qg i - guía de ejercitación 2015

QUIMICA GENERAL I 2015 - Depto. Fis. Quim. - Fac. Cs. Qs. - U.N.C.

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QUIMICA GENERAL I

GUIA DE ACTIVIDADES de EJERCICIOS y PROBLEMAS

Año 2015

Cuerpo Docente: Profesores: - Dr. Osvaldo R. CAMARA

- Dr. Eduardo CORONADO Auxiliares Docentes: - Dra. María Isabel MANZANARES CUELLO

- Dr. Juan FRAIRE - Ing. Qca. Diana M. ARCINIEGA JAIMES - Lic. Juan P. ARANGUREN - Lic. Javier BARRERA - Lic. Victoria BENAVENTE LLORENTE - Lic. Martín FAILLACE - Ing. Qca. Diana HENAO ARBOLEDA - Lic. María L. PARA

Departamento de Físico Química.

Facultad de Ciencias Químicas – U.N.C. La presente Guía ha sido preparada por el personal docente de la asignatura Química General I, del Departamento de Físico Química, Facultad de Ciencias Químicas, Universidad Nacional de Córdoba. Su propósito es proporcionar al alumno una orientación en el estudio de la asignatura. Contiene el Programa Analítico de la asignatura, la bibliografía recomendada (no excluyente de cualquier otro libro de texto de buena calidad conceptual que el alumno pueda disponer), el cronograma de las Actividades del año en curso, y las Series de Ejercicios y Problemas correspondientes a cada unidad del programa.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE CORDOBA

FACULTAD DE CIENCIAS QUIMICAS


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INDICE Química General I Curso 2015 Página

- Objetivos 3

- Programa Analítico de QUIMICA GENERAL I 3

- Bibliografía Recomendada 5

- Actividades de Clase (Horarios) 6

- Cronograma y Temario a Desarrollar 7

- Recuperaciones de clases 9

- Prólogo al estudio de la asignatura 10

- Series de Ejercicios y Problemas 14

- Serie Nro. 0: Guía de Ejercitación de Repaso 15

- Serie Nro. 1: Capítulo I Termoquímica 23

- Serie Nro. 2: Capítulo I Termoquímica (continuación) 27

- Serie Nro. 3: Capítulo II La Estructura del Atomo 32

- Serie Nro. 4: Capítulo III La Estructura Electrónica de los Atomos y la Periodicidad de los Elementos

37

- Serie Nro. 5: Capítulo IV Conceptos Fundamentales del Enlace Químico. Parte A

43

- Serie Nro. 6: Capítulo IV Conceptos Fundamentales del Enlace Químico. Parte B

47

- Serie Nro. 7: Capítulo V El Estado Gaseoso 51

- Serie Nro. 8: Capítulo VI El Estado Líquido. Fuerzas Intermoleculares 57

- Serie Nro. 9: Capítulo VII El Estado Sólido 65

- Serie Nro. 10: Capítulo VIII Propiedades de las Soluciones 68

- Apéndice: Tablas de Datos Utiles 71

- Examen Recuperatorio del 1er. Examen Parcial del año 2006 84

- Examen Recuperatorio del 2do. Examen Parcial del año 2006 85


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QUIMICA GENERAL I OBJETIVOS El curso de Química General I tiene como objetivo introducir al alumno en el estudio de la materia, sus propiedades y transformaciones, las reacciones químicas, teniendo en cuenta los factores que hacen a la comprensión de las mismas. Para alcanzar tal objetivo, se ha estructurado el programa comenzando con una visión más bien macroscópica y fenomenológica de la Química (Capítulos I y II) donde se dan además, los cambios energéticos que acompañan a las reacciones químicas; continuando con una visión microscópica de la materia (Capítulos III, IV y V), desde la estructura del átomo hasta los conceptos fundamentales del enlace químico. En los capítulos siguientes, (VI al VIII) sobre la base de los anteriores y con la introducción del concepto de las fuerzas intermoleculares, se dan los estados de la materia y propiedades de las soluciones, incluyendo una reseña de los materiales modernos lo que contribuye a una mayor comprensión de los diferentes tipos de enlaces químicos y de las interacciones moleculares, que hacen a las propiedades de la materia. Se pone en evidencia además, que la Química es una ciencia que se desarrolla continuamente. PROGRAMA ANALÍTICO de QUIMICA GENERAL I CAPITULO I: TERMOQUIMICA Termoquímica. Energía. Unidades. Energía cinética, potencial y energía interna. Ley de la conservación de la materia. Calor de reacción: Definición. Procesos exotérmicos y endotérmicos. Concepto de entalpía. Cambios de entalpía. Ecuaciones termoquímicas. Medición de los calores de reacción. Uso de los calores de reacción: Ley de Hess. Entalpías estándar de formación. Las reacciones químicas como recursos energéticos: combustibles, alimentos etc. CAPITULO II: ESTRUCTURA DEL ATOMO La estructura del átomo. Estructura básica. Experimento de Thompson y experimento de Millikan. Modelo nuclear del átomo. Descubrimiento de la radioactividad. Partículas elementales. Dispersión de partículas alfa. La estructura del núcleo. La espectrometría de masa y los pesos atómicos. Los electrones en los átomos. La naturaleza ondulatoria de la luz. La cuantización de la energía y los fotones. La teoría de Bohr para el átomo de hidrógeno: Los espectros de líneas y los postulados de Bohr. La mecánica cuántica: La relación de De Broglie. El Principio de incertidumbre. Los números cuánticos y los orbitales atómicos. CAPITULO III: LA ESTRUCTURA ELECTRONICA La estructura electrónica de los átomos y la periodicidad de los elementos. El spin del electrón y el principio de exclusión de Pauli. La configuración electrónica de los átomos y la tabla periódica. Diagrama de orbitales de los átomos. La regla de Hund. Las propiedades magnéticas de los átomos. Algunas propiedades periódicas: Los radios atómicos, la energía de ionización y la afinidad electrónica, otras propiedades. CAPITULO IV: ENLACE QUIMICO Conceptos fundamentales del enlace químico. Descripción del enlace iónico. Energías involucradas. Configuraciones electrónicas de los iones. Radio iónico. Enlace covalente, descripción. Enlace covalente coordinado. Regla del octeto. Enlace deslocalizado. Resonancia.


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Energía de enlace y entalpía. Cambio de entalpía de las reacciones químicas a partir de las energías de enlace. Polaridad y electronegatividad. La geometría molecular y la teoría del enlace químico: Los enlaces dirigidos. Modelo de la repulsión de los pares de electrones de valencia. Momento dipolar y geometría molecular. Teoría del enlace de valencia. Orbitales híbridos. Enlaces múltiples. Enlaces deslocalizados. CAPITULO V: EL ESTADO GASEOSO El estado gaseoso. Propiedades de los gases. La ecuación de estado de los gases ideales. Mezcla de gases y presiones parciales. Aplicaciones a cálculos de reacciones químicas. La teoría cinético-molecular de los gases y la interpretación cualitativa de las leyes de los gases ideales. Velocidades moleculares. Difusión y efusión. Desviaciones del comportamiento ideal. Ecuación de van der Waals. CAPITULO VI: EL ESTADO LÍQUIDO El estado líquido. Descripción cinético-molecular de los líquidos. Las fuerzas intermoleculares para expresar las propiedades de los líquidos. Fuerzas de dispersión de London, fuerzas dipolo-dipolo y “puente hidrógeno”. Fuerzas ion-dipolo. Cambios de estado: cambios de energía que acompañan a los cambios de estado. Presión de vapor. Principio de Le Chatelier. Punto de congelación y punto de ebullición. Curvas de calentamiento. Diagrama de fases para el agua y el dióxido de carbono. Ecuación de Clausius-Clapeyron. CAPITULO VII: EL ESTADO SOLIDO El estado sólido. Propiedades de los sólidos, comparación con los líquidos y gases. Distintos tipos de fuerzas de atracción. Estructuras de los sólidos. Sólidos, cristalinos: redes y celda unidad de algunos sólidos cristalinos, moleculares e iónicos. Sólidos covalentes. Los materiales modernos como ejemplos de materiales con propiedades que dependen de los diferentes tipos de enlaces: cristales líquidos, polímeros, productos cerámicos y películas delgadas. CAPITULO VIII: PROPIEDADES DE LAS SOLUCIONES Propiedades de las soluciones. Proceso de disolución. Distintos tipos de soluciones. Soluciones saturadas y solubilidad. Factores que afectan la solubilidad. Ley de Henry. Propiedades coligativas: Ley de Raoult, descenso de la presión de vapor, ascenso del punto de ebullición y descenso del punto de congelación. Desviaciones. Osmosis. Determinación de pesos moleculares. Coloides: propiedades generales.


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BIBLIOGRAFÍA RECOMENDADA:

“De todos los instrumentos del hombre, el más asombroso es sin duda, el libro. Los demás

son extensiones de su cuerpo. El microscopio, el telescopio, son extensiones de su vista; el teléfono

es extensión de su voz; luego tenemos el arado y la espada, extensiones de su brazo. Pero el libro

es otra cosa: el libro es la extensión de la memoria de la imaginación.”

Jorge Luis Borges

- P. Atkins and L. Jones. Principios de Química. 3ra Ed. Editorial Médica Panamericana. 2006. - T. L. Brown, H. E. LeMay Jr. y B. E. Bursten. Química. La Ciencia Central. 7ma. Ed. Prentice

Hall Hispanoamericana, S.A. 1998. - R. H. Petrucci y W. S. Hardwood. Química General. Principios y Aplicaciones. 7ma. Ed.

Prentice Hall. 1999. - R. Chang. Química. 6ta. Ed. Mc Graw Hill Interamericana 1999. - K. W. Whitten, R. E. Davis, M. L. Peck y G. G. Stanley. Química. 8va. Ed. Cengage Learning.

2008. - J. E. Brady y G. E. Humiston. Química Básica. Principios y Estructura. 2da. Ed. Limusa. 1985. - B. M. Mahan y R. J .Myers. Química. Curso Universitario. 4ta. Ed. Addison. Wesley

Iberoamericana. 1990. - W. L. Masterton y E.J. Slowinski. Química General Superior. 6ta. Ed. Mc Graw Hill. 1992. - P. Atkins and L. Jones. Chemistry, Molecules, Matter and Change. 3rd. Ed. W.H.Freeman &

Co. 1997. - D. D. Ebbing. General Chemistry. 4ta. Ed. Addison Wesley. Iberoamericana. 1990. - A. B. Ellis. Teaching General Chemistry: A Materials Science Companion. American Chemical

Society. 1993. - Cualquier otro libro de texto de Química General de nivel universitario elaborado por un autor de importante trayectoria académica.


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015

ACTIVIDADES DE CLASE

Clases Teóricas: Inicio: Lunes 16 de Marzo NO OBLIGATORIAS !!! Estas clases se dictan en la Batería de Aulas B y se repiten en dos turnos:

Primer Turno: Lunes 11:00 – 12:30 hs. Aula B 3 Miércoles 11:00 – 12:30 hs. Aula B 3

Segundo Turno: Lunes 14:30 – 16:00 hs. Aula B 3 Miércoles 14:30 – 16:00 hs. Aula B 3

Clases de Seminario de Ejercicios y Problemas: Inicio: Miércoles 18 de Marzo Se dictan en aulas de la Batería de Aulas B y comprenden dos clases semanales OBLIGATORIAS para aprobar la asignatura por PROMOCION !!!

COMISION 1ra. Clase Día / hora / aula

2da. Clase Día / hora / aula

1 Lunes 14:30 -- 16:00 B10 Miércoles 15:30 -- 17:00 B10 2 Lunes 14:30 -- 16:00 B15 Miércoles 15:30 -- 17:00 B15 3 Lunes 11:30 – 13:00 B10 Jueves 13:30 – 15:00 B10 4 Lunes 11:30 – 13:00 B15 Jueves 13:30 – 15:00 B15 5 Martes 11:00 – 12:30 B10 Viernes 10:00 – 11:30 B10 6 Martes 15:00 – 16:30 B15 Viernes 10:00 – 11:30 B15 7 Martes 15:00 – 16:30 B10 Jueves 10:00 – 11:30 B10 8 Martes 11:00 – 12:30 B15 Jueves 10:00 – 11:30 B15 9 Lunes 09:00 – 10:30 B10 Miércoles 10:00 – 11:30 B10 10 Lunes 09:00 – 10:30 B15 Miércoles 10:00 – 11:30 B15 11 Martes 08:00 – 09:30 B15 Jueves 10:00 – 11:30 B16 12 Martes 08:00 – 09:30 B10 Viernes 10:00 – 11:30 B16 13 Martes 17:30 -- 19:00 B10 Viernes 13:30 -- 15:00 B10 14 Lunes 11:30 – 13:00 B16 Viernes 13:30 -- 15:00 B15 15 Lunes 19:00 – 20:30 B10 Jueves 21:00 – 22:30 B10 16 Lunes 19:00 – 20:30 B15 Jueves 21:00 – 22:30 B15

Exámenes Parciales: OBLIGATORIOS para aprobar por PROMOCION !!! - Primer Examen Parcial: día a confirmar entre el 25 de Abril y el 09 de Mayo. - Segundo Examen Parcial: día a confirmar entre el 22 de Junio y el 04 de Julio. - Recuperación de uno de los Exámenes Parciales: día a confirmar entre el 07 y el 11 de Julio. - Exámenes Finales (1ra. y 2da. fecha): días a confirmar entre el 07 y el 25 de Julio


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QUIMICA GENERAL I

CRONOGRAMA Y TEMARIO A DESARROLLAR -- 1er. Semestre 2015 (Unidad del Programa - Temario)

Semana

Fecha

Clases Teóricas Clases de Ejercicios y Problemas Observ.

- Presentación del curso. 1- Termoquímica

-------------------------------------- 1

16//03 al

20/03 1- Termoquímica Ejercicios de Repaso General

Sin Clases Sin Clases 2 Feriados

23 y 24/03

23/03 al

27/03 1- Termoquímica Series 1- Termoquímica

1- Termoquímica

Series 1- Termoquímica 3 Feriados

02 y 03/04

30/03 al

03/04 Sin Clases Sin Clases

2- Estructura del Átomo

Series 1- Termoquímica (Evaluación)

4

06/04 al

10/04 2- Estructura del Átomo Serie 3- Estructura del Átomo

3- Estructura Electrónica.

Serie 3- Estructura del Átomo (Evaluación)

5

13/04 al

17/04 3- Estructura Electrónica

Serie 4- Estructura Electrónica

.

3- Estructura Electrónica. Propiedades Periódicas

Serie 4- Estructura Electrónica

6 Feriado 24/04

20/04 al

24/04 4- Enlace Químico (A) Serie 4- Estructura Electrónica (Evaluación)

7 Feriado 01/05

27/04 al

01/05

1er. Examen Parcial Fcha: a determinar

8

04/05 al

08/05

4- Enlace Químico (A) Serie 5- Enlace Químico (A) 9

11/05 al

15/05 4- Enlace Químico (B)

Serie 5- Enlace Químico (A) (Evaluación)

4- Enlace Químico (B)

Serie 6- Enlace Químico (B) 10

18/05 al

22/05 5- Estado Gaseoso Serie 6- Enlace Químico (B) (Evaluación)


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5- Estado Gaseoso Serie 7- Estado Gaseoso

11 Feriado 25/05

25/05 al

29/05 6- Estado Líquido Serie 7- Estado Gaseoso (Evaluación)

6- Estado Líquido Serie 8- Estado Líquido

12

01/06 al

05/06 6- Estado Líquido Serie 8- Estado Líquido

7- Estado Sólido Serie 8- Estado Líquido (Evaluación)

13

08/06 al

12/06 7- Estado Sólido Serie 9- Estado Sólido (Evaluación)

8- Propiedades de las Soluciones

Serie 10- Propiedades de las Soluciones

14

15/06 al

19/06 8- Propiedades de las Soluciones

Serie 10- Propiedades de las Soluciones (Evaluación)

15

22/06 al

26/06

2do. Examen Parcial Fecha: a determinar

16

29/06 al

03/07

17 Feriados

06 y 09/07

06/07 al

10/07

Recuperación Exámenes Parciales: Fecha a determinar

Examen Final: Fecha a determinar

18

13/07 al

17/07


19

20/07 al

24/07



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QUIMICA GENERAL I - Curso 2015

RECUPERACIONES de CLASES de EJERCICOS Y PROBLEMAS correspondientes a DIAS FERIADOS Lunes 23 y Martes 24 de Marzo: feriado puente y feriado en ocasión del Día Nacional de la

Memoria por la Verdad y la Justicia. No se recuperan estas clases. Jueves 02 de Abril: feriado en ocasión del Día del Veterano y de los Caídos en la Guerra de

Malvinas. Viernes 03 de Abril: feriado en ocasión de la Semana Santa. No se recuperan estas clases. Viernes 24 de Abril: feriado en ocasión del Día Nac. de la Memoria por la Verdad y la Justicia . Comisión Recupera el día / hora / Aula

5 Jueves 23 de Abril, de 13:00 a 14:30 hs, Aula B8.


12 Jueves 23 de Abril, de 08:00 a 09:30 hs, Aula Seminario Depto. Físico Química.

13 Jueves 23 de Abril, de 09:30 a 11:00 hs, Aula Seminario Depto. Físico Química.


Lunes 25 de Mayo: feriado en ocasión del Día de la Revolución de Mayo

Comisión Recupera el día / hora / Aula

1 Viernes 29 de Mayo, de 15:30 a 17:00 hs. en Aula B3.

2 Viernes 29 de Mayo, de 14:00 a 15:30 hs. en Aula B3

3 Martes 26 de Mayo, de 08:00 a 09:30 hs. Aula Seminarios Depto. Físico Química

4 Martes 26 de Mayo, de 09:30 a 11:00 hs. Aula Seminarios Depto. Físico Química

9 Jueves 28 de Mayo, de 09:30 a 11:00 hs., Aula Subsuelo Depto. de Físico Química

10 Jueves 28 de Mayo, de 19:15 a 20:45 hs. Aula Subsuelo Depto. de Físico Química

14 Martes 26 de Mayo, de 12:30 a 14:00 hs. en Aula B9




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PROLOGO al estudio de la asignatura

El presente material de estudio constituye el único material oficial elaborado con el apoyo del

personal docente encargado del dictado de la asignatura.

Debe considerarse solo como un punto de partida y de orientación en el estudio de la materia, por

lo que el alumno deberá recurrir indefectiblemente a los libros de texto aconsejados, a fin de cubrir

el programa que se desarrolla a lo largo del cuatrimestre lectivo.

Los docentes de la asignatura esperamos que el alumno realice un estudio detallado de los

conceptos teóricos de cada unidad, para posteriormente intentar su aplicación en los ejercicios

correspondientes.

También queremos recomendar que el alumno adquiera la costumbre de realizar los ejercicios

que en el libro de texto elegido se van desarrollando a lo largo de la presentación teórica, como así

también los que el autor del texto propone al final de cada capítulo.

Toda esta metodología de trabajo sin dudas contribuirá a formar hábitos de estudio, de análisis

crítico y de práctica en su aplicación que formarán la esencia y el “corazón” de su futura actividad

profesional en las Ciencias Químicas.

Les deseamos un muy buen comienzo en sus estudios en nuestra Facultad y deseamos que se

acerquen sin temores a nosotros para expresarnos cualquier duda, comentario u opinión que tengan,

a fin de realizar esta tarea de enseñanza-aprendizaje (de ustedes y nosotros) con el mayor gusto y

beneficio posible.

El plantel docente de Química General I

Iniciando sus estudios en Química

La química es una ciencia fundamental, y muchos la consideran como una ciencia central. Su estudio y desarrollo requiere del conocimiento de la física, la matemática y también la geometría, y tiene directa relación en áreas básicas tales como la biología, la geología, y áreas aplicadas tales como la medicina, la odontología, la ingeniería y tantas otras más.

Por otra parte la química es una ciencia experimental, lo que quiere decir que se basa en observaciones de fenómenos (hechos) y en la experimentación sobre esos fenómenos, para obtener conclusiones que permitan interpretar (esto es, entender) por qué se producen. Conocemos los conceptos que manejamos en el estudio de la química porque hemos observado y verificado que se apegan a la realidad. Desde las explicaciones de las observaciones se construyen teorías. Las teoría “exitosas” explican en forma completa y con exactitud todas las observaciones sobre un fenómeno, y lo que es muy importante, nos permiten predecir resultados de experimentos aún sin haberlos realizado. Por ello, siempre los experimentos y las teorías van de la mano. Desde los experimentos elaboramos teorías, y con las teorías diseñamos nuevos experimentos, y a lo largo de este proceso sin final, aprendemos las reglas que rigen el comportamiento de la naturaleza que nos rodea y de la que somos parte.


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¿Cuál es la mejor forma de estudiar la química?. No hay una respuesta única y sencilla a esta pregunta, porque estudiar y aprender química significa que cada estudiante debe construir en su propia estructura cognitiva los conceptos de la química, y ello es una “tarea de cada uno”. De todos modos daremos algunas sugerencias que pueden ser de gran utilidad.

Los estudiantes suele subestimar la importancia del acto de escribir y de hacer esquemas, figuras o dibujos como herramienta de aprendizaje. Siempre que lea un texto, no solo trate de identificar lo más sobresaliente o relevante de cada párrafo sino que también tome notas, haga algún cuadro o represente algún esquema. Cuando resuelva algún ejercicio o problema o tenga que elaborar la respuesta a alguna pregunta, escriba algún comentario sobre cuál fue su estrategia para analizar la situación planteada y el razonamiento posterior para obtener la respuesta. El hecho de escribir un pequeño párrafo o texto obliga a concentrarse más profundamente en lo que se está haciendo y por lo tanto aumenta la posibilidad de retener lo que se quiere aprender.

Relea, revise o corrija lo que escribió. Asegúrese de comprender bien lo que usted mismo escribió, al punto de poder explicárselo correctamente a un compañero. En nuestro trabajo solemos decir que nos damos cuenta si sabemos algo cuando debemos tratar de explicárselo a alguien, y que puedan entendernos!.

Es muy útil leer el tema que se va a desarrollar en clase antes de escuchar al profesor. Esto ayuda a sentir cierta “familiaridad” con los conceptos que escuchará y podrá identificar más claramente las ideas centrales. Tome notas en clase. Apenas regrese a su hogar o en la biblioteca después de clase revise esas notas y corríjalas o complételas mientras tiene aún “fresca” la memoria.

Intente resolver los ejercicios ilustrativos que le dio su profesor o que se encuentran en el texto pero sin mirar la respuesta. Si no puede avanzar, lea una sola línea de la respuesta por vez para tener alguna “pista”, e intente continuar solo. Lea el enunciado de los ejercicios y problemas tantas veces como sea necesario hasta estar seguro de lo que debe responder. Identifique claramente los datos directos que se mencionan en el enunciado, y también busque toda otra información “oculta” dentro del texto que le ayude a elaborar una estrategia de resolución.

En muchos los libros de texto se mencionan al final de cada capítulo los conceptos claves de la unidad. Repáselos y asegúrese de haberlos comprendido bien. Si estudia con un compañero, discutan el tema en conjunto. Explique sus ideas y conceptos, y escuche las explicaciones de sus compañeros. Exíjanse a si mismos y a sus compañeros el uso de un vocabulario correcto y riguroso dentro de la temática de estudio. Practique el modo de expresión de sus conceptos con claridad y fluidez, lo que será muy importante para cuando tenga que dar un examen en forma oral, o justificarle verbalmente a su profesor una respuesta en un examen escrito.

Recuerde que en química vale aquello de que “pensamos como hablamos, y hablamos como pensamos”. A menudo un pensamiento ágil va de la mano con una expresión verbal fluida. Entonces “verbalice” sus pensamientos y/o razonamientos cuando estudia un texto o resuelve un ejercicio, esto es, explíquese a Ud. mismo en voz alta la idea que esta elaborando, y juzgue con crudeza si es coherente o no.

Importante:

Al comienzo de cada Serie de Ejercicios se detalla una lista de los conceptos centrales que el estudiante deberá conocer y dominar en forma adecuada para resolver con éxito los ejercicios de esa Serie. Dicha lista no es excluyente de algún otro concepto importante que se pudiera haber omitido.

Los siguientes son algunos comentarios adicionales que queremos brindarle a modo de pequeños consejos de utilidad para el estudio de nuestra asignatura (adaptados desde T. L. Brown, H. E. LeMay Jr. y B. E. Bursten. Química. La Ciencia Central).


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Importancia de la práctica Las claves del éxito para cualquier tarea que emprendamos, ya sea para aprender a tocar un instrumento musical, hablar un nuevo idioma, o hacer un deporte, son la práctica y la disciplina (y una buena dosis de esfuerzo claro está!). No es posible aprender a tocar la guitarra tan solo escuchando un concierto, ni a jugar al fútbol o al tenis tan solo mirando un partido por televisión. De igual modo no es posible aprender química tan solo escuchando al Profesor, o mirando lo que escribe en un pizarrón, o solo leyendo un buen libro de texto. El trabajo del estudiante no es solo entender como alguien usa la química, sino poder utilizarla por si mismo. Para ello se requiere que “practique” la química con regularidad, y para hacer algo con regularidad se requiere constancia, y para hacer algo con constancia se requiere de autodisciplina, hasta lograr que esa regularidad se convierta en un hábito (un buen hábito por supuesto!). Los ejercicios de práctica de la Guía de estudio de nuestra asignatura, los ejercicios a lo largo de los diferentes capítulos de su libro de texto o los que se encuentran al final de cada capítulo, constituyen una práctica mínima e indispensable para lograr el éxito a lo largo de un curso de química.

Desde nuestra expectativa de docentes, el hecho de que un estudiante alcance el éxito significa que aprendió química, seguramente desde su expectativa de alumno el éxito lo alcanzará solo cuando apruebe los exámenes. Esperamos que ambos aspectos sean lo mismo!!. No existen sustitutos para la dedicación y el esfuerzo personal necesarios para aprender química. No hay “dietas milagrosas” ni “píldoras mágicas”, solo pura y simplemente cuatro cosas: el traste en una silla, las manos con el lápiz y papel, los ojos sobre el libro, y una mente abierta y bien predispuesta a pensar!!. No obstante, cuando las cosas “anden mal” y se “trabe” en un ejercicio, consulte con su profesor, o discuta con un compañero, o recurra a otro libro de texto. Dedicar un tiempo exagerado a un único ejercicio o problema rara vez conduce a resolverlo con éxito, ya que es muy probable que nuestra mente se “bloquee” y perdamos objetividad en nuestro razonamiento.

Siempre es útil “tomar un poco de aire fresco”, para después continuar trabajando!!.

Reconociendo patrones en el estudio de la Química Se podría comparar el aprender los conceptos que se presentan en un curso de química con pretender tomar agua debajo de una catarata!!.

El ritmo con que el estudiante queda “expuesto” a nuevos conceptos por lo general es muy rápido y vertiginoso, y sin dudas muchas veces resulta frustrante y desalentador.

No debemos ahogarnos en la cantidad de datos, conceptos, números y definiciones que iremos viendo en las distintas unidades de la asignatura. Más importante es tratar de ver el cuadro completo. Esto significa, percibir los patrones y las tendencias generales de la química.

Mas importante que aprender de memoria una enorme cantidad de datos individuales, es el de reconocer reglas generales, vincular las ideas principales y no perderse en los detalles pequeños.

A muchos estudiantes les cuesta trabajo aprender química porque pretenden manejar y recordar cada concepto en forma aislada, para así poder repetirlo ante el profesor sin errores (y aprobar el examen, claro está!!).

Esta práctica solo impide descubrir las relaciones que existen entre los diferentes temas de una materia, se pierde entonces la oportunidad de comprender las relaciones entre las ideas o de captar las tendencias y reglas que resumen una gran cantidad de información.

Estimar la respuesta de un problema Algunos dicen que el uso de una calculadora en muchas ocasiones tan solo nos permite obtener la respuesta incorrecta mas rápidamente!!!.

Esto significa que si no tenemos la estrategia de trabajo correcta para resolver un problema, aun cuando marquemos los números correctos, la respuesta de todos modos será incorrecta.


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Un modo interesante y sencillo de evitar esta situación y controlar de antemano si la estrategia elegida para la resolución de un problema será adecuada es el de aprender a hacer una estimación previa de la respuesta del problema que debemos resolver. Conociendo previamente el valor estimado de la respuesta, pasamos luego a “hacer los números finos” con la calculadora. Posteriormente podremos verificar que el resultado obtenido con calculadora es razonable si coincide con nuestra estimación previa.

Este procedimiento consiste simplemente en hacer un primer cálculo grueso utilizando números redondeados, de modo que las operaciones aritméticas sean sencillas y podamos hacerlas con lápiz y papel y sin usar la calculadora. Con esto obtendremos una estimación del orden de magnitud de la respuesta al problema. No obtendremos una respuesta exacta del valor numérico pero si en cambio una idea aproximada de la dimensión correcta del resultado que deberíamos obtener. Junto con esto es sumamente útil hacer un cálculo con todas las unidades aplicando un análisis dimensional de la respuesta.

Con un poco de práctica en este procedimiento veremos que todo este proceso nos llevará tan solo unos pocos minutos, y podremos controlar fácilmente si el calculo completo que obtuvimos con la calculadora es razonable y confiable, o no. En este último caso, deberemos entonces revisar toda la estrategia de trabajo en busca de nuestro error.

Le anticipamos que se sorprenderá cuando vea lo rápida que es esta estrategia, y lo útil que le puede resultar.

Resolución de Problemas Dijimos que la práctica es la clave para lograr el éxito en cualquier tarea que emprendamos, y no hay mejor aplicación de esta afirmación que en la resolución de problemas de química.

A continuación describiremos una serie de pasos o etapas a modo de guía orientadora que le resultarán muy útiles para desarrollar sus habilidades en la resolución de problemas. 1- Análisis del problema: lea el problema despacio y con atención (dos o mas veces si fuera

necesario) hasta estar seguro que lo entiende completamente. Dibuje un esquema, una figura o cualquier imagen que le ayude a “visualizar” lo que pretende resolver. Escriba los datos que se mencionan en el texto, tanto aquellos explícitos como los implícitos (esos que se encuentran “escondidos” en las palabras del enunciado!). Identifique y escriba claramente lo que debe averiguar, y no lo pierda de vista!!!.

2- Elabore un plan para resolver el problema: propóngase caminos posibles para ir desde los datos que conoce hasta la respuesta que desconoce. Utilice los datos dados en el problema o toda aquella información que pueda encontrar en tablas o que Ud. ya fue adquiriendo a lo largo de sus estudios. Tenga en cuenta que no tendrá necesariamente que usar todos los datos que se le da en el enunciado. A menudo su profesor le dará más información que la estrictamente necesaria, con el objeto de que Ud. vaya aprendiendo a reconocer aquella información útil para su problema.

3- Resuelva el problema: utilice la información recogida, las ecuaciones o relaciones matemáticas que se aplican a la situación problema, y entonces despeje la incógnita, ya sea ésta intermedia en el cálculo o la incógnita final. Realice un análisis dimensional y verifique que su resultado esté en las unidades correctas. Controle el número de cifras significativas y el signo. No dé un resultado con un número de cifras mayor que el que le corresponde, ya que eso no lo hace más correcto. Su calculadora le dará un número con ocho o diez cifras, pero es casi seguro que mas de la mitad de ellas no tendrán sentido de informarse.

4- Compruebe la solución: lea nuevamente el problema para asegurarse de que respondió a todas las preguntas planteadas. Por sobre todo analice finalmente si el resultado es razonable y coherente con lo que Ud. esperaba obtener (¿recuerda lo de estimación previa mencionado anteriormente?). Si no lo fuera, revise todo su procedimiento desde lo más sencillo: si los datos usados son correctos y si los cálculos hechos con la calculadora estuvieron bien desarrollados. Si aún así el resultado no “suena” lógico, regrese a la Etapa 2- de estas sugerencias y analice nuevamente toda su estrategia de trabajo.


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Series de

EJERCICIOS

y

PROBLEMAS

Sin la afectividad nada se comienza;

Sin el intelecto nada se realiza.

Ribot


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 0 GUIA de EJERCITACION de REPASO HABILIDADES iniciales Las siguientes son algunas de las habilidades iniciales que un estudiante debe dominar como paso previo al estudio del curso de QUIMICA GENERAL I. - Conocimiento de los estados de oxidación de los elementos más comúnmente utilizados en

química - Escribir correctamente fórmulas y ecuaciones químicas. - Dada una fórmula química dar el nombre del compuesto, y a partir del nombre de un compuesto,

escribir su fórmula química. - Balancear ecuaciones químicas. - Identificar diferentes clases de reacciones químicas según el tipo de reactivo y producto:

formación (o síntesis), descomposición, desplazamiento, combustión, corrosión, oxidación, etc.; o según el tipo de proceso: desprendimiento de gases, precipitación, neutralización, óxido-reducción, etc.

- Conocimiento de los diferentes tipos de unidades de las magnitudes fundamentales (longitud, masa, tiempo, cantidad de sustancia), sus unidades derivadas (superficie, volumen, densidad, velocidad, aceleración, fuerza, energía, potencia) en distintos sistemas de medición.

- Conocimiento de los diferentes múltiplos (deca, hecto, kilo, etc.) y subdivisiones (deci, centi, mili, etc.) con que se puede expresar una magnitud, y los prefijos correspondientes con que se los denomina.

- Interconvertir unidades entre diferentes sistemas de unidades. - Deducción de factores de conversión de unidades. - Utilización de notación científica para expresar números muy grandes o muy pequeños. - Expresión de composición de una mezcla en términos de porcentaje en peso (% p/p) o fracción

molar. - Reconocimiento e identificación de propiedades extensivas e intensivas de un sistema. - Identificación de propiedades físicas y químicas, estados físicos y cambios de estado de la materia. - A partir de la fórmula química de un compuesto saber determinar la composición porcentual de

sus elementos, y a la inversa, desde la composición porcentual de los elementos saber determinar la fórmula mínima o empírica del compuesto.

- Pasaje de términos en ecuaciones matemáticas. - Representación de una tabla de datos en un gráfico x-y. - Utilización del número adecuado de cifras significativas a través de un proceso de cálculo y en la

expresión del resultado final. A través de la ejercitación siguiente se pretende que Ud. repase y verifique sus conocimientos y manejo de algunos temas generales que forman parte de los conceptos necesarios como etapa previa al estudio del curso regular de QUIMICA GENERAL I. Algunos de estos temas fueron desarrollados en el Ciclo de Introducción al Estudio de las Ciencias Químicas (Ciclo de Nivelación) por lo que suponemos que Ud. está familiarizado con ellos y, si ha aprobado este curso, suponemos también que los domina con cierta facilidad. Si no fuera así, este período inicial de clase es un buen momento para reflexionar sobre ello y tomar los recaudos necesarios para solucionar éste déficit de conocimientos. A lo largo de las discusiones de esta Guía intentaremos hacer hincapié en los siguientes aspectos: - Planteo de la situación problema a resolver. Estrategia de acción. - Expresión de resultados numéricos.


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- Análisis de unidades (o dimensional) en el resultado numérico. - Concepto y uso de las cifras significativas, - Expresión de ideas y respuestas.

Ejercitación de Repaso Sistemas Materiales 1- Identifique cambios físicos y químicos:

a) La conversión de hielo en gas. b) Combustión de gas natural. c) Evaporación de etanol. d) Pérdida de gas de la cerveza. e) Cortar un trozo de carne. f) Azúcar que se carameliza. g) Disolución de sal en agua.

Rta.: a) físico, b) químico, c) físico, d) físico, e) físico, f) químico, g) físico.

2- Se destila un sistema homogéneo y se obtiene como resultado cloruro de sodio y agua. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) El estado inicial corresponde a una solución de dos componentes. b) En el estado final se obtienen dos sustancias puras compuestas. c) En el estado inicial la composición es fija es decir no se puede preparar la solución de otra

manera. d) En el estado final la composición es variable es decir, las proporciones de cloro y sodio en la

sal, y de hidrógeno y oxígeno en el agua pueden variar. e) Durante la destilación la temperatura asciende y luego se mantiene constante.

Rta.: a) V, b) V, c)F, d) F e) V 3- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Una sustancia pura: i) es un sistema homogéneo. ii) Tiene todas sus moléculas iguales. iii) Siempre esta formada por un solo tipo de elemento. b) Las soluciones:

i) Tienen las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. ii) Se preparan manteniendo una proporción fija.

iii) Se pueden separar por métodos de separación de fases. c) Los métodos de separación de fases se emplean para separar: i) Sistemas homogéneos. ii) Sistemas heterogéneos. iii) Sustancias puras. d) En las reacciones químicas: i) Se conserva la masa. ii) No se altera la composición de las sustancias que intervienen.

iii) Ocurren cambios en los núcleos atómicos.

Rta.: a) i. V, ii. V, iii. F; b) i. V, ii) F, iii. F; c) i. F, ii. V, iii. F; d) i. V, ii. F, iii. F.

4- Clasificar las siguientes sustancias en simples, compuestas, soluciones o mezclas.


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a) Vino. d) Helio g) Agua con hielo. b) Gaseosa. e) Aluminio. h) Cloruro de sodio.

c) Tinta f) Agua de río. Rta.: a) mezcla homogénea o solución, b) mezcla heterogénea, c) mezcla homogénea o solución, d) y

e) sustancia pura simple, f) y g) mezcla heterogénea, h) sustancia pura compuesta. 5- Indicar si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas:

a) Aplicando métodos físicos tales como centrifugación o filtración es posible separar los componentes de un sistema homogéneo.

b) El aire constituye un ejemplo de sistema material homogéneo gas-gas. c) Los componentes de las mezclas no pierden las propiedades físicas y son separables por

métodos físicos. d) Las aleaciones metálicas son ejemplos de mezclas heterogéneas. e) Un sistema heterogéneo puede estar formado por moléculas iguales.

Rta.: a) F, b) V, c) V, d) F, e) V. 6- Incorporando la energía como una variable de cambio de estado analice las siguientes

afirmaciones: a) la energía de movimiento de las moléculas es menor en estado líquido que en estado sólido. b) La energía cedida por la masa de agua en el estado líquido favorece el ordenamiento interno

a escala molecular del sistema. c) La disminución de temperatura del líquido es una manifestación de la pérdida de energía. d) Siempre que se gana energía se eleva la temperatura.

Rta: a) V, b) V, c) F, d) F.

Fórmulas Químicas. Cálculos Estequiométricos. 7- Determine el número de oxidación para cada elemento en los siguientes compuestos (teniendo en cuenta que el estado de oxidación del oxígeno es -2, y el de hidrógeno es +1) a) H2TeO4 e) B2O3

b) H2SO4 f) HVO3 c) CrO3 g) NaIO3

d) I2 h) CaCO3 Rta: a) +6, b) +6, c) +6, d) 0, e) +3, f) +5, g) +5, h) +4

8- Indique los números de oxidación con que actúan cada tipo de átomos en las siguientes sustancias: a) Ba(OH)2 d) HIO2 b) K2SO3 e) Al(ClO4)3 c) BiOH

Rta.: a) Ba:+2, H:+1, O: -2; b) K:+1, S: +4, O:-2; c) Bi:+1, O:-2, H:+1; d) H:+1, I:+3, O:-2; e) Al:+3, Cl:+7, O:-2. 9- Formulación y nomenclatura a) Escriba la formula de 10 compuestos, para ello elija los aniones y cationes correspondientes

de la lista dada mas abajo. b) Identifique la familia de compuestos a la que pertenece c) Nombrar los compuestos formados de acuerdo a la nomenclatura tradicional y sistemática. Cationes: H+, Na+, Ca2+, Fe3+, K+, Cu2+, Co3+ Aniones: O2-, H-, OH-, Cl-, (NO3)

-, (SO4)2-, ClO-, S2-, (CO3)

2-


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10- Escriba La fórmula química de los siguientes compuestos e identifique de qué tipo de nomenclatura se trata el nombre dado. a) Óxido auroso e) Óxido estañoso b) Hidruro de estaño (IV) f) Hidrurode aluminio c) Hidroxido de plomo (II) g) Dihidróxido de hierro d) Bromuro de cobre (I) 11- Formule o nombre los compuestos (con nomenclatura tradicional y sistemática) en el caso que

corresponda: a) Acido perclórico g) BaSO4 b) NaNO3 h) Ácido ortoarsenico c) [Trisoxocarbonato (IV)] de dialuminio i) Ácido arsenioso d) Ortofosfato de aluminio j) Dicromato de amonio e) MgSO4 k) Hidrogenotetraoxosulfato (VI) de litio f) Bis [dioxoclorato (III)] de estaño (II) 12- ¿Cuantos átomos están contenidos en una muestra de agua cuya masa es de 9 g?

Rta.: 9,03.1023 átomos 13- En que sistema hay mayor número de moléculas: a) un mol de O2 d) 22,4 g de N2 b) 22,4 L de N2 en CNPT e) 2,24 moles de H2 c) 22,4 g de H2

Rta.: c) 14- Calcular el número de moles de moléculas y átomos contenidos en: a) 4,25 g de amoniaco. b) 4,18 L de metano a 0 ºC y 1 atm.

Rta.: a) 0.25 mol, 1,505.10 23 moléculas, 0,6.1024 átomos; b) 0.2 mol; 1,205.1023 moléculas, 6,023.1023 átomos. 15- En un recipiente que se mantiene en CNPT existen 2,408.1024 moléculas de oxígeno. Calcule:

a) La cantidad de átomos, gramos y litros de oxígeno contenidos en el recipiente. b) Los litros de hidrógeno necesarios para reaccionar con la cantidad total de oxígeno y gramos

de agua que se forman.

Rta.: a) 4,8.10 24 átomos de O, 128 g O2, 89,6 L O2, b) 179,2 L y 144 g. 16- En cada uno de los siguientes compuestos establezca su composición centesimal. a) PH3 b) SiO2 c) K2CO3 d) ZnF2 e) Al2(SO4)3

Rta.: a) P: 91.17% H: 8.83%, b) Si: 46.73% O: 53.26%, c) K: 56.52% C: 8.69% O: 34.78%, d) Zn: 63.24% F: 36.75%, e) Al: 15.78% S: 28.07% O: 56.14%.

17- ¿Qué relación hay entre una fórmula empírica y una fórmula verdadera? Defina ambas. 18- A partir de las siguientes composiciones centesimales, establezca la respectiva fórmula

empírica. a) C: 64 % H: 4,44% Cl: 31,56 % b) C: 24,74 % H: 4,12 % O: 32,98 % N: 14,44 % Na: 23,72 %

Rta. a) C6H5O, b) C2H4O2Na


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19- A continuación, se presentan las fórmulas verdaderas de varios compuestos. Indique la fórmula empírica y la composición centesimal para cada caso.

a) C2H6 b) H2O2 c) Na2O d) C2H2 e) C8H18 Rta.: a) CH3, C: 80% H:20%; b) HO, H: 5.89% O: 94.11%; c) Na2O, Na: 74.19% O: 25.8%; d) CH C: 92.3% H: 7.69%;

e) C4H9 C: 84.21% H: 15.78%. 20- En cada uno de los siguientes casos determine la fórmula empírica:

a) 1,00 g de S se combina con 1,00 g de O b) 22,68 g de Fe se combinan con 13,02 g de S

Rta.: a) SO2, b) FeS. 21- Si 6,66 moles de C reaccionan con 13,4 moles de H y 6,66 moles de O para formar un

compuesto cuyo peso molecular es 180 g, ¿cuál es la fórmula verdadera del compuesto? Rta.: C6H12O6

22- Un químico obtuvo una sustancia en el laboratorio, de la cual conocía que estaba formada sólo

por hidrógeno y oxígeno y que además, la proporción de oxígeno era de 94,12 % ¿La sustancia se tratará de agua?. Conociendo que su PM es de 34,014, ¿sus fórmulas empírica y verdadera coinciden?.

Rta.: H2O2 23- Calcule la fórmula verdadera a partir de las siguientes fórmulas empíricas y pesos moleculares:

a) C4H10 y 58,1 g b) CH2O y 60 g c) KClO3 y 125 g

Rta:.a) C2H5, b) C2H4O2, c) KClO3 24- La sustancia química adrenalina tiene la siguiente composición química (en porcentaje en peso):

59,0 % de carbono, 26,2 % de oxígeno, 7,10 % de hidrógeno y 7,65 % de nitrógeno. ¿Cuál es su fórmula mínima o empírica?

25- La sacarosa o azúcar común tiene la siguiente fórmula molecular: C12H22O12. Determine el

porcentaje en peso de cada elemento que la compone. Ecuaciones Químicas. Coeficientes estequiométricos. 26- Balancee las siguientes ecuaciones:

a. Ca3P2 + H2O � PH3 + Ca(OH)2 b. Ba(NO3)2 + Fe2(SO4)3 � BaSO4 + Fe(NO3)3 c. KNO3 + S8 � SO2 + K2O + N2O3 d. P4O6 + I2 � P2I4 + P4O10

27- Escribe las ecuaciones balanceadas para cada caso:

a- Ca3(PO4)2(s) + H2SO4(ac) � H3PO4(ac) + CaSO4 (s) b- WO3(s) + H2(g) � W(s) + H2O(l) c- PbS(s) + O2(g) � PbO(s) + SO2(g)

28- El amoníaco (NH3) es una materia prima muy usada a nivel industrial. Su síntesis se lleva a

cabo según el proceso propuesto por el químico Fritz Haber (1868-1934) en 1905, representado por la siguiente ecuación:

N2(g) + H2(g) � NH3(g)


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a) Balancee la ecuación. ¿Qué ley se cumple? b) ¿Cuántos moles de NH3 se producen por mol de N2? c) ¿Cuántas moléculas de H2 reaccionan? d) Calcular la composición centesimal del NH3.

Rta: a) ley de conservación de la masa, b) 2 moles, c) 3 veces el NA de moleculas, d) H: 17.64% N: 82.35%.

29- Para la siguiente ecuación: MnCl2 + Br2 + 4 NH4OH � MnO2 + 2 NH4Cl + 2 NH4Br + 2 H2O Indique:

a) ¿Cuántos moles de Br2 se requieren para reaccionar con un mol de MnCl2? b) ¿Cuántos moles de NH4OH se requieren para reaccionar con tres moles de Br2? c) ¿Cuántas moléculas de NH4Br se obtienen cuando reaccionan 3 moles de Br2? d) ¿Cuántos moles de MnCl2 se requieren para producir 321 g de NH4Cl?

Rta.: a) 1 mol, b) 12 moles, c) 6 x 6.02.1023 d) 3 moles. 30- ¿Cuántos gramos de NaOH se pueden obtener a partir de 2 moles de Na2CO3 y suficiente

Ca(OH)2 en la siguiente ecuación: Na2CO3 + Ca(OH)2 � NaOH + CaCO3

Rta.: 160 g. 31- Para la ecuación: H2 + P4 � PH3

a) ¿Cuántos moles de hidrógeno reaccionan con 1 mol de fósforo? b) ¿Cuántos gramos de fósforo se combinan con 100 g de hidrógeno? c) ¿Cuántos gramos de fosfina PH3 se forman a partir de 1 mol de fósforo? d) ¿Cuántas moléculas de fosfina se forman a partir de 9 moles de hidrógeno?

Rta.: a) 6 moles de H2, b) 1033,3 g de P, c) 1 mol de PH3: 34 g, d) 6 moles de PH3 = 6 x 6,02.1023 moléculas de PH3

32- El hidróxido de bario reacciona con el dióxido de carbono para producir carbonato de bario y

agua: Ba(OH)2 + CO2 � BaCO3 + H2O a) ¿Cuántos gramos de BaCO3 se producen cuando se hace burbujear un exceso de CO2 en una

solución con 0,5 moles de Ba(OH)2? b) ¿Cuántos moles de CO2 se requieren para reaccionar con 2 moles de Ba(OH)2? c) ¿Cuántos gramos de agua se producen a partir de 3,01.10 23 moléculas de Ba(OH)2? d) ¿Cuántos litros de CO2 en CNPT se debe hacer burbujear para obtener 3 moles de BaCO3?

Rta.: a) 98,65, b) 2 moles, c) 9 gramos, d) 67,2 litros en CNPT.

33- El cloro y el metano reaccionan para formar el cloroformo, según la siguiente reacción: CH4 + Cl2 � CHCl3 + HCl Para cada uno de los siguientes casos, establezca cual es el reactivo limitante:

a) 1.5 moles de Cl2 y 1.5 moles de CH4 b) 2 moles de Cl2 y 3 moles de CH4 c) 0.8 moles de Cl2 y 0.2 moles de CH4 d) 20 moles de Cl2 y 7moles de CH4

Rta.: a) b) y c) RL: cloro, RE: metano, c) RL: metano, RE: cloro.

34- Dada la siguiente ecuación estequiométrica: CaH2 + 2 H2O � Ca(OH)2 + 2 H2 Establezca, en cada caso, cual es el reactante límite:

a) 10 gramos de CaH2 y 50 gramos de H20


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b) 0,1 gramos de CaH2 y 0.5 gramos de H2O c) 500 gramos de CaH2 y 200 gramos de H2O d) 200 gramos de CaH2 y 500 gramos de H2O e) 1 kilogramo de CaH2 y 3 kilogramos de H2O

Rta.: a) b) d) y e) CaH2, c) agua. 35- Calcule la máxima cantidad de hidróxido de calcio, que se puede producir en las 3 primeras

combinaciones del ejercicio 34. 36- Cuando el tribromuro de fósforo (gas) reacciona con agua, se producen bromuro de hidrogeno

gaseoso y ácido orto-fosforoso líquido. Escriba la reacción correspondiente balanceada. Si se mezclan 10 g de agua con 0,1 mol de PBr3, averiguar:

a) Cual es el reactivo limitante. b) Que masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar. . c) Cuantos dm3 de HBr (medidos en condiciones normales de presión y temperatura) se

obtienen. Busque en la tabla periódica las masas atómicas relativas que necesite como dato.

Rta.: a) RL: PBr3, b) 4,6 g de agua, c) 0,3 moles = 6.72 L de ácido bromhídrico CNPT Unidades y conversión de unidades 37- Considerando que la masa de aire contenida en una columna de 1 cm2 de superficie y que se

extiende a través de toda la atmósfera desde el nivel del mar y hasta el “infinito” (estrictamente hasta donde la atmósfera “desaparece” en el espacio, considerado que ocurre a unos 100 km de altura) es de 1.030 gramos, calcule la presión que ejerce esta columna de aire sobre la superficie, en unidades del Sistema Internacional (SI).

38- A la presión obtenida en el ejercicio anterior se la considera como “una atmósfera normal” o 1

atm. Entonces establezca el factor de conversión o equivalencia entre las unidades de la presión en atmósferas y la que corresponde en el Sistema Internacional.

39- En las estaciones de servicio y gomerías se suele medir la presión para inflar los neumáticos de

los automóviles en unidades vulgarmente llamadas “libras”. a) ¿Es correcto este término para denominar a una presión?. b) ¿Qué es la unidad de presión “psi”?. c) ¿Qué presión en atm y en el sistema SI tiene una rueda de automóvil inflada a 32 “libras”?. 40- A partir del valor de la constante universal de los gases en la forma de R = 0,08206

atm.L/mol.K, determine el valor correspondiente de R en unidades de: a) Pa.L/mol.K b) bar.L/mol.K c) J/mol.K 41- Es conocido que el volumen que ocupa un mol de gas ideal bajo condiciones normales de

presión y temperatura (CNPT) es de 22,4 L. Pero este valor es así porque se considera como “presión normal” a la presión de 1 atm.

¿Cuál sería el volumen molar de un gas ideal si se tomara como “presión normal” a 1 bar (o 100 kPa)?.

42- Justifique con conceptos físicos por qué el producto de una presión por un cambio de volumen

tiene unidades iguales a las de la energía.


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43- Determine el factor de conversión (o equivalencia) entre las unidades de energía Joule y Ergio Interpretación de gráficos 44- Describa e interprete la información que está representada en los siguientes gráficos.

- Gráfico de la variación de la temperatura con la altura en la atmósfera. Se indican las diferentes zonas en que se divide la atmósfera. El perfil de temperatura representa las consecuencias de los diferentes tipos de interacción de las moléculas que componen el aire con la radiación solar.

a)

20

40

60

0

Concentración / (ppm/V) - Concentración, en partes por millón por volumen (ppm/V), de algunos componentes de la atmósfera diferentes horas del día en el centro de la Ciudad de Los Angeles (U.S.A.) antes de que se impusieran controles de emisión de contaminantes.

b)


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 1 Capitulo I: Termoquímica Conceptos Centrales de esta Unidad: - Sistema / Alrededores / Universo. - Sistema abierto, cerrado, aislado. - Energía. Unidades y conversión de unidades. - Tipos de energía en un sistema: cinética,

potencial y energía interna. - Calor y Trabajo. Trabajo de

expansión/compresión en gases. - Calor específico. Capacidad calorífica.

Capacidad calorífica molar. - Ley de la conservación de la materia. - Calor de una reacción química: procesos

exotérmicos y endotérmicos. - Calorimetría y calorímetro. - Concepto de entalpía y de cambio de entalpía

en una reacción química.

- Cambios de entalpía estándar: de formación, de combustión, de cambio de fase.

- Termoquímica y ecuaciones termoquímicas. - Medición y aplicación de los calores de

reacción. - Ley de Hess y entalpías estándar de

formación. - Uso de la Ley de Hess para conocer la entalpía

de una reacción química. - Diagramas entálpicos. - Las reacciones químicas como recursos

energéticos: aplicaciones a combustibles, alimentos, etc.

Ejercicios de carácter conceptual 1- Identifique los siguientes sistemas como abiertos, cerrados o aislados:

a) Café en una taza. b) Agua caliente dentro de un termo c) Líquido refrigerante dentro del circuito de refrigeración del motor de un auto. d) Calorímetro donde se quema sacarosa. e) Nafta que se quema dentro del cilindro de un motor. f) Mercurio dentro de un termómetro. g) Una planta viva.

2- ¿Qué es la energía interna de un sistema?. 3- ¿Qué diferencia existe entre energía potencial y cinética? 4- a) Describa al menos tres modos en que se podría incrementar la energía interna de un sistema

abierto. b) ¿Todos los modos descriptos en a) se pueden utilizar también para un sistema cerrado? c) ¿y para un sistema aislado?.

5 - A una dada masa de gas N2 contenida en un balón, se le suministra gradualmente calor. ¿Qué

sucede en las moléculas del gas?¿Cómo varía la energía interna del gas?. 6- ¿Qué diferencia existe entre calor y temperatura? 7- ¿Qué tipos de trabajo Ud. conoce?. Haga una breve descripción.


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8- ¿Qué se entiende por proceso exotérmico y endotérmico?. Las características de exotérmico/endotérmico ¿ocurren tanto para procesos físicos como para procesos químicos?.

Identifique como tales a las siguientes transformaciones: a) Virutas de Fe (virulana) que arden en presencia de O2(g) . b) Fusión del hielo. c) Solidificación de un metal fundido. d) Reacción del Na metálico con el H2O (reacción violenta). 9- ¿Cómo se puede determinar la cantidad de calor que absorbe (o libera) un cuerpo durante una

transformación? 10- ¿Qué es capacidad calorífica de una sustancia? ¿y el calor específico?. 11- La capacidad calorífica específica del aire es de 1,01 J/g ºC, mientras que la del cobre es 0,38

J/g ºC, el mármol 0,84 J/g ºC, el alcohol etanol 2,42 J/g ºC y el agua líquida 4,184 J/g ºC. a) ¿Qué indican estos valores en forma comparativa entre estas sustancias?. Sugiera alguna

explicación a nivel molecular comparando las diferentes sustancias. b) ¿Cuál de los siguientes gases Ud. esperaría que tenga mayor capacidad calorífica: NO - NO2 -

BF3?. Ordene en sentido decreciente de valor esperado de capacidad calorífica y Justifique. 12- Un gas monoatómico tal como el Argón tiene una capacidad calorífica de 12,5 J. K-1.mol-1,

mientras que para el gas metano (CH4) es de 35,31 J. K-1.mol-1 y para el gas etano (C2H6) es de 52,63 J. K-1.mol-1. Sugiera una explicación a nivel molecular para estas diferencias.

13- ¿Cómo calcularía el calor involucrado en el proceso de llevar una cierta cantidad de gas Neón

desde 25ºC hasta 50ºC bajo condiciones de: a) presión constante, b) volumen constante. Sin hacer cálculos numéricos, ¿esperaría que la cantidad de calor sea igual para ambos

procesos?. Si – No. Justifique. 14- En dos balones separados se tienen un mol de N2(g) y un mol de CH4(g) inicialmente a 273 K. A

ambos balones se les transfiere 1000 J en forma de calor. Suponiendo que ambos gases se comportan en forma ideal ¿la temperatura final será la misma para cada gas?. Justifique.

15- ¿En qué aspectos se diferencian la energía interna y la entalpía de un sistema?. Analice los siguientes procesos e indique si Ud. esperaría que ∆U y ∆H sean iguales o diferentes

(y justifique): a) Fusión de una masa de hielo. b) Vaporización de una masa de agua líquida. c) Neutralización de una cantidad de ácido con una base. d) Disolución de azúcar en agua. e) Combustión de un hidrocarburo líquido. f) Combustión de un hidrocarburo gaseoso. g) Combustión del magnesio metálico.

16- ¿Cómo se puede medir en forma experimental el cambio de energía interna o de entalpía de una

reacción? ¿Cómo procedería para realizar la determinación del cambio de energía interna y de entalpía de

los siguientes procesos: a) La disolución de NaCl(s) en agua.


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b) La neutralización de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio. c) La combustión del kerosene.

17- ¿Qué información necesitaría conocer para utilizar el calorímetro en un experimento como el

anterior? ¿Cómo puede determinar esta información imprescindible? Ejercicios numéricos 1 - Calcule el calor absorbido por 15 g de H2O(l), para elevar su temperatura de 20 a 50 oC a presión

constante. Dato: Capacidad calorífica específica del H2O(l) = 4,18 J/g oC 2 - El calor específico del etanol es 2,46 J/g oC. ¿Qué cantidad de calor (expresada en kcal) se

requiere para calentar 193 g de etanol de 19 a 35 oC?. 3 - Cuando un mol de óxido de mercurio(II)(s) se descompone en sus elementos a P y T constantes,

se absorben 90,8 kJ de calor. a) Escriba la ecuación termoquímica de la reacción de descomposición y compare con la

ecuación química. ¿Cuánto es la cantidad de calor para la descomposición de 0,5 moles?. b) Relacione el calor absorbido a presión constante con el cambio de entalpía estándar de la

reacción. ¿Cuánto vale el ∆Hº (kcal/mol) de la reacción de descomposición?. c) Escriba la ecuación termoquímica de la reacción de formación del óxido de mercurio(II)(s) a

partir de sus elementos.¿ Cuánto vale el ∆Hº de la reacción?. d) Compare las transformaciones a) y c) con las transformaciones de los ejercicios 3) y 4).

Deje indicado en todos los casos cuál es el estado inicial del sistema y cuál es el estado final. 4 - El NH3 arde en presencia de O2 (y Pt como catalizador), para dar monóxido de nitrógeno de

acuerdo a la ecuación termoquímica siguiente: 4 NH3(g) + 5 O2(g) � 4 NO(g) + 6 H2O(g) ∆Hº = - 906 kJ ¿Cuál es el cambio de entalpía de la siguiente reacción? NO(g) + 3/2 H2O(g) � NH3(g) + 5/4 O2(g) 5 - Para la reacción: Oxido de calcio(II)(s) + H2O(l) � hidróxido de calcio(II)(s) ∆Hº = - 65,2 kJ

a) Indique si es exotérmica o endotérmica. b) Realice un diagrama entálpico. c) Calcule la cantidad de calor q, en kJ, que está asociada con la producción de 375 kg de

hidróxido de calcio(II). 6- Considere la siguiente reacción a 25 oC y 1 atm de presión: 2 N2(g) + oxígeno molecular(g) � 2 óxido de nitrógeno(I)(g) ∆Hº = 163,2 kJ

a) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica. b) Realice un diagrama entálpico de la reacción. c) Calcule la cantidad de calor que se consume cuando 10 g de óxido de nitrógeno(I)(g) se

forman por esta reacción a P constante. d) ¿Cuántos g de N2(g) deben reaccionar para lograr un cambio de entalpía de 1 kJ?.


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e) ¿Cuántos kJ de calor se producen cuando 15 g de óxido de nitrógeno(I)(g) se descomponen en N2(g) y O2(g) a P constante?.

7 - El dióxido de carbono que exhalan los astronautas en las naves espaciales, se puede eliminar por

reacción con hidróxido de litio según el siguiente proceso: hidróxido de litio(s) + dióxido de carbono(g) � trioxocarbonato(IV) de litio(s) + agua (l)

Escriba la reacción balanceada y estime la cantidad de gramos de hidróxido de litio que deberían utilizarse por astronauta y por día.

Datos adicionales: Un astronauta requiere consumir 2,5.103 kcal/día desde sus alimentos para subsistir. Suponga que este valor es suministrado por la combustión de la glucosa, (C6H12O6(s), ∆Hºcombustión = - 2816 kJ/mol), según la reacción (no balanceada):

C6H12O6(s) + O2(g) � CO2(g) + H2O(l) 8- El Hindenburg, un famoso dirigible que se incendió y se destruyó completamente en 1937, se

mantenía suspendido en el aire gracias a los 2,0.105 m3 de hidrógeno molecular gaseoso (a 27 oC y 1,0 atm) que contenía en su globo. Calcule: a) La masa de hidrógeno contenida en el globo. b) La energía liberada cuando se incendió, suponiendo que toda la masa de hidrógeno

molecular reaccionó con el oxígeno atmosférico para formar agua a 25 oC. 9- Considere la transformación del oxígeno en ozono a 298 K y 1 atm de presión: 3 O2(g) � 2 O3(g) ∆H = 284,6 kJ a) ¿Qué especie tendrá mayor contenido entálpico, el O2(g) o el O3(g)?

b) Teniendo en cuenta únicamente la variación energética, ¿esperaría que en las mismas condiciones de presión y temperatura ocurra la reacción de formación del O3(g) a partir del O2(g) , o la descomposición del O3(g) en O2(g)?. J.S.R.

RESULTADOS DE LOS PROBLEMAS NUMERICOS

Serie No 1 TERMOQUIMICA

1- 1,9x103 J 2- 1,82 kcal 3- a) 45,4 kJ b) 21,7 kcal c) -90,8 kJ 4- 226,5 kJ 5- -3,3x105 kJ 6- c) 18,54 kJ d) 0,343 g e) -27,82 kJ 7- 1,07x103 g 8- a) 1,63x104 kg b) –2,32x109 kJ


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 2 Capitulo I: Termoquímica (continuación)

Conceptos Centrales de esta Unidad:

Los mismos que fueron descriptos en la Serie N0 1. Ejercicios

1 - La hidracina, N2H4, es un líquido incoloro usado como combustible en los cohetes.

a) ¿Cuál es el cambio de entalpía para el proceso de formación de la hidracina a partir de sus elementos?

N2(g) + 2 H2(g) � N2H4(l) Utilice las siguientes reacciones y cambios entálpicos: N2H4(l) + O2(g) � N2(g) + 2 H2O(l) ∆H = - 667,1 kJ H2(g) + 1/2 O2(g) � H2O(l) ∆H = - 285,8 kJ

b) Analice la aplicación de la ley de Hess. 2- Teniendo en cuenta únicamente las siguientes reacciones, C(grafito) + O2(g) � CO2(g) ∆Hº = - 393,5 kJ C2H4(l) + 3 O2(g) � 2 CO2(g) + 2 H2O(l) ∆Hº = -1410, 9 kJ 2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(v) ∆Hº = - 483,0 kJ ¿podría calcular el ∆Hº de la reacción (no balanceada): C(grafito) + H2(g) � C2H4(g) ? J.S.R. 3- Para calcular el ∆Hº de la reacción (I), (I) C(grafito) + 2 H2(g) � CH4(g) ∆HºI = ?? se dan las reacciones termoquímicas: (II) CO2(g) � C(grafito) + O2(g) ∆Hº II = 393,5 kJ (III) 2 H2(g) + O2(g) � 2 H2O(l) ∆Hº III = - 571,7 kJ

a) Diga, J.S.R., si utilizando únicamente las reacciones II y III podría calcular ∆HºI. b) ¿Qué dato(s) necesitaría conocer además de los dados, para realizar el cálculo de ∆HºI?. c) ¿Cuánto es el valor de ∆HºI?.

4- El CCl4 es un solvente comercial importante y se prepara por la reacción de Cl2(g) con sulfuro

de carbono, CS2(l). Determine el ∆H de la siguiente reacción y realice un diagrama entálpico:

CS2(l) + 3 Cl2(g) � CCl4(l) + S2Cl2(l) Datos: CS2(l) + 3 O2(g) � CO2(g) + 2 SO2(g) ∆Hº = -1077 kJ 2S(s) + Cl2(g) � S2Cl2(l) ∆Hº = -60,2 kJ C(grafito) + 2 Cl2(g) � CCl4(l) ∆Hº = -135,4 kJ S(s) + O2(g) � SO2(g) ∆Hº = -296,8 kJ C(grafito) + O2(g) � CO2(g) ∆Hº = -393,5 kJ 5- a) Comente por qué se puede establecer a 298 K y 1 atm de presión que para la variedad

grafito del elemento carbono, C(grafito), el valor del ∆Hof es cero. Compare con el valor de ∆Ho

f

de la variedad diamante, C(diamante) . Realice un diagrama entálpico para su explicación.


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b) Mencione y analice otros elementos que presenten más de una forma química (forma alotrópica) con valores de ∆Ho

f mayores que cero a 298 K y 1 atm de presión. Realice diagramas entálpicos para la comparación.

6- I) Escriba las ecuaciones termoquímicas que representan la formación de 1 mol de los siguientes

compuestos a partir de sus elementos en sus estados estándar. Utilizando la tabla dada en el Apéndice, calcule la entalpía estándar de formación de cada uno de ellos.

a) Cloruro de hierro (III) (s) b) Trioxocarbonato (IV) de bario (s)

c) NOCl(g) d) NH3(g) II) Identifique en ejercicios anteriores, reacciones que si fuesen realizadas a 298 K y 1 atm de

presión, los respectivos ∆H corresponderían a ∆Hof .

7- I) A partir de los valores de la tabla del Apéndice, calcule el cambio de entalpía estándar, ∆Ho

de las siguientes reacciones:

a) 2 NOCl(g) � 2 NO(g) + Cl2(g)

b) N2(g) + 3 H2(g) � 2 NH3(g)

c) CH3COOH(l) � CH4(g) + CO2(g)

d) 4 NH3(g) + 5 O2(g) � 4 NO(g) + 6 H2O(g)

II) Diga justificando la respuesta, si alguno de los ∆Ho calculados corresponde al calor de formación de un compuesto. ¿Qué tipo de reacción es cada una de ellas?

8- La combustión del tiofeno (C4H4S), compuesto que se utiliza en la industria farmacéutica, se

representa por la reacción (no balanceada): C4H4 S(l) + O2(g) � CO2(g) + H2O(l) + SO2(g) ∆Ho

Comb = - 2523,0 kJ/mol Usando la tabla del Apéndice, calcule el ∆Ho

f del C4H4S(l). 9- El óxido de nitrógeno(II)(g), reacciona con oxígeno molecular(g), para dar como único producto

de la reacción NO2 (g). El ∆Ho de la reacción, por mol de oxígeno molecular que se consume, es -113,1 kJ. a) Plantee la ecuación termoquímica. b) Si el ∆Ho

f del óxido de nitrógeno(IV)(g) es 33,8 kJ/mol, calcule el ∆Hof del óxido de

nitrógeno(II)(g). 10- Una botella pequeña de cerveza contiene 355 mL. Si se tiene en cuenta que el porcentaje en

peso de alcohol (etanol, C2H5OH) es 3,5% y considerando que la densidad de la cerveza es 1 g/mL, calcule la cantidad de calor, en kcal/mol, que aporta el alcohol contenido en los 355 mL de cerveza (el calor de combustión del etanol líquido es –1371 kJ/mol).

11- A continuación se dan datos de tres posibles sustancias químicas combustibles:

Combustible Densidad (g/mL) 20oC Calor de combustión (kJ/mol)

Nitroetano C2H5NO2(l) 1,052 -1348

Etanol C2H5OH(l) 0,789 -1371


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Eter dietílico (C2H5)2O(l) 0,714 -2727

I) Calcule para cada combustible, la cantidad de energía liberada por unidad de volumen (mL).

De acuerdo a los resultados ¿cuál sería el mejor combustible? (debe entenderse como el combustible que libere mayor cantidad de calor por unidad de volumen).

II) Indague sobre otras posibles sustancias combustibles y compárelos con los dados. Obtenga de tablas los datos necesarios.

12- El calor de combustión de la fructosa, C6H12O6(s), es -2812 kJ/mol. Si una manzana que pesa

120,0 g contiene 16,0 g de fructuosa, ¿cuál es la contribución energética de la fructosa (en kcal o Cal) cuando se ingiere la manzana?.

13- Una bolsita de medio kilo de praliné (garrapiñada de maní) contiene 214,0 g de carbohidratos,

146,0 g de grasa y 79,0 g de proteínas.

a) ¿Cuántas calorías alimenticias proporcionan los 0,5 kg de praliné?. b) ¿Cuál es el valor energético de la bolsita de praliné, en kJ?. Datos: Contenido Energético (promedio) de: proteínas = 4 kcal/g hidratos de carbono = 4 kcal/g lípidos = 9 kcal/g 14- Un individuo por sus condiciones físicas y por las actividades que desarrolla, necesita 2000

calorías alimenticias diarias. Dispone de: a) 200 g de carne vacuna b) 200 g de espinaca c) 150 g de naranja d) 100 g de pan e) 50 g de nueces Teniendo en cuenta el porcentaje de proteínas, de hidratos de carbono y de lípidos de los

alimentos anteriormente mencionados (consulte el Apéndice): I) Estime la contribución energética de cada uno de los alimentos de que dispone. II) Indique diferentes alternativas de selección (tipo y cantidad de cada alimento) para satisfacer

sus necesidades energéticas diarias. Propuestas de ejercitación adicional:

15- Se considera una dieta saludable cuando no más del 25% de las calorías diarias se consumen desde grasas, el 15% desde proteínas y el resto desde hidratos de carbono.

Con sus conocimientos de química transfórmese en nutricionista improvisado y diseñe una dieta de adelgazamiento con no más de 1.600 calorías diarias.

16- a) Lea con atención las etiquetas de las bebidas “Gatorade”, “Speed” u otra similar, e indique

cuántos kJ de energía aportan una botellita o lata de cada una de ellas. b) Busque en alguna fuente de información (libros, revistas, Internet, etc.) cuánta energía

consume una persona promedio al realizar alguna actividad física como caminar, correr, andar en bicicleta, etc., e indique durante cuánto tiempo le permitiría realizar dicha actividad el hecho de consumir alguna de las bebidas mencionadas anteriormente.


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17- Repita lo indicado en el ejercicio 16- con una bolsita de la marca de papas fritas (u otro snack similar) que a Ud. le guste. En este caso, analice el porcentaje de calorías que este alimento aporta desde grasas, hidratos de carbono y de proteína, y compare con lo expresado en el enunciado del ejercicio 15-

18- En el proceso industrial denominado “Termita” se hace reaccionar óxido férrico (un mineral de

hierro muy abundante) con aluminio metálico, para obtener hierro metálico y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica que el hierro se obtiene en estado fundido. Calcule la temperatura que alcanzan los productos de esta reacción cuando se hace reaccionar 1kg de óxido férrico con suficiente cantidad de aluminio. (Considere que la capacidad calorífica del conjunto de los productos es de 0,50 J.g-1.ºC-1).


Serie No 2 TERMOQUIMICA

1- 50,40 kJ 3- c) –74,8 kJ 4- -285,5 kJ 6- a) –400kJmol-1 b) –1216,3 kJmol-1 c) 52,6 kJmol-1 d) –46,19 kJmol-1 7- a) 75,54 kJmol-1 b) –92,38 kJmol-1 c) 18,70 kJmol-1 d) –904,56 kJmol-1 8- 80,4 kJmol-1 9- 90,35 kJmol-1

10- 88,51 kcal 11- a) –18,9 kJmL-1 b) –23,5 kJmL-1 c) –26,3 kJmL-1 12- 59,8 kcal 13- a) 2486 Cal. Aliment. b) 1,04x107 kJ 14- a) 544 Cal. b) 49,4 Cal. c) 75,3 Cal. d) 267,6 Cal. e) 351 Cal. Ejercicios tomados en el 1er. Examen Parcial de años anteriores. Aclaración: para resolver estos ejercicios puede ocurrir que necesite datos que no estén incluidos en el

enunciado y deberá buscarlos en el Apéndice de la Guía. 1) A partir de los siguientes datos: CaO(s) ∆H°f = - 613,5 kJ C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆H = - 393,51 kJ CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s) ∆H = - 173,32 kJ Calcule el cambio de entalpía de la siguiente reacción de descomposición: 2 CaCO3 (s) → 2 Ca(s) + 2 C(grafito) + 3 O2 (g)

2) Dadas las siguientes Reacciones: 2CO(g) + O2(g) → 2CO2(g) ∆H = -135,0 kJ Fe(s) + ½ O2(g) → FeO(s) ∆H = -271,9 kJ C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -94,0 kJ a) Plantee las etapas necesarias para obtener la siguiente reacción: FeO(s) + C(grafito) → Fe(s) + CO(g) Calcule el ∆H y represente dicha reacción en un diagrama entálpico. b) Exprese el calor de formación del FeO(s). 3) La nafta puede ser considerada como una mezcla de hidrocarburos de ocho átomos de Carbono,

genéricamente llamados octanos, con fórmula C8H18. Usando los datos necesarios desde la Tabla de Datos y sabiendo que el calor de formación del octano líquido es -250 kJ/mol:


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a) Escriba la reacción de combustión de la nafta y calcule la energía liberada en la combustión de 1 litro de nafta (densidad 0,8 g/cm3).

b) Calcule la energía, en kilojulios, que necesita un automóvil por cada kilómetro, si su consumo es de 5 L cada 100 km.

4) El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según: 2 ZnS(s) + 3 O2(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO2(g) Si las entalpías de formación de las diferentes especies, expresadas en kJ/mol, son: ZnS = -184,1 SO2 = -70,9 ZnO = -349,3. a) ¿Cuál será el calor, a presión constante de una atmósfera, que se desprenderá cuando

reaccionen 17 gramos de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno? b) ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25 ºC y una atmósfera, se obtendrán?

5- La entalpía de formación estándar del alcohol etílico líquido (etanol, C2H5OH(l)) no se puede determinar experimentalmente pero Ud. necesita conocer este valor!!!. Suponiendo que dispone de los datos termodinámicos indicados mas abajo y sin hacer cálculos numéricos, responda: a) Exprese la ecuación termoquímica completa de la reacción de formación del etanol líquido. b) Explique cómo procedería para calcular el valor de ∆Ho

form(C2H5OH(l)) planteando las ecuaciones correspondientes.

c) Comente qué principio o ley está aplicando en este procedimiento y cuál es (o son) el (o los) estado(s) que se toman como referencia en la reacción de formación de un compuesto.

∆Hoform (CO2 (g)) = Conocido ∆Ho

comb (C2H5OH(l)) = Conocido ∆Ho

form (H2O(l)) = Conocido ∆Hoform (C2H5OH(l)) = ?????

6- El gas natural es una mezcla de tres hidrocarburos livianos gaseosos, con los siguientes porcentajes en masa:

Metano (CH4): 55,0 % Etano (C2H6): 35,0 % Propano (C3H8): 10,0 %, a) Calcule la composición porcentual en moles para cada componente del gas natural. b) Calcule la cantidad de calor que se obtiene al quemar un mol de gas natural, en kJoules. 7- Un estudiante desayuna solo una taza de té con leche con dos cucharaditas de azúcar (200 mL de

infusión de té con 50 mL de leche entera y 6 g de azúcar). a) ¿Qué porcentaje de su requerimiento energético diario (2000 Cal) le proporciona este

desayuno? b) Determine la temperatura final del té con leche sabiendo que el té se preparó con agua recién

hervida mientras que la leche se retiró de la heladera a 5 ºC (no tenga en cuenta el agregado del azúcar).

Información de los Alimentos Prot.(%) Grasa (%) Carbohidr. (%) Densidad Cap. Calorífica Té ----- -------- -------- 1,0 g/mL 1 cal/g.grado Leche 3,5 3,9 4,9 1,04 “ 1 “ Azúcar ----- -------- 100 ---------- ---------------


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 3 Capítulo II: La estructura del átomo Conceptos Centrales de esta Unidad: - Naturaleza eléctrica de la materia. - Experimentos de Thompson, de Millikan y

de Rutherford. - La estructura básica del átomo: modelo

nuclear del átomo. - Partículas elementales. - La estructura del núcleo. Procesos de

desintegración nuclear. - Radioactividad y dispersión de partículas

alfa. - Los electrones en los átomos. - Efecto fotoeléctrico. - La naturaleza dual de la luz: ondulatoria y

corpuscular.

- La cuantización de la energía y los fotones. - Espectros continuos y de líneas. - La teoría de Bohr para el átomo de

hidrógeno. - Postulados de Bohr. - La mecánica cuántica. - La relación de De Broglie. - El Principio de Incertidumbre de

Heisemberg. - Función de onda y densidad de probabilidad

electrónica. - Los números cuánticos y los orbitales

atómicos.

Ejercicios 1- Cada uno de los siguientes nucleídos se emplean en medicina. Consultando la tabla periódica

indique el número de protones y neutrones que hay en cada uno.

a) Cobalto - 60 d) Fósforo - 32 b) Yodo - 131 e) Cromo - 51 c) Tecnecio - 99 f) Hierro - 59 2- El boro naturalmente presenta dos isótopos 10B y 11B cuyas masas atómicas se dan en la tabla

siguiente. Sabiendo que el peso atómico del B es 10,811 uma: a) Diga cuál es el isótopo más abundante. b) Calcule las abundancias relativas.

Isótopo

Masa atómica (u.m.a)

Abundancia Natural

10B

10,013 ?

11B

11,009

?

3- Un estudiante determinó la relación masa/carga (m/q) del electrón como 5,64.10-12 kg/C. En otro

experimento usando el aparato de Millikan, obtuvo para la carga del electrón el valor de 1,605.10-19 C, ¿cuál sería la masa del electrón de acuerdo a estos datos?

4- Para una radiación electromagnética que se propaga en el vacío, responda justificando su

respuesta: a) Cuánto varía la frecuencia si se triplica la longitud de onda? b) Cuánto varía la frecuencia si disminuye la longitud de onda a la mitad? c) Cuánto varía la longitud de onda si se duplica la frecuencia? d) Cuánto varía la velocidad de propagación de la radiación electromagnética si se duplica la

frecuencia.


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5 - a) ¿Cuál es la longitud de onda de la radiación cuya frecuencia es 4,62.1014 s-1?. b) ¿Cuál es la frecuencia de radiación cuya longitud de onda es 180 nm?. c) ¿Se podrían detectar algunas de las radiaciones especificadas en a) y en b), con un detector

ultravioleta?. d) ¿Qué distancia viaja la luz en 0,50 ps?. 6 - a) Calcule la energía de un cuanto de radiación de longitud de onda de 381 nm. b) Calcule la energía de un fotón a una frecuencia de ν = 3,6.1013 s-1. c) ¿Cuántos ciclos de la radiación de un láser de He-Ne caben en 1 cm?. λ = 632,8 nm. 7 - Un láser de alta energía opera durante 100 ns. La energía total emitida es de 8300 J. Si la

longitud de onda de la señal es de 351 nm, ¿cuántos fotones se han emitido? 8- En un horno de microondas la radiación es absorbida por el agua en el alimento y entonces éste

se calienta. ¿Cuántos fotones de longitud de onda λ = 4,50 mm se requieren para calentar 350 g de agua desde 25 ºC y hasta 100 ºC si suponemos que toda la energía se utiliza solo para elevar la temperatura?.

9 - Teniendo en cuenta que la frecuencia umbral del molibdeno metálico es 1,09.1015 s-1 (antes de

emitir un electrón de su superficie): a) ¿Cuál es la mínima energía requerida para producir el efecto fotoeléctrico.

b) ¿Cuál será la longitud de onda de la radiación correspondiente a la energía umbral? c) Si el molibdeno se irradia con luz cuya longitud de onda es 120 nm ¿cuál es la energía cinética

máxima posible de los electrones emitidos? 10- Utilice la relación de De Broglie para determinar las longitudes de onda de: a) Una pelota de tenis de 58,0 g que viaja a 200 km/h. b) Una persona de 85,0 kg esquiando a 60 km/h. c) Un átomo de helio que tiene una velocidad de 1,5.105 m/s. ¿Qué conclusión obtiene de los resultados? 11-Con relación al átomo de hidrógeno y según el modelo de Bohr: a) Justifique mediante un diagrama energético si existe un nivel de energía En= - RH.0,033 b) Para las siguientes transiciones: a) n = 4 a n = 1 b) n = 2 a n = 3 c) n = 4 a n = 16 Indique: i) Si se absorbe o emite energía. JSR ii) Cuál es la transición que involucra mayor energía (∆E).JSR c) Teniendo en cuenta la siguiente figura a que zona del espectro electromagnético

corresponderá la absorción o emisión de energía de cada transición. JSR

n=5 n=4 n=3 n=2 n=1


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12- Una de las líneas de la serie de Balmer del espectro de emisión del átomo de hidrógeno corresponde a 397 nm. Esta línea del espectro de emisión resulta de la transición desde un nivel superior hasta el nivel n = 2. ¿Cuál es el número cuántico principal del nivel superior?.

(RH = 2,179 x10-18 J). 13- a) Calcule la energía, frecuencia y longitud de onda de la radiación asociada a las transiciones

electrónicas siguientes en el átomo de hidrógeno. i) de n = 1 a n = 3 ii) de n = 2 a n = 5 iii) de n = 6 a n = 7 b) Durante estas transiciones, ¿se absorbe o emite energía?. ¿En cuál de las transiciones

anteriores el electrón se encontraba inicialmente en el estado fundamental? c) Para el fotón de mayor energía que puede ser absorbido por el átomo de hidrógeno, calcule el valor de esa energía e indique como se denomina. JSR

14- De acuerdo a la teoría cuántica, para el átomo de H: a) ¿Cuáles son los valores posibles de l para n = 5? b) ¿Cuáles son los valores posibles de ml para l = 3? 15- ¿Cuántos orbitales con distinto número cuántico magnético orbital (ml) se pueden generar a

partir de cada uno de los siguientes casos?. J.S.R. a) 2s c) 4p b) 5f d) 5d 16- De los siguientes conjuntos de números cuánticos:

n l ml Tipo de Orbital 3 2 -1 2 4 -1 4 0 -1 5 2 -1 3 3 -3 5 3 -2

Indique cuáles están permitidos e indique el tipo de orbital que le corresponde.

17- Suponiendo que inicialmente el único electrón del átomo de H puede encontrarse en uno de los

siguientes estados cuánticos: a) n = 2 l = 0 ml = 0 ms = 1/2 b) n = 2 l = 1 ml = 0 ms = 1/2 c) n = 3 l = 0 ml = 0 ms = -1/2 d) n = 1 l = 0 ml = 0 ms = 1/2 Indique JSR sin realizar cálculos:

i) De todas las transiciones posibles entre los mencionados estados cuánticos, cuál o cuales son las que involucran menor energía.

ii) Si la remoción del electrón a partir del estado “a” involucrará mayor, menor, o igual energía que a partir del estado “c”.

iii) Si la remoción del electrón a partir del estado “c” involucrará mayor, menor, o igual energía que a partir del estado “d”.

18- Usando la expresión de los niveles de energía permitidos por un átomo hidrogenoide:


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2

2

n

RZE H

n

−= (RH = 2,179 x10-18 J).

Calcule: a) La energía, en joules, del menor nivel del ión He+. b) La energía, en joules, del nivel n = 3, del ión Li2+. 19- Indique si ambos conjuntos de números cuánticos, para un electrón, son permitidos. J.S.R.,

brevemente. a) n = 2 ; l = 1 ; ml = 1 ; ms = 1/2 b) n = 3 ; l = 3 ; ml = -3 ; ms = -1/2 20- Los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l, ml, ms) describen cinco estados posibles

del electrón del átomo de hidrógeno. a) (2, 1, 1, 1/2) d) (2, 0, 0, 1/2) b) (2, 1, -1, 1/2) e) (1, 0, 0, -1/2) c) (3, 1, 1, -1/2) i) Cuántos y cuáles electrones son equivalentes en energía? ii) Justifique cuáles corresponden a estados excitados.

21- Los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l, ml, ms) describen el estado de 5 (cinco) electrones de un átomo multielectrónico.

a) (4, 0, 0, 1/2) d) (2, 1, 1, -1/2) b) (3, 1, 1, 1/2) e) (3, 0, 0, 1/2) c) (3, 1, -1, 1/2) i) Cuántos y cuáles estados electrónicos son equivalentes en energía? ii) Ordene los estados electrónicos en orden creciente de energía.

RESULTADOS DE ALGUNOS PROBLEMAS NUMERICOS

Serie No 3 La Estructura del Atomo 2- b) 10B=19,88 %, 11B=80,12 % 3- masa= 9,0522 10-31 kg 5- a) 649,3nm b) 1,66 1015 hz d) 0,15 mm 6- a) 5,21 10-19 J b) 2,3832 10-20 J c) 15802,78 ciclos 7- 1,467 1022 fotones 8- 2,481.1027 fotones. 9- i) 7,22 10-19 J ii) 275 nm iii) 9,33 10-19 J 10- a) 2,05 10-25 nm b) 4,68 10-28 nm c) 6,65 10-4nm 11- i) NO. n es un número no entero 12- n = 7 13- a) i) 1,94 10-18 J 2,92 1015 s-1 103 nm

ii) 4,58 10-19 J 6,90 1014 s-1 435 nm iii) 1,6 10-20 2,43 1013 s-1 1,23 104 nm

c) 2,179 10-18 J 18- a) –8,716 10-18 J b) –2,179 10-18 J Ejercicios tomados en el 1er. Examen parcial de años anteriores: 1- Explique sintéticamente cuál es el proceso que ocurre durante el experimento conocido como

“efecto fotoeléctrico”.


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2- Se tienen dos metales "Z" y "V", cuyas energías umbral para la emisión de fotoelectrones son 274,46 y 330,57 kJ/mol, respectivamente, a los que se les hace incidir un haz de radiación de λ = 236 nm. Diga, realizando los cálculos necesarios:

a) Si observará efecto fotoeléctrico en estos metales. b) En caso de que observara el efecto; ¿cuál es la energía cinética máxima de los electrones

eyectados?. c) Si el haz de luz incidente hubiera sido de frecuencia ν = 7,41x1014 s-1, ¿cómo respondería a

los incisos a) y b)? 3- a) Describa, en forma muy breve, las hipótesis (o propuestas) que expresó Niels Bohr al

proponer su modelo del átomo de H. b) ¿Cuales de las anteriores fueron correctas y cuáles no, a la luz de los posteriores desarrollos

de la teoría atómica? c) A partir del desarrollo matemático de la mecánica cuántica aplicada al único electrón del

átomo de hidrógeno ¿cuántos números cuánticos surgen?, ¿cómo están relacionados entre si? ¿pueden tomar valores no enteros?. J.S.R.

4- Diga si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas y en el caso de las falsas escriba la

respuesta correcta, justificando brevemente su respuesta: a) En una especie hidrogenoide la energía del orbital 1s sólo depende de “n” y es independiente

de la naturaleza del elemento. b) Para el mismo número cuántico principal, los orbitales de menor número de nodos son los de

mayor energía. c) El conjunto de números cuánticos n = 3; l = 2; ml = 1/2; ms = -1/2, describe el estado de un

electrón en un orbital 3d.

5- Indique en forma clara y concisa qué hechos, ideas o magnitudes importantes en el desarrollo histórico de la teoría atómica se determinaron o verificaron desde cada uno de los siguientes experimentos:

a) Descarga en tubos de gases a bajas presiones. b) Bombardeo de partículas α sobre una lámina delgada de oro. c) Efecto fotoeléctrico.

6- El proyectil que dispara un fusil pesa aproximadamente 1,50 g y sale desde el cañón del arma con una energía cinética de 72,5 Joules. a) Indique cuál será la longitud de onda asociada al proyectil del fusil, en nanómetros. b) ¿Es posible observar esta radiación?. Justifique su respuesta. c) Describa brevemente cuál es el significado de este concepto, quién lo enunció y cuál fue su

utilidad.

7- a) Calcule la longitud de onda de la primera línea (línea de más baja energía) observadas en la Serie de Balmer y en la Serie de Lyman para un tubo de descarga con gas hidrógeno.

b) Indique en qué región del espectro electromagnético se ubican estas dos líneas. c) Al momento en que se realizaron estos experimentos (años 1880-1890) ¿qué explicación se

daba a la observación de estas series (o grupos) de líneas en el espectro de emisión del gas hidrógeno?


- 37 -

QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 4 Capítulo III: La Estructura Electrónica de los Atomos Conceptos Centrales de esta Unidad: - Configuración electrónica de los átomos. - Relación entre la estructura electrónica de los átomos y la periodicidad de ubicación de

los elementos en la Tabla Periódica. - El spin del electrón y el principio de exclusión de Pauli. - Diagrama de orbitales de los átomos. - La regla de Hund. - Las propiedades magnéticas de los átomos. - Electrones internos y electrones de valencia. - Orbitales de valencia. - Carga nuclear efectiva - Algunas propiedades periódicas: radio atómico, energía de ionización, energía de

afinidad electrónica, electronegatividad. - Tendencias de las propiedades periódicas a lo largo de la Tabla Periódica. Ejercicios 1 - a) Cuáles de los siguientes diagramas de orbitales son permitidos y cuáles no de acuerdo al

principio de exclusión de Pauli y a la regla de Hund para el estado fundamental de cada elemento.

Elemento

1s

2s

2p

a ��

b ��

c ��

d ��

b) Para los permitidos escriba la configuración electrónica correspondiente. c) Escriba el conjunto de los cuatro números cuánticos del quinto electrón del átomo “a” y el primero y segundo electrón del elemento “c”.

2- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas posibles para el átomo de carbono:

Elemento

1s

2s

2p

I ��

II ��

III ��

IV ��

V � ��

IV ��


- 38 -

Indique, justificando su respuesta: a) ¿Cuál(es) de ellas es (son) permitida(s)? b) Para aquellas que son permitidas, ¿cuáles son energéticamente degeneradas o isoenergéticas? c) ¿Cuál(es) corresponde(n) al estado electrónico fundamental del átomo de C?

3- ¿Qué números cuánticos deben ser iguales para que los orbitales sean degenerados (tengan la misma energía)? a) En un átomo de hidrógeno b) En un átomo multielectrónico.

Realice un diagrama que indique el ordenamiento de los niveles de energía de los orbitales para ambos casos.

4 - a) ¿Cuál es el número máximo de electrones que se pueden ubicar en:

i) una subcapa p. ii) la subcapa 3d. iii) la subcapa 5f.

b) Indique cuál de las siguientes configuraciones electrónicas son posibles para un átomo neutro en su estado fundamental e identifique el elemento correspondiente.

i) 1s2, 2s3, 2p6 iv) 1s2, 2s2, 2p6, 3s1, 3d9 ii) 1s2, 2s2, 2p8, 3s2,3p6 v) 1s2, 2s1, 2p6 iii) 1s2, 2s2, 2p5

5 - Dadas las tres especies de cada inciso (átomos y/o iones) marque con un círculo aquella que

cumpla con la propiedad requerida. a) mayor número de electrones desapareados: Cu Ni Zn b) mayor radio iónico: Na+ K+ Rb+ c) mayor radio: O-2 F F-

6- Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los siguientes átomos. Para

simplificar la notación, utilice la configuración del gas noble anterior e indique si son diamagnéticos o paramagnéticos. a) fósforo b) vanadio c) titanio d) oxígeno e) sodio f) cloro

7- De las configuraciones electrónicas de los elementos del problema nro. 5 deduzca el período y el grupo al que pertenece cada uno.

8 - La configuración electrónica del estado fundamental de un átomo neutro es [Ar] 3d1 4s2. ¿A qué

período y grupo pertenece este elemento. Indique si es un elemento representativo o de transición.

9- Dados los siguientes procesos:

Na(g) + e- � Na- (g) AE = -53 kJ/mol Mg(g) + e- � Mg- (g) AE = +30 kJ/mol

a) Explique la diferencia en los valores de las afinidades electrónicas en términos de sus

configuraciones electrónicas. 10- Ordene los siguientes elementos según el carácter metálico creciente. a) As, P, Bi, Sb, N b) S, Hg, Ge, F, In


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11- Se tienen dos elementos representativos X e Y, los cuales poseen Z = 11 y Z = 17. Sin

recurrir a la tabla periódica responda: a) En qué grupo y período de la tabla periódica se encuentra cada uno de ellos. b) Realice un análisis comparativo de la energía de ionización y la afinidad electrónica de los

elementos X e Y. c) Si X e Y formaran un compuesto estable, ¿Cuál sería la fórmula del mismo? 12- a) ¿Cuánta energía se requiere para ionizar 2,3 mg de Na(g) a Na+(g), si la primera energía de

ionización del Na es 496 kJ/mol?. b) ¿Cuánta energía se requiere para producir 3,55 mg de Cl-(g) a partir del Cl(g) si la afinidad

electrónica es de -349 kJ/mol. 13- La energía necesaria para el proceso: Li(g) � Li3+(g) + 3 e- es 1,96.104 kJ/mol. Si la primera ionización del litio tiene una energía de 520 kJ/mol, calcule la energía de la

segunda ionización del litio (esto es, la energía que se requiere para el proceso Li+(g) � Li2+(g) + e-)

Recuerde que Li2+ es un ion hidrogenoide. 14 - Diga si las siguientes proposiciones son VERDADERAS o FALSAS J.S.R:

a) En los átomos multielectrónicos, para un mismo valor de “n”, todos los orbitales tienen la misma energía.

b) En un grupo, el radio atómico aumenta cuando aumenta Z, porque aumenta la cantidad de protones y de electrones.

c) Los halógenos tienen valores de afinidad electrónica muy negativa debido a sus pequeños radios atómicos.

d) Si se comparan las energías de ionización de dos átomos, siempre será mayor la del átomo con mayor Z.


Serie No 4, Estructura Electrónica de los Atomos 12- a) 0,0496 kJ b) –0,0349 kJ 13- 7280 kJ/mol Ejercicios tomados en el 1er. Examen Parcial de años anteriores: 1- Para el diagrama de Energía indicado mas abajo: a) Indique, justificando su respuesta, con que especie hidrogenoide se corresponde (indique

el valor de Z de la especie).


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b) Sobre las transiciones señaladas, indique si corresponden a una Emisión o Absorción de energía.

c) Calcule la longitud de onda asociada a cada una de las tres transiciones e indique si alguna de ellas corresponde a la zona visible del espectro electromagnético.

2- a) Diga si los conjuntos de números cuánticos de la tabla dada son permitidos o no, para

electrones en un átomo multielectrónico. b) Para aquéllos conjuntos permitidos, ordénelos en forma creciente de Energía en la tabla de

la derecha. c) ¿Hubiera cambiado el ordenamiento anterior si dichos conjuntos correspondieran a un

único electrón de un átomo de hidrógeno? Si, no, ¿porqué?. J.S.R. 3- Explique cuál de las siguientes especies: Li, Na y Na+, tendrá mayor Energía de Ionización, y

porqué. 4- La afinidad electrónica del cloro es muy negativa, mientras que la de su vecino inmediato, el Ar

es positiva. Explique brevemente esta diferencia. 5- a) ¿Tiene sentido el concepto de electronegatividad en un átomo aislado? b) ¿Cuál es la utilidad de una Tabla que asigna valores de electronegatividad a cada elemento? c) ¿Qué correlación general existe entre la energía de ionización y la electronegatividad? 6- Explique brevemente: a) Las principales ideas o postulados de Bohr para su modelo atómico. b) Qué representa un orbital en la teoría de la Mecánica Cuántica. 7- Para las siguientes afirmaciones indique si son Verdaderas o Falsas, y justifique brevemente:

a) El modelo atómico de órbitas y niveles de energía de Bohr se aplicó bien solo para los átomos de los elementos mas livianos: H, He, Li y Be.

n L ml ms

2 1 0 1/2 2 0 0 -1/2 2 1 -2 -1/2 3 2 -1 1/2

n l ml ms

-2RH

-(1/4)RH

-(4/9)RH

-RH

n=4n=3

n=2

En

erg

ía

n=1-4RH

0


- 41 -

b) Utilizando las energías dadas por el modelo de Bohr para cada nivel electrónico posible en el átomo de hidrógeno se pudieron explicar correctamente las Series de Lyman, Balmer, etc., en el espectro de emisión de este gas.

c) La luz blanca que atraviesa un tubo de gas hidrógeno a baja presión y posteriormente pasa por un prisma, se descompone en un espectro de líneas.

8- Un balón cerrado contiene una mezcla gaseosa de átomos de H y de iones He+. Al darle energía

de forma apropiada se logra la excitación del electrón en cada especie hasta el nivel n = 3. Tras ello, al retornar a sus niveles fundamentales se observa emisión de luz a seis longitudes de onda diferentes, siendo solo una de ellas (la de menor energía) observable en el visible, con un color anaranjado. a) Esquematice en un diagrama de energías todas las posibles transiciones electrónicas que

producirían las emisiones desde el nivel n = 3 para ambas especies, y ordene estas transiciones en forma creciente de la energía involucrada.

b) Determine a qué especie y qué transición electrónica le corresponde la emisión de color anaranjado. Justifique.

9- a) Responda la siguiente pregunta: ¿El principio que dice: “En un átomo dos electrones no

pueden tener el mismo conjunto de cuatro números cuánticos iguales” se opone al que dice: “Ningún orbital atómico puede contener mas de dos electrones?. Justifique su respuesta tanto afirmativa como negativa.

b) ¿Qué valor de número cuántico l le corresponde a los orbitales f?, ¿Cuántos son los orbitales f y qué número cuántico determina a cada uno de ellos?

10- a) Escriba la configuración electrónica de un átomo con 16 electrones.

b) Represente estos electrones en los niveles y subniveles de energía correspondientes de modo de cumplir con el Principio de aufbau pero no cumplir (o violar) la Regla de Hund.

c) Indique si el átomo con esta configuración electrónica particular será paramagnético o diamagnético. Justifique.

11- a) Para las siguientes configuraciones electrónicas indique cuáles son permitidas y cuales no.

Justifique su respuesta.

b) De aquellas configuraciones permitidas, indique cuales corresponden a un elemento en su

estado fundamental y cuáles a un estado excitado. Justifique su respuesta. c) Para el átomo de Potasio indique a qué transición entre niveles y subniveles cuánticos le

correspondería: i) Pasar al primer estado excitado. ii) La segunda energía de ionización. 12- a) Explique brevemente qué entiende por una Propiedad Periódica.

b) Comente qué aspecto de la configuración electrónica de los elementos se mantiene constante y qué aspecto cambia, a lo largo de un período y a lo largo de un grupo.

i) ii)

iii) iv)

1s 2s 2p 2p 1s 2s

1s 2s 2p 1s 2s 2p


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c) Tanto a lo largo de un período como a lo largo de un grupo el número (total) de electrones de cada elemento sucesivo va en aumento, por lo que sería lógico pensar que el radio atómico también vaya en aumento en ambos casos. ¿Es esto correcto?. Justifique.

13- Dados el siguiente grupo de elementos: Na Mg P

a) Escriba la configuración electrónica de cada átomo, y en base a ella, la configuración del ión mas estable que puede formar cada uno (indique si este ión será un catión o un anión).

b) Ordene la secuencia de estos elementos en orden creciente de: i) Radios Atómicos, iii) Primera Energía de Ionización (I1) ii) Radios Iónicos iv) Segunda Energía de Ionización (I2) 14- Se conocen los valores de Afinidad Electrónica (Af) del siguiente conjunto de elementos: Elemento: Na Mg N F Af (kJ/mol): -50 0 0 -325+ Aclaración: considere el proceso de Afinidad Electrónica como A(g) + e � A-

(g)

a) Explique estos valores en forma comparativa para cada elemento teniendo en cuenta la configuración electrónica respectiva.

b) ¿Qué representaría “físicamente” para un elemento tener un valor de Afinidad Electrónica positiva? Explique brevemente.

15- Cuando un átomo metálico en fase gaseosa (M(g)) reacciona con un átomo halógeno en fase

gaseosa (X(g)), la distancia a la cual ocurre la reacción (dreacción) para la formación de la molécula gaseosa MX(g) puede estimarse con la siguiente ecuación:

X

E

MreacciónAI

ed

−=

1

2

dónde e es la carga del electrón, I1M

es la energía de la primera ionización de M y AEX es la

afinidad electrónica de X. (Considere la AE como el ∆H del proceso X(g) + e- → X-(g), el cual es

exotérmico para todos los halógenos). Teniendo en cuenta las tendencias de las energías de ionización y la afinidad electrónica, ordene de mayor a menor las distancias de reacción para los siguientes pares de reactantes: Li – I; Be – I y Be – F. Justifique cualitativamente su respuesta.


- 43 -

QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 5 Capítulo IV: Conceptos Fundamentales del Enlace Químico - Parte A Conceptos Centrales de esta Unidad: - Significado de un enlace químico. - Energías involucradas en la unión química:

Energía de Enlace. - Símbolos de Lewis o de electrón-punto. - Regla del octeto. - Descripción del enlace iónico. - Configuraciones electrónicas de los iones.

Radio iónico. - Energías de red cristalina. - Ciclo de Born-Haber - Descripción del enlace covalente. - Estructuras de Lewis. - Enlaces simples y múltiples. - Enlace covalente coordinado. - Electronegatividad y Polaridad de un enlace. - Momento dipolar de un enlace. - Energía de enlace y entalpía de una reacción

química. - Calculo del cambio de entalpía de una

reacción química a partir de las energías de enlace.

- Longitud de un enlace

- Angulo de un enlace. - Geometría molecular y la teoría del enlace

químico: los enlaces dirigidos. - Modelo de la Repulsión de los Pares de

Electrones de Valencia. - Pares electrónicos enlazantes y no

enlazantes. - Geometría de dominio de electrones. - Geometría molecular y momento dipolar

global de una molécula. - Teoría del enlace de valencia. - Hibridización y Orbitales híbridos. - Enlaces sigma (σ) y enlaces pi (π.) - Enlace deslocalizado y Resonancia. - Teoría de Orbitales Moleculares. - Orbital molecular enlazante y antienlazante. - Diagrama de niveles de energía de los

orbitales moleculares. - Orden de enlace. - Diamagnetismo y paramagnetismo. - Enlace metálico.

Ejercicios

1- a) Explique los tipos de energías involucradas en la formación de NaCl(s), a partir de Na(s) y Cl2(g).

b) Describa cualitativamente cómo deberían ser las energías de las distintas etapas que llevan a la formación de un sólido iónico muy estable.

2- a) Sin hacer cálculos, cómo espera que sean las energías reticulares de: LiCl(s), KCl(s), RbCl(s)

y CsCl(s), comparadas con la energía reticular del NaCl(s). Justifique su respuesta. b) Ordene en forma creciente la energía reticular de los siguientes compuestos: KCl; LiCl; NaCl; CaS; CaO, BaS.

3 - Dibuje una curva de energía potencial para la molécula de Cl2. En ese diagrama indique: la

longitud de enlace (1,94 Å) y la energía de disociación de enlace (240 kJ/mol). 4 - ¿Qué relación cualitativa puede establecer entre diferencias de electronegatividades y polaridad

de enlace? 5 - Ordene los siguientes elementos en orden creciente de electronegatividad. JSR. a) O, P, S c) S, Cl, Br b) Mg, Al, Si d) C, Si, N


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6 - Ordene los siguientes enlaces en orden creciente de polaridad. JSR. a) C-S, B-F, N-O c) H-F, F-F, Be-F b) Pb-Cl, Pb-Pb, Pb-C 7 - Dibuje las estructuras de Lewis para cada una de las siguientes especies: SiH4 H2O K2O ClO2

- NOCl CaCO3 NH4NO3 8 - a) En el caso particular del ion amonio, ¿El enlace coordinado presenta propiedades diferentes a

los restantes enlaces?

b) Analice las características que debe tener una especie (átomo o molécula) para generar un enlace coordinado con el BCl3. Considere la estructura de Lewis de ambos.

9 - Los tres compuestos: CH3CH2OH H2CO y CO

tienen enlace carbono-oxígeno. a) ¿Cuál de los enlaces carbono-oxígeno es el de mayor longitud y cuál el de mayor energía? b) ¿Cuál es el orden de enlace carbono-oxígeno en cada molécula? c) ¿Cuál de los elementos, oxígeno o carbono, tiene mayor electronegatividad?

10 - Dibuje estructuras de resonancia para cada una de las siguientes especies: a) anión trioxocarbonato (IV) b) trioxonitrato (V) de hidrógeno y anión trioxonitrato (V) 11 - a) De acuerdo a las estructuras de Lewis, ordene las siguientes especies en forma creciente de

longitud de enlace: CO2 CO3

2- CO b) Ordene las especies en forma creciente de energía de enlace. Indique también el orden de

enlace. 12 - Dadas las siguientes energías de disociación de enlace, calcule la energía de enlace promedio

para el enlace Ti-Cl. ∆H (kJ/mol)

TiCl4(g) → TiCl3(g) + Cl(g) 335

TiCl3(g) → TiCl2(g) + Cl(g) 423

TiCl2(g) → TiCl(g) + Cl(g) 444

TiCl(g) → Ti(g) + Cl(g) 519 13 - Utilizando las energías de enlace del Apéndice, estime el ∆H0 para las siguientes reacciones.

Compare este valor con el obtenido a partir de los ∆Hf0 formación.

a) C≡O (g) + 2 H2 (g) → H3C-OH (g)

b) H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) 14 - El CO reacciona con H2O según la reacción:

CO (g) + H2O (g) → H2 (g) + CO2 (g) ∆H = -41,2 kJ.mol-1 Utilizando los siguientes datos, calcule el valor de energía de enlace promedio del enlace O-H.

Enlace Energía de enlace (kJ.mol-1 ) C ≡O 1072,0


- 45 -

C = O 799,0 H-H 436,0 15 - La etilamina se disocia en fase gaseosa produciendo eteno y amoníaco según la reacción:

H2N-CH2-CH3(g) → H2C=CH2(g) + NH3(g) ∆H = 54,68 kJ A partir de las energías de enlace promedio del Apéndice, calcule la energía del enlace C-N.

Compare este valor con el del Apéndice.


Serie No 5 Conceptos Fundamentales del Enlace Químico - Parte A 12- 430,25 kJ/mol 13- a) -128,1 kJ/mol b) -184,6 kJ/mol 14- 460,4 kJ/mol 15- 298,68 kJ/mol Ejercicios tomados en el 1er. Examen Parcial de años anteriores: 1) a) ¿Qué entiende por orden de enlace? ¿Puede esta magnitud tomar valores no enteros? b) Calcule el orden de enlace O-N para las especies (NO2)

+ y (NO3)-

c) ¿Cuál de los compuestos anteriores posee mayor orden de enlace O-N? d) ¿Cuál de los compuestos anteriores tendrá la longitud de enlace mayor? 2) Considere el siguiente diagrama de energía:

a) Empleando las configuraciones electrónicas del K y del Br, explique por qué, al combinarse,

forman un compuesto con estequiometría 1:1. b) Identifique las energías involucradas en los procesos 1, 2 y 3. J.S.R. c) Si en lugar de K tuviera Li, ¿cómo serían las energías de los procesos 1, 2 y 3 (mayor, menor

o igual al caso anterior)? JSR en cada caso.

1

KBr(s)

2

3

K+(g) + Br -(g)

E

K+(g) + e-

+ Br(g)

K(g) + Br(g)


- 46 -

3) Dadas las siguientes especies: SO2, SO3 y SO42-.

a) Dibuje la(s) estructura(s) de Lewis para cada una de ellas. b) Describa cuál es la naturaleza de los enlaces presentes en cada especie. JSR. c) De acuerdo a las estructuras propuestas por Ud.: ¿Los enlaces S-O presentes en cada especie

son todos equivalentes? d) Diga cuál especie tiene los enlaces S-O más largos y cuál los más energéticos. JSR. 4) Teniendo en cuenta la siguiente ecuación termoquímica: 2 SO2 (g) + 2 O2 (g) 2 SO3 (g) ∆Hºr = -196,6 kJ y sabiendo que la energía promedio del enlace O=O es 495 kJ/mol, estime el valor de energía

promedio del enlace simple S-O.


- 47 -

123º

QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 6 Capítulo IV: Conceptos fundamentales del enlace químico - Parte B Conceptos Centrales de esta Unidad: Los mismos que los descriptos en la Serie No 5. Para el armado de modelos moleculares, cada alumno debe traer 50 (cincuenta) alfileres con cabeza plástica redonda en lo posible de más de un color y 30 (treinta) alfileres comunes (cabeza metálica). Ejercicios 1 - Suponiendo que X representa átomos de un mismo elemento y E representa pares de electrones

no enlazantes, clasifique las siguientes moléculas en polares y no polares utilizando el modelo de RPENV para determinar sus formas. Dé ejemplos de cada una de ellas y dibújelas.

a) AX5 b) AX3E2 c) AX4 2 - Utilice la teoría de enlace de valencia para describir:

a) Los enlaces y la geometría de la molécula de H2O. b) Los enlaces y la geometría de la molécula de XeF4. 3 - a) Si la coordenada "z" define la línea que une dos núcleos; diga si se formará un enlace σ o un

enlace π cuando se solapan los siguientes orbitales. i) 2px, 2px iv) 2py, 2pz ii) 2s, 2py v) sp2, sp2 iii) 2pz, 2pz

b) De acuerdo a lo respondido anteriormente; ¿Cuál es la diferencia entre un enlace σ y un

enlace π?. 4 - Considere las siguientes moléculas: XY3 y ZY3.

Se sabe que los 3 enlaces del átomo central con Y en cada molécula son equivalentes, y además que Z tiene un par de electrones no enlazantes y X no lo tiene. Para cada molécula indique:

a) ¿cuál es la hibridación del átomo central y la geometría molecular? b) ¿alguna de las moléculas es plana?. 5 - Describa los enlaces y la geometría de la molécula de etileno (H2C=CH2) en base a la teoría del

enlace de valencia. 6- Dadas las siguientes moléculas planas de CH2O y C2H4 y los ángulos de enlace mostrados en las

figuras 1 y 2, respectivamente.

122º

116º

Figura 2 Figura 1


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1,06 Å

1,21 Å

1,46 Å

120º 123º

1,21 Å 1,08 Å

Figura 3

a) describa la geometría molecular en base al modelo RPENV. b) describa la geometría molecular según la teoría del enlace de valencia indicando:

i) hibridación del átomo de C en el metanal. ii) hibridación del átomo de C en el etileno. iii) identifique los enlaces σ y π c) Según el modelo RPENV a qué se atribuye el hecho de que el ángulo H-C-O en el metanal y el

ángulo H-C-H en el etileno no sean 1200. 7 - I) Prediga la geometría electrónica y molecular de las siguientes especies en base al modelo

RPENV. a) tetracloruro de carbono b) cloruro de aluminio (III) c) bromuro de berilio d) sulfuro de carbono (IV) e) NH3 f) sulfuro de hidrógeno

g) cloruro de fósforo (III) II) De acuerdo a la teoría del enlace de valencia, ¿Cuál es la hibridización del átomo central en

cada una de las moléculas anteriores? III) Proponga, para cada molécula, al menos una especie que presente el mismo tipo de

hibridación y/o geometría. 8 - a) Prediga la geometría electrónica y molecular de los siguientes iones usando el modelo

RPENV: a) NO2

- b) IF4- c) BrF6

+ d) ClO2-

e) H3O+ f) AlCl4

- g) BrO3- h) PF6

- b) De acuerdo a la teoría del enlace de valencia, ¿Cuál es la hibridización del átomo central en

cada uno de los iones anteriores? 9 - El HCN es un gas venenoso que huele a almendras amargas. Dé una descripción de esta

molécula usando la teoría de enlace de valencia. Considere que el C es el átomo central. Compare con la molécula de acetileno (HC≡CH).

10 - I) El momento dipolar del HCl es 1,03 D. Si la longitud de enlace H-Cl es 1,27 Å, calclule: a) La cantidad de carga δ que reside en cada núcleo. b) La fracción de carga del electrón transferida al átomo de Cl. II) Retome el problema número 4- e indique si los enlaces de cada molécula son polares y si las

mismas tienen momento dipolar. 11- En el NO2Cl, los dos átomos de O y el átomo de Cl

están ligados al átomo de N central. Todos los átomos se encuentran en un plano.

a) ¿Cuál es la hibridización del átomo central? b) Prediga ángulos de enlace y momento dipolar.

c) Dibuje las estructuras resonantes. 12- Prediga el tipo de enlaces (σ y π) y la geometría

consistente con los valores de longitudes y ángulos de enlace para el propinal

HC≡C−CH=O (ver la Figura 3).


- 49 -

Las distancias de enlace se dan en Angstrom y los ángulos de enlace en grados. 13 - ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene momento dipolar igual a cero?

a) cloruro de aluminio (III) b) tetracloruro de silicio c) fluoruro de azufre (VI) d) cloruro de fósforo (III) e) ClF5

14 - a) Usando la teoría del enlace de valencia explique porqué el ión hiponitrito, N2O2

2-, (cuya fórmula desarrollada es -O−N=N−O- ) presenta isomería cis-trans.

b) ¿Cuál es la hibridización de los átomos de nitrógeno? c) Para cada uno de los isómeros prediga la geometría electrónica, molecular, ángulos de enlace

y si presentarán o no momento dipolar. 15 - La sustancia C2H2Cl2 tiene tres isómeros. Se determinó experimentalmente que una muestra

pura de uno de los isómeros tiene momento dipolar cero. ¿De qué isómero se trata?. 16 - La molécula N2F2 es plana y presenta los ángulos y

longitudes de enlace que se dan en la Figura 4. Indique de acuerdo a la teoría del enlace de valencia a) La hibridación de los átomos de N. b) El tipo de enlace N-N. c) Si presentará isómeros geométricos, en cuyo caso

determine su geometría molecular. 17 - Describa el enlace en la especie CO3

2- y en la molécula de C6H6 en términos de estructuras resonantes y de enlace deslocalizado. Para cada una identifique los enlaces σ y π e indique el tipo de hibridación que presenta el C.

18- El elemento A posee una configuración electrónica de capa de valencia del tipo: ns

2 np

4. Teniendo en cuenta que el orden creciente de energía de los orbitales moleculares (OMs) en las correspondientes especies diatómicas homonucleares es: σs, σs*, σp, πp, πp*, σp*:

a) Represente cualitativamente los diagramas de energía para la formación de los OMs y las configuraciones electrónicas de las especies diatómicas: A2, A2

- y A2+.

b) Determine orden de enlace de cada una de las tres especies. c) Considerando los órdenes de enlace de cada especie, indique en cuál de ellas el oxígeno está

más fuertemente unido al azufre. Justifique su respuesta.


Serie No 6 Conceptos Fundamentales del Enlace Químico Parte B. 10- I- a) 2,7 10-20 C b) 0,16879 electrón

1,44 Å

1,25 Å

115º

Figura 4


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Ejercicios tomados en el 2do. Examen Parcial de años anteriores 1- Utilizando el modelo de RPENV prediga la forma de las siguientes moléculas e indique, para

cada par, cuál compuesto tendrá mayor Punto de Ebullición: a) PBr3 - PF3 b) SF4 - CF4 c) SO2 - CO2

2.- El átomo de A en la molécula AD4 presenta un par de electrones de no enlace. Justificando su

respuesta, indique: a) ¿Cuál será la hibridización de A? b) ¿Cuál la geometría electrónica? c) ¿Cuál la geometría molecular? d) Si A y D poseen diferente electronegatividad, ¿será AD4 una molécula polar?

3- a) El compuesto tetrafluorboro(III) de amonio (BF4)(NH4), es una sustancia sólida, cristalina y

frágil. Escriba la estructura de Lewis de este compuesto, represente su geometría molecular e indique todos los tipos de enlace presentes en ella.

b) Describa la geometría de grupos electrónicos (según la teoría de RPENV), la geometría molecular e indique si existe momento dipolar neto para cada una de las siguientes especies:

CCl2F2 (freon) SF4 XeF4

c) Indique qué tipo de orbital del átomo central está involucrado en el enlace con los átomos de Hidrógeno en el NH3 y PH3, teniendo en cuenta los siguientes datos (Justifique):

Molécula NH3 PH3 Angulo H-X-H 107º 91º

4- Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2 CO (g) + O2 (g) � 2 CO2 (g) , y con los datos dados mas abajo:

a) Calcule el ∆H de la reacción. b) En el gráfico de la derecha dibuje las curvas de energía potencial para los enlaces C=O y C≡O.

DATOS: Energías de enlace promedio: C=O: 799 kJ/mol C≡O: 1072 kJ/mol

L d (O - O) Epo

tenc

ial

(+)

Molécula de O2

0

-496 kJ/mol

d (C - O) Epo

tenc

ial

(+)

0


- 51 -

QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 7 Capítulo V: El Estado Gaseoso Conceptos Centrales de esta Unidad: - Propiedades de los gases. - Leyes que relacionan las variables presión,

volumen, temperatura y cantidad de los gases.

- Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro.

- Gases ideales. - Ecuación de estado de los gases ideales. - Mezcla de gases y presiones parciales. - Ley de Dalton. - Fracción molar. - Aplicaciones a cálculos de reacciones

químicas.

- Teoría cinético-molecular de los gases. - Interpretación de las leyes de los gases

ideales a partir de su comportamiento cinético-molecular.

- Velocidades moleculares. Velocidad cuadrática media.

- Fenómenos de difusión y efusión. - Choques moleculares y trayectoria libre

media. - Desviaciones del comportamiento ideal. - Ecuación de van der Waals.

Ejercicios de repaso inicial 1- La siguiente figura representa las transformaciones que experimentan 3,0 moles de un dado gas ideal. Realice las representaciones de estas mismas transformaciones en:

a) Un gráfico P vs. V. b) Un gráfico V vs. T.

2- El trioxocarbonato (IV) de bario se descompone térmicamente en óxido de bario y dióxido de

carbono. Cuando la reacción se completa, el dióxido de carbono es recogido en un recipiente adecuado cuyo volumen es 2,00 L y la temperatura 20,0 ºC. Sabiendo que la presión dentro del recipiente es igual a 0,100 atm, ¿Cuál es la masa en gramos de trioxocarbonato(IV) de bario que reacciono.

3- Un mol de gas ideal sufre las transformaciones A� B � C � D, indicadas en el siguiente

gráfico: Realice la representación de estas transformaciones en un grafico de volumen (V) en función de la temperatura (T).


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4) Un mol de un gas sufre las transformaciones 1� 2 � 3 � 4, indicadas en el gráfico. Indique si las siguientes afirmaciones referidas a cada transformación son Verdaderas o Falsas, y

Justifique: a) La transformación 1� 2 es una expansión isobárica. b) La transformación 2�3 es una expansión isobárica c) La transformación 3� 4 es una expansión isocórica. d) La transformación 4� 1 es una expansión isotérmica

Ejercitación 1- Comúnmente se dice que las latas que contienen aerosoles “explotan”, si la presión interna

excede el valor de 3 atm. Si una lata de aerosol tiene una presión de 2,2 atm a 24 oC; ¿Cuál será la máxima temperatura que podrá soportar la lata sin riesgo de explosión?.

2- a) Justifique mediante cálculos, por qué un globo lleno con N2O(g) y colocado en el aire a 25 oC y

1 atm no se elevará. Aclaraciones: Desprecie la masa de látex del globo y realice una estimación del “Peso

Molecular” promedio del aire. b) Calcule la temperatura por encima de la cual, deberá calentarse el N2O a 1 atm de presión,

para que el globo se eleve en el aire a 25 oC. 3- Un balón de 2,00 L que contiene N2 a 2,0 atm de presión y 25 oC está conectado mediante una

llave, a otro balón de 5,00 L que contiene CO2 a 5,0 atm de presión y a 25 oC. Después de la apertura de la llave y una vez mezclados los gases, calcule:

a) La presión total del sistema. b) La presión parcial de cada uno de los gases. c) La fracción molar de cada gas.

4 - La composición de los gases en el tubo de un cartel luminoso de “neon” de 0,75 L de volumen,

es de 0,10 g de Ne y 0,20 g de Xe. Calcule sus presiones parciales y la presión total en atmósferas cuando el tubo está operando a 40 oC.

5- Una mezcla de 2,00 g de CO2 y 4,00 g de CO se encuentra en un recipiente a 17 oC y a una

presión de 700 mmHg. Qué parámetros tales como presión total, presiones parciales, volumen, fracción molar, etc., del sistema se pueden calcular? Obtenga los valores numéricos.

6- En un recipiente de 1,00 L de volumen que contiene O2 gaseoso a 400 oC y 0,82 atm de presión,

se introduce 1,00x10-2 moles de metanol (CH3OH). En esas condiciones se realiza la reacción de combustión:

CH3OH(g) + 1,5 O2(g) � CO2(g) + 2 H2O(g)

I) Calcule al completarse la reacción: a) La fracción molar y la presión parcial de cada gas b) La presión total de la mezcla.


- 53 -

II) Si la reacción de combustión se hubiese realizado a partir de 1,00x10-2 moles de metanol y 3,00x10-2 moles de O2 a 300 oC, Cuánto será la presión parcial de cada gas y la presión total de la mezcla?

7- En un recipiente evacuado de 1,97 L, se introducen 2,37 g de NH4NO3(s). Se calienta a 250oC

para que ocurra la descomposición: NH4NO3(s) � N2O(g) + 2 H2O(g)

a) Calcule la presión total y la presión parcial de cada gas al completarse la descomposición. b) Para un valor de porcentaje de descomposición menor de 100%, elegido por usted, calcule la

presión total, a la misma temperatura. 8- Una muestra de 1,76 g de aluminio reacciona con solución de ácido clorhídrico en exceso

produciendo AlCl3 e H2. El hidrógeno liberado se recoge sobre agua a 26 oC y a la presión barométrica de 738 mmHg. Calcule el volumen total de gas que se recoge. (Consulte la presión de vapor del agua en el Apéndice)

9 - A 25 oC, 1,072 g de He(g) ocupan un volumen de 8,45 L cuando se lo recoge sobre hexano y a la

presión barométrica de 738,6 mmHg. Use estos datos para determinar la presión de vapor del hexano a 25 oC.

10- La elodea es una planta verde que experimenta la fotosíntesis debajo del agua, según la reacción 6 CO2(g) + 6 H2O(l) � C6H12O6(ac) + 6 O2(g) En un experimento la elodea produjo 122 mL de O2(g) recogido sobre agua a 21 oC y a la presión

total de 743 mm de Hg. (Consulte la presión de vapor del agua en el Apéndice) a) Calcule la presión parcial y la fracción molar de O2. b) Calcule la masa de glucosa (C6H12O6 , PM = 180) producida. c) Utilizando la tabla del Apéndice, indique a que temperatura se obtendrá una mayor presión parcial de O2.

11- El Cl2(g) reacciona con C2H4(g) para dar C2H4Cl2(g). En un recipiente evacuado de 2,00 L a 22 oC,

se introducen 0,100 moles de Cl2 y 3,00.10-2 moles de C2H4. Si la reacción ocurre con un 100% de rendimiento, al finalizar calcule:

a) La presión total y la presión parcial de cada gas a 22 oC. b) La presión total, si se enfría la masa gaseosa a una temperatura de 11 oC. c) La presión parcial de cada gas a 22 oC, si se detiene la reacción cuando se consumió el 70% del etileno.

12- Indique, justificando su respuesta, si las siguientes afirmaciones son CORRECTAS o FALSAS. Luego modifique las afirmaciones FALSAS para transformarlas en afirmaciones CORRECTAS.

i) A temperaturas altas, hay más moléculas con velocidades mayores que a bajas temperaturas. ii) La energía cinética promedio de cualquier gas, es independiente de la temperatura y sólo depende de la naturaleza del gas. iii) A una dada temperatura, la velocidad promedio de una molécula de O2 es mayor que la de una molécula de cloro.

13- a) ¿Cuál es la velocidad promedio de una molécula de CO2 a 57 oC?. De ejemplos de dos

moléculas gaseosas que tengan velocidades promedio mayores y menores a la misma temperatura. J.S.R.


- 54 -

14- a) ¿A qué temperatura una molécula de CO2 tendrá una velocidad promedio igual a la de una molécula de H2 a 20o C?.

b) ¿A qué temperatura las moléculas de CO2 tendrán la misma energía cinética promedio que las de H2 a 20 oC?.

15- La energía cinética promedio de 1 mol de O2 a 25 oC, ¿será mayor, igual o menor que la de 1

mol de N2 a la misma temperatura?. Justifique la respuesta. 16- A una temperatura de 333 K: a) Indique, justificando su respuesta, cual de los siguientes pares de gases tendrán las

velocidades de efusión más parecidas i) CO y N2 ii) N2 y O2 iii) NO2 y N2O4

b) Ordene a los gases anteriores (CO, N2, O2, NO2 y N2O4) de acuerdo a su velocidad molecular promedio.

c) Diga si la energía cinética promedio del NO2 será mayor, menor o igual que la del N2O4. 17- Si la velocidad de efusión de un gas desconocido es 2,92 veces la del NH3, ¿cuál es el peso

molecular aproximado de ese gas?. 18- Si 0,10 mol de vapor de I2 efunde desde una abertura de un recipiente caliente en 52 segundos,

¿cuánto tiempo tardará 0,10 mol de H2 para efundir en las mismas condiciones?. 19- ¿Cuál es la relación de velocidad de efusión para los siguientes pares de gases?

a) H2 y D2 b) 235UF6 y 238UF6

20- a) Se tienen dos recipientes de 1,0 L cada uno. Uno contiene N2 y el otro SF6, ambos a 0o C y

1,0 atm de presión. Compare ambos sistemas, respecto a: i) cantidad de moléculas.

ii) densidad. iii) energía cinética promedio de las moléculas. iv) velocidad de efusión a través de un orificio pequeño.

Justifique la respuesta en todos los casos. b) Repita los cálculos en el caso de tener 1,0 mol de N2 en un recipiente de 2,0 L y 1,0 mol de SF6 en otro recipiente de 1,0 L, ambos a la misma temperatura.

21- Compare la presión obtenida a partir de la ecuación de estado para un gas ideal con la presión

calculada a partir de la ecuación de van der Waals para 1 mol de los siguientes gases: O2, CH4 y CO2 que ocupan un volumen de 0,381 L a 40 oC. Complete los espacios en blanco de la tabla que se da a continuación. Realice un breve comentario de los valores obtenidos.

Gas

P = nRT/V

a (L2 atm.mol-2)

b (L.mol-1)

P = (nRT)/(V-nb) - n2a/V2

O2

1,36

3,19.10-2

CO2

3,60

4,28.10-2

CH4

2,26

4,30.10-2

22- El vapor de agua a presión y temperatura elevada, se utiliza en las turbinas para generar la

electricidad en las instalaciones de plantas de energía. En una de esas plantas, una caldera tiene un volumen de 2000 m3 y contiene 115 toneladas métricas (1 ton. métrica = 1000 kg) de vapor a una temperatura de 550 oC. Utilice la ecuación de van der Waals para estimar la presión de


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vapor en la caldera. ¿Cuál hubiese sido la presión del vapor de agua en las mismas condiciones si se supone comportamiento ideal?.

23- En un cilindro de volumen de 600 cm3 de un motor de automóvil, un pistón ejerce una presión

de 0,98 atm a 80ºC . a) Si lo que llena el cilindro fuese aire, ¿cuántos moles de O2 contiene? (La fracción molar del

O2 en el aire seco es 0,2095). b) Cuántos gramos de octano (C8H18) pueden ser quemados por esta cantidad de oxígeno y

cuántos kcal se liberan?. (Considere que la combustión se realiza con la formación de CO2(g) y H2O(g) y con un rendimiento de 100%). El calor de combustión del octano es -5471 kJ/mol.

24- Teniendo en cuenta la siguiente reacción Cl2 + H2 � 2 HCl

a) calcule el volúmen de hidrógeno (H2) en CNTP que se necesitan para producir 0,400 moles de HCl. Considere comportamiento ideal del gas.

b) Si los moles de H2 estuvieran contenidos en un balón de 0,5 L, a 0ºC, ¿que presión ejercerían? Utilice la ecuación del gas ideal y la ecuación de Van der Waals para calcular dicha presión ¿A qué se debe la diferencia entre los dos resultados? Datos: a(H2) = 0,244 L2.atm/mol2 b(H2) = 0,0266 L/mol

25- Utilice la ecuación del gas ideal y la ecuación de van der Waals para calcular la presión ejercida

por 150 g de amoníaco (NH3) contenidos en un recipiente de 600,0 L a 1.000 ºC. ¿En cuánto difieren ambos resultados? ¿Por qué?

Datos: a(NH3) = 4,17 L2.atm/mol2 b(NH3) = 0,0371 L/mol


Serie No 7 El Estado Gaseoso 1- T = 132 oC ó 405 K 2- a) δN2O=1,80 g/L; δaire = 1,20 g/L; b) T = 447 K. 3- a) 4,14 atm; b) PN2 = 0,57 atm; PCO2 = 3,57 atm; c) χN2 = 0,138; χCO2 = 0,862 4- PT = 0,221 atm.; PXe = 0,052 atm.; PNe = 0,169 atm. 5- χCO2 = 0,24; χCO = 0,76; PCO2 = 0,222 atm.; PCO = 0,698 atm.; VT = 4,86 L. 6- I) a)χCO2 = 0,333; χH2O = 0,666; PCO2 = 0,551 atm; PH2O = 1,103 atm.; b) PT = 1,655 atm.

II) PO2 = 0,70 atm.; PCO2 = 0,47 atm.; PH2O = 0,94 atm; PT = 2,11 atm 7- a) PT =1,96 atm; PN2O = 0,65 atm; PH2O = 1,30 atm; b) PT = 1,56 atm. (80%) 8- VH2 = 2,55 L 9- Pvap = 149,6 mmHg 10- a) PO2 = 724,35 atm; χO2 = 0,975; χH2O = 0,025; b) mglucosa = 0,145 g. 11- a) PT = 1,21 atm; PCl2 = 0,85 atm; PC2H4 = 0,0 atm; PC2H4Cl2 = 0,36 atm;

b) PT = 1,17 atm c) PT = 1,32 atm; PCl2 = 0,95 atm; PC2H4 = 0,11 atm; PC2H4Cl2 = 0,25 atm 13- velCO2 = 432,51 m/s 14- a) TCO2 = 6446 K; b) TCO2 = 20ºC = 293 K 17- PM = 2 uma 18- t = 4,61 s 19- a) 1,41; b) 1,004 22- Preal = 183,1 atm; Pideal = 215,6 atm 23- a) 4,25x10-3; b) 3,88x10-2 g; 0,445 kcal 24- a) 4,477 L. b) 8,25 atm y 8,806 atm 25- 53,5 atm y 53,8 atm


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Ejercicios tomados en el 2do. Examen Parcial de años anteriores: 1- Considere un mol de gas ideal como partículas de masa puntual que ocupan un volumen V a una

temperatura T. Indique en cada caso si la afirmación es VERDADERA o FALSA, justificando en cada caso su respuesta: a) La velocidad rms (vrms) de las moléculas depende directamente de la temperatura del gas. b) Al disminuir el Volumen a Temperatura constante disminuye el recorrido libre medio de las

moléculas c) Al disminuir el Volumen a Temperatura constante disminuye la frecuencia de colisiones con

las paredes del recipiente. 2- a) Comente brevemente bajo qué condiciones de P–V–T los gases se comportan idealmente y

explique por qué es así. b) Comente el significado físico de los términos “a” y “b” de la ecuación de Van der Waals

para gases reales. 3- Una mezcla equimolar de dos gases A y B, de masas mA > mB, se encuentran ocupando un

volumen V a una temperatura T. Indique si las siguientes afirmaciones son VERDADERAS o FALSAS, y justifique cada respuesta: a) La presión parcial que ejerce cada gas en la mezcla será proporcional a sus masas

moleculares. b) Si al recipiente se le practica un agujero de tamaño molecular, el gas B efundirá hacia el

exterior mas rápidamente que el gas A. c) Ya que la molécula del gas B tiene mayor masa, posee una energía cinética promedio mayor

que la molécula del gas A. 4- El monóxido de carbono, CO, es un gas sumamente tóxico para el ser humano, siendo letal a una

concentración mínima en el aire de 0,4 % v/v. Un motor de automóvil que hace su combustión en forma incompleta (funciona mal) emite 1 mol de CO cada 2 minutos. Si este automóvil se encuentra funcionando dentro de un garaje cerrado de 60 m3 de volumen, un día con temperatura de 20°C y presión atmosférica normal, indique: a) ¿Cuál es el valor de la presión parcial de CO(g) por encima de la cual es letal? b) ¿En cuánto tiempo se alcanzaría la concentración letal de CO(g) para un individuo?

5- Se tiene dos recipientes conteniendo los gases metano, CH4, y etano, C2H6, (por separado) bajo

las mismas condiciones: n = 1 mol, V = 5,0 L, y T = 25ºC. Indique si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas, y justifique cada una de ellas. a) La Energía Cinética media de cada gas es diferente porque tienen diferentes velocidades

moleculares vrms =2

v b) Como la masa y la velocidad de las moléculas en cada gas son diferentes, ejercerán diferentes

presiones. c) Al estar los dos gases a igual temperatura ambos tendrán iguales curvas de distribución de

velocidades. 6- a) En un gráfico de PV/RT en función de la Presión ejemplifique el comportamiento ideal y no ideal de un gas.

b) Comente brevemente en qué rango de Presión – Volumen - Temperatura los gases dejan de comportarse como ideales, y mencione las dos propiedades o características de las moléculas de gas que hacen que se comporten de forma no ideal


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 8 Capítulo VI: El Estado Líquido

Conceptos Centrales de esta Unidad: - Propiedades del estado líquido. - Descripción cinético-molecular del

comportamiento de los líquidos. - Fuerzas intermoleculares que determinan las

características del estado líquido. - Tipos de interacciones moleculares: ión-ión,

ión-dipolo, dipolo-dipolo, puente hidrógeno, fuerzas de dispersión de London, etc.

- Polarizabilidad. - Viscosidad. Tensión superficial. Acción

capilar.

- Cambios de estado (o de fase) y cambios de energía asociados a un cambio de estado.

- Entalpías de fusión y de vaporización. - Presión de vapor de un líquido. Volatilidad. - Punto normal de congelación y de

ebullición. - Curvas de calentamiento de un sistema:

calor entregado/cedido en función de la temperatura.

- Diagrama de fases de una sustancia. - Punto triple. - Ecuación de Clausius-Clapeyron

Ejercicios 1 - Indique que tipo de fuerza intermolecular predomina en cada uno de las siguientes sustancias: a ) Xe (líq) b ) NH3(líq) c ) CCl4(líq) d ) Entre el H2O y el Fe3+ en FeCl3(ac) 2 - Una de las siguientes sustancias es un líquido a temperatura ambiente, mientras que las otras son

gaseosas. ¿Cuál es el líquido? (Justifique su respuesta). a ) CH3OH b ) N2 c ) CH4 3 - ¿Por qué la disminución de la temperatura, manteniendo la presión constante, hace que una

sustancia como el agua cambie en forma sucesiva del estado gaseoso al líquido y al sólido a presión atmosférica?.

4 - Explique las siguientes observaciones: a ) La viscosidad del etanol (C2H5OH) es mayor que la del éter (CH3CH2OCH2CH3). b ) En contacto con un tubo capilar de polietileno, el H2O(líq) forma un menisco como el que

forma el Hg en un tubo de vidrio. 5 - Dado el siguiente gráfico, que representa la dependencia de las velocidades de evaporación y de

condensación respecto del tiempo para un líquido puro que se evapora en un recipiente cerrado, indique cuál(es) de las siguientes afirmaciones es FALSA (J.S.R.):

a ) Al tiempo B, las velocidades de evaporación y de condensación son iguales. b ) Al tiempo C, las dos fases se encuentran en el equilibrio.

c ) Al tiempo C, la presión del sistema es mayor que al tiempo B.

d ) Al tiempo A, el número de moléculas que pasan a la fase vapor es mayor que el número de moléculas que retornan a la fase líquida.

e ) En el equilibrio, no necesariamente el número de moléculas en la fase vapor es igual al número de moléculas en la fase líquida.

Velocidad de evaporación

Velocidad de condensación

Tiempo

V

A B C


- 58 -

6 - Explique las siguientes observaciones: a ) Durante los meses fríos de invierno es frecuente que la nieve desaparezca gradualmente sin

fundirse (ayuda: vea el siguiente gráfico). b ) El calor de fusión para cualquier sustancia es menor que el calor de vaporización. c ) El punto de ebullición del cloruro de etilo, C2H5Cl, a 1 atm de presión es 12 oC. Cuando una

superficie, a temperatura ambiente, se rocía con C2H5Cl líquido a la presión atmosférica, la superficie se enfría considerablemente.

d ) Cuando el sulfuro de carbono, CS2, se calienta a una temperatura superior a 279 oC no se puede licuar, independientemente de cuán grande sea la presión ejercida sobre el gas.

0 20 40 60 80 100 1200.0

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0

1.2

1.4

1.6

A 0oC, la P

v del agua

es 0.00603 atm

Pv del Agua a diferentes Temperaturas

Pv (

H2O

) / a

tm

T / oC

7 - Dado el siguiente gráfico de presión de vapor vs. temperatura para dos sustancias diferentes,

marque las afirmaciones CORRECTAS (J.S.R.): a ) El compuesto 1 es más volátil que el compuesto 2.

b ) El compuesto 2 tiene mayor presión de vapor que el 1 a T2. c ) T1 es la temperatura de ebullición normal del compuesto 2. d ) La presión de vapor del componente 2 a T2, es 1 atm. e ) A T2 y P < 1 atm, el compuesto 2 existe en estado líquido. 8 - Indique J.S.R. cuáles de las siguientes afirmaciones son

FALSAS: a ) Un cambio de fase es un proceso que ocurre a presión y

temperatura constante. b ) Si los calores de vaporización de dos sustancias X e Y son 9,0 y 6,5 kcal/mol,

respectivamente, Y tendrá mayor punto de ebullición que la sustancia X. c ) La presión de vapor es una medida de las fuerzas

atractivas intermoleculares. d ) Si se tiene agua líquida en equilibrio con su vapor,

una disminución de la temperatura aumenta el número de moléculas en la fase vapor.

9 - Observando el diagrama de fases del agua, indique

cualitativamente a qué temperatura hervirá el agua: a ) En la ciudad de Uspallata, Mendoza (alrededor de 1500 m de altura sobre el nivel del mar y la presión barométrica es 680 mmHg)

b ) En la cima del monte Aconcagua, en Mendoza,

(aproximadamente a 6970 m sobre el nivel del mar y la presión barométrica es 310 mmHg)

10 - El freón-12 (CCl2F2) se utiliza como refrigerante. El

calor de vaporización es 289 J/g.

T

1,0

1 2

0,5

T 1 T 2

P / a

tmva

p


- 59 -

T

A B C D E FCalor adicionado

¿Qué masa de freón-12, a su temperatura de ebullición, se debería evaporar si quisiéramos congelar 100 g de H2O inicialmente a 18 oC?.

DATOS: Cp(H2O) = 4,18 J/goC ∆Hfus(H2O) = 334 J/g = 6,01 kJ/mol 11 - Dada la siguiente curva de calentamiento para 1 mol de una sustancia pura, indique cuál(es) de

las siguientes opciones es FALSA (J.S.R.): a ) Entre los puntos B y C, debido a que la temperatura se mantiene constante, no hay absorción de calor.

b ) Entre los puntos D y E existen dos fases. c ) Entre los puntos E y F, la energía entregada a la

sustancia se transforma en energía cinética de las moléculas.

d ) En el punto F la sustancia existe en una sola fase. e ) El calor entregado entre los puntos B y C es igual

al ∆H de cambio de fase de la sustancia. 12- Las siguientes curvas de calentamiento (I y II):

T ( C)o T ( C)o

250 250

TIIa

TIIb

I II

TI

Calor adic ionado Calor adic ionado

fueron realizadas a dos presiones diferentes y corresponden a 1 mol de una sustancia cuyo diagrama de fases se muestra a continuación.

Indique la(s) opción(es) FALSA (J.S.R.):

a ) La curva I está realizada a menor presión que la curva II. b ) El cambio de fase que ocurre a TI es diferente del que ocurre a TIIa. c ) El calor entregado a TIIb es el calor de vaporización. d ) TI < T IIa. e ) Si en el caso de la curva I se sigue entregando calor, se puede

observar otro cambio de fase. 13- Al freón-12 (CCl2F2) se lo utiliza en refrigeración y en los acondicionadores de aire. El punto

normal de ebullición es -29,8 oC y el punto crítico se encuentra a 112 oC y 39,6 atm. Se conocen además, los siguientes valores de presión de vapor:

Temperatura (oC)

Presión de vapor (atm)

-12,2 0,387 16,1 1,878 42,4 6,317 74,0 21,27

a ) Represente los datos para verificar si se cumple la ecuación de Clausius-Clapeyron.

T ( C)o 250

P (a

tm)


- 60 -

b ) Indique la presión (aproximada) a 25 oC que se debe ejercer en el compresor de un equipo de refrigeración, para convertir el freón-12 de vapor a líquido.

14- En base al diagrama de fases del CO2, describa los cambios de fase cuando el CO2 se calienta de

-80 oC a -50 oC y grafique cualitativamente las curvas de calentamiento: (Utilice el diagrama de fases dado en la bibliografía).

a ) A una presión constante de 3 atm. b ) A una presión constante de 6 atm. 15- Se puede determinar la presión de vapor de un líquido volátil haciendo burbujear lentamente un

volumen conocido de un gas a través del líquido a una dada temperatura y presión. En un experimento, una muestra de 5,40 L de N2 a 20 oC y 745 mmHg se hizo burbujear completamente a través de alcohol isopropílico (C3H8O) a 20 oC y 745 mmHg. La masa de alcohol evaporada fue 0,6149 g. Calcule:

a ) los moles de N2 que burbujearon a través del líquido. b ) los moles de alcohol que hay en la mezcla gaseosa. c ) la fracción molar del alcohol en la mezcla gaseosa. d ) la presión parcial del alcohol en la mezcla gaseosa. e ) diga cuánto es la presión de vapor del C3H8O a 20 oC. 16- Cuál de las siguientes sustancias pueden licuarse a 25 oC por aumento de presión (J.S.R.).

Sustancia Temperatura crítica Presión crítica SO2 158 oC 78 atm acetileno (C2H2) 36 oC 62 atm metano (CH4) - 82 oC 46 atm CO -140 oC 35 atm

17- El punto de ebullición normal de la acetona, que es un solvente importante de uso industrial, es

56,2 oC y el ∆Hvap es 32 kJ/mol. ¿A qué temperatura la acetona tiene una presión de vapor de 225 mmHg?.

18- Demuestre la aplicabilidad de la ecuación de Clausius-Clapeyron utilizando los siguientes datos

de presión de vapor vs. temperatura para el Hg líquido.

Temperatura (oC) Presión de vapor del Hg (mmHg) 50,0 0,01267 60,0 0,02524 70,0 0,04825 80,0 0,0880 90,0 0,1582

Confeccione un gráfico con los datos y determine si se cumple la ecuación de Clausius-

Clapeyron. Si así fuera, utilice la pendiente de la línea para calcular el calor de vaporización del mercurio.

19- a) Resuelva nuevamente el problema No 9; pero utilizando ahora la ecuación de Clausius-

Clapeyron. b) Sabiendo que a -16 oC, la presión de vapor del hielo es 1,132 mm Hg y a -4 oC es 3,280 mm

Hg, estime el calor de sublimación del hielo. Suponga que la ecuación de Clausius-Clapeyron se aplica al equilibrio sólido-vapor en ese intervalo de temperatura.


- 61 -

20 - En la combustión de metano, CH4(g), el ∆H = -890 kJ/mol. ¿Qué volumen del gas medido a

23,4 oC y 756 mmHg, debe ser quemado para vaporizar 2,73 L de H2O(líq) a 100 oC?. La densidad del H2O(líq) a 100 oC es 0,958 g/cm3 y el ∆Hvap = 40,7 kJ/mol.

21- Construya el diagrama de fases del O2 a partir de la siguiente información: Punto de fusión normal: - 183 oC. Punto triple: - 219 oC; 1,10 mmHg. Punto crítico: - 118 oC; 50,1 atm. La densidad del sólido es mayor que la densidad del líquido. Indique lo que representa cada curva y las fases existentes en cada región del diagrama. 22- Dado el siguiente diagrama de fases para una sustancia, marque la afirmación FALSA (J.S.R.):

a) En el punto 1 coexisten dos fases. b) Para producir la transformación de un mol de

sustancia desde el estado 2 al 3, es necesario entregar más calor que el de sublimación.

c) El volumen molar del gas a 1 atm y 0 oC es 22,4 L. d) A presión atmosférica no puede existir el sólido en

equilibrio con el vapor a ninguna temperatura. e) Es posible condensar el vapor sin enfriarlo,

siempre que su temperatura sea menor que 500 oC. 23- Teniendo en cuenta que los pingüinos poseen una

capa de cera sobre sus plumas: a) Analice cuál podría ser el mecanismo por el cuál no se mueren de frío en el agua. b) ¿Qué ocurre cuando se encuentran sumergidos en petróleo?.

24- La siguiente figura muestra el cambio de cierta masa m de una sustancia desconocida desde el

estado líquido al sólido, a 1 atm. de presión.

Parte A. Observando el gráfico, conteste:

a) ¿Cuál es el calor involucrado en el cambio de estado?. Expresar el resultado en calorías. b) ¿Cuál es el calor involucrado en enfriar la sustancia inicialmente a 20 oC hasta los -5 oC? c) ¿Cuál es la temperatura de fusión de la sustancia XX?.

T ( C)o100

1,0

300 500P (a

tm)

0 4 8 12 16 20 24 28

-5

0

5

10

15

20

D

CB

Te

mp

era

tura

(oC

)

Calor liberado (Joules)

A


- 62 -

d) La sustancia libera más calor al enfriar ¿el líquido o el sólido?. Justifique su respuesta. e) Si ∆H de fusión = 100 J/g, ¿qué cantidad de sustancia se está enfriando, según el gráfico? f) ¿Qué representan cada una de las líneas rectas en este gráfico?. g) ¿Qué expresión matemática se aplica en cada segmento (AB, BC y CD)?. h) ¿Por qué motivo los segmentos AB y CD tienen diferentes pendientes?. Justifique. Parte B: Marque con una X la/s afirmación/es correctas:

a) El tramo CD corresponde al enfriamiento del sólido. b) El tramo BC involucra un cambio de estado, por ello no se libera calor. c) El tramo AB corresponde a la vaporización del líquido. d) Las curvas AB y CD representan la liberación de la misma cantidad de calor. e) La masa de sustancia enfriada en AB es mayor que la masa enfriada en CD.


Serie No 8 El Estado Líquido 10- 141,6 g. 15- a) 0,22 moles b) 0,01 mol c) 0,04 d) 32,8 mmHg 17- 24,6 °C 19- a) 97,4 °C y 76,6°C

b) 52,3 kJ/mol 20- 163,7 L. Ejercicios tomados en el 2do. Examen Parcial de años anteriores: 1- Ordene los siguientes tipos de interacciones moleculares e iónicas en orden creciente de

magnitud (en valor absoluto): a) Ión – Dipolo b) Dipolo Inducido - Dipolo Inducido c) Ión – Ión d) Dipolo – Dipolo fijo

ORDEN: ___________ , ___________ , ____________ , ___________ 2- Para cada uno de los siguientes grupos de moléculas, ordénelas en forma creciente de viscosidad

(estimada) y justifique brevemente en cada caso: a) Etanol (CH3CH2-OH) - Dimetil-eter (CH3-O-CH3) b) Butano (CH3CH2CH2CH3) - Propanona (CH3COCH3) c) Benceno tiol (C6H5-SH) - Fenol (C6H5-OH) - Benceno (C6H6)

3- Complete las siguientes afirmaciones (tachando la opción que no corresponda) sobre los efectos de las interacciones intermoleculares en las propiedades físicas de las sustancias: a) Cuanto mayor es el punto de ebullición de un líquido, (mayores – menores) son las fuerzas

de interacción. b) Sustancias con grandes fuerzas intermoleculares tienen (altas – bajas) presiones de vapor. c) Sustancias con grandes fuerzas intermoleculares tienen por lo general (altas – bajas)

tensiones superficiales.


- 63 -

d) Sustancias con altas presiones de vapor tienen (altos – bajos) puntos de ebullición. 4- Una nueva sustancia sintetizada en el laboratorio tiene las siguientes propiedades:

Punto de fusión normal: 75oC. Punto de ebullición normal: 150oC. Punto triple: 0,30 atm y 50 oC. Punto crítico: 250 ºC y 2 atm Capacidad Calorífica, en kJ/(oC.mol): Sólido: 1,0 Líquido 1,5 Gas: 0,5 Entalpías de cambio de fase en kJ/mol: ∆Hsublim: 40; ∆Hfusion: 20; ∆Hvaporiz: 30.

a) Esquematice el diagrama de fases de esta sustancia, indicando cada línea de equilibrio de fases (para ello utilice la cuadrícula de la izquierda).

b) Esquematice las curvas de calentamiento para un mol de sustancia realizadas a presión constante de: (1) 0,20 atm y (2) 1 atm, entre 0oC y 175oC (para ello utilice la cuadrícula de la derecha)

c) ¿La fase sólida tiene una densidad mayor o menor que la fase líquida? JSR. d) Si al sistema ubicado en el punto de fusión normal se le disuelve NaCl(s) manteniendo P y T

constante, ¿observaría algún cambio en el estado de equilibrio? Explique brevemente.

-25 0 25 50 75 100 125 150 175 200 225 250 275 300

0.0

0.2

0.4

0.6

0.8

1.0

1.2

1.4

1.6

1.8

2.0

2.2

2.4

Pre

sió

n (

atm

)

Temperatura (oC)

0 100 200 300

-25

0

25

50

75

100

125

150

175

200

225

250

275

300

Tem

pera

tura

(oC

)

Calor (kJ)

5- Un frasco conteniendo mercurio quedó destapado en un laboratorio de dimensiones 4 m x 5 m x

3 m a una temperatura de 25oC. a) ¿Qué masa de Hg gaseoso estará presente en el laboratorio una vez alcanzado el equilibrio de

vaporización?. b) Suponiendo que el frasco siga abierto y conociendo que la entalpía de vaporización del Hg(liq)

es 55,11 kJ/(mol.K), ¿cuál será la fracción molar de Hg(gas) en esa habitación en un día caluroso de verano (t = 35oC) y con una presión atmosférica normal?

6- Las polillas (insectos de la familia de las mariposas) son famosas por “comerse” nuestra ropa

cuando la tenemos guardada en un armario (en realidad solo es durante el estadío de larva que se alimentan de los tejidos naturales de nuestra ropa). Para evitar el desarrollo de las larvas se utiliza como insecticida el alcanfor, sustancia sólida que sublima y mata las larvas cuando su presión parcial en el aire es de 0,5 mmHg (o mayor). a) Calcule la presión parcial máxima (en atmósferas) que puede alcanzar el alcanfor dentro de

un armario herméticamente cerrado en un día de 15 oC. ¿Se morirán las larvas dentro del armario?

b) En los días fríos de invierno el alcanfor no es efectivo porque no se produce suficiente presión de vapor. ¿Cuál de los otros dos insecticidas indicados en la tabla sería mas adecuado para matar las larvas?. Observe los datos dados y justifique sin necesidad de hacer cálculos. Insecticida Alcanfor XXX YYY Calor de Sublimación (kJ/mol) 53,55 45,00 60,00 Pto. de Sublimación Normal (ºC) 178,6 245,0 140,0


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ACLARACION: considere que se aplica la ecuación de Clausius-Clapeyron para el equilibrio sólido-vapor.

7- a) Las siguientes sustancias son líquidas a temperatura ambiente: CCl4 CH3OH CH3Cl

Ordénelas en forma creciente de Tensión Superficial y justifique indicando el tipo de interacción intermolecular existente.

b) Explique por qué el cloro, Cl2, es gaseoso a temperatura ambiente mientras que el yodo, I2, es sólido.

8- Con los datos para el Amoniaco, NH3, dados en la HOJA DE DATOS:

a) Esquematice en el Cuadro 1 el Diagrama de Fases, indicando las curvas de equilibrio entre dos fases y las regiones de existencia de una sola fase.

b) Si el sistema se encuentra a 0,06 atm y -78ºC y se lo comprime isotermicamente hasta 5 atm ¿qué cambios observaría en su composición de fases?

c) En el Cuadro 2 esquematice la Curva de Calentamiento para el amoniaco a una presión constante de 1,0 atm., desde -100 ºC y hasta la temperatura ambiente (25 ºC).

d) Indique la(s) expresión(es) que utilizaría para calcular el calor involucrado entre -90 y -70 ºC. Cuadro 1: Diagrama de fases Cuadro 2: Curva de calentamiento


- 65 -

QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 9 Capítulo VII: El Estado Sólido

Conceptos Centrales de esta Unidad: - Propiedades del estado sólido. - Comparación con el estado líquido y gaseoso. - Distintos tipos de fuerzas de atracción en un sólido. - Tipos de sólidos según su enlace: metálicos, covalentes, iónicos y moleculares. - Estructuras de los sólidos: amorfos y cristalinos. - Red cristalina y celda unidad (o unitaria) de un sólido cristalino. - Redes cúbica simple, cúbica centrada en el cuerpo y cúbica centrada en las caras. - Empaquetamiento compacto. - Empaquetamiento cúbico compacto y hexagonal compacto. - Vecinos más cercanos y Número de Coordinación.

Ejercicios 1 - Dibuje y calcule el número neto de átomos que hay en un metal que posee: a) una celda unidad cúbica simple. b) una celda unidad cúbica centrada en el cuerpo. c) una celda unidad cúbica centrada en la cara. 2 - Dé ejemplos y características de celdas unidad distinta de las cúbicas. 3 - Realice un breve comentario de los tipos de empaquetamientos compactos que se presentan en

los diferentes metales. Dé ejemplos. 4 - Dadas las estructuras del NaCl (s) y del ZnS (s), calcule:

a) El número de coordinación. b) El número total de iones en una celda unidad.

5 - Un compuesto de fórmula desconocida XnYm que cristaliza en el sistema cúbico presenta

átomos de X en cada vértice de la celda unidad y átomos de Y sólo en el centro. Prediga la fórmula empírica (los valores de n y de m del compuesto).

6 - Un elemento cristaliza en una red cúbica centrada en el cuerpo. La arista de la celda unidad es

2,86 Å, y la densidad del cristal es 7,920 g/cm3. Calcule el peso atómico del elemento. 7 - El KCl tiene la misma estructura que el NaCl. La longitud de una arista de la celda unitaria es

6,280 Å y la densidad del KCl es 1,984 g/cm3. Utilizando esta información, calcule el número de Avogadro. Analice el resultado.

8 - El oro presenta una estructura cristalina cúbica. La arista de la celda unidad tiene un valor de

4,079 Å. La densidad del metal es 19,300 g/cm3. A partir de estos datos y del peso atómico, calcule el número de átomos de oro en una celda unidad. Diga qué tipo de red cúbica tiene el oro.

9 - Para los cuatro tipos de sólidos que se forman según su tipo de enlace, complete la siguiente

tabla indicando las fuerzas de atracción entre las partículas, mencionando al menos tres propiedades que los caracterizan y dando ejemplos de los mismos.


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Tipo de sólido Covalente Iónico Molecular Metálico

Fuerza de Atracción

Propiedades

Ejemplos

10 - Clasifique cada uno de los siguientes sólidos como sólido molecular, metálico, iónico o

covalente. a) estaño d) cloruro de litio (I) g) iodo b) cloruro de boro (III) e) hierro h) cloruro de nitrógeno (III) c) azufre f) cloruro de carbono (IV) i) óxido de hierro (III) 11 - Se tiene una sustancia blanca, no conductora de la electricidad, insoluble en H2O y que

sublima a 3000 oC. A partir de estas propiedades macroscópicas indique de qué tipo de sólido se trataría esta sustancia. Justifique su opinión.

12 - Ciertos materiales modernos de gran aplicabilidad, tales como cristales líquidos, polímeros,

cerámicos y películas delgadas, presentan ciertas propiedades que los caracterizan. Realice un breve comentario sobre el tipo de enlaces y fuerzas de atracción que presentan y sobre algunas propiedades para cada uno de estos materiales.


Serie No 9 El Estado Sólido 6.- 55,7 uma 7-. 6,07x1023 partículas/mol Ejercicios tomados en el 2do. Examen Parcial de años anteriores: 1- a) Explique por qué los sólidos iónicos tiene altos puntos de fusión pero se disuelven fácilmente

en agua, mientras que los sólidos covalentes también tienen altos puntos de fusión pero son insolubles.

b) Describa brevemente otras características importantes de estos dos tipos de sólidos. 2- El Potasio (radio atómico: 0,235 nm) cristaliza en una estructura Cúbica Centrada en las Caras.

Calcule: a) El número de átomos de la Celda Unitaria. b) El número de coordinación de cada átomo de potasio c) La densidad del metal.


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d) El porcentaje de “espacio vacío” dentro de la celda unitaria

3- La celda unitaria mostrada en la figura corresponde a la estructura del óxido de titanio tipo Rutilo. Indique: a) Cuántos átomos de Titanio y de Oxigeno hay en cada celda unitaria b) Cuál es la formula química de este óxido.

4- Se tienen cinco sólidos diferentes con las características que se mencionan en la tabla siguiente:

Sólido 1 2 3 4 5 Punto de fusión (°C) 848 1675 –25 –175 2300 Punto de ebullición (°C) 1727 3260 136 –45,9 2550 Conductor de electricidad en estado sólido

no sí no no no

Conductor de electricidad en estado líquido

sí sí no no no

Tipo de Enlace

a) Para cada uno de ellos complete la tabla indicando el tipo de enlace que le corresponde. b) Explique porqué los dos sólidos 4 y 5 son no conductores de la electricidad. c) ¿Los sólidos 1 y 3 serán buenos conductores del calor?. Si – No. Justifique. 5- a) ¿Qué significa que un sólido sea amorfo o cristalino? ¿Qué características tiene cada uno de

estos tipos?. Explique brevemente. b) El carbón Grafito es un sólido muy blando que sin embargo conduce la corriente eléctrica.

¿Qué tipos de enlaces están presentes en este material?. Describa brevemente.


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QUIMICA GENERAL I Curso 2015 Serie Nº 10 Capítulo VIII: Propiedades de las Soluciones Conceptos Centrales de esta Unidad: - Propiedades de las soluciones. - Solvatación e hidratación. - Proceso de disolución y cambios de energía

asociado a ese proceso. - Distintos tipos de soluciones: insaturadas,

saturadas y sobresaturadas. - Soluciones saturadas y solubilidad. - Factores que afectan la solubilidad de un

soluto. - Ley de Henry. - Unidades de concentración: por ciento en

peso, partes por millón, molaridad, molalidad.

- Propiedades coligativas. - Descenso de la presión de vapor del solvente - Ascenso del punto de ebullición. - Descenso del punto de congelación - Osmosis y presión osmótica. - Disoluciones ideales y Ley de Raoult. - Determinación de pesos moleculares desde

la medición de alguna propiedad coligativa. - Estado Coloidal y dispersiones coloidales. - Coloides hidrofílicos e hidrofóbicos. - Efecto Tyndall. - Detergentes y miscela.

Ejercicios 1 - La constante de la ley de Henry para el helio en agua a 30 oC es 3,7.10-4 M/atm; la del N2 a 30

oC es 6,0.10-4 M/atm. Si los dos gases están cada uno a una presión de 2,5 atm, calcular la solubilidad de cada uno de los gases.

2 - La presión parcial del O2 en el aire al nivel del mar es 0,21 atm. Calcule la concentración

molar de O2 en la superficie del agua de un lago saturado con aire a 20 oC. Consulte la tabla del Apéndice para los datos faltantes.

3 - Si una solución saturada de KNO3 a 50 oC se enfría a 10 oC, ¿cuántos gramos del soluto

cristalizarán por cada 100 g de disolvente? (consulte el gráfico que se da en el Apéndice). 4 - Calcule:

a) i) La cantidad de acetona que se debe añadir a 1,00 kg de etanol para reducir su presión de vapor en 9,5 mm Hg a 35 oC. La presión de vapor del etanol puro a esta temperatura es 100 mm Hg.

ii) Cual es la presión de vapor total de la mezcla. La presión de vapor de la acetona pura es 347 mm Hg a 35 oC.

b) La cantidad de KBr que se debe añadir a 120 g de agua para reducir la presión de vapor en 1,50 mm Hg a 25 oC. ¿Producirá la misma cantidad de gramos de KI la misma reducción de presión?

5 - Calcule la presión del vapor del agua en equilibrio con una solución preparada por adición de: a) 10,00 g de lactosa (C12H22O11) a 82,0 g de agua a 338 K. b) 5,00 g de sulfato de sodio a 115 g de agua a 338 K. c) 32,5 g de glicerina (C3H8O3) a 120 g de agua a 338 K. 6 - Ordene las siguientes soluciones acuosas en orden creciente de sus puntos de ebullición: a) glicerina 0,030 m. c) ácido benzoico (HC7H5O2) 0,030 m. b) KBr 0,020 m. d) CaCl2 0,020 m.


- 69 -

7 - Para fundir el hielo formado en los caminos por las nevadas, se utilizan tanto la urea (NH2)2CO, como el CaCl2, en reemplazo del NaCl que es perjudicial para las plantas. Compare la temperatura de congelación de una solución saturada de:

a) urea 44 % P/P b) CaCl2 32 % P/P Suponga en ambos casos aplicable la ley de Raoult. 8 - El sistema de enfriamiento de un automóvil se ha llenado con una solución formada por la

mezcla de volúmenes iguales de agua (densidad = 1,00 g/mL) y etilénglicol, C2H6O2, (densidad = 1,12 g/mL). Estimar el punto de congelación y el punto de ebullición de la mezcla del anticongelante con el agua.

9 - El benceno (C6H6) y el tolueno (C7H8) forman una solución ideal. A 20 oC la presión de vapor

del benceno puro es 75 mmHg y la del tolueno es 22 mmHg. a) Represente en un gráfico presión de vapor vs. fracción molar el comportamiento de la

solución benceno-tolueno a 20 oC. b) Represente en un gráfico la presión de vapor de la solución en función de la fracción molar

del líquido y del vapor a 20 oC. c) ¿Cuál es la presión de vapor a 20 oC de una solución compuesta por 9,80 g de benceno y

40,2 g de tolueno?. d) ¿Cuál es la fracción molar del benceno en la fase vapor?. e) Realice un breve comentario de los gráficos obtenidos y aplique los conceptos al proceso de

destilación. 10 - El agua de mar contiene 3,4 g de sales por cada litro de solución. Considerando que los

solutos consisten enteramente de NaCl (más del 90 % lo es), calcular la presión osmótica del agua de mar a 20 oC. ¿Qué ocurrirá en una célula, que posee una concentración salina -en su interior- equivalente a 0,15 M de NaCl, cuando se sumerge en el mar?

11 - La presión osmótica de la sangre a 37 oC es 7,7 atm. Las soluciones que se inyectan en forma

intravenosa deben tener la misma presión osmótica que la sangre. ¿Cuál debe ser la molaridad de una solución de glucosa compatible con el valor de la presión osmótica sanguínea?.

12 - El dextrán es un polímero de carbohidrato que se utiliza para preparar soluciones acuosas

como sustitutas del plasma sanguíneo. Una solución acuosa que contiene 0,582 g de dextrán en 106 mL de solución a 21 oC tiene una presión osmótica de 1,47 mmHg. ¿Cuál es su peso molecular promedio?


Serie No 10 Propiedades de las Soluciones 1- He: 9,25x10-4 M N2: 1,50x10-3 M 8- Tf = -33,6 oC Te = 109,4 oC 2- 2,9x10-4 M 9- c) 33,8 mmHg d) 0,495 3- 66 g 10- 2,79 atm 4- a) 132,4 g b) 26,7 g 11- 0,30 M 5- a) 186,3 mmHg b) 184,5 mmHg c) 178,1 mmHg 12- 68434 g/mol 7- a) -24,3 oC b) -23,66 oC


- 70 -

Ejercicios tomados en el 2do. Examen Parcial de años anteriores: 1- Ud. Pretende que el agua del radiador de su automóvil no hierva antes de los 103oC y que no se

congele antes de los -4oC. Para ello decide agregarle etilenglicol a los 5 litros de agua que tiene todo el sistema. a) ¿Qué cantidad mínima de etilenglicol debería agregar para cumplir su objetivo? b) La sal NaCl tiene un peso molecular cercano al del etilenglicol (y es mucho mas barata!!). En

caso de que Ud. Decidiera agregar la misma masa calculada anteriormente pero de NaCl, ¿el resultado sería el mismo cambio? JSR. (De todos modos NO LO HAGA porque corroerá todo el sistema!!!!)

2- Se prepara una solución mezcla de benceno (35% p/p) y tolueno (65% p/p) a 25oC. Suponiendo

comportamiento ideal de la solución, indique a) Las fracciones molares de cada componente en la solución. b) Las fracciones molares de cada componente en el vapor. c) ¿Cuál sería el efecto de disolver un poco de naftaleno (esto es la naftalina común, un soluto

no volátil) en la solución mezcla sobre la presión de vapor de la solución. Justifique su respuesta.

3- Explique brevemente:

a) ¿Qué entiende por coloide?

b) ¿Cómo pueden clasificarse los coloides de acuerdo a la interacción con el solvente en el que se encuentran?

c) ¿Qué es el efecto Tyndall? Ejemplifique su respuesta. 4- Se disuelven 0,515 g de naftaleno sólido, C10H8, en 60,8 g de benceno líquido, C6H6.

a) ¿Cuál será la presión de vapor de esta solución a 25ºC suponiendo que el naftaleno es un sólido no volátil?

b) ¿Cuál será el punto de congelamiento de la solución considerando soluto no volátil? DATOS: Benceno Pvap (25°C) = 94,6 mm Hg

Teb: 80,0ºC Keb: 2,53 ºC.m-1 Tfus: 5,5ºC Kfus: 5,12 ºC.m-1 5- Una muestra de un polvo cristalino blanco es dulce al sabor, lo que indicaría que se trata de algún

tipo de azúcar, pero se desconoce si es glucosa, sacarosa o triosa. Cuando se disuelven 0,070 g de este polvo en 500 mL de agua destilada (suponiendo que no hay cambio de volumen) se pudo medir una presión osmótica de 7,35 mm Hg. a) ¿De qué azúcar se trata esta muestra? b) ¿Qué concentración, en moles por litro, de sal de mesa NaCl producirá el mismo efecto

osmótico? Glucosa: C6H12O5 Sacarosa: C12H22O11 Triosa: C18H33O17

6- En relación a la disolución de un soluto en un solvente: a) En la disolución de un sólido iónico en agua ¿es posible predecir teóricamente si será un

proceso endotérmico o exotérmico? Si – No - ¿Qué datos necesitaría conocer? b) Ud. es el fabricante de una bebida carbonatada (gaseosa) y desea hacerla mas “chispeante”

disolviendo la mayor cantidad de dióxido de carbono posible. ¿Cuál de las siguientes condiciones de Presión-Temperatura elegiría para realizar el proceso de disolución de CO2(g)?. Justifique.

Condición 1 2 3 4 Presión alta alta baja baja Temperatura alta baja alta baja


- 71 -

APENDICE

TABLAS de DATOS UTILES

CONTENIDO:

- Tabla Periódica de los Elementos

- Símbolos y Pesos Atómicos de los Elementos

- Unidades SI y Factores de Conversión

- Constantes Físicas y Químicas

- Energías de Enlace Promedio

- Electronegatividades de los Elementos (escala de Pauling)

- Calores de Formación de Sustancias Seleccionadas

- Contenido de Proteínas, Grasas y Carbohidratos de varios Alimentos

- Solubilidades de Gases en Agua

- Constantes Molares de Ascenso del Punto de Ebullición y Descenso del Punto

de Congelación

- Constantes de van der Waals para algunos Gases

- Propiedades del Agua

- Presión de Vapor del Agua en Función de la Temperatura

- Solubilidad de varios Sólidos Iónico en Función de la Temperatura


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TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS


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SIMBOLOS Y PESOS ATOMICOS DE LOS ELEMENTOS


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UNIDADES SI Y FACTORES DE CONVERSIÓN Magnitud Unidad SI Factores de Conversión

Longitud Metro (m) 1m = 100 centímetros (cm) = 1,0936 yardas (yd) 1cm = 0,3937 pulg. 1pulg = 2,54 cm. 1Å = 1.10-10 m 1 milla = 1,6093 km

Masa

Kilogramo (kg)

1 kg.= 1000 g. = 2.205 lb. 1 lb = 453,6 g. 1 uma = 1,66054.10-24 g.

Tiempo

Segundo (s)

1 día = 86400 s 1 h = 3600 s 1 min = 60 s

Corriente eléctrica Ampère (A)

Temperatura Kelvin (K) 0 K = -273,15° C = -459,67° F °F = (9/5)°C +32 °C = (5/9) (°F-32) K = °C + 273,15

Intensidad luminosa Candela (Cd)

Cantidad de sustancia Mol 6,022 . 1023 unidades

Volumen (derivada) Metro cúbico (m3) 1L = 1.10-3 m3 = 1,057 ct (cuartos) 1 pulg3 =16,4 cm3 1 cm3 = 1 ml

Fuerza (derivada)

Newton (N = m.kg/s2)

1 dina = 1.10-5 N

Presión (derivada) Pascal (Pa = N/m2) 1 atm = 101.325 Pa = 760 mm Hg = 14,70 lb/pulg2 = 1,013.106 dinas/cm2

Energía (derivada)

Joule (J = N.m)

1 cal = 4,184 J 1 eV = 96.485 kJ/mol 1 L.atm = 101.325 J 1 J = 1.107 erg.


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CONSTANTES FÍSICAS Y QUIMICAS Número de Avogrado

Constante de Boltzmann

Constante de Planck

Carga electrónica

Constante de Faraday

Constante de los gases

Unidad de masa atómica

Masa del electrón en reposo

Masa del neutrón en reposo

Masa del protón en reposo

Velocidad de la luz (en el vacío)

Pi

N = 6,0221367.1023 / mol

k = 1,38066.10-23 J/K

h = 6,6260756.10-34 J.s

e = 1,60217733.10-19 Coul

F = N.e = 9,6485309.104 Coul/mol

R = N.k = 8,3145 J/mol.K

= 0,082058 L.atm/mol.K

1uma = 1,6605408.1027 kg

6,0221367.1023 uma = 1 g

me = 5,485799.10-4 uma

= 9,1093897.10 –26 g

mn = 1,00868 uma

= 1,67495.10-24 g

mp = 1,0072765 uma

= 1,672623 x10-24 g

c = 2,997925 x108 m/s

π = 3,1415926536


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ENERGÍAS DE ENLACE PROMEDIO (kJ/mol)

Enlaces simples

C-H 413 C-C 348 C-N 293 C-O 358 C-F 485 C-Cl 328 C-Br 276 C-I 240 C-S 259 Si-H 323 Si-Si 226 Si-C 301 Si-O 368

N-H 391 N-N 163 N-O 201 N-F 272 N-Cl 200 N-Br 243 H-H 436 H-F 567 H-Cl 431 H-Br 366 H-I 299

O-H 463 O-O 146 O-F 190 O-Cl 203 O-I 234 S-H 339 S-F 327 S-Cl 253 S-Br 218 S-S 266

F-F 155 Cl-F 253 Cl-Cl 242 Br-F 237 Br-Cl 218 Br- Br 193 I-Cl 208 I-Br 175 I-I 151

Enlaces Múltiples

C=C 614 C≡C 839 C=N 615 C≡N 891 C=O 799 C≡O 1072

N=N 418 N≡N 941

O=O 495 S=O 523 S=S 418


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CALORES DE FORMACION DE SUSTANCIAS SELECCIONADAS a 298,15 K y 1 atm

Sustancia ∆∆∆∆Hºf (kJ/mol)


Aluminio Carbono

Al (s) 0 C (g) 718,4 AlCl3 (s) -705,6 C (s, diamante) 2,88 Al2Cl3 (s) -1669,8 C (s, grafito) 0 CCl4 (g) -106,7 Azufre CCl4 (l) -139,3 S (s, rómbico) 0 SO2 (g) -296,9 CF4 (g) -679,9 SO3 (g) -395,2 CH4 (g) -74,8 SO4

2- (ac) -909,3 C2H2 (g) 226,7 SOCl2 (l) -245,6 C2H4 (g) 52,3 C2H6 (g) -84,68 H2S (g) -20,17 H2SO4 (ac) -909,3 C3H8 (g) -103,85 H2SO4 (l) -814,0 C6H6 (g) 82,9 C6H6 (l) 49,0 Bario CH3OH (g) -201,2 Ba (s) 0 CH3OH (l) -238,6 BaCO3 (s) -1216,3 BaO (s) -553,5 C2H5OH (g) -235,1 C2H5OH (l) -277,7 Berilio C6H12O6 (s) -1273,02 Be (s) 0 CO (g) -110,5 BeO (s) -608,4 CO2 (g) -393,5 Be(OH)2 (s) -905,8 HC2H3O2 (l) -487,0 Bromo Cesio Br (g) 118,8 Cs (g) 76,5 Br- (ac) -120,9 Cs (s) 0 Br2 (g) 30,71 CsCl (s) -442,8 Br2 (l) 0 HBr (g) -36,23 Cloro Cl (g) 121,7 Calcio Cl- (ac) -167,2 Ca (g) 179,3 Cl2 (g) 0 Ca (s) 0 HCl (ac) -167,2 CaCO3 (s, calcita)

-1207,1 HCl (g) -92,30

CaCl2 (s) -795,8 CaF2 (s) -1219,6 Cobalto CaO (s) -635,5 Co (g) 439 Ca(OH)2 (s) -986,2 Co (s) 0


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CaSO4 (s) -1434,0



Cobre Hidrógeno Cu (g) 338,4 H (g) 217,94 Cu (s) 0 H+ (ac) 0 CuCl2 (s) -205,9 H+ (g) 1536,2 CuO (s) -156,1 H2 (g) 0 Cu2O (s) -170,7 Hierro Cromo Fe (g) 415,5 Cr (g) 397,5 Fe (s) 0 Cr (s) 0 Fe+ (ac) -87,86 Cr2O3 (s) -1139,7 Fe2+ (ac) -47,69 FeCl2 (s) -341,8 Escandio FeCl3 (s) -400 Sc (g) 377,8 FeO (s) -271,9 Sc (s) 0 Fe2O5 (s) -822,16 Fe3O4 (s) -1117,1 Estroncio FeS2 (s) -171,5 SrO (s) -592,0 Litio Flúor Li (g) 159,3 F (g) 80,0 Li (s) 0 F- (ac) -332,6 Li+ (g) 685,7 F2 (g) 0 LiCl (s) -408,3 HF (g) -268,61 Magnesio Fósforo Mg (g) 147,1 P (g) 316,4 Mg (s) 0 P2 (g) 144,3 MgCl2 (s) -641,6 P4 (g) 58,9 MgO (s) -601,8 P4 (s, rojo) -17,46 Mg(OH)2 (s) -924,7 P4 (s, blanco) 0 Manganeso PCl3 (g) -288,07 Mn (g) 280,7 PCl3 (l) -319,6 Mn (s) 0 PF5 (g) -1594,4 MnO (s) -385,2 PH3 (g) 5,4 MnO2 (s) -519,6 P4O6 (s) -1640,1 MnO4

- (ac) -541,4 P4O10 (s) -2940,1 Mercurio POCl3 (l) -597,0 Hg (g) 60,86 H3PO4 (ac) -1288,3 Hg (l) 0 HgCl2 (s) -230,1 Hg2Cl2 (s) -264,9


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Sustancia ∆∆∆∆Hºf (kJ/mol))

Niquel Plomo Ni (g) 429,7 Pb (s) 0 Ni (s) 0 PbBr2 (s) -277,4 NiCl2 (s) -305,3 PbCO3 (s) -699,1 NiO (s) -239,7 Pb(NO3)2 (ac) -421,3 Pb(NO3)2 (s) -451,9 Nitrógeno PbO (s) -217,3 N (g) 472,7 N2 (g) 0 Potasio NH3 (ac) -80,29 K (g) 89,99 NH3 (g) -46,19 K (s) 0 NH4

+ (ac) -132,5 KCl (s) -435,9 KClO3 (s) -391,2 N2H4 (g) 95,40 KClO3 (ac) -349,5 NH4CN (s) 0 KNO3 (s) -492,70 NH4Cl (s) -314,4 K2O (s) -363,2 NH4NO3 (s) -365,6 KO2 (s) -284,5 NO (g) 90,37 K2O2 (s) -495,8 NO2 (g) 33,84 KOH (s) -424,7 N2O (g) 81,6 KOH (ac) -482,4 N2O4 (g) 9,66 NOCl (g) 52,6 Rubidio HNO3 (ac) -206,6 Rb (g) 85,8 HNO3 (g) -134,3 Rb (s) 0 RbCl (s) -430,5 Oxígeno RbClO3 -392,4 O (g) 247,5 O2 (g) 0 Selenio O3 (g) 142,3 H2Se (g) 29,7 OH- (ac) -230,0 H2O (g) -241,8 Silicio H2O (l) -285,85 Si (g) 368,2 H2O2 (g) -136,10 Si (s) 0 H2O2 (l) -187,8 SiC (s) -73,22 SiCl4 (l) -640,1 Plata SiO2 (s, cuarzo) -910,9 Ag (s) 0 Ag+ (ac) 105,9 AgCl (s) -127,0 Ag2O (s) -31,05 AgNO3 (s) -124,4


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Sustancia ∆∆∆∆Hºf (kJ/mol))


Sodio Titanio Na (g) 107,7 Ti (g) 468 Na (s) 0 Ti (s) 0 Na+ (ac) -240,1 TiCl4 (g) -763,2 Na+ (g) 609,3 TiCl4 (l) -804,2 NaBr (ac) -360,6 TiO2 (s) -944,7 NaBr (s) -361,4 Vanadio Na2CO3 (s) -1130,9 V (g) 514,2 NaCl (ac) -407,1 V (s) 0 NaCl (g) -181,4 NaCl (s) -410,9 Iodo I (g) 106,60 NaHCO3 (s) -947,7 I- (ac) -55,19 NaNO3 (ac) -446,2 I2 (g) 62,25 NaNO3 (s) -467,9 I2 (s) 0 NaOH (ac) -469,6 HI (g) 25,94 NaOH (s) -425,6 Zinc Zn (g) 130,7 Zn (s) 0 ZnCl2 (s) -415,1 ZnO (s) -348,0


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CONTENIDO de PROTEINAS, GRASAS y CARBOHIDRATOS de varios ALIMENTOS

Alimento

Proteínas (%)

Grasas (%)

Carbohidratos (%)

Manzanas 0,3 0,4 14,9

Espárragos 2,2 0,2 3,9

Tocino crudo 6,2 76 0,7

Tocino frito 25 55 1

Carne de Vaca 17,5 22 1

Remolacha cruda 1,6 0,1 9,6

Pan blanco 9,0 3,6 49,8

Manteca 0,6 81,0 0,4

Repollo 1,4 0,2 5,3

Zanahorias 1,2 0,3 9,3

Nuez de anacardo 19,6 47,2 26,4

Queso americano 23,9 32,3 1,7

Pollo, total comestible 21,6 2,7 1,0

Chocolate 5,5 52,9 18,0

Maiz Entero 10,0 4,3 73,4

Merluza 17,2 0,3 0,5

Cordero (pata) 18,0 17,5 1,0

Leche entera fresca 3,5 3,9 4,9

Melaza (promedio) 0,0 0,0 60,0

Harina de Avena seca (sin cocer) 14,2 7,4 68,2

Naranja 0,9 0,2 11,2

Maní 26,9 44,2 23,6

Arvejas (crudas) 6,7 0,4 17,7

Carne de Cerdo (Jamón) 15,2 31,0 1,0

Papas 2,0 0,1 19,1

Espinacas 2,3 0,3 3,2

Frutilla 0,6 0,6 8,1

Tomates 1,0 0,3 4,0

Atún en lata 24,2 10,8 0,5

Nueces (comunes) 15,0 64,4 15,6


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SOLUBILIDADES de GASES en AGUA (a 20°°°°C y a 1 atm)

Gas Solubilidad (M) Gas Solubilidad (M)

N2 6,9 x 10-4 Ar 1,50 x 10-3

CO 1,04 x 10-3 Kr 2,79 x 10-3

O2 1,38 x 10-3

CONSTANTES MOLARES de ASCENSO del PUNTO de EBULLICION

y DESCENSO del PUNTO de CONGELACION

Disolvente

Punto de ebullición

normal (°°°°C)

Kb (°°°°C/m)

Punto de congelación normal (°°°°C)

Kf (°°°°C/m)

Agua, H2O 100,0 0,52 0,0 1,86

Benceno, C6H6 80,1 2,53 5,5 5,12

Tetracloruro de Carbono, CCl4

76,8 5,02 -22,3 29,8

Etanol, C2H5OH 78,4 1,22 -114,6 1,99

Cloroformo, CHCl3 61,2 3,63 -63,5 4,68

CONSTANTES de van der Waals para algunos GASES

Sustancia a (L2..atm/mol2) b (L/mol)

He 0,0341 0,02370

Ne 0,211 0,0171

Ar 1,34 0,0322

Kr 2,32 0,0398

Xe 4,19 0,0510

H2 0,244 0,0266

N2 1,39 0,0391

O2 1,36 0,0318

Cl2 6,49 0,0562

H2O 5,46 0,0305

CH4 2,25 0,0428

CO2 3,59 0,0427

CCl4 20,4 0,1383


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PROPIEDADES DEL AGUA

Densidad 0,99987 g/ml a 0 °C 1,00000 g/ml a 4 °C 0,99707 g/ml a 25 °C 0,95838 g/ml a 100 °C

Calor de fusión 6,008 kJ/mol a 0 °C

Calor de Evaporación

44,94 kJ/mol a 0 °C 44,02 kJ/mol a 25 °C 40,067 kJ/mol a 100 °C

Constante del producto iónico (Kw) 1,14.10-15 a 0 °C 1,01.10-14 a 25 °C 5,47.10-14 a 50 °C

Calor Especifico

Hielo (-3 °C) 2,092 J/g °C Agua (14,5 °C) 4,184 J/g °C Vapor (100 °C) 1,841 J/g °C

PRESION de VAPOR del AGUA (mmHg) en función de la TEMPERATURA

T (°°°°C) P T (°°°°C) P T (°°°°C) P T (°°°°C) P 0 4,58 21 18,65 35 42,2 92 567,0 5 6,54 22 19,83 40 55,3 94 610,9

10 9,21 23 21,07 45 71,9 96 657,6 12 10,52 24 22,38 50 92,5 98 707,3 14 11,99 25 23,76 55 118,0 100 760,0 16 13,63 26 25,21 60 149,4 102 815,9 17 14,53 27 26,74 65 187,5 104 875,4 18 15,48 28 28,35 70 233,7 106 937,9 19 16,48 29 30,04 80 355,1 108 1004,4 20 17,54 30 31,82 90 525,8 110 1074,6

SOLUBILIDAD de varios

SOLIDOS IONICOS

en FUNCION de la

TEMPERATURA


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QUIMICA GENERAL I RECUPERATORIO DEL 1er. EXAMEN PARCIAL Año 2006 1- Dadas las siguientes reacciones:

i) 2 CO(g) + O2(g) → 2 CO2(g) ∆H = -135,0 kJ ii) Fe(s) + ½ O2(g) → FeO(s) ∆H = -271,9 kJ iii) C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ∆H = -94,0 kJ

a) Indique cuál o cuáles de ellas representan entalpias de formación b) calcule el ∆H para la reacción: FeO(s) + C(grafito) → Fe(s) + CO(g)

y realice un diagrama entálpico de la misma. c) Considerando que el calor necesario para que ocurra el proceso anterior es suministrado

quemando madera (composición: 88% carbohidratos, 4% lípidos y 8% proteínas), determine qué masa de madera (en kg) debería consumirse para obtener 52 kg de Fe(s).

DATOS: Calores de Combustión (promedio): Carbohidratos: 0,96 kJ/g Lípidos: 2,15 kJ/g Proteínas: 0,96 kJ/g

2- a) Calcule la variación de entalpía que se produce cuando se obtiene un mol de benceno líquido

a partir de acetileno gaseoso (etino) según la reacción: 3 C2H2(g) → C6H6(l)

b) Calcule el calor producido a presión constante cuando se queman 100 g de acetileno gaseoso en presencia de suficiente cantidad de oxígeno gaseoso.

DATOS: ∆Hfº(C2H2(g)) = -26,7 kJ/mol ∆Hfº(C6H6(l)) = -49,0 kJ/mol ∆Hfº(CO2(g)) = -393,5 kJ/mol ∆Hfº(H2O(l)) = -285,5 kJ/mol.

3- Dadas la siguientes transiciones electrónicas para el electrón en un átomo de hidrógeno: i) de n = 1 a n = 2 ii) de n = ∞ a n = 5

a) Calcule los cambios de energía involucrados en ambas transiciones. b) Indique qué representa físicamente el signo en los valores obtenidos en el ítem a). c) Calcule las longitudes de onda correspondientes a cada transición e indique en que parte del

espectro electromagnético se ubican. 4- Indique Justificando Su Respuesta si las siguientes afirmaciones son Verdaderas o Falsas. En el caso de las falsas, proponga la respuesta correcta:

En un átomo multielectrónico cuando se comienzan a llenar los orbitales 3p: a) El primer electrón ocupa el orbital con ml = 0, porque no tiene momento angular. b) El segundo electrón se ubica en el orbital semilleno, con el spin opuesto, cumpliendo el

principio de exclusión de Pauli. c) Cuando se incorpora el tercer electrón los tres orbitales p tienen la misma energía. d) El cuarto electrón completa el orbital con ml = 0.

5- a) En los sistemas a nivel atómico se suele expresar que la energía está “cuantizada”. Explique que significa éste término.

b) ¿Qué diferencia existe entre la expresión “órbita” y “orbital”?. ¿Cuándo se utiliza un término y cuándo el otro?.

6- Dados los elementos X e Y del segundo período, y sabiendo que:

- pueden formar más de un compuesto binario al combinarse entre sí, - que estos compuestos binarios tienen número par de electrones, - que las moléculas formadas cumplen rigurosamente con la regla del octeto.

Indique: a) Las fórmulas y las estructuras de Lewis de las moléculas a que dan lugar los elementos X e

Y.


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b) El orden de enlace entre X e Y en cada molécula. c) Que elementos son X e Y .

7- Dadas las siguientes especies químicas: SO2, SO3 y SO4

2-. a) Dibuje sus estructuras de Lewis. b) Diga cuál es la naturaleza de los enlaces presentes en cada especie. J.S.R. c) De acuerdo a las estructuras propuestas y dentro de cada especie ¿serán todos los enlaces

equivalentes?. Justifique en cada caso. d) Diga cuál especie tiene los enlaces más largos y cuál los más energéticos. J.S.R.

8- La afinidad electrónica del Cloro es muy negativa, lo que significa que la adición de un electrón

al cloro es un proceso exotérmico. En cambio, la adición de un electrón al Argon es un proceso endotérmico. Explique el motivo de esta diferencia utilizando las configuraciones electrónicas de ambos elementos.

9- Conociendo los siguientes aspectos referidos al elemento X: - Cuando se convierte en ión adquiere la configuración electrónica del gas noble del período 3.

- Su relación de combinación con el ión óxido es 1:1. Indique: a) La configuración electrónica del átomo neutro del elemento X. b) Si la energía de la primera ionización de X será mayor o menor que la del elemento

siguiente de la tabla Periódica. J.S.R. c) Si el radio atómico de X será mayor o menor que el del elemento anterior de la tabla

Periódica. J.S.R. d) El tipo de enlace que formará X al reaccionar con el Bromo. J.S.R.

DATOS: Configuración Electrónica de Br: [Ar]4s23d104p5 10- a) De una breve definición de los términos enlace polar, dipolo y momento dipolar. b) Explique cuál es la diferencia entre electronegatividad y afinidad electrónica. QUIMICA GENERAL I RECUPERATORIO 2do. EXAMEN PARCIAL AÑO 2006 1- El compuesto químico peroxi-acetil-nitrato, H3C-CO-O-O-NO2, un fuerte irritante ocular

presente en el smog, tiene la siguiente estructura: a) Utilizando los conceptos de la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Nivel de Valencia (RPENV) indique el valor de los ángulos de enlace marcados como a, b y c, en la figura. b) Indique, para el átomo central de cada sub-unidad ABn, cuál es el tipo de hibridización que podría justificar dichos ángulos.

2- Para cada una de las siguientes especies químicas: SF5

+ , BrO3- e IF5 (y teniendo en cuenta que el

átomo central no cumple con la regla del octeto): a) Escriba las estructuras de Lewis correspondientes. b) Identifique la forma del compuesto químico (su geometría molecular), indicando los pares

electrónicos solitarios si los hubiera. c) Estime los ángulos de enlace alrededor del átomo central.

3- Teniendo en cuenta los conceptos de la Teoría Cinética de los Gases:


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a) Calcule el Peso Molecular de un gas que se mueve con una velocidad media de 690,5 m/s a 52 ºC.

b) Calcule cual será la Energía Cinética promedio de dicho gas si se diminuye su temperatura a 22 ºC.

4- En la siguiente tabla se muestran las constantes de Van der Waals para tres gases distintos (A, B

y C). Ordénelos en orden creciente con respecto a los siguientes aspectos y justifique su elección en cada caso: a) Tamaño molecular del gas. b) Magnitud de las interacciones intermoleculares.

Gas A (atm. L2.mol-2) b (L. mol-1) A 2,25 0,043 B 4,17 0,037 C 5,46 0,030

5- Un frasco con etanol líquido se coloca en un recipiente de 10 L de volumen conteniendo aire

seco (sin vapor de agua) y se deja alcanzar el equilibrio de vaporización a 25oC y una presión total de 750 mmHg. Luego el volumen es reducido a 5 L manteniendo la temperatura constante. Indique: a) Que es lo que ocurre durante el proceso de compresión y el valor de la presión parcial del

etanol en el volumen de 5 L. b) La fracción molar del etanol (vapor) en el volumen de 5 L.

DATOS: Presión de vapor de etanol líquido a 25oC: 58,9 mmHg. 6- Cuál de las sustancias de cada par esperaría que tenga el punto de ebullición más elevado?.

J.S.R. en cada caso describiendo el tipo de interacción que ocurre entre las moléculas a) N2 - O2 b) CH4 - SiH4 c) NaCl - CH3Cl d) CH3-CH2Cl - CH3-CH2OH

7- Dado el siguiente grafico de ln Pvap vs 1/T para la propanona, Indique:

a) A que temperatura la propanona tiene una presión de vapor de 335 mmHg.

b) ¿Cual es su punto normal de ebullición? c) ¿Cual es el ∆Hvap de la propanona?

8- El hierro cristaliza en una estructura Cúbica Centrada en el Cuerpo. Indique:

a) El número de átomos de la Celda Unitaria.


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b) El número de coordinación de cada átomo de hierro. c) La densidad del metal.

DATOS: Radio Atómico del Fe: 0,124 nm 9- La celda unitaria mostrada en la figura corresponde a la estructura del mineral Perovskita, que es

un titanato de bario (contiene Titanio, Oxígeno y Bario). En base a ella indique:

a) Cuántos átomos de Titanio, Oxigeno y Bario hay en cada celda unitaria

b) Cuál es la formula química de este mineral.

10- La presión de vapor de la acetona es 67 mmHg a 0oC, y aumenta a 222 mmHg a temperatura

ambiente (25oC). a) Calcule la temperatura normal de ebullición de la acetona. b) Si un químico recibe una botella de acetona de su proveedor pero sospecha que está

contaminada con algún compuesto soluble pero no volátil. ¿Como podría verificar si efectivamente la acetona está impurificada?. ¿Necesitaría conocer algún dato para responder esta pregunta?. Si fuera asi, ¿cuál?.

c) Suponga que el vendedor adulteró la acetona agregando 200 mL de agua a 800 mL de acetona. ¿Cuál será la presión de vapor de esta solución a 25oC? (suponga comportamiento ideal de la solución)

DATOS: Acetona CH3COCH3 PVap H2O (25oC): 24 mmHg. Densidades a 25oC: Acetona: 0,9 g/cm3 Agua: 1,0 g/cm3 11- Una solución acuosa de glucosa 0,020 M es puesta en contacto a través de una membrana

semipermeable con una solución acuosa de urea 0,050 M. a) ¿Qué solución tendrá la mayor presión osmótica? b) ¿En qué sentido se observará el flujo osmótico del solvente? c) ¿A cuál solución habrá que aplicar una presión externa para impedir un flujo neto de las

moléculas de agua a través de la membrana? d) ¿Cuál sería el valor de la presión (en atm) que debería aplicar en el ítem c)?

DATOS: Fórmulas: glucosa: C6H12O6 urea: CO(NH2)2


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QUIMICA GENERAL I Examen RECUPERATORIO del 1er. PARCIAL año 2007 1- Dados los siguientes hidrocarburos gaseosos y datos termodinámicos:

Acetileno C2H2(g) ∆Hºform = 226,73 kJ/mol ∆HºformCO2(g) = - 393,51 kJ/mol Eteno C2H4(g) ∆Hºform = 52,26 kJ/mol ∆Hºform H2O(l) = - 285,85 kJ/mol Etano C2H6(g) ∆Hºform = -84,68 kJ/mol

a) Calcule la energía liberada en el proceso de combustión por gramo de hidrocarburo, y en base a ello indique cuál es el mejor combustible.

b) Esquematice en forma comparativa los diagramas entálpicos para el Acetileno y el Etano. Justifique las diferencias que pueda observar.

2- Explique en forma concreta y breve los siguientes ítems: a) En qué consiste la Energía Interna de un sistema y como se encuentra distribuida dentro de

un sistema. b) Qué se entiende por Entalpía (o cambio de entalpía) y qué significa que sea una Función de

Estado. c) Para medir el calor de combustión de una sustancia se utiliza una Bomba Calorimétrica. ¿Qué

se hace en este procedimiento y qué se mide experimentalmente?. 3- Para la secuencia de cambio de luces de un semáforo: verde – amarillo – rojo:

a) Indique la energía de un fotón emitido por el semáforo en cada uno de sus pasos (considere algún valor en el medio del rango de cada color).

b) Se conoce que cuando se irradia el metal Cesio con luz violeta de 420 nm los electrones emitidos tienen una velocidad de 5,56.105 m/s. ¿Podrá este semáforo provocar efecto fotoeléctrico en el Cesio?. Justifique.

4- Indique en forma clara y concisa qué hechos, ideas o magnitudes importantes en el desarrollo histórico de la teoría atómica se determinaron o verificaron desde cada uno de los siguientes experimentos:

a) Gota de aceite ionizada en un campo eléctrico. b) Espectro de emisión de líneas de los gases. c) Difracción de electrones por un cristal de níquel metálico. 5- Para provocar la expulsión del electrón en una especie hidrogenoide en su estado fundamental se

requiere una energía mínima de 2,099.104 kJ/mol. En base a ello: a) Identifique el elemento de la especie hidrogenoide de que se trata. JSR b) ¿Será posible ver con nuestros ojos sobre una pantalla la tercera línea de emisión de la serie

de Lyman para esta especie?. Justifique. 6- Responda las siguientes preguntas y justifique en cada caso. a) ¿Qué diferencia existen entre la estructura de niveles de energía del átomo de Hidrógeno y de

un átomo multielectrónico?. b) ¿Qué características posee el espectro de emisión del átomo de Hidrógeno, y cómo lo explica

la teoría atómica de Bohr?. c) ¿Es posible calcular con el modelo de Bohr para el átomo de Hidrógeno la longitud de onda de

la radiación emitida cuando el electrón hace una transición desde el orbital 3p hasta el 1s? 7- Dadas las siguientes configuraciones

electrónicas de valencia posibles para el átomo de un cierto elemento:

a) Identifique de qué elemento se trata.

4s 4p 4s 4p

4s 4p 4s 4p

1) 2)

3) 4)


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b) Indique cuál es la configuración del estado fundamental. c) Indique cuál configuración corresponde a un estado excitado. d) Indique aquellas configuraciones que violan algún principio, y cuál sería este principio. 8- Indique cuál de los siguientes enunciados son Verdaderos para átomos multielectrónicos. En aquellos que sean Falsos explique por qué lo son. a) A lo largo de un período la carga nuclear efectiva Zef depende del número de electrones de

valencia en un átomo. b) Los electrones en un orbital s son más efectivos que los de un orbital p para producir

apantallamiento de la carga nuclear a electrones en niveles superiores. c) Para el Carbono un electrón en el orbital 2s tiene igual energía que un electrón en el orbital

2p. d) El número de electrones de valencia en el átomo de arsénico (As) es 5. 9- a) Se conoce experimentalmente que la Energía de la Primer Ionización (I1) para cada elemento

sucesivo dentro de un período va en aumento. Comente brevemente el motivo de esta tendencia. Sin embargo a lo largo de un grupo la tendencia es opuesta. ¿Por qué?. Justifique en cada caso.

b) ¿Qué características tienen las configuraciones electrónicas de los elementos que tienen fuerte tendencia a perder electrones y transformarse en cationes.

c) ¿Por qué motivo los elementos con configuraciones ns1 o ns

2 son sólidos metálicos mientras que los elementos con configuración ns

2np

4 o ns2np

5 son moléculas diatómicas? 10- a) Indique cuál de los iones de cada uno de los pares dados a continuación posee el mayor radio

iónico, y justifique su respuesta: i) Ca2+ , Ba2+ ii) As3- , Se2- iii) Sn2+ , Sn4+ b) Indique cuál de los elementos de cada uno de los pares dados a continuación tiene mayor

afinidad electrónica, y justifique su respuesta: i) Oxígeno - Flúor ii) Nitrógeno - Carbono iii) Cloro - Bromo iv) Litio - Sodio c) Ordene el siguiente grupo de especies isoelectrónicas en orden de radio decreciente: K+ Cl- P3- Ca2+ Ar S2-

QUIMICA GENERAL I Examen RECUPERATORIO del 2do. PARCIAL año 2007 1- Dadas las estructuras de esqueleto de las siguientes moléculas, indique:

a) ¿Puede existir resonancia en el anillo indicado en la Aspirina? ¿Qué tipo de orbitales participan en el enlace carbono-carbono?

b) ¿Qué tipo de orbitales atómicos emplea el átomo de Nitrógeno en el anillo indicado en la Nicotina para enlazarse con los dos átomos de carbono adyacentes?.

Aspirina Nicotina Vitamina C


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c) Se conoce que el ángulo de enlace C-O-C en el anillo indicado en la Vitamina C es de aproximadamente 111º. ¿Qué tipo de hibridización del átomo de Oxígeno sería compatible con este dato?

2- Explique brevemente los siguientes aspectos referidos al enlace: a) ¿El enlace iónico tiene una orientación direccional del mismo modo que el enlace covalente?. b) A partir de la estructura de Lewis de una molécula ¿es posible deducir su geometría espacial?. c) ¿Cómo varía la energía y la distancia de enlace con el orden de enlace? d) Un enlace entre dos átomos se puede explicar en base a la Teoría de Solapamiento de Orbitales

o a la Teoría de Orbitales Moleculares. ¿En qué difieren estas dos teorías?. 3- Se tiene un balón de 5,0 L conteniendo aire húmedo (con 80 mmHg de vapor de agua) a una

presión total de 5 atm y 50ºC. Se abre la válvula del recipiente y se deja expandir el gas dentro de una cámara a presión normal hasta un volumen total de 22,0 L.

a) ¿Cuál es la presión parcial del vapor de agua inmediatamente luego de la expansión? b) ¿Se observará formación de neblina (condensación de gotitas de agua) dentro de la cámara?.

Justifique. 4- Explique brevemente los siguientes ítems: a) ¿Cuáles son las consideraciones fundamentales en que se basa la Teoría Cinética de los gases,

y cuáles son los resultados finales mas importantes? b) Considerando las constantes de van der Waals para los gases Ar y CO2 ¿cuál de estos gases se

comportará mas parecido a un gas ideal a presiones altas?. Justifique. c) Se ha determinado experimentalmente que la constante denominada covolumen en la ecuación

de van der Waals es igual a cuatro veces el volumen ocupado realmente por las moléculas de un mol de gas. En base a ello calcule la fracción del volumen de un recipiente que ocupan realmente los átomos del gas Ar a una presión de 100 atm y -20ºC (por simplicidad aplique la ley de gas ideal para este cálculo).

5- El gráfico dado es la curva de PVap en función de T para el compuesto CCl2F2, comercialmente

denominado Freón. a) Un tubo conteniendo este compuesto en forma de líquido y vapor

se deja al sol un día de 20ºC de temperatura ambiente. ¿Cuál será la presión de gas dentro del tubo?.

b) ¿Cuál es el ∆HVaporizacion del Freón, en unidades de kJ/mol?.

c) Una muestra de 24,2 g de Freón a una temperatura de 0ºC y sometida a una presión de 4 atm se

calienta hasta 20ºC a presión constante, ¿cuánto calor absorbió durante este proceso?.

a (L2.atm/mol2) b (L/mol) Ar 1,34 0,0322 CO2 3,59 0,0427

Cp Freón líquido 1,0 J/g.K Cp Freón gas 0,5 J/g.K


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6- a) Explique por qué motivo la densidad del agua líquida es mayor que la del agua sólida. b) Comente con qué aspectos a nivel microscópico está relacionada la propiedad de Viscosidad

de los líquidos. c) Explique que es y que representa un Diagrama de Fases y una Curva de Calentamiento. 7- a) Explique los aspectos fundamentales de los tipos de enlace presentes en los sólidos. b) Mencione las propiedades características más sobresalientes de los diferentes tipos de sólidos. 8- Tanto la sal común (NaCl) como el azúcar (sacarosa, C12H22O12) tienen un aspecto cristalino y

sus pequeños cristales son quebradizos, sin embargo difieren marcadamente en algunas de sus propiedades. Explique: a) Por qué un cristal de NaCl al quebrarse produce pedazos con caras planas y bordes rectos. b) Por qué es posible preparar el “azúcar quemada” fundiendo el azúcar en la hornalla de la

cocina (temperaturas bajas de aproximadamente 150ºC). c) Por qué ambos compuestos son muy solubles en agua, y sin embargo en kerosene el azúcar

es soluble mientras que el NaCl es insoluble. 9- Cuando se disuelven 100 g de un compuesto no volátil de peso molecular desconocido en 858 g

de benceno (C6H6), a 25ºC, la presión de vapor de la solución es 83,8 mm Hg. DATOS: Benceno

Pto. Ebull. Normal: 80,1ºC Pto. Fusión Normal: 5,5 ºC Pvapor(25ºC) = 98,6 mm Hg Keb = 2,53 ºC/m Kfus = 5,12

ºC/m a) Calcule el peso molecular del compuesto.

b) Indique el punto de ebullición de la solución preparada. 10- En relación a las propiedades de las soluciones, responda justificando en forma concreta los

siguientes ítems: a) ¿Por qué se produce la disolución de un soluto en un solvente aún cuando la entalpía de

disolución es positiva?. b) Describa el fenómeno que ocurre cuando una célula se sumerge en una solución muy salina

como el agua de mar, y sus consecuencias. c) Al mezclar a una dada temperatura dos líquidos volátiles de diferentes puntos de ebullición

y que cumplen la Ley de Raoult, ¿el vapor en equilibrio tendrá la misma composición que la solución?.

qg i - guía de ejercitación 2015

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