guía de ejercicios y problemas año 2007 · 2007-03-20 · universidad tecnológica nacional...

Universidad Tecnológica Nacional Facultad Regional Córdoba Departamento de Ingeniería Química Química: Guía de ejercicios y problemas

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Ingeniería en Sistemas de Información

Química

Guía de Ejercicios

y Problemas

Año 2007


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Serie 1 : Atomicidad . El concepto de mol . N°de Avogadro. Mol. Peso atómico y molecular 1. a) Defina atomicidad y peso atómico de un elemento.

b) ¿Porqué se consideran los pesos atómicos como números relativos? c) ¿Qué se entiende por uma?

2. ¿Qué relación existe entre el número de Avogadro y mol y hasta dónde se extiende el

concepto de mol? ¿Qué entiende por volumen molar de un gas ? 3. El oxígeno natural contiene 99,759 % de O16 de masa 15,99949 uma, 0,039 % de O17 con

masa de 16,9991 uma, y 0,204 % de O18 con masa de 17,9991 uma. Mediante esta distribución, calcular el peso atómico químico del oxígeno natural.

4. El boro natural consiste solamente en los isótopos B10 masa 10,013) y B11 ( masa 11,0093).

Si el boro natural tiene un peso atómico de 10,811. ¿Cuál será la abundancia relativa de los átomos de B10 y B11 ?

5. Calcular: I) la masa para un mol de compuesto . II) los moles de cada elemento y del compuesto para 10 g del mismo, para cada

una de las siguientes fórmulas:

a) H2SO4 b) C2H2 e) HNO3 d) NaCI e) HIO4 f) BaCl2 g) CH3COOH h) CaCO3 i) FePO4 j) PbS k) Ca (OH)2 1 ) Al2 (SO4)3

m) Ni(HCO3)2 n) Mn(ClO)2 6.I) La masa de un átomo del elemento A es 2,55 10-23 g. Calcule la masa de un mol de las de

la sustancia A3 II) Una molécula de N2 pesa 4,62. 10-23 g. Calcule el peso atómico del N. III) ¿Cuál es la masa de un mol de átomos de fluor, si 5,3 moles pesan 201,4 g ? 7. 10 g de un compuesto AB2 contiene 3,01.1022 moléculas. Calcule: a) El número de moles AB2 que hay en los 10 g; b) El peso molecular del

compuesto; c) La masa de una molécula; d) La cantidad de moles de átomos de A y B; e) La cantidad de átomos de A y B.

8. a) ¿ Cuántos gramos de H2S hay en 0,4 moles? b) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno y azufre? c) ¿Cuántos gramos de hidrógeno y de azufre ? d) ¿Cuántas moléculas de H2S y qué volumen ocupa en C.N.P.T.? e) ¿Cuántos átomos de hidrógeno y de azufre? 9. Una firma de lápiz suele tener alrededor de 1 mg de masa. suponiendo que la materia negra

sea totalmente C. Calcule a) El número de átomos que contiene la firma. b) La masa de un átomo de C.

10. El peso atómico del O es 16 y el del N 14. Sobre un mol de moléculas de O2 podemos

afirmar que : a) Ocupan el mismo volumen que 28 g de N2 medidos en iguales condiciones de presión

y temperatura. b) Tienen el mismo número de átomos que 14 g de N2. c) Contiene 2 moles de O2 d) Contiene 2 átomos de O. Indique la (s) respuesta (s) correcta (s).

11. Diga, justificando su respuesta (J.S.R.) cuáles de la siguientes afirmaciones son correctas:

a) Masas iguales de dos elementos A y B contienen el mismo número de átomos. b) 39,09 g de K y 197,0 g de Au contienen el mismo número de átomos.


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c) En 5,0 g de KCl hay igual número de átomos de CI y de K. d) 1 g de S contiene igual número de átomos que un gramo de Fe. e) En una masa cualquiera de FeS hay iguales masa de S y de Fe. f) Iguales pesos de NO y N02 contienen igual número de átomos de N g) La masa de una molécula de N2 es igual a la masa de 20 moléculas de H2

12. Al realizarse cuantitativamente la reacción entre Br y Ag para formar AgBr , se encontró

que 1,2925 g de Ag pura reaccionaron con 0,957 g de Br. Si el peso atómico de la plata es 107,87 , encontrar el peso atómico del Br.

13. Si la masa molecular del oxígeno es 32 y se sabe que 1 dm3 de cierto gas A tiene una

masa equivalente al doble de un dm3 de gas oxígeno, ambos en las mismas condiciones de P y T cuál será la masa molecular del gas A?

14. Dos moléculas de A reaccionan con una molécula de B para dar 2 moléculas de G.

Sabiendo que todas las moléculas son gaseosas, al reaccionar un dm3 de A, se producirán: a) Dos moléculas de G. b) Un dm3 de G. c) Dos dm3 de G. d) Tres moléculas de G.

15. Dos volúmenes de un gas A se combinan con un volumen de un gas B para dar dos

volúmenes de un gas C. a) ¿Cuántas moléculas de C se obtienen con 2 moléculas de B ? b) Si X, Y y Z son el número de átomos presentes en una molécula de A, B y C,

respectivamente ¿qué relación existe entre X, Y y Z? 16. Cuántos moles de átomos existen en:

a) 10,02 g de Ca. b) 92,91 g de P ¿Cuántos moles de P hay en 92,91 g de P si la fórmula de la molécula es

P4 ? c) ¿Cuántos átomos hay en 92,91 g de P ? d) ¿Cuántas moléculas hay 92,91 g de P ?

17. Calcule el número de átomos de H presentes en 39,6 g de (NH4)2SO4 Serie 2 Fórmulas Ecuaciones Químicas. 18. Indique la diferencia entre un óxido ácido y un óxido básico. Dé dos ejemplos de cada uno , escribiendo la reacción química a partir de la cual son

formados. 19. Indique la diferencia entre oxácido e hidrácido . Dé ejemplos escribiendo la reacción

química a partir de la cual son formados. Escriba sus definiciones. 20. Defina qué es un hidróxido. Cite ejemplos de su formación con metales de distintos grupos

de la tabla periódica . 21. ¿Cómo se denomina a la reacción entre un ácido y una base ? ¿Cuáles son los productos

formados? Dé ejemplos. 22. Indique las diferencias entre sales neutras, ácidas y básicas Dé ejemplos. 23. Realice la reacción de formación de los siguientes óxidos: a) pentóxido de difósforo u

óxido fosfórico; b) dióxido de carbono; c) óxido de calcio; d) trióxido de azufre u óxido sulfúrico; e) óxido de cobre (I); f) pentóxido de dinitrógeno u anhídrido nitrico


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24. Realice la reacción de formación de los siguientes hidróxidos: a) hidróxido de amonio, b) hidróxido de zinc; e) hidróxido de manganeso (II); d) hidróxido de hierro (III); e) hidróxido de aluminio; f) hidróxido de plomo (IV)

25. Realice la reacción de formación de los siguientes ácidos: a) ácido hipocloroso; b) ácido

bromhídrico; c) ácido ortofosfórico; d) ácido clórico; e) ácido sulfuroso; f) ácido sulfhídrico. 26. Escriba un conjunto de reacciones que representan la formación de: a) carbonato de

amonio a partir de carbono, nitrógeno, hidrógeno, oxígeno y agua; b) sulfato ácido de sodio a partir de azufre , oxígeno, sodio y agua; c) fosfato de litio , a partir de litio fósforo , oxígeno y agua.

27. Escriba las ecuaciones químicas de formación de las siguientes sales: a) nitrito de bario;

b) pirofosfato de potasio; c) nitrato de hierro (III) ; d) sulfato de estaño (IV) ; e) perclorato de cobre (II); f) sulfato ácido de aluminio; g) hipoclorito de magnesio; h) sulfuro de mercurio (II). i) cloruro de plata.

28. Complete y balancee las siguientes ecuaciones y especifique a qué tipo de reacción

pertenece: a) óxido de sodio + dióxido de carbono b) clorato de sodio cloruro de sodio + ........................................ c) hierro + ác. Clorhídrico cloruro ferroso + ................................. d) zinc + sulfato de cobre sulfato de zinc +.................................. e) zinc + .......................... Na2ZnO2 + H2 f) BaCl2 + K2SO4 KCl + ……………………….

29.En la siguiente reacción aluminio (s) + ácido clorhídrico cloruro de aluminio (ac) + H2 (g) Si reaccionan 4 moles de aluminio, indique cuál de las siguientes afirmaciones son

correctas: a) Deben reaccionar 6 moles de ácido clorhídrico. b) Se forman 3 moléculas de H2 c) Se forman 5,34 x 10-5 mg de cloruro de aluminio. d) Se forman 7,22 x 1024 moléculas de hidrógeno. e) Reaccionan 438 g de ácido clorhídrico.

30. Dada la siguiente ecuación química: Al4C3 (s) + 12 H2O 3CH4 (g) + 4Al (OH)3 .Si se

mezclan 216 g de carburo de aluminio con 12 moles de agua, indique cuál de las siguientes afirmaciones es FALSA: a) Se liberan 3 moles de CH4 (g); b) reaccionan 12 moles de agua; c) el reactivo en exceso es el carburo de aluminio.; d) reaccionan 1,5 moles de carburo de aluminio; e) se forman 4 moles de hidróxido de aluminio.

31. Calcular el volumen de hidrógeno en condiciones normales que podrá obtenerse al hacer

reaccionar 500 g de zinc con ácido sulfúrico. Escribir la reacción química correspondiente. 32. Dada la reacción: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)

a) ¿Cuántos moles de CaO se obtienen a partir de 0,03 Kg de CaCO3 ? b) Si se obtienen 2,5 L de CO2 en condiciones normales , ¿qué masa de CaCO3 debió

haber reaccionado ? 33. El Na2CO3 puede obtenerse haciendo reaccionar CaCO3 con NaCl de acuerdo a la

ecuación: CaCO3 + NaCl Na2CO3 + CaCl2

a) Iguale la reacción. b) Si reaccionan 0,75 moles de CaCO3 y 58,5 g de NaCl, ¿cuántos moles y gramos de

carbonato de sodio se obtienen? c) En otra experiencia se obtuvieron 2,5 g de CaCl2 , ¿cuántos moles de carbonato de

sodio se produjeron?


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34. Por acción del agua sobre el carburo de aluminio se obtiene metano según la siguiente reacción:

Al4C3 + 12 H2O 4 Al (OH)3 + 3 CH4

a) Calcular el volumen de metano en CNPT que se obtienen al hacer reaccionar 35,8 g de Al4C3

b) En otra experiencia se obtienen 2,83 g de hidróxido de aluminio. ¿Cuántas moléculas de metano se forman?

35. Por acción de un exceso de NaOH sobre 12,256 g de una muestra de sulfato de amonio

se desprenden 4,00 L de amoníaco medidos en CNPT. Hallar la pureza del sulfato de amonio si la reacción correspondiente es:

(NH4)2SO4 + 2 NaOH Na2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O 36. El óxido de titanio (IV) es una sustancia blanca que se produce por la adición de ácido

sulfúrico sobre el mineral ilmenita (FeTiO3) FeTiO3 + H2SO4 TiO2 + FeSO4 + H2O

Sus propiedades de opacidad e inocuidad lo hacen una sustancia idónea para pigmentos de plásticos y pinturas. En un proceso , 8,00 x 103 Kg de FeTiO3 produjeron 3,67x103 Kg de TiO2 . ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción?

37. La urea (NH2)2CO se usa como fertilizante , como alimento para animales y en la industria

de los polímeros. Se prepara por reacción del amoníaco con el dióxido de carbono. NH3 (g) + CO2 (g) (NH2)2CO (ac) + H2O (l)

En un proceso, se hacen reaccionar 637,2 g de NH3 con 1142 g de CO2 . a) ¿Cuál de los dos reactivos es el limitante?; b) Calcular la masa de urea formada; c) ¿Qué cantidad del reactivo excedente (en gramos) queda al finalizar la reacción?

38. ¿Cuántos gramos de cal viva (óxido de calcio) y qué volumen de dióxido de carbono

(expresados en CNPT) pueden obtenerse por calentamiento de 500 g de una muestra de CaCO3 de 95 % de pureza?

39. Cuando se hicieron reaccionar 447 g de AgNO3 con suficiente cantidad de arsina y agua

para la obtención de plata de acuerdo con la siguiente reacción, no balanceada: AgNO3 + AsH3 + H2O H3AsO3 + Ag + HNO3 se obtuvieron 250 g de plata pura, ¿Cuál es el rendimiento de la reacción?


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Serie 3 Fórmulas empíricas y moleculares Composición porcentual Leyes gravimétricas 40.Determinar el porcentaje de hierro de cada uno de los compuestos siguientes: FeCO3 , Fe2O3 , Fe3O4 ¿Cuántos gramos de hierro podrían obtenerse de 1000 gramos de F2O3 ? 41. El estaño existe en la corteza terrestre como SnO2 . Calcule la composición porcentual en

masa de Sn y O en SnOn, 42. La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del

compuesto da la siguiente composición porcentual en masa. C: 44,4 % ; H: 6,21 % S: 39,5 % ; O: 9,86 %. Calcule su fórmula empírica. Sabiendo que su masa molar es aproximadamente 162 g, ¿cuál es su fórmula molecular?

43. El platino forma dos compuestos diferentes con el cloro. Uno contiene 26,7 % de Cl en

masa y el otro tiene 42,1 % de Cl en masa. Determine las fórmulas empíricas de los dos compuestos.

44. La masa molar de la cafeína es de 194,19 g. ¿Cuál es la fórmula molecular de la

cafeína? a) C4H5N2O b) C8H10N4O2 45. Dada la fórmula Na2CO3 , determinar la composición porcentual. 46. El fluoruro de sodio (NaF) es la sustancia que se usa en algunas pastas dentales para

combatir caries. ¿Cuántas unidades fórmula hay en 253,6 g de NaF ? 47. El ácido fosfórico (H3PO4) se usa en los detergentes, fertilizantes, dentífricos y bebidas

gaseosas. Calcule la composición porcentual en masa de H, P y O en este compuesto. 48. El ácido ascórbico ( vitamina C) cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado

común. Se compone de 40,92 % de carbono (C), 4,58 % de hidrógeno (H) y 54,50 % de oxígeno (O) en masa. Determinar su fórmula empírica.

49. El principal contaminante del aire en los países en que se quema carbón es un compuesto

gaseoso pungente (picante) e incoloro formado sólo por azufre y oxígeno. El análisis químico de una muestra de 1,078 g de este gas reveló que contiene 0,5380 g de O y 0,540 g de S. Determine la fórmula empírica del compuesto

50. Se han analizado tres muestras formadas por sodio y oxígeno con los siguientes

resultados: Sodio (g) Oxígeno (g) Muestra 1 2,3 0,8 Muestra 2 11,5 4,0 Muestra 3 69,0 24,0 Compruebe si se trata de compuestos distintos o de tres nuestras del mismo compuesto.

51. Considere los siguientes datos experimentales, en los que la sustancia simple X y la

sustancia simple Y se combinan para formar uno o más compuestos, sabiendo que en todos los casos X e Y reaccionan totalmente. g de X g de Y g de compuesto Experiencia 1 12,16 8,0 Experiencia 2 9,12 15,12 Experiencia 3 4,0 10,08

a) Complete los espacios en blanco e indique si las muestras pueden corresponder o no a un mismo compuesto; b) ¿ En qué basa su respuesta ?


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52. Se combinan 10,0 g de silicio con oxígeno para obtener dióxido de silicio: a) Calcule la cantidad de compuesto que se forma, considerando que el silicio constituye el 46,7 % de la masa del mismo; b) Nombre las leyes que se cumplen en esta combinación.

53. Un compuesto analizado dio la siguiente composición en porcentaje: K (26,57%); Cr

(35,36 %) y O(38,07%). a) Deducir la fórmula mínima del compuesto. Dado el PM = 294 obtener la fórmula molecular; b) Deducir las fórmulas empíricas de las sustancias cuya composición en porcentaje se indica :

a) Fe = 6 3,5 3 % S = 36,47 % b) Fe = 46,55 % S = 53,45 % c) Fe = 21,60 % S = 33,30 %0 =45,10 % 54. Una sustancia dada muestra el siguiente análisis en peso: 57,10 % de C ; 4,79 % de H2 y

38,01 % de S. Si 5 g de este material corresponden a 1,8 x 1022 moléculas. ¿Cuál es la fórmula molecular de la sustancia?

55.Un compuesto de hidrógeno y nitrógeno, cuya masa molecular es 32, contiene 87,4 % de

nitrógeno. Establecer la fórmula química. 56. Por descomposición de 49 g de una sustancia pura se obtienen 16 g de azufre, 32 g de

oxígeno , siendo el resto hidrógeno. Calcular: 1) La composición centesimal; 2) La fórmula química.

57.Por descomposición de 402 g de sulfato de hierro (III), se obtienen 112 g de Fe, 98 g de S

y 192 g de oxígeno. a) Calcular la composición centesimal. b) Calcular la fórmula molecular 58. Discuta brevemente la relación de cada enunciado con la ley o leyes a las cuales se aplica

a) En un experimento, se combinaron 6,96 g de litio con 35,44 g de cloro para formar 42,40 g de cloruro de litio. En otro experimento se combinaron 0,87 g de litio con 5,00 g de cloro para formar 5,30 g de cloruro de litio y quedaron sin combinar.

b) 2,016 g de hidrógeno se combinan con 16,000 g de oxígeno para formar agua, pero 0,01008 g de hidrógeno se combinan con 0,16 g de oxígeno para formar peróxido de hidrógeno.

c) Toda la materia está compuesta por partículas fundamentales indivisibles que tienen pesos definidos. Estas partículas son exactamente iguales cuando corresponden a un determinado elemento.

59. Por análisis de los siguientes compuestos: ácido clorhídrico, agua y monóxido de dicloro,

se han obtenido los siguientes resultados: a) Acido clorhídrico H = 2,77 g CI 97,23 g b) Agua 0 = 88,8 g H = 11,2 g c) Monóxido de dicloro 0 = 18,41 g; CI = 81,59 g Verifique si se cumple la ley de las proporciones equivalentes.

60. Una muestra de glucosa purificada, con masa de 0,1014 g se quema en un tren de

combustión C-H y produce 0,1486 g de CO2 y 0,0609 g de H2O . El análisis elemental indica que la glucosa contiene sólo carbono, hidrógeno y oxígeno. Determine las masas de C, H y O de la muestra, así como los porcentajes de esos elementos en la glucosa.

61. Basándose en el producto seco, una muestra de carbón posee el siguiente análisis:

Materia volátil combustible: 21,06% Carbono fijo: 71,80% Ceniza : 7,14% Si la humedad presente en el carbón era de] 2,49 %, ¿cuál era el análisis de la muestra húmeda ?

62. Demuestre que los compuestos SO2 y SO3 siguen la ley de las proporciones múltiples.


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63. ¿Qué masa de oxígeno se combina con 1,00 g de hidrógeno en a) el agua y b) el peróxido de hidrógeno, H2O2 ?

64. El nitrógeno forma varios compuestos con el oxígeno. En uno de ellos, 0,681 g de N se

combinan con 0,778 g de O; en otro, 0,560 g de N se combinan con 1,28 g de O. Pruebe que estos datos justifican la ley de las proporciones múltiples .

65. El análisis químico de dos cloruros de hierro indica que la composición de uno de ellos es

44,6 g de Fe y 55,94 g de CI; y la de otro, 34,3 g de Fe y 65,57 g de CI. ¿Son estos datos congruentes con la ley de las proporciones múltiples ?

66. El análisis de numerosas muestras de un compuesto de carbono e hidrógeno purificado,

dio en promedio los siguientes resultados: masa (g) masa (g) masa (g) de compuesto de hidrógeno de carbono I 32,0 8,0 24,0 II 50,0 12,5 37,5 a) Calcule las relaciones entre las masas de los elementos. b) ¿Se cumple la ley de proporciones definidas ? JSR. c) ¿Qué masa de compuesto se puede obtener si se hacen reaccionar 20,0 g de H2 y 48,0

g de C. d) Exprese en pocas palabras sus comentarios sobre los resultados de este problema. 67. Determine si se cumple la ley de las proporciones múltiples:

Análisis químico Iodo (g) Mercurio(g)

------------------------------------------------------------------------------------------- compuesto I 31.73 50.15 compuesto II 88.83 70.21 -------------------------------------------------------------------------------------------


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Serie 4: Estructura Atómica, Modelo atómico de Bohr Principio de exclusión de Pauli. Regla de Hund. Dispersión de las partículas

68.¿A qué se debe la conducción de la electricidad por los gases? 69. ¿Qué carga poseen las partículas de los rayos canales? ¿Cuál es la partícula si el gas

del tubo es hidrógeno ? ¿Varía la naturaleza de la partícula en función de la naturaleza del gas? ¿Por qué se supuso que el lón hidrógeno era una partícula fundamental?

70. ¿Cuáles son las propiedades del electrón, el protón y el neutrón ?¿ En qué consiste el

defecto de masa y la energía de unión? ¿Cómo se separan en un espectrómetro de masas, las diferentes partículas ?

71. ¿Qué es radiación electromagnética ? Describa los siguientes términos referentes a la

radiación electromagnética: a) Longitud de onda; b) Frecuencia; c) Amplitud. 72. Indique cuál es la radiación más energética: a) Radiación infrarroja o la de microondas;

b) La luz amarilla o la luz azul; c) Una onda de radio o de microondas. 73. Complete: El análisis de los espectros delincas llevó a sugerir a Max Planck:

a) La energía radiante se ernite en cantidades determinadas y discretas denominadas ....................................................................

b) La diferencia de energía entre estados energéticos permitidos está relacionada con la frecuencia de la radiación emitida mediante la ecuación: E2 – E1 = ...................................................

74.Describa el modelo atómico de Bohr. ¿Cuáles son las restricciones de esta teoría?

¿Para qué tipo de átomo es válida ? Postulados: a) .............................................................................................................. b) .............................................................................................................. c)............................................................................................................... d) …………………………………………………………………………………. 75. ¿A qué tipo de sistemas no puede aplicarse la mecánica clásica newtoniana ? 76. Para pronosticar la trayectoria de un cuerpo en movimiento, se debe conocer al mismo

tiempo, su posición y su velocidad, El Principio de Incertidumbre de Heisemberg estableció que es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto de un cuerpo tan pequeño como el ..................................., ya que al tratar de ver lo observado, la interferencia con una radiación de longitud de onda muy corta (alta energía) cuando choca con el.................................. el impacto modifica su dirección de movimiento y su .....................................

77. Al igual que la luz, que tiene su carácter, de onda y de partícula, la materia también

tiene su naturaleza dual. Luis De Broglie propuso que los ........................ y otras partículas tienen propiedades de .....................


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78. Las propiedades ondulatorias de la materia se aplican:

a) A partículas que poseen masas muy pequeñas ( partículas subatómicas) y velocidades muy elevadas; o b) A objetos de gran masa y velocidades relativamente bajas por ej,: un automóvil ........................................................................ circulando a 30 km/h

79.Fue necesario la introducción de cuatro números cuánticos para describir el estado del

electrón en el átomo. ¿Cuáles son sus nombres o símbolos ? ¿Qué significado físico tiene cada uno de ellos ? ¿Qué relación guardan entre sí y qué valores pueden tomar ?

80. a) Trace un diagrama que muestre cómo varía la probabilidad de encontrar un electrón

con la distancia al núcleo, para los orbitales atómicos 1s y 2s . b) ¿En qué difieren y en qué se asemejan esos orbitales ?

81. En un sólo grupo de ejes coordenados cartesianos, trace las formas de los tres

orbitales p. Identifíquelos como px , py y pz. ¿En qué difiere un orbital s de un p ? 82. Cuántos electrones pueden acomodarse en cada uno de los siguientes subniveles s, p ,

d y f ? 83. Describa el nivel n 4 en términos de subniveles, orbitales y electrones . 84. ¿Qué impide que los electrones en un átomo se ubiquen todos en un solo nivel o en un

sólo orbital ? 85. Las líneas de los espacios atómicos proporcionan una medida directa de a) El número

de protones en el núcleo; b) La energía absoluta de un nivel de energía electrónico; c) El número de electrones de un átomo; d) Las diferencias de energía entre dos niveles de energía; e) El radio de la órbita electrónica según la relación de Bohr.

86. Las transiciones electrónicas siguientes se presentan cuando se rocían átomos de litio

en una llama "(4 s 3p" simboliza una transición electrónica desde un orbital 4 s a uno 3 p) Los diferentes pasos están numerados con propósitos de identificación

I II III IV V 2s ------------------------- 2p --------------------3d ----------------------- 3p -------------4s

------------------2p

¿Cuál de éstos produciría emisión de luz ? a) todos los pasos .; b) I, II y V ; c) III y V .; d) III, IV y V ; e) sólo el paso III .

87. ¿Cuántos electrones están en el nivel más interno de un átomo que tiene Z =8 y A =35

? a) 0; b) 2; c) 8; d) 18; e) ninguno de estos. 88. El número máximo de electrones que pueden estar ordenados en un subnivel para el

cual l = 3, es: a) 2; b) 10; c) 6; d) 14; e) 8. 89. ¿Cuál de los átomos siguientes tiene el mayor número de electrones no apareados? a)

Zn; b) P; c)Ti; d) Ag; e) I.


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90. Todos los electrones de un subnivel d deben tener un número cuántico de a) n =3 ; b) m = 2; c) l = 2; d) n = 4; e) s = - ½ 91. ¿En cuál de las siguientes parejas cada ión tiene la configuración de un gas noble ?

a) Br- , Ge3- ; b) Se2+ , O2- ; c) Be2+ , As3- ; d) Fe2+ , Cl- ; e) Te-2 , O- 92. Un átomo tiene una configuración en estado basal de 1s22s22p63s23p64s23d3 .

¿Cuántos orbitales están ocupados con uno o más electrones? a) 4; b) 7; c) 13; d) 23; e) 5.

93. ¿Cuál de los siguientes iones tiene el mayor radio? a) K+; b) CI- ; c) S-2 ; d) F- ; e) O-2. 94. Los elementos de transición son aquellos cuyos electrones de valencia pueden

provenir: a) sólo de un subnivel d; b) de subniveles que difieren en el número cuántico principal; c) de diferentes subniveles con el mismo número cuántico principal; d) sólo de los subniveles d y f; e) sólo de los subniveles s.

95. ¿Cuál de los siguientes elementos contiene el mayor número de neutrones ?

a) 112Cd48 b) 112 In4 c) 112 Ag47 d)114Ag47 e) 114Cd48 96. Un núcleo de 56 Co contiene: a) 27 protones 29 neutrones y 27 electrones; b) 29

protones 27 neutrones y 29 electrones; c) 29 protones y 27 neutrones; d) 27 protones y 29 neutrones; e) 27 protones 29 neutrones y 25 electrones.

97. Un isótopo específico tiene un número atómico de 18 y un número de masa de 35.

¿Cuántos electrones hay en un átomo neutro? a) 8; b) 17; c) 18; d) 35; e) 53. 98. En la pregunta anterior, ¿cuántos neutrones hay en el núcleo ? a) 8; b) 17; c) 18; d) 35;

e) 53. 99. ¿Cuál de los siguientes iones tienen 16 protones y 18 electrones ? a) S+2 b) Ar-2 c) Cl-

,d) K+ e) ninguno de ellos. 100. Si un elemento tiene varios isótopos , todos estos tienen: a) la misma masa; b) el

mismo número de protones; c) el mismo número de neutrones; d) el mismo número de protones y neutrones; e) tanto (a) como (b) son correctos.

101. El peso atómico de un elemento X es 51,7. Si el elemento X consta dedos isótopos

que tienen números de masa de "50" y "52" , ¿cuál es el porcentaje aproximado de abundancia natural del isótopo más ligero ? a) 15%; b) 45%; c) 75%; d) 85%; e) ninguno de ellos.

102. Complete la tabla escribiendo el signo y número de protones , neutrones y electrones

de cada especie indicada.

Descripción

SÍMBOLO

N° PROTONES

N°

N° Núcleo de 1 át.

de Ca


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Un át. de Ag108

43 Sc3+

21

56

82 54

ión cloruro

Cl-

Un átomo de F19

F

103.En experiencias con tubos de rayos catódicos, ( tubo de descarga) se ha demostrado: a) que todos los núcleos poseen protones. b) que todas las formas de la materia contienen electrones c) que todos los rayos positivos eran realmente protones . d) que todas las partículas � eran más pesadas que los protones. e) ninguna de las anteriores 104. La emisión de radiación a partir de los núcleos de ciertos átomos se conoce como: a)

efecto fotoeléctrico; b) espectros atómicos; c) emisión térmica; d) la ley periódica, e) ninguna de éstas

105. ¿Cuál es la frecuencia y la energía por cuanto de: a) Un rayo y con una longitud de

onda de 1,0 nm; b) Una microonda con una longitud de onda de 0, 1 cm. (cte. de Plank h = 6,63 x 10-34 J/s)

106. Después de que Rutherford observó que algunas partículas α se desviaban en

grandes ángulos al cruzar una hoja de oro, concluyó que : a) la mayor parte de la masa del átomo está en el núcleo; b) el núcleo tiene carga positivo; c) el núcleo es muy pequeño; d) el núcleo es muy denso; e) todos los anteriores.

107. La partícula con mayor masa es:

a) la partícula α d) el electrón b) el protón e) el fotón c) el neutrón

108. El símbolo de 31 P+

15 se refiere a una especie que es un isótopo; ¿cuál de los siguientes es el que corresponde?

protones neutrones electrones a) 28 13 28 b) 27 15 26 c) 15 13 13 d) 14 13 13 e) 13 13 13 109. Clasifique las siguientes afirmaciones como verdaderas (V) o falsas (F) a) Cuando un

electrón "cae" de una órbita a otra, emite energía; b) Unicamente son posibles las


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órbitas para las cuales el momento angular es múltiplo entero de h/2; c) El electrón tiene propiedades de partícula y de onda; d) La energía es discontinua; e) La frecuencia de una línea de cualquier espectro puede ser representada como la diferencia de dos términos; f) Disminuyendo la presión de un gas en un tubo de descarga, aumenta el ancho de la zona luminosa; g) Los electrones se producen en el cátodo; h) Los rayos canales son radiación de alta energía

110. ¿Cuántos fotones hay en una señal, de luz de 1,00 x 10-16 J con una long. de onda �

= 500 nm ? 111.Así como la radiación electromagnética tiene asociada la propiedad de partícula, De

Broglie asoció a los cuerpos propiedades ondulatorias. Calcule las ondas materiales para:

a) un electrón moviéndose a 105 m/s ( masa e- = 9,11 x 10-31 Kg) b) un proyectil de 15 Kg moviéndose a 1200 Km/h.


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Serie 5 : Tabla Periódica. Propiedades Periódicas 112. Analice la Tabla Periódica relacionando la configuración electrónica de los elementos

con su clasificación periódica. a) Dado los elementos H y He, formule sus configuraciones electrónicas: 1H : .........................

2He: . ........ ..... ¿Qué tienen en común ? : ............................ por lo tanto, ¿ a qué período

pertenecen ? b) Formule la configuración electrónica del : 3Li : ....................................................... 10Ne : ........ ...... ................................... ¿A qué período pertenecen? : .............................. ¿Qué tienen en común? ......................................... c) En consecuencia, qué número cuántico determina el número del período ? d) Formule las configuraciones electrónicas de: 3Li .................... 11Na ........................ 19K ....................... ¿A qué grupo pertenecen? .. . ............................... ¿Qué tienen en común? ....... ................. . ..........., consecuentemente, ¿Qué caracteriza a los elementos del mismo grupo?... ........................ e) ¿Cuántos elementos poseen en su último período los metales alcalinos? f)¿Qué sucede con respecto a los halógenos ? g) Quiénes presentan el número

máximo de electrones en cada período? Generalice su configuración electrónica. 113. Relacione la configuración electrónica con las propiedades atómicas y observe cómo

varían en la Tabla Periódica: a) escriba las configuraciones electrónicas del 3Li : ..................................... 11Na:......................................

i) ¿Cuál presenta mayor tamaño atómico? A qué se debe ? ii) ¿Cómo es la carga nuclear del Na respecto al Li ? iii) El último electrón del sodio sentirá mayor o menor atracción de su núcleo con respecto al último electrón del Li? Generalizando, ¿cómo varía el radio atómico en un grupo con el aumento del número atómico ?

b) Escriba las configuraciones electrónicas del:

5B :................................................ 6C : .... ..........................................


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Teniendo en cuenta que ambos tienen sus electrones externos en el mismo nivel, ¿cuál tendrá menor tamaño atómico y a qué se debe ?

c) En síntesis, los factores que influyen sobre el tamaño de los átomos son: d) A medida que los átomos se agrandan, el efecto pantalla se hace mayor, por lo tanto

es más fácil la eliminación de un electrón periférico. Por lo tanto, en un grupo, el potencial de ionización ………………………………………….. mientras que a lo largo de un período

e) Para eliminar un electrón el sistema debe absorber energía, por lo tanto las energías

de ionización son siempre …………………………, y el proceso es…………………………………….

f) ¿Cómo afectará a la afinidad electrónica el aumento de la carga nuclear a lo

largo de un período? …………………………………………………………………………………………………..

g) ¿En un grupo, aumentará o disminuirá con el aumento del número atómico ? ¿Por qué ?

114. Divida la Tabla Periódica en bloques s, p, d y f. Indique cómo se denominan los

elementos que constituyen cada uno de los bloques. 115. Escriba la configuración electrónica del S ( Z = 16 ) Aplique la Regla de Hund para

representarla mediante un diagrama de orbitales . 116. Formule la configuración electrónica de los elementos con Z = 13 , Z = 4 , Z = 11 , Z =

5 e identifique cuáles pertenecen al mismo grupo y cuáles al mismo período . 117. Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes, e indique las que

son isoelectrónicas: Ne, Al, O-2, Cl-, K+, Ti y Ar. 118. Nombre los elementos que integran el grupo IVB. Generalice la configuración

electrónica de su orbital de valencia. 119. Calcule el número atómico del As sabiendo que está en el grupo V A y en el 4° período. 120. a) ¿Cuántos elementos componen la familia de los lantánidos, si este nombre

corresponde a los elementos cuyo último elemento está en un orbital f del sexto período?

b) ¿Por qué no coincide el número cuántico principal de estos orbitales con el número del período?

121. Sin consultar la Tabla Periódica, deduzca los números atómicos de todos los gases

inertes, en base al hecho de que, a excepción del He, todos tienen una configuración electrónica de valencia ns2 np 6


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122. Para los elementos de número atómico 12; 21; 55; 88; 61; 26, indicar: a) configuración electrónica teniendo en cuenta la de gas noble anterior; b) período y grupo al que pertenecen; c) si son representativos o de transición.

123 ¿Qué tendencia se deben esperar en el tamaño iónico de una familia dada como la de

los metales alcalinos? Fundamente su respuesta empleando los principios que gobiernan las estructuras electrónicas de los átomos.

124. Dados los pares : P/As P / N P/ S P/Si

¿Qué miembros tendrán mayor tamaño atómico ? 125. Los potenciales de ionización, en KJ/mol para los elementos del segundo período son

aproximadamente: Li = 500 Be = 900 B = 790 C = 1060 N = 1420 O = 1350 F = 1710 Ne = 2100

a) Represéntelos en función del número atómico. b) Explique la razón de las anomalías que se observan en el gráfico. Qué nombre

recibe este efecto? c) ¿Cómo varía el potencial de ionización de los elementos en un grupo de la Tabla

Periódica ? 126. Indique el elemento de cada par que tendrá mayor energía de ionización a:

a) Sn / Se b) Sb / Bi c) Rb/ Sr d) F / Br

127. Ordene según el radio atómico decreciente:

a) los elementos del segundo período. b) los elementos del grupo I A. c) los elementos Be, F, Na, 1, Te y Al.

128. Ordene de mayor a menor afinidad electrónica:

a) los metales del grupo II A. b) los elementos Li, Be, Rb, Ba, F e I. c) los elementos del tercer período.


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129. Analice la variación de la electronegatividad de los elementos dentro de un período y

dentro de un grupo. En base a esto ubique los siguientes elementos en orden creciente de afinidad electrónica: O16,F9,S16.

130. En el grupo de los halógenos , cuál podrá predecirse que tendrá:

a) mayor tamaño atómico . b) menor energía de ionización. c) menor afinidad electrónica.

131. Explique sobre la base de la configuración electrónica por qué :

a) la afinidad electrónica del S es –200 KJ/mol y la del Cl es –348 KJ/mol. b) la energía de ionización del Na es 496 KJ/mol y la del Mg es 738 KJ/mol.

132. Si los potenciales de ionización se trazan contra Z, se produce una gráfica con:

a) los elementos de transición en el máximo y los no metales en el mínimo b) los gases nobles en el máximo y los halógenos en el mínimo. c) los metales alcalinos en el máximo y los halógenos en el mínimo. d) los gases nobles en el máximo y los metales alcalinos en el mínimo. e) los elementos del grupo VA en el máximo y los elementos del grupo VB en el

mínimo. 133 . Al colocarlos ( de izquierda a derecha), por orden de potencia] de ionización creciente

, los átomos de carbono, litio, neón y silicio, quedarían a) Li, Si, C, Ne. b) C, SI, Li, Ne. c) Li, Si, Ne, C. d) Li, C, Si, Ne. e) Ne, C, Si, Li.

134. En una clase importante de los materiales de la electrónica del estado sólido

interviene la combinación de un elemento representativo del grupo III con uno representativo del grupo V. Un ejemplo de una pareja semejante es a) Sc y V. b) Y y As. c) Al y Ga . d) Ga y As. e) Nd y Eu.

135. De las opciones dadas seleccione el metaloide que tenga el mayor peso atómico:

a) B; b) U; c) I; d) K; e) Ag. 136. Escriba el símbolo del elemento que corresponda a la descripción dada y tenga (a) el

mayor peso atómico y (b) el menor peso atómico


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137. La carga eléctrica en el ión magnesio ( Mg+2) es a) cero ; b) -2 ; c) – 12 ; d) + 2 ; e) + 10. 138. Un elemento metálico representativo, M, forma los óxidos M2O y M2O3 El metal M

debe pertenecer a: a) los metales alcalinos. b) el grupo IIIA. c) la familia de los halógenos d) la familia VIII B. e) la familia del C.

139. ¿Qué familia química contiene el mayor número de átomos no metálicos?

a) los halógenos. b) la familia del oxígeno . c) la familia de los gases inertes d) los elementos representativos. e) los elementos de transición del cuarto período.

140. ¿Cuál de los siguientes contiene el mismo número total de electrones que el átomo de criptón : a) Ar b) Se+2 c) Se-2 d) Br2 e) Sr-2

Serie 6: Enlaces o Uniones Químicas 141. Fundamente una razón de porqué los átomos se unen para formar moléculas.

Descripción Símbolo del elemento con el

mayor PA menor PA

El metal alcalino

El no metal

El metal

El metaloide

El elemento del Grupo IVB

El metal de trans. 4° período

El no metal de que tiene > PA que el As


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142. En un átomo aislado cada electrón se encuentra bajo la influencia de ............................... núcleo. Cuando dos átomos se acercan, los electrones de un átomo caen bajo la influencia de los electrones y el núcleo de otro átomo. La interacción puede producir una atracción entre los dos átomos, y si ocurre esto debe haber sucedido un reordenamiento electrónico para dar lugar a un estado ............ estable. La formación de un enlace químico sugiere que la molécula presenta un estado de energía ................................................ que los átomos aislados .

143. Explique cómo se produce un enlace iónico o electrovalente. Dé ejemplos. Enuncie las

principales características de los compuestos iónicos . 144. El enlace iónico o electrovalente resulta de la .............................. electrostática entre

................... de cargas opuestas. Buscar ejemplos utilizando la Tabla Periódica para ubicar a qué grupo pertenecen los átomos que pueden formar este tipo de enlace .

145. Los iones positivos son de ............................... radio y los iones negativos de radio

que los átomos de los cuales provienen. 146. Las partículas constitutivas de un sólido iónico son .................................. y no átomos,

por lo tanto no es correcto hablar de ............................ al referirnos de una sustancia iónica .

147. Los compuestos iónicos disueltos en agua o fundidos ..........................................la

corriente eléctrica, mientras que el estado sólido no, porque ...................................................................

148. Considere la unión química entre un elemento del grupo IIA con uno del VI A. Explique

el enlace en función de sus configuraciones electrónicas. Verifique el cumplimiento de la Regla del Octeto.

149. De las fórmulas de los óxidos y ioduros de:

sodio - magnesio - aluminio Esquematice los enlaces mediante los puntos de Lewis.

150. Esquematice el Ciclo de Born - Haber para la formación de un mol de NaCI. Discuta

brevemente las variaciones de entalpía de las diferentes etapas . 151. Calcule la energía de red de fluoruro de potasio, utilizando los siguientes datos:

Entalpía de formación del KF = 563 KJ/mol Entalpía de sublimación del K = 90 KJ/mol Primera energía de ionización del K = 415 KJ/mol Energía de disociación del F2 = 155 KJ/mol Primera afinidad electrónica del F = 322 KJ/mol

152. Nombre y escriba las fórmulas de los iones que forman los siguientes compuestos

iónicos : a) LiI b) NH4CI c) KMnO4


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d) K2Cr2O7 e) Al2S3 f) NaHCO3

153. Cuál de los siguientes es el símbolo de Lewis más semejante al ión potasio? a) b) c) d) e) 154. Enuncie las características generales del enlace covalente. ¿ Qué sucede con

respecto a los potenciales de ionización y afinidades electrónicas de los átomos que lo forman? El enlace covalente resulta de la ................................. de uno o más ............................... de electrones por parte de los átomos que lo forman .

155. Dé ejemplos de moléculas con enlace covalente simple, doble 3, triple y escriba las

mismas utilizando las estructuras de Lewis. ¿Qué se entiende por enlace covalente coordinado?

156. Discuta el concepto de electronegatividad y polaridad de un enlace. Explicar lo que

entiende por momento dipolar. Dé ejemplos. 157. Mediante ejemplos con moléculas homonucleares y héteronucleares, explique qué es

un enlace covalente polar y un enlace covalente no polar. 158. ¿Qué entiende por enlace puente hidrógeno? Dé ejemplos. 159. ¿Por qué el enlace covalente, a diferencia del Iónico, es un enlace con una dirección

determinada en el espacio ? 160. Explique el concepto de resonancia utilizando la molécula de ácido nítrico y dióxido de azufre . 161. Dé una razón de por qué la molécula de agua es polar y la del tetracloruro de carbono no . 162. Nombre compuestos binarios covalentes y represente sus enlaces con estructuras de Lewis. 163. Discuta brevemente los conceptos adquiridos sobre orbitales atómicos e. introduzca el

concepto de orbitales atómicos híbridos. Dé ejemplos. 164. Dé las características generales de los orbitales moleculares σ y π . 165. Represente los orbitales enlazantes y anti-enlazantes mediante un diagrama de

energía en la molécula He2, Li2 y N2 . Prediga su estabilidad a través del orden de enlace.

166. Mencione las principales características físicas y químicas de los metales. 167. Discuta las características generales del enlace metálico. ¿Qué puede decir con

respecto alos potenciales de ionización y las afinidades electrónicas de los elementos metálicos ?


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168. Qué entiende por niveles de energía y por bandas de energía ?

Ejemplifique en conductores, aisladores y semi-conductores. 169. Un enlace covalente puede presentarse aún entre sólo ........................... átomos,

mientras que el enlace metálico pude existir únicamente entre ........................................... átomos.

170. Los enlaces covalentes son direccionales , mientras que los enlaces metálicos no,

ésta característica hace que los metales sean más fáciles de ..................... 171. La característica de poseer elevada conductividad térmica y eléctrica en los metales

se debe a que los ......................................... están débilmente por los núcleos . 172. ¿Por qué desaparecen las características metálicas a medida que se avanza de

izquierda a derecha en la Tabla Periódica? 173. La molécula PF3 tiene momento dipolar de 1,02 D, en cambio la molécula de SiF4 no

presenta momento dipolar. Explique éste comportamiento. 174. En la estructura de Lewis de la molécula CS2, el número de pares de electrones

aislados (no compartidos) en el átomo central ( C ) es: a) cero b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 175. Los enlaces de] anión sulfito se describen como:

a) covalentes , polares y simples b) iónicos , polares y simples c) covalentes , no polares y simples d) covalentes , polares y dobles e) iónicos , no polares y simples

176. ¿Cuál de las siguientes muestra ambos enlaces , iónico y covalente ?

a) BaSO4 b) NH4CI c) (NH4)2SO3 d) Ca(NO3)2 e) ninguno de ellos.

177. El Número de pares compartidos de electrones en la molécula de butano, C4H10, es :

a) 8 ; b) 26; c) 16; d) 15; e) 13 178. ¿Cuál de los compuestos siguientes es el menos probable de contener enlaces iónicos ? a) KF b) SnCI2 c) ZnCl2 d) S2Cl2 e) ScCI3 179. Aplique el concepto de hibridación de orbitales a los compuestos BeCl2 y BF3

a) Indique la configuración electrónica de los átomos intervinientes en los compuestos.


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b) En base a la configuración electrónica y al hecho concreto que tanto para el BeCl2 como para el BF3 los orbitales de valencia son iguales, indique la hibridación para los átomos de Be y B.

c) Efectúe la representación orbital de los compuestos teniendo en cuenta en consideración que los átomos de F y Cl no se hibridan.

180. ¿Cuál será la combinación de orbitales híbridos de S usados en la molécula del SF4 ?

a) sp; b) sp2 ; c) sp3; d) sp3d; e) sp3d2 181. ¿Cuál es la forma de la molécula de NF3 ? a) triangular b) tetraédrica c) lineal d) angular c) pirámide triangular 182. Establezca la estructura del cloruro de nitroilo ( O2NCI ) sabiendo que los átomos se

encuentra en un plano. Los enlaces N-O son equivalentes. ¿Presentará polaridad esta sustancia?¿Existen formas resonantes ?

183. En los siguientes compuestos de S, los ángulos de enlace S - 0 son de 120°.

Establezca las estructuras respectivas y prediga si serán polares : a) SO2 b) SO3 184. El ozono es una variedad alotrópica del oxígeno. En la molécula de O3 los ángulos

de enlace son de aproximadamente 117°. Establezca la fórmula de Lewis para estas sustancia . ¿Puede adjudicarle algún tipo de hibridación ? ¿Existen formas resonantes ?

185. El óxido nitroso (NO ) es isoeléctrico con el dióxido de carbono ( CO2 ), pero a

diferencia de aquél tiene momento dipolar de 0, 17 D . Establezca las uniones químicas y justifique ese comportamiento.

186. Dado los siguientes compuestos indique su geometría, hibridación y prediga si presentarán polaridad : a) NH3 b) CdCl2 c) PC13 187. ¿Cuáles de las siguientes son moléculas polares ?

a) PH3 b) OF2 c) HF d) SO3

Serie 7: Gases. Gases ideales. Leyes Ecuación de van der Waals 188. Defina: sistema , estado y función de estado . Dé tres ejemplos de sistemas gaseosos

y mencione tres funciones de estado para cada uno de ellos . 189. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas

a) Un gas ideal no tiene volumen


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b) Las partículas que forman un gas ideal son iones. c) La teoría cinético-molecular de los gases supone que las moléculas gaseosas están

en continuo movimiento en forma desordenada, chocando entre sí y con las paredes de] recipiente .

d) La teoría cinética-molecular de los gases afirma que la energía cinética media de las moléculas gaseosas en movimiento es proporcional a la temperatura y aumenta con ésta.

e) El volumen de los gases y las atracciones entre partículas pueden ser ignorados a presiones altas, ya que bajo estas condiciones los gases se comportan como “ideales”.

f) Cada gas de una mezcla ejerce la misma presión que cuando ocupa él sólo el recipiente a la rnisma temperatura.

g) El cero absoluto es la temperatura a la cual el volumen de un gas ideal se hace cero.

h) Cantidades iguales de un gas ocupan el mismo volumen. i) Los gases nobles se comportan como gases ideales a bajas presiones y

temperaturas altas . j) El comportamiento de una sustancia gaseosa en una mezcla depende de las otras

sustancias que se encuentran presentes. 190. Distinga entre gas ideal y gas real . ¿En qué condiciones un gas real puede ser

tratado como ideal? ¿Por qué ? 191. Indique cuál de las siguientes sustancias espera que se comporten como un gas ideal

a bajas presiones a) agua; b) neón; c) hidrógeno; d) cloruro de hidrógeno; e) metano; f) nitrógeno; g) amoníaco; h) dióxido de nitrógeno.

192. Convierta a escala KeIvin las siguientes temperaturas :

a) 100°C b) 273°C c) -273°C d) -78,2°C

Pase a escala Celsius las siguientes a) 0,5 K b) 273 K c) 1,1 x 103 K d) 760 K

193. A continuación se incluye una lista de temperaturas de fusión y de ebullición de

distintos elementos a 1 atm. de presión , Expresarlas en KeIvin Tf Teb

a) H2 -259,7°C -252,7°C b) 09 -218,8°C -183 °C c) Br2 - 7,2°C 58 °C - d) Na 97,8°C 892°C c) Pb 327,4°C 1725°C


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194. ¿Qué altura debería tener una columna de aire para que el barómetro registre 760 mm de Hg? Suponga que el aire tiene un peso específico uniforme de 0,0012 g/cm3 y que el del Hg = 13,6 g/cm3.

195. Exprese las presiones que corresponden a las alturas de ¡as columnas de Hg que se

indican a continuación en : atm , N/m2 2 y HPa , expectivamente a) 700 mm Hg b) 350 mm Hg c) 1000 mm Hg

196. Grafique la Ley de Boyle en los siguientes diagramas a TI y T2 siendo TI < T2 a) P en

función de V b) P en función de IN c) P por V en función de V d) Diga qué representan las curvas en el diagrama (a) y qué ocurre con las mismas cuando la presión tiende a cero e) Idem qu (d) cuando tiende a infinito

197. Cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 76,8 cm3 a la presión de 772 mm de Hg

a) Cuál será su volumen a la presión de 760 mm de Hg y a la misma temperatura ? b) Represente la transformación en coordenadas P - Y , P -T y V -T.

198. Una masa dada de un gas ocupa un volumen de 240 1 a una presión de 1,25 atm a

una dada temperatura : a) Cuál será el cambio de volumen si la presión sc eleva en 0,75 atm a la misma temperatura. Represente la transformación en un gráfico 11 - V y en uno V - T. b) Qué volumen ocupará el doble de la masa de gas a esta última presión ?

199. Enuncie la Ley de Gay-Lussac y represéntela en un diagrama de V vs. T expresado T

en grados centígrados. a) Qué ocurre si se extrapola esa recta a volumen cero Vo b) Qué valor tiene a ( alfa) y qué significa ? c) En qué escala de temperatura la expresión V/T= cte es válida ? d) Grafique V vs. T para distintas presiones P, > P2 > P3

200. Una masa de gas ocupa un volumen de 0,6 1 a 25°C Si la presión se mantiene

constante, cuál será el volumen de dicha masa de gas a 5°C? Represente la transformación en un gráfico V-T y en uno P-V

201. El volumen observado de una cantidad de gas a 10°C y a la presión 750 mm Hg es de

240 litros. Hallar el volumen que ocupará si la temperatura aumenta a 40°C y la presión disminuye a 700 mm Hg.

202. 10 cm3 de un gas a 10°C es enfriado a P cte. hasta 0°C

a)¿Cuál será su nuevo volumen ? b) Represente las transformaciones en coordenadas P-V, P-T y V-T

203. Encuentre el valor de la cte. R de los gases en las siguientes unidades:

a) atm . 1 / mol . K b) J/mol.K c) cal /mol.K

(1 cal = 4,184 J; 1 Pa = 1 Newton/m2; 1 atm= 101325,00 N/ m2 ; IJ = 1 N. m)

204. Calcule el volumen que ocupará una cierta cantidad de gas N2 a 1,5 atm de presión si :


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a) éste ocupa 15 L a 1 atm. a la misma temperatura; b) éste ocupa 15 L a 2 atm y 150°C; c) éste ocupa 15 L a 1,5 atm de P y 150°C .

205. Un mol de gas ideal se encuentra en el estado 1 del siguiente gráfico P-T:

V1 = 8,2 1 T1 = 100 K. a) Calcule P 1 b) Calcule P2 si V2 4,1 L c) Calcule T3 d) Represente las transformaciones en un diagrama P-V.

206. Una masa de helio ocupa 1550 mL a 20°C y 800 mm de Hg . Hallar el volumen ocupado por:

a) la misma masa a 1 atm y a T cte. b) en condiciones normales de P y T. c) calcular la masa de He.

207. Dos moles de un gas ideal realizan las transformaciones indicadas en el siguiente gráfico P - T .

Las condiciones iniciales son : P1 = 1 atm V1 = 16,4 1 a) Calcule la T1 . b) Calcule la T2 sabiendo que P2 = 5 atm c) Calcule el volumen V3

d) Represente las transformaciones en un gráfico T - V 208. Un mol de un gas ideal que ocupa originalmente un volumen de 20 L a 1,12 atm y 273

K experimenta las siguientes transformaciones : a) Aumenta su volumen hasta duplicar el inicial a P cte. b) Disminuye su V a T cte. hasta duplicar su presión . c) Represente dichas transformaciones en gráficos P - V , V - T y P-T.

209. Dado el siguiente diagrama:

a) Diga si son verdaderas o falsas estas afirmaciones a1) Ta > Tc a2) Tb = Tc a3) Pb > Pc a4) Vc < Vd a5) Pa = Pd

b) Represente las transformaciones en diagramas P-T y V-T.

P

P


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210. Desarrolle a partir de la ecuación de estado, una expresión que permita calcular el peso molecular de un gas.

211. a) Calcular la densidad en g/¡ del gas 02 a 30'C y' 750 mm Hg suponiendo

comportamiento ideal. b) ¿Cuántas moléculas habrá en un volumen de 22,4 L de dicho gas en las condiciones anteriores y cuántas en las condiciones normales del mismo volumen ?.

212. Una muestra de cloroformo de 0,528 g de masa se recogen en forma de vapor en un

recipiente (matraz) de 127 m] de volumen . A 75°C la Pv en el matraz es 754 mm Hg Calcular el PM de] cloroformo

213. Dado el siguiente sistema de 4 balones, de igual volumen, interconectado por medio de llaves :

En el primero de ellos se coloca He a 2 atm y 25°C : a) Si manteniendo la T cte. se abre la llave L1, ¿qué presión se alcanzará? b) Si se abre la llave L2 , ¿a qué T se deberá llevar el sistema de modo que la

presión permanezca cte ? c) Si posteriormente se abre la llave L3 , a T cte. ¿cuál será la presión ? d) ¿A qué valor de T deberá estar el sistema tal que la P sea igual a la inicial ?

214. En las siguientes gráficas , interprete los cambios que se producen entre los distintos

puntos marcados y clasifíquelos como isobáricos, isocóricos o isotérmicos.

a) P

b) V

c) P


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215. Enuncie la Ley de las Presiones Parciales de Dalton. Exprese dicha ley

matemáticamente y defina fracción molar. 216. Una mezcla de 2 g de CO2 y 4 g de CO está contenida en un recipiente a 17°C y 700

mm de Hg de presión: Calcule el volumen del recipiente y la presión parcial de cada gas.

217. La composición en volumen del aire seco es 78 % N2, 21 % 02 1 % de otros gases.

Calcule las presiones parciales (en atm ) en un tanque de aire seco comprimido a 10 atm.

218. Se sabe que en una solución gaseosa las presiones parciales de N2 , O2 y CO2 son

988 , 228 y 304 mm de Hg respectivamente. Calcular la composición en volumen de la solución.

219. Se hace burbujear una muestra de gas N2 a través de agua líquida a 25°C, y luego se

recoge en un volumen de 750 cm3. Se encuentra que la presión total del gas , que está saturado con vapor de agua es 740 mm de Hg a 25°C, La Pv del agua a esta T es de 24 mm Hg. ¿Cuántos moles de N2 hay en la muestra ?

220. Un balón de 2 L que contiene N2 a 2 atm de presión y 25°C, es conectado mediante

una llave a otro balón de 5 L que contiene CO2 a 5 atm y 25°C, Una vez mezclados los gases , calcule: a) Presión total del sistema; b) Presión parcial de cada gas; c) Fracción molar de cada gas.

221. Una muestra de PCl5 que pesa 2,69 g fue colocada en un frasco de 1,00 1 y

evaporada completamente a una temperatura de 250°C. La presión observada a esta temperatura es 1,00 atm Existe la posibilidad de que algo del PCl5 puede haberse disociado de acuerdo a la siguiente reacción:

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g)

¿Cuáles deben ser las presiones parciales de PCl5 , PCl3 y Cl2 bajo estas condiciones experimentales?

222. Calcule el volumen de amoníaco que pueden obtenerse por síntesis a 30°C y 0,92 atm

a partir de 180 L de H2 medidos a 50°C y 1,3 5 atm. 223. El etileno gaseoso, C2H4 reacciona con el H2 en presencia de un catalizador de

platino, para formar etano, C2H6, de acuerdo con: C2H4 (g) + H2 (g) C2H6 (g)

Una mezcla de etileno e hidrógeno, de la cual solo se sabe que contiene más hidrógeno que etileno tiene una presión de 52 mm de Hg en un V desconocido. Luego de la acción del Pt , la presión del gas es 34 mm de Hg en el mismo V y a la misma temperatura. ¿Qué fracción de moléculas de la rnezcla original es de etileno?


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224. a) Escriba la ecuación de Van der Waals para n moles de gas, e indique el significado de cada término. b) Indique qué miden los términos a/V2 y b c) En base a las interacciones moleculares discuta los siguientes términos:

i ) presión ideal ii ) presión real iii ) presión experimental

225. Calcule la presión de 25 moles de propano contenidos en un cilindro de 8,2 L a 127°C,

utilizando la ecuación de Van der Waals. Compare ese valor con el obtenido utilizando la ecuación de los gases ideales.

226. Los gases reales siguen la ecuación de estado PV = RT solamente cuando sus

presiones son muy bajas. Utilizando los datos que se dan abajo para CO2 y O2 , muéstrese gráficamente que para la temperatura constante ( 0°C ) P.V no es una constante como pronostica la ley del gas ideal. Esto se hace mejor trazando la gráfica de PV como función de P en una escala suficientemente amplia como para que muestre las variaciones de PV . En la gráfica, determine el valor que tendría Rt para todos los gases ideales a 0°C. Determine igualmente en la gráfica las constantes que hay en la ecuación de estado empírica P.V = A + BP para el CO2

02, P (atm) PV ( 1 -atm) C02 P (atm) PV (1 - atm) 1,0000 22,3939 1,00000 22,2643 0,7500 22,3987 0,66667 22,3148 0,5000 22,4045 0,50000 22,3397 0,2500 22,4096 0,33333 22,3654 0,25000 22,3775 0,16667 22,3897

¿Qué error porcentual habría en el cálculo del volumen de un mol de CO2 a 1 atm al emplear el valor ideal de PV e ignorar las imperfecciones del gas ? 1

227. Dados los siguientes parámetros de Vander Waals: a (atm. 121 mol2) b ( l/mol) H2 0,24 0,0266 He 0,034 0,0237 CO 1,48 0,0308

Prediga teóricamente qué gas se acerca más al comportamiento ideal. Considere las atracciones intermoleculares y el tamaño molecular.

228. Compárense las presiones dadas por las ecuaciones de un gas ideal y de Van der

Waals para un mol de CO2 que ocupa un volumen de 0,381 litros a 40°C . El valor experimental es de 50 atm.


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229. Compárense los volúmenes dados por las ecuaciones de los gases ideales y de Van der Waals para un mol de nitrógeno a 400 atm de presión y TC. ( el valor experimental es de 0,0703 litros )


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Serie 8 : Soluciones – Concentración - Normalidad - Molalidad 230. Explique cómo se prepararía 50 cm3 de una solución acuosa de AgNO3 de:

a) 0,03g de AgNO3 por cm3 b) 10% P/V

231. Cuánto NaNO3 se debe pesar para preparar 75 mL de una solución acuosa que contenga:

a) 50 mg de Na por cm3 b) 12 % P/V

232 Cuántos cm3 de una solución que contiene 40 mg CaCl2 por litro se necesitan para la

reacción con 0,642 g de Na2CO3 puro? Se forma CaCO3 en la reacción. 233. Se pasa cloruro de hidrógeno gaseoso por agua, obteniéndose una solución de ácido

clorhídrico, de densidad 1,12 g/mL que contiene 30,5 % en peso de ácido. ¿Cuál es la masa de clorhídrico por mL en la solución?

234. Describa cómo prepararía 120 g de un solución -15 % P/P de BaCl2 a partir de BaCl2

6 H2O y agua pura. 235. Se diluyeron exactamente. 4g de una solución de ácido sulfúrico con agua, y se

agrego un exceso de BaCl2. El precipitado de BaSO4 lavado y secado, pesó 4,08 g . Encuentre el % de H2SO4 en la solución ácida original.

236. Calcule el volumen de ácido sulfúrico concentrado (densidad 1.94 g/mL) al 99% en

peso de H2SO4 que contendrá 40 g de sulfúrico puro. 237.Calcule la masa de clorhídrico anhídrico en 5 mL de ácido clorhídrico concentrado

(densidad 1,19 g/mL que contiene 37,23 % en peso de ácido. 238.Calcule el porcentaje en masa de soluto en cada una de las siguientes disoluciones acuosas : a) 5,50 g de BrK en 72,5 g de disolución. b) 31,0 g de CIK en 152 g de agua. c) 4,5 g de tolueno en 29 g de benceno. 239. Calcule la masa de Al2 (SO4)3 - 18 H2O que se necesitan para preparar 50 mL de una

solución acuosa que contenga 40 mg de Al3+ por cm3 240.¿Cuantos gramos de soluto se requieren para preparar 1 litro de solución 1M de

Pb(NO3)2 ? ¿Cuál es la concentración molar de la solución con respecto a cada uno de los iones ?

241. Calcular 11 concentración molar de cada una de ¡as siguientes soluciones: a) 18.0 g. de AgNO3 por litro de solución b) 12.0 g. de AlCl3 6H2O por 500 cm3 de solución.

c) 25.0 g. de BaSO4 por 350 mL de solución.


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242. ¿Cuál es la contracción molar de una solución que contenga 37,5 g de Ba(MnO4)2 por litro y cuál es la contracción molar con respecto a cada tipo de ión ?

243. ¿Cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 1 litro de solución 1 M de

CaCl2 6H2O ? 244. Calcule la molalidad de una solución que contiene:

a) 0.65 moles de glucosa , C6H12O6 en 250.g de H2O b) 45 g de glucosa en 1 Kg. de H2O c) 18 g de glucosa en 200 g de H2O

245. Calcule:

a) La concentración molar. b) La molalidad de una solución de H2SO4 de densidad 1, 198 g/mL que contiene

27,0% en peso de H2SO4 246. ¿Cuántos g de CaCI2 se deben agregar a 325 mL de H2O para preparar una solución 2,46 molal? 247. Determine las fracciones molares de las dos sustancias en una solución que contiene

36,0 g de H2O y 25 g de C3H5(OH)3. 248. Determine la concentración molar de cada una de las siguientes soluciones

a) 166,0 g de KI por litro de solución. b) 33,0 g de (NH4 )2SO4 en 200,0 mL de solución c) 12,5 g de CuS04 . 5 H2O en 100 mL de solución. d) 10,0 mg de Al3+ por mL. de solución

249. Calcule la concentración que resultaría de mezclar 100 mL 0,2 M con 400 mL 0,4 M.

Considere los volúmenes adhitivos 250. Se prepara una solución, mezclando 62,6 mL de benceno (C6H6) con 80,3 mL de

tolueno (C7H8) Calcule las fracciones molares de éstos dos componentes. La densidades son: benceno 0,879 g/mL ; y tolueno 0,967 g/mL 251. Cuántos equivalentes gramo de soluto están contenidos en:

a) Un litro de solución 2N. b) Un litro de solución 0,5 N c) 0,5 litro de solución 0,5 N d) 250 mL de solución 0,2 N.

252. Cuántos (a) equivalentes gramos y (b) miliequivalentes de soluto están presentes en

60 mL de una solución 0,4 N. 253. Calcule la normalidad de cada una de las siguientes soluciones

a) 7,88 g de HNO3 por litro de solución; b) 26,5 g de Na2CO3 por litro de soluc.

254. Realizar las siguientes conversiones:


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a) 3M de H2SO4 a N. b) 0,1 N de Ca(OH)2 a M. c) 5 g/L de Na2SO4 a M. d) 20 mg/mL de CuSO4 a M. e) 3N Al2SO4 a mmol/mL f) 5 % P/P de NaCl a mol/Kg de solvente. g) 1 molal de NaCl a % P/P.

255. Dada la siguiente ecuación sin ajustar

K+MnO4-+ K+I- + (H+)2SO4

2- (K+)2 SO42- + Mn2+SO4

2- + I2 + H2O

a) ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitan para preparar 500 mL de solución 0,25 N?

b) ¿Cuántos gramos de permanganato se necesitan para preparar 25 mL de solución 0,36 N?

c) ¿Cuántos equivalentes de KI reaccionarán con 200 mL de In solución (a)? 256. Dada la ecuación sin ajustar: Cr2O7

2+ + Fe2+ + H+ Cr 3+ + Fe3+ + H2O

a) ¿Cuál es la normalidad de una solución de K2Cr2O7 en la cual 35 mL contienen 3,87 g de K2Cr2O7? b) ¿Cuál es la normalidad de una solución de FeSO4, en la cuál 750 mL contienen 96,3 g de FeS04?

257. ¿Qué masa de Na2S2O3 . 5 H2O se necesitan para preparar 500 mL de una solución

0,25 N para la siguiente reacción?

2 S2O32- + I2 --------- S4O6

2- + 2 I- 258. Una solución contiene 75 mg de NaCI por mL . ¿A qué grado se debe diluir para

obtener una concentración de 15 mg de NaCI por mL ? 259. Calcule el volumen aproximado del agua que se debe agregar a 250 mL de una

solución de 1,25 N para hace la 0,5 N (despreciando los cambios de volumen) 260. ¿Qué volumen de alcohol al 95 % P/P (densidad 0,809 g/mL se debe utilizar para

preparar 150 mL de solución de alcohol al 30 % P/P (densidad 0,957 g/mL)? 261. Determine el volumen de HNO3 diluido (densidad 1,11 g/mL 19 % P/P de HNO3) que

puede prepararse diluyendo con agua, 50 mL del ácido concentrado (densidad 1,42 g/mL 69,8 % P/P de HNO3) Calcule las concentraciones molares y las molalidades de los ácidos concentrado y diluido.

262. ¿Qué volúmenes de ClH I2 N y 3 N se deben mezclar para preparar un litro de ClH 6 N?


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263. Una muestra de 50 mL de solución de Na2SO4 se trata con un exceso de BaCl2. Si el BaSO4 precipitado es 1,756 g . ¿Cuál es la concentración molar de la solución de Na2SO4?

264. ¿Cuál es el peso equivalente de un ácido si 1,243 g del mismo requieren 31,72 mL de

una base valorada 0,1923 N, para ser neutralizados? 265. Para ser neutralizados 25 mL de una disolución de H2SO4 se necesitan 20 mL de un

álcali exactamente 0,2 N. ¿Cuál es el volumen de solución ácida que contiene 1 g de H2S04?

266. Se disuelven 8,026 g de NaCl comercial en un litro de solución 10 mL se consumen en

su valoración 13,1 mL de solución 0,1 N factor 1,018. Calcular la pureza del NaCI. 267. ¿Cuántos gramos de KMnO4 se necesitan para oxidar 2,4 g de FeSO4 en una

solución acidificada con H2SO4?¿Cuál es el peso equivalente del KMnO4 en ésta reacción ?

268. ¿Cuántos litros de H2 C.N.P.T. serán desplazados de 500 mL de CIH 3,78 N

mediante 125 g de Zn? 269. Para la reacción: Na2CO3 + ClH NaCl + H2O + CO2

Se desea obtener 89,6 lítros de CO2 medidos en C.N.P.T. a) ¿Qué volumen de una solución 16 m de CIH (densidad = 1,2 g/mL) se

necesitaría? b) ¿Con cuantos gramos de Na2CO3 los haría reaccionar?

270. Según la siguiente reacción: CaSO3 (s) + ClH (ac) CaCl2 + SO2 (g) + H2O

Calcule: a) El número de moles de CaCl2 que se forman cuando se mezclan 180 g de CaSO3

y 500 mL de ClH 12 M b) La molaridad dela solución de CaCI2 resultante si el volumen final es 1000 mL c) El número de moles y los litros de SO2 en C.N.P.T. cuando reaccionan 180 g de

CaSO3 y 250 mL de ClH 12N. 271. Se titularon exactamente .50 mL de una solución de NaCO3 con 65,8 mL de ClH 3 N CO3

2- + 2 H CO2 + H2O

Si la densidad de la solución de Na2CO3 es 1,25 g/mL ¿Qué % de Na2CO3 contiene? 272. Se determinó el contenido en I de una solución por titulación con sulfato cérico en

presencia de ClH, durante la cual el I se convierte en ClI. Una muestra de 200 mL de la solución requirió 20 mL de solución de Ce4+ 0,05 N. ¿Cuál era la concentración de ioduro en la solución original en mg/mL?


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273. La solución de NH3 concentrada es 26 % P/P. Su densidad 0,904 g/mL ¿Cuál es su molaridad, normalidad y molalidad?

274. ¿A cuántos mg de Fe2+ es equivalente un mL de K2Cr2O7 0,1055 N ? 275. Un volumen de 12,53 mL de O2Se 0,05093 M reaccionó con exactamente 25,52 mL

de CrSO4 0,1 M. En la reacción el Cr2+ se oxida a Cr3+ ¿A qué estado de oxidación cambió el Selenio en Ia reacción?

276. Se determinó el peso molecular de un ácido orgánico mediante el estudio siguiente de

su sal de bario, Se convirtieron 4,29 g de la sal en el ácido libre mediante la reacción con 2 1,64 mL de H2SO4 0,477 M . Se sabía que la sal de bario, contiene dos moles de agua de hidratación por mol de Ba2+ y se sabía que el ácido era monoprótico (monobásico) ¿Cuál es el peso molecular del ácido anhidro?

277. Una muestra de 50 mL de solución de NaOH necesita 27,8 mL de ácido 0,1 N

durante la titulación. a) ¿Cuál es su normalidad? b) ¿Cuántos mg de NaOH hay en cada mL?

278. ¿Cuántos gramos de Cu serán desplazados de 2 litros de una solución de CuSO4 1,5

M mediante 2,7 g de Al? 279. Se disolvió una muestra de 0,518 g de piedra caliza y el calcio se precipitó como

oxalato de calcio (CaC2O4) Después de filtrar y lavar el precipitado se necesitaron 40 mL de solución de KMnO4 0,25 N acidificada con ácido sulfúrico para titularlo ¿cuál es el porcentaje de CaO en la piedra caliza? La ecuación sin ajustar es:

MnO4- + CaC2O4 + H2SO4 CaSO4 + Mn2+ + CO2 + H2O


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Serie 9 : Propiedades Coligativas . Ascenso Ebulloscópico - Descenso Crioscópico - Presión Osmótica . Ley de Distribución

280. El punto, de congelación del alcanfor puro es 178,4 °C y su constante molal del punto

de congelación es Kr: 40,0 °C Kg/mol. Encuentre el punto de congelación de una solución que contiene 1,50 g de un compuesto de peso molecular 125 en 35 g de alcanfor.

281. Una solución que contiene 4,5 g de (in no electrolito disuelto en 125 g de agua se

congela a –0,372°C. Calcule el peso molecular aproximado del soluto. 282. Una solución que contiene 6,35 g de un no electrolito disuelto en 500 8 de agua se

congela a - 0,465°C . Determínese el peso molecular del soluto 283. Calcúlese el punto de congelación y el punto de ebullición a 1 atm. de una solución

que contiene 30 g de azúcar de caña (PM M azúcar : 342) y 145 g de agua. 284. Si la glicerina C3H5(OH)3 y el alcohol metílico CH3OH, se venden al mismo precio por

Kg. ¿Cuál será más barato para preparar una solución anticongelante para el radiador de un automóvil?

285. El etilenglicol es [CH2(OH)CH2(OH)] es un anticongelante automovilístico común Es

soluble en agua y bastante no volátil (p. eb.197°C) Calcúlese el punto de ebullición de una solución que contenga 651 g de ésta sustancia y 2505 g de agua.¿ Pondría Ud. ésta sustancia en el radiador de su auto durante el verano?

P.M. del etilenglicol 62 g. 286. El peso molecular de un compuesto es 58 g. Calcule el punto de ebullición de una

solución que contiene 24 g de soluto y 600 g de agua, cuando la presión barométrica es tal que el agua hierve a 99,725°C.

287. Se preparó una solución disolviendo 3,75 g de hidrocarburo puro en 95 g de acetona

Se observó que el punto de ebullición de la acetona pura es de 55,95°C y el de la solución de 56,5°C. Si la Keb es 1,71°C. Kg/mol . ¿Cuál es el peso molecular aproximado del hidrocarburo?

288. Cuando se disuelven 10.6 g de una sustancia no volátil en 740 g de éter, su punto de

ebullición aumenta 0,284°C. ¿Cuál es el peso molecular de la sustancia? La constante molal del punto de ebullición del éter es 2,11°C Kg/ mol.

289. ¿Cuál es el punto de congelación de una sustancia al 10 % en peso de alcohol

metílico en agua? 290. La presión de vapor dcl agua a 28°C es 28,35 torr. Calcule la presión de vapor a 28°C

de una solución que contiene 68 g de azúcar de caña (C12H22O11) en 1 Kg de H2O. 291. A 20°C la presión de vapor del alcohol metílico es 94 torr. y la presión de vapor del

alcohol etílico es 44 torr. Ya que están relacionados estrechamente éstos compuestos forman un sistema de (los componentes que obedece muy de cerca la Ley de Raoult en cualquier gama de concentraciones. Si se mezclan 20 g de alcohol metílico con 100


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g de alcohol etílico, calcule la presión parcial que ejerce cada uno de ellos y la presión total de la solución. Calcule la composición del vapor sobre Ia solución aplicando la Ley de Dalton.

292. ¿Cuál es la presión osmótica a 0°C de una solución acuosa que contiene 46 g de

glicerina (C3H8O3); por litro. 293. La presión osmótica de la sangre es 7,65 atm a 37°C. ¿Cuánta glucosa debe

utilizarse por litro para una inyección intravenosa para que tenga la misma presión osmótica que la sangre?

294. ¿Cuál será la presión osmótica a 17°C de una solución acuosa que contiene 1,17 g de

sacarosa (C12H22O11) por 150 mL de solución? 295. Una solución acuosa de urea tiene un punto de congelación de - 0,52°C. Prediga la

presión osmótica de la misma solución a 37°C. Supóngase que la concentración molar y la molalidad son numéricamente iguales,

296. A 20°C y una presión total de 760 torr., un litro de agua disuelve 0,043 g de O2 puro ó

0,019 g de N2 puro. Suponiendo que el aire seco está formado por 20% de O2 y 80% de N2 (en volumen), calcule las masas de O2 y N2 disueltas en un litro de agua a 20°C expuesta al aire con una presión total de 760 torr.

297. Una mezcla gaseosa de H2 y O2 contiene 70% de H2 y 30% de O2 en volumen. Si la

mezcla gaseosa está n una presión de 2,5 atm (sin incluir la presión de vapor del agua) y se deja que se sature con agua a 20° C, se encuentra que el agua contiene 3 1,5 mL (C.N.) de hidrógeno por litro. Encuentre la solubilidad del H2 (reducido C.N.) a 20°C y una atm de presión parcial de H2.


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Serie 10 : Equilibrio Químico. Efecto en el cambio de la temperatura Efectos de los cambios en la concentración y en la presión.

298.- Defina e ilustre los siguientes términos a) Reacción reversible. b) Equilibrio químico c) Constante de equilibrio , K . 299.- Explique el significado de

a) Un valor muy grande de K. b) Un valor muy pequeño de K c) Un valor de K = 1

300.- ¿Qué indica el valor de la constante de equilibrio a cerca del tiempo que se requiere para que la reacción alcance el equilibrio ?

301.- Exprese la constante de equilibrio Kc y Kp ( según el caso) para las siguientes ecuaciones:

a) H20 (l) H2O (g) b) H2O (g) + CO (g) H2 (g) + C02 (g) c) 2 Mg (S) + O2 (S) 2 MgO (S) d) PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2(g) e) 2 CO2 (g) CO (g) + O2 (g) f) 3 O2 (g) 2 O3 (g)

302.- La constante de equilibrio de la reacción : 2 HCl (g) H2 (g) +Cl2 (g) es 4,17 x 10-3 a 25°C ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción :

H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g) ? 303.- Establezca el efecto sobre el equilibrio para la reacción : N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)

a) Si hay un incremento en las temperaturas b) Si hay una disminución de la presión. c) Sí hay un aumento en la concentración de O2 d) Si hay una disminución en la concentración de N2 e) Si hay un aumento en la concentración de NO. f) Si hay presencia de un catalizador

304.- Prediga el efecto sobre los siguientes equilibrios si hay:

a) aumento de la presión b) aumento de la temperatura .

H2 (g) + I2 (g) HI (g)

305.- Se calientan exactamente un mol de hidrógeno y un mol de iodo en una cámara

evacuada de 30 litros a 470° C. Utilizando el valor K del problema anterior, calcule :


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a) ¿Cuántos moles de iodo quedan sin reaccionar cuando se establece el equilibrio? b) Calcule la constante de equilibrio.

H2 (g) + I2 (g) HI

c) Las presiones parciales M ioduro y el iodo en equilibrio. d) Si ahora se introduce un mol adicional de hidrógeno en el sistema en equilibrio,

¿cuántos moles del. iodo original quedan sin reaccionar ? 306.- La reacción I2 (g) + H2 (g) HI (g) es exotérmica, el valor de Kc es 45,9 a

490°C. ¿Cuál será e valor de K. a 700 °C, mayor o menor que 45,9 ? Justifique su respuesta.

307.- Según la reacción:

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) calcule el número de moles de cloro producido en el equilibrio cuando se calienta un mol de PCl5 a 250°C en un recipiente, de 10 litros. K= 0,041 a 250°C.

308.- La Kc para la disociación del PCl5 es 4,2 x10-2 a 250°C ¿Cuántos gramos y moles de

PCl5 hay que añadir a un matraz de 3,0 litros para obtener una concentración de Cl2 0,15 M?

309.- a) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción anterior a 250°C? b) ¿Cuáles son las presiones parciales en el equilibrio de cada especie? c) ¿Cuál , es la Pt (presión total) del sistema en equilibrio? , - d) ¿Cuál es la Pp (presión parcial) del PC15 antes de que se inicie su

descomposición?


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Serie 11 : Equilibrio en solución. Ionización de ácidos y bases . 310.- En las siguientes reacciones determine quién se comporta como ácido y quién como base:

a) S03 + H2O HSO4- + H3O+

b) N02- + 2 H2O HNO2 + HO- c) NH3 + H2O NH4

+ + HO-

d) CO2 + 2 H2O HCO3- + H3O+

e) PO33- + H2O HPO4

2- + ......................... f) Zn2+ + H2O Zn (OH)+ + H3O+

311.- Calcular la concentración de HO- y H3O+ ; pH y pOH de las siguientes soluciones :

a) HCl 0,01 M b) NaOH 0,00 1 N c) HNO3 0,15 M d) KOH 0,02 M e) HCl 0,05 M

312.- Calcular la concentración de HO- de una disolución de NH3 0,1 M. Kb = 1,8 x 10-5 313.- Calcular las concentraciones del ácido no ionizado y de los iones producidos por una

disolución 0,1 M de ácido fórmico cuando ésta alcanza el equilibrio. Ka = 1,7 x 10-4 . 314.- Si se tiene una solución de Ba(OH)2 con un pH 0 12,7 ; calcular: a) Concentración de HO- , b) Concentración de H3O+ c) pOH d) Concentración del hidróxido . 315.- Calcular los pH de las siguiente soluciones:

a) NH3 10-4 M Kb = 1,8 x 10-5 b) AcH 10-2 M Ka = 1,8 x 10-5 c) HNO2 0,5 M Ka = 4,5 x 10-4 d) FoH 0,03 M Ka = 1,7 x 10-4

316.- El pH de una solución 0,01 M de un ácido monoprótico débil, es 2,85.¿Cuál es la Ka

del ácido? 317.-Calcule la concentración de iones presentes en una solución de sulfito de sodio 0,00 1

M según S03

-2 + H2O HSO3 + OH-

Ka1 = 1,3 x 10-2 Ka2 = 6,3 x 10-8

318.- Las soluciones de nitrito de sodio manifiestan alcalinidad. ¿Cuál será la

concentración de oxhidrilos que genere una solución 0,02 M de nitrito de sodio? Ka = 4,5 X10-4


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319.- Una solución de NH4Cl 10-3 M, ¿qué pH manifestará ?. Kb = 1,8 x 10-5

320.- ¿Cuál es el porcentaje de ionización de una solución 0,1 M de ácido cianhídrico HCN ?

Ka = 6,2 x 10-10 321.- Calcule la concentración molar de una solución de ácido acético que está ionizada un

2%. KaAcH = 1,8 x 10-5 322.- Calcular el pH de una solución de HCl 10-8 M. 323.- Calcule la concentración de HO- y de H3O+ en una solución 0,001 M de una base

débil que está 1,3% ionizada. ¿Cuál es el pH de la solución? 324.- ¿Qué concentración de ácido acético se necesita para dar una concentración de

H3O+ de 3,5 x 10-4? Ka = 1,8 x 10-5 325.- Calcular el pH de una solución de ácido acético (CH3COOH) 0,15 M. Ka = 1,8 x 10-5 326.- Calcule las concentraciones de H3O+ y OH-; pH y pOH de una solución 0,01 M de

NH4Cl. Kb del amoníaco = 1,8 x 10-5

327.- Calcular el pH pOH y la concentración de los iones presentes en una solución de:

a) 0,001 N de HCl . b) 0,001 N de HAc c) 10,001 N de NaAc.

d) ¿Qué coloración tomará la solución si se coloca un indicador básico cuyo Kb= 1x 10-6 ( color ácido = verde; color básico= rojo) 328.- ¿Cuál es el porcentaje de ionización del ácido cloroacético 0,005 M ? Ka = 1,4 x 10-3 329.- ¿Qué concentración de ácido dicloroacético da una concentración de protones de 8,5

x10-3 M ? Ka = 3,32 x 10-2 330-Calcule la concentración de HO- y el grado de hidrólisis en una solución 1 M de NaOCN .

Ka del HOCN = 3,3 x 10-4 331.- En una solución de cloruro de piridinio (C6H6NCl) 0,25 M se encontró que tiene un pH

2,93 ¿Cuál es tiene un pH el valor de la Kb para la disociación básica de la piridina? Serie 12 : Conceptos fundamentales. Balanceo de Ecuaciones. Agentes oxidantes y

reductores

Escribir las ecuaciones iónicas y moleculares para las siguientes reacciones.


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332.- CuS + H+NO3- (diluido) CU+2 (NO3

-)2 + H2O + NO + S 333.- K+ MnO4

- + H+ Cl- K+ Cl- + Mn+2(Cl-)2 + H2O + Cl2 334.- Fe+2 (Cl-)2 + H2O2 + H+ Cl- Fe+3 (Cl-)3 +H2O 335.- As2 S5 + H+NO3

- (conc) H3AsO4 + H+HSO4- + H2O + NO2

336.- Cu + H+NO3- (conc) Cu+2(NO3

-)2 + H2O + NO2 337.- Cu + H+NO3

- (dil) Cu+2(NO3-)2 + H2O + NO

338.- Zn + H+NO3- (dil) Zn(NO3

-)2 + H2O + NH4 +NO3-

339.- Cr+3 (I-)3 + K+OH- + Cl2 (K+)2CrO4

-2+ K+ IO4- + K+Cl- + H2O

340.- I2 + (Na+)2S2O3 (Na+)2 S4O6 –2 + Na+ I-

341.- H+NO3- + H+ I- NO + I2 + H2O

342.- (K+)2Cr2O7-2 + Sn+2 (Cl-)2 + H+Cl- Cr+3 (Cl-)3+ SnCl4 + K+Cl- + H2O

343.- NH3 + O2 NO + H2O 344.- I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O 345.- KI + H2SO4 K2SO4 + I2 + H2S + H2O 346.- KBr + H2SO4 K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O 347.- I- + NO2

- I2 + NO ( solución ácida) Agentes oxidante y reductores 348.- Determinar el peso equivalente de cada uno de los oxidantes o reductores

subrayados en cada una de las siguientes reacciones de óxido-reducción sin igualar:

a) MnO2 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O b) KMnO4 + H2C2O4 . 2 H2O + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O c) K2Cr2O7 + SnCl2 + HCl CrCl3 + SnCl4 + KCl + H2O d) Ce(SO4)2 + Hg2SO4 Ce2(SO4)3 + HgSO4

349.- En la reacción (b) del problema anterior, calcular el peso de KMnO4 necesario para oxidar 0,3572 g de H2C2O4 2H2O - En la reacción (c) del mismo problema, calcular el peso de K2Cr2O7 necesario para oxidar 0,2000 gramos de SnCl2

350.- Cuando el Fe+3 oxida al I- a I2 , el producto de la reducción es Fe+2.¿Cuántos gramos

de iodo pueden formarse por la acción de 13,20 g de FeCl3 en un exceso de KI ?

guía de ejercicios y problemas año 2007 · 2007-03-20 · universidad tecnológica nacional...

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