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QUÍMICA (B.U.C.) SERIE 0

1. BREVE PRELUDIO MATEMÁTICO Notación exponencial En química frecuentemente debe trabajarse con números muy pequeños o muy gran-des. Normalmente resulta incómodo usar la notación corriente para expresarlos. Por ello se utiliza la notación exponencial. Esta manera de expresar un número descompone al mismo en dos factores: • un número decimal “normal” (es decir ni muy grande ni muy chico, generalmente

entre 1 y 10), y • una potencia de 10 (o sea, 10n , donde a n se lo denomina exponente, e indica el

número de veces que debe mutiplicarse por 10). El número total es el producto de ambos números. Por ejemplo: El número 123 en notación exponencial se escribe 1,23 102 ya que 1,23 debe ser mul-tiplicado 2 veces por 10 para que dé el número original.

1,23 102 = 1,23 × 10 × 10 = 123 ↑

2 veces Al escribir un número menor que 1 en notación exponencial, la potencia n a la que se eleva la base 10 resulta negativa indicando que el factor pre-exponencial deberá ser dividido n veces por 10. Es decir, el número 0,00000123 se escribe, en notación ex-ponencial, 1,23 ×10-6, ya que

1,23 ×10-6 = 1,23 / ( 10 × 10 × 10 × 10 × 10 × 10) = 0,00000123 ↑

6 veces

Veamos un ejemplo químico: en 1 mol de un compuesto hay alrededor de 602200000000000000000000 moléculas. En lugar de llenar el renglón de ceros, diremos que son 6,022 1023 moléculas por mol. Eso significa que al número 6,022 (factor preexponencial) hay que multiplicarlo 23 ve-ces por 10 para obtener el número final. Otro ejemplo: El radio de un átomo de hidrógeno es 0,00000000005 metros o, en notación exponen-cial 5×10-11 metros. Ahora es tu turno:

Notación común Notación exponencial 987654

0,000555 1,11 1018 2,22 10-27

UNIVERSIDAD NACIONAL DE GENERAL SAN MARTIN ESCUELA DE CIENCIA Y TECNOLOGIA

CURSO DE PREPARACIÓN UNIVERSITARIA

Cuando se desea escribir un número en notación exponencial: Se “corre” la coma un cierto número n de lugares hacia la izquierda o hacia la derecha hasta que el número resultante esté entre 1 y 10 • si la coma se corrió hacia la izquierda, el número resultante se multiplica por 10n • si la coma se corrió hacia la derecha, el número resultante se multiplica por 10-n .

Para realizar las operaciones matemáticas simples (suma, resta, división, multiplica-ción y potenciación) empleando números expresados en notación exponencial, debe tenerse en cuenta que: • en la suma y en la resta, se opera con los factores pre-exponenciales sólo luego

de haberlos expresado en la misma potencia de 10, o sea una vez que los ex-ponentes sean idénticos, ya que entonces pueden sacarse como factor común.

• en la multiplicación (o división) los factores preexponenciales se multiplican (o divi-

den) corrientemente y los exponentes se suman (o se restan).

• en la potenciación, cada uno de los factores que componen el número exponencial

debe elevarse a la potencia deseada

Por supuesto, cuando realizas las cuentas con la calculadora, lo único que deberás hacer es introducir correctamente los números y las operaciones a realizar: el resto corre por cuenta de la electrónica. Sin embargo, te recomendamos:

¡no confies ciegamente en ella!

Ejemplo: para sumar 1,23 104 + 7,65 103 primero se deben expresar ambos números co-mo la misma potencia de 10, por ejemplo: 1,23 104 y 0,765 104. Una vez hecho esto, se suman los factores pre-exponenciales (1,23 + 0,765) y se multiplica por la potencia (factor común)

1,23 104 + 7,65 103 = 1,23 104 + 0,765 104 = (1,23 + 0,765) 104 = 1,995 104 1,23 104 - 7,65 103 = 1,23 104 - 0,765 104 = (1,23 - 0,765) 104 = 0,465 104 = 4,65 103

Ejemplos:

1,23 104 ∗ 7,65 103 = 1,23 ∗ 7,65 ∗ 104 ∗ 103 = 9,4095 107

1,23 104 = 1,23 104 7,65 103 7,65 103 = 0,161 101 = 1,61

Ejemplo: (1,23 104 )3 = 1,233 (104 )3 = 1,861 1012

2. UNIDADES DE MEDIDA Muchas propiedades de la materia son cuantitativas, es decir están asociadas a canti-dades. Estas cantidades siempre se expresan en función de alguna unidad: afirmar que una mesa mide 1,50 carece de sentido; en cambio decir que mide 1,50 m (metros) significa que la “unidad” elegida (el metro) “entra” 1,50 veces en la dimensión de la mesa. Históricamente las unidades eran elegidas arbitrariamente en función de la convenien-cia. Existen por ello muchas unidades para cuantificar, por ejemplo, una longitud: el metro, la pulgada, el pie, la yarda, etc. Para cambiar de una a otra es necesario cono-cer el factor de conversión. Sabiendo que 1 pie equivale a 0,30 m es posible expresar la longitud de 1,50 m en pies, ya sea a través de una regla de tres simple o a través de una factor de conversión

La longitud de la mesa expresada en pies resulta

A medida que las comunicaciones y los intercambios entre diferentes culturas se in-tensificaron, quedó claro que la conversión de unidades complicaba mucho la compa-ración. Por ello, en 1960 se adoptó un Sistema Internacional de unidades (SI), basado en el sistema métrico o MKS, estableciéndose 7 unidades básicas, a saber:

Propiedad Unidad Abreviatura Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Temperatura Kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Intensidad de corriente ampere A Intensidad de luz candela cd

De estas 7 unidades básicas, las cinco primeras se utilizan en química muy frecuente-mente. Otras unidades, por ejemplo de volumen, surgen del vínculo existente entre la propiedad en cuestión y las propiedades básicas de la tabla (unidad de volumen= uni-dad de longitud al cubo= m3 ). [NOTA: Muy frecuentemente se utiliza como unidad de volumen el litro (L) que equivale exactamente a 0,001 m3.] Múltiplos y submúltiplos de las unidades básicas Al expresar cantidades muy pequeñas o muy grandes de una propiedad, lo razonable es, como vimos, el uso de notación exponencial. En la práctica, muchas veces se “dis-fraza” la notación exponencial reemplazándola por un prefijo de la unidad, que indica el valor de la potencia que multiplica al número. Como ejemplo: el prefijo centi -(abreviado c) indica un factor 10−2 y por ello 1 cm equivale a 1×10−2 m o 0,01 m. Los prefijos utilizados en el SI son Prefijos Abreviatura Significado Ejemplo Mega- M 106 1 MHz = 1×106 Hz (*) kilo- k 103 1 km = 1×103 m = 1000 m deci- d 10−1 1 dm = 1×10−1 m = 0,1 m centi- c 10−2 1 cm = 1×10−2 m = 0,01 m mili- m 10−3 1 mg = 1×10−3 g = 0,001 g micro- µ 10−6 1 µmol = 1×10−6 mol nano- n 10−9 1 nm = 1×10−9 m pico- p 10−12 1 ps = 1×10−12 s femto- f 10−15 1 fm = 1×10−15 m (*) el Hz o hertz es una unidad de frecuencia definida como 1Hz=1/s

pies 5

piem

0,30

m 1,50m 1,50 ==

1130,0 ==⇒=piem

0,30 ó pie 1

m 0,30mpie 1


CURSO DE PREPARACIÓN UNIVERSITARIA QUIMICA Serie 1 Conceptos: Propiedades físicas y químicas de la materia. Propiedades intensivas y extensivas. Sistemas homogéneos y heterogéneos: mezclas, soluciones. Composición de un sistema. Sustancias simples y compuestas. Separación y purificación. 1. En base a su experiencia cotidiana, mencione algunas similitudes y diferencias en las propiedades físicas y químicas de: a) agua / etanol (alcohol “fino”) [¿conoce alguna diferencia bio-química?] b) hierro / oro. c) mezcla de hidrógeno y oxígeno / agua. d) arena / dinamita 2. ¿Cuál de los siguientes gráficos representa a) el volumen b) la densidad c) la dureza de una sustancia, a una dada temperatura, en función de su masa? Justifique.

m m mm

3. Se tiene azúcar y sal (cloruro de sodio) disueltos en agua. Señalar las afirmaciones que son correctas. Discuta. a) La densidad es igual en todas las porciones del sistema. b) El sistema está constituido por más de una sustancia. c) El sistema tiene una sola fase a cualquier temperatura. 4. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles no? Justifique. a) Un sistema con un solo componente debe ser homogéneo. b) Un sistema con dos componentes líquidos debe ser homogéneo. c) Un sistema con dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. d) Un sistema con varios componentes distintos debe ser heterogéneo. 5. Expresar la concentración (porcentaje en masa) de cada componente en las siguientes soluciones:

a) 21 g de agua + 9 g de etanol. b) 50 g de solución que contiene 5% m/m de azúcar y 95% m/m de agua + 100 g de etanol.

R= a) 70% agua, 30% etanol; b) 1,67% azúcar, 31,67% agua, 66,66% etanol

6. Calcular la composición centesimal (% m/m) de cada uno de los siguientes sistemas:

a) 20,0 g de carbón, 13,0 g de hierro y 25,0 g de aserrín. b) 8,00 g de sal, 20,0 cm3 de agua (d=1,00 g/cm3), 32,0 g de cobre y 50 cm3 de alcohol (d=0,785 g/cm3).

R= a) 34,48% carbón, 22,41% hierrro, 43,10% aserrín; b) 8,06% sal, 20,15% agua, 32,24% cobre, 39,55% aserrín.

7. Un sistema heterogéneo contiene hierro, aceite y agua. La composición es: aceite 25% m/m y agua 60% m/m. Si se separa el aceite, ¿cuál es la composición del sistema resultante? ¿Cómo podría proceder para separar el aceite? Repita el cálculo para el caso de haber separado, en lugar del aceite, el hierro. ¿Cómo hubiese procedido en este caso?

R= si se separa el aceite 80% agua, 20% hierro; si se separa el hierro, 29,41% aceite, 70,59% agua

8. Un sistema heterogéneo está constituido por 4,00 % m/m de cobre, 18,0 % m/m de hierro y el resto de plomo. Partiendo de 30,0 g del sistema se eliminó parte del plomo hasta obtener un nuevo sistema con 30,6 % m/m de plomo. ¿Qué masa de plomo se eliminó?

R= se eliminó 20,49g de plomo 9. Indicar cuáles de los siguientes sustancias son simples y cuáles compuestas: a) sulfato de cobre e) azufre b) oxígeno f) hierro c) nitrógeno g) óxido de cinc d) monóxido de carbono h) agua Escriba los símbolos químicos de todos los elementos involucrados. 10. Se tiene una mezcla de cuatro sustancias A, B, C y D que presentan las siguientes propiedades: A es una sustancia sólida soluble en agua, insoluble en solventes orgánicos; B es una sustancia sólida insoluble en agua, soluble en solventes orgánicos; C es una sustancia sólida insoluble en agua y en solventes orgánicos; D es un líquido inmiscible con agua, miscible con un solvente orgánico, disuelve a B. Hacer un esquema de un posible procedimiento a seguir para separar los componentes de la mezcla. Problemas adicionales A1. Decida en cada caso si las palabras subrayadas corresponden a propiedades físicas o

químicas: a) el bromo, un líquido de color naranja-rojizo, reacciona vigorosamente con el aluminio. b) el hierro se oxida en presencia de aire y agua. c) el gas cianhídrico es venenoso. d) el aluminio metálico funde a 660oC. e) la lavandina (solución de hipoclorito de sodio) destiñe los colores de la ropa. A2. Las siguientes propiedades fueron determinadas para un trozo de 24,857 g de hierro.

Indique cuáles son propiedades intensivas y cuáles extensivas. Justifique. a) punto de fusión 1535oC, b) color grisáceo brillante, c) volumen 3,187 cm3, d) se oxida en presencia de aire húmedo, e) insoluble en agua, f) densidad .... (calcular).

A3. Las siguientes proposiciones se refieren a un sistema formado por 3 trozos de hielo en

una solución acuosa de cloruro de sodio. Marque las correctas y justifique su elección.

a) Es un sistema homogéneo. b) El sistema tiene dos fases. c) El sistema tiene tres fases sólidas y una líquida. d) El sistema tiene tres componentes. e) El sistema tiene dos componentes. f) Los componentes se pueden separar por filtración. g) Los componentes se pueden separar por destilación.

A4. Dar un ejemplo de

a) un sistema formado por 3 fases y 2 componentes. b) un sistema formado por 2 fases y 3 componentes. c) un sistema formado por 1 fase y 3 componentes.

A5. ¿Qué método o métodos se podrían emplear para separar cada uno de los componentes

de los siguientes sistemas? a) arena y sal. c) azúcar, agua y carbón. b) agua y nafta. d) iodo y sal. A6. Calcular la composición porcentual del siguiente sistema: 10,0 g de bromuro de potasio

(KBr), 9,0 g de ácido clorhídrico (HCl), 0,120 g de cloruro de sodio (NaCl) y 100 g de agua.

KBr, 8,39%; HCl, 7,55%, NaCl, 0,101%. A7. Calcular qué masa de cada componente hay en 30 g de una solución que tiene 70 % de

estaño y 30 % plomo. R: masa de estaño (Sn) = 21 g; masa de plomo (Pb) = 9 g.

A8. ¿En qué masa de una solución con 5,00 % de azúcar hay 22,0 g de azúcar?

R: 440 g A9. ¿Qué masa de iodo se necesita disolver en 20,5 g de benceno para que la solución

resultante sea 4,0 % en masa de iodo? R: 0,854 g.

A10. Se trabaja con 200 g de un sistema que contiene 22 % m/m de carbón (en trozos), 4,0 %

m/m de sal , 6,0 % m/m de azúcar, 8,0 % m/m de azufre y el resto hierro. Primero se añade abundante agua y se filtra. Luego se retira el hierro. ¿Qué porcentaje de carbón hay en el residuo sólido? ¿Cuál es la masa del sistema final?

R: carbón 73 % m/m; masa residuo sólido=60 g.


CURSO DE PREPARACIÓN UNIVERSITARIA QUIMICA

Serie 2

Conceptos: Átomos, moléculas, iones. Concepto de mol. Escala de masas atómicas relativas. Masa molecular relativa. Masa Molar. Propiedades generales de los estados sólido, líquido y gaseoso. Gases ideales. Ecuación general de los gases ideales. Transformaciones de fases.

1. Para las siguientes fórmulas moleculares indique

• si se trata de una sustancia simple o compuesta • su fórmula mínima • cuántos (atomicidad) y qué átomos conforman cada molécula.

a) H2O (agua) b) H2O2 (agua oxigenada) c) N2O4 d) NO2 e) C2H4 (etileno) f) C6H12O6 (glucosa) g) O2 (oxígeno) h) O3 (ozono) 2. Explique los conceptos de fórmula mínima y molecular. Discuta si para todos los tipos de compuestos tendrá sentido hablar de fórmula molecular. Analice los siguientes ejemplos: He, H2, Na, S8, C, NaCl, CH3OH, N2H4, CO. 3. La masa atómica relativa del tungsteno (W) es 183,9. Calcule:

a) la masa, en u.m.a. y en gramos, de 1 átomo de tungsteno. b) la masa de 2,0 1015 átomos de tungsteno. c) el número de moles de átomos de tungsteno que hay en 1 mg del elemento. d) el número de átomos de tungsteno que hay en 1 mg del elemento.

R= a) 183,9 uma., 3,05x10-22 g; b) 6,11x10-7 g; c) 5,44x10-6 mol; d) 3,3x1018 átomos 4. La fórmula molecular del dióxido de carbono es CO2. Calcule

a) la masa molecular relativa del CO2. b) la masa, en u.m.a y en gramos, de una molécula de CO2. c) la masa, en uma, de carbono (C) que hay en una molécula de CO2. d) la masa, en gramos, de 0,01 mol de CO2. e) la masa, en gramos, de 2,0 1015 moléculas de CO2. f) en número de moles de átomos que hay en 1 g de CO2. g) en número de moles de átomos de carbono que hay en 1 g de CO2. h) la masa, en gramos, de carbono que hay en 1 g de CO2.

DATOS: Ar(C)=12,00; Ar(O)=16,00 R= a) 44; b) 44 uma, 7.31x10-23 g; c) 12 uma; d) 0,44 g; e) 1,46x10-7 g; f) 4,1x1022 átomos;

g) 1,37x1022; h) 0,27 g 5. Usando una tabla de masas atómicas relativas Ar, calcule el porcentaje en masa de cada elemento en los compuestos siguientes: a) NH3 b) Fe2(SO4)3

R= a) 82,35% N, 17,65% H; b) 27,95% Fe, 24,02% S, 48,04% O 6. 2,89 g de un óxido de osmio (Os) contienen 2,16 g de osmio. ¿Cuál es su fórmula mínima?

R= OsO4 7. El cromo (Cr) forma tres diferentes óxidos, caracterizados por una composición porcen-tual de cromo de 52,0, 68,4 y 76,5 %. ¿Cuáles son sus fórmulas mínimas?

R= CrO3, Cr2O3 y CrO, respectivamente.

8. Una muestra de un compuesto X que contiene sólo cloro y oxígeno reacciona con un ex-ceso de hidrógeno para dar 0,3059 g de cloruro de hidrógeno (HCl) y 0,5287 g de agua. a) Determine la composición porcentual del compuesto X. b) ¿Cuál es la fórmula mínima del compuesto X?

R= a) 39% Cl, 61% O; b) Cl2O7 9. Se calientan 4,589 g de una muestra de un óxido de vanadio en presencia de H2. Como producto de esta reacción se forman agua y 3,782 g de otro óxido de vanadio. El segundo óxido es tratado posteriormente con más hidrógeno hasta que se obtienen 2,573 g de vana-dio metálico. ¿Cuáles son las fórmulas mínimas de ambos óxidos?

R= V2O3 y V2O5 10. La hexametilendiamina (Mr=116,2) es un compuesto que contiene sólo carbono, hidró-geno y nitrógeno y se usa en la producción de nailon. Cuando se queman 6,315 g de hexa-metilendiamina con oxígeno se obtienen 14,36 g de dióxido de carbono y 7,832 g de agua. Determine las fórmulas mínima y molecular de la hexametilendiamina.

R= C3H8N y C6H16N2 11. Se analiza una muestra de un compuesto X que contiene sólo C, H y Cl. Para ello se hacen reaccionar 0,158 g de X con un compuesto de plata, transformándose todo el cloro en 0,4016 g de cloruro de plata (AgCl). a) ¿Cuál es el procentaje en masa (% m/m) de cloro en el compuesto X? b) Sabiendo que las opciones para la fórmula del compuesto X son C3H5Cl3 o C3H6Cl2, decida de cuál de ellos se trata. Justifique (numéricamente) su respuesta.

R= a) 62,94% Cl; b) C3H6Cl2 12. Una muestra de calcio metálico puro, cuya masa era 1,35 g, se convirtió cuantitativa-mente en 1,88 g de CaO puro. Si la masa atómica relativa del oxígeno es 16,0, ¿cuál es la masa atómica relativa del calcio?

R= 40,75 g/mol 13. Mediante un esquema señale las diferencias en el ordenamiento de las partículas en los estados sólido, líquido y gaseoso. ¿En cuál se encuentran éstas más cerca entre sí? ¿En qué estado se mueven más las partículas? Un cristal líquido ¿es un cristal o un líquido? Discuta. 14. ¿Cómo ordenaría energéticamente los distintos estados de la materia? ¿Cómo procede para fundir un sólido o para vaporizar un líquido? ¿Por qué, a falta de heladera, el agua para beber se enfría si se la almacena en vasijas de barro poroso? ¿Por qué siente frío cuando sale de la pileta mojado? 15. ¿Existirá el decano (uno de los componentes de la nafta) gaseoso, el cloruro de sodio (sal de mesa) líquido o el oxígeno sólido? ¿Cuáles son los estados de agregación de estas tres sustancias a temperatura ambiente? ¿Qué fuerzas deben ser vencidas en cada caso para vaporizar? Compare sus magnitudes para los ejemplos dados. 16. ¿Qué significa temperatura de fusión? ¿Y de ebullición? Según su intuición ¿de qué dependen? Ayudemos a la observación: ¿Para qué sirve una olla de presión? ¿Por qué se puede patinar sobre hielo, qué característica tienen los patines? En los días de muchísimo frío también se podrá patinar? ¿Por qué no se puede cocinar un huevo en la cumbre del Aconcagua hirviéndolo como es usual? 17. Una muestra de helio ocupa 400 mL a una presión de 500 torr. Exprese el valor de presión en atm, mbar y en kPa ¿Cuál será el volumen de la muestra si se duplica la presión, a la misma temperatura? Equivalencias: 1 atm ≡ 760 torr ≡ 101,3 kPa ≡ 1013 mbar.

R= 0,658 atm, 666,4 mbar, 66,6 kPa, 200ml

18. Un gas ocupa 300 dm3 a -40oC. ¿Cuál será su volumen a 100oC y a la misma presión?

R= 480,3 dm3 19. La temperatura de una muestra de CO contenida en un recipiente rígido es de -5oC cuando su presión es de 70 kPa. Si la presión aumenta a 3 atm, ¿cuál será su temperatura?

R= 890,5 °C 20. ¿Qué volumen ocupa 1 mol de hexafloruro de azufre (SF6) a 300oC y 10 atm? ¿Y 1 mol de helio (He) en iguales condiciones de presión y temperatura? Calcule las densidades de ambos gases (en g/dm3) en esas condiciones. DATOS: Ar(S) = 32 ; Ar(F) =19; Ar(He) = 4.

Aplicación muy práctica: Se pincha el depósito de gas del zepelín en el que Ud. viaja. Afortunadamente, consiguen aterrizar ilesos. Un lugareño muy habilidoso (el Sr. Maquiver) logra reparar la pinchadura del tanque. Sólo resta cargar el gas y despegar. Pero... ¿cuál? Nuevamente entra en escena el increíble Maquiver para ofrecerles una verdadera ganga: un gas que no es tóxico, no es inflamable y es bastante barato. El gas en cuestión es hexafluoruro de azufre (SF6). La otra opción, sugiere el lugareño, sería He, pero es mucho más caro. ¿Qué decisión deberá tomarse? Sugerencia: si Ud. no resolvió el problema, hágalo antes de volver a subirse al zepelín. Suerte. (densidad del aire 6,153 g/dm3)

R= densidad He 0,85 g/L, densidad SF6 31 g/L 21. Un gas compuesto por carbono e hidrógeno tiene una densidad δ=1,426 g/dm3 a 340 torr y 25oC. El análisis químico indicó que el porcentaje de carbono en dicho gas es 92,3%. Calcule las fórmulas mínima y molecular del gas.

R= CH, C6H6 22. Un recipiente de 1 L contiene hidrógeno (H2) y dióxido de carbono (CO2) a 20oC y 786 torr. Calcular la masa de hidrógeno presente si en el recipiente hay 0,10 g de dióxido de carbono. Calcule la presión parcial de cada gas. DATOS: Ar(C) = 12; Ar(O) = 16; Ar(H) = 1.

R= masa H2 0,081 g, p H2 0,975 atm, p CO2 0,055 atm 23. Una mezcla gaseosa contiene 5,78 g de CH4, 2,15 g de Ne y 6,80 g de SO2. ¿Qué presión ejercerá esta mezcla si se la coloca en un recipiente de 75,0 L a 85oC? Calcule la presión parcial de cada componente de la mezcla gaseosa.

R= p 0,208 atm, p CH4 0,125 atm, p Ne 0,04 atm, p SO2 0,04 atm 24. Una mezcla gaseosa contiene 3,00 1023 moléculas de N2 y 1,50 1024 moléculas de O2. Determine las presiones parciales de cada componente de la mezcla gaseosa sabiendo que la presión total de la mezcla es 600 torr.

R= p N2 0,131 atm, p O2 0,657 atm 25. Después de una combustión, 1 volumen de un compuesto gaseoso que contiene carbo-no, hidrógeno y nitrógeno, da 2 volúmenes de CO2, 3,5 volúmenes de H2O y 0,5 volúmenes de N2, medidos en las mismas condiciones de temperatura y presión. ¿Cuál es la fórmula mínima del compuesto?¿ Se puede obtener la fórmula molecular a partir de estos datos?

R= C2H7N, Fórmula molecular C2H7N 26. a) Un recipiente de 1,00 L contiene una mezcla gaseosa de SF6 y He. La temperatura es 50oC y la presión 380 torr. Sabiendo que en el recipiente hay 20,0 mg de He, calcule las presiones parciales y las fracciones molares de cada gas en la mezcla. b) Luego se calienta el recipiente hasta una temperatura final de 150oC. Calcule las presiones parciales y las fracciones molares de cada gas en la mezcla.

c) Se miden en una jeringa 0,3 mL de agua líquida a 25oC (densidad δ = 1,00 g/mL) y se inyectan al recipiente. La temperatura permanece constante en 150oC. Calcule las presiones parciales y las fracciones molares de cada gas en la mezcla.

R= a) pHe 0,132 atm, pSF6 0,367 atm, xHe 0,264, xSF6 0,734; b) pHe 0,346 atm, pSF6 0,962 atm;c) xH2O 0,47, xSF6 0,39, xHe 0,14, pH2O 0,59 atm, pSF6 0,49 atm, pHe 0,175 atm Problemas adicionales A1. La frase "la masa atómica relativa del aluminio es 27,0" es interpretada por 4 alumnos del curso de Química del CPU de 4 diferentes maneras:

- Alumno 1: la masa de un átomo de aluminio es 27,0 g. - Alumno 2: la masa de un átomo de aluminio es 27,0 u.m.a. - Alumno 3: la masa de un mol de átomos de aluminio es 27,0 g. - Alumno 4: un átomo de aluminio es 27,0 veces más pesado que 1/12 de un átomo de C.

¿Quiénes aprobarán la materia? A2. Usando una tabla de masas atómicas relativas Ar, calcule la masa molecular relativa Mr de los siguientes compuestos:

a) metano, CH4. b) cloruro de sodio, NaCl. c) hidróxido de sodio, NaOH. d) cloruro de aluminio, AlCl3. e) fluoruro de hidrógeno, HF. f) agua, H2O. g) dióxido de manganeso, MnO2.

A3. Complete la siguiente tabla:

¡Error! Marcador no

definido.compuesto

masa gramos

número de moles

número de moléculas

número de átomos

número de átomos de:

H2S 6,80 0,199 1,20 1023 3,60 1023 H 2,40 1023

CCl4 2,50 Cl

N2O 250.000 N

N(C2H5)3 1022 C

C15H11NO4I4 I 2 1021 Datos: Masas atómicas relativas: S: 32,1; H: 1,01; C: 12,0; Cl: 35,5; N: 14,0; O: 16,0; I: 127. A4. Usando una tabla de masas atómicas relativas Ar, calcule el porcentaje en masa de cada elemento en los compuestos siguientes:

a) FeO b) Fe2O3 c) Cu2O d) CuO A5. Si el porcentaje de C en un compuesto es del 75 % m/m y sólo contiene 1 átomo de C por molécula, ¿cuál es el valor de Mr de ese compuesto? R: 16 A6. Un compuesto tiene 71,5 % en peso de mercurio (Hg) y 28,5 % de bromo (Br). Obtenga su fórmula mínima. R: HgBr

A7. La aspirina contiene 60,6 % de carbono (C), 4,5 % de H y 35,5 % de O. Calcule su fór-mula mínima. R: C9H8O4 A8. Cuando se calientan 2,103 g de un óxido de cobre en una corriente de hidrógeno se obtienen 0,476 g de agua. ¿Cuál es la fórmula mínima de este óxido de cobre? R: CuO A9. La dimetilhidracina, combustible usado por el módulo lunar de la misión Apolo, tiene una masa molar molecular relativa de 60,10 y contiene sólo átomos de C, H y N. La com-bustión de 2,859 g de dimetilhidracina con exceso de oxígeno produce 4,190 g de dióxido de carbono y 3,428 g de agua. Determine las fórmulas mínima y molecular de la dimetil-hidracina. R: CH4N; C2H8N2 A10. Se sabe que 1,83 g de un gas ocupan 2,0 dm3 a 20oC y 0,50 atm. ¿Cuál es su volumen en condiciones normales de presión y temperatura? ¿Cuál es la masa de 1 mol de partículas de dicho gas? R: 0,93 dm3; 44,0 g. A11. 10 cm3 de un gas, medido en CNPT, se introducen en un recipiente de 100 mL sin variar su temperatura. Calcule la presión que ejerce el gas en las nuevas condiciones. R: 0,10 atm. A12. Sabiendo que 1,00 dm3 de oxígeno se encuentra a 1520 torr y 30oC, calcule qué presión soportará la misma cantidad de oxígeno cuando ocupe 200 cm3 y la temperatura sea de -20oC.

R: 8,35 atm. A13. Se infla un globo de 2 litros en Buenos Aires, a una temperatura de 300 K. ¿Qué volumen ocupará en la cumbre del cerro Aconcagua con una temperatura de -10oC sabiendo que la presión atmosférica disminuye alrededor de 6 torr por cada 100 metros de altura? DATOS: la altura del Aconcagua es 6950 m R: 3,92 dm3. A14. Una cierta cantidad de Kr (kriptón) ocupa un volumen de 3 litros a 27oC y 740 torr. ¿Cuál será su volumen a 50oC y 1,5 atm? R: 2,10 litros. A15. 40,4 g de un gas noble (He, Ne, Ar, Kr o Xe) ocupan el mismo volumen que 8 g de He en las mismas condiciones de presión y temperatura. ¿De qué gas noble se trata? DATOS: Ar(He) = 4,00; Ar(Ne) = 20,18; Ar(Ar) = 39,95; Ar(Kr) = 83,80; Ar(Xe) = 131,13 R: Ne A16. Cuando se mide la densidad de los gases oxígeno, nitrógeno y dióxido de carbono en CNPT se obtiene los valores 1,43 g/dm3, 1,25 g/dm3 y 1,96 g/dm3, respectivamente. Calcule la masa molar de cada uno de estos gases. R: 32,0 g/mol, 28,0 g/mol y 43,9 g/mol. A17. 1,00 g de un gas ocupa un volumen de 350 mL a 18oC y 740 torr. ¿Cuál es la masa molar de dicho gas? R: 70,1 g/mol. A18. Calcule la masa de CO2 que ocupan 4,00 L en CNPT. DATOS: Mr(CO2 ) = 44,0 R: 7,86 g. A19. ¿Cuántos globos de 6 litros de capacidad pueden llenarse en CNPT con el hidrógeno proveniente de un tanque que contiene 250 litros de dicho gas a 20oC y 5 atm? R: 194. A20. La composición del aire (porcentaje en moles de partículas) es: nitrógeno (N2) 78,1 %, oxígeno (O2) 20,9 %, argón (Ar) 0,93 % y el resto son pequeñas cantidades de otros gases. Calcular la presión total y la presión parcial de cada gas en un recipiente de 5,00 L que

contiene 2,00 moles de aire a 20oC. R: pT = 9,61 atm; p(N2) = 7,51 atm; p(O2) = 2,01 atm; p(Ar) =

0,089 atm. A21. Para bajar a gran profundidad (y volver vivos...), los buzos no deben respirar aire, sino una mezcla de oxígeno y helio. Esta mezcla se prepara en un recipiente que contiene 0,20 atm de O2 agregando He hasta que la presión total sea 10,0 atm. Calcule:

a) la fracción molar de O2 en esta solución. b) el porcentaje m/m de O2 en esta solución. R: a) 0,020; b) 14,0%m/m

A22. Un globo vacío se llena con helio (un gas noble) hasta un volumen de 12 L a 1,0 atm y 20oC. Luego se agrega gas oxígeno hasta que el volumen final del globo es 26 L a 1,0 atm y 25oC. Indique:

a) la masa de helio que contiene el globo. b) la presión parcial de cada gas en la mezcla a 25oC. c) la fracción molar de cada gas.

R: a) 2,0 g ; b) PHe= 0,47 atm, PO2= 0,53 atm; c) x(He) = 0,47, x(O2) = 0,53

QUIMICA Serie 3

Conceptos: Configuración electrónica de átomos e iones. Tabla periódica y propiedades.. 1. Escriba la configuración electrónica completa del átomo de a) Ne (Z=10) b) Na (Z=11) c) Cl (Z=17) d) Ar (Z=18) e) Ti (Z=22) f) Zr (Z= 40) 2. Indique cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas representan el estado fundamental de un átomo, cuáles un estado excitado y cuáles no pueden representar ningun estado un átomo. a) 1s

2 b) 1s

2 2p

1 c) 1s

3

d) 1s1 2s

1 e) 1s

2 2s

1 f) 1s

2 2s

2 2px

12py

1

g) 1s2 2s2 2px2 h) 1s2 2s2 2px

1 2py1 i) 1s2 2s2 2px

1 2pz1

j) 1s2 2s2 2px2 2py

1 2pz1.

3. Decida a qué grupo y periodo pertenece cada uno de los elementos del problema 1. 4. Identifique el período y grupo de la tabla periódica al que pertenecen los elementos cuyas configuraciones electrónicas se indican a continuación. a) [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p2 b) [Kr] 4d7 5s1 c) 1s2 2s2 2p6 3s2 d) [Kr] 4d10 5s2 5p6 5. Escriba la configuración electrónica externa para cualquier elemento del grupo: a) gases nobles b) metales alcalinos y alcalinos térreos c) halógenos d) metales de transición e) actínidos y lantánidos. 6. Escriba la configuracion electrónica externa de los iones que formarían cada uno de los elementos del problema 1 cuando a) se le quita un electrón. b) se le agrega un electrón. 7. Indique cómo varía el apantallamiento de la carga nuclear a lo largo de un periodo y de un grupo. En base a ello, decida cómo cambia la carga nuclear efectiva cuando aumenta Z en un mismo periodo o en un mismo grupo. 8. Consultando la posición en la tabla periódica de los siguientes elementos indique cuál es la relación de radios atómicos (mayor o menor) entre los siguientes pares: a) Si , Pb. b) Cs, Pb c) Ti, V d) S, F e) K, Cl. 9. Coloque las siguientes especies en orden de tamaño creciente: a) Cl, Cl− y Cl+. b) O2− y O− c) Fe, Fe+2 y Fe+3

d) F−, Mg+2 , Cl−, Be+2, S-2, y Na+. 10. Seleccione los valores correctos de radios iónicos para las siguientes especies: i) 0.068 nm ii) 0.136 nm iii) 0.196 nm iv) 0.031nm a) F− b) Be+2 c) Br− y d) Li+.



11. Escriba la ecuación química que representa la ionización del elemento M. Escriba una ecuación similar asociada a la energía de unión electrónica del elemento X. 12.¿Cuál es la tendencia general de las energías de ionización para elementos de un mismo período? ¿Y para los elementos representativos de un mismo grupo?. 13. Indique la tendencia de los valores de las energías de unión electrónica para elemen-tos de un mismo período y de un mismo grupo. 14. Indique la tendencia de los valores de electronegatividad para elementos de un mis-mo período y de un mismo grupo. 15. Escriba las configuraciones electrónicas de los iones que pueden formarse en los si-guientes casos: Ba, Cd, Pb, O, F , Cl , S y Al. 16. En base a los iones que pueden formarse para los siguientes elementos, indique qué compuestos podrían formarse al combinar : a) Ca y O b) Al y S c) F y Cl d) Na y F e) H y Cl. Problemas adicionales A1. Identifique los grupos de la tabla periódica que tienen configurariones electrónica ex-terna : a) ns2 np5 b) ns2 c) ns2 (n-1)d1 . . . . . . . . ns2 (n-1)d10 d) ns2 np1 e) ns2 np3 f) ns2 (n-1)d0 (n-2)f1 . . . . . . . . ns2 (n-1)d0 (n-2)f14 g) ns1 A2. Para los siguientes elementos: K (Z=19), I(Z=53), Cl(Z=17), Na (Z=11), S (Z=16) y Mg (Z=12) indique: a) la configuracion electrónica; b) a qué grupo y periodo pertenecen; c)¿cuál de ellos formará iones que sean isoelectrónicos con el argón (Z=18)? Justifique. A3. Ordene los siguientes elementos por su radio atómico:

S Cl K Ca Ordene los iones que formarán dichos elementos, según sus radios iónicos. Justifique. A4. Ordene las siguientes especies en orden creciente de radio: Li, O, I, Li+, O2−, I−

A5. X, Y y Z son tres elementos con las siguientes características: • X forma aniones estables X−2 isoelectrónicos con el Ar (Z=18) • Y pertenece al mismo grupo qu el Br (Z=35) y al mismo período que el Si (Z=14) • Z forma compuestos iónicos con el Na (Z=11) de estequiometría NaZ y y pertenece al segundo período. a) ¿Cuál es el número atómico de X, Y y Z? b) ¿A qué grupo y período pertenecen X, Y y Z? c) Ordenar X, Y y Z en orden de radio creciente. d) ¿Qué tipo de compuestos formarán X, Y y Z cuando se combinan con K (Z=19) y cuáles serán sus fórmulas mínimas? e) ¿Qué tipo de compuestos formarán X con Y, Y con Z y Z con X? Justifique sus respuestas.

1

QUIMICA

SERIE 4 CONCEPTOS: Electrones de enlace. Enlace iónico y covalente. Enlaces polarizados. Momento dipolar. Interacciones intermoleculares. Enlace de H. 1. Prediga qué especies (moléculas, iones, átomos) están principalmente presentes en el

vapor (gas) de cada una de las siguientes sustancias: Na, NaCl , H2O , CaBr2 , Br2 , etanol, BaO.

2. Las siguientes sustancias se disuelven en agua. Prediga cuáles de las soluciones

resultantes conducirán la corriente eléctrica. NaCl , CaI2 , I2 , etanol (C2H5OH), ácido acético (C2H3OOH)

¿Puede predecir el tipo de unión que se forma entre dos átomos en función de la posición de ambos elementos en la tabla periódica?

3. Dibuje cualitativamente la variación de la fuerza existente entre dos iones

opuestamente cargados, en función de la distancia que los separa. Identifique en el gráfico la parte atractiva y repulsiva de esa fuerza; discuta los hechos físicos que las causan. Indique en el gráfico la longitud de esa unión iónica.

4. Ordene en función del carácter iónico de la unión, cada uno de los siguientes

compuestos: NauClv, MgwClx y BeyClz. Intente definir la fórmula (¿mínima?, ¿molecular?) de cada uno. (Pista: tenga en cuenta para ello los electrones de valencia de cada átomo).

5. Sabiendo que la separación internuclear de las especies H2 y H2

+ es 0,074 y 0,104 nm respectivamente, diga si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando su respuesta: − La densidad electrónica a mitad del enlace de la molécula H2 es mayor que 2 veces

la densidad electrónica del átomo de H a 0,037 nm del núcleo. − La densidad electrónica en las regiones externas a ambos núcleos de la molécula

H2 es idéntica a la densidad electrónica del átomo de H, a igual distancia. − La densidad electrónica de la molécula de HCl, medida a lo largo del eje molecular,

es mayor cerca del Cl que del H. − La fuerza de enlace que mantiene unidos 2 átomos de hidrógeno es mayor en el

caso de la molécula H2 que en la especie H2+.

6. En base a las electronegatividades de los elementos, ordene en forma creciente la

polaridad las siguientes uniones covalentes: O-H, I-Br, C-F, P-H, S-Cl, S-H. 7. La molécula de H2S tiene un momento dipolar permanente de 0,97 Debyes. ¿Puede

obtener alguna información acerca de la geometría del H2S en base a ese dato? 8. Identifique en base a la geometría molecular cuál de las siguientes moléculas podría

ser polar: SO2, CO2, CO, NH3, BF3.

9. En base a las siguientes propiedades, ordene los compuestos abajo mencionados

según momento dipolar creciente.

UNIVERSIDAD NACIONAL DE GENERAL SAN MARTIN ESCUELA DE CIENCIA Y TECNOLOGIA CURSO DE PREPARACIÓN UNIVERSITARIA

2

Compuesto Estado de agregación a 25oC

Masa molar Punto de fusión°C

Punto de ebullición(°C)

CH4 SiH4 NH3 PH3 H2O

gas gas gas gas

líquido

16,04 32,09 17,03 34,00 18,02

-182 -185 -78 -134 0,00

-161 -111 -33

-87,8 100

Tenga en cuenta que todas las moléculas tetra- y triatómicas tienen geometría no planar.

PROBLEMAS ADICIONALES A1. Para los siguientes compuestos, indique qué tipo de unión química presentan y, cuando corresponda, la polaridad de las moléculas. Justifique. F2O, LiF, S2C y IF. A2. Para las siguientes sustancias: MgF2, NF3, BF3, Mg, CF4. indique qué tipo de uniones presentan y señale cuáles son compuestos moleculares, cuáles iónicos. Para las sustancias moleculares, indique

- cuál posee la unión más polar. - cuál posee la unión menos polar. - cuáles son moléculas no-polares.

A3. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. JUSTIFIQUE.

− Las moléculas no polares deben poseer todas sus uniones no-polares − Las moléculas polares deben poseer al menos una unión polar.

A4. Prediga las fórmulas mínimas de los compuestos de iodo (I) con boro, con carbono y con nitrógeno. Analice cuáles de esas moléculas serán polares. A5. Para los siguientes compuestos: GeH4, H2, Na2O, F2, NH3, S8. a) Clasifique las uniones en iónicas, covalentes polares o covalentes puras. b) Indique cuáles de las moléculas de la lista serán polares. c) Analice la existencia de uniones hidrógeno en los compuestos GeH4, H2 y NH3. Explique qué efecto posee ello en la temperatura de ebullición del compuesto. A6. La molécula de PF3 es polar, con un momento dipolar de 1,02 Debyes, y de este modo el enlace P-F es polar. Juzgando por la proximidad del Si y el P en la tabla periódica, esperamos que el enlace Si-F también sea polar. Sin embargo, la molécula de SiF4 tiene momento dipolar nulo. Explique por qué ésto es así. A7. Justifique los siguientes hechos:

− La estructura molecular del ácido sulfhídrico H2S es muy similar a la del agua H2O. − Aunque las moléculas H2S y H2O son muy parecidas, el agua es un líquido a

temperatura ambiente (y cuesta hacerla hervir!) mientras que el ácido sulfhídrico es un gas ( y hay que enfriarlo muchísimo para licuarlo!).



QUIMICA Serie 5

Conceptos: Concentración de las soluciones: Molaridad, molalidad y fracción molar. Porcentaje másico. Partes por millón. Solubilidad. pH.

1. Se prepara una solución agregando 2 sobrecitos (6,25 g cada uno) de azúcar (sacarosa, C12H22O11) en 200 cm3 de agua. Indique cuál es la concentración de azúcar en la solución, expresándola en: i) % m/m, ii) masa de azúcar en 100 g de solvente y iii) molalidad.

R= i) 5,9% m/m; ii) 6,25 g; iii) 0,18 m 2. ¿Qué masa de H2SO4 está contenida en 250 cm3 de una solución 0,526 M del ácido en

agua? Exprese la concentración en: i) % m/m, ii) gramos de H2SO4/100 g de agua, iii) molalidad, iv) gramos de H2SO4/dm3 de solución, v) fracción molar del ácido. Datos: δsn= 1,0317 g/cm3.

R= 12,887 g; i) 4,99% m/m; ii) 5,259 g; iii) 0,537 m; iv) 51,55 g; v) 9,57x10-3 3. 10,0 g de una solución 40 % m/m de NaOH se diluyen por el agregado de 500 cm3 de

agua. ¿Cuál es la concentración de la solución resultante en: i) %m/m y ii) molalidad? R= a) 0,79 %; b) 0,197 m

4. 10,0 g de una solución 40 % m/m de NaOH se diluyen con agua hasta que el volumen de

la solución fue de 0,5 dm3. ¿Cuál es la concentración de la solución resultante en: i) %m/v y ii) molaridad?

R= i) 0,8 %; ii) 0,2 M 5. ¿Cómo procedería para preparar 1,00 litro de una solución 6,00 % m/m (δ=1,0278 g/cm3)

a partir de una solución 2,87 M de HCl y agua, en cantidades suficientes? R= tomar 589 mL de la sol. de HCl y llevar a 1 L con agua

6. Se mezclan 100 cm3 de solución 0,25 M de HNO3 con 500 cm3 de solución 1,25 M.

Suponiendo aditividad de los volúmenes, calcule la concentración de la solución resultante.

R= 1.08 M 7. Se desea prepara una mezcla gaseosa de oxígeno y nitrógeno (presión total = 30 atm,

fracción molar de oxígeno = 0,1) en un recipiente de 1 dm3 provisto de un manómetro y una válvula de inyección. Los gases O2 y N2 están contenidos en sendos recipientes a alta presión y la temperatura es de 25°C.

¿Cuánto nitrógeno y cuánto oxígeno debo agregar? ¿Cuál sería la concentración de oxígeno expresada en: i) % v/v y ii) % n/n?

R= n O2 0,123; n N2 1,107; % v/v O2=% n/n O2 = 10% 8. Los metales pesados son extremadamente tóxicos. Por ello la concentración de los

mismos en el agua potable debe controlarse cuidadosamente, estableciéndose valores máximos permitidos para el consumo humano. Por ejemplo, la EPA (Agencia de Protección Ambiental de EE.UU.) ha fijado como límites máximos en el agua potable 0,05 ppm de arsénico (As), 0,01 ppm de cadmio (Cd), 0,05 ppm de plomo (Pb) y 0,002 ppm de mercurio (Hg). Exprese dichos límites máximos en: i) % m/m y ii) molaridad. R= i) Cd 1x10-6 %, Pb 5x10-6 %, Hg 0,2x10-6 %; ii) Cd 9x10-8 M, Pb 2.4x10-7 M, Hg 1x10-8 M

9. ¿Cuál de los siguientes líquidos: i) tetracloruro de carbono y ii) agua, será mejor solvente para cada una de las siguientes sustancias? Justifique en base a las interacciones intermoleculares presentes.

a) heptano (C7H16) b) bicarbonato de sodio (o carbonato ácido de sodio) c) cloruro de hidrógeno d) I2

Compare la solubilidad de cada sustancia en ambos solventes, indicando qué especies estarán presentes en la solución.

10. Se prepara una solución de cloruro de calcio a 20oC agregando 8,1 g de la sal a 10,0 g

de agua. Luego de agitar, se observa sólido remanente. Se filtra y se pesa 0,30 g de cloruro de calcio no disuelto. Determine la solubilidad del cloruro de calcio en agua a esa temperatura, expresándola en: i) g/100 gramos de agua, ii) % m/m, iii) molalidad, iv) molaridad y v) fracción molar. δsc: 1,25 g/cm3.

R= i) 78 g/100 g agua; ii) 43,82 %; iii) 7,02 m; iv) 4,93 M; v) 0,112 11. Se evaporan 3,0 g de agua de la solución saturada del problema anterior.

a) Indique la concentración de cloruro de calcio a 20oC luego de la evaporación, en: i) g/100 g de agua, ii) % m/m, iii) molalidad, iv) molaridad, v) fracción molar

b) Calcule la masa de sólido precipitado. R= a) ídem problema 10; b) precipita 2,34 g de sólido

12. Se prepara una solución saturada de cloruro de Pb(II) en agua a 40oC agregando 0,6 g

de sal a 5 cm3 de agua. A continuación la solución se guarda en la heladera a 5oC observándose la aparición de 0,17 g de precipitado de cloruro de Pb(II). Calcular la solubilidad de la sal de plomo a 5oC y expresar el resultado en: i) % m/m, ii) fracción molar y iii) molalidad.

R= i) 7,92 % m/m; ii) 5,5x10-3; iii) 0,43 m 13. La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 10-5 M a 25oC. Se mezcla 1,50 mg de

la sal en 0,2 dm3 de agua a 25oC observándose la disolución incompleta del sólido. ¿Qué volumen mínimo de agua deberá agregarse para obtener una solución con la mayor cantidad de iones plata posible a 25 oC?

R= 750 mL 14. Se tiene una solución saturada de nitrato de potasio en agua a 30oC. Se la filtra y se

toman 5 muestras de solución de 20 mL cada una (muestras A, B, C, D y E). p A la muestra A se evapora todo el solvente, obteniéndose 7,09 g de soluto. p A la muestra B se le agrega 5,0 mL de agua sin modificar la temperatura. p A la muestra C se le evaporan 5,0 mL de agua sin modificar la temperatura. p A la muestra D se le cambia la temperatura a 50oC. p A la muestra E se la enfría a 10oC.

Para cada una de la muestras B-E indique: ¿Cuántas fases hay presentes? ¿Cuál es la concentración de la solución? Si hubiese precipitado sólido, ¿qué masa de precipitó?

Temperatura Solubilidad de nitrato de potasio

10 oC 1,98 molal 50 oC 8,61molal

R= A) 4,35 m; B) 3,32 m; C) 4,35 m, ppta. 2,2 g; D) 4,35 m; E) 1,98 m

15. El jugo de manzana recién preparado tiene un pH de 3,76. Calcule [H+].

densidad de la solución saturada a 30oC = 1,16 g/cm3

Datos:

R= 10-3,76 M = 1,74x10-4 M

16. Calcule el pH de las siguientes soluciones acuosas: a) HCl 1% m/m (δ=1,02 g/cm3), b) 10 cm3 de una solución de ácido sulfurico 0.3 molal (δ=1,16 g/cm3), c) 500 cm3 de la solución anterior,

R= a) 0,55; b) 0,27; c) 0,27 17. ¿Cómo procedería para preparar 500 cm3 de una solución de H2SO4 0,15 M a partir de

una solución de ácido sulfúrico concentrada (98 % m/m, (δ=1,84 g/cm3) y agua en cantidades suficientes? ¿Cuál es la molaridad de iones hidronio (H+) en la solución resultante? ¿Cuál es el pH de la solución? ¿Cuál es la molaridad de iones sulfato en la solución resultante?

R= [H+]=0,30 M; pH 0,52; [SO4=]=0,15

18. Si una solución acuosa de HNO3 tiene un pH de 2,30, ¿cuál es la concentración molar

del ácido? ¿Cuál es la concentración molar de ion nitrato en dicha solución? ¿Cuál es la concentración molar de iones hidroxilo?

R= 2x10-12 M 19. Los antiácidos se suelen utilizar para calmar el dolor y facilitar el tratamiento de úlceras

ligeras. Una de las sustancias activas en los antiácidos comerciales es el hidróxido de magnesio. Sabiendo que a 25oC la solubilidad de esa sustancia en agua es 1,65 10-4 M, determine la concentración de oxhidrilos en una solución saturada de hidróxido de magnesio. Calcule el pH de esa solución.

R= 10,5 Problemas adicionales A1. ¿Cuántos gramos de KCl debo agregar a 100 mL de agua para obtener una solución a) 0,48 m? (δ=1,0207 g/cm3) c) xKCl = 0,050? (δ=1,118 g/cm3) b) 10 % m/m? (δ=1,0633 g/cm3) d) 0,34 M? (δ=1,014 g/cm3) R: a) 3,58 g; b) 11,1 g; c) 21,8 g; d) 2,56 g A2. Suponiendo aditividad de los volúmenes, calcule qué volumen de etanol debe agregarse a 700 cm3 de agua para obtener una solución 10 % v/v. ¿Qué masa de etanol representa ese volumen? ¿Cuál es la composición porcentual en masa de la solución? Sabiendo que la densidad de la solución es 0,9847 g/cm3 compare el volumen de solución con el valor que obtiene considerando aditividad de volúmenes. Dato: δetanol=0,7893 g/cm3. R: 77,8 cm3, 61,4 g; 8,06 % m/m; 773 cm3 vs 777,8 cm3 A3. ¿Cuántos cm3 de una solución de HNO3 3,0 M se necesitan para preparar 2,0 dm3 de solución 0,05 M? R: 33,3 cm3 A4. ¿Qué volumen de solución 0,01 M se obtendrá por dilución de 25 cm3 de una solución 0,25 M de H2SO4? R: 625 cm3 A5. Una solución de etanol en agua de concentración 10 % m/m tiene una densidad de 0,983 g/cm3. ¿Cuántos gramos de etanol hay en 7,5 dm3 de esa solución? R: 737 g A6. El agua mineral natural Villavicencio contiene, según la información que figura en el envase, 272 ppm de ión sodio (Na+). Exprese la concentración de sodio en % m/m, molalidad y fracción molar. Compare dicha concentración con la de sodio en agua de mar (0,46 M). R: 0.0272% m/m; 0.0118 molal; 2,13 10-4 ; la concentración de sodio en agua de mar es 39 veces mayor A7. Se agregan 245 g de cromato de potasio a 150 g de agua a 90oC. Se agita y se filtra.

En el filtro quedan retenidos 20 g de cromato de potasio. La solución filtrada se enfría hasta una temperatura de 20oC y se observa la aparición de un precipitado de cromato de potasio. Finalmente se evaporan 25 g de solvente, manteniendo la temperatura en 20oC. a) Calcular la solubilidad del cromato de potasio en agua a 90oC, expresándola en - % m/m - molalidad b) ¿Cuántos moles de cromato de potasio precipitan al enfriar a 20oC? c) Calcule la molalidad de cromato de potasio en la solución, luego de la evaporación. Datos: Solubilidad de cromato de potasio en agua a 20oC= 45,9 %m/m

A) 60%m/m o 7,73 molal ; b) 97,7 g ; c) 4,4 molal A8. Para realizar un experimento, se necesitan 250 mL de una solución acuosa de ácido sulfúrico de pH = 1,5. Con lo único con lo que Ud. cuenta es con soluciones de dicho ácido de pH 1,0 y 2,0. Indique cómo procedería para preparar la solución requerida.

R: 60,1 mL de solución de pH=1,0 + 189,9 mL de solución de pH=2,0

QUÍMICA CPU Serie 6

Conceptos: Ecuaciones químicas. Coeficientes estequiométricos. Estequiometría: Reactivo limitante y Rendimiento.

1. Ajustar los coeficientes en las siguientes ecuaciones:

a) H2 + V2O5 → H2O + V2O3 e) MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O b) K + H2O → KOH + H2 f) Cl2O7 + H2 → HCl + H2O c) Na2SO4 + C → Na2S + CO g) C3H8 + O2 → CO2 + H2O d) Na2O2 + H2O → NaOH + O2 h) H3PO4 + Zn(OH)2 → H2O + Zn3(PO4)2

2. La combustión de compuestos conteniendo C, N, e H da lugar a la formación de N2 ga-

seoso así como de CO2 y H2O. Escriba la ecuación balanceada para la combustión de a) metilamina (CH5N) y b) cafeína (C8H10O2N4), el estimulante contenido en el café.

3. El gas tricloruro de nitrógeno (NCl3) reacciona con agua para dar amoníaco y ácido

hipocloroso (HClO), el componente activo de la lavandina. a) Escriba la ecuación balanceada para esta reacción. b) ¿Cuántos moles de amoníaco se pueden producir a partir de 275 mL de agua (δ=1

g/cm3)? c) ¿Qué masa de tricloruro de nitrógeno se necesita para producir 14,8 g de amonía-

co? R= b) 5,02 mol; c) 104.9 g

4. Las máscaras de oxígeno para situaciones de emergencia contienen superóxido de po-

tasio (KO2). Este reacciona con el CO2 y el agua provenientes de la exhalación para producir oxígeno según:

KO2(s) + H2O(g) + CO2(g) → KHCO3(s) + O2(g) a) Ajuste los coeficientes de la reacción. b) Si una persona exhala 0,702 g de CO2/min, ¿cuántos gramos de KO2 son con-

sumidos en 10 minutos? R= 11,3 g

5. El gas acetileno se obtiene por reacción de carburo de calcio (CaC2) con agua según:

CaC2 + H2O → C2H2 + Ca(OH)2 a) ¿Qué volumen de C2H2, medidos en condiciones normales de presión y tempera-

tura, se obtiene por reacción de 400 g de CaC2? b) ¿Cuántos gramos de CaC2 y cuántos de H2O son necesarios para obtener 200 L

de C2H2, medidos a 25oC y 1 atm? R= a) 140 L; b) 522 g CaC2

6. ¿Cuántos cm3 de CS2 (93,0 % de pureza), cuya densidad es de 1,26 g cm-3, deben quemarse para obtener 12,8 g de SO2 ? Escriba la ecuación estequiométrica de la reac-ción. Tenga en cuenta que el CS2 es líquido.

R= 6,49 mL



7. Para la reacción

Mg + N2 → Mg3N2 indique cuál es el rectivo limitante y cuánto Mg3N2 se obtiene al hacer reaccionar:

a) 1,5 moles de magnesio con 1,2 moles de nitrógeno. b) 160 g de magnesio con 40 g de nitrógeno. c) 4,6 1023 átomos de magnesio con 6,1 litros de nitrógeno, medidos en CNPT.

R= a) Mg, 50 g Mg3N3; b) N2, 143 g Mg3N2; c) Mg, 25,46 g Mg3N2 8. Se mezclan 10 g de octano (C8H18) con 40 g de oxígeno, produciéndose la combustión

completa del octano a CO2 y H2O. a) Escriba la ecuación de combustión del octano, ajustando los coeficientes este-

quiométricos. b) ¿Cuál es el reactivo limitante? c) ¿Cuántos gramos de agua se forman? d) ¿Cuál será la presión parcial del CO2 que se produce si la reacción se lleva a cabo

en un recipiente cerrado y rígido de 1,0 L y la temperatura final del sistema es 100oC?

R= b) octano; c) 14,2 g agua; d) 21,42 atm

9. Calcule el pH de las siguientes soluciones acuosas: a) la solución resultante de mezclar 10 cm3 de HCl 0,1 M y 5 cm3 de NaOH 0,1 M . b) la solución resultante de mezclar 5 cm3 de HCl 0,1 M y 10 cm3 de NaOH 0,05 M. c) la solución resultante de mezclar 10 cm3 de H2SO4 0,1 M y 10 cm3 de NaOH 0,1M.

R= a) pH 1,48; b) pH 7; c) pH 1,18 10. El gas sulfuro de hidrógeno (H2S) puede obtenerse en el laboratorio a partir de un mine-

ral de hierro, pirita, que es básicamente FeS. FeS + HCl → FeCl2 + H2S

¿Qué masa de pirita, con un contenido del 70% en FeS, debe hacerse reaccionar para pro-ducir 150 cm3 de H2S (medidos en CNPT)? ¿Cuántos gramos de HCl se consumirán?

R= 0,84 g pirita, 0,49 g HCl 11. En una planta de producción de fertilizantes se obtuvieron 27,2 toneladas de sulfato de

amonio (NH4)2SO4 a partir de 9,5 103 m3 de amoníaco (CNPT), según la siguiente re-acción:

NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 Calcule:

a) la masa de (NH4)2SO4 que debería obtenerse si la reacción fuese total. b) el rendimiento de la reacción. c) la masa de H2SO4 que reacciona.

R= a) 28 Ton; b) 97,17%; c) 20,78 Ton 12. ¿Cuántos gramos de Na2CO3 se obtienen al calentar 100 g de NaHCO3 según:

NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 si el rendimiento del proceso es del 80 %?

R= 50,47 g Na2CO3

13. ¿Qué volumen de solución 0,1 M de HCl se necesitan para obtener 300 cm3 (medidos en CNPT) de hidrógeno de acuerdo a la siguiente reacción:

Fe + HCl → FeCl3 + H2 ¿Qué masa de hierro reaccionará?

R= 0,728 g Fe

14. Se hacen reaccionar 300 g de CaCO3 con 1,00 dm3 de una solución 5,0 M de HCl CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

¿Cuántos moles de CO2 se forman si el rendimiento de la reacción es del 90 %? R= 2,25 mol

Problemas adicionales A1. En los viajes espaciales es necesario incluir una sustancia que elimine el CO2 producto de la respiración de los ocupantes de la cápsula. Tres posibles soluciones para eliminarlo son los reactivos de estas reacciones:

Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + O2 Mg(OH)2 + CO2 → MgCO3 + H2O

LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O Ajuste los coeficientes de estas reacciones. Si el criterio de selección fuese sólo que la sus-tancia absorba la mayor cantidad de CO2 por gramo (es decir, que sea la más ligera para llevar en la nave en función de la cantidad de CO2 que absorbe), ¿cuál escogería? A2. El oxígeno puede prepararse en el laboratorio por descomposición térmica del KClO3 según: KClO3 → KCl + O2 ¿Cuántos gramos de KClO3 se necesitan para preparar:

a) 2 moles de oxígeno? b) 1,50 L (medidos en CNPT) de oxígeno? c) 48 g de oxígeno? d) ¿Cuántos gramos de KCl se obtienen en cada caso?

R: a) 163 g; b) 5,47 g; c) 123 g; d) 99,4 g; 3,33 g; 74,6 g A3. La reacción de óxido de plomo (PbO) con carbón forma parte del proceso industrial de obtención de plomo:

PbO + C → Pb + CO2 a) ¿Cuántos kg de Pb pueden obtenerse a partir de 1 ton de PbO? ¿Cuánto C se necesita? b) ¿Cuántos moles de CO2 se obtienen? ¿Qué volumen ocupa esa cantidad de CO2 en

CNPT? R: 928 kg; 26,9 kg; 2,24 103 mol; 50,2 m3 A4. Suponga que cierto día circulan por la Capital Federal 100.000 autos y que, en prome-dio, cada uno consume durante el día 5 litros de nafta. Si se tratara de nafta "no ecológica" cada litro contiene aproximadamente 1 g de tetraetilplomo (Pb(C2H5)4). ¿Cuántos kg de plomo (Pb) se enviaron a la atmósfera (y en parte a nuestros pulmones) ese día? R: 320 kg A5. Cuando 1 g de sodio (Na) se hace reaccionar con 1 g de cloro gaseoso, a) ¿cuántos gramos de cloruro de sodio (NaCl) puede obtenerse? b) ¿cuántos mg del reactivo en exceso quedan sin reaccionar? R: a) 1,649 g; b) 0,351 g A6. En un tanque se comprimen 200 moles de aire (78 % moles de N2) junto con 500 g de H2 a 200oC. En esas condiciones ocurre la reacción de síntesis de amoníaco:

N2 + H2 → NH3 a) ¿Cuántos gramos de NH3 podrían obtenerse? ¿Qué reactivo está en exceso y cuánto? b) Si el rendimiento de la reacción a esta temperatura es 80%, ¿cuántos gramos de

amoníaco se obtienen? R: a) 2,83 103 g; N2; 72,7 mol; b) 2,27 103 g

A7. En una cantera se obtienen 1,3 ton de cal (CaO) a partir de 3,2 ton de CaCO3 según CaCO3 → CaO + CO2 ¿Cuál es el rendimiento del proceso? ¿Cuántos moles de CO2 se

formaron? R: 72,5 %; 23,2 103 moles A8. ¿Qué masa de KIO3, de KI y de H2SO4 se necesita para preparar 300 g de I2 si el ren-dimiento del proceso es de 70 %? KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + H2O + K2SO4 R: 120 g; 467 g; 165 g

A9. Se desea fertilizar 30 hectáreas dedicadas al cultivo, con NaNO3. Son necesarios para ello 13,608 kg de dicho fertilizante, que pueden obtenerse según la reacción:

HNO3 + NaCl → NaNO3 + HCl. Calcule : a) la masa de NaCl 90,0 % de pureza que se necesita b) b) Los moles de HCl que se forman. R: a) 10,40 kg b) 160,1 mol A10. Se hacen reaccionar 300 mL de una solución 0,25 M de NaOH con aluminio en exce-so:

Al + NaOH + H2O → 3/2 H2 + NaAlO2 a) ¿Cuántos gramos de aluminio reaccionan? b) ¿Qué volumen de H2 se obtiene, medidos a 25oC y 1 atm?

R: 2,02 g; 2,75 dm3

UNIVERSIDAD NACIONAL DE GENERAL SAN MARTÍN ESCUELA DE CIENCIA Y TECNOLOGÍA


NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS

IONES MONOATÓMICOS ANIONES MONOATÓMICOS El nombre de los aniones monoatómicos se obtiene agregando el sufijo -uro al nombre del elemento (si éste termina en vocal, se la elimina) o, en algunos casos, a su raíz latina (ejemplo sulfuro) F− fluoruro Cl− cloruro Br− bromuro I− ioduro S2− sulfuro (se emplea la raíz latina sulfurum)

La única excepción es el anión O2− , llamado óxido. CATIONES MONOATÓMICOS Los cationes monoatómicos se nombran simplemente de acuerdo al nombre del elemento, si dicho elemento sólo forma un tipo de catión. Li+ ion litio Ca2+ ion calcio Na+ ion sodio Sr2+ ion estroncio K+ ion potasio Ba2+ ion bario Rb+ ion rubidio Al3+ ion aluminio Cs+ ion cesio Ag+ ion plata Be2+ ion berilio Zn2+ ion cinc Mg2+ ion magnesio Cd2+ ion cadmio Cuando el mismo elemento puede formar más de un catión monoatómico, entonces la nomenclatura moderna los diferencia agregando, entre parentesis y en números romanos, la carga del ion. La nomenclatura antigua les da nombres distintos, y agregua el sufijo -oso o -ico al de menor o mayor carga, respectivamente Fe2+ hierro (II) o ferroso Fe3+ hierro (III) o férrico Co2+ cobalto (II) o cobaltoso Co3+ cobalto (III) o cobáltico Cu+ cobre (I) o cuproso Cu2+ cobre (II) o cúprico Pb2+ plomo (II) o plumboso Pb4+ plomo (IV) o plúmbico

IONES POLIATÓMICOS ANIONES POLIATÓMICOS Los aniones poliatómicos más comunes son los oxoaniones, formados por un elemento central y oxígeno. La nomenclatura moderna nombra a todos los oxoácidos agregando el sufijo -ato al nombre del elemento central y, entre paréntesis y en números romanos, el número de oxidación del elemento central. Ejemplo: SO4

2- sulfato (VI) SO32- sulfato (IV)

Algunos oxoaniones forman aniones parcialmente protonados. En este caso, el nombre del anión agrega al principio la palabra hidrógeno con un prefijo indicando la cantidad de átomos de hidrógeno por fórmula. Como ejemplo:

• oxoanión fosfato (V) PO43-

• oxoanión hidrógeno fosfato (V) HPO42-

• oxoanión dihidrógeno fosfato (V) H2PO4-

La nomenclatura anterior es un poco más complicada. Sin embargo debemos conocerla porque es la de uso corriente. CO3

2− carbonato NO2− nitrito

HCO3− carbonato ácido (bicarbonato) NO3

− nitrato CN− cianuro PO4

3− fosfato ClO− hipoclorito HPO4

2− fosfato monoácido ClO3

− clorato H2PO4− fosfato diácido

ClO4− perclorato MnO4

− permanganato SO3

2− sulfito CrO42− cromato

SO42− sulfato Cr2O7

2− dicromato OH− hidróxido u oxhidrilo CATIONES POLIATÓMICOS El único catión poliatómico que mencionaremos es: NH4

+ amonio COMPUESTOS IONICOS El nombre del compuesto iónico se obtiene simplemente a partir del nombre del anión seguido del nombre del catión. Ejemplos: NaNO2 nitrato (III) de sodio o nitrito de sodio NaNO3 nitrato (V) de sodio o nitrato de sodio FeCl2 cloruro de hierro (II) o cloruro ferroso FeCl3 cloruro de hierro (III) o cloruro férrico K2MnO4 manganato (VI) de potasio o manganato de potasio KMnO4 manganato (VII) de potasio o permanganato de potasio Na2CO3 carbonato de sodio NaHCO3 hidrógeno carbonato de sodio o bicarbonato de sodio

(carbonato ácido de sodio)

ÁCIDOS Por ahora diremos que un ácido es un compuesto molecular que se disocia en un catión H+ y un anion (por ejemplo: HCl es un ácido que se disocia en H+ y Cl−; otro ácido es el HNO3, que se disocia en .... y ...). El nombre de los ácidos se obtiene cambiando el sufijo. Cuando el sufijo es -uro cambia a -hídrico Ejemplo ácido clorhídrico HCl -ito cambia a -oso Ejemplo ácido sulfuroso H2SO3 -ato cambia a -ico Ejemplo ácido nítrico HNO3 COMPUESTOS MOLECULARES BINARIOS 1. El nombre del compuesto se escribe con los elementos en el orden contrario al dado en la

fórmula. 2. Al nombre del segundo elemento se le agrega el sufijo -uro (salvo que sea oxígeno en

cuyo caso se llama óxido) y al del primer elemento se lo deja intacto. 3. Si agrega un prefijo (derivado del griego) para indicar la atomicidad de cada elemento en

la molécula.

Atomicidad Prefijo 1 mono- 2 di- 3 tri- 4 tetra- 5 penta- 6 hexa-

Ejemplos: SF6 hexafluoruro de azufre CO2 dióxido de carbono CCl4 tetracloruro de carbono CS2 disulfuro de carbono

química (b.u.c.) serie 0 - unsam.edu.ar · pdf fileesto, se suman los factores...

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