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UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA

FACULTAD DE AGRONOMÍA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Y TECNOLOGÍA

CÁTEDRA DE QUÍMICA

Maracay, octubre de 2010

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IINNTTRROODDUUCCCCIIÓÓNN

El desarrollo de la QUÍMICA ha tenido un notable impacto en la vida moderna. La comprensión

de la naturaleza química de procesos naturales ha conducido a un mejor control de los mismos y a

poder sintetizar una gran cantidad de productos de utilidad práctica.

En la Agronomía, la química no solo ayuda a la comprensión de los procesos naturales

relacionados con la vida vegetal, sino que también proporciona las bases para elaborar y usar

productos que contribuyen a mejorar e incrementar la producción agrícola, tales como fertilizantes

y plaguicidas. Para el aprovechamiento industrial de los productos agropecuarios, la química aporta

principios básicos presentes en las metodologías de procesamiento y conservación. La química se

encuentra presente en la actividad agronómica en sus diferentes ramas: analítica, inorgánica,

bioquímica, fisicoquímica, etc.

El objetivo general de la asignatura de QUÍMICA I es lograr que al finalizar el curso el estudiante

sea capaz de enunciar, analizar, interpretar y aplicar los principios, leyes y conceptos involucrados en

la estructura electrónica de los átomos, la clasificación periódica de los elementos químicos, el

enlace químico, soluciones, estequiometría y equilibrio químico. Esto le permitirá al estudiante lograr la

base necesaria para la comprensión y estudio de los diversos aspectos científicos y tecnológicos

involucrados en la Agronomía.

Es por esto que se ha concebido la presente publicación, como un recurso que la Cátedra de

Química I coloca a la disposición del estudiante, con el fin de que a través de la ejecución de las

actividades, bien sea en forma individual o grupal, el alumno pueda llevar a cabo el análisis de los

contenidos del programa y lograr de esta manera el cumplimiento de los objetivos del mismo.

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EESSTTRRUUCCTTUURRAA AATTÓÓMMIICCAA

1. Describa la contribución de cada uno de los siguientes científicos al conocimiento actual de

la estructura atómica.

a. J. J. Thomson

b. Ernest Rutherford

c. Niels Bohr

2. Defina:

a. Electrón f. Espectro

b. Neutrón g. Número Atómico

c. Protón h. Principio de Incertidumbre

d. Orbital i. Número Cuántico

e. Número Másico j. Isótopo

3. ¿En qué porcentaje contribuyen los isótopos 107 y 109 en el peso atómico de la Plata (Ag),

cuyo valor es de 107,87?

R: isótopo 107 = 56,5%; isótopo 109 = 43,5%.

4. ¿En qué porcentaje contribuyen los isótopos 140 y 142 en el peso atómico del Cesio (Cs), cuyo

valor es de 140,12?

R: isótopo 140 = 94%; isótopo 142 = 6%.

5. El Cobre tiene dos formas isotópicas, cuyas masas son 63 y 65. La abundancia relativa es de

73% y 27%, respectivamente. Calcular el peso atómico promedio del Cobre.

R: 63,54

6. Cuando una corriente de Sodio (11Na) gaseoso, pasa a través de los polos de un imán,

experimenta una división en dos corrientes. Explique según los conceptos de paramagnetismo

y diamagnetismo este fenómeno. En base a esto que esperaría usted, si la corriente fuera de

Calcio (20Ca).

7. Complete la siguiente tabla: Z A Protones Neutrones Electrones

O16

8

U238

92

U235

92

N14

7

N15

7

123

11 Na

256

26 Fe

137

17 Cl

Cl35

17

K40

19

8. Describa la función de cada uno de los números cuánticos

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9. Escriba los números cuánticos según se indique:

a. Para el último electrón del potasio.

b. Para el último electrón del Hierro.

c. Para el 10mo electrón del Cromo.

10 .Un átomo de Flúor tiene 9 electrones. Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de los 9

electrones en su estado fundamental.

11. En cuál de las siguientes transiciones electrónicas de un átomo de hidrógeno se emitirán fotones

de mayor energía. (No se requiere ningún cálculo.)

a. n = 3 n = 2

b. n = 2 n = 1

c. n = 3 n = 1

d. n = 1 n = 3

12. Explique según la teoría de los números cuánticos, cuáles de las siguientes secuencias (n, l, m ) son

imposibles para un orbital atómico:

a. (3,-1,1) b. (1,0,2) c. (5,3,-3) d. (0,1,-1) e.(3,2,0)

13. Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos:

H1

1 ; Be9

4 ; Li7

3 ; Na23

11 ; Al27

13 ; C12

6 ; K39

19 ; Rb85

37 ; Cs133

55 ; He4

2 ; Mg34

12 ; B11

5 ; N14

7 ; O16

8 ; F19

9 ; Si28

14 ;

Cl35

17 ; Ar40

18 ; Ne20

10 .

14. ¿Cuál de las configuraciones electrónicas siguientes es la correcta para el Fósforo ( P31

15 )? ¿Por qué

es incorrecta cada una de las otras?

3s 3p

a. b.

c. d.

15. Deduzca a partir de las configuraciones electrónicas, cuál de las siguientes especies tiene más

electrones no apareados. S+, S ó S—. (Nro. Atómico S =16 )

TTAABBLLAA PPEERRIIÓÓDDIICCAA

1) Escriba la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 9, 12, y 55.

a) Señale el grupo y período al cual pertenecen cada elemento.

b) Identifique cada elemento e indique su símbolo.

c) Clasifíquelos en metal, no-metal y metaloide.

d) Ordénelos en orden creciente de su radio atómico.

e) ¿Cuál de estos elementos tiene mayor afinidad electrónica? ¿cuál de estos elementos tiene

mayor potencial de ionización?. Justifique sus respuestas.

2) Escriba la configuración electrónica de los elementos correspondientes al cuarto período de la

Tabla Periódica.

3) ¿Por qué se llena el orbital 5s antes del orbital 4d?

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4) Explique por qué las configuraciones electrónicas en el estado fundamental en el Cromo y Cobre,

son diferentes de las que se esperarían.

5) Agrupe las siguientes configuraciones en parejas que puedan representar átomos con

propiedades químicas semejantes:

a) 1s2 2s2 2p5

b) 1s2 2s1

c) 1s2 2s2 2p6

d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

f) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

6) Agrupe los siguientes elementos por pares según sus propiedades químicas semejantes: K, F, P, Na,

Cl y N.

7) ¿Qué es el potencial de ionización? ¿Cómo puede explicar el cambio de potenciales de

ionización en un grupo y período de la Tabla Periódica?

8) ¿Cómo puede explicar la diferencia en potenciales de ionización entre los siguientes pares de

átomos, basándose en la información aportada por la tabla periódica:?

a. Na y Cl b. Li y Be c. Be y B

9) Especifique cual de los siguientes elementos se esperaría que tuviera mayor afinidad electrónica: K,

Co, S, Cl. Justifique su respuesta.

10) Con base en su ubicación en la tabla periódica explique la diferencia en afinidades electrónicas

entre los siguientes pares de átomos:

a. Cl y F b. O y F

11) Consultando la tabla periódica ordene los siguientes átomos en orden creciente de su radio:

(a) P, Si, N (b) C, Li, Be

12) ¿Cuál es el ión más grande en cada uno de los siguientes pares? Explique cada caso:

a. Li+ y Be2+ b. Li+ y Na+ c. F- y Na+

13) ¿Por qué el Sr (Z=38) y el Cd (Z=48) no están en la misma familia aunque su capa de electrones de

valencia sea idéntica?

14) Investigue la primera energía de ionización del Mg, Na y Al. ¿Por qué la primera energía de

ionización del Magnesio es más grande que la del Sodio y también más grande que la del Aluminio?

15) Explique por qué el cobalto (Z=27) tiene más cantidad de partículas subatómicas que el escandio

(Z=21), y en cambio menor radio atómico.

16) ¿Por qué mientras en el primer período del Sistema Periódico hay sólo dos elementos y en el

segundo ocho, existen tantos elementos en los periodos siguientes?

- Determine su ubicación en la Tabla Periódica

(Grupo o familia y Período)

- Indique su símbolo químico

- Clasifique dichos elementos

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17) Sabiendo que los tres primeros potenciales de ionización medidos en e.V., del Na y Mg son:

Elemento I1 I2 I3

Na11 5,1 47,3 71,7

Mg12 7,6 15,0 80,1

Explique razonadamente por qué:

a) Para un mismo elemento aumenta los sucesivos potenciales de ionización.

b) La mayor diferencia entre ellos ocurre en el sodio entre I1 y I2, mientras que en el

magnesio entre I2 y I3.

18) Ordene en forma creciente en tamaño los iones siguientes: Cl-, Na+, S-2, Mg+2, Al+3.

19) Explique razonadamente por qué para el calcio la diferencia entre la segunda y tercera energía

de ionización es mucho mayor que la que existe entre la tercera y cuarta.

20) Ordene de mayor a menor tamaño los siguientes átomos: Ba, Cl, Si, O, K.

21) Escriba las configuraciones electrónicas del cloro (Z=17) y del potasio (Z=19), y de los iones más

estables a que darían lugar. Razona cuál de esos iones tendrá menor radio.

22) Escriba la configuración electrónica para los elementos 12X y 20Y. Indique el grupo y período al cual

pertenece cada uno de ellos. Señale cuál de ellos tiene mayor radio atómico.

23) Responda: ¿Cómo varía la afinidad electrónica en la tabla periódica? Ordene en orden creciente

de su Afinidad electrónica: Sb, Te, I, Cs.

24) Explique mediante la carga nuclear la diferencia de tamaño entre el N y el F.

25) Fundamentado en el conocimiento de la Tabla Periódica, responda la siguiente pregunta:

¿Cuál es el nombre y símbolo del halógeno con mayor electronegatividad? Justifique

su respuesta.

26) En la tabla que se muestra a continuación se observan los valores en Ángstrom (Å) de los radios de

los elementos del período 2 y 3 de la Tabla Periódica. En atención a estos valores describa la

influencia de la carga nuclear en el tamaño de los átomos de los elementos que integran un período

de la Tabla Periódica.

Período 2 3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F

Radio (Å) 1,23 0,90 0,80 0,77 0,74 0,73 0,72

Período 3 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl

Radio (Å) 1,54 1,36 1,18 1,11 1,06 1,02 0,99

27) A partir de la información de la siguiente tabla, explique la influencia de la carga nuclear en el

tamaño de los elementos que integran un grupo de la Tabla Periódica.

GRUPO IA GRUPO VIIA

3Li 1,23 9F 0,72

11Na 1,54 17Cl 0,99

19K 2,03 35Br 1,14

37Rb 2,16 53I 1,33

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28) Para cada uno de los iones de los elementos en los grupos IA y VIIA se le indica el valor del radio,

de acuerdo a esta información, explique la variación del tamaño de los mismos cuando se compara

con el radio del átomo del elemento en estado fundamental.

GRUPO IA GRUPO VIIA

3Li+ 0,60 9F- 1,36

11Na+ 0,95 17Cl- 1,81

19K+ 1,33 35Br- 1,95

37Rb+ 1,48 53I- 2,18

Los potenciales de ionización para el H, Li y Na son respectivamente 13,6; 5,36 y 5,14 eV. Explique las

variaciones del potencial de ionización de estos elementos.

EENNLLAACCEE QQUUIIMMIICCOO

Electronegatividad y tipo de enlace

1. Ordene los siguientes enlaces en orden creciente según su carácter iónico: Carbono-

Hidrógeno; Flúor- Hidrógeno; Bromo-Hidrógeno; Sodio-Yodo; Potasio-Flúor; Litio-Cloro.

EC = 2.5, EH = 2.1, EF = 4.0, EBr = 2.8, ENa = 0.9, EI = 2.5, EK = 0.8, ELi = 1.0, ECl = 3.0

2. Enumere en orden creciente los siguientes enlaces según su carácter iónico: Cesio-Flúor; Cloro-

Cloro; Bromo-Cloro; Silicio-Carbono.

ECs = 0.7, ESi = 1.8

3. Clasifique los siguientes enlaces como iónico, covalente polar o covalente puro y justifique sus

respuestas:

a) Enlace CC en H3CCH3

b) Enlace KI en KI

c) Enlace NB en H3NBCl3

d) Enlace CF en CF4

EN = 3.0, EB = 2.0, ECa = 1.0

e) Enlace SiSi en Cl3SiSiCl3

f) Enlace SiCl en Cl3SiSiCl3

g) Enlace CaF en CaF2

h) Enlace NH en NH3

4. Clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalentes polares o covalentes puros, justifique

su respuesta.

a) El enlace HCl b)El enlace KF c) El enlace en CsCl

d) El enlace NN en H2NNH2 e) El enlace en H2S

5. Cuatro átomos se designan arbitrariamente como D, E, F y G. Sus electronegatividades son D =

3,8 E = 3,3 F = 2,8 y G = 1,3. Si los átomos de los elementos forman las moléculas DE, DG, EG y DF.

¿Cómo se podrían ordenar estas moléculas en orden creciente de acuerdo con su carácter de

enlace covalente?

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6. Clasifique las siguientes sustancias como compuestos iónicos o compuestos covalentes: CH4, KF,

SiCl4, BaCl2, RbCl, PF5, BrF3, KO2, Cl4.

7. Describa algunas propiedades físicas de un compuesto iónico como KF, que pudieran

distinguirlo de un compuesto covalente como el benceno C6H6.

EEssttrruuccttuurraass ddee LLeewwiiss

8. Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: Be, K, Ca,

Ga, O, Br, N, I, As, F, Si, Mg, Al

9. Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los siguientes

átomos para formar cationes y aniones:

a) Na y F

b) K y S

c) Ba y O

d) Al y N

10. Dibuje la estructura de Lewis para las siguientes moléculas

a) ICl b) PH3 c) N2H4

d) H2S e) NF3 f) CCl4

g) COBr2 (El C esta enlazado a los átomos de O y Br)

11. Dibuje las estructuras de Lewis para:

a) CO

b) NF3

c) NO- f)

d) ClO3-

e) PH3

f)….NH4+

12. Dibuje las estructuras de Lewis para las siguientes especies (La estructura básica esta

indicada por la forma en que esta escrita la molécula)

a) SCN- b) ClNO2 c) O2N-NO2 d) FN-NF e) F2N-NF2

Geometría molecular

13. Prediga la geometría de cada una de las especies dadas en

CO

NF3

NH3

SO3

R = Lineal

R = Trigonal piramidal

R = Trigonal piramidal

R = Trigonal plana

14. Dibuje la forma de una molécula triatómica lineal, una molécula plana trigonal y una

molécula tetraédrica. Indique los ángulos de enlace en cada caso.

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NNOOMMEENNCCLLAATTUURRAA YY FFOORRMMUULLAACCIIÓÓNN

I.- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:

II.- Nombre los siguientes compuestos: CaO Fe(NO3)3

Cl2O7 Fe(OH)3

PH3 KHCO3

KBr ZnCl2

BaS NaOH

KOH Ca3(PO4)2

HNO3 H3PO4

H2CO3 MgH2

HIO CaO2

NH3

III.- Formule los siguientes iones: Ion Aluminio Ion Permanganato

Ion Amonio Ion Hidrógeno

Ion Sulfato Ion Calcio

Ion Hierro II Ion Hidróxido

Ion Potasio Ion Fluoruro

Ion Carbonato Ion Tiocianato

Ion Dicromato Ion Sulfuro

Ion Cianuro Ion Hidrógeno fosfato

Ion Nitrato Ion Peróxido

Ion Cloruro Ion Cobalto II

IV.- Nombre los siguientes iones: CrO4

2- HSO4-

HCO3- H-

I- O2-

Cr3+ N3-

Zn2+ Fe2+

SO32- HPO4

2-

NO2- HSO3

2-

PO43- CN-

ClO3- Cr2O7

2-

NH4+ CO3

-2

COMPUESTO

MOLECULAR

FÓRMULA COMPUESTO

MOLECULAR

FÓRMULA

Oxido de plata Oxido de Estroncio

Cloruro de Cobalto Hidruro de plata

Fluoruro de plata Ácido clorhídrico

Cloruro de sodio Ácido carbónico

Ácido sulfúrico Sulfato de calcio

Hidróxido de aluminio Peróxido de hidrógeno

Nitrato de amonio Carbonato de calcio

Monóxido de carbono Dióxido de azufre

Cloruro de hierro III Ácido hipocloroso

Ácido yodhídrico Hidruro de calcio

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V.- Separe los siguientes compuestos en los iones que corresponda, señalando la correspondiente

carga: Compuesto Catión Nombre del ion Anión Nombre del ion

Cu(NO3)2

KH2PO4

NH4ClO3

FeCl2

Li2SO3

Ca3(PO4)2

NaNO3

AlPO4

CaS

BaH2

Ca(OH)2

H3PO4

HCl

H2SO4

KMnO4

NH4NO3

HClO4

NH4SCN

Fe(CN)3

H2O

VI.- Para los siguientes compuestos, indique el número de átomos de oxígeno y de hidrógenos

presentes en la molécula, según sea el caso: Compuesto Nombre Nro. Átomos de O Nro. Átomos de H

KMnO4

Al(OH)3

NH4NO3

H2SO4

K2Cr2O7

CaO

Fe3(PO4)2

Al2(SO4)3

Ca(ClO4)2

Cl2O7

CaSO4.2H2O

Na2SO3.10H2O

VII.- Escriba la fórmula y nombre de los siguientes compuestos caseros:

Compuesto casero Fórmula Nombre

Sal de mesa

Ácido bórico

Polvo de hornear

Leche de magnesia

VIII.- Resuelva los siguientes problemas:

1.- Calcule la masa en gramos de (a) un átomo de carbono (MA = 12 ) y (b) una molécula de agua

(MM=18 ).

R= (a) = 1,99X10-23g C (b) = 2,99X10-23g H2O

2.- ¿Cuántos átomos de hierro hay en 5,8 moles de Fe (MA=56)?

R= 3,49X1024 átomos Fe

11

3.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno hay en (a) 5,3 mol NH3 (MM= 17) y (b) 4,5 Kg de úrea (NH2)2CO

(MM= 60)?

R= (a) = 3,19X1024 átomos de N (b) =9,03X1025 átomos de N

Nota: MA = Masa Atómica = Peso Atómico (PA)

MM = Masa Molar o Molecular = Peso Molecular (PM)

4.- El cuerpo humano contiene 65% en masa de oxígeno, 18% de hidrógeno y 10% de nitrógeno.

¿Cuántos átomos de cada unos de estos elementos contiene un adulto de masa promedio 60 Kg?

Masas átomicas: O= 16, H=1 y N=14.

R = 1,46X1027 átomos de oxígeno

R = 6,50X1027 átomos de hidrógeno

R = 2,58X1026 átomos de nitrógeno

5.- Una moneda de oro tiene una masa de 2,64 onzas (1 onza = 28,4 g ) . Calcule el número de

átomos de oro que contiene la moneda. MA Au = 197.

R = 2,29X1023 átomos de Au.

SSOOLLUUCCIIOONNEESS

EJERCICIOS DE DENSIDAD

a. Un estudiante encuentra que en el laboratorio un reactivo no tiene expresada su densidad. Toma

un volumen de 4 mL y observa que pesa 3,28 g. ¿Cuál es su densidad?

R 0,82 g / mL

b. Se dispone en el laboratorio de un ácido comercial (HCl), cuya densidad es 1,25 g / mL. ¿Cuánto

pesaran 25 litros de éste ácido? (Expresar el resultado en Kg).

R = 31,25 Kg

c. Un estudiante necesita 25 g de una solución de HCl. Si dispone de una solución cuya densidad es

1,25 g / mL, ¿qué volumen debe medir?

R= 20 mL

EJERCICIOS DE SOLUCIONES

1. Para alcalinizar un suelo, se prepara una solución disolviendo 30 g de CaO en 600 mL de agua.

Calcular el % p/p de la solución.

R: 4,76%

2. En un análisis de agua para uso industrial se encontró que en 75,68 g de una muestra había 3,6 g

de NaOH y 9,26 g de Na2CO3. Hallar la concentración de NaOH y Na2CO3 en la muestra expresadas

en % p/p.

R: 4,75% de NaOH; 12,23% Na2CO3

3. Para preparar un encurtido se requieren 12 g de NaCl por cada 300 mL de agua. ¿Cuál será el

porcentaje en peso de la solución salina si la dH2O =1 g/mL?

R: 3,85%

gsol = gsto + g ste = 12 g + 300 g = 312 g sol

% p/p = gsto x 100 = 12 g x 100 = 3,85 % p/p

g sol 312g

12

4. ¿Cuál es el % p/v de una solución que contiene 103,8 g de sacarosa (C12H22O11) en 800 g de agua y

tiene una d= 1,038 g/ml a 20ºC?

R: 11,92% p/v

5. Se mezclan 30 mL de etanol puro con 200 mL de agua destilada. Calcule el % v/v de la solución

resultante.

R: 13,04% v/v

6. Preparamos una solución añadiéndole agua a 32,86 g de C2H5OH hasta un volumen total de 100

mL; si la densidad del C2H5OH puro es de 0,781 g/mL. ¿Cuál será la concentración de la solución

expresada en porcentaje de C2H5OH en volumen?

R: 42,07% v/v

7. Para una solución que se prepara disolviendo 1 volumen de C2H5OH (d=0,781 g/mL y PM=46 g/mol)

en 4 volúmenes de agua ¿Cuál será la concentración en: a) Molaridad b) % p/p c) % v/v d) % p/v?

R: a) 3,39 M b) 16,3% p/p c)20% v/v d)15,6% p/v

8. En el proceso de refinación de aceite de ajonjolí se requieren 30 g de KOH para neutralizar los

ácidos grasos libres presentes en una muestra de aceite crudo. Si se dispone de una solución de KOH

cuya densidad es de 1,21 g/mL y concentración de 16% p/p. ¿Qué volumen de la solución debe

utilizarse en el proceso de neutralización?

R: 155 mL

9. ¿Cuántos gramos de sulfato de magnesio (MgSO4) hay en 180 g de una solución al 20% p/p?

R: 36g

10. Se tiene una solución de NaCl cuya concentración es 3% p/v, la cual después de un cierto

período de tiempo se evapora hasta la mitad de su volumen inicial ¿Cuál es la nueva concentración?

R = 6% p/v

11. Determinar la nueva composición porcentual p/p de KCl en la solución resultante al añadir 6 g de

KCl a 80 g de una solución al 12% en peso de la misma sal.

R: 18,14% p/p

12. A 10 mL de una solución al 10% p/p de NaCl cuya densidad es 1,1 g/mL se le añaden 30 mL de

agua. Calcule la concentración de la nueva solución en %p/v, %p/p y la nueva densidad.

R: 2,75% p/v, 2,68%p/p, 1,025 g/mL

13. La solubilidad en agua del NaCl a 20 ºC es 36 g/100 g agua. Diga si una solución que tiene 14 g

de NaCl disueltos en 40 g de agua está saturada, insaturada o sobresaturada. Fundamente su

respuesta.

Solubilidad: 36 g NaCl / 100 g H2O (solución saturada)

Solución problema: 14 g NaCl / 40 g H2O

36 g NaCl 100 g H2O

X 40 g H2O

X = 14,40 g NaCl

La máxima cantidad que podría disolverse en 40 g de agua serían 14,40 g de soluto, como la

cantidad presente en la solución es menor que ésta, la solución está insaturada.

14. La solubilidad del PbCl2 en agua es 0,98 % p/p. Diga si una solución que tiene 0,3 g de PbCl2

disueltos en 90 g de agua está insaturada, saturada o sobresaturada. Fundamente su respuesta.

R: insaturada

13

15. Si se agregan 25 g de KNO3 al 10% p/v y de densidad 1,12 g/mL a 800 mL de solución de KNO3 al

6,5% p/v y con densidad de 1,3 g/mL. Calcule el % p/p de la solución resultante.

R: 5,09% p/p

16. Calcule el % p/p de la solución resultante cuando se mezclan 400 g de solución de HNO3 al 14% y

de densidad 1,2 g/mL con 600 mL de HNO3 al 24% y de densidad 1,3 g/mL.

R: 20,6 %

17. Se tiene una harina de maíz precocida con 8% de proteínas y harina de garbanzos con 18% de

proteínas. Si se mezclan 270 g de HMP con 50 g de HG ¿Cuál será el porcentaje de proteínas en la

mezcla. R: 9,56%

18. Si se dispone de harina de cebada con 4,58% de proteínas y harina de arroz con 1,74% de

proteínas y se mezclan 150 g de harina de arroz y 120 g de harina de cebada. ¿Cuál es el porcentaje

de proteínas en la mezcla?

R: 3%

19. ¿Cuál será la concentración en mg/l de una solución acuosa que contiene 2,2 mg de iones

fluoruro (F-) en 500 mL?

R: 4,4 mg/l

20. Los compuestos de mercurio que se ingieren, se acumulan en el organismo, por lo que la

reglamentación internacional establece un límite máximo de Hg en los alimentos de 0,5 ppm. Si se

analizan 25 g de un alimento enlatado y se encuentra que contiene 15 g de Hg. Diga si el alimento

debe ser confiscado. Fundamente su respuesta

R: 0,6 ppm 0,5 ppm; SI debe ser confiscado

21. 50 kg de sal de mesa contienen 1 mg de yodo. Exprese el contenido de yodo en ppm y en ppb.

R: 2x10-2 ppm, 20 ppb

Kgsol

mgstoppm

kgsal

mgIIppm

50

1)( = 2x10-2 ppm

ppb ( I ) = ppm ( I- ) x 1000 = 2x10-2 ppm x 1000 = 20 ppb

22. ¿Cuántos gramos de cloruro de amonio se necesita disolver en 100 mL de agua a fin de obtener

una solución 0,05 m a 20ºC?

PM NH4Cl =53,59g/mol

R: 0,268 g

23. Al analizar una muestra de 50 g de camarones congelados, se encontró que poseía 1,5x10-2 mg

de cadmio (Cd). La Ley establece un máximo de 0,75 ppm para este tipo de alimento. De acuerdo a

sus cálculos el lote debe o no confiscarse.

R: 0,3 ppm 0,75 ppm; NO debe ser confiscado

24. ¿Cuál será la concentración en ppm de una solución acuosa que contiene 0,18 mg de iones

cloruro en 800 mL?

R: 0,225 ppm

25. Calcular la Molaridad de una solución que contiene 15,6 g de sulfuro de sodio (PM=78 g/mol) en

100 mL de solución.

R: 2 M

26. Calcular la Normalidad de una solución que contiene 3 g de BaCl2 en 200 mL de solución. PM

BaCl2= 208,34 g/mol

R: 0,144 N

14

soluciónlV

esequivalentnN

)(

º

l

esequivalentN

2,0

0288,0

PE

gesequivalentnº

eqg

gesequivalentn

/17,104

3º

eqgmoleq

molgPE

a

PMPE /17,104

/2

/34,208

Calcular la Molaridad de carga de una solución que contiene 3 g de BaCl2 en 200 ml de solución. PM

BaCl2 = 208,34 g/mol

LsoluciónLV

amolesdecnMc

2,0

0288,0

)(

argº= 0,1440 Mc

PMc

gstoamolescn argº =

17,104

3g = 0,0288 molc

PMc = a

PM =

molmolc

molg

/2

/34,208 = 104,17 g / molc

27. ¿Cuántos moles de carga hay en 73 g de HCl? PM HCl= 36,5 g/mol

R: 2 molesc

28. Determinar el número de equivalentes de soluto que están presentes en cada una de las

siguientes soluciones:

a) 200 ml de solución 0,2M de Ca(OH)2

b) 0,5 l de solución 0,1M de Al2(SO4)3

c) 250 ml de solución 0,4M de H3PO4

R: a) 0,08 eq; b) 0,3 eq; c) 0,3 eq

29. Se dispone de una solución 0,69 M de HCl. Para una determinada reacción de neutralización se

necesitan 0,0525 moles de HCl. ¿Cuánta solución se debe tomar?

R: 0,0760 l

30. Durante la preparación de un Licor de Fehling para ser utilizado en la determinación de azúcares

en un jugo de frutas, se disuelven 35 g de CuSO4 en agua suficiente para hacer 500 ml de solución.

Calcule la Molaridad y la Normalidad de la solución.

PM CuSO4 = 159,5 g/ mol

R: 0,44 M; 0,88 N

31. Para ser utilizado en la descontaminación de sorgo con aflatoxinas, se prepara una solución de

hidróxido de calcio, disolviendo 1,2 g de Ca(OH)2 en agua suficiente para obtener 3 litros de solución.

Calcule la Molaridad y la Normalidad de la solución.

PM Ca(OH)2 = 74 g/mol

R: 5,41 x 10-3 M ; 1,08 x 10-2 N

32. 50 mL de una solución de d= 1,32 g/mL contienen 0,2 g de aspirina (C9H8O4). ¿Cuál es la Molalidad

de la solución? P at: C= 12; H =1; O= 16

R: 1,67x10-2 m

9 C x 12 u.m.a. = 108

C9 H8 O 4 8 H x 1 u.m.a. = 8

4 O x 16 u.m.a. = 64

180 g / mol = PM C9H8O4

15

m = n° moles sto = 0,0011 moles = 1,67x 10-2 m

Peso ( Kg ) ste 65,8 x 10-3 Kg ste

N° moles sto = g sto = 0,2 g = 0,0011 moles

PM 180 g / mol

d = m msol = d x v = 1,32 g / mL x 50 mL = 66 g sol

v

gsol = gsto + g ste g ste = gsol -gsto

gste= 66 g - 0,2 g = 65,8 g ste = 65,8 x 10 -3 kg ste

33. Calcule la Molaridad y la Normalidad de una solución de H3PO4 de 89% de pureza y d= 1,75 g/mL.

PM H3PO4 = 98 g/ mol

R: 15,9 M; 47,7 N

34. Calcule la Molaridad y la Molaridad de carga de una solución de H3PO3 de 30% de pureza y

d= 1,15 g/mL. PM H3PO3 = 82 g/ mol

R: 4,21 M y 12,63 Mc

35. Calcule la Molaridad y la Molaridad de carga una solución de H2SO4 de 85% de pureza y d = 1,82

g/mL. PM H2SO4 = 98 g/ mol R: 15,22 M y 30,44 Mc

36. Una mezcla gaseosa está constituida por 1 g de NO, 1,5 g de CO y 2,3 g de CO2. ¿Cuál es la

fracción molar de cada componente en la mezcla?

Pat: N= 14 ; O= 16 ; C= 12

R: XNO = 0,237 XCO = 0388 XCO2 = 0374

37. El smog industrial está constituido por una mezcla de contaminantes como: NO = 0,96 g ,

NO2=0,43 g, SO2= 0,13 g y CO = 17 g

Calcule la fracción molar de cada componente en la mezcla.

R: XNO = 0,049 XNO2 = 0,014 XSO2 = 0,003 XCO = 0,934

38. El aceite de oliva contiene: 84,4% de ácido oleico (PM 282), 4,6% de ácido láurico (PM 200), 2,3%

de ácido esteárico (PM 284), 6,9% de ácido palmítico (PM 256) y 1,8% de ácido mirístico (PM 228).

Calcule la fracción molar de cada componente en la mezcla.

R: XAO = 0,819; XAL = 0,063; XAP = 0,074; XAE = 0,022 ; XAM = 0,022

39. El aceite de algodón contiene:

33,2% de ácido oleico (PM 282) 39,4% de ácido láurico (PM 200)

1,9% de ácido esteárico (PM 284) 6,4% de ácido mirístico (PM 228)

19,1% de ácido palmítico (PM 256)

Calcule la fracción molar de cada componente en la mezcla.

R: XAO = 0,278; XAL = 0,464 ; XAP = 0,176 ; XAE = 0,016; XAM = 0,066

40. En un túnel de viento para la experimentación con feromonas sexuales de insectos, se tiene la

siguiente composición: 3,86 moles de O2, 480 g de N2; 0,2 g de CO2 y 0,005 moles de 2-7 dodeceno-1-

lo-acetato (análogo sintético de la feromona). Con base en esta información, calcular la fracción

molar de cada uno de los componentes de la mezcla.

Pat: O = 16 N = 14 C = 12

R: XO2 =0,1837; XN2=0,8158; XCO2=2,14x10-4 ; X2-7 =2,86x10-4

41. La fracción molar del soluto en una solución es 0,2. ¿Cuál es la fracción molar del solvente?

R: 0,8

16

42. Una solución acuosa que contiene 100 g de C2H5OH por litro de solución, tiene una densidad de

0,984 g/mL. ¿Cuál es la fracción molar del etanol y del agua? PM C2H5OH = 46 g/mol PM H2O = 18

g/mol

R: X C2H5OH =0,042 XH2O= 0,958

43. ¿Cuál será la fracción molar del cloruro de sodio en una solución al 20% p/p en agua?, ¿Cuál será

la fracción molar del agua? PM NaCl = 58,5 g/mol; PM H2O= 18 g/mol

R: XNaCl =0,071 XH2O =0,929

X NaCl = n1

n1 + n2

n° mol Nacl = 20 g = 0,3419 mol Nacl

58,5 g/mol n1 + n2 = 4,78 63 mol

n° mol H2O = 80 g = 4,4444 mol H2O

18 g / mol

X Nacl = 0,3419 mol = 0,071

4,7863 mol

X H2O = 4,4444 mol = 0, 929

4,7863 mol

44. Calcular la molalidad de una solución acuosa de metanol (CH3OH) cuya fracción molar es 0,5. PM

H2O=18 g/mol

R: 55,5 m

45. Se tiene un ácido sulfúrico (H2SO4) al 96% y d=1,589 g/mL. Expresar su concentración en:

a) Molaridad b) Normalidad y Molaridad de carga

c) Molalidad d) ppm

e) Fracción molar

R: a) 15,56 M; b) 31,12 N y 31,12 Mc; c) 244,9 m; d) 9,6x10-5 ppm; e) X H2SO4=0,82; XH2O= 0,18

46. Una solución acuosa al 40% p/p de sulfato de amonio (NH4)2SO4 tiene una densidad de 1,23 g/mL.

Calcule la molalidad y la molaridad de la solución. PM (NH4)2SO4=132 g/mol

R: 5,05 m y 3,72 M

N° moles sto = gsto = 40 g = 0,3030 mol

PM 132 g/ mol

gsol = g sto + g ste g ste = gsol - g sto = ( 100 - 40 ) g = 60 g

m = N° moles sto = 0,3030 mol = 5,05 m

Kg ste 0,06 kg

d = m V = m = 100 g = 81,3008 ml 0,0813 l

V d 1,23 g / mL

M = N° moles sto = 0,3030 mol = 3,726 M

V (L) 0,0813 l

47. ¿Cuál será la concentración en % p/v de una solución acuosa 3N de sulfato de aluminio? PM

Al2(SO4)3 =342 g/mol

R: 17,1% p/v

48. ¿Cuál será la composición porcentual p/v de una solución acuosa 3 Mc de sulfato de aluminio?

PM Al2(SO4)3 =342 g/mol R: 17,1%

17

49. Sea un recipiente que contiene una solución de ácido sulfúrico 2M, cuya densidad es 1,44 g/mL.

Se pregunta: a) Molalidad de la solución; b) gramos de soluto en 200 gramos de solución

R: a) 1,61 m b) 27,22 g

50. En un laboratorio se encuentra un recipiente que contiene una solución de H2SO4. La etiqueta de

dicho recipiente dice: Ácido sulfúrico al 33% en peso y Densidad = 1,25 g/mL. Exprese la

concentración de dicha solución en cada una de las siguientes unidades:

a) Molalidad; b) Molaridad c) Fracción molar

R: a) 5,03 m b) 4,21M c) 8,3x10-2

51. La solubilidad del azúcar (C12H22O11) en agua a 30ºC es de 22 g/100 mL de agua. Calcular la

molalidad y el porcentaje en peso para una solución saturada si la densidad del agua a 30ºC es 1

g/mL.

R: 0,64 m y 18,03% p/p

52. En un laboratorio de análisis de alimentos se dispone de un frasco de ácido sulfúrico (H2SO4) que

tiene en su etiqueta la siguiente información: d H2SO4=1,27 g/mL, conc.=36% p/p y PM=98 g/mol.

Determine la Molaridad de la solución.

R: 4,66 M

53. En un laboratorio de análisis de alimentos se dispone de un frasco de ácido fosfórico (H3PO4) que

tiene en su etiqueta la siguiente información: d H3PO4=1,27 g/mL, conc.=36% p/p y PM= 98 g/mol.

Determine la Molaridad de la solución.

R: 4,66 M

54. ¿Cuál será la Normalidad de una solución de hidróxido de amonio (NH4OH) 4M?

R: 4 N

55. La solubilidad de la úrea ( CO(NH2)2 ) en etanol (C2H5OH) es de 15,8 g por 100 mL de etanol a

20ºC. La densidad del etanol a 20ºC es de 0,789 g/mL. ¿Cuál es la molalidad de una solución

saturada de úrea en etanol? PM CO(NH2)2 =60 g/mol

R: 3,34 m

56. Una solución acuosa al 40% p/p de sulfato de amonio tiene una densidad de 1,13 g/mL. Calcule la

Molaridad y la Molaridad de carga de la solución. PM (NH4)2SO4 =132 g/mol

R: 3,42 M y 6,84 Mc

57. Para la determinación del poder diastásico de una harina, se prepara una solución diluyendo 10

mL de H2SO4 al 40% en peso y d= 1,3 g/mL hasta un volumen de 100 mL. ¿Cuál es la Molaridad y la

Normalidad de la solución resultante? PM H2SO4= 98 g/mol

R: 0,53 M y 1,06 N

58. Para la preparación de la curva estándar en el análisis de residuos de un plaguicida en material

agrícola, se dispone de una solución de dicho plaguicida en concentración 0,1% p/v. De esta

solución se transfieren 1mL, 2 mL y 3 mL a balones aforados de 100 mL, enrasando con agua destilada

y etiquetándolas: solución A, solución B y solución C, respectivamente. Exprese la concentración de

las soluciones A, B y C en mg/l.

R: A= 10 mg/L B= 20 mg/L C= 30 mg/L

59. A 25 mL de una solución 0,3 Mc de FeCl3 se le añaden 60 mL de agua destilada. ¿Cuál es la

Molaridad de carga de la nueva solución?

Mc 1 x V1 = moles de carga 1 0,3 Mc x 25mL = 7,5 mol c 1

n mol c 1 = n mol c 2

18

Al añadir a la solución original 60 mL de agua destilada tendríamos una nueva solución cuya

molaridad de carga sería:

CCC

C Mml

mlM

V

VMM 0882,0

85

25.30,0.

2

112

60. La solubilidad del plaguicida Lindano (C6H6Cl6) en agua a 20ºC es de 7,5% en peso. ¿Cuál es la

molalidad de una solución saturada de Lindano a 20ºC? PM C6H6Cl6 = 291 g/mol

R: 0,28 m

m C6 H6 Cl 6 = N° mol sto = 0,0258 mol = 0,28 m

Kg ste 0,0925 Kg

% p/p = g sto x 100

gsol

7,5 % p/p x g sol = g sto gsto = 7,5% x 100 = 7,5 g sto

100 100

N° moles sto = gsto = 7,5 g sto = 0,0258 mol

PM 191 g / mol

100 g sol 7,5 g sto

92,5 g ste

61. La solubilidad del Na2CO3 en agua a 18ºC es de 19,4% p/v. Diga si una solución 3M de Na2CO3 a

1a misma temperatura está saturada, insaturada ó sobresaturada. Fundamente su respuesta.

Pat: Na= 23 ; C =12 ; O = 16 R: sobresaturada

62. La solubilidad del K2SO4 en agua a 25ºC es de 108 g/l. Diga si una solución de sulfato de potasio 0,6

M a la misma temperatura, está saturada, insaturada ó sobresaturada. Fundamente su respuesta.

Pat: K= 39 ; S= 32 ; O = 16 R: insaturada

63. La solubilidad del Na2SO3 en agua a 20ºC es de 25% p/v. Diga si una solución 2N de sulfito de sodio

está saturada, insaturada ó sobresaturada. Fundamente su respuesta

Pat: Na= 23 ; S= 32 ; O= 16

R: insaturada

64. La solubilidad de un insecticida es de 0,4% p/v en agua destilada a 25ºC. Calcule los gramos de

insecticida necesarios para preparar 250 mL de solución saturada a esa temperatura.

R: 1 g

0,4 % p/v 0,4 g sto 100 mL sol

gsto = ? V = 250 mL X 250 mL

X = 1 g

65. Supóngase que se mezclan 3,65 l de NaCl 0,105 M con 5,11 litros de NaCl 0,162 M. Si los volúmenes

son aditivos, es decir que el volumen después de la mezcla es 8,76 l. ¿Cuál será la concentración de

la solución final?

R: 0,138 M

66. Calcule la cantidad de FeSO4 que es necesario agregar para obtener 20 kg de harina de maíz

con un aporte de 4,6 ppm de Fe+2. Pat: Fe= 56 S= 32 O= 16

R: 249,7 mg

67. Calcular la cantidad de NaNO2 sólido, de 90% de pureza, que se necesita para preparar 500 mL

de solución de NaNO2 0,25M. PM NaNO2= 69 g/ mol

R: 9,6 g

19

68. Se desea preparar 250 g de una solución de Mg(NO3)2 0,6 m. Calcule la cantidad de Mg(NO3)2 de

95% de pureza que necesita para preparar la solución. PM Mg(NO3)2 = 148 g/mol

R: 21,46 g

69. Se desea preparar 250 g de una solución de úrea (CH4N2O, PM 60 g/mol) 0,4 m. Calcule la

cantidad de úrea de 85% de pureza necesaria.

R: 6,89 g

70. ¿Cuántos mL de disulfuro de carbono (CS2) serán necesarios para preparar 70 mL de una solución

0,5 M en cloroformo (CHCl3). d CS2 = 1,26 g/mL

R: 2,11 mL

71. Calcule el volumen de HNO3 de 65% y d=1,4 g/mL que necesita para preparar 250 mL de solución

de HNO3 1,5M. PM HNO3= 63 g/mol

R: 25,8 mL

72. Para ser utilizada en la determinación de micotoxinas en arroz, se necesitan 250 mL de solución de

citrinina de 20 g/l. Calcule la cantidad de citrinina de 80% de pureza que necesita para preparar la

solución.

R: 6,25 g

73. Se necesita preparar 45 mL de una solución de NaCl al 23% p/p y de d= 1,8 g/mL que será

utilizada en la preparación de una salmuera que será adicionada a una cuajada para la elaboración

de queso llanero. Calcular la cantidad de NaCl que es necesario pesar. Pat: Na= 23 Cl=35,5

R: 18,63 g

74. Se quiere preparar 100 mL de NH4SCN 1 M a partir de NH4SCN 98% p/p (PM= 76,12 g/mol). Calcular

el peso de dicho compuesto necesario para tal fin.

R: 7,77 g

75. Se dispone de CuSO4.5H2O cuya pureza es del 95% p/p (PM = 249,68 g/mol) y se quiere preparar

100 mL de solución de CuSO4 3M. ¿Cuánto se debe pesar de la sal hidratada?

R: 78,8 g

76. Para controlar una maleza en una superficie de 10 hectáreas, se dispone de un herbicida cuyas

recomendaciones para su uso son 500 L por hectárea de una solución de 16 mg/l. Determine qué

cantidad del herbicida debe pesarse para asperjar todo el terreno.

R: 80 g

77. ¿Cuantos gramos de cloruro de amonio (NH4Cl) se necesita disolver para obtener 100 mL de una

solución 0,05 Mc ?. PM NH4Cl = 53,5 g/ mol

R: 0,27 g

nº molc = Molc x V (l) = 0,05 molc x 0,1 l = 5x 10-3 molc

PMc = PM = 53,5 g/ mol = 53,5 g/ molc

a 1 molc / mol

g sto = nº molc x PMc = 5x 10-3 molc x 53,5 g / molc = 0,2675 g NH4Cl

78. Calcule el volumen de solución de Fe(NO3)3 4 M que necesita medir para preparar 100 mL de una

solución de Fe(NO3)3 3Mc. PM Fe(NO3)3 = 242 g/mol.

R: 25 mL

79. ¿Qué volumen de HNO3 6,00 M se requiere para preparar 500 mL de HNO3 0,1 M?. PM HNO3= 63

g/mol. R: 8,3 mL

20

80. Para la determinación del poder germicida de un producto comercial, se necesitan 125 mL de

solución de NaClO en concentración de 50 mg/l. Calcule el volumen de solución de NaClO de 500

ppm que debe medirse para preparar la solución.

R: 12,5 mL

81. ¿Qué volumen se necesita para preparar 1 litro de solución de glucosa en agua al 10% p/v

partiendo de una solución de glucosa al 50% p/v?

R: volumen de solución concentrada a medir = 200 mL

82. Realice los cálculos necesarios para preparar 500 ml de una solución de etanol (C2H5OH) en agua

a una relación 1:10, a partir de una solución al 40% v/v

R: 125 mL de solución al 40% y diluir a 500 mL

83. Calcule el volumen de solución de Mg(NO3)2 0,35M que es necesario medir para preparar 125 mL

de solución de Mg(NO3)2 0,08N.

R: 14,3 mL

84. Para la determinación de celulosa en un cereal, se necesitan 500 mL de ácido acético 0,2Mc.

¿Qué volumen de CH3COOH de 80% y d= 1,4 g/mL debe medirse para preparar la solución?. PM

CH3COOH = 60 g/mol

R: 5,3 mL

85. Para la digestión de materia orgánica con fines de determinación de metales pesados en una

muestra de arroz, se necesitan 200 ml de solución de H2SO4 3N. Si se dispone de ácido sulfúrico de 40%

y d=1,3 g/mL, ¿Qué volumen de ácido concentrado debe medirse para preparar la solución? PM

H2SO4= 98 g/mol

R: 56,6 mL

86. Se desea preparar 1,5 l de una solución 0,5 M de H2SO4 a partir de una solución concentrada de

H2SO4 para la determinación de proteínas en una muestra de queso madurado, a partir de una

solución de una pureza de 96 % p/p y una densidad de 1,82 g/mL. Calcule el volumen de la solución

concentrada de H2SO4 necesario para preparar la solución 0,5 M de H2SO4. PM H2SO4= 98 g/mol

R: 0,04 L

87. ¿Cuántos mL de ácido sulfúrico comercial (H2S04) de 98% p /p y densidad = 1,8 g/ mL se necesitan

para preparar 2 litros de solución 3 M?

R: 333,3 mL

88. Sea una solución de HCl concentrado que contiene 32,2% p/p de HCl y su densidad es 1,16 g/mL.

Calcular el volumen de esta solución que se requiere para preparar 3 litros de una solución 2M de

dicho ácido. PM HCl= 36,5 g/mol R: 586,5 mL

89. ¿Cuántos mL de ácido clorhídrico (HCl) comercial (98% p/p y d=1,8 g/mL) se necesitan para

preparar 2 litros de una solución 3M?. PM HCl =36,5 g/mol

R: 124,1 mL

90. Se tienen 300 mL de una solución de NaCl 3M y se mezclan con 400 mL de solución de NaCl al 15%

p/p y densidad= 1,2 g/mL. ¿Cuál es la Molaridad de la solución resultante? PM NaCl= 58,5

g/mol

R: 3,04 M

91. Si se dispone de 3 litros de ácido clorhídrico 6 Mc y 3 litros del mismo ácido 1,5 Mc para acidificar

un medio para la cría de levaduras. ¿Qué Molaridad de carga tendrá una solución que se prepare

mezclando esos dos ácidos si se considera que los volúmenes son aditivos?

R: 3,75 Mc

21

PPRROOPPIIEEDDAADDEESS CCOOLLIIGGAATTIIVVAASS

1.- ¿Cuál será la disminución de la presión de vapor de 120 g de agua (PM=18 g/mol), cuando en

ésta se disuelven 3 g de sacarosa (C12H22011, PM = 342 g/mol) a 25ºC, si la presión de vapor del agua

pura a 25ºC es de 23,8 mmHg?

DATOS

3 g de C12H22011 PM = 342 g/mol ( soluto )

120 g de H20 PM = 18 g/mol ( solvente )

Presión de vapor del agua pura (P1) = 23,8 mm Hg

INCÓGNITA → Disminución de la presión de vapor del agua (AP)

FORMULAS:

P = X2*P1. Donde: P= Disminución de la presión de vapor del

solvente en la solución. (mm Hg)

X2= Fracción molar del soluto.

P1= Presión de vapor del solvente puro. (mm Hg).

21

22

nn

nX

Donde: n2= moles del soluto.

n1= moles del solvente.

soluto del PM

soluto gramosn2

Y

solvente del PM

solvente gramosn1

CÁLCULOS:

Hg mm 0,03126 Hg mm 23,8 * 001313,0P* XP

0,001313 mol 6,66 mol 10x77,8

mol 10x77,8X

OH de moles 6,66 g/mol 18

g 120n

OHC de moles x1077,8g/mol 342

g 3n

12

3

3

2

21

1122123-

2

La disminución de la presión de vapor del solvente, en este caso agua (H20) en la solución es de

0,03126 mm Hg, a 25ºC.

2.- La presión de vapor de agua a 20ºC es 17,54 mm Hg. Cuando se disuelven 114 g de sacarosa (PM

= 342 g/mol) en 1000 g de agua (PM = 18 g/mol) para preparar una solución correctora del nivel de

dulzor de una bebida carbonatada, es de esperar una reducción de la presión de vapor. ¿En que

cantidad se reduce?

R = 0,1045 mm Hg

3.- ¿Cual será la presión de vapor de una solución de 5 gramos de Yodo (I2, PM= 254 g/mol) en 60

gramos de tetracloruro de carbono (CCl4, PM = 154 g/mol), si a 23ºC la presión de vapor del CCl4 puro

es de 0,132 atm?

DATOS

5g de I2 PM =254g/mol (soluto)

60 g de CCl4 PM = 154 g/mol (solvente)

Presión de vapor del CCl4 puro (P1) = 0,132 atm

22

INCÓGNITA → Presión de vapor de la solución (P1) =?

FORMULAS:

P = º

1P – P1

donde: P = Descenso de la presión de vapor. (atm) º

1P = Presión de vapor del solvente puro. (atm)

P1 = Presión de vapor de la solución. (atm)

P = X2 · º

1P

21

22

nn

nX

solvente del

solvente gramosn

soluto del PM

soluto gramos12

PMyn

CÁLCULOS:

0,04789 mol 0,3896 mol 0196,0

mol 0196,0X

CCl de moles 0,3896 g/mol 154

g60n

I de moles 0,0196 g/mol 254

5gn

2

41

22

P = X2 · º

1P = 0,04789 · 0,132 atm = 0,00632 atm

P = º

1P – P1 despejando P1 nos queda:

P1 = º

1P – P = 0,132 atm – 0,00632 atm = 0,1256 atm

La presión de vapor de la solución de I2 en CCl4 es de 0,1256 atm a 20ºC.

También se puede resolver el problema con la fórmula:

P1 = X1 · º

1P donde: X1 = Fracción molar del solvente.

X1 =

21

1

nn

n ó X1 =1 – X2

CÁLCULOS:

9521,0mol 0,0196 mol 3896,0

mol 3896,0X1

P1 = X1 · º

1P = 0,9521 · 0,132 atm = 0,1256 atm

4.- Determine la presión de vapor de una solución a 25ºC , si la misma fue preparada disolviendo 10 g

de un soluto no volátil de peso molecular 146 g/mol en 30 g de un solvente volátil de peso molecular

120 g/mol y presión de vapor de 70 Torr a 25ºC. (1 Torr = 1 mmHg)

R = 55 Torr

5.- Se añade azúcar a cierta cantidad de agua hasta que la fracción molar del agua sea igual a

0,75. Determine la presión total de vapor de la solución a 25ºC si la presión de vapor del agua pura a

esa temperatura es de 23,8 Torr.

R = 17,9 Torr

6.- Sea una solución acuosa 0,6 m de azúcar (C12H22O11). Determinar la presión de vapor de esta

solución a 28ºC, si la presión de vapor del agua a esa temperatura es de 28,35 Torr.

R = 28,07 Torr

23

7.- La solución A contiene 1,03 g de úrea CO(NH2)2, PM = 60 g/ mol) disueltos en 170 mL de agua, la

solución B, 1,03 g de sacarosa (C12H22011, PM = 342 g/mol ) disueltos en 170 mL de agua. ¿Cuál de las

dos soluciones tiene mayor presión de vapor?. Fundamente su respuesta.

R = La solución B

8.- La constante molal del punto de ebullición del agua es 0,512ºC.Kg/mol. Calcular el punto de

ebullición de una solución 0,2 m de un soluto no volátil en agua. Tb H2O = 100ºC.

DATOS

KbH2O = 0,512ºC Kg/mol

Concentración del soluto = 0,2 molal

Tbº H2O = 100ºC

INCÓGNITA → Punto de ebullición de la solución (Tb)

FORMULAS:

Tb = kb · m

Tb = Tb – Tbº

Donde: Tb = Aumento del punto de ebullición (ºC).

Kb = Constante molal del punto de ebullición (C.Kg/mol)

m = molalidad de la solución (mol/ Kg)

Tb = Punto de ebullición de la solución. (ºC)

Tbº = Punto de ebullición del solvente puro (ºC).

CÁLCULOS:

Tb = Kb · m = 0,512 ºC Kg/mol · 0,2 mol/Kg = 0,1024 ºC

Tb = Tb – Tbº despejando Tb nos queda:

Tb = Tb + Tbº = 0,1024ºC + 100ºC = 100,1024ºC

El punto de ebullición cte la solución es 100,1024ºC.

9.- ¿Cuál será el punto de ebullición normal de una solución que contiene 8,52 g de glucosa (C6H12O6,

PM= 180 g/mol) en 175,8 g de agua. Para el agua: Tbº = 100ºC; Kb= 0,512ºC. Kg/mol.

R = 100,14 ºC

10.- ¿Cual es el punto de congelación de una solución que contiene 3,42 g de azúcar (PM = 342

g/mol) en 100 g de agua? Kc = 1,86 ºC. Kg/mol Tcº = 0ºC

R =-0,186ºC

11.- Se disuelven 5 g de glucosa (C6H12O6, PM = 180 g/mol) en 500 g de agua. ¿Cuál será el punto de

congelación de la solución?

R = -0,103 ºC

12.- Determine y calcule los puntos de ebullición de dos soluciones la primera formada disolviendo 100

g de glicerina (C3H8O3, PM= 92 g/mol) en 1000 g de agua y la segunda, disolviendo 100 g de glucosa

(C6H12O6, PM= 180 g/mol) en 1000 g de agua. Para el agua Kb = 0,512ºC. Kg/mol, Tbº = 100ºC

R =100,56 ºC y 100,28 ºC

13.- Calcule el punto de ebullición y el punto de congelación de una solución que contiene 9,75

gramos de úrea CO(NH2)2 , PM = 60 g/mol) en 250 g de etanol. Para el etanol Tbº = 78,5 ºC, Kb = 1,22

ºC Kg/mol, Tcº = -117,3ºC y Kc = 1,99 ºC. Kg/mol.

R = Tb = 79,29 ºC Tc = -118,59 ºC

14.- ¿Cuál es el punto de ebullición y de congelación de una solución preparada disolviendo 2,4 g de

bifenilo (C12H10) en 75 g de benceno? PM del bifenilo: 154g/mol

Para el benceno: Kb = 2,53 ºC Kg/mol Kc = 5,12ºC Kg/mol

24

Tbº= 80,1 ºC Tcº = 5,5 ºC

R= Tb = 80,61 ºC Tc = 4,48 ºC

15.- Calcular la presión osmótica de una solución que contiene 46 gramos de glicerol (C3H8O3 , PM =

92 g/mol) en 4 litros de solución acuosa a 10 ºC. Constante universal de los gases: 0,08206 atm. L / ºK.

mol.

DATOS:

46 g de glicerol (soluto) PM = 92 g/mol

4 litros de solución

Temperatura: 10ºC

R= 0,08206 atm. L/ ºK. mol

INCÓGNITA → Presión osmótica de la solución ( )

FORMULAS:

= M·R·T Donde: = Presión osmótica de la solución (atm)

R = Constante universal de los gases

(atm·L/ºK·mol)

T = Temperatura (ºK)

M = Molaridad de la solución (mol/L) solución de litros

soluto de molesM

soluto de moles 5,0g/mol 92

g 46 soluto de moles

mol/L 125,0solución de litros 4,0

glicerol de mol 0,5M

= M·R·T

= 0,125 mol/L . 0,08206 atm.L/ºK mol.283ºK

= 2,9 atm

La solución tiene una presión osmótica de 2,9 atm.

16.- Hallar la presión osmótica a 18 ºC de una solución que contiene 1 g de glucosa (C6H12O6) en 20

mL de solución. PM C6H12O6 = 180 g/mol y R = 0,08206 atm·L/ºKmol.

R = 6,63 atm

RREEAACCCCIIOONNEESS QQUUIIMMIICCAASS -- EESSTTEEQQUUIIOOMMEETTRRIIAA

Reacciones químicas

1. Clasifique las siguientes reacciones químicas según el reacomodo de los átomos.

a) CO(g) + ½ O2(g) CO2(g)

b) H2O (l) + SO3(g) H2SO4(l)

c) AgNO3(ac) + HCl(ac) AgCl(s) + HNO3(ac)

d) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

e) CH3-CH2-CH2-Br + OH-- CH3-CH2-CH2-OH + Br—

f) CH3- COOH (ac) + NaOH(ac) CH3- COONa(ac) + H2O (l)

2. Complete las siguientes ecuaciones, balancéelas y escriba las ecuaciones moleculares

correspondientes:

a) AgNO3 (ac) + Na2 SO4 (ac)

b) BaCl2 (ac) + ZnSO4(ac)

c) Na2S (ac) + ZnCl2 (ac)

d) HBr (ac) + NH4OH (ac)

e) CH3COOH (ac) + KOH (ac)

25

f) HNO3 (ac) + Ba(OH)2 (ac

g) ) 43( ) ( )ac acFeCl NH SCN

h) 3 43( ) ( )( ) ac acFe NO NH OH

3. Prediga el resultado de las reacciones representadas por las siguientes ecuaciones, por medio

de la serie de actividad, y balancee las ecuaciones.

a) Cu(s) + HCl (ac)

b) I2(s) + NaBr (ac)

c) Mg (s) + CuSO4 (ac)

d) Cl2(g) + KBr (ac)

e) Na(s) + FeSO4 (ac)

Determinación del Número de Oxidación

4. Determine el número de oxidación del N en las siguientes especies:

HNO3, N2 , NO , NO2 , N2O5 R: +5, 0 , +2, +4, +5

5. Deduzca el número de oxidación:

a) Del Azufre en las siguientes especies químicas

H2S, H2SO4, H2SO3, S, Na2S2O3, Na2S4O6

R: -2, +6, +4, 0, +2, +2,5

b) Del Manganeso en las siguientes especies químicas

MnCl2 , MnO2 , NaMnO4

R: +2, +4, +7

c) Del Fósforo en los siguientes ácidos

HPO3, H3PO2 , H3PO3, H3PO4 , H4P2O7 , H5P3O10

R: +5,+1,+3,+5,+5,+5

6. Deduzca el número de oxidación de los elementos subrayados en las siguientes moléculas e iones:

CH4 , C2H2 , K2CrO4, K2Cr2O7 , KMnO4, NaHCO3, CaI2, Al2O3, SnF2

R:-4,-1,+6,+6,+7,+4,+2,+3,+2

NH4+ , CO3-2 , C2O4-2 , MoO4-2 , SO3-2, PO4-3, SO4-2, MnO4- , Cr2O7-2, NO2-

R: -3,+4,+3,+6,+4,+5,+6,+7,+6,+3

Serie de actividad de los metales - Activo + Activo Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au

Serie de actividad de los halógenos

- Activo + Activo F2 Cl2 Br2 I2

26

Determinación Agente Oxidante y Agente Reductor

Ejemplo:

7. Para las siguientes reacciones redox, identifique al agente oxidante y al agente reductor

a) Sr + O2 SrO R: A. Red: Sr; A.Ox: O2

b) Li + H2 LiH R: A. Red: Li; A.Ox: H2

c) Cs + Br2 CsBr R: A. Red: Cs; A.Ox: Br2

d) Fe + O2 Fe2O3 R: A. Red: Fe; A.Ox: O2

e) Cl2 + NaBr NaCl + Br2 R: A. Red: NaBr; A.Ox: Cl2

f) H2 + Cl2 HCl R: A. Red: H2; A.Ox: Cl2

Calculo peso equivalente

Ejemplos:

Calcule el peso equivalente del agente oxidante y del agente reductor.

Calcule el peso equivalente del NaOH en la siguiente reacción.

HCl + NaOH NaCl + H2O

8. Calcule el peso equivalente del agente oxidante y del agente reductor en las siguientes

ecuaciones:

a) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 +K2SO4 + H2O

P at: Fe = 56 S = 32 O = 16 K = 39 Mn = 55 H = 1

b) FeCl3 + H2SO3 + H2O FeCl2 + H2SO4 + HCl

P at: Fe = 56 Cl = 35,5 H = 1 S = 32 O = 16

Respuesta

a) Peq. AOx = 31,6 g/eq ; Peq. A Red = 152 g/eq

b) Peq. AOx = 162,5 g/eq ; Peq. A Red = 41 g/eq

Agente Reductor: Fe

Agente Oxidante: HCl

K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 KMnO4 + NaHSO3 + H2SO4

+6 +7 +4 +2

Reducción capta +5e-

Oxidación cede -2e-

g/eq 6,31eq/mol 5

/ 158

cap.

Ox Ag. PMPeq KMnO :Oxidante

04

molg

eNAgente

g/eq 52eq/mol 2

/ 104

lib.

Red Ag. PMPeq NaHSO :Reductor

03

molg

eNAgente

+1 -1 +1 -2+1 +1 -1 +1 -2

g/eq 401eq/mol

/ 40

OH

NaOH PMPeq NaOH

0

molg

N

0 +1 -1 +2 -1

0

Fe(S) + HCl(G) FeCl2(S) + H2(G)

Oxidación –2e-

Reducción +1e-

+2 -2

27

9. Calcule el peso equivalente del KMnO4 y del H2C2O4 en la siguiente ecuación:

KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

PM KMnO4 = 158 g/mol, PM H2C2O4 = 90 g/mol

Respuesta: Peq. KMnO4 = 31,6 g/eq ; Peq. H2C2O4 = 45 g/eq

10. Calcule el peso equivalente del HNO3 en cada una de las siguientes reacciones químicas:

a) Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

b) NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

PM HNO3 = 63 g/mol R: a) 21 g/eq b) 63 g/eq

11. Calcule el peso equivalente del NaHSO3 en cada una de las siguientes reacciones químicas:

a) KMnO4+NaHSO3+ H2SO4 K2SO4 + Na2SO4 +MnSO4 + H2O

b) KCl + NaHSO3 KHSO3 + NaCl

Pat: Na =23 H = 1 S =32 O =16 R: a) 52 g/eq b) 104g/eq

12. Calcule el peso equivalente del AgNO3 en cada una de las siguientes reacciones químicas:

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

b) AgNO3 + HCl AgCl + HNO3

Pat: Ag = 107,8 N = 14 O =16 R: a) 169,8 g/eq b) 169,8 g/eq

13. Calcule el peso equivalente del HCl en cada una de las siguientes reacciones químicas:

a) HCl + Mg MgCl2 + H2

b) HCl + NaOH NaCl + H2O

Pat: H =1 Cl = 35,5 R: a) 36,5 g/eq b) 36,5 g/eq

14. Calcule el peso equivalente del NaMnO4 en cada una de las siguientes reacciones químicas:

a) NaMnO4 + Na2S2O3 + H2SO4 Na2SO4 + MnSO4 + H2O

b) NaMnO4 + ZnCl2 Zn(MnO4)2 + NaCl

Pat: Na =23 Mn = 55 O =16 R: a) 28,4 g/eq b) 142

g/eq

Cálculo estequiométrico

Ejemplo.

Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido del

metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua:

Li (s) + H2O (l) LiOH (ac) + H2(g)

a) ¿Cuántos moles de H2 se formarán al completarse la reacción de 6,23 moles de Li en

agua?

b) ¿Cuántos gramos de H2 se formarán al completarse la reacción de 80,57 g de Li en

agua?

Pat Li: 6,93 H: 1

Solución

1. Balancear la ecuación

2 Li (s) + 2 H2O (l) 2 LiOH (ac) + H2(g)

2. Establecer la relación estequiométrica en moles (Parte a)

2 moles Li -------------1 mol H2

6,23 moles Li ------------- X X = 3,12 moles H2

28

3. Establecer la relación estequiométrica en gramos (Parte b)

g Li = 2 moles x 6,93 g/mol = 3,86 g

15. Calcular la cantidad de NaClO3 que se obtiene a partir de 65 g de Ca(ClO3)2 de 70 % de pureza,

de acuerdo a la siguiente ecuación:

Ca(ClO3)2 + Na2SO4 Ca2SO4 + NaClO3

Pat: Ca= 40 Cl= 35,5 O = 16 Na=23 S=32

R: 46,8 g

16. Para determinar el contenido de cadmio en una muestra de cerveza, se hace burbujear H2S en

200 ml de muestra, obteniéndose 2 g de sulfuro de cadmio. Calcule el %p/v de Cd(NO3)2 en la

muestra

Cd(NO3)2 + H2S CdS + HNO3

Pat: Cd= 112 N= 14 O = 16 H=1 S=32

R: 1,64 % p/v

17. La úrea es un compuesto que se utiliza como fertilizante en muchos cultivos, debido al hecho de

ser una fuente nitrogenada, la misma se hidroliza en el suelo de acuerdo a la ecuación:

(NH2)2CO (s) + H2O (l) 2 NH3(g) + CO2(g)

Tomando en cuenta las relaciones estequiométricas existentes:

a) Deduzca el número de moles de amoníaco que puede obtenerse si aplicamos a un suelo en

donde se siembra maíz, 400 kg/Ha de este fertilizante con 90% de pureza.

b) ¿Qué cantidad de nitrógeno pueden aportar esos moles de amoníaco?

Pat: N=14 H=1 O=16 C=12

R: A) 12000 moles NH3/ha; b) 168 kg Nitrógeno

18. ¿Cuántos gramos de FeCl3 son necesarios para producir 2 moles de CaCl2 de acuerdo a la

siguiente ecuación?

FeCl3 + CaCO3 Fe2(CO3)3 + CaCl2

Pat: Fe=56 Cl=35,5 Ca=40 O=16

R: 216,12 g

19. En la reacción de combustión del butano:

C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O

Pat: C=12 H=1 O=16

a) ¿Cuántos kg de oxígeno se necesitan para quemar 11,6 kg de butano?

b) ¿Cuántos moles de butano producen 3,8 moles de CO2?

R: a) 41,6 kg b) 0,95 moles

20. Para la reacción :

NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O

Calcule los gramos de NaOH que reaccionan con 26 g de H2SO4

PM NaOH = 40 g/mol, PM H2SO4 = 98 g/mol R: 21,22 g

2 moles Li -------------1 mol H2

13,86 g Li ------------ 2 g H2

13,86 g Li ------------ 2 g H2

80,57 g Li ------------ X

X = 11,62 g H2

29

21. El aluminio metálico reacciona con una solución acuosa de HCl, generando hidrógeno gaseoso.

Al + HCl AlCl3 + H2

a) ¿Cuántos moles de hidrógeno se desprenden al reaccionar 5,2 moles de aluminio con un exceso

de ácido clorhídrico acuoso?

b) ¿Cuántos gramos de hidrógeno resultan de la reacción de 5,2 moles de aluminio con un exceso

de HCl?

Pat Al= 27 H=1 Cl=35,5 R:a) 7,8 moles, b) 15,6 g

22. Para la reacción:

CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + CO2 + H2O

Pat: Ca= 40 C= 12 O = 16 H=1 P=31

a) Calcule en número de moles de CO2 que se forman a partir de 5 moles de H3PO4

b) Calcule los gramos de H2O que se producen a partir de 30 gramos de CaCO3

c) Calcule los gramos de agua que se producen a partir de 30 gramos de CaCO3 de 80 % de pureza

R: a) 7,5 moles b) 5,4 g c) 4,32 g

Reactivo Limitante

Ejemplo:

La úrea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción de amoníaco con dióxido de carbono:

2 NH3(g) + CO2(g) (NH2)2CO(ac) + H2O(l)

En un proceso, se hicieron reaccionar 637,2 g de NH3 con 1.142 g de CO2

a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?

b) ¿Calcúlese la masa de (NH2)2CO que se formará?

c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedó sin reaccionar al finalizar la reacción?

PM NH3 : 17,03 g/mol PM CO2 : 44,01 g/mol PM (NH2)2CO : 60,06 g/mol

Solución:

b) ¿Cantidad de (NH2)2CO que se formará? (Se calcula a partir del reactivo limitante)

2 moles NH3 -------------1 mol CO2

g NH3 ------------ 44,01 g CO2

g NH3 = 2 moles x 17,03 g/mol= 34,06 g

Para el NH3

Para el CO2

34, 06 g NH3 ------------ 44,01 g CO2

637,2 g NH3 ------------ X

X = 823 g CO2

Requiero = 823 g CO2

Dispongo = 1.142 g CO2

Tengo Exceso de CO2

Reactivo en exceso : CO2

Excedente = 1.142 g – 823 g = 319 g

34, 06 g NH3 ------------ 44,01 g CO2

X ------------ 1.142 g CO2

X = 883,81 g NH3

Requiero = 883,81 g NH3

Dispongo = 637,2 g NH3

Reactivo Limitante: NH3

2 moles NH3 ------ 1 mol (NH2)2CO

34, 06 g NH3 ------ 60,06 g (NH2)2CO

34, 06 g NH3 ------ 60,06 g (NH2)2CO

637,2 g NH3 ------ X

X = 1.123 g (NH2)2CO

a)

c)

30

23. En la reacción de combustión del butano:

C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O

¿Cuántos gramos de agua se obtienen a partir de 350 g de C4H10 y 100 g de O2? Pat: C=12 H=1

O=16

R: 43,27 g

24. Para la reacción:

CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + CO2 + H2O

Calcule los gramos de Ca3(PO4)2 que se forman cuando reaccionan 50 gramos de CaCO3 y 36

gramos de H3PO4. Pat: Ca= 40 C= 12 O = 16 H=1 P=31

R: 51,67 g

25. Calcule la cantidad de Cu(OH)2 que se obtiene al reaccionar 23 g de nitrato de cobre (II) con 20

g de hidróxido de potasio, de acuerdo con la siguiente ecuación:

Cu(NO3)2 + KOH Cu(OH)2 + KNO3

Pat: Cu= 63,5 N= 14 O = 16 H=1 K=39

R: 11,96g; Reactivo limitante = Cu(NO3)2

26. Se mezclan 10 gramos de yodo con 10 gramos de galio para formar un compuesto cristalino

amarillo de GaI3. ¿Cuáles especies se encuentran al final del proceso y en que cantidades?

2 Ga + 3 I2 2 GaI3

Pat: Ga=69,7 I= 127 R: 8,17 g Ga; 11,83 g GaI3

Rendimiento

Ejemplo:

El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión; se utiliza en la construcción de naves

espaciales, aviones, en sus motores y para la construcción de bicicletas. Se obtiene por la reacción

de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido, a una temperatura entre 950 ° C y 1150° C:

TiCl4 (g) + 2 Mg (l) Ti (s) + 2 MgCl2 (l)

En cierta operación industrial 3,54 x 107 g de TiCl4 reaccionan con 1,13 x 107 g de Mg.

a) Calcule el rendimiento teórico de Ti, en gramos.

b) Calcule el porcentaje de rendimiento si realmente se obtienen 7,91 x 106 g de Ti.

PM TiCl4: 189,7 g/mol Pat Mg: 24,31 g/mol Pat Ti: 47,88 g/mol

Solución:

Determinación del reactivo limitante:

A partir de la ecuación balanceada :

1 mol TiCl4 ------------- 2 moles Mg

189,7 g TiCl4 ------------ 48,62 g Mg

g = 2 moles x 24,31 g/mol= 48,62 g

189,7 g TiCl4 ------------ 48,62 g Mg

3,54 x 107 g TiCl4 ---------- X

X = 9,07 x 106 g Mg

Requiero = X = 9,07 x 106 g Mg

Dispongo = 1,13 x 107 g de Mg.

Para el TiCl4:

Reactivo Excedente Mg.

Exceso = 2.230.000 g

31

a) Rendimiento teórico ( Se calcula a partir del reactivo limitante)

b)

27. En la combustión de 20 g de C4H10 se obtienen en el laboratorio 50 g de CO2. Calcule el

porcentaje de rendimiento de la reacción.

C4H10 + 13/2 O2 4 CO2 + 5 H2O

Pat: C=12 H=1 O=16

R: 82,4%

28. El aluminio metálico, al reaccionar con rutilo (una forma cristalina del óxido de titanio) se

transforma en alúmina y en titanio metálico, de acuerdo a la ecuación:

Al + TiO2 Al2O3 + Ti

Pat: Al= 27 Ti= 48 O = 16

¿Cuál fue el rendimiento de la reacción, si se produjeron 2,5 moles de Ti cuando reaccionaron 130

gramos de Al con exceso de rutilo?

R: 69,23 %

29. Cuando reaccionan 50 g de CaCO3 y 36 g de H3PO4 , resultan 51,67 g de Ca3(PO4)2 según la

reacción:

CaCO3 + H3PO4 Ca3(PO4)2 + CO2 + H2O

Si en lugar de obtener 51,67 g se obtienen experimentalmente 48 g de Ca3(PO4)2 . Calcule el

rendimiento de la reacción.

Pat: Ca= 40 C= 12 O = 16 H=1 P=31

R: 92,89%

30. El peso del oxígeno obtenido por calentamiento de 16,93 g de CO2 es 3,42 g. ¿Cuál será el valor

teórico del O2 y el rendimiento de la reacción?

CO2 CO + O2

Pat C=12 O=16

R: 6,16 g O2; 55,52 %

Para el Mg:

189,7 g TiCl4 ------------ 48,62 g Mg

X ----------- 1,13 x 107 g Mg

X = 4,4 x 107 g de TiCl4

Requiero = X = 4,4 x 107 g de TiCl4

Dispongo = 3,54 x 107 g de TiCl4

Reactivo Limitante TiCl4

A partir de la ecuación balanceada:

1 mol TiCl4 ------ 1 mol Ti

189,7 g TiCl4 ------ 47,88 g Ti

189,7 g TiCl4 ------ 47,88 g Ti

3,54 x 107 g de TiCl4. ------- X

X = 8,93 x 106 g Ti (Rendimiento Teórico)

Rend. Real

Rend. Teórico x 100 % Rendimiento =

7,91 x 106 g de Ti

8,93 x 106

x 100 = % Rendimiento = 88,52 %

32

molesmolg

g00749,0

/34,171

2834,1moles

2Ba(OH)

moles

LLxmol

SO

SO

0049,0moles

02,0/245,0moles

42

42

H

H

31. Una muestra de 15,6 g de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18 g de nitrobenceno

(C6H5NO2). ¿Cuál será el rendimiento de la reacción con respecto al nitrobenceno?

Pat: C=12 O=16 H=1 N=14

C6H6 + HNO3 C6H5NO2 + H2O

R: 73,15%

Estequiometría de soluciones

o Ejemplo N°1

En una titulación, un estudiante encuentra que se necesitan 0,5468 g de HCl para neutralizar

completamente 23,48 mL de una solución acuosa de Ba(OH)2. ¿Cuál es la concentración (en

Molaridad) de la disolución de Ba(OH)2?

HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + H2O

Balanceando la ecuación

2HCl + Ba(OH)2 BaCl2 + 2 H2O

Sin balancear la ecuación A partir de la ecuación no balanceada:

o Ejemplo N°2

¿Cuántos ml de una disolución 0,610 M de NaOH se requieren para neutralizar completamente 20

mL de una disolución 0,245 M de H2SO4?

NaOH + H2SO4 Na2SO4 + H2O

Balanceando la ecuación

2 NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2 H2O

A partir de la ecuación balanceada:

2 moles HCl ------------ 1 mol Ba(OH)2

0,0149 moles HCl ---------- X

X = 0,0074 moles Ba(OH)2

ML

moles3190,0

02348,0

00749,0M

2Ba(OH)

molesmolg

g0149,0

/5,36

5468,0moles HCl

1 equivalente HCl -------- 1 equivalente Ba(OH)2

36,5 g HCl ------------ 85,67 g Ba(OH)2

0,5468 g HCl ----------- X

X = 1,2834 g Ba(OH)2

eqgmoleq

molg/5,36

/1

/5,36Peq HCl

eqgmoleq

molg/67,85

/2

/34,171Peq

2Ba(OH)

ML

moles3190,0

02348,0

00749,0M

2Ba(OH)

A partir de la ecuación balanceada :

2 moles NaOH ------------ 1 mol H2SO4

X ---------- 0,0049 moles H2SO4

X = 0,0098 moles NaOH

mLlLmol

moles

M

molesV

V

moles

NaOH

NaOHNaOH

NaOH

NaOH

160160,0/610,0

0098,0V

M

NaOH

NaOH

33

Sin balancear la ecuación

32. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de KOH si 20 mL de la misma reaccionan con 23 mL de

H2SO4 0,25 M? R: 0,575 N

33. ¿Cuál será la Normalidad de una solución de HCl si 20 mL de la misma requieren 10 mL de NaOH

0,2 N para neutralizar dicha solución ácida? R: 0,1 N

34. Una muestra de leche cruda de vaca pesa 2,28 g y contiene 1,2% de NaCl. ¿Qué volumen de

solución de AgNO3 0,123 N se requiere para precipitar todo el cloruro presente?

Pat: Na = 23 Cl = 35,5 Ag = 108 O = 16 N = 14

R: 3, 8 mL.

35. Calcule el volumen de Al2(SO4)3 0,15 M que reacciona con 20 mL de Na3PO4 0,3 N

R:6,7 mL .

36. Calcule el volumen de solución de BaCl2 0,3 M que reacciona con 35 mL de Na2SO4 0,1 N.

R: 5,8 mL

37. Hallar la cantidad en gramos de solución concentrada de 36,2% en peso de HCl que se necesita

para neutralizar una solución que contiene 125 g de hidróxido de sodio. PM NaOH = 40 g/mol; PM HCl

= 36,5 g/mol

R: 315,08 g

38. ¿Cuántos gramos de Ag2CrO4 se forman cuando se hacen reaccionar 250 mL de K2Cr2O4 0,862 M

con 5 litros de AgNO3 0,106 N?

AgNO3 + K2Cr2O4 Ag2CrO4 + KNO3

Pat: Ag = 108 Cr = 52 O = 16 K = 39 R: 71,55 g

39. a) Escriba la ecuación química balanceada que represente la reacción entre AgNO3 y K2Cr2O4.

b) ¿Qué volumen de solución de AgNO3 0,106 M reaccionará con 250 mL de K2Cr2O4 0,862 M

para precipitar todo el cromato?

c) Elabore un dibujo esquemático donde pueda visualizar el proceso para lograr la precipitación

d) Calcule el número de moles y el número de equivalentes de K2Cr2O4 requeridos en el proceso

R: b) 4,06 L ; d) 0,215 moles; 0,430 eq

A partir de la ecuación no balanceada:

1 equivalente H2SO4 -------1 equivalente NaOH

N eq ácido = N eq base

VA x NA = VB X NB

mLLeq

Leqxl 16L 016,0

/ 610,0

/ 49,0 020,0V NaOH

Leq

moleqxLmol

/ 49,0N

/ 2 / 245,0N

42

42

SOH

SOH

Leq

moleqxLmol

/ 610,0N

/ 1 / 610,0N

NaOH

NaOH

34

eqeqg

geequivalent 0108,0

/ 152

6556,1FeSO N 4

0

mllleq

eq

N

eqN

V

eqN 20 020,0

/5440,0

0108,0V N

0

FeSO4

0

FeSO4

Reacciones Redox

Ejemplo N° 1

Calcule el volumen de solución de agente reductor 0,5440 M que reacciona con 0,3442 g de agente

oxidante, según la siguiente ecuación:

NFe2SO4 = M Fe2SO4 x a

N Fe2SO4 = 0,5440 mol/L x 1 eq/mol

N Fe2SO4 = 0,5440 eq/L

o Ejemplo N° 2

Cuantos ml de una disolución 0,206 M de HI se necesitan para reducir 22,5 mL de una disolución 0,374

M de KMnO4 de acuerdo con la siguiente ecuación

N eq Agente Ox = N eq Agente Red.

VAO x NAO = VAR X NAR

g/eq 6,31eq/mol 5

/ 158

cap.

Ox Ag. PMPeq KMnO :Oxidante

04

molg

eNAgente

g/eq 152eq/mol 1

/ 152

lib.

Red Ag. PMPeq FeSO :Reductor

04

molg

eNAgente

Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 +3

+7 +2 +2

Reducción capta +5e-

Oxidación cede -1e-

A partir de la ecuación no balanceada:

1 equivalente FeSO4 ------------ 1 equivalente KMnO4

152 g FeSO4 ------------ 31,6 g KMnO4

X ----------- 0,3442 g KMnO4

X = 1,6556 g FeSO4

I2 + K2SO4 + MnSO4 + H2O KMnO4 + HI + H2SO4

0 +7 -1

+2

Reducción capta +5e-

Oxidación cede -1e-

Agente Oxidante = KMnO4 Agente Reductor = HI

Leq

moleqxLmol

/ 1,87N

/ 5 / 374,0N

KMnO4

KMnO4

Leq

moleqxLmol

/ 206,0N

/ 1 / 206,0N

HI

HI

mLLLeq

Lleq204204,0

/206,0

0225,0/87,1V HI

35

40. Cuántos gramos de agente oxidante reaccionan con 30 mL de agente reductor 1,3 N de

acuerdo a la siguiente ecuación:

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

Pat: Fe = 56 S = 32 O = 16 K = 39 Mn = 55 H = 1

R: 1,7 g

41. Calcular cuántos gramos de agente reductor reaccionan con 18 mL de agente oxidante 0,25

N, de acuerdo a la siguiente ecuación:

H2C2O4 + HNO3 CO2 + NO2 + H2O

Pat: C = 12 H = 1 O = 16 N = 14

R: 0,203 g

42. Calcular cuántos gramos de agente oxidante reaccionan con 26 mL de agente reductor

0,45 N, de acuerdo a la siguiente ecuación:

Cr(OH)3 + H2O2 + NaOH Na2CrO4 + H2O

Pat: Cr = 52 O = 16 H = 1 Na = 23

R: 0,199 g

43. Cuántos gramos de H2C2O4 harían falta para reducir 7,83 x 10 -4 equivalentes de KMnO4

en la reacción:

KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O

R: 0,0352 g

44. ¿Cuántos gramos y equivalentes se requieren del agente reductor, para que reaccionen con

300 ml de una solución 0,11 M del agente oxidante?

Según la siguiente ecuación:

Pb + HNO3 Pb(NO3)2 + NO + H2O

R: 10,25 g; 0,099 eq

45. ¿Cuál será la Normalidad de un agente reductor si 22,5 mL del mismo reducen exactamente a

Mn+2 , 28 mL de una solución 0,1 M de KMnO4 en medio ácido?

R: 0,622 N

46. Calcule el volumen de solución de agente reductor 0,13 N que reacciona con 25 g de agente

oxidante, de acuerdo a la siguiente ecuación:

FeSO4 + HBrO + HCl FeCl3 + HBr + H2SO4 + H2O

Pat: Fe = 56 S = 32 H = 1 O = 16 Br = 80 Cl = 35,5

R : 41 mL

47. Una muestra de plomo que pesa 0,5 gramos reacciona con HNO3 según la siguiente ecuación:

Pb + HNO3 Pb(NO3)2 + NO + H2O

¿Cuántos ml de solución de HNO3 1 N se requieren?

PM HNO3 = 63 g/mol; Pat Pb = 207,19 R: 4,83 mL

48. Calcule el volumen de agente reductor 0,9 N necesario para reaccionar con 0,45 g del

agente oxidante, según la siguiente ecuación:

KMnO4 + HCl + Na2S MnCl2 + S + KCl + H2O + NaCl

PM KMnO4 = 158 g/mol; PM Na2S =78 g/mol

R: 15,8 mL

36

EEQQUUIILLIIBBRRIIOO QQUUÍÍMMIICCOO

1.- Escriba la expresión de la Ley de Equilibrio químico para las reacciones químicas representadas por

las siguientes ecuaciones:

a) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

Solución:

Kc = [CO2]

b) C(s) + H2O(l) CO(g) + H2(g)

c) N2(g) + 3H2(g) 2 NH3 (g)

d) 2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)

e) PbI2(s) Pb+2(ac) + 2 I-(ac)

f) CH3COOH(ac) CH3COO-(ac) + H+(ac)

g) CaC2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(s) + C2H2 (g)

h) P4(s) + 5 O2(g) P4O10 (s)

2. Se analizó un litro de una mezcla en equilibrio y se encontró que contenía 0,3 mol de CO 0,2 mol de

Cl2 y 0,5 mol de COCl2 (fosgeno). Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción:

CO(g) + Cl2(g) COCl2 (g)

R: 8,33 L/mol

3. En un recipiente se determinan las siguientes presiones parciales en un sistema en equilibrio a 25ºC:

4 HCl(g) + O2(g) 2 Cl2(g) + 2 H2O(g)

Datos: R = 0,08206 L atm/mol ºK

PO2 = 1x10-2atm

PHCl = 2x10-3 atm

P Cl2 = 3x10-3 atm

PH2O = 2x10-2 atm

Calcule Kp y Kc.

Solución: la expresión para el cálculo de la constante de equilibrio en base a las expresiones parciales

de los reactivos y productos (Kp) es:

(PCl2)2(PH2O)2

(PHCl)4(PO2)

Sustituyendo los datos:

(3 x 10-3atm)2(2 x 10-2 atm)2 3,6 x 10-9atm4

(2 x 10-3atm)4(1 x 10-2 atm) 1,6 x 10-13atm5

Kp = 22500 = 2,25x104 (l/atm)

La relación entre Kc y Kp es: Kp = Kc x (RT)∆n

=

Kp =

Kp =

37

Donde ∆n = (moles de producto – moles de reactivo)fase gaseosa

Para el problema: ∆n = (4 – 5) = -1

Despejando Kc y sustituyendo los valores:

22500 L/atm → Kc = 5,5x105 L/mol

(0,08206 L atm/ºK mol x 298 ºK)-1

4. Para la reacción: CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)

En una mezcla en equilibrio a 300ºK, las concentraciones de CO(g), H2O(g) CO2(g) e H2(g) son

respectivamente:1x10-3 ; 2,5x10-2 ;1,5x10-2 y 1x10-4. (R=0,08206 L.atm/ºK mol)

Calcule Kc

R: Kc= 6x10-2

5. Para el sistema 2 NO(g) + Br2(g) 2 NOBr(g)

se ha encontrado que en el equilibrio a 350ºC las concentraciones son:

NO = 0,24 mol/L Br2 = 0,11 mol/L

NOBr = 0,037 mol/L

(R=0,08206 L.atm/ºK mol)

Calcular Kc R: Kc= 0,216

Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier

Cambios en la concentración:

Si un sistema químico se encuentra en el equilibrio y añadimos una sustancia (Reactivo o

Producto) la reacción se desviará en el sentido en que se consume la sustancia que se ha

agregado, de forma de alcanzar nuevamente el equilibrio.

Por el contrario, extraer una sustancia provocará un movimiento en la reacción en la

dirección que tiende a formar mayor cantidad de sustancia.

Ejemplo: Para el sistema N2O4 (g) 2NO2 (g)

Cambio en la

concentración

Dirección

Desplazamiento

Cambio en la

concentración

Dirección

Desplazamiento

Adición N2O4 Extracción N2O4

Adición NO2 Extracción NO2

Cambio de presión y volumen

Si un sistema se encuentra en el equilibrio y la presión total se aumenta reduciendo el

volumen, el sistema responde desplazándose en el sentido que ocupe el volumen más

pequeño. El desplazamiento ocurre en el sentido que disminuye el número de moles de

gas.

Al disminuir la presión aumentando el volumen se provoca un desplazamiento en el sentido

en el que se producen más moles de gas.

Ejemplo: Para el sistema N2O4 (g) 2NO2 (g)

Cambio Dirección Desplazamiento

Aumento de la Presión

Disminución del Volumen

Disminución de la Presión

Aumento del Volumen

Cambios en la temperatura

Los cambios de concentración, volumen y presión pueden alterar la posición del equilibrio, pero no el

valor de K. Solo un cambio de temperatura puede alterar esta constante.

Kc =

38

T

T

Cuando se agrega color a presión constante a un sistema en equilibrio, éste se desplaza en el

sentido que absorbe calor. Se favorece la reacción endotérmica.

Si se le quita calor a un sistema que se encuentra en equilibrio, este se desplaza en el sentido

que se libera calor. Se favorece la reacción exotérmica.

Ejemplo 1 Endotérmica

N2O4 (g) 2NO2 (g) ∆Hº = 58 KJ

Exotérmica

Cambio Desplazamiento del equilibrio Variación del valor K

Se favorece la reacción

endotérmica

Kc = [NO2]2

[N2O4]

[NO2] K

Se favorece la reacción

exotérmica

Kc = [NO2]2

[N2O4]

[N2O4] K

Ejemplo 2 Exotérmica

H2 (g) + I2 (g) 2HI(g) ∆Hº =-13 KJ

Endotérmica

Se favorece la reacción

endotérmica

Kc = [HI]2

[H2][I2]

[H2][I2] K

Se favorece la reacción

exotérmica

Kc = [HI]2

[H2][I2]

[HI] K

Catalizadores

Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al disminuir la energía de la activación de la

reacción. El catalizador disminuye la energía de activación tanto de la reacción directa como de la

inversa. La presencia de un catalizador no altera la constante de equilibrio, como tampoco desplaza

la posición de un sistema en equilibrio.

6. Dada la siguiente reacción:

2CO(g) + O2(g) 2CO2(g) + calor

Para producir un sistema en equilibrio con una gran concentración de CO2, indicar si se aumentaría o

disminuiría:

a) La presión externa

b) La temperatura

c) La concentración de O2

R: a) Se aumentaría b) Se disminuiría c) Se aumentaría

7. Para la siguiente reacción en equilibrio:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) H =92,5 kJ

1) Predecir la dirección del desplazamiento del equilibrio cuando:

a) Se eleva la temperatura.

b) Se agrega cloro gaseoso a la mezcla en equilibrio.

c) Se aumenta la presión externa.

d) Se retira algo de PCl3(g) de la mezcla.

e) Se agrega un catalizador negativo.

2) ¿Cómo afectan a, b, c, d, y e el valor de Kc?

R: 1) a y d: Hacia los productos

b y c: Hacia los reaccionantes

e: el sentido neto de la reacción no se ve afectado

2) Sólo la temperatura (d) lo afecta, aumentándolo.

T

T

T

39

8. Para la siguiente reacción:

CO(g) + 3 H2(g) CH4(g) + H2O(g) H= 32 kcal

Diga cómo se modifica la CH4 si se:

a) Agrega H2O al sistema

b) Agrega CO al sistema

c) Extrae H2 del sistema

d) Aumenta la temperatura del sistema

e) Disminuye el volumen del sistema

f) Disminuye la presión sobre el sistema

g) Agrega un catalizador positivo

R: a,c,d y f : disminuye ; b y e : aumenta ; g : permanece igual.

9. Para la reacción 2Cl2(g) + 2H2O(g) 4HCl(g) + O2(g)

H= + 27 kcal

Indique si la concentración de cloro aumenta, disminuye o permanece igual si:

a) Se agrega oxígeno al sistema.

b) Se extrae ácido clorhídrico del sistema.

c) Se disminuye la temperatura.

d) Se aumenta la presión sobre el sistema.

R: a, c y d: aumenta; b: disminuye.