QUÍMICA 5º

EJERCICIOS.

DIVERSIFICACIÓN: BIOLÓGICA – CIENTÍFICA.

Liceo Nº 15 – IBIRAY.

Profesora: Roxana Morey.

AÑO: 2014.

2

QUÍMICA NUCLEAR: RADIACTIVIDAD.

1. Escriba las ecuaciones balanceadas para las siguientes transformaciones:

a. el nitrógeno-13 sufre la emisión de un positrón.

b. desintegración beta del iodo-131.

c. emisión de una partícula del plutonio-242.

d. el polonio-218 se forma por desintegración de un isótopo del radón.

2. Formular las ecuaciones nucleares balanceadas correspondientes a c/u de los procesos siguientes:

a. emisión de un positrón para Z=51, A=120.

b. emisión beta para Z=16, A=35.

c. emisión alfa para Z=92, A=235.

3. El estroncio-90 está presente en la precipitación radiactiva producida por las explosiones de armas

nucleares en la atmósfera. ¿Qué porcentaje del estroncio liberado por las bombas de Hiroshima y

Nagasaki, en agosto de 1945 permanecerá en la atmósfera en el año 2032? Dato: Vida medio Sr, t1/2= 29

años. Representar el proceso de decaimiento del estroncio -90 mediante una gráfica.

4. El uranio – 238 sufre una serie de desintegraciones que terminan en un isótopo estable de Pb, haciendo uso de la tabla periódica y sabiendo que la secuencia es:

U → Th →Pa → U → Th → 88……… → 222……… → --------------- Pb

a. Completar los espacios vacíos con el isótopo correspondiente y colocar sobre las flechas el tipo de desintegración ocurrida.

b. Indicar cuáles de los nucleídos anteriores son isótopos, isóbaros o isótonos.

5. “Viernes 8 de diciembre de 2006. Familiares y amigos despiden a Litvinenko, ex espía ruso en la mezquita

más importante de Londres. La víctima de 43 años murió envenenado por la sustancia radiactiva

(supongamos que fueron 5,0g) identificada como Polonio 210….su cuerpo que no pudo llevarse al templo

por la radiación que contiene fue enterrado en el famoso cementerio de Highgate en el norte de capital en

un ataúd hermético reforzado con acero por razones de seguridad. El Polonio 210 es un emisor alfa con un

período de semidesintegración de 138 días.”

a. Formula la ecuación de desintegración correspondiente.

b. Explica que significa el t1/2 señalado en la información y calcula el tiempo que tardará la muestra original en reducirse a 0,625g.

6. Completar las siguientes ecuaciones nucleares.

a. 32 S + 1 n 1 H +.....

0

b. ....... 187 Os + -

c. 235 U + 1 n 135 Xe +....... + 2 1 n

0 0

d. 122 I 122 Xe +.......

e. 2 H + 3 He 4 He +......

3

MODELOS ATÓMICOS – MECÁNICA CUANTICA Y ORBITALES ATÓMICOS.

1. Nombrar los cuatro primeros modelos atómicos y sus creadores e indicar las características de cada uno.

2. Observa las siguientes imágenes e indica a que modelos atómicos representan, ordenándolos cronológicamente. Describa las características de cada modelo y explica cómo se fue sustituyendo uno por otro.

3. ¿Cuáles son las limitaciones de los modelos de Dalton y Rutherford?

4. ¿Qué hecho experimental llevó a Rutherford (describirlo) a elaborar su modelo atómico? Explicarlo.

5. Nombrar las diferencias entre el modelo de Bohr y el de Rutherford.

6. ¿Qué dice el Principio de Incertidumbre de Heisenberg?

7. ¿Qué quiere decir que la energía este cuantizada? ¿Quiénes fueron los impulsores de esta teoría?

8. ¿Qué significa que el electrón tenga un comportamiento dual?

9. ¿Qué indican – representan los números cuánticos? ¿Cuáles surgen de la resolución de la ecuación de onda?

10. ¿Qué es un orbital? Describir los orbitales s y p.

11. A partir de qué valores de l se encuentran los orbitales p y d?

12. El número cuántico m para un electrón en un orbital 5s puede ser: a. +1/2 o -1/2. b. Cualquier entero entre -5 y +5. c. Cualquier valor entero comprendido entre 0 y 5. d. Es cero.

13. Basándose en las reglas de las configuraciones electrónicas indicar el número de electrones desapareados

para el átomo de plomo, Pb.

14. Realizar la configuración electrónica del átomo de fósforo. ¿Cuántos electrones desapareados tiene en su estado fundamental?

15. ¿Qué tipo de orbital designa el siguiente grupo de números cuánticos: a. n=2, l=0, m=0. b. n=5, l=1, m=0 c. n=3, l=1, m=-1

16. Cuáles son los nº cuánticos correspondientes al orbital y electrón representado en el recuadro:

17. Escribir la configuración electrónica de un átomo cuyo electrón diferenciante presenta los siguientes nª cuánticos: a) n = 3, l = 1, m = 0, s = + 1/2 b) n = 2, l=1, m = -1, s = -1/2 c) n =1, l = 0, m = 0, , s = -1/2

18. Cuáles de los siguientes orbitales no existen: 2s, 1p, 2d, 3p, 3d. Justifique.

5 px1

4

TABLA PERIODICA.

35

1. El cloro 17Cl.

a. Indicar el número másico, el número átomo, cantidad de sub-partículas.

b. Realizar su configuración electrónica.

c. ¿En qué orbitales se encuentran los electrones de valencia?

d. Indicar los números cuánticos del electrón diferenciante.

2. ¿En qué se parece la organización de los electrones de todos los elementos de un mismo grupo del Sistema Periódico? ¿En qué se diferencian?

3. Contestar a las mismas preguntas que en 2, pero referida a los elementos de un mismo periodo.

4. Un átomo tiene de número atómico 16 y de número másico 32.

a. Deducir toda la información que puedas sobre el interior de ese átomo.

b. Indicar, razonadamente, su posición en la Tabla Periódica.

5. El fósforo está en el periodo 3 - grupo 15 (VA) de la Tabla periódica, el sodio en el periodo 3 - grupo 1 (IA), y el

antimonio en el periodo 5 – grupo 15 (VA).

a. ¿Qué dos de esos elementos tienen un comportamiento químico similar?, ¿por qué?

b. Ordenar esos tres elementos de mayor a menor radio atómico. Justificar.

c. Ordenar esos tres elementos de mayor a menor energía de ionización. Justificar.

6. ¿Cómo puedes explicar que los elementos de un mismo grupo del Sistema Periódico, teniendo masas

atómicas tan distintas, tengan un comportamiento físico y químico tan parecido?

7. a. Completar la siguiente tabla de datos:

b. Escribir las configuraciones electrónicas del sodio y del argón y, a partir de ellas indicar su posición en la

tabla periódica.

c. Escribir la configuración electrónica del elemento que se encuentra en el mismo grupo que el argón pero

en el anterior periodo.

d. ¿Por qué son tan estables los iones: Ca2+ y Na+?

e. ¿Existen isóbaros en la tabla de datos? ¿Quiénes?

8. Completar el siguiente cuadro de valores :

Símbolo Z A p+ e- nº Configuración Electrónica

6 6

S 32 16

20 1s22s22p63s23p6

O2- 10 8

40 [Ar] 4s2

Rb+ 85 37

Símbolo. nº atómico (Z) nº másico (A) nº protones nº neutrones nº electrones

Br1- 80 45

Ca2+ 20 20

Na 23

Ar 40

5

9. Indicar cuál de estas especies son isoelectrónicas entre sí: S2- , O2- , F- , K+ , Br - ,Li+ , Ar , Cl- , Ne, Al3+ , Na+ , Ca2+

10. Dada la especie: 27 13X. Indicar:

a. Cantidad de protones, neutrones y electrones que posee. b. Escribir la configuración electrónica correspondiente. c. Si tendrá o no propiedades metálicas. d. Nº cuánticos del electrón diferenciante.

11. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: 1) 1s22s22p63s1 2) 1s22s22p4 Indicar:

Grupo y período al que pertenecen los elementos, número atómico, si la electronegatividad, energía de ionización y carácter metálico serán grandes o no.

12. Dado el siguiente esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las letras no representan los símbolos de los elementos, indicar si la afirmación es V, verdadera o F, falsa:

a. A y B son elementos no metálicos. b. N y E son elementos representativos. c. Z pertenece al quinto período. d. La electronegatividad de L es menor que la de N. e. C es un elemento del segundo grupo. f. Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período. g. Los átomos del elemento L tienen menor electroafinidad que los de A.

13. Un ion bivalente positivo posee 18 electrones y A = 41.

a. Cuántos neutrones, protones y electrones tienen el átomo neutro y el ion? b. Escribir la configuración electrónica del átomo neutro, indique en que grupo y período se encuentra en la

tabla periódica y los nº cuánticos de los electrones de valencia. c. Dar la fórmula química del compuesto que forma con el oxígeno.

14. Los elementos con símbolos genéricos V, W, X, Y y K responden a las siguientes características:

V: configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s1 W: pertenece al 2 do período grupo III A.

X : Z= 54 Y: configuración electrónica 1s22s22p63s23p5 K: es un alcalino térreo del cuarto período.

a. Ordene V, W, Y y K según el orden creciente de electronegatividad. b. ¿Cuáles conducirán la corriente eléctrica?. c. ¿Cuál será la fórmula entre V y K, Z y Y, W y K.

6

ESTRUCTURAS DE LEWIS-GEOMETRÍA MOLECULAR-ENLACE QUÍMICO.

1. Representar las estructuras de Lewis para las siguientes sustancias: O2, CHBr3 , CO , C2H2 .

2. Representar las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: SiCl4, MgI2 , NO2 , Al2O3 , BaCl2 , AlF3, NaBr, SO3. En los casos de enlace iónico, escriba los iones correspondientes.

3. Dadas las siguientes sustancias: bromuro de potasio, bromo, potasio, a) explica el tipo de enlace existente en cada una de ellas; b) explica los enlaces o fuerzas intermoleculares que habrá que vencer para fundirlas, ordenándolas de mayor a menor punto de fusión. (Números atómicos: 9K, 35Br.)

4. Dadas las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4, N2, justifica mediante la estructura de Lewis en qué moléculas: a. Todos los enlaces son simples. b. Existe algún enlace doble. c. Existe algún enlace triple.

5. Representar las moléculas PH3 y BF3 según el modelo RPECV, indicando el tipo de geometría que presentan.

6. ¿A qué se debe que las moléculas del ejercicio 5 tengan distinta geometría siendo que ambas responde a la fórmula genérica AB3?

7. Explicar porqué el dióxido de azufre, SO2 tiene geometría angular mientras que el dióxido de carbono, CO2 la

tiene lineal. 8. Para las moléculas NF3 y CF4 :

a. Escribir las estructuras de Lewis. b. Dibujar la geometría de cada molécula según la Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones

de la Capa de Valencia. c. Considerando las geometrías moleculares, razonar acerca de la polaridad de ambas moléculas.

9. Explica, con el modelo de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia, la estructura electrónica y

la geometría molecular del tricloruro de fósforo e indica si son polares o no sus enlaces y la molécula en sí.

10. Representar las moléculas Br2, H2S, AlH3 según el modelo de RPECV, indicando los tipos de enlace y la geometría molecular en cada caso.

11. Indicar y justificar cuáles de estas sustancias Cl2 , CsCl, HBr, CaO, MgF2 y son:

a. Covalentes no polares. b. Iónicas. c. Covalentes polares.

12. Los números atómicos de los elementos A, B y C son 11, 17 y 20.

a. Escribir la configuración electrónica de cada uno y escribe su símbolo, periodo, grupo y bloque al que pertenecen.

b. ¿Cuáles serán los estados de oxidación más probables para cada uno? c. Si comparamos A y B, ¿cuál es el más electronegativo? ¿Cuál tiene menor energía de ionización? Justificar. d. Explicar qué tipo de enlace se podrá formar entre B y C y cuál será la fórmula química del compuesto.

7

FUERZAS INTERMOLECULARES.

1. Explicar las diferencias entre fuerzas intramoleculares y fuerzas intermoleculares. Indica los diferentes tipos de enlaces intramoleculares y los diferentes tipos de enlaces intramoleculares dando ejemplos de los diferentes tipos.

2. Explicar en qué consisten las fuerzas intermoleculares de Van der Waals. Indicar los diferentes tipos y pon

ejemplos de los mismos. 3. Explicar la fuerza intermolecular por puente de hidrógeno, indicando las condiciones para que se forme.

Explicarlo para las moléculas de ácido fluorhídrico, agua y amoníaco. Indicar las propiedades de las moléculas con estas fuerzas.

4. Explicar por qué el punto de ebullición del oxígeno O2 (-183 ºC) es más alto que en el nitrógeno N2 (-196 ªC)

en términos de las fuerzas intermoleculares.

5. ¿Qué tipos de enlace o fuerzas de atracción deben ser rotos para producir cada uno de los siguientes procesos?

a. hervir agua, H2O(l) b. fundir aluminio, Al(s) c. fundir óxido de calcio, CaO(s) d. fundir cuarzo, SiO2 (s) e. disolver cloruro de potasio; KCI(s) en agua.

6. Señala los enlaces-fuerzas que deben romperse para producir los siguientes procesos:

a. disolver cloruro de calcio(CaCl2) en agua b. vaporizar agua c. sublimar yodo(I2) d. fundir magnesio e. vaporizar nitrógeno líquido(N2) f. fundir bromuro de sodio g. vaporizar bromuro de hidrógeno(HBr) h. vaporizar dióxido de silicio(SiO2)

7. Los puntos de ebullición de los haluros de hidrógeno son los siguientes:

HF HCl HBr HI

P.Eb (ºC) 19,51 -85,05 -66,73 -35,36

a. ¿A qué se debe que el HF tenga un valor tan anormalmente alto? b. ¿Qué tipo de interacción molecular se establecerá entre las moléculas de los otros haluros de hidrógeno y

por qué su punto de ebullición aumenta a medida que descendemos en el grupo?

8. ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares predominan entre los siguientes pares de moléculas o unidades básicas?

(HBr - H2S) (Cl 2- NH3)

9. ¿Cuáles de las siguientes sustancias son capaces de unirse mediante puentes de hidrógeno? KCl, CH3OH, C2H6. Justificar.

8

ESTADO SÓLIDO.

1. Indicar los tipos de sólidos que conozcas según los enlaces químicas entre sus átomos y dar ejemplos de cada tipo.

2. Indicar las propiedades de los diferentes tipos de sólidos, estableciendo la relación entre estructura de las sustancias o tipos de enlaces y propiedades físico - químicas.

3. Dada las siguientes sustancias sólidas clasifícalas poniéndolas en el recuadro correspondiente: NaCl, H2O , I2, S8, KI, CaO, SiO2 (cuarzo), Al, CaO, Na, KI, K2O, Ca, C10 H8(naftaleno), H2 , O2, C6H12O6 (glucosa), N2 , NH3 (g); HF ; CH4 (g); Au; CaBr2, Ag, K2SO4, CCl4.

Tipos de sólidos Ejemplos

Compuestos iónicos

Comp. covalentes moleculares

Comp. covalentes atómicos

Metales

4. Clasifica las siguientes sustancias como compuestos moleculares, metálicos, iónicos o sólidos covalentes: a. Un sólido no conductor que funde por debajo de 100 ºC y es insoluble en agua. b. Un sólido que conduce la electricidad solo cuando está disuelto en agua. c. Un sólido que conduce la electricidad en estado sólido.

5. Razona cuáles de los siguientes compuestos cabe esperar que tengan puntos de fusión y ebullición muy altos:

a) Al2O3 b) HCI c) N2 d) SiO2 (sólido covalente)

6. Un compuesto sólido a temperatura ambiente, no conduce la electricidad. Calentamos hasta lograr fundir el sólido, y el líquido formado tampoco conduce la electricidad. Razona qué tipo de enlace mantiene unidas las partículas constituyentes de dicho compuesto.

7. Indica, justificadamente, qué tipos de sólidos, poseerán las siguientes características, poniendo ejemplo de cada una de ellos: a) su disolución acuosa no conduce la corriente eléctrica; b) es insoluble agua; c) en estado sólido no es conductor pero sí disolución o fundido; d) es muy duro y tiene un a punto de fusión.

8. Las siguientes sustancias forman diferentes sólidos. Indica en cuáles de ellas podemos hablar de la existencia de moléculas y en cuáles de la presencia de iones: LiF, SrF2, CO2, HF, H2O, NH3, Na, Al, Mg, SiO2, Si.

9. Dada la siguiente tabla de propiedades de diferentes sustancias, indica el tipo de sólido que forma cada una de ellas.

Propiedad Sustancia A Sustancia B Sustancia C Sustancia D

Conductividad eléctrica Sí Sólido no.

Disuelto en H2O Si

No No

Estado físico a PTE Sólido Sólido Gas Sólido

Solubilidad en agua No Buena Baja No

Solubilidad en kerosene No No Sí No

Otras propiedades

Alta densidad.

Buen cond. tér

mico.

Frágil.

Dureza moderada

Blanda. Forma

moléculas

Muy dura. Escasa

reactividad

Tipo de sólido

9

ESTADO LÍQUIDO.

1.

2. Analiza los datos mostrados en la siguiente tabla y explica las diferencias entre los valores, en base a las fuerzas intermoleculares:

sustancia punto de ebullición (°C) calor de vaporización (kJ/mol)

argón, Ar - 186 6,3

benceno, C6H6 80,1 31

etanol, C2H5OH 78,3 39,3

metano, CH4 - 164 9,2

agua, H2O 100 40,79

3. Organizar en forma creciente de acuerdo a puntos de ebullición las siguientes sustancias: C2H5OH, NaF, Br2. Justificar.

4. Considerar los siguientes líquidos: agua (H2O), etanol (CH3CH2OH), diclorometano (CH2Cl2) y etilenglicol

(HOCH2CH2OH). Al colocar cada líquido sobre pequeñas placas de vidrio, ¿cuál de ellos se líquido se evaporará más rápido? ¿Cuál tendrá menor presión de vapor? Justificar según las fuerzas intermoleculares. ¿Qué líquido será el más viscoso? ¿Por qué?

a. ¿Cuál de estos líquidos es más volátil?

b. Ordena en forma creciente el punto de ebullición

normal.

c. ¿Qué líquido tiene más intensas las fuerzas

intermoleculares, el tetracloruro de carbono o el

éter etílico?

d. ¿Cuál presenta mayor tensión superficial?

e. ¿A qué presión debe estar el agua para que hierva

a la misma temperatura que el cloroformo en CN?

10

ESTADO GASEOSO.

1. Se sabe que 5,0 g de un gas ocupan 220mL a 20,0 º C y 0,50 atm. ¿Cuál es su volumen en CN?

2. 10 cm3 de un gas, medido a PTN, se introducen en un recipiente de 100 cm

3 sin variar su temperatura. Calcular

la nueva presión que ejercerá el gas. ¿Qué ley rige en este ejercicio? Enúnciela.

3. El volumen de un gas a 10,0º C y a 742 mm Hg es de 50,0 L, ¿qué volumen ocupará en condiciones estándar?

4. Un gas está encerrado en un cilindro de acero de 10,0 L, a una presión de 4,68 atm y a 22,0ºC. Si la temperatura

se eleva a 600 ºC. ¿Cuál será la presión del gas en el interior del cilindro?

5. ¿Qué masa de metano (CH4) hay en un recipiente de 600cm3, si ejerce una presión de 800 mm de Hg a 27 ºC?

6. Calcular la densidad de los siguientes gases:

a. del helio (He) a PTN.

b. del metano (CH4) a 15º C y 0,1 atm.

c. de un gas de masa molar 32 g, a 2 atm de presión y temperatura estándar.

7. Calcular la masa molar de una sustancia, sabiendo que 200 mg de la misma ocupan un volumen de 173.6mL

a la presión de 700 mm de Hg y 0ºC.

8. Una mezcla de gases contiene 4,46 moles de neón (Ne), 0,74 moles de argón (Ar), y 2,15 moles de xenón (Xe).

Determinar las presiones parciales de los gases si la presión total es de 2,00 atm a cierta temperatura.

9. En un recipiente de 10L tenemos dióxido de carbono a 2 atm y 20ºC y en otro de 5L tenemos di-hidrógeno a

5atm y 25ºC. Al mezclar ambos gases en un recipiente de 30L a 45ºC. ¿Cuál es la presión total en el interior del

recipiente?

10. En un recipiente de 5L se colocan 8,13g de di-oxígeno y 6,78g de helio, se cierra y se calienta a 300ºC, ¿cuál

será la presión total de la mezcla?

11. Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la duda, los introducimos en un

recipiente de 1Ly observamos que la presión que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

12. Un recipiente de 2L contiene a 27ºC una mezcla de gases formada por 0,8 g. de monóxido de carbono, 1,6 g. de dióxido de carbono y 1,4 g. de metano. Calcular: a) número de moles de cada gas, b) fracción molar de cada gas. c) la presión total y la parcial de cada gas.

13. Un científico distraído se olvidó de rotular una ampolla que contiene gas. Duda si la sustancia es amoníaco,

NH3, o helio, He. Teniendo en cuenta que la ampolla tiene un volumen de 0,10L a una presión de 4,0 atm y una

temperatura de 27ºC y que la masa del gas es de 276 mg, ayude al científico a saber de cuál de los gases se

trata.

14. El cloro Cl2, se utiliza ampliamente para purificar el agua. Si el volumen de cierta muestra de cloro es de 5,62L a

740torr y 33,0ºC:

a. ¿Qué volumen ocupará a 107ºC y 680 torr?

b. ¿A qué temperatura estarán 3,00L de dicho gas, si la presión es de 1,05 atm?

c. ¿Qué presión tendrán 5,00L, si la temperatura es de 340K?

11

SOLUCIONES.

1. Se disuelven 25 g de hidróxido de sodio con 160 g de agua. Si la densidad de la solución resultante es 1,08 g/mL, determina la concentración de la solución en % en peso y molaridad.

2. ¿En cuál de las siguientes soluciones hay mayor cantidad de sustancia de ácido sulfúrico? a) 400cm3 de una solución 2,5M b) 40 cm3 de una solución al 25% m.m y d= 1,4 g/cm3.

3. Un ácido clorhídrico concentrado contiene 35,28% en peso de HCl y su d =1,175 g/c.c. Calcular la molaridad

de dicho ácido.

4. Se disuelven 6,3 g de ácido nítrico, HNO3 en agua hasta completar 1 litro de solución. a. Calcular la molaridad. b. De dicha solución se toman 200mL y se les añade más agua, hasta completar 0,5 litros. ¿Cuál es la

molaridad de la nueva solución?

5. Se mezclan 150mL solución 2 M de hidróxido sodio con 50mL de otra disolución 0,5 M de dicha base. Determinar la molaridad de la solución resultante. (Considérense los volúmenes aditivos)

6. Una solución acuosa de ácido perclórico, HClO4 al 35% en peso tiene una d=1,19 g/mL. ¿Cuál es su

molaridad?

7. Calcular la molaridad de la solución resultante de mezclar 100mL de una disolución de HNO3 0,2M con 100mL de una solución de HNO3concentrado de 78% de pureza en peso y d=1,2g/mL.

8. ¿Qué volumen de solución acuosa de cloruro de sodio, NaCl, 0,50 mol/L se debería tomar para tener la

misma cantidad de sustancia de soluto que hay en 200mL de solución 1,20mol/L?

9. Se preparan 100mL de solución acuosa de ácido nítrico, HNO3, 0,50mol/L. Se toman 20mL de dicha solución y se colocan en un matraz aforado de 500mL.

a. ¿Cuál es la concentración de la solución colocada en dicho matraz?

b. Si a la solución colocada en el matraz de 500mL se le agrega agua hasta el aforo ¿cuál es su

concentración?

12

ESTEQUIOMETRÍA.

1. El vinagre (HC2H3O2) y la soda (NaHCO3) reaccionan produciendo burbujas de gas (dióxido de carbono):

HC2H3O2(ac) + NaHCO3(s) NaC2H3O2(ac)

Si 5.00 g de vinagre reaccionan con 5.00 g de soda. ¿Cuál es el reactivo limitante?

2. En la reacción: NO2 + H2O HNO3 + NO, ¿cuántos gramos de HNO3 se pueden formar si se ponen a

reaccionar 1.00 g de NO2 y 2.25 g de H2O?

3. El cloruro de calcio reacciona con nitrato de plata para producir un precipitado de cloruro de plata:

CaCl2(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + Ca(NO3)2(ac)

En un experimento se obtienen 1.864 g de precipitado. Si el rendimiento teórico del cloruro de plata es 2.45 g.

¿Cuál es el rendimiento en tanto por ciento?

4. El carburo de silicio, SiC, es una sustancia dura, que se utiliza comercialmente como abrasivo, se prepara

calentando SiO2 y C a temperaturas elevadas:

SiO2(s) + C(s) SiC(s) + CO(g)

¿Cuántos gramos de SiC se pueden formar cuando se permite que reaccionen 3.00 g de SiO2 y 4.50 g de C?

5. Calcular el rendimiento de un experimento en el que se obtuvieron 3.43 g de SOCl2 mediante la reacción de 2.50

g de SO2 con un exceso de PCl5, esta reacción tiene un rendimiento teórico de 5.64 g de SOCl2.

SO2(l) + PCl5(l) SOCl2(l) + POCl3(l)

6. El metal sodio reacciona con agua para dar hidróxido de sodio e hidrógeno gas:

Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) + H2(g)

Si 10.0 g de sodio reaccionan con 8.75 g de agua: ¿Cuál es el reactivo limitante?

7. Cuando se prepara H2O a partir de hidrógeno y oxígeno, si se parte de 4.6 mol de hidrógeno y 3.1 mol de

oxígeno, ¿cuántos moles de agua se pueden producir y qué permanece sin reaccionar?

8. Qué masa de cloruro de plata se puede preparar a partir de la reacción de 4.22 g de nitrato de plata con 7.73 g

de cloruro de aluminio? AgNO3 + AlCl3 Al(NO3)3 + AgCl

9. Se derrama un poco de ácido sulfúrico sobre una mesa de laboratorio. El ácido se puede neutralizar espolvoreando bicarbonato de sodio sobre él para después recoger con un trapo la solución resultante. El bicarbonato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico de la forma siguiente:

NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) Na2SO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)

10. Se agrega bicarbonato de sodio hasta que cesa el burbujeo debido a la formación de CO2 (g). Si se derramaron 35

mL de H2SO4 6.0M, ¿cuál es la masa mínima de NaHCO3 que es necesario agregar para neutralizar el ácido

derramado?

11. Se tratan 4,25 g. de magnesio en polvo con 40 ml de disolución 0,5 M de ácido clorhídrico. Plantear la ecuación química correspondiente y determinar la cantidad de sal formada (en gramos y en moles) y el volumen, en cm3, ocupado por el gas formado si se mide a 15ºC y 745 mm de Hg.

12. Calcular el volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido en CN, tratando 90 g de Zn con exceso de ácido sulfúrico si el rendimiento previsto es del 80%, de acuerdo a la reacción:

Zn(s) + H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g)