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Universidad Andrés Bello FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS
INTRODUCCIÓN A LA QUIMICA
QUI 080
Compilada por: Prof. Dina Lecaros
Revisada por: Dra. Nancy Pizarro U.
Departamento de Ciencias Químicas
Versión Primer Semestre 2014
Guía de Ejercicios, Curso de “Introducción a la Química”, Primer Semestre 2014
Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas
2
INDICE GUIA DE NIVELACIÓN 4 GUIA Nº 1 UNIDAD I: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA 7
Objetivos específicos de la Unidad I 7
Ejercicios Desarrollados 8
Ejercicios Propuestos 11
Respuestas 15
GUIA Nº 2 UNIDAD II: ESTRUCTURA ATÓMICA 19
Objetivos específicos de la Unidad II 19
Ejercicios Desarrollados 20
Ejercicios Propuestos 22
Respuestas 28
GUIA Nº 3 UNIDAD III: MOLÉCULAS, IONES Y NOMENCLATURA 31
Objetivos específicos de la Unidad III 31
Ejercicios Desarrollados 32
Ejercicios Propuestos 37
Respuestas 42
GUIA Nº 4 UNIDAD IV: COMPOSICIÓN CUANTITATIVA
DE LOS COMPUESTOS 47
Objetivos específicos de la Unidad IV 47
Ejercicios Desarrollados 48
Ejercicios Propuestos 51
Respuestas 58
GUIA Nº 5 Unidad V: ESTEQUIOMETRÍA 61
Objetivos específicos de la Unidad V 61
Ejercicios Desarrollados 62
Ejercicios Propuestos 63
Respuestas 74
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3
GUIA N°6 Unidad VI: GASES Y SUS PROPIEDADES 75
Objetivos específicos de la Unidad VI 75
Ejercicios Desarrollados 76
Ejercicios Propuestos 79
Respuestas 88
GUIA N°7 Unidad VII: REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA 89
Objetivos específicos de la Unidad VII 89
Ejercicios Desarrollados 90
Ejercicios Propuestos 93
Respuestas 100
GUIA Nº8 Unidad VIII: EQUILIBRIO QUÍMICO 101
Objetivos específicos de la Unidad VIII 101
Ejercicios Desarrollados 102
Ejercicios Propuestos 105
Respuestas 113
TABLA PERIÓDICA 116
Guía de Ejercicios, Curso de “Introducción a la Química”, Primer Semestre 2014
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4
GUIA DE NIVELACIÓN
SÍMBOLOS QUÍMICOS. ACTIVIDAD:
Prof.: Escribir diversos símbolos químicos. Alumnos: nombrarlos.
Prof.: Escribir nombres de elementos. Alumnos: anotar los símbolos.
Nota: Se sugiere proyectar un sistema periódico en data. ARITMÉTICA SIMPLE
Notación científica (exponencial) y decimal:
1. Escriba cada uno de los siguientes números en notación exponencial: a) 7 635192; b) 0,000 000 96; c) 365,2; d) 0,0007; e) 23 652; f) 7,5; g) 47,9826; h) 3,874; i) 7 629; j) 26,23; k) 5 609; l) 0,0918 2. Escriba cada uno de los siguientes números en notación decimal: a) 6,83 x 10-4; b) 5,4 x 105; c) 5,28 x 10-5; d) 7,1 x 10-7; e) 3.982 x 101; f) 3,27 x 100; g) 7,456 x 108; h) 2,5 x 10-3; i) 3,42 x 108; j) 9,18 x 10-2; k) 0,526 x 103; l) 6,01 x 10-3 3) En química se trabaja frecuentemente con números muy grandes o muy pequeños. En un gramo de carbono hay: 50 150 000 000 000 000 000 000 átomos de carbono La masa de un único átomo de carbono es: 0,00000000000000000000001994 g Transforme ambas magnitudes en notación exponencial.
Multiplicación de números exponenciales: Para multiplicar números exponenciales, se multiplican los números del 1 al 10 y se suman los exponentes para encontrar la potencia de base 10 del producto. (2,3 x 105)(3,42 x 108)(6,1 x 10-4) = (2,3 x 3,42 x 6,1) x 10[5+8+(-4)]
= 48 x 10 9 = 4,8 x 1010 Ejercicio: ¿A qué número será igual 6,34 x 10-6 si se multiplica por 10-3? División de números exponenciales: Para dividir números exponenciales, se dividen los números del 1 al 10 y se sustrae la suma de las potencias de base10 del denominador, de la suma de las potencias de base 10 del numerador para encontrar la base potencia de 10 del cociente.
41068
410
68
1063,941,8
32,65,4
1063,91041,8
1032,6105,4
= 0,35 x 108 = 3,5 x 107
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Ejercicio: ¿Qué valor tiene cada uno de los siguientes cocientes? a) 9,6 x 108 b) 9,42 x 107 = = 3 x 103 2,3 x 10-6 Notación exponencial en la calculadora: Ejercitar con los alumnos el uso de estos números en sus calculadoras. Logaritmos: Los logaritmos son exponentes. En química general se emplean dos tipos de logaritmos, los comunes, que se representan como log, y los naturales, que se representan como ln.
Los logaritmos que se usan para el pH son logaritmos comunes, o logaritmos de base 10; es decir, son la potencia a la cual hay que elevar 10 para obtener el número. Ej. 3 = log (1000) porque 103 = 1000 y -3 = log (0,001) ya que 10-3 = 0,001. El antilogaritmo (antilog) de un número x es el número que tiene como logaritmo a x; es decir, el antilog de 6 es 106 y el antilog de -6 es 10-6. Nótese que los números que son mayores de 1 tienen un log mayor de cero. Los números menores de 1 tienen un log menor de cero. 1. Encuentre el logaritmo de: a) 105; b) 10 -4; c) 2762; d) 0,002762 2. Encuentre el antilogaritmo de: a) -8; b) 15; c) 6,348; d) -6,348 3. Con su calculadora obtenga el valor de cada una de las siguientes expresiones:
a) log (3 x 10-12); b) log (8,42 x 1016); c) log 1; d) antilog (-22,498); e) antilog (5,7)
Nota: Hacer ejercitar a los alumnos el uso y conocimiento de sus calculadoras en los log y antilog. Resolución de ecuaciones: Si la ecuación contiene una sola incógnita, se puede resolver mediante un reordenamiento de modo que la incógnita quede a un lado y los datos conocidos al otro. Existen varias alternativas, algunas son:
a) Al reordenar la ecuación, se efectúan las mismas operaciones en los dos lados de la ecuación.
2,43 = X (se multiplican ambos lados de la ecuación por 6,97 y se 6,97 simplifica) 6,97 x 2,43 = 6,97 X 6,97 6,97 x 2,43 = 16,9 b) El método tradicional de cambiar de lugar respecto al signo = e invertir la
operación matemática.
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c) Cualquier otro que se emplee correctamente.
1. Despeje x de las siguientes ecuaciones: a) 3,54 = 7,08 ; b) 4, 65 = x + 8,19;
x c) 2,84 = x ; d) 5,82 = x – 6,43
7,82 Porcentajes: Los porcentajes son muy usados en química general. La palabra porcentaje significa
partes porcentuales; una definición general del porcentaje es: parte porcentaje, % = x 100 todo Si se conocen todas las cantidades de la definición de porcentaje excepto una, se procede a despejar la variable desconocida. Ejercicios:
1. Si una muestra de mineral que posee 2,76% de cobre contiene 3,59 g de cobre, ¿qué masa tiene la muestra?
2. Si 37,97 g de una muestra de óxido de hierro (III) de 52,40 g corresponde al hierro,
¿qué porcentaje de hierro contiene esta muestra?
3. Si una muestra de mineral de hierro de 67,6 g tiene 9,31% de hierro, ¿cuántos gramos de hierro contiene la muestra?
4. Si una muestra de cierto mineral de hierro que contiene 24,6 % de hierro, contiene
7,18 g de hierro, ¿qué masa tiene la muestra?
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GUIA Nº 1
UNIDAD I
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA
Objetivos específicos de la Unidad I
1. Clasificación y propiedades de la materia.
2. Unidades de medición. Sistema internacional de medición.
3. Notación científica.
4. Cifras significativas.
5. Mediciones. Masa, Volumen, Densidad, Temperatura.
6. Método de factor unitario y transformación de unidades.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 1. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. El oro puede martillarse hasta formar láminas extremadamente delgadas llamadas
pan de oro. Si un trozo de 1,00 g de oro (densidad = 19,2 g/cm3) se martilla hasta formar una lámina que mide 8,0 x 5,0 pies, calcule el espesor medio de la lámina en metros (1 pie = 0,3048 metros).
Desarrollo:
Utilizando la densidad del oro y su masa se determinará el volumen de éste.
Como:
Oro V
Oro m d
Por lo tanto el volumen es:
Oro d
Oro m V
3g/cm 19,2
g 1,00 V
V = 0,0521 cm3 (Como hay operación de división, se consideró las cifras significativas de la masa y la densidad, cada una tiene 3, por lo que el volumen se expresa con 3 cifras significativas)
Antes de realizar el cálculo del espesor se transformará las longitudes dadas en pies a metros, así como el volumen a m3.
Primero se convertirá 8,0 y 5,0 pies a metros, sabiendo que 1 pie = 0,3048 m y
utilizando el factor de conversión o factor unitario:
mpie
mxpies 438,2
1
3048,00,8 = 2,4 m
Debido a que hay operaciones de multiplicación y división, se consideró la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2, por lo que la longitud es 2,4 m.
mpie
mxpies 524,1
1
3048,00,5 = 1,5 m
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Por último, el volumen se convertirá a m3, sabiendo 1cm3 = 1,0 x 10-6 m3:
3
363
1
100,10521,0
cm
mxxcm = 5,21 x 10-8 m3
Si se considera que la lámina de oro es un cubo rectangular cuya altura es el espesor de la lámina:
El volumen es por lo tanto:
Volumen = Ancho x Largo x Espesor (ó altura)
La altura o en este caso espesor estará dado por:
Ancho x oargL
VolumenEspesor
13-8
m 1,5 m 2,4
10 x 5,21
x
mEspesor
Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2.
Espesor = 1,4 x 10-8 m 2. Calcule la masa de un cilindro de acero inoxidable (densidad = 7,75 g/cm3) cuya
altura mide 18,35 cm mientras que su radio 1,88 cm. Exprese el resultado en kilogramos.
Desarrollo:
d = 7,75 g/cm3 h = 18,35 cm r = 1,88 cm
El primer paso es calcular el volumen del cilindro, el cual es:
V= r2 x h V = 3,1416 x (1,88 cm)2 x 18,35 cm
V = 204 cm3
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Luego se obtiene la masa usando el volumen del cilindro obtenido y la densidad:
V
m d
Despejando la masa se tiene:
m = d x V
3
3cm 204 x
cm
g 75,7m
m = 1581 g (expresado correctamente según cifras significativas
sería: 1,58 x 103 g)
Por último la conversión de la masa de g a kg:
kgg
kgxgx 58,1
1000
11058,1 3
Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 3.
m = 1,58 kg
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Clasifique cada una de los siguientes como un elemento, un compuesto, una mezcla homogénea o una heterogénea: a) cloruro de sodio (sal de mesa) b) helio gaseoso c) aire d) concreto e) agua de mar
2. Clasifique cada uno de los siguientes como proceso físico o químico:
a) corrosión del aluminio metálico b) fundir hielo c) pulverizar una aspirina d) digerir una golosina e) explosión de nitroglicerina
3. Indique el número de cifras significativas en cada uno de los siguientes casos:
a) 8,1441 mg b) 0,00050 m2 c) 6.480.100 s d) -15,20°C e) 10,0800x10-2 g
Indique justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique justificación:
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4. Exprese cada uno de los números siguientes en notación científica:
a) 529 b) 240.000.000 c) 0,0003442 d) 78.444
5. Indique si las siguientes son mediciones de longitud, área, volumen, masa,
densidad, tiempo o temperatura: a) 10 s b) 3,2 kg/L c) 0,88 pm d) 540 km2 e) 173 K f) 2 m3 g) 35ºC
6. Exprese cada uno de los siguientes números en forma decimal:
a) 2,98x10-5
b) 4,358x109 c) 7,87x10-3 d) 3,7899x102
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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7. Venus, el segundo planeta más cercano al Sol, tiene una temperatura en su superficie de 7,3x102 K. Convierta esta temperatura a °C y °F.
8. Realice las siguientes conversiones:
a) 8,43 cm a mm b) 294,5 nm a cm c) 12,8 L a galones d) 4,48 lb a g
9. Redondee los siguientes números a cuatro cifras significativas y exprese el resultado
en notación exponencial:
a) 300,235800 b) 456.500 c) 0,006543210 d) 0,000957830 e) 50,778 x 103 f) -0,035000
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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10. Efectúe las siguientes operaciones y escriba las respuestas con el número apropiado de cifras significativas a) 149,2 + 0,034 + 2000,34 b) 1,0322x103 + 4,34x103 c) 0,0432 x 2,909 x 4,43x108
11. ¿Qué distancia es mayor? 100Km o 50 millas 12. Un cilindro de gas con volumen de 10,5 L contiene 36,8 (g) de gas. Calcule la
densidad del gas g/cm3. 13. 46. Si una abeja vuela a una velocidad media de 3.4 m/s, calcule su velocidad media
en mi/h. (1 mi = 1,609 km)
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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14. Una refinería de cobre produce un lingote de cobre que pesa 150 lb. Si el cobre se estira para formar alambre de 8,25 mm de diámetro, ¿cuántos pies de cobre podrán obtenerse del lingote? La densidad del cobre es de 8.94 g/cm3. (1 lb = 453,59 g; 1 mi = 5280 pies = 1,6093 km)
15. Para que un material flote en la superficie del agua es preciso que sea menos denso
que esta (1,0 g/cm3). Una bola esférica tiene radio de 0,5 cm y peso 2,0 g. Indique si
flotará o se sumergirá al colocarlo sobre agua. (Volumen de la esfera 4/3 π r3)
16. Para la determinación de la densidad de una barra metálica rectangular, un
estudiante hizo las siguientes mediciones: longitud 8,53 cm; ancho 2,4 cm; altura 1,0cm; masa 52,7064 g. Calcule la densidad del metal con el número correcto de cifras significativas.
17. El Osmio(Os) es el elemento más denso que se conoce (densidad= 22,57 g/cm3).
Calcule la masa en libras y en kilogramos de una esfera de Os de 15 cm de
diámetro. Volumen de la esfera 4/3 π r3.
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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18. El aceite se esparce en una capa delgada sobre el agua que se llama “capa de
aceite”. ¿Qué área en m2 pueden cubrir 200 cm3 de aceite si forma una capa de 0,5 nm de espesor?
19. Una hoja de papel Aluminio (Al) tiene un área total de 1,000 pies2 y una masa de
3,636 g. ¿Cuál es el grosor del papel en milímetros? (densidad del Al = 2,699 g/cm3.) 20. A una probeta graduada con masa de 49,28 g se agrega una muestra de 35,0 mL de
alcohol etílico (densidad 0,789 g/mL). ¿Cuál sería la masa de la probeta más el alcohol?
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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RESPUESTAS
1. Respuesta: a) compuesto
b) elemento
c) mezcla homogénea
d) mezcla heterogénea
e) mezcla homogénea
2. Respuesta: a) químico
b) físico
c) físico
d) químico
e) químico
3. Respuesta: a) 5
b) 2
c) ambíguos; 5, 6 o 7
d) 4
e) 6
4. Respuesta: a) 5,29x102
b) 2,4x108
c) 3,442x10-4
d) 7,8444x104
5. Respuesta: a) tiempo
b) densidad
c) longitud
d) área
e) temperatura
f) volumen
g) temperatura.
6. Respuesta: a) 0,0000298
b) 4348000000
c) 0,00787
d) 378,99
7. Respuesta: 4,6x102 °C; 8,6x102 °F
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8. Respuesta: a) 84,3 mm
b) 2,945x10-5 cm
c) 3,33 galones
d) 2,032x103 g
9. Respuesta: a) 3,002 x 102
b) 4,565 x 105
c) 6,543 x 10-3
d) 9,578 x 10-4
e) 5,078 x 104
f) -3,500 x 10-2
10. Respuesta: a) 2149,6
b) 5,37x103
c) 5,57x107
11. Respuesta: 100 Km
12. Respuesta: 3,50x10-3 g/cm3
13. Respuesta: 7,6 mi/h
14. Respuesta: 467 pies
15. Respuesta: d= 3,8 g/cm3 se sumergirá
16. Respuesta: 2,6 g/cm3
17. Respuesta: 9,0x101 lb; 40Kg.
18. Respuesta: 4 x 105 m2
19. Respuesta: 1,450x10-2 mm.
20. Respuesta: 76,9 g
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GUIA Nº 2
UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA
Objetivos específicos de la Unidad II
1. Teorías Atómicas.
2. Número atómico, número de masa.
3. Isótopos, abundancia, masa atómica promedio.
4. Tabla periódica. Grupos, periodos, familias.
5. Propiedades Periódicas.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 2. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. Calcular la masa atómica promedio del Silicio considerando que se encuentra en la naturaleza formado por tres isótopos que tienen las siguientes masas y % de abundancia.
Masa atómica (uma) % de abundancia 27,997 92,23 28,977 4,67 29.974 3,10
Desarrollo: Cada isótopo contribuye a la masa atómica del Silicio de acuerdo con su
abundancia. Por lo tanto, el primer paso es convertir los porcentajes en fracciones, así:
9223,0100
23,92
0467,0100
67,4
0310,0100
10,3
Luego se calcula la masa atómica promedio como sigue: Masa atómica promedio del Silicio =
(0,9223)(27,997 uma) + (0,0467)(28,977 uma) + (0,0310)(29,974 uma) = 28,104 uma
2. Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las
siguientes especies:
a) O178
b) 2178 O
c) Ca4020
d) 24020 Ca
Desarrollo:
Recuerde que el exponente de la izquierda se refiere al número de masa, el subíndice al número atómico. En cambio, en los casos que lo hay, el exponente del lado derecho es la carga neta del elemento.
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a) O178 : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa
17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 8, ya que es un átomo con carga neta cero.
b) 2178 O : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa
17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. Como la carga neta es -2, existe un exceso de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 10.
c) Ca4020 : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa
es 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 20, ya que es un átomo con carga neta cero.
d) 24020 Ca : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de
masa 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. Como la carga neta es +2, existe un déficit de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 18.
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Indique el símbolo químico de cada uno de los siguientes elementos:
a) Bario b) Bromo c) Cobre d) Aluminio e) Fósforo f) Magnesio g) Manganeso
2. Escriba el nombre y el número (si lo hay) del grupo (o familia) a la cual pertenecen cada uno de los elementos siguientes:
a) Kriptón b) Potasio c) Na d) Ne e) Flúor f) Calcio g) Oxígeno
3. Para cada uno de los siguientes números atómicos escriba el nombre y símbolo
químico del elemento correspondiente a) 7 b) 10 c) 11 d) 28 e) 22 f) 29 g) 13 4. Para cada uno de los elementos siguientes, escriba su símbolo químico e indique si es un metal, un metaloide o un no metal: a) plata b) helio c) fósforo d) cadmio e) calcio f) bromo g) arsénico
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5. Complete la tabla siguiente con los datos correctos de cada isótopo (todos son
átomos neutros):
Elemento Símbolo Número atómico
Número de masa
Nº de protones
Nº de neutrones
Nº de electrones
47 109
Oro 197 79
11 12
34 29
58 28
6. Indique el grupo y periodo de los elementos cuyo número atómico es:
Numero Atómico Grupo Periodo
10
20
30
40
50
7. ¿Cuántos protones y neutrones hay en el núcleo de cada uno de los átomos
siguientes?
a) 48Ti b) 75As c) 64Zn d) 39K
8. Escriba el símbolo en notación isotópica de los siguientes núcleos:
a) Z = 47, A = 109 b) Z = 8, A = 18 c) Z = 26, A = 57
Indique justificación:
Indique justificación:
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9. Indique el número de protones y electrones de cada uno de los siguientes iones
comunes: a) K+
b) Mg2+ c) Fe3+ d) Br- e) C4-
10. El cobre, un metal conocido desde épocas remotas, se utiliza en cables eléctricos y
en monedas, entre otras cosas. Las masas atómicas de sus isotopos estables: 63Cu (69,1%) y 65Cu (30,9%) son 62,930 uma y 64,928 uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del cobre. Los porcentajes entre paréntesis indican sus abundancias relativas.
11. La plata tiene una masa atómica media de 107,87 uma. ¿Si 48,18% de Ag existe
como Ag-109 (108,9047), ¿Cuál es la identidad y la masa atómica del otro isótopo?
Indique cálculo de justificación:
Indique justificación:
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12. ¿Qué elemento tiene el mayor número de neutrones por átomo: 210Bi, 210Po, 210At o 211At?
13. El magnesio tiene tres isótopos con números de masa 24, 25 y 26. a) Escriba el símbolo químico completo para cada uno. b) ¿Cuántos neutrones hay en el núcleo de cada isótopo? 14. El plomo presenta cuatro isótopos: Pb-204, Pb-207, Pb-208 y Pb-209. La
abundancia de los tres primeros es 2; 28,2 y 57,8%. Calcula la masa atómica del plomo.
15. ¿Cuál es la composición nuclear de los cinco isótopos del zinc de procedencia
natural con números de masa de 64, 66, 67, 68 y 70?
Indique justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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16. El elemento oxígeno existe como tres isótopos en la naturaleza, con 8,9 y 10 neutrones en el núcleo, respectivamente.
a) Escriba los símbolos químicos completos de esos tres isótopos. b) Describa las similitudes y diferencias de los tres tipos de átomos de oxígeno.
17. ¿Cuál par de los siguientes elementos esperaría usted que exhibieran la mayor
similitud en sus propiedades químicas y físicas: B, Ca, F, He, Mg, P?
18. El bronce es una aleación metálica que se usa con frecuencia en aplicaciones decorativas y en esculturas. Un bronce típico consiste en cobre, estaño,y zinc, con cantidades menores de fósforo y plomo. Localice todos estos elementos en la tabla periódica, escriba sus símbolos, e identifique el grupo de la tabla periódica al que pertenecen.
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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19. ¿Cuál de los siguientes grupos se componen completamente de metales? S,P y Al; Fe, Co y Ni; Be, B y C.
20. Identifique en la Tabla Periódica cuatro elementos de cada tipo: a) alcalinos b) alcalinotérreos c) metales de transición d) halógenos e) anfígenos o calcógenos f) gases nobles g) no metales h) metales i) metaloides
Indique cálculo de justificación:
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RESPUESTAS
1. Respuesta: a) Ba
b) Br
c) Cu
d) Al
e) P
f) Mg
g) Mn
2. Respuesta: a) gas noble (18)
b) alcalino (1)
c) alcalino (1)
d) gas noble (18)
e) halógeno (17)
f) alcalino terreo (2)
g) anfígeno o calcógeno (16)
3. Respuesta: a) N = nitrógeno
b) Ne = neón
c) Na = sodio
d) Ni = niquel
e) Ti = titanio
f) Cu = cobre
g) Al = alumínio
4. Respuesta: a) Ag – metal
b) He – no metal
c) P – no metal
d) Cd – metal
e) Ca – metal
f) Br – no metal
g) As – metaloide
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5. Respuesta:
Elemento Símbolo Número atómico
Número de masa
Nº de protones
Nº de neutrones
Nº de electrones
Plata Ag 47 109 47 62 47
Oro Au 79 197 79 118 79
Sodio Na 11 23 11 12 11
Cobre Cu 29 63 29 34 29
Níquel Ni 28 58 28 30 28
6. Respuesta:
Numero Atómico Grupo Periodo
10 18 ( VIIIA) 2º
20 2 ( IIA) 4º
30 12 (IIB) 4º
40 4 (IVB) 5º
50 14 (IVA) 5º
7. Respuesta: a) Ti: 22 protones – 26 neutrones
b) As: 33 protones - 42 neutrones;
c) Zn: 30 protones – 34 neutrones
d) K: 19 protones – 20 neutrones
8. Respuesta: a) 10947Ag
b) 188O
c) 5726Fe
9. Respuesta: a) K+: 19 protones – 18 electrones
b) Mg2+: 12 protones – 10 electrones
c) Fe3+: 26 protones – 23 electrones
d) Br-: 35 protones – 36 electrones
e) C4: 6 protones – 10 electrones
10. Respuesta: 63,548 uma
11. Respuesta: 107Ag (106,9080 uma)
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12. Respuesta: 210Bi (127)
13. Respuesta: a) 24Mg; 25Mg; 26Mg 12 12 12
b) 12, 13, 14, respectivamente.
14. Respuesta: 207,8 uma
15. Respuesta: Los cinco isótopos tienen núcleos que contienen 30 protones.
Los números de neutrones son: 34, 36, 37, 38 y 40
respectivamente.
16. Respuesta: a) 16O;
17O; 18O
8 8 8
b) Similitudes: átomos del mismo elemento, oxígeno, mismo
número atómico, propiedades químicas muy parecidas.
Diferente número de neutrones, número de masa y masa
atómica
17. Respuesta: Calcio y magnesio, ya que pertenecen al mismo grupo (alcalinos
térreos).
18. Respuesta: Cu: Z = 29 grupo 11 (IB)
Sn: Z = 50 grupo 14 (IVA)
Zn: Z = 30 grupo12 (IIB)
P: Z= 15 grupo 15 (VA)
Pb: Z= 82 grupo 14 (IVA)
19. Respuesta: Fe, Co, Ni
20. Respuesta: a) Li, Na, K, Rb
b) Ca, Ba, Be, Mg
c) Mn, Fe, Co, Ni
d) F, Cl, Br, I
e) O, S, Se, Te
f) He, Ne, Ar, Kr
g) N, C, O, S
h) Cu, Al, Ag, Au
i) B, Si, Ge, Sb
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GUIA Nº 3
UNIDAD III
MOLÉCULAS, IONES Y NOMENCLATURA
Objetivos específicos de la Unidad III
1. Elementos, moléculas e iones.
2. Fórmulas químicas y nomenclatura inorgánica básica.
3. Minerales.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 2. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. Nombre los sistemas de Nomenclatura, descríbalos brevemente y de ejemplos. Nomenclatura SISTEMÁTICA (IUPAC)
Consiste en la utilización de prefijos numerales griegos para indicar el Nº de oxidación de los átomos de cada elemento presente en la fórmula: Los prefijos que se utilizan son: mono (1) di (2) tri (3) tetra (4) penta (5) hexa (6) hepta (7), El prefijo mono puede omitirse. Ej:
Cl2O5 pentaóxido de dicloro
H2S sulfuro de dihidrógeno
SiH4 tetrahidruro de silicio
Nomenclatura de STOCK Consiste en indicar el Nº de oxidación con números romanos y entre paréntesis, al final del nombre del elemento. Si éste tiene número de oxidación único, no se indica.
Ej:
CuO óxido de cobre (II)
Fe2O3 óxido de hierro (III)
Al2O3 óxido de aluminio
Nomenclatura TRADICIONAL Consiste en añadir un sufijo o en otros casos un prefijo al nombre del elemento según con el Nº oxidación con el que actúe:
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Posibilidad de Nº oxidación Terminación
uno -ico
dos
Nº ox. menor -oso
Nº ox. mayor -ico
tres
Nº ox. menor hipo -oso
Nº ox. intermedia -oso
Nº ox. mayor -ico
cuatro
Nº ox. menor hipo -oso
Nº ox. intermedio -oso
Nº ox. intermedio -ico
Nº ox. mayor per -ico
Ej:
FeCl2 cloruro ferroso
FeCl3 cloruro férrico
NaCl cloruro sódico (o de sodio)
2. A) Conteste y explique algunas reglas generales de formulación.
Desarrollo:
En cualquier fórmula química se escribe en primer lugar los elementos menos
electronegativo, y en segundo lugar, los más electronegativos.
Ej: NaCl
y
No ClNa
Siendo el orden de electronegatividad aplicada a la formulación:
Metales < B < Si < C < Sb < As < P < N < H < Te < Se < S < I < Br < Cl < O < F
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Se intercambian los Nº de oxidación pero prescindiendo del signo:
Ej:
Siempre que sea posible se simplifica:
B) Conteste y explique algunas reglas generales para compuestos binarios y ternarios más comunes y de algunos ejemplos:
COMPUESTOS BINARIOS
Están formados por dos elementos. Combinaciones binarias del oxígeno
Deben nombrarse como óxidos tanto las combinaciones de oxígeno con metales como con no metales. Ejemplos:
Compuesto Sistemática Stock Tradicional
FeO monóxido de hierro
óxido de hierro (II) óxido ferroso
Fe2O3 trióxido de dihierro
óxido de hierro (III) óxido férrico
SO2 dióxido de azufre óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso
SO3 trióxido de azufre óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico
Combinaciones binarias del hidrógeno
Los compuestos derivados de la combinación del hidrógeno con los restantes elementos son muy dispares, dada la peculiaridad del hidrógeno (puede ceder fácilmente su único electrón, pero también captar un electrón.
Mencionaremos en este punto los hidrácidos y sus sales derivadas. Hidrácidos son la combinación del hidrógeno (+1) con un no metal de los grupos VIA y VIIA.
++22
--22
CCuu22SS22 CCuuSS
AAll OO 22 33
++33
--22
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Ej:
Comp. Sistemática Stock Tradicional
HF fluoruro de hidrógeno fluoruro de hidrógeno
ácido fluorhídrico
HCl cloruro de hidrógeno cloruro de hidrógeno
ácido clorhídrico
H2S sulfuro de dihidrógeno
sulfuro de hidrógeno
ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de dihidrógeno
seleniuro de hidrógeno
ácido selenhídrico
Sales neutras: son combinaciones de un metal y un no metal. Ej:
Compuesto Sistemática Stock Tradicional
LiF fluoruro de litio fluoruro de litio fluoruro lítico
Na2S sulfuro de disodio sulfuro de sodio sulfuro sódico
CuS2 disulfuro de cobre sulfuro de cobre (I) sulfuro cuproso
CuS sulfuro de cobre sulfuro de cobre (II) sulfuro cúprico
COMPUESTOS TERNARIOS
Están formados por tres elementos.
Hidróxido: son compuestos formados por un metal y el grupo hidróxido (OH-).
Ej:
Comp. Sistemática Stock Tradicional
NaOH hidróxido de sodio hidróxido de sodio hidróxido sódico
Ca(OH)2 dihidróxido de calcio hidróxido de calcio hidróxido cálcico
Fe(OH)3 trihidróxido de hierro hidróxido de hierro (III)
hidróxido férrico
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Al(OH)3 trihidróxido de aluminio
hidróxido de aluminio
hidróxido alumínico
Oxiácidos: son compuestos formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:
HaXbOc
donde X es un no metal o un metal con alto estado de oxidación. Se obtienen añadiendo agua al anhídrido correspondiente:
anhídrido + agua oxiácido Ej:
Cl2O + H
2O HClO
Cl
2O
3 + H
2O HClO
2
Cl2O
5 + H
2O HClO
3
Cl2O
7 + H
2O HClO
4
Compuesto Sistemática Tradicional
HClO oxiclorato (I) de hidrógeno
ácido hipocloroso
HClO2 dioxiclorato (III) de hidrógeno
ácido cloroso
HClO3 trioxiclorato (V) de hidrógeno
ácido clórico
HClO4 tetraoxiclorato (VII) de hidrógeno
ácido perclórico
Oxisales neutras: son compuestos derivados de un oxiácido, en el que se
sustituyen el (los) hidrógeno(s) por un metal(es). Ej:
Comp. Sistemática Stock Tradicional
NaNO3 trioxinitrato (V) de sodio
nitrato de sodio nitrato sódico
CdSO3 trioxisulfato (IV) de cadmio
sulfato de cadmio sulfato de cadmio
Cu3(PO4)2 tetraoxifosfato (V) de cobre (II)
fosfato de cobre (II) fosfato cúprico
Sn(NO2)4 dioxinitrato (III) de estaño (IV)
nitrito de estaño (IV) nitrito estánnico
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Indique las fórmulas y nombres de los compuestos que contienen los siguientes
pares de iones. a) K+ y I- b) Ca2+ y Cl- c) Al3+ y O2- d) Na+ y S2-
e) Mg2+ y O2-
2. Escriba el nombre de cada una de las siguientes sustancias ionicas usando
nomenclatura stock.
a) FeBr2
b) CoS c) Co2S3
d) HgCl e) HgCl2
3. Escriba el nombre de los siguientes compuestos binarios, que contienen dos no
metales, usando nomenclatura sistemática. a) BF3
b) NO c) N2O5
4. Nombre los óxidos siguientes. Suponiendo que los compuestos sean iónicos, ¿Qué
carga está asociada al elemento metálico en cada caso? a) NiO b) MnO2
c) Cr2O3 d) MoO3
5. Indique los nombres de los siguientes aniones:
a) NO2-
b) NO3-
c) SO32-
d) SO42-
e) OH-
f) PO43-
g) H2PO4-
h) CO32-
i) MnO4-
j) C2H3O2-
k) Cr2O72-
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l) CrO42-
m) O22-
n) H-
6. ¿Cuál es el nombre correcto para Cr(NO3)2
a) nitrato de cromo (II) b) dinitrato de cromo (II) c) dinitrato de cromo d) dinitrocromato e) nitruro de cromo
7. Escriba la fórmula química de:
a) Ion cloruro b) Ion perclorato c) Ion clorato d) Ion clorito e) Ion hipoclorito
8. Escriba la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos: a) Carbonato de calcio b) Bromuro de hierro (III) c) tricloruro de fósforo d) sulfato de cobre (II) e) hidróxido de potasio f) óxido de plomo (IV) g) bicarbonato de sodio 9. Escriba la fórmula química para los siguientes ácidos:: a) ácido fluorhídrico b) ácido clorhídrico c) ácido clórico d) ácido hipicloroso e) ácido bromhídrico f) ácido yodhídrico g) ácido hipoyodoso h) ácido cianhídrico 10. Indique la fórmula para los siguientes compuestos:
a) Hidróxido de berilio b) Carbonato de sodio c) Ácido nítrico d) Nitrato de cobalto (III) e) Nitrito de cobre (II) f) Pentóxido de dinitrógeno g) Cloruro de plata
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11. La mayoría de los elementos metálicos forman óxidos, y con frecuencia el óxido es el compuesto más común del elemento que se encuentra en la corteza terrestre. Escriba las fórmulas de los óxidos de los siguientes elementos metálicos:
a) potasio b) magnesio c) hierro (II) d) hierro (III) e) zinc (II) f) plomo (II) g) aluminio
12. Dé los nombres químicos de cada uno de los minerales siguientes:
a) Al2O3 (bauxita) b) Cu2S (calcocita) c) Fe2O3 (hematita) d) HgS (cinabrio) f) MoS2 (molibdenita) g) PbS (galena) h) ZnS (esfalerita)
13. Determine el estado de oxidación (EO) de cada elemento presente en los siguientes
compuestos o iones:
Especies Estados de Oxidación
(NH4)+
HCIO3
K2Cr2O7
Fe2(SO3)3
Fe(OH)3
(NH4)2CO3
14. Escribir el nombre los siguientes compuestos:
Mg(OH)2 SO3
KClO3 CaCr2O7
BeSe (NH4)2CrO4
NaHCO3 Pb(OH)2
AuNO2 SnI4
SrO2 H2S
NiSeO2 Fe(MnO4)3
PCl5 CoO
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LiHCO3 Al4(P2O7)3
CaMg(SO4)2 AsH3
15. Escribir la fórmula de los siguientes compuestos:
acido telurhídrico anhídrido fosfórico
dióxido de carbono monóxido de mercurio
cloruro cúprico acido hipoyodoso
óxido ferroso férrico sulfato doble de calcio y sodio
ácido sulfuroso hiposulfito de rubidio
dióxido de manganeso hidróxido de radio
ortofosfato de cesio peróxido de sodio
clorito de francio dicromato amónico
bisulfito potásico manganato potásico
tricloruro de fósforo sulfuro de nitrógeno (III)
16. Diga el nombre de los siguientes cationes en nomenclatura Stock y Tradicional:
Ejemplo Nomenclatura stock Nomenclatura tradicional
Fe2+
Fe3+
Cu+
Cu2+
17. Nombre los siguientes compuestos según la nomenclatura indicada:
Compuesto Sistemática Stock Tradicional
CuS2
CuS
Al(OH)3
NaNO3
Na2HPO4
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18. Determine el estado de oxidación de los elementos subrayados en los siguientes compuestos:
a) H2O2 b) SO4
2-
c) MnO4-
d) H2SO4
e) CO2
f) K2CrO4
19. Defina brevemente los siguientes términos: a) mineral b) menas c) metalurgia d) aleación e) ganga 20. Indique las etapas de extracción de metales de sus fuentes naturales y preparación para sus usos prácticos. 1.- 2.- 3.- 4.- 5.-
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RESPUESTAS
1. Respuesta: a) KI, yoduro potasico
b) CaCl2, cloruro cálcico
c) Al2O3, óxido alumínico
d) Na2S, sulfuro sódico
e) MgO, óxido de magnésio
2. Respuesta: a) Bromuro de hierro (II)
b) Sulfuro de cobalto (II)
c) Sulfuro de cobalto (III)
d) Cloruro de mercurio (I)
e) Cloruro de mercúrio (II)
3. Respuesta: a) trifluoruro de boro
b) monóxido de nitrógeno
c) pentóxido de dinitrógeno
4. Respuesta: a) óxido de niquel (II) carga +2
b) óxido de manganeso (IV) carga +4
c) óxido de cromo (III) carga +3
d) óxido de molibdeno (VI) carga +6
5. Respuesta: a) nitrito
b) nitrato
c) sulfito
d) sulfato
e) hidróxido
f) fosfato
g) dihidrógeno fosfato
h) carbonato
i) permanganato
j) acetato
k) dicromato
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l) cromato
m) peróxido
n) hidruro
6. Respuesta: a) nitrato de cromo (II)
7. Respuesta: a) Cl-
b) ClO4-
c) ClO3-
d) ClO2-
e) ClO-
8. Respuestas: a) CaCO3
b) FeBr3
c) PCl3
d) Cu(SO4)
e) KOH
f) PbO2
g) NaHCO3
9. Respuesta: a) HF
b) HCl
c) HClO3
d) HClO
e) HBr
f) HI
g) HIO
h) HCN
10. Respuesta: a) Be(OH)2
b) Na2CO3
c) HNO3
d) Co(NO3)3
e) Cu (NO2)2
f) N2O5
g) AgCl
11. Respuesta: a) K2O
b) MgO
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c) FeO
d) Fe2O3
e) ZnO
f) PbO
g) Al2O3
12. Respuesta: a) óxido de aluminio
b) sulfuro de cobre (I)
c) óxido férrico
d) sulfuro de mercúrio (II)
e) sulfuro de molibdeno (IV)
f) sulfuro de plomo (II)
h) sulfuro de zinc
13. Respuesta:
Especie Estados de Oxidación
(NH4)+ -3 +1
HCIO3 +1 +5 -2
K2Cr2O7 +1 +6 -2
Fe2 (SO3)3 +3 +4 -2
Fe(OH)3 +3 -2 +1
(NH4)2CO3 -3 +1 +4 -2
14. Respuesta:
Mg(OH)2 hidróxido de magnesio
SO3 anhidrido sulfúrico
KClO3 clorato potásico CaCr2O7 dicromato cálcico
BeSe seleniuro de berilio (NH4)2CrO4 cromato amónico
NaHCO3 hidrógeno carbonato de sodio
Pb(OH)2 hidróxido plumboso
AuNO2 nitrito auroso SnI4 ioduro estánnico
SrO2 peróxido de estroncio
H2S ácido sulfhídrico
NiSeO2 hiposelenito niqueloso
Fe(MnO4)3 permanganato férrico
PCl5 pentacloruro de fósforo
CoO óxido cobaltoso
LiHCO3 bicarbonato de litio Al4(P2O7)3 pirofosfato de aluminio
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CaMg(SO4)2 sulfato doble de calcio y magnesio
AsH3 arsina
15. Respuesta:
acido telurhídrico H2Te anhídrido fosfórico P2O5
dióxido de carbono CO2 monóxido de mercurio HgO
cloruro cúprico CuCl2 acido hipoyodoso HIO
óxido ferroso férrico Fe3O4 sulfato doble de calcio y sodio
Na2Ca(SO4)2
ácido sulfuroso H2SO3 hiposulfito de rubidio Rb2SO2
dióxido de manganeso MnO2 hidróxido de radio Ra(OH)2
ortofosfato de cesio Cs3PO4 peróxido de sodio Na2O2
clorito de francio FrClO2 dicromato amónico (NH4)2Cr2O7
bisulfito potásico KHSO3 manganato potásico K2MnO4
tricloruro de fósforo PCl3 sulfuro de nitrógeno (III) N2S3
16. Respuesta:
Ejemplo Nomenclatura stock Nomenclatura tradicional
Fe2+ catión hierro (II) catión ferroso
Fe3+ catión hierro (III) catión férrico
Cu+ catión cobre (I) catión cuproso
Cu2+ catión cobre (II) catión cúprico
17. Nombre los siguientes compuestos según la nomenclatura indicada:
Compuesto Sistemática Stock Tradicional
CuS2 disulfuro de cobre Sulfuro de cobre(I) Sulfuro cuproso
CuS Sulfuro de cobre Sulfuro de cobre (II)
Sulfuro cúprico
Al(OH)3 Trihidróxido de aluminio Hidróxido de
alumino (III) Hidróxido alumínico
NaNO3 Trioxinitrato de sodio Nitrato de sodio Nitrato sódico
Na2HPO4 Hidrógenotetraoxifosfato de sodio
Hidrogeno fosfato de sodio
Fosfato ácido de sodio
18. Respuesta: a) -1
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b) +6
c) +7
d) +6
e) +4
f) +6
19. Respuesta:
a) minerales: elementos metálicos que se encuentran en la naturaleza en compuestos
inorgánicos sólidos.
b) menas: depósitos que contienen metales en cantidades susceptibles de explotación económica.
c) metalurgía: ciencia y tecnología de la extracción de metales de sus fuentes naturales y
de su preparación para usos prácticos.
d) aleación: Una aleación es una mezcla homogénea, de propiedades metálicas, que está compuesta de dos o más elementos, de los cuales, al menos uno es un metal.
e) ganga: material indeseable que acompaña a los minerales.
20. Respuesta:
1. Explotación del yacimiento
2. Concentración de la mena
3. reducción de la mena para obtener el metal libre.
4. refinación o purificación del metal
5. Mezclado del metal con otros elementos a fin de modificar sus propiedades.
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GUIA Nº 4
UNIDAD IV
COMPOSICIÓN CUANTITATIVA DE LOS COMPUESTOS
Objetivos específicos de la Unidad IV
1. Concepto de mol.
2. Masa molar de los compuestos.
3. Composición porcentual de los compuestos. Aplicación a composición de Minerales.
4. Fórmula empírica y fórmula molecular.
5. Ecuaciones químicas.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 3. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 3. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. De un recipiente que contiene 32,0 g de metano (CH4), se extraen 9,0 x 1023
moléculas. Calcule:
a) Los moles de metano que quedan. b) Las moléculas de metano que quedan. c) Masa de metano que queda. Masas atómicas: H = 1,01 g/mol; C = 12,0 g/mol
a)
M CH4 = (1,01 g/mol) x 4 + 12,0 g/mol = 16,0 g/mol
Moles contenido en el recipiente:
g 6,01
mol 1 x g 2,03 n
n en el recipiente = 2,00 mol
Como sabemos 1 mol corresponde a 6,02 x 1023 moléculas, por lo tanto, los moles que se extraen son:
moléculas 10 x 02,6
mol 1 x moléculas 10 x ,09 n
23
23
n extraídos = 1,49 mol
n quedan = 2,00 mol - 1,49 mol n quedan = 0,51 mol
b)
Como queda 0,51 mol las moléculas de metano serán:
mol 1
moléculas 10 x 02,6 x mol 51,0 ºN
23
quedan que metano de moléculas de
Nº de moléculas de metano que quedan = 3,1 x 1023 moléculas
c)
La masa de 1 mol de metano es 16,0 g por lo tanto la masa que queda es:
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m que queda = mol 1
g 6,01 x mol 51,0
m que queda = 8,2 g
2. El mentol, la sustancia que podemos oler en las pastillas mentoladas para la tos, se
compone de C, H y O. Una muestra que contiene 0,07710 g de carbono, 0,01299 g de H y 0,0103 g de O. Determine la fórmula empírica del mentol. Si el compuesto tiene una masa molar de 156 g/mol, ¿qué fórmula molecular tiene?
A. Masas molares:
M H = 1,01 g/mol
M C = 12,01 g/mol
M O = 16,00 g/mol
B. Moles de carbono:
molgCn
/ 01,12
g 0,07710
n de Carbono = 6,420 x 10-3 moles de C
C. Moles de hidrógeno:
mol / g 1,01
g 0,01299H n
n de Hidrógeno = 0,0129 moles de H
D. Moles de Oxígeno:
molg
gOn
/ 6,001
,01030
n de Oxígeno = 6,44 x 10-4 moles de O
E. Determinación de Fórmula empírica:
n de Carbono = 6,420 x 10-3 moles de C
n de Hidrógeno = 0,0129 moles de H
n de Oxígeno = 6,44 x 10-4 moles de O
Una vez determinado el número de moles, se divide por el menor de ellos para transformarlos en números enteros.
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20 20,03 O de moles 1044,6
H de moles 0,0129
Oxígeno den
Hidrógeno den 4x
10 97,9 O de moles1044,6
C de moles10 x 6,420
Oxígeno den
Carbono den 4
-3
x
1 O de moles 1044,6
O de moles 1044,6
Oxígeno den
Oxígeno den 4
4
x
x
Fórmula empírica = C10
H20
O
F. Determinación de Fórmula molecular:
Ahora se determina el número de unidades (C10
H20
O) presentes en la fórmula
molecular.
Masa fórmula empírica = (12,01 g/mol x 10) + (1,01 g/mol x 20) + (16,00 g/ mol x 1)
Masa de la fórmula empírica = 156 g/mol
Masa molar = 156 g/mol
1mol / g 156
mol / g 156
empírica fórmula la de Masa
molar Masa
Fórmula molecular = C10
H20
O
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Determine la masa molar de las siguientes sustancias: (Consulte la tabla periódica
para obtener las masas atómicas).
a) metano, CH4
b) nitrato de sodio, NaNO3
c) monóxido de carbono, CO d) dióxido de carbono, CO2
e) fluoruro de amonio, NH4F f) clorato de potasio, KClO3
2. Calcule la masa en gramos de cada una de las siguientes muestras:
a) un átomo de hidrógeno (H) b) 1,5 x 1016 átomos de azufre (S) c) un átomo de níquel (Ni)
3. El metano (CH4) es el principal componente del gas natural. ¿Cuántos moles de CH4
hay en 6,07 g de CH4?
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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4. La calcopirita (CuFeS2) es un mineral importante del cobre. Calcule la masa en Kg
de Cu en 3,71x103 Kg de calcopirita.
5. ¿Qué masa de nitrógeno contiene el mismo número de átomos que 48 g de oxígeno?
6. Si se tienen 9,80x104 g de molibdenita (MoS2), calcule
a) ¿Cuántos moles de MoS2? b) ¿Cuántos moles de S? c) ¿Cuántos gramos de S? d) ¿Cuántos moléculas de molibdenita? e) ¿Cuántos átomos contienen?
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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7. Calcule la masa en gramos de cada una de las siguientes muestras:
a) 2,6 x10-2 moles de sulfato de cobre (II), CuSO4
b) 88,02 moles de dióxido de carbono, CO2
c) 1,29 milimoles de nitrato de plata (I), AgNO3
8. ¿Cuántas moléculas hay en las muestras siguientes?
a) 1,75 moles de Cl2 b) 0,27 moles de C2H6O c) 12,0 g de CO2 d) 100 g CH4
9. Determinar la composición porcentual de la siguiente gema:
Esmeralda: Be3Al2Si6O18
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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10. El diamante es una forma natural de carbono puro. Determine:
a) ¿Cuántos moles de carbono hay en un diamante de 1,25 quilates (1 quilate=0,200g)? b) ¿Cuántos átomos hay en este diamante?
11. Calcule la composición porcentual en masa de estos compuestos:
a) Al2O3 (Bauxita) b) FeCr2O4 (Cromita)
12. De los cloruros siguientes, ¿cuál tiene el mayor porcentaje en masa de cloro y cuál
el menor, en su fórmula?
a) PtCl b) FeCl2 c) FeCl3 d) AlCl3
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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13. Encuentre la composición porcentual de cada uno de los siguientes minerales:
a) magnetita, Fe3O4 b) calcopirita, CuFeS2 c) galena, PbS
14. Cierto compuesto que se emplea como aditivo para la gasolina ayuda a evitar el
golpeteo del motor y tiene la siguiente composición porcentual: 71,66% Cl; 24,27% C y 4,07% H. Se sabe que la masa molar es 98,96. Determine la fórmula empírica y molecular de este compuesto.
15. La pirita, también llamada el “oro falso” por su parecido a este metal, es un mineral que solo contiene hierro y azufre. Si 100 g de pirita contiene 53,4 g de azufre y 46,4 g de hierro. Determine su fórmula empírica.
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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16. Al calentar una muestra de 0,3546 g de vanadio metálico al aire, reacciona con
oxígeno y se obtiene una masa final de 0,6330 g. Calcule la formula empírica de este oxido de vanadio.
17. Se ha encontrado que un compuesto de cobre sorprendentemente bello cuyo
nombre común es “vitriolo azul” tiene la siguiente composición elemental: 25,45% de Cu; 12,84% de S; 4,036% de H; 57,67% de O. Sabiendo que la masa molar de este compuesto es 249,72 g/mol. Determine su fórmula empírica y molecular.
18. Calcular la formula empírica de un compuesto orgánico formado por C, H y O . La
combustión completa de 1,367 g de ese compuesto bajo corriente de oxígeno, dio como resultado 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O.
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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19. Exprese con palabras cada una de las siguientes reacciones, también balancéelas e indique a qué tipo de reacción pertenecen:
a) PbCO3(S) → PbO(S) + CO2(g) b) Fe(S) + CuSO4(ac) → Cu(S) + FeSO4(ac)
c) Al(S) + O2(g) → Al2 O3(S)
d) AgNO3(ac) + KBr(ac) → AgBr(S) + KNO3(ac) 20. Balancee las siguientes reacciones de tostación (tratamiento térmico que favorece
las reacciones químicas entre la mena y la atmósfera del horno):
a) ZnS(S) + O2(g) → ZnO(S) + SO2(g) b) MoS2(S) + O2(g)→ MoO3(S) + SO2(g)
c) PbO(S) + CO(g) → Pb(l) + CO2(g)
Indique justificación:
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RESPUESTAS
1. Respuesta: a) 16,04 g/mol
b) 85,00 g/mol
c) 28,01 g/mol
d) 44,01 g/mol
e) 37,04 g/mol
f) 122,55 g/mol
2. Respuesta: a) 1,674 x 10-24 g
b) 7,988 x 10-7 g
c) 9,746 x 10-23 g
3. Respuesta: a) 0,378 mol
4. Respuesta: a) 1,28 x 103 Kg Cu
5. Respuesta: 42 g
6. Respuesta: a) 612,2 mol MoS2
b) 1224,4 mol S
c) 39.266 g S
d) 3,687 x 1026 moléculas
7. Respuesta: a) 4,2 g
b) 3,874 x 103 g
c) 0,219 g
8. Respuesta: a) 1,05 x 1024 moléculas
b) 1,6x1023 moléculas
c) 1,64 x 1023 moléculas
d) 3,75 x 1024 moléculas
9. Respuesta: a) 5,03% Be; 10,04% Al; 31,35% Be; 53,58% O
10. Respuesta: a) 0,0208 mol de C
b) 1,25X1022 átomos de C
11. Respuesta: a) 52,90% Al ; 47,10% O
b) 24,95% Fe; 46,46% Cr; 28,59% O
12. Respuesta: a) 15,38% menor (PtCl)
b) 55,94%
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c) 65,57%
d) 79,76 % mayor (AlCl3)
13. Respuesta: a) 72,36 de Fe; 27,64% de O
b) 34,95 S; 34,62% Cu; 30,43% Fe
c) 86,60% Pb; 13,40% S
14. Respuesta: fórmula empírica ClCH2
fórmula molecular Cl2C2H4
15. Respuesta: FeS2
16. Respuesta: V2O5
17. Respuesta: CuSO4 x 5H2O
18. Respuesta: C3H8O
19. Respuesta:
a) Una molécula de carbonato de plomo se descompone produciendo una
molécula de óxido de plomo y una molécula de dióxido de carbono.
PbCO3(S) → PbO(S) + CO2(g): es de descomposición.
b) Un átomos de hierro reacciona con una molécula de sulfato de cobre (II)
produciendo un átomo de cobre y una molécula de sulfato de hierro.
Fe(S) + CuSO4(ac) → Cu(s) + FeSO4(ac); es de desplazamiento simple
c) Cuatro átomos de aluminio reaccionan con tres átomos de oxígeno produciendo
dos molécula de óxido de aluminio.
4 Al(S) + 3O2(g) → 2Al2O3(S): es de combinación o síntesis.
d) Una molécula de nitrato de plata reaccionan con una molécula de bromuro de
potasio produciendo bromuro de plata y nitrato de potasio
AgNO3(ac) + KBr(ac) → AgBr(S) + KNO3(ac): es de doble desplazamiento
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20 Respuesta:.
a) 2 ZnS(S) + 3 O2(g) → 2ZnO(S) + 2SO2(g) b) 2 MoS2(S) + 7 O2(g)→ 2 MoO3(S) + 4SO2(g)
c) PbO(S) + CO(g) → Pb(l) + CO2(g)
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GUIA Nº 5
UNIDAD V
ESTEQUIOMETRÍA
Objetivos específicos de la Unidad V
1. Cálculos mol-mol.
2. Cálculos mol-masa.
3. Cálculos masa-masa.
4. Rendimiento de una reacción.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 3. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 3. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua para dar
gas hidrógeno y una disolución de hidróxido de sodio, NaOH. ¿Cuántos gramos de sodio metálico se necesitan para obtener 7,81 g de hidrógeno según la reacción siguiente?
Na(s) + H2O(l) → NaOH(ac) + H2(g)
Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación química es balancear la ecuación.
La ecuación balanceada correctamente es:
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(ac) + H2(g)
Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre son datos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes de cualquier cálculo estequiométrico. Masa molar del hidrógeno, H2 = 2,02 g/mol Masa molar sodio, Na = 23,00 g/mol Primero se calcula la cantidad de moles, en este caso, del hidrógeno obtenido como producto en la reacción.
g 02,2
mol 1 x g 81,7 H n 2
n H2 = 3,87 mol Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemos decir que:
2
2H mol 1
Na mol 2 x H mol 87,3 Na n
n Na = 7,74 mol La masa de Na es:
mol 1
g 3,002 x Na mol 74,7 Na m
m Na = 178 g
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2. En la reacción de obtención de fosfina, a partir de fosfuro de calcio, en presencia de agua, según la siguiente ecuación no balanceada:
Si se hacen reaccionar 461 g de fosfuro de calcio, Ca3P2 con suficiente agua, calcule: a) La masa de fosfina, PH3, obtenida. b) Si el rendimiento de la reacción es de 72%, calcule la masa de fosfina, PH3,
realmente obtenida. a) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, obtenida: .
Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación química es balancear la ecuación. La ecuación balanceada correctamente es:
Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masas molares de reactantes y productos involucrados en la reacción. Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre son datos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes de cualquier cálculo estequiométrico.
Masa molar fosfuro de calcio, Ca3P2 = 182 g/mol Masa molar fosfina, PH3 = 34 g/mol Ahora vamos a calcular la cantidad de moles, en este caso, del fosfuro de calcio usado como reactante en la reacción:
g 182
mol 1 x g 461 PCa n 23
n Ca3P2 = 2,53 mol
Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemos decir que:
23
3233
PCa mol 1
PH mol 2 x PCa mol 53,2 PH n
n PH3 = 5,06 mol
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La masa de fosfina obtenida es:
mol 1
g 34 x PCa mol 06,5 PH m 233
m PH3 = 172 g La cantidad de fosfina obtenida es 172 g, si la reacción tuviese un 100% de rendimiento. Por esta razón, se llama rendimiento teórico. .
b) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, realmente obtenida, si el rendimiento de la reacción es de 72 %. Rendimiento en porcentaje, se puede expresar de la manera siguiente:
Para nuestro caso,
Recordemos que la cantidad de fosfina obtenida es 172 g. Entonces:
001
72 x g 172 PH m 3
m PH3 = 124 g La masa de fosfina, PH3, obtenida para un rendimiento del 72 % es de 124 g.
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. La reacción entre aluminio y óxido de hierro (III) puede producir temperaturas
cercanas a los 300°C, lo que se utiliza para soldar metales: Al + Fe2O3 Al2O3 + Fe En un proceso se hicieron reaccionar 124 g de Al con Fe2O3:
a) Calcular la masa (en gramos) de Al2O3 que se formará. b) ¿Cuántos moles de Fe2O3 se necesitarán?
2. El hierro puede reaccionar con vapor de agua a altas temperaturas para producir un
óxido de hierro llamado magnetita, Fe3O4. Si se hacen reaccionar 16,8 g de hierro con suficiente agua según la siguiente ecuación no balanceada. ¿Cuál será la masa de magnetita obtenida?
Fe(S) + H2O(g) Fe3O4(S) + H2(g)
Indique cálculo de justificación:
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3. De acuerdo a la reacción anterior ¿cuántos gramos de magnetita se habrían producido a partir de 10,0 g de agua?
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
4. Se hacen reaccionar 37,00 g de magnetita, Fe3O4, en condiciones adecuadas de temperatura, para obtener hierro metálico según la siguiente ecuación NO balanceada:
Fe3O4(S) + NaH Fe + NaOH Según estos datos, calcule el rendimiento de la reacción si se obtienen
experimentalmente 22,79 g de Fe.
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
5. La reacción entre el óxido nítrico (NO) y oxígeno para formar dióxido de nitrógeno
(NO2) es un paso determinante para la formación del smog fotoquímico.
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)
a) ¿Cuántos moles de NO2 se formarán por la reacción completa de 0,254 mol de O2?
b) ¿Cuántos gramos de NO2 se formarán por la reacción completa de 1,44 g de NO?
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3
Indique cálculo de justificación:
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6. En la industria, el vanadio metálico, que se utiliza en aleaciones con acero, se puede
obtener por la reacción del óxido de vanadio (V) con calcio, a temperatura elevada:
5 Ca + V2O5 5 CaO + 2 V
Durante un proceso determinado 1,54 x 103 g de V2O5 reaccionan con suficiente cantidad de Ca hasta que se consume completamente. a) Calcule el rendimiento teórico de V. b) Calcule el porcentaje del rendimiento si se obtienen 803 g de V.
7. Al colocar cobre elemental en una solución de nitrato de plata (I) se produce la siguiente reacción:
Cu(S) + 2 AgNO3(ac) Cu(NO3)2 + 2Ag(S)
¿Qué masa de cobre se necesitan para eliminar toda la plata de una solución de nitrato de plata que contiene 1,95 mg de nitrato de plata?
Indique cálculo de justificación:
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8. Muchos metales se encuentran naturalmente como compuestos sulfurados. La contaminación atmosférica suele acompañar a los procesos de estos minerales porque se libera dióxido de azufre tóxico al convertir el mineral de sulfuro a óxido por tostación. Considerando la reacción de tostación del zinc. ¿Cuántos kilogramos de dióxido de azufre se producen al tostar 100 Kg de ZnS en exceso de oxígeno para este proceso?
2ZnS(S) + 3O2(g) 2ZnO(S) + 2SO2(g)
9. Se hizo reaccionar hierro con una solución que contiene 400 g de sulfato de cobre
(II). Luego de una hora, la reacción se detuvo y se habían formado 151 g de cobre. Calcule el rendimiento porcentual del cobre que se obtuvo.
Fe(s) + CuSO4(ac) Cu(s) + FeSO4(ac)
10. ¿Cuántos gramos de fosfato de zinc, Zn3(PO4)2, se formarán cuando reaccionan 100
g de Zn con 120 g de ácido fosfórico?
3 Zn + 2 H3PO4 Zn3(PO4)2 + 3 H2
Indique cálculo de justificación:
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11. ¿Cuántos gramos de vapor de agua y de hierro deben reaccionar para producir 375 g de óxido de hierro magnético, Fe3O4?
3 Fe(s) + 4 H2O(g) Fe3O4(s) + 4 H2(g)
12. El acetileno (C2H2) se fabrica mediante la reacción de agua con carburo de calcio,
CaC2:
CaC2(s) + 2 H2O(l) C2H2(g) + Ca(OH)2(ac)
Cuando reaccionan 44,5 g de carburo de calcio grado industrial (impuro) se producen 0,540 mol de C2H2. Considerando que todo el CaC2 se convirtió en C2H2, ¿cuál es el porcentaje de CaC2 en el material grado industrial?
Indique cálculo de justificación:
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13. El alcohol metílico (CH3OH), que se usa en mecheros de alcohol, se combina con oxígeno gaseoso para formar dióxido de carbono y agua. ¿Cuántos gramos de oxígeno se requieren para quemar 60,0 mL de alcohol metílico (d = 0,72 g/mL)?
14. El CaO sólido absorbe agua de la atmósfera para formar Ca(OH)2 según la reacción:
CaO(s) + H2O(g) Ca(OH)2(s)
Un recipiente que contiene CaO pesa 26,095 g. Cuando se deja abierto a la atmósfera, absorbe agua y alcanza una masa final de 26,500 g. ¿Cuál es la masa del recipiente?
15. El hidrocarburo gaseoso acetileno C2H2 se emplea en los sopletes para soldadura
porque se liberan grandes cantidades de calor cuando el acetileno se quema con oxígeno.
2C2H2(g) + 5 O2(g) 4 CO2(g) + 2 H2O(g)
¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso se requieren para la combustión total de 150 g de acetileno?
Indique cálculo de justificación:
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16. La calcinación es el calentamiento de una mena para provocar su descomposición y la eliminación del producto volátil, que podría ser CO2 o H2O. Los carbonatos se suelen calcinar para expulsar CO2 y formar el óxido del metal. Por ejemplo:
PbCO3(S) PbO(S) + CO2(g)
Si se calcinan 500 Kg de carbonato de plomo, ¿Cuál será la masa de PbO que se obtiene?
17. Un importante proceso de la tostación es la oxidación de menas de sulfuro, en la que el metal se transforma en el óxido. Si se tienen 150 moles de sulfuro de zinc sulfuro de zinc con 4,5 Kg de oxígeno molecular.
ZnS(S) + O2(g) ZnO(S) + SO2(g)
Determine:
a) El reactivo que limita la reacción
b) El reactivo en exceso y la cantidad que queda sin reaccionar
c) La masa de óxido de zinc se pueden obtener
Indique cálculo de justificación:
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18. El hierro puede reaccionar con vapor de agua a altas temperaturas para producir un óxido de hierro llamado magnetita, Fe3O4. Si se hacen reaccionar 16,8 g de hierro con 10,0 g de agua, según la siguiente ecuación no balanceada:
Fe (s) + H2O (g) → Fe3O4 (s) + H2 (g) a) ¿Cuál es el reactivo que limita la reacción?
b) ¿Cuál es el reactivo que se encuentra en exceso?
c) ¿Cuál es la masa de magnetita producida?
19. Las bolsas de aire para automóvil se inflan cuando se descompone rápidamente la
azida de sodio, NaN3, en los elementos que la componen según la reacción:
2 NaN3 2 Na + 3 N2
¿Cuántos gramos de azida de sodio se necesitan para formar 5,00 g de nitrógeno gaseoso?
Indique cálculo de justificación:
Indique cálculo de justificación:
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20. El silicio es un elemento que se encuentra en muchas rocas (“silicatos”) y tiene mucha demanda en forma elemental pura para la industria de semiconductores. Puede fabricarse silicio de pureza relativa a partir de arena común por reducción con carbón a altas temperaturas.
SiO2(S) + C(S) Si(S) + CO(g)
¿ Qué masa de silicio elemental puro se obtendrá al calentar 100 Kg de arena (SiO2) en un horno adecuado?. ¿Cuál es el rendimiento porcentual si sólo se obtienen 17,2 Kg
de silicio en el proceso?
Indique cálculo de justificación:
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RESPUESTAS
1. Respuesta: 2 Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
a) 234 g
b) 2,30 moles
2. Respuesta: 3 Fe(S) + 4 H2O(g) Fe3O4(S) + 4H2(g)
m Fe3O4 = 23,2 g
3. Respuesta: m Fe3O4 = 32,1 g
4. Respuesta: Fe3O4(S) + 4 NaH 3 Fe + 4NaOH
85,13 % de Fe
5. Respuesta: a) 0,508 mol de NO2
b) 2,21 g de NO2
6. Respuesta: a) 863 g V
b) 93,0%
7. Respuesta: m Cu = 0,365 mg.
8. Respuesta: m SO2= 65, 7 Kg.
9. Respuesta: 95 % de Cu
10. Respuesta: 197 g de Zn3(PO4)2
11. Respuesta: 117 g de H2O y 271 g de Fe.
12. Respuesta: 77,8 % de CaC2
13. Respuesta: 65 g de O2
14. Respuesta: 24,835 g
15. Respuesta: 4,6x102 g O2
16. Respuesta: m PbO = 417,7 Kg.
17. Respuesta: 2ZnS(S) + 3O2(g) 2 ZnO(S) + 2 SO2(g)
a) El reactivo limitante es el O2. b) El reactivo en exceso es el ZnS y la masa en exceso es 5,48 Kg. c) Se producen 7,6 Kg de ZnO 18. Respuesta: a) El reactivo limitante es el hierro. b) El reactivo en exceso es el agua. c) Se producen 23,22 (g) de magnetita, Fe3O4
19. Respuesta: m NaN3 = 7,74 g.
20. Respuesta: SiO2(S) + 2C(S) Si(S) + 2CO(g)
mSi = 46,7 Kg; 36,8% de rendimiento.
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GUIA Nº 6
UNIDAD VI
GASES Y SUS PROPIEDADES
Objetivos específicos de la Unidad VI
1. Características generales de los gases
2. Presión de gases y el manómetro
3. Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro
4. Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases
5. Peso Molecular y densidad de los gases
6. Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton
7. Gases y estequiometría.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 5. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 10. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g. Calcular su masa molar cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra es 640 mm Hg.
Desarrollo:
Como sabemos el número de moles es: )H(C molar Masa
masan
104
Ecuación 1
y la densidad: Volumen
masaHC d 104 Ecuación 2
Además sabemos que ecuación del gas ideal: P V = n R T Ecuación 3
Si sustituimos en número de moles de la ecuación 1, en la ecuación 3:
T R )H(C molar Masa
masaPV
104
Ecuación 4
Si despejamos la Masa molar de la Ecuación 4 tendremos:
T R Presión x Volumen
masa )H(C molar Masa 104 Ecuación 5
Por último sustituyendo la ecuación 2 en la ecuación 5, la masa molar queda:
T R Presión
densidad )H(C molar Masa 104
Datos: d = 1,71 g / L
P = 640 mm HgHg mm 760
1atmx = 0,842 atm
T = 75ºC (K/ºC) + 273 K = 348 K R = 0,0821 L atm / K mol
K 348 x molK
atm L0,082 x
atm 0,842
71,1
)H(Cmolar Masa 104L
g
M = 58,0 g / mol
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2. Si 10 g de peróxido de sodio reaccionan con agua para producir hidróxido de sodio y oxígeno, según la siguiente ecuación:
Na2O2 + H2O → NaOH + O2
a) Escribir la reacción química balanceada.
b) ¿Cuántos litros de oxígeno se producirán a 20 ºC y 740 mm Hg?
Desarrollo:
a)
2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2
Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masa molar del reactante Na2O2:
Masa molar, Na2O2 = 78 g/mol
b)
Ahora se calculan los moles de Na2O2:
g/mol 78
g 10 ONa n 22
n Na2O2 = 0,128 mol
Según los coeficientes estequiométricos de la reacción, la cantidad de O2 formada será:
2
22
222 O de mol ,0640
ONa de mol 2
O de mol 1ONa demol 0,128 x
n O2 = 0,064 mol
Utilizando la ecuación de gas ideal, se puede determinar el volumen de O 2 según la ecuación siguiente:
P
RTnV 2O
Datos:
n O2 = 0,064 mol
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P = 740 mm Hg Hg mm 760
1atmx = 0,974 atm
T = 20 ºC (K/ºC) + 273 K = 293 K R = 0,0821 L atm / K mol
K 293 x molK
atm L0,0821 x
atm 0,974
mol 0,064 OV 2
V O2 = 1,6 L
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Un globo climático se llena con 1,0L de helio a 23°C y 1,0 atm.¿Qué volumen tendrá
cuando se eleva a un punto de la atmósfera en donde la presión es 220 torr y la temperatura -31°C?
2. Al hacer una perforación profunda, se descubre en depósito de gas. El gas tiene una
temperatura de 480ºC y está a una presión de 12,8 atm. Considerando un comportamiento ideal, ¿qué volumen de gas se requiere en la superficie para producir 18,0 L a 1,00 atm y 22,0ºC?
3. Suponga que se van a llenar tres tanques de 100 (L) por separado con los gases CH4, N2 y CO2, respectivamente. ¿Qué masa de cada gas se necesitan para producir una presión de 120 atm en cada tanque a 27°C?
Indique cálculo de justificación:
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4. Se tiene un cilindro de 30,0 L con Helio a una presión de 132 atm y a una temperatura de 24°C. Dicho cilindro se utiliza para llenar globos de 3,00 L a 1,07 atm y 29°C. ¿Cuántos globos se podrán llenar? Asuma que el cilindro puede proporcionar helio hasta que su presión interna alcanza 1,00 atm (es decir, hay 131 atmósferas de He disponible en el cilindro).
5. En los tanques para buceo se emplean mezclas de helio y oxígeno para evitar la
parálisis por inmersión. En cierta ocasión se bombearon 46L de O2 a 25°C y 1 atmósfera y 12 L de He a 25°C y 1 atmósfera en un tanque de 5,0L. Calcule la presión parcial de cada gas y la presión total en el tanque a 25°C.
6. Si un cilindro de 3,44 L de SO2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas
que un cilindro de 5,00 L de H2 a -7°C y 1,00 atm, cuál es la temperatura (en °C) del SO2?
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7. Se calentó una muestra de clorato de potasio sólido, KClO3, en un tubo de ensayo, que se descompuso según la reacción:
2KClO3(s) 2KCl(s) + 3 O2(g) El oxígeno producido se recolectó por desplazamiento de agua a 22°C.La mezcla
resultante de O2 y vapor de agua tuvo una presión de 754 torr y un volumen de 0,65 L. Calcule la presión parcial del O2 en el gas que se recolectó y el número de moles de O2 presente. La presión del vapor de agua a 22°C es 21 torr.
8. Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y
oxígeno, y encuentra que su densidad es 7,71 g/L a 36°C y 2,88 atm. Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular.
9. El análisis químico de un compuesto gaseoso mostró que contiene 33,0% de silicio y
67% de flúor en masa. A 35°C, 0,210 L del compuesto ejercen una presión de 1,70 atm. Si la masa de 0,210L del gas fue 2,38 g. Determine la fórmula empírica y molecular del compuesto.
Indique cálculo de justificación:
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10. Una mezcla de gases contiene 4,46 moles de neón (Ne), 0,74 moles de argón (Ar) y 2,15 moles de Xenón (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases si la presión total es 2,00 atm a esa temperatura.
11. Una mezcla de 0,156g compuesta por aluminio y zinc se trata con un exceso de
H2SO4, formando en ambas reacciones 0,114 L de hidrógeno gaseoso a una temperatura de 27°C y a una presión de 725 mm Hg. Las reacciones involucradas son las siguientes
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
a) Balancee las ecuaciones químicas b) Calcule la cantidad de moles totales obtenidos en la reacción c) Calcule las masas iniciales de Aluminio y Zinc
12. Una muestra de 2,55 g de nitrito de amonio (NH4NO2) se calienta en un tubo de
ensayo y se espera que el NH4NO2 se descomponga de acuerdo con la siguiente ecuación:
NH4NO2 (g) N2 (g) + 2 H2O (g) Si se descompone de esta forma, ¿qué volumen de N2 debe recogerse si la
temperatura es de 26,0°C y la presión barométrica es de 745 mm Hg? La presión parcial de agua (presión de vapor) a 26,0°C es 25,0 mm Hg.
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13. En el proceso metalúrgico del refinamiento de níquel, el metal primero se combina con monóxido de carbono para formar tetracarbonilo de níquel, el cual es gas a 43°C. Esta reacción separa el níquel de otras impurezas sólidas.
A partir de 86,4 g de Ni, calcule la presión de Ni(CO)4 en un recipiente con un volumen de 4,0L.
Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(g) (suponga que la reacción es completa)
14. Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que
0,067 g de ella ocupan 63 mL a 37ºC y 1,0 atm. Por otra parte, se sabe que al quemar 0,216 g de la misma se obtienen 0,0720 g de agua y 0,351 g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen 56,2 mL de nitrógeno medidos en condiciones normales (0,0ºC y 1,0 atm).
15. El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono:
2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) En un cilindro de 1,00 L, 2,40 atm de CO reaccionan con 4,50 atm de O2. Si se
asume que la temperatura permanece constante, ¿cuál será la presión final en el cilindro?
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16. a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado (densidad = 1,84 g/mL y 96% de
ácido), será necesario para disolver una muestra de 10 g de cinc que contiene 80% de cinc puro? b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cinc se producirán? c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se desprenderán, medidos a 740 mm de Hg y 37ºC?
17. Un recipiente de 20 mL contiene nitrógeno a 25ºC y 0,80 atm y otro de 50 mL helio a
25ºC y 0,40 atm. Calcular: a) El número de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. b) Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar, ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total? c) La concentración de cada gas en la mezcla y expresarla en fracción molar y en porcentaje en peso.
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18. El trinitrato de glicerilo, conocido como nitroglicerina, es un explosivo de gran potencia. Esto se debe principalmente a que su descomposición genera un enorme aumento de volumen. La reacción de descomposición de la nitroglicerina es:
4C3H5(ONO2)3 (l) → 12 CO2 (g) + 10H2O (g) + 6N2 (g) + O2 (g)
¿Qué volumen total de gases se produce a 65°C y 744mmHg por descomposición de 5,00g de nitroglicerina?
19. De los óxidos de carbono el más nocivo para la salud es sin duda el monóxido de
carbono, CO. Una fuente de CO es la combustión automotriz. Se establece que los automóviles pueden generar aproximadamente 30 g de monóxido de carbono por cada 100 litros de gasolina quemada. En una de las ciudades del mundo más contaminadas como el caso de México, en el año 1982 ocurrió una intoxicación masiva en la Ciudad de México, cuando cientos de automóviles querían salir al mismo tiempo de un estacionamiento subterráneo. Sí cada coche quemó en promedio 3 litros de gasolina durante la espera, ¿cuántos automóviles había en la fila si la concentración de CO en el estacionamiento llegó a la dosis peligrosa de 46 mg/m3? El estacionamiento mide 50 m x 30 m x 3 m y la temperatura interior es de 30°C.
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20. El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando óxido de silicio, SiO2, y carbono, C, a altas temperaturas:
SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g)
a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual es el reactivo en exceso si se permite que reaccionen 3,0 g SiO2 de y 2,26x1023 átomos de C?
b) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse? c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el reactivo
limitante? d) Si se obtienen sólo 3,1 L de CO a 1 atm y 200ºC ¿cuál es el rendimiento de la
reacción? 21. El óxido nítrico, NO(g), precursor en la preparación industrial del ácido nítrico, HNO3,
se forma al reaccionar amoniaco, NH3(g), con oxígeno, O2(g), en presencia de un catalizador, de acuerdo a la ecuación siguiente:
NH3(g) + O2(g) NO(g) + H2O(g)
a) Equilibre la ecuación b) ¿Cuántos litros de NH3 son necesarios para reaccionar con 1,76 moles de O2 a
5,38 °C y 3,55 atm?
Indique cálculo de justificación:
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RESPUESTAS
1. Respuesta: 2,8 L
2. Respuesta: 3,59 L
3. Respuesta: 487 moles de gas: 7,79Kg CH4, 13,6Kg N2, 21,4 Kg CO2
4. Respuesta: 1,24 ×103
5. Respuesta: PO2= 9,3 atm; PHe=2,4 atm; Ptotal= 11,7 atm
6. Respuesta: 29 °C
7. Respuesta: PO2=733 torr nO2= 2,59x10-2
8. Respuesta: MM=67,9 g/mol FMolecular=ClO2
9. Respuesta: Fórmula Empírica SiF3; Fórmula molecular: Si2F6
10. Respuesta: PNe= 1,21 atm; PAr=0,20 atm; PXe= 0,586 atm
11. Respuesta: a) 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2
b) 0,00442 moles
c) 0,05 g de Al y 0,106 g Zn
12. Respuesta: 1,03 L
13. Respuesta: 9,53 atm.
14. Respuesta: HCN
15. Respuesta: 5,70 atm
16. Respuesta: a) 6,7 mL H2SO4
b) 19,4 g ZnSO4
c) 3,13 L H2
17. Respuesta: a) N2: 6,5 x 10-4 moles; 3,9 x 1020 moléculas y 7,8 x 1020 átomos;
He: 8,2 x 10-4 moles; 4,9 x 1020 moléculas e igual nº de átomos por
ser monoatómico
b) Presión parcial de N2: 0,23 atm; Presión parcial de He: 0,28 atm;
Presión total: 0,51 atm
c) Fracción molar de nitrógeno: 0,44; Fracción molar de He: 0,56;
%N2: 85,4 %; %He: 15,6 %
18. Respuesta: 4,52 L
19. Respuesta: 230 automóviles
20. Respuesta: a) R limitante: SiO2 R exceso: C
b) 2g SiC
c) 2,7 g exceso
d) 80%
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21. Respuesta: a) 4NH3(g) + 5O2(g) 4NO(g) + 6H2O(g)
b) 9,00L
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GUIA Nº 7
UNIDAD VII
REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA
Objetivos específicos de la Unidad VII
1. Propiedades generales de las disoluciones.
2. Expresiones de concentración.
3. Disoluciones como medio de reacción.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 4. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 4. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. Calcule cuantos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 625 mL de solución de KOH 0,350 M.
Recordemos el concepto de molaridad:
Molaridad (M) = solución de L 1
)n( soluto de moles
Como la solución de KOH es 0,350 M entonces tendremos:
Molaridad (M) = solución de L 1
OHK de moles ,3500
Pero no se tiene 1 litro de solución, sino 625 mL, es decir 0,625 L por lo tanto:
L 1
KOH mol 350,0 x L 0,625 HOK n
n KOH en 0,650 L = 0,219 moles
Como la masa molar (M) del KOH es 56,106 g/mol, la masa requerida de KOH para
preparar la solución deseada es:
mol 1
g 56,106 x KOH mol 219,0 HOK m
masa (m) KOH requerida = 12,3 g
2. ¿Qué volumen de disolución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 40,0% en
masa y densidad 1,20 g/mL hace falta para preparar dos litros de disolución 0,10 M de dicho ácido?
Paso 1:
Ordenar los datos:
Masa molar del HCl = Masa molar del H + Masa molar del Cl
Masa molar del HCl = 1,01 g/mol + 35,5 g/mol
Masa molar del HCl = 36,51 g/mol
Concentración de la disolución concentrada de HCl = 40,0% m/m
d = 1,20 g/mL
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Paso 2:
Se determinará primero la molaridad del HCl concentrado:
Como sabemos:
solución de g 100
HCl de g 0,40 m/m % 0,40
Para obtener la molaridad, primero obtendremos los moles de HCl:
g 6,513
mol 1 x HCl g 0,40 ClH n
n HCl = 1,10 mol
Luego se obtendrá el volumen que corresponden los 100 g de disolución usando la
densidad:
V
m d
Por lo tanto el volumen es:
solución la de densidad
HCl de solución la de masa V
g ,201
mL 1 x HCl g 100 V
V = 83,3 mL = 0,0833 L
Con estos datos y sabiendo que la molaridad es:
solución de Litro 1
HCl de soluto de moles M
Por lo tanto, la molaridad será:
solución de L ,08330
ClH de mol ,101 HCl n
X = 13,2 M
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Luego debemos obtener el volumen necesario para diluir la solución de 13,2 M a
0.10 M.
Sabemos que:
Moles antes de diluir = Moles después de diluir
Moles = Molaridad x V (Litros)
Por lo tanto:
M antes de diluir x V antes de diluir = M después de diluir x V después de diluir
Así, el volumen necesario de la disolución 13,2 M, para preparar 2 L de la solución
0,10 M es:
diluir de antes
diluir de despuésdiluir de después
diluir de antesV
M x V V
M 13,2
M 0,10 x L 2 V diluir de antes
V antes de diluir = 0,015 L = 15 mL
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Calcule el porcentaje en masa de KNO3 en cada una de las siguientes soluciones:
a) 5,0 g de KNO3 en 75 g de agua b) 11 g de KNO3 en 89 g de agua c) 11 g de KNO3 en 49 g de agua
2. Se preparó acero de cierto grado añadiendo 5,0 g de carbono y 1,5 g de níquel a
100 g de hierro fundido. ¿Cuál es el porcentaje en masa de cada componente en el acero terminado?
3. Se preparó una solución que contiene 6,0 g de un soluto cuya masa molar es 60,0 g/mol en 500mL de solución. Expresar su concentración en: a) %m/V b) molaridad
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4. Calcule la molaridad de una solución que se preparó disolviendo 11,5 g de NaOH sólido en agua suficiente para tener 1,50 L de solución.
5. Calcule el número de moles de soluto de las disoluciones siguientes:
a) 0,75 L de HNO3 1,50 M b) 10,0 mL de NaClO3 0,75 M c) 175 mL de LiBr 0,50 M
6. ¿Cuántos gramos de soluto hay en un litro de solución 2% m/m y de densidad 1,3
g/mL.
7. El ácido clorhídrico concentrado se fabrica bombeando cloruro de hidrógeno
gaseoso en agua destilada. Si el HCl concentrado contiene 439 g de HCl por litro ¿Cuál es su molaridad?
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8. Se dispone de 180 g de una disolución acuosa de NaCl al 8%. Calcule la masa de soluto y solvente de esta disolución.
9. Una disolución de nitrato de cobre, Cu(NO3)2, contiene 100 mg por cada mililitro de
disolución. Calcule la concentración molar de la misma. 10. ¿Cuál será la molaridad de las disoluciones resultantes al mezclar lo siguiente?
Suponga que los volúmenes son aditivos. a) 175 mL de H2SO4 3,0 M con 275 mL de H2O b) 350 mL de CuSO4 0,10 M con 150 mL de H2O c) 50,0 mL de HCl 0,250 M con 25,0 mL de HCl 0,500 M
Indique cálculo de justificación:
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11. Un mineral de plata contiene 83,5 g de Ag por tonelada de mineral. Exprese la concentración de plata en ppm. (1ton= 907,185 Kg).
12. Si la concentración de cloruro de potasio en agua es 113 ppm. ¿Cuál es la molaridad
del cloruro de potasio en agua? Asuma la densidad de la solución en 1,00 g/mL (Masa molar del KCl = 74,55 g/mol)
13. ¿Qué volumen de una disolución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, de concentración
2,0 mol/L se debe tomar para preparar 800mL de una nueva disolución de este ácido de concentración 0,2 mol/L.
Indique cálculo de justificación:
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14. Una disolución contienen 0,6 g de cloruro de sodio (NaCl); 0,003 g de cloruro de potasio (KCl); 0,02 g de cloruro de calcio, CaCl2, por cada 100mL de disolución. Según estos datos calcule:
a) La concentración en g/L en cada componente b) La concentración en ppm de cada componente
15. ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 14,3 molar se necesitan para que reaccionen
completamente con 50,0 g de zinc? Zn(s) + H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g) 16. Un ácido nítrico técnico, HNO3, tiene una concentración de un 19% y una densidad
de 1,11 g/mL. Según estos datos calcule:
a) El volumen de ácido técnico que puede ser preparado por dilución con agua de 50 mL de un ácido concentrado al 69,8% y densidad 1,42 g/mL.
b) Las concentraciones molares de las diluidas y concentradas respectivamente.
Indique cálculo de justificación:
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17. ¿Qué volumen de HCl 0,250 M se requiere para neutralizar cada una de las soluciones siguientes?:
a) 25,0 mL de hidróxido de sodio, NaOH, 0,103 M b) 15,0 mL de hidróxido de potasio, KOH, 0,0991M
18. Determine la cantidad es gramos de cobre que se obtendrá si se agrega suficiente
hierro a 1 litro de solución de sulfato de cobre (II) 2,0 molar. Fe(S) + CuSO4(ac) Cu(S) + FeSO4(ac)
19. El aluminio reacciona con el ácido sulfúrico según la siguiente reacción: 2 Al + 3 H2SO4 Al2(SO4)3 + 3 H2 ¿Qué volumen de una solución de H2SO4 2,80 M se necesitan para reaccionar
exactamente con 81,0 g de Al?
Indique cálculo de justificación:
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20. Se necesitan 72,6 mL de solución de HCl para neutralizar completamente 1,86 g de
CaCO3 puro. ¿Cuál es la molaridad de la solución de HCl?
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O +CO2
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100
RESPUESTAS
1. Respuesta: a) 6,3%
b) 11%
c) 18%
2. Respuesta: 4,7% C; 1,4% Ni; 93,9% hierro
3. Respuesta: a) 1,2%m/V
b) 0,20 M
4. Respuesta: 0,192 mol/L
5. Respuesta: a) 1,1 moles de HNO3
b) 7,5x10-3 moles de NaClO3
c) 0,088 moles de LiBr
6. Respuesta: 26 g
7. Respuesta: 12,0 M
8. Respuesta: 14,4 g NaCl; 165,6 g H2O
9. Respuesta: 0,53 mol/L
10. Respuesta: a) 1,2 M H2SO4
b) 0,070 M CuSO4
c) 0,333 M HCl
11. Respuesta: 92,0 ppm.
12. Respuesta: 1,52x10-3 M
13. Respuesta: 80 mL
14. Respuesta: a) 6,0 g/L de NaCl; 0,03 g/L de KCl; 0,2 g/L de CaCl2
b) 6000ppm de NaCl; 30ppm de KCl; 200ppm de CaCl2
15. Respuesta: 53,1 mL
16. Respuesta: a) 235 mL
b) 15,73 mol/L y 3,35 mol/l
17. Respuesta: a) 10,3 mL
b) 5,95 mL
18. Respuesta: 127 g. de Cu
19. Respuesta: 1,61L de H2SO4
20. Respuesta: 0,512 mol/L
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101
GUIA Nº 8
UNIDAD VIII
EQUILIBRIO QUÍMICO
Objetivos específicos de la Unidad VIII
1. Diferencia entre reacciones reversibles e irreversibles.
2. Equilibrio químico. Principio de Le-Chatelier.
3. Constante de equilibrio.
4. Cálculo de concentraciones en el equilibrio.
5. Cociente de reacción (Q).
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN
VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 14. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 15. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.
Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
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102
EJERCICIOS DESARROLLADOS
1. A) Escribir las expresiones de Kc para los siguientes equilibrios químicos:
a) N
2O
4(g) ↔ 2 NO
2(g)
b) 2 NO(g) + Cl2(g) ↔ 2 NOCl(g)
c) CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO
2(g)
d) 2 NaHCO3(s) ↔ Na
2CO3(s) + H
2O(g) + CO
2(g)
Desarrollo:
Recordemos la Ley de Acción de Masas que para una reacción genérica del tipo:
a A + b B ↔ c C + d D
La constante estará dada por:
Kc = ba
cb
BA
CB
Además debemos tomar en cuenta que la concentración de los líquidos y de los
sólidos puros no se incluye en la constante de equilibrio. Las constantes de los equilibrios planteados serán: a)
b)
c)
d)
B) En un recipiente de 3 litros se introducen 0,6 moles de HI, 0,3 moles de H2 y 0,3 moles de I2 a 490ºC. Si Kc = 0,022 a 490ºC para el equilibrio:
2 HI(g) ↔ H
2(g) + I
2(g)
Calcule el cociente de reacción (Q) y diga si el sistema se encuentra en
equilibrio, en caso de no encontrarse en esta condición, hacia donde se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio.
2
2
2 4
[ ]
[ ]c
NOK
N O
2
2
2
[ ]
[ ] [ ]c
NOClK
NO Cl
2[ ]cK CO
2 2[ ] [ ]cK CO H O
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103
Las concentraciones de cada especie son:
[H2] = M 1,0L 3
mol 3,0
[I2] = M 1,0L 3
mol 3,0
[HI] = 0,6 mol = 0,2 M 3L Donde el cociente de reacción es:
Q = 2
22
HI
I H
Sustituyendo:
Q = [0,1 M] [0,1M] = 0,25
[0,2]2 [M]2
Como Q > Kc el sistema no se encuentra en equilibrio y la reacción se
desplazará hacia la izquierda para alcanzarlo. 2. Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g) la Kc = 4,4 a 2000 K. Si se
introducen en un reactor con una capacidad de 1,0 L simultáneamente 1 mol H2, 1 mol CO2 y 2 mol de H2O, determine las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio.
Desarrollo: Teniendo en cuenta la reacción:
H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g)
Cinicial 1 M 1 M 2 M 0
Reacción x M x M 0 0
Formación 0 0 x M x M
Equilibrio (1 - x) M (1 - x) M (2 + x) M x M Las concentraciones en equilibrio son: [H2] = (1 - x) [CO2] = (1 - x) [H2O] = (2 + x) [CO] = x
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104
Entonces: 22
2
H CO
CO OHKc Ecuación 1
Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene:
x)-(1 x)- 1(
x )x2(4,4 Ecuación 2
(4,4) (1 – 2x + x2) = 2 x + x2
Reordenando la ecuación 2 se tienen las ecuaciones 3 y 4:
4,4 x2 – x2 – 8,8 x – 2 x + 4,4 = 0 Ecuación 3
3,4 x2 – 10,8 x + 4,4 = 0 Ecuación 4
Utilizando la fórmula para resolver una ecuación cuadrática:
a x2 ± b x ± c x = 0
x = a2
ac4bb 2
y aplicándola para la Ecuación 4 se tiene:
x = )4,4( 2
)4,4( )4,3( 4 )8,10( )8,10( 2
Resolviendo se tiene:
X1 = 2,6966 M
X2 = 0,4799 M
X1 se descarta porque es mayor que la concentración inicial, por lo que el valor a
utilizar es X2.
Por lo tanto las concentraciones serán:
[H2] = (1 - 0,4799) M = 0,52 M [CO2] = (1 - 0,4799)M = 0,52 M [H2O] = (2 + 0,4799) M = 2,5 M [CO] = 0,48 M
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EJERCICIOS PROPUESTOS
1. Escriba las expresiones para Kc para los siguientes equilibrios homogéneo:
a) 2 NO(g) ⇄ N2(g) + O2(g)
b) CH4(g) + 2 H2S(g) ⇄ CS2(g) + 4 H2(g) c) 2NOBr(g) ⇄ 2 NO(g) + Br2(g)
d) C2H4(g) + Cl2(g) ⇄ C2H4Cl2(g)
2. Escriba las expresiones para Kc para los siguientes equilibrios heterogéneo:
a) 4 Al(S) + 3 O2(g) ⇄ 2 Al2O3(S)
b) 2Mg(S) + O2(g) ⇄ 2 MgO(S)
c) Ca(OH)2(S) + H2O(l) ⇄ Ca2+(ac) + 2 OH-
(ac) d) CO2(g) + 2 NaOH(S) ⇄ Na2CO3(S) + H2O(g)
3. Si una perturbación se aplica a un sistema en equilibrio, el sistema responderá tratando de disminuir el efecto de dicha perturbación. ¿Qué principio describe esta frase explique?.
4. El arsénico, As4, se obtiene en la naturaleza haciendo reaccionar su mineral con oxígeno (proceso llamado tostación) para formar As4O6 sólido. (Éste es un compuesto tóxico y fatal en dosis de 0,1 g o más). El As4O6 se reduce a continuación con carbono.
As4O6(S) + 6 C(S) ⇄ As4(g) + 6 CO(g) Prediga la dirección del desplazamiento en la posición de equilibrio para esta reacción, en respuesta a cada uno de los siguientes cambios. a) Adición de monóxido de carbono. b) Adición de C(S). c) Eliminación de As4(g)
Indique justificación:
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5. Para la reacción exotérmica: 2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) Prediga el desplazamiento del equilibrio ocasionado por cada uno de los cambios siguientes: a) Adición de SO2. b) Eliminación de SO3. c) Disminución de volumen. d) Disminución de temperatura.
6. Considere la reacción A (g) 2 B (g) donde Kc = 5,0 a 25°C. ¿Si 0,50 mol de A y
2,0 mol de B se introducen en un recipiente de 1,0 L a 25°C, ¿qué cambio ocurrirá en las concentraciones?
7. Prediga el desplazamiento de la posición de equilibrio que se producirá para cada uno de los siguientes procesos al reducir el volumen:
a) P4(S) + 6 Cl2(g) 4 PCl3(l) b) PCl3(g) +Cl2(g) PCl5(g) c) PCl3(g) + 3 NH3(g) P(NH2)3(g) + 3 HCl(g)
Indique justificación:
Indique cálculo de justificación:
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8. Prediga el desplazamiento del equilibrio en cada una de las siguientes reacciones al aumentar la temperatura:
a) N2(g) + O2(g) 2NO(g) (endotérmica) b) 2SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) (exotérmica)
9. El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y bromo gaseosos:
COBr2 (g) CO (g) + Br2 (g) Kc es igual a 0,19 a 73ºC. Si una concentración inicial de COBr2 de 0,63 M se
calienta a 73°C hasta que alcance el equilibrio, ¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr2, CO, y Br2?
10. A 25ºC, solamente 1,9 g CaSO4 se disolverán en 2,00 L de agua. ¿Cuál es la
constante de equilibrio para la reacción siguiente?
CaSO4(s) Ca2+(ac) + SO42-(ac)
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11. Una mezcla de 0,200 mol de NO2 y 0.200 mol de CO se adiciona a un recipiente de 1,00 L y se espera hasta que se alcanza el equilibrio. El análisis de la mezcla del equilibrio indica que 0,134 mol de CO2 están presentes. Calcule Kc para la reacción:
NO2(g) + CO(g) NO(g) + CO2(g)
12. Para el proceso
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g) Se encuentra que las concentraciones en equilibrio a determinada temperatura son [H2] = 1,4 M; [CO2] = 1,3 M; [CO] = 0,71 M; y [H2O]= 0,66 M. Calcule la constante de
equilibrio K para la reacción en estas condiciones. 13. El sulfuro de níquel (II) NiS(s), se disuelve en agua a concentración aproximada de
4,0x10-5 M a 18°C. Calcule la constante de equilibrio (Kps) para NiS a esta temperatura.
NiS(S) + H2O(l) Ni2+(ac) + S2-
(ac)
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14. A partir de la reacción:
4 NH3(g) + 5O2(g) ↔ 4 NO(g) + 6 H2O(g)
a) Razona cómo influiría en el equilibrio un aumento de la presión. b) ¿En qué sentido se desplazaría si se aumentase la concentración de oxígeno?
¿Se modificaría entonces la constante de equilibrio? Justifica la respuesta. c) Suponiendo que ΔH < 0 ¿Cómo influye un aumento de temperatura en el
equilibrio? 15. El pentacloruro de fósforo gaseoso se descompone en cloro gaseoso y tricloruro de
fósforo gaseoso. En determinado experimento a una temperatura en que K = 8,96x10-2, las concentraciones en el equilibrio de PCl5 y PCl3 son 6,70x10-3 y 0,300 M, respectivamente. Calcule la concentración de Cl2 en el equilibrio.
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
16. Dados los siguientes equilibrios químicos:
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) K1 4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) K2 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) K3 Determine la constante de equilibrio para la reacción siguiente (K4):
N2(g) + O2(g) 2 NO(g) K4
Indique cálculo de justificación:
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17. A 20ºC, la constante de equilibrio es Kc = 0,21 para la reacción:
NH4SH (s) ↔ H2S (g) + NH3(g)
En un matraz tenemos una mezcla de estas especies con las siguientes concentraciones: [H2S] = [NH3] = 0,13 M.
Halla el cociente de reacción ¿Qué puedes decir de este sistema?
18. A temperaturas cercanas a 800°C, el vapor de agua que se hace pasar sobre coque
(una forma de carbono que se obtiene de la hulla) caliente reacciona con formación de CO y H2:
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C(S) + H2O(g) CO(g) + H2(g) Keq = 0,16 La mezcla de gases resultantes es un importante combustible industrial conocido
como gas de agua. Determine la concentración en el equilibrio del CO, H2O y H2 en el equilibrio si se parte de suficiente carbono sólido y 0,100 mol de H2O en un recipiente de 1,00 L.
19. Al principio de una reacción, hay 0,249 moles de N2; 3,21x10-2 moles de H2 y
6,42x10-4 moles de NH3 en un matraz de 3,50 L a 375°C. Si la constante de equilibrio Kc para la reacción
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Es 1,2 a esta temperatura, determine si el sistema está en equilibrio. Si no es así, prediga en que dirección procederá la reacción neta.
20. Dado el equilibrio:
H2O(g) + C(s) ↔ CO(g) + H2(g) ΔH > 0
a) Se introduce una mezcla de 0,5 moles de carbono y 0,5 moles de agua en un recipiente de 1 L y se calienta a una temperatura de 430ºC. Calcula las concentraciones de los componentes de la reacción, sabiendo que a esa temperatura la constante de equilibrio Kc vale 54,3.
b) Señala razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono:
1. Elevar la temperatura. 2. Retirar vapor de agua de la mezcla en equilibrio. 3. Introducir hidrógeno en la mezcla en equilibrio.
Indique justificación:
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RESPUESTAS
1. Respuesta: a) Kc = [N2] [O2] [NO]2
b) 2
24
4
22
SH CH
H CSKc
c) Kc = [Br2] [NO]2
[NOBr]2
d) Kc = [C2H4Cl2]
[C2H4][Cl2]
2. Respuesta: a) Kc = 1
[O2]3
b) Kc = 1
[O2]
c) Kc = [ Ca2+] [OH-] 2
d) Kc = [H2O]
[CO2]
3. Respuesta: El Principio de Le Chatelier.
4. Respuesta:
a) El sistema se desplaza hacia la izquierda.
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113
b) Como la cantidad de sólido puro no tiene efecto sobre la posición de equilibrio, no
se observará ningún efecto.
c) El sistema se desplaza hacia la derecha para formar más producto.
5. Respuesta:
a) El sistema se desplaza hacia la derecha.
b) El sistema se desplaza hacia la derecha para substituir el SO3que se eliminó.
c) El sistema se desplaza hacia la derecha para reducir la presión.
d) El sistema se desplaza a la derecha.(En este caso la energía es un produto).
6. Respuesta: [A] aumentará y [B] disminuirá
7. Respuesta:
a) Al reducir el volumen, la presión del Cl2 aumentará y el sistema se desplazará
hacia la derecha.
b) Al disminuir el volumen (aumentar la presión), el equilibrio se desplazará hacia la
derecha, porque el lado de los productos sólo contiene una molécula gaseosa, y los
reactivos contienen dos.
c) Un cambio en el volumen no tendrá efecto sobre la posición del equilibrio.
8. Respuesta:
a) El equilibrio se desplazará a la derecha, por que la energía puede considerarse
como reactivo.
b) El equilibrio se desplazará a la izquierda, por que la energía puede considerarse
como producto.
9. Respuesta: [COBr2] = 0,37 M, [CO] = 0,26 M, [Br2] = 0,26 M
10. Respuesta: 4,9 x 10-5
11. Respuesta: 4,1
12. Respuesta: Kc= 3,9
13. Respuesta: Kc = Kps = 1,6x10-9
14. Respuesta: a) Un aumento de la presión hace que el sistema se desplace
hacia el lado donde haya menos moles, en este caso hacia
la izquierda, así contrarresta la perturbación externa.
b) Al aumentar la concentración de oxígeno el equilibrio se
desplazará hacia la derecha, para contrarrestar este
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114
aumento. La constante de equilibrio no se ve afectada, sólo
depende de la temperatura.
c) Un aumento de la temperatura favorece el desplazamiento
del sistema hacia el sentido en que la reacción es
endotérmica, luego hacia el sentido contrario de donde se
produce la reacción, es decir, hacia el izquierdo.
15. Respuesta: [Cl2] = 2,00x10-3 M
16. Respuesta: 1 2
4 3
3
=
K KK
K
17. Respuesta: Q = 0,017 < Kc → El sistema no está en el
equilibrio. La reacción neta procederá de izquierda a derecha hasta
que hasta que alcance el equilibrio.
18. Respuesta: [H2O] = 0,030 M; [CO] = 0,0697 M; [H2] = 0,0697 M
19. Respuesta: Como Qc (0,611) es menor que Kc (1,2) el sistema no está en el
equilibrio. La reacción neta procederá de izquierda a derecha hasta
que hasta que alcance el equilibrio.
20. Respuesta: a) [CO] = [H2] = 0,495 M; [H2O] = 0,005 M
b) el número 1
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115
Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas
Departamento de Ciencias Químicas Curso Introducción a la Química
QUI080 Solemne N°1
Jueves 12 de septiembre de 2013 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________
Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________
Pregunta 1 2 3 4 Total NOTA
Puntaje
Apague su celular!! Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA.
Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba.
Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas.
SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:
P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.2 1.3 1.5 1.6 1.8 1.9 2.1 2.2 2.4 2.5 2.7 2.8 3.0 3.1 3.3 3.4 3.6 3.7 3.9 4.0
P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 4.2 4.3 4.5 4.6 4.8 4.9 5.1 5.2 5.4 5.5 5.7 5.8 6.0 6.1 6.3 6.4 6.6 6.7 6.9 7.0
Datos Potencialmente Útiles:
Prefijos:
k d c m μ n p f
10 3 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12 10-15
Masas Molares (g/mol): C = 12,01; H = 1,01; N = 14,00; O = 16,00; Cl = 35,45; K = 39,10
S = 32,10; Cu = 63,55; As = 74,92; F = 19,00
1.- a.- (5 puntos) Justifique si hay un cambio químico o físico en las siguientes observaciones:
i) Quemar papel
ii) Condensación del vapor de agua
iii) Destrucción de la capa de ozono
iv) Corrosión de un metal
v) Temperatura de fusión de un sólido
b.- (5 puntos) La máxima concentración de monóxido de carbono, CO, en el aire es 10 mg de CO / cm3 de
aire durante un periodo de 8 horas. En estas condiciones, ¿cuál es la masa de CO (en nanogramos, ng)
presente en una habitación cuyas medidas, en pies, son 8,0 x 12,0 x 20,0 durante un año. Expresar su
resultado en notación científica. (1 pie = 0,3048 m; 1 ng = 1x10-9 g).
2.- a.- (5 puntos) Se estima que hay 4,0 x 10-6 mg de oro (Au) por cada litro de agua de mar. Si 1,0 g de Au
tiene un precio de 11,80 USD (dólares americanos), indique cuál será el valor de Au en 1,00 km3 de océano. (Datos: 1 m3 = 103 L; 1000 m = 1 km).
b.- (5 puntos) La masa atómica promedio (MAP) de un elemento que tiene tres isótopos es 25,053 uma. Los tres isótopos de este elemento tiene las siguientes masas: 23,95; 24,95 y 25,95 uma. Sabiendo que el isótopo más abundante tiene un porcentaje de abundancia de 75%, calcular los porcentajes de abundancia de los otros dos isótopos.
3.- a.- (5 puntos) Complete la siguiente tabla:
Símbolo
Nombre elemento
Z A protones neutrones electrones carga
79
34Se
207
82Pb
56
26Fe3+
31
15P3−
107
47Ag+
b.- (5 puntos) Complete la siguiente tabla:
Catión Anión Fórmula Nombre
Cr3+ O2- MnO
NH4+ CO3
2- Ácido Nítrico K2Cr2O7
Ba2+ SO42-
Hidróxido de sodio Ca2+ CO3
2-
4.- (10 puntos) La tenantita, Cu12As4S13, se encuentra en la mena de cobre y plata de yacimientos de cobre en
Chuquicamata. Una muestra de tenantita tiene 4,0 x 1022 átomos de azufre (S). Al respecto determine:
a) El número de moléculas contenidas en la muestra
b) La masa molar de la tenantita
c) El número de moles de la muestra
d) La masa en gramos de la muestra
e) El número de átomos de As contenidos en la muestra
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Departamento de Ciencias Químicas Curso Introducción a la Química
QUI080 Solemne N°2
Jueves 17 de octubre de 2013 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________
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Pregunta 1 2 3 4 Total NOTA
Puntaje
Apague su celular!! Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA.
Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba.
Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas.
SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:
P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.2 1.3 1.5 1.6 1.8 1.9 2.1 2.2 2.4 2.5 2.7 2.8 3.0 3.1 3.3 3.4 3.6 3.7 3.9 4.0
P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 4.2 4.3 4.5 4.6 4.8 4.9 5.1 5.2 5.4 5.5 5.7 5.8 6.0 6.1 6.3 6.4 6.6 6.7 6.9 7.0
Datos Potencialmente Útiles: Prefijos:
k d c m μ n p f
10 3 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12 10-15
Masas Molares (g/mol): C = 12,01; H = 1,01; N = 14,00; O = 16,00; Cl = 35,45; K = 39,10
S = 32,10; Cu = 63,55; As = 74,92; F = 19,00; Bi = 208,98;
Na = 22,99; Fe = 55,85; Si = 28,09; F = 19,00
1 uma = 1,67 x 10-24 g
Fórmulas y Constantes: Constante Universal de los gases R = 0,08205 atm L/(mol K)
Ecuación de Gas Ideal: PV = nRT ; Presión Parcial: Pi = Xi P ; Fracción Molar : Xi = ni / nT
Temperatura Absoluta: T (K) = t (°C) + 273,15
1.- a.- (5 puntos) El nitrato de potasio (KNO3) y el nitrato de sodio (NaNO3), se utilizan como abonos
nitrogenados. Calcular cuál de los dos contiene mayor porcentaje de nitrógeno?
b.- (5 puntos) Ordene las sustancias siguientes en forma creciente de acuerdo a su masa: i.- una molécula de N2 ii.- 1,0 mol de N2 iii.- 1,0 gramo de N2 iv.- un átomo de N
2.- El hierro puede reaccionar con vapor de agua a altas temperaturas para producir un óxido de
hierro llamado magnetita, Fe3O4. Si se hacen reaccionar 10,0 g de hierro con 10,0 g de agua, según la siguiente ecuación NO balanceada:
Fe (s) + H2O (g) → Fe3O4 (s) + H2 (g)
a.- (5 puntos) ¿Cuál es el reactivo que se encuentra en exceso? Indique la cantidad en gramos que quedan sin reaccionar.
b.- (5 puntos) ¿Cuál es la masa de magnetita producida?
3.- a.- (5 puntos) El análisis químico de un compuesto gaseoso mostró que contiene 33,0% de silicio y
67% de flúor en masa. A 35°C, 0,210 L del compuesto ejercen una presión de 1,70 atm. Si la masa de 0,210L del gas fue 2,38 g. Determine la fórmula empírica y molecular del compuesto.
b.- (5 puntos) Una mezcla de gases contiene 2,46 moles de neón (Ne), 1,74 moles de argón (Ar)
y 4,15 moles de Xenón (Xe). Calcule las presiones parciales de los gases si la presión total es 2,00 atm.
4.- (10 puntos) En un horno a 300°C y 20 atm de presión se produce la siguiente reacción:
2 Bi2S3(s) + 9 O2(g) → 2 Bi2O3(s) + 6 SO2(g)
a) Determinar el reactivo limitante si 1,0 kg de Bi2S3 reaccionan con 50,0 L de O2. Justifique
claramente con cálculos su respuesta.
b) Indique la masa de reactivo en exceso que queda sin reaccionar.
c) Calcular el porcentaje de rendimiento de la reacción si la masa obtenida experimentalmente de SO2 es de 310 g.
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QUI080 Solemne N°3
Viernes 22 de Noviembre de 2013 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________
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Pregunta 1 2 3 4 Total NOTA
Puntaje
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Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba.
Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas.
SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:
P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.2 1.3 1.5 1.6 1.8 1.9 2.1 2.2 2.4 2.5 2.7 2.8 3.0 3.1 3.3 3.4 3.6 3.7 3.9 4.0
P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 4.2 4.3 4.5 4.6 4.8 4.9 5.1 5.2 5.4 5.5 5.7 5.8 6.0 6.1 6.3 6.4 6.6 6.7 6.9 7.0
Datos Potencialmente Útiles: Prefijos:
k d c m μ n p f
10 3 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12 10-15
Masas Molares (g/mol): C = 12,01; H = 1,01; N = 14,00; O = 16,00; Cl = 35,45; K = 39,10
S = 32,10; Cu = 63,55; As = 74,92; F = 19,00; Bi = 208,98;
Na = 22,99; Fe = 55,85; Si = 28,09; Zn = 65,39
1 uma = 1,67 x 10-24 g
Fórmulas y Constantes: Constante Universal de los gases R = 0,08205 atm L/(mol K)
Ecuación de Gas Ideal: PV = nRT ; Presión Parcial: Pi = Xi P ; Fracción Molar : Xi = ni / nT
Temperatura Absoluta: T (K) = t (°C) + 273,15
1.- a.- (5 puntos) Se preparó acero de cierto grado añadiendo 5,0 g de carbono y 1,5 g de níquel a 100 g de
hierro fundido. ¿Cuál es el porcentaje en masa de cada componente en el acero terminado?
b.- (5 puntos) ¿Cuántos moles de soluto de masa molar 58,44 g/mol, hay en un litro de solución 2% m/m y de densidad 1,3 g/mL?
2.- (10 puntos) Un ácido nítrico técnico, HNO3, tiene una concentración de 19% m/m y una densidad de 1,11
g/mL. Según estos datos calcule:
a.- El volumen de ácido técnico que puede ser preparado por dilución con agua de 25 mL de un ácido concentrado al 69,8% m/m y densidad 1,42 g/mL.
b.- Las concentraciones molares de las soluciones diluidas y concentradas respectivamente.
c.- El volumen de ácido nítrico técnico necesario para reaccionar con 10,0 g de cinc metálico (Zn) Zn (s) + 2 HNO3 (ac) → Zn(NO3)2 (ac) + H2 (g)
3.- a.- (5 puntos) Al principio de una reacción, hay 0,249 moles de N2; 3,21x10-2 moles de H2 y 6,42x10-4 moles
de NH3 en un matraz de 1,50 L a 375°C. Si la constante de equilibrio para la reacción es Kc = 1,2 a esta temperatura
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
i) Determine si el sistema está en equilibrio. Justifique su respuesta.
ii) Si no es así, prediga en qué dirección procederá la reacción neta.
b.- (5 puntos) El sulfuro de níquel (II), NiS(s), se disuelve en agua a concentración aproximada de
4,0x10-5 M a 18°C para formar una solución saturada. Calcule la constante de equilibrio (Kps) para NiS a esta temperatura.
NiS(S) Ni2+(ac) + S2-
(ac)
4.- (10 puntos) Dado el equilibrio:
H2O (g) + C (s) ↔ CO (g) + H2 (g) ΔH > 0
a.- Se introduce una mezcla de 0,5 moles de carbono y 0,5 moles de agua en un recipiente de 1 L y se calienta a una temperatura de 430ºC. Calcula las concentraciones de los componentes de la reacción, sabiendo que a esa temperatura la constante de equilibrio Kc vale 54,3.
b.- Señala razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono:
i) Elevar la temperatura. ii) Retirar vapor de agua de la mezcla en equilibrio. iii) Introducir hidrógeno en la mezcla en equilibrio.
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QUI080 EXAMEN
Jueves 12 de Diciembre de 2013 Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________
Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________
Pregunta 1 2 3 4 Total NOTA
Puntaje
Apague su celular!! Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA.
Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba.
Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas.
SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO. Escala Puntaje/ Nota:
P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.2 1.3 1.5 1.6 1.8 1.9 2.1 2.2 2.4 2.5 2.7 2.8 3.0 3.1 3.3 3.4 3.6 3.7 3.9 4.0
P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 4.2 4.3 4.5 4.6 4.8 4.9 5.1 5.2 5.4 5.5 5.7 5.8 6.0 6.1 6.3 6.4 6.6 6.7 6.9 7.0
Datos Potencialmente Útiles: Prefijos:
k d c m μ n p f
10 3 10-1 10-2 10-3 10-6 10-9 10-12 10-15
Masas Molares (g/mol): C = 12,01; H = 1,01; N = 14,00; O = 16,00; Cl = 35,45; K = 39,10
S = 32,08; Cu = 63,55; As = 74,92; F = 19,00; Bi = 208,98;
Na = 22,99; Fe = 55,85; Si = 28,09; Zn = 65,39
1 uma = 1,67 x 10-24 g ; NAV = 6,02 x 10 23 entidades/mol
Fórmulas y Constantes: Constante Universal de los gases R = 0,08205 atm L/(mol K)
Ecuación de Gas Ideal: PV = nRT ; Presión Parcial: Pi = Xi P ; Fracción Molar : Xi = ni / nT
Temperatura Absoluta: T (K) = t (°C) + 273,15
1.- a.- (5 puntos) Un analista químico recibe una muestra metálica para su caracterización e
identificación, y empieza describiendo las siguientes propiedades: Muestra de volumen pequeño, elevada densidad, maleable, alto brillo, muy poco reactivo con los ácidos, no se oxida al ambiente. Señale, justificando su respuesta, cuáles de las mencionadas son: - propiedades físicas - propiedades químicas - propiedades intensivas - propiedades extensivas
b.- (5 puntos) En la final de waterpolo de los últimos Juegos Olímpicos se entregaron a los componentes del equipo español unas medallas de oro circulares de 50 mm de diámetro y 5,0 mm de espesor (h). Las medallas tenían una masa de 0,185 gramos. ¿Eran de oro puro? La densidad del oro es de 18,9 kg/m3
. (Volumen de un cilindro = π r2 h)
2.- a.- (6 puntos) Un mineral de cobre tiene la siguiente composición centesimal:
Cu: 34,62%; Fe: 30,43%; S: 34,95%.
i.- Determine la fórmula empírica de este mineral. ii.- Sabiendo que 1,84 g de dicho compuesto contienen 6,02 x 1021 moléculas, determine la fórmula
molecular de dicho compuesto gaseoso.
b.- (4 puntos) La malaquita es un mineral de cobre de fórmula molecular: CuCO3•Cu(OH)2. Determine su composición porcentual.
3.- (10 puntos) Un ácido clorhídrico técnico, HCl, tiene una concentración de 1,36% m/m y una
densidad de 1,005 g/mL. Según estos datos calcule:
a.- El volumen de ácido técnico que puede ser preparado por dilución con agua de 25 mL de un ácido concentrado al 37,27% m/m y densidad 1,185 g/mL.
b.- Las concentraciones molares de las soluciones diluidas y concentradas respectivamente.
c.- El volumen de hidrógeno desprendido, H2, a 25°C y 1 atm, cuando toda la solución de ácido clorhídrico técnico que preparó en el punto a) reacciona con un exceso de cinc metálico (Zn)
Zn (s) + 2 HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g)
4.- a.- (6 puntos) En un recipiente de reacción de 10 litros, se calientan a 400ºC, una mezcla gaseosa
constituida inicialmente por 3,5 moles de hidrógeno (H2) y 2,5 moles de yodo (I2). Al alcanzar el equilibrio se encuentran 4,5 moles de yoduro de hidrógeno (HI). Calcule:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
i.- La constante de equilibrio, Kc
ii.- La constante de equilibrio, Kp
b.- (4 puntos) El sulfuro de níquel (II), NiS(s), se disuelve en agua a concentración aproximada de
4,0x10-5 M a 18°C para formar una solución saturada. Calcule la constante de equilibrio (Kps) para NiS a esta temperatura.
NiS(S) Ni2+(ac) + S2-
(ac)
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