una presión externa
de 1,0 atm’, en el caso de los gases quiere decir ‘a una presión parcial de 1,0 atm’, y para un soluto
en un disolvente liquido, “a una concentración de 1,0 M”
Además en cuanto a los elementos (Br2, O2 ,S 8 , etc) el estado normal se refiere a la forma
más estable de ese elemento a 1 atm.
Se dice que los datos termodinámicos de tales sustancias son ‘normales’ y tienen un
superíndice (°), por ejemplo H°. La temperatura no es parte de la definición de estado normal,
pero con frecuencia los datos tabulados están a 25ºC.
2. La unidad térmica británica, BTU, es una unidad de energía mucho más usado para medir
el desprendimiento de calor por la combustión de petróleo que la kilocaloría o el joule. Un BTU es
la energía necesaria para elevar la temperatura de una libra de agua en un grado Fahrenheit.
¿Una caloría a cuantos BTU son iguales?
Solución: Los factores de conversión son:
1 cal 4,184 J 9,48 10 –4 BTU = 3,9710-3 BTU
1 cal 1J
99
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y tecnología
Se refiere al cambio de entalpía que tiene lugar cuando un compuesto o elemento determinado
reacciona con la cantidad estequiometria de oxigeno para formar óxidos específicos. Es decir es el
calor desprendido cuando se quema 1mol de un compuesto.
Problemas Resueltos
0 kJ - 1676 kJ
c ) H 2 moles Fe 1 mol Al 2 O 3
1 mol Fe 1 mol Al 2 O 3
0 kJ - 824,2 kJ
2 moles Al 1 mol Fe 2 O 3 852 kJ
1 mol Al 1 mol Fe 2 O 3
100
Termoquímica.
Problemas Resueltos
1. El fósforo sólido existe en dos formas alotrópicas, rojo y blanco. Ambas reaccionan con cloro
para producir tricloruros de fósforo, un líquido incoloro que desprenden vapores a la
atmósfera.
P4(blanco) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) ∆H1° = – 1,15 10 3 kJ (1)
3
P4(rojo) + 6 Cl2(g) 4 PCl3 (l) ∆H2° = –1,23 10 kJ (2)
Calcular la entalpía estándar de reacción a 25 °C para el proceso de conversión del fósforo
rojo en fósforo blanco:
P4(rojo) P4(blanco) (3)
Solución: Aplicando la ley de Hess a la ecuación (1):
4 PCl3(l) P4(blanco) + 6 Cl2(g) ∆H˚ = +1,15 10 3 kJ (1a)
Sumando (1a) + (2), se tiene:
3
P4(rojo) + 6 Cl2(g) 4 PCl3 (l) ∆H˚ = –1,23 10 kJ (2)
3
4 PCl3(l) P4(blanco) + 6 Cl2(g) ∆H˚ = +1,15 x 10 kJ (1a)
P4(rojo) + 6 Cl2(g) + 4 PCl3(l) 4 PCl3(l) + P4(blanco) + 6 Cl2(g)
Simplificando: P4(rojo) P4(blanco) (3)
La entalpía para esta reacción es,
3 3
∆H°3 = ∆H°1a + ∆H°2 = +1,15 10 kJ + (–1,23 10 kJ) = – 80 kJ
2. A partir de las ecuaciones siguientes y los valores de ∆H˚,
H2(g) + Br2(l) 2 HBr(g) ∆H° = –72,8 kJ (1)
2 H2(g) + O2(g) 2 H 2O(g) ∆H˚ = – 483,7 kJ (2)
Calcular el ∆H° para la siguiente reacción:
4 HBr(g) + O2(g) 2 Br2(l) + 2 H2O(g)
101
QUÍMICA Texto guía para el ingreso a la facultad de ciencias y tecnología
Problemas Resueltos
1. Calcular en kilojoule la cantidad de calor que se libera en la oxidación total de 24,2
g de aluminio a 25 °C y una atm de presión para formar óxido de aluminio, el
recubrimiento protector de las puertas y ventanas de aluminio.
4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s)
Solución: 4 Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3(s) ∆H˚ = – 3352 kJ/mol
4 moles de Al = –3352 kJ
1 mol Al -3352 kJ
24,2 g Al 751 kJ
27 g Al 4 moles Al
2.Calcular la cantidad de calor que se libera en la tostación (calentamiento en presencia de
oxígeno) de 4,65 g de pirita de hierro, FeS2.
4 FeS2(s) + 11 O2(g) 2 Fe2O3(s) + 8 SO3(g)
o
Solución: siendo H f de FeS2(s): –177,5 kJ/mol.
∆H° = ∑nP∆Hf° productos– ∑nR∆Hf°reactivos
-824, 2 kJ -296,8 kJ
H 2 moles Fe 2O3
8 moles SO 2
1 mol SO
1 mol Fe 2 O 3
2
0 kJ -177, 5 kJ
11 mol O 2
1 mol O 4 moles FeS 2
1 mol FeS
-3312 ,8 kJ
2 2
1 mol FeS2 - 3312,8 kJ
4,65 g FeS2 32,1 kJ
119,8 g FeS2 4 moles FeS 2
102
Temperatura
ANEXO A
RESPUESTAS A LOS PROBLEMAS
1. Resp. a) 303 K, b) 86°F
PROPUESTOS, ADICIONALES Y
2. Resp. a) 77°F; b) 298 K
AUTOEVALUACION
Problemas Adicionales
UNIDAD 1
2 4
Propiedades de la Materia 2. Resp. a) 15,2 cm , b) 9,31 10
–8
pulgadas, c) 1,10 10 cm, 0,110 nm
–4 –2
1. Resp. Propiedades extensivas: c, y f; 3. Resp. 2,34 10 g, 2,34 10 cg
propiedades intensivas, a, b, d, y e 2
4. Resp. 2,15 dm
2. Resp. Propiedades físicas: a, b, c y d; 5. Resp. 0,789 g/mL
propiedad química, e 6. Resp. 2,16
3. Resp. Intensiva 7. _
8. –
7
Cifras Significativas y Notación Científica 9. Resp. 8,88 10 átomos
10. Resp. a) 4, b) 3, c) 4
1. Resp. a) 137,0; b) 10,00; c) 0,900; d) 5,0 11. Resp. a) 2, b) 3
–3
: e) 112; f) 0,00210 12. Resp. 8,2 10 g
2. Solución: En las dos mediciones el 13. Resp: Propiedades intensivas: a, b, c, e, g,
número de cifras significativas es h, i, Propiedades extensivas: d, f
diferente. El valor 4,0 tiene dos cifras 14. –
significativas, mientras que 4,00 tiene 4
15. Resp. a) 41°C, b) 11,3°F, c) 1,1 10 °F
tres. Esto significa que la segunda 5 2
medición es más precisa. 16. Resp. 4 10 m
3. Resp. 5 17. Resp. 1,74 g/mL Mg; 2,79 g/mL Al; 10,5
g/mL Ag
4. Resp. a) Cuatro, b) Dos, c) Tres.
18. Resp. 76000 gotas
19. Resp. 76 g
Sistema Internacional de Unidades, Análisis
dimensional y factores de conversión
Autoevaluación: Preguntas tipo Examen de
7 Ingreso
1. Resp. 8,88 10 átomos
2. Resp. 34,4 cm 1. B) 1 mL
5 –6
3. Resp. a) 1 10 cm; b) 1 10 kg; c) 1,0 2. A) Galón
7 –16
10 ns; d) 1,00 10 µm 3. C) 19,3
4. Resp. 0,099 nm, 99 pm 4. B) 699
12 5. B) 2,7
5. Resp. 6,4 10 g Au.
6. C) 29
6. Resp. 171,4 cm
4 7. D) 0,06
7. Resp. a) 8,39 10 g, b) 804,7 km 8. B) 85
8. Resp. 12 km/L 9. A) 1,907x1016
10. C)4,9x106
Densidad y Gravedad Específica
Unidad 2
1. Resp. a) 2,70 g/mL, b) 2,69 g/mL
2. Resp. 11 g/mL Estructura de los Átomos
3. Resp. 0,792 g/mL; 6,61 libras/galón; 49,4
3
libras/pie Partículas Subatómicas, Radiactividad, Rayos
4. Resp. 0,0013 g/mL X y Modelos Atómicos
5. Resp. a) 13,6 g/mL b) 884 g
6. Resp. 19,0 mL Estructura Nuclear
7. Resp. 155 g
8. Resp. a) 2350 mL b) 5,23
1. .Resp. a) 9 y 10; b) 18 y 18; c) 18 y 18;
pulgadas.
d) 10 y 10
103
Espectros Atómicos y Ondas son casi 200 veces más pesadas que los
electrones. Las propiedades químicas de
8 –6 un átomo dependen del número y
1. Resp. a) 6,25 10 m; b) 2,54 10 m;
–5 localización de los electrones que
c) 5,51 10 m contiene. Los electrones se encuentran
13 14
2. Resp. a) 3,07 10 Hz; b) 6,1 10 Hz; en las regiones mas externas del átomo
18
c) 6,1 10 Hz y son las partículas que tienen mayor
18 14 probabilidad de participar en
3. Resp. a) 3,0 10 Hz; b) 5,996 10
13 interacciones entre átomos.
Hz, c) 6,8 10 Hz; d) 3,4 MHz; e) 5,33 6. Resp. La molécula se mueve o gira en el
14
10 Hz espacio a velocidad más alta y los
átomos de la molécula vibran con mayor
La Mecánica Cuántica: Cuantos, Fotones, fuerza.
Efecto Fotoeléctrico y Niveles de Energía del 7. Resp. Fotón
Átomo. 8. Resp. La velocidad de la luz.
9. Resp. Cuantizados.
14 –12 10. Resp. Orbital.
1. Resp. a) 4,29 10 Hz; 2,84 10 11. Resp. Espines
–14 –12
ergios; b) 7,5 10 Hz; 5 10 ergios 12. Resp. 2,3 10–14
2. Resp. 252 FOTONES 13. Resp. 4,02 10–19 J/fotón; 25 fotones
–8
3. Resp. 9,74 10 m 14. Resp. 7,9 1026 fotones
–6
4. Resp. 1,88 10 m 15. Resp. 2,53 1018 fotones
5. Resp. 121,95 nm 16. Resp. Frecuencia = 6,0 1014/s; energía
6. Resp. 611,6 nm por fotón = 4,0 10–19 J; energía por mol
7. Resp. 2,42 10
–11
m de fotones = 2,4 105 J.
–36 17. Resp. Longitud de nm y
8. Resp. 3,50 10 m
frecuencia = 2,923 1015/s. La luz con
9. Resp. 97,3 nm
estas propiedades se encuentra en la
10. Resp. 0,122 nm
región ultravioleta.
11. Resp. e < d < b < c < a
–7 15 18. Resp. Los orbitales 2p tienen dos lóbulos
12. Resp. a) 6,49 10 m; b) 1,67 10 Hz y en ocasiones se dice que tienen forma
13. Resp. 4,87 1014 Hz de "pesa". Los orbitales 2p individuales
14. Resp. a) Absorbida, b) emitida (2px 2py, y 2pz) son similares en forma y
–34 –37
15. Resp. a) 2,0 10 m, b) 4,7 10 m energía; solo difieren en la dirección en
la cual están orientados los lóbulos del
Números Cuánticos, Orbitales Atómicos, orbital.
Configuraciones Electrónicas y electrones de 19. Resp. a, c.
valencia 20. Resp. Los tres orbitales 2p tienen
energía similar; la ocupación de orbitales
distintos reduce al mínimo la repulsión
1. Resp. a) 5p, b) 3, c) 1, 0, –1
entre los electrones.
2. _
2 5 21. Resp.. (a) 5 (b) 7 (c) 1 (d) 3
3. Resp. a) ns np , b) 2 22. Resp. (a) 3d (b) 4d (c) 5f (d) 4p
4. _ 23.
2 2 5 2 4
Resp. (a) ns (b) ns np (c) ns np (d) ns
1
5. _ 2
(e) ns np
4
104
Autoevaluación: Preguntas Tipo Examen de 2. Resp. Se – Cl
Ingreso 3. _
4. _
1. D) 114Ag
2. D) 27 protones, 29 neutrones Formas Moleculares y Fuerzas
3. C) 18 Intermoleculares
4. E) Ninguno
5. D) 24 protones, 28 neutrones y 21 1. Resp. a) angular; b) trigonal plana
electrones 2. Resp. a) polar; b) polar; c) no polar
6. B) El mismo número de p. 3. Resp. a) no polar; b) no polar
7. C) 142 neutrones y 92 protones
8. B) Que todas las formas de la materia Problemas Adicionales
contienen electrones.
9. C) 5
1. _
10. D) 4
2. Resp. a) covalente polar; b) es iónico; c)
11. A) 15
covalente no polar
12. B) 7
3. _
13. D) La diferencia de energía entre dos
4. _
niveles de energía
5. _
14. A) Cargas negativas y sería
6. _
isoelectrónica con el argón
15. D) 14
16. D) 3d Unidad 4
17. B) Electrón 4d
18. C) l = 2 Átomos y Moléculas, Fundamentos de
19. D) Cu Estequiometría
20. C) 13
Masas Atómicas, Composición, Abundancia
Unidad 3 Isotópica y Masas Moleculares
105
–4
11. Resp. 4,44 10 moles 6. Resp. 20,9 %
12. Resp. 246 g 7. Resp. BrC3H7
13. Resp. 58,94 8. Resp. a) C9H13O3N, b) C10H14N2
14. Resp. 93,2 9. Resp. CH2
15. Resp. 64 10. Resp. MgSO4. 7 H2O
16. Resp. 0,0014 moles
Autoevaluación: Preguntas Tipo Examen de
Composición Porcentual, Formulas Empíricas Ingreso
y Moleculares
1. B) 28%
23
1. Resp. a) 1,807 x 10 átomos; b) 4,517 x 2. D) 28,09
23
10 moléculas 3. C) 1,0 g de He
–27 –26 4. E) Ninguno
2. Resp. a) 1,67 10 kg; b) 2,66 10
–25 5. A) 0,049
kg; c) 3,95 10 kg 6. A) 233
3. Resp. b) 8,33 moles Fe, 16,7 moles S; c) 7. D) 3,4 1024
0,535 kg 8. C) 83,8 g
10
4. Resp. 2,5 10 moléculas 9. A) 1,00
5. _ 10. C) 2,39 10–22
–2
6. Resp. a) 0,344 moles; b) 2,83 10 mol; 11. D) 8,19 1026
c) 7,5 10
–2
mol; d) 6,49 mol; e) 4,6 12. A) 7,0 1023
–4 13. A) C3H6O (formula empirica)
10 mol; f) 28 mol
14. D) 5,35
7. Resp. 10,8
14 15. B) (NH4)2CrO4
8. Resp. 1.2 10 dolares/persona 16. A) 204
16 6
9. Resp. a) 8,3 10 gotas; b) 7,3 10 17. C) 18
3 18. D) ½
millas
19. B) 174
10. Resp, a) 76,98%; b) 46,4%; c) 17,3%; d)
2,79% 20. D) 46,7%
11. Resp. C6H12O6
Unidad 6
12. Resp. GaAs
13. Resp. 42,10% C, 6,44% H; 51,46% O
14. Resp. 82,76% C; 17,24% H Cálculos Químicos Estequiometría
15. Resp. 83,8% C, 11,9% H, 4,3% O
16. Resp. 1,54% Pureza de las Sustancias y Contenido de
17. Resp. a) As2O5; b) K2CrO4; c) K2Cr2O7 Sustancias en los Minerales
18. Resp. a) 171,1 mg, 19,01 mg y 38,29
mg; b) C6H8O 1. Resp. a) 1,2 g; b) 1,2 lb
2. Resp. a) 188,3 lb; b) 589 lb; c) 99,7 lb
19. Resp. CoCl2 . 6H2O
3. Resp. 6,50 g
20. Resp. VCl3
4. Resp. 46,7 g; 32,5 g
21. Resp. a) 288,5; b) C19H28O2
22. Resp. C4H9 Estequiométricas de las Reacciones
23. Resp. C6H12O3
24. Resp. C10H14N2 1. Resp. a) 11 moles; b) 0,926 moles
25. Resp. FeS2 2. Resp. b) 1,048 moles; c) 6,15 moles
3. Resp. b) 2,9 moles; c) 13,45 moles
4. Resp. 0,189 moles
Problemas Adicionales -3
5. Resp. 1,92 x 10 moles
1. Resp. a) CaSO4, b) K2Cr2O7 6. Resp. 138 g
7. Resp. a) 6 g y 3,4 g; b) 1,3 g
2. Resp. As2O5
8. Resp. 32,8 g
3. Resp. C6H6 9. Resp. a) 1,515 g; b) 2,82 g
4. Resp. a) 40% Ca, 12% C y 48% O; b) 10. Resp. 589,5 g
32,4% Na, 22,5% S, 45,19% O 11. Resp. a) 186 kg; b) 212,5 kg
5. Resp. C3H4O3 12. Resp. a) 174,4 g; b) 232,5 g
106
13. Resp. 37,8 g 1. D) 4
14. Resp. 0,076 L 2. C) 13
2
15. Resp. 24,1 g 3. D) 5,5 10
16. Resp. 6,72 L 4. B) 32
17. Resp. a) 229,64g; b) 62,37 L 5. C) 111
18. Resp. 9,23 L 6. A) 33
19. Resp. a) 625 L; b) 500L y 750 L 3
7. A) 6,1 10
20. Resp. a) 3000 pies cúbicos; b) 6000 pies
8. B) 1,43 103
cúbicos
9. A)0,22
21. Resp. 6634 mL.
10. A) 0,143
11. B) 0,268
Reactivo Limitante y Rendimientos
12. A) 69,7%
13. A) 92,99%
1. Resp. 5,0 g 14. B) 2,25
2. Resp. 1,08 g 15. A) 16,0
3. Resp. 1,104 g 16. C) 1/3
4. Resp. 1,3 g 17. D) 1,75
5. Resp. 387 g
6. Resp. b) 2,238 g Cu(NO3)2; 0,238 g NO;
Unidad 7
0,286 g H2O; 23,24 g Cu
7. Resp. 50,2% Gases Ideales
8. Resp. 67,1%
9. Resp. 39%
Propiedades de los gases
10. Resp. 1,5 kg
107
14. Resp. C6H6 18. Resp. 2.2 L
15. Resp. 0,343 moles 19. Resp. O2 y 1.07 veces.
22
16. Resp. a) 0,02 moles; b) 2,4 10 20. Resp. 72
11
átomos 21. Resp. 2,0 x 10 moléculas/mL
17. Resp. 1000,5 g 22. Resp. 0,13 g/L
23. Resp. 80
Ley de las Presiones Parciales de Dalton y 24. Resp. 442,4 g
Recolección de Gases sobre agua 25. Resp. 2,2 g
26. Resp. 1,20 atm Ne, 0,20 atm Ar
1. Resp. 100,8 kPa
2. Resp. 0,305 atm de N2; 0,195 atm de Autoevaluación: Preguntas Tipo Examen de
N2O Ingreso
3. Resp. 0,1875 atm del He; 0,0625 atm
del Ne 1. B) 32°F y 76 cm de Hg
4. Resp. 48,8 mL 2. C) 23,0
5. Resp. 516 mL 3. A) 0,850
6. Resp. 23,5 torr 4. A)1300
7. Resp. C3H8O 5. B) 1,33
6. C) 3/2
8. Resp. CO(NH2)2
7. C) 718
8. D) 3,41
Ley de Difusión de Graham 9. C) 59
10. A) 0,508
1. Resp. 0,676 g/L 11. C) CO2
2. Resp. 8 hileras recorre el gas hilarante y 12. C) 0,27
4 hileras el gas lacrimógeno. 13. B) 0,70
3. Resp. 30 14. A) 75
15. D) 3,4 104
Estequiometría Gaseosa 16. D) 1,00 L de hidrógeno a 0°C y 800 torr
17. B) 296
1. Resp. 18.8 g giobertita 18. C) 86
2. Resp. 61,9 moles 19. E) Ninguno
3. Resp. 14,8 L 20. B) 383
4. Resp. 1,03 L 21. D) 8KMnO4 4K2MnO4 + 2MnO3 + 5O2
5. Resp. 511 mL 22. D) – 100°C y 4,0 atm
23. D) 69%
6. Resp. a) La2(C2)3(s) + 6 H2O(l) 3
24. A) Aumentar la temperatura absoluta a
C2H2(g) + 2 La(OH)3(s); b) 0,120 L
2T
108
14. Resp. 0,904 y 0,096 del agua 20. Resp. a) 4,5 g; b) 449 g
15. Resp. 0,025 M 21. Resp. 6,72 molar
22. 0,188
Preparación, Dilución y Mezcla de Soluciones 23. a = 0,0285 b = 0,0294 moles c= 272,42 g/mol
24. 95,76 g
1. Resp. 420 mL del ácido sulfúrico del 95% 25. 0,315 °C/molal
se añaden a un matraz aforado de 25 L 26. 100,26 °C
de capacidad que contiene una cierta 27. 88,98 °C
cantidad de agua, se enrasa con agua 28. -0,465°C
hasta 25 L 29. 2232 g/mol
2. Resp. 1,75 M 30. -0,668 °C
3. Resp. 150 g 31. 14,13 °C
4. Resp. 5/14 32. 0,315 atm
5. Resp. 737 g y 263 g 33. 4 atm
6. Resp. 1,4 Lde 0,2N y 0,4 L de 2N 34. 112 g/mol
7. Resp. a) 6,486%; b) 2,2055% 35. 114,7 g/mol
8. Resp. a) 192,8 g; b) 1540 g
Autoevaluación: Preguntas Tipo Examen de
Estequiometría de las Soluciones. Ingreso
Valoraciones o Titulaciones
1. D) 0,0140
1. Resp. 1,84 L 2. A) 1,5
2. Resp. 0,124 L 3. A) 0,139
3. Resp. a) 2,08 M; b) 1,872 moles; c) 47,4 4. B) 20
L 5. C) 33,3
4. Resp. 0,025 L 6. D) 15
5. Resp. 0,01566 L 7. B) 100 mL de KMnO4 con 1,00 M
6. Resp. 51% 8. D) 3,40
9. B) 49
10. A) 71,4
Problemas Adicionales
11. D) 2500
12. A) 13,4
1. _ 13. A) 48,97
2. Resp. 45,21 g 14. D) 33
–3
3. Resp. a) 2,17%, b) 8,62 x 10 alcohol; c) 15. B) 4,0
0,472 M; d) 0,483 m 16. B) 8,08
4. Resp.18,18% 17. A) 33
5. Resp. c) 18. A) 2,50
6. Resp. c) 19. D) 16,0
7. Resp. a) 9,79 m; b) 0,402 m 20. C) 10
8. Resp. a) 41,1%; b) 0,692; c) 38,7 m; d) 21. D) 0,400
21,1 M 22. D) 0,13
9. Resp. 16 M 23. A) 0,750
10. Resp. a) 0,127 moles; b) 268 moles; c) 3800 24. C) 20,0
moles 25. B) K
11. Resp. a) Pesar 2,5 kg de KBr, disolverlos en 26. D) 1,1
agua para preparar 1,40 L de solución; b) 27. B) 0,550
Pesar 11,4 g de KBr, disolverlos en 238,6 g 28. C) 15,0
de agua; c) Pesar 198 g de KBr y disolverlos 29. C) 18,2
en 1452 g de agua. 30. B) 0,033
12. Resp. 1,32M 31. B) 12
13. Resp. 0,278 M 32. C) 0,0833
14. Resp. 24,8 g 33. B) 5/1
15. Resp. a) 1,1g; b) 70 mL
16. Resp. 0,00250 moles
17. Resp. 2,28 M
18. Resp. 13 g
19. Resp. 455 g
109
110
ANEXO B
TABLAS
Factores de Longitud
1 Aº = 1*108 cm
1 m = 100 cm
1 milla (mi) = 1,609 Km
1 pie (ft) = 30,48 cm
1 pulgada (in) = 2,54 cm
1 Yarda (yd) = 91,44 cm
1 Acre = 4046,86 m2
1 Ha = 10000 m2
1 m2 = 10000 cm2
1 pulg2 = 6,4516 cm2
Factores de Volumen
1 galón = 3,7853 L
1 L = 1000 cm3
1 m3 = 1000 L
1 cm3 = 1 mL
1 pie3 = 28,317 L
Factores de Masa
111
Factores de Densidad
1 g/cm3 = 1 g/mL
1 Kg./m3 = 0,001 g/cm3
1 lb./pie3 = 0,01602 g/cm3
1 lb/pulg3 = 27,685 g/cm3
Factores de tiempo
1 día = 24 hr
1 Mes = 30,417 día
1 semana = 7 día
1 h = 60 min.
1 min. = 60 s
Factores de Presión
1 Cal = 4,186 J
1 J = 1*107 ergios
1 BTU = 252,16 cal
1 lb-pie = 0,32404 cal
112
TABLA 2. CONSTANTES FISICAS
113
TABLA 4. DENSIDAD DEL AGUA LIQUIDA
(DE 0 º C A 100 º C)
114
TABLAS 5. PRESION DE VAPOR (torr) DEL AGUA LIQUIDA
(DE 0 º C A 100 º C)
115
TABLA 6. PUNTOS DE EBULLICION CONGELACION DE ALGUNAS SUSTANCIAS
M Teb. T cong.
Sustancia Fórmula
(g / mol) (K) (K)
Acetona CH 3 OCH 3 58,08 329 178,2
Acido de Acético CH 3 COOH 60,052 391 289,8
Agua H2O 18,015 373 273,2
Amoniaco NH 3 17,031 240 195,4
Argón Ar 39,948 87 83,8
Benceno C6H6 78,114 353 278,7
Bromo Br 2 159,808 332 266
Bromuro de Hidrogeno HBr 80,912 206 187,1
Bisulfuro de carbono CS 2 76,131 319 161,3
Cianuro de Hidrogeno HCN 27,026 299 259,9
Cloro Cl 2 70,906 239 172,2
Cloroformo CHCl 3 119,378 334 209,6
Cloruro de Hidrogeno HCl 36,461 188 159
Dióxido de Azufre SO 2 64,063 263 197,7
Dióxido de Nitrógeno NO 2 46,006 294 261,9
Dióxido de Carbón CO 2 44,01 195 216,6
Etano C2H6 30,07 185 89,9
Etanol C 2 H 5 OH 46,069 352 159,1
Etileno C2H2 28,054 169 104
Flúor F 37,997 85 53,5
Helio He 4,003 4,2 0
Hidrogeno H2 2,016 20 14
Metano CH 4 16,043 112 90,7
Metanol CH 3 OH 32,042 338 175,5
Monóxido de Carbono CO 28,018 82 68,1
Nitrógeno N2 28,013 77 63,3
Oxido Nítrico NO 30,006 121 109,5
Oxigeno O2 31,999 90 54,4
Ozono O3 47,998 161 80,5
Sulfuro de Hidrogeno H2S 34,08 213 187,6
Tetracloruro de Carbón CCl 4 153,823 350 250
Trióxido de Azufre SO 3 80,058 318 290
Yodo I2 253,808 458 386,8
Yoduro de Hidrogeno HI 127,912 238 222,4
116
ANEXO C
Referencias Documentales
1. Alvarez Rolando,Hamel Jaime, Hosse Ronald, 2001, “Curso Preuniversitario de Química ” , Facultad
de Ciencias y Tecnología “Universidad Mayor de San Simón”.
2. Dillard C., Goldberg D., 1977, Química General, Fondo Educativo Interamericano, Madrid.
3. Frederick Longo 1979, “Química General”, Ed. Mc Graw Hill Interamericana, Imprenta “México “DF.
4. Raymond Chang 1992, “Química General”, 7a Edición, Ed. Mc Graw Hill Interamericana, Imprenta
“México “DF.
5. Sienko M., Plane r., 1990, Química Teórica y Descriptiva, Ed. Aguilar S. A., Madrid.
6. Whitten k., Gailey k. and Davis R., 1994, “Química General”, Ed. Mc. Graw Hill, 3ª Edición.
7. López C,2000,”Problemas de Química”, Ed. Pearson Educación S. A., Madrid
8. Glinca N.L., “Problemas y Ejercicios de Química General”, Ed. MIR, Moscú.
117