QUÍMI

NERAL

Guía de ejercicios

DEPARTAMENTO DE LA ESPECIALIDAD

Profesoras: Cecilia Candurra, Elsa Morgera y Andrea Mugerli

Química General

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FÓRMULAS Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Indicar los nombres de los siguientes compuestos

FÓRMULA NOMBRE FÓRMULA NOMBRE Sb2O5 As2O3 SnO2 PbO Cu(OH)2 Fe(OH)2 Au(OH)3 Zn(OH)2 LiOH Ca(OH)2 Ba(OH)2 CuOH H2SO3 HNO2 H2S HPO3 H3BO3 HI HClO HIO3 HClO4 H3AsO4 H3SbO4 HF HNO3 H2SO4 HIO4 HClO3 HBr HBrO H2CO3 H2Cr2O7 HBrO4 H4P2O7 HAsO3 HCl H2O2 Na2O2 Ca(HCO3)2 Na2SO4 K3PO4 Na2S2O3 Na2S2O8 KMnO4 K2MnO4 PbCrO4 Ti(SO4)2 K2Cr2O7 PbI2 ZnS Cd(NO3)2 CaCO3 Na2CO3 Na2SO4.10H2O NaCl.5H2O FeCl3 Na3BO3 Ca3(PO4)2 K3AsO4 Na3AsO3 LiBr BiF3 KIO3 NaClO4 ZnSO4 Na2S PbCl2 KClO3 Na2HPO4 KH2PO4 Fe(HS)3 Cd(NO3)2 AlSbO4 KHCO3 Cu(HSO3)2 Co(NO2)2

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Cu(NO3)2 CuNO3 Ni(HSO4)2 Fe(OH)SO4 Cu(OH)NO3 Al(OH)2Cl (NiOH)2SO4 MgCO3 Mg(HCO3)2 Zn(OH)NO2 Al(OH)(NO3)2 (NH4)2CO3 Indicar las fórmulas de los siguientes compuestos: NOMBRE FÓRMULA NOMBRE FÓRMULA Óxido de zinc Óxido de litio Óxido plumboso Óxido mercúrico Hidróxido de calcio Hidróxido de bismuto Hidróxido férrico Hidróxido cuproso Hidróxido mercurioso Hidróxido cobáltico Hidróxido de cadmio Hidróxido de amonio Peróxido de hidrógeno Peróxido de sodio Amoníaco Hidruro de litio Ácido ortofosfórico Ácido sulfúrico Ácido nitroso Ácido bórico Ácido metaarsénico Ácido pirofosfórico Ácido sulfuroso Ácido clorhídrico Ácido perclórico Ácido hipobromoso Bromuro de hidrógeno Ácido periódico Ácido brómico Ácido antimonioso Ácido metaantimónico Ácido hipocloroso Ácido fluorhídrico Ácido iodhídrico Clorato de potasio Fosfato de calcio Ortofosfato de sodio Sulfato mercúrico Pirofosfato de calcio Nitrito de sodio Carbonato de amonio Hipoclorito de sodio Sulfuro de bario Manganato de potasio Permanganato de sodio Ioduro de potasio Iodato de potasio Tiosulfato de sodio Persulfato de sodio Bromuro de cadmio Perclorato de calcio Sulfato de sodio Nitrato mercúrico Cloruro de zinc Arseniato de sodio Sulfito de sodio Nitrito de amonio Carbonato de bario Metaarseniato de sodio Borato cúprico Bisulfuro férrico Cloruro estañoso Bisulfato de sodio Sulfato ácido de zinc Fosfato ácido de litio Bicarbonato mercúrico

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Arseniato ácido de sodio Bisulfito de amonio Fosfato ácido de aluminio Bicarbonato de calcio Arseniato diácido de zinc Bisulfito mercúrico Bicarbonato de sodio Bicarbonato de amonio Bisulfato de magnesio Bisulfuro áurico Bisulfato plumboso Fosfato ácido niquélico Fosfato ácido ferroso Bisulfuro manganoso Nitrato básico cúprico Sulfato básico ferroso Sulfato básico de zinc Carbonato básico de cadmio Fosfato básico áurico Nitrato básico mercúrico

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QUIMICA GENERAL Profesora: Cecilia Candurra

ESTEQUIOMETRIA Conceptos fundamentales La Estequiometría es la parte de la Química que se ocupa de la composición cuantitativa de los compuestos, las relaciones cuantitativas entre las sustancias involucradas en las reacciones químicas y de las leyes que gobiernan éstas transformaciones. La Estequiometría, por lo tanto permite determinar fórmulas químicas, escribir las ecuaciones químicas y calcular la cantidad de sustancia que reacciona o se forma en una reacción química, a partir de determinadas cantidades de otras de las sustancias involucradas en la misma Aceptada la existencia de los átomos y las moléculas (o iones) como partículas materiales y teniendo en cuenta que la materia es todo aquello que tiene masa, resulta evidente que dichas partículas poseen masa. Como dichas masas son extremadamente pequeñas no conviene medirlas en las unidades que estamos acostumbrados a emplear habitualmente (por ejemplo el gramo) y por eso se creo una unidad de masa, que se denomina UNIDAD DE MASA ATOMICA, abreviadamente uma (símbolo = u) siendo:

1 u = 1,661 10 –24 g

La uma se define como la doceava parte de la masa de un átomo de 12C En relación a dicha unidad se define: MASA ATOMICA RELATIVA (Ar): Es un número que expresa cuantas veces mayor es la masa (en promedio) de un átomo de un determinado elemento que la unidad de masa atómica. Antiguamente se tomaron como patrón de referencia distintos átomos. Por ejemplo, en una época se considero al átomo de hidrógeno como unidad, entonces decir que el “peso” atómico de un elemento era X, indicaba que un átomo “promedio” de dicho elemento tenia un peso X veces mayor que un átomo de hidrógeno, o sea en relación al patrón elegido. Por eso la masa atómica relativa no tenia unidad. Desde la creación de uma, lo que aparece como Ar o simplemente masas atómicas en las Tablas Periódicas es la masa atómica en umas, y por cuestiones de costumbre se sigue considerando a Ar sin unidad. Es necesario aclarar que la Ar de un elemento no se refiere a un átomo en particular sino que es un promedio de la masa de los distintos isótopos del elemento que se encuentran en la naturaleza, teniendo en cuenta su porcentaje de abundancia. MASA MOLECULAR RELATIVA (Mr): Es un numero que expresa cuantas veces mayor es la masa promedio de una molécula ( o formula empírica) de una sustancia que la uma. Conociendo la formula química de una sustancia y las Ar de los elementos, podemos calcular sencillamente su Mr.

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Lo mismo que en el caso se la masa atómica relativa, mas correctamente deberíamos denominar a la Mr masa molecular promedio y tendría que llevar la unidad uma, pero al igual que en el caso anterior al hablar (por costumbre) de “relativa” NO TIENE UNIDAD. Conociendo que 1 u = 1,661 10-24 g y que la uma se define como la masa de un átomo del isótopo de carbono doce dividido doce, vemos que un átomo de carbono 12 tiene una masa de doce umas y podemos calcular cuantos átomos de 12C hay en 12 g de 12C. 1 u ................1,661 10-24g 12 u................1,993 10-23g 1,993 10-23g...............1 átomo 12C 12,000 g....................6,02 1023 átomos 12C Este número es el número o constante de Avogadro. Para cualquier elemento, cuando se toma una masa que, expresada en gramos, coincide numéricamente con su Ar , tendremos la misma cantidad de átomos. A este número de partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc) se lo denomina MOL. MOL : es la unidad de cantidad de sustancia y es la cantidad de sustancia que contiene el número de Avogadro de partículas elementales. Por ejemplo: 1 mol de Helio .............contiene 6,02 1023.................. átomos de He 1 mol de agua...............contiene 6,02 1023 ..................moléculas de agua 1 mol de Na+ ...............contiene 6,02 1023 ..................iones Na+ Cuando hablamos de un mol debemos aclarar si se trata de un mol de átomos, de moléculas o de que partículas. MASA MOLAR (M) : es la masa de un mol La masa molar del agua es, por lo tanto la masa de un mol de moléculas de agua (18 g) Cuando nos referimos a átomos debemos aclararlo ya que, por ejemplo, la masa de un mol de átomos de oxigeno es 16 g, mientras que la Masa Molar de la sustancia oxigeno (O2 ) es 32 g. VOLUMEN MOLAR : para las sustancias en estado gaseoso es el volumen que ocupa un mol de la sustancia. En el estado gaseoso el volumen que ocupa las sustancia depende de la presión y la temperatura a la que se encuentre, considerándose que el volumen propio de las moléculas es despreciable (gases ideales). Por otra parte, de acuerdo con la Hipótesis de Avogadro “Volúmenes iguales de gases iguales ó diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”.

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De lo anterior podemos inferir que si tenemos 1 mol de distintos gases en iguales condiciones de presión y temperatura, ocupan el mismo volumen. Cuando esas condiciones son las denominadas condiciones normales de presión y temperatura (CNPT) que corresponden a 1 atm y 0ºC ( 273K), el volumen ocupado por un mol del gas se denomina VOLUMEN MOLAR NORMAL y es de 22,4 dm3 (o 22,4 litros) independientemente de cuál sea el gas en cuestión.

Principio de conservación de la masa – Ley de Lavoisier Su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó el nacimiento de la química moderna y el abandono de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor, el francés Antoine-Laurent Lavoisier ( 1743-1794) se le conoce como el padre de la química. Se puede enunciar de distintas maneras, una de ellas es: En una reacción química la suma de la masa de los reactivos es igual a la suma de la masa de los productos.

CÁLCULOS

Realizar cálculos estequiométricos es un procedimiento, como todo procedimiento implica una secuencia ordenada de pasos. Lo veremos mediante un ejemplo: Se hacen reaccionar 40 g de gas hidrógeno con cantidad suficiente de gas cloro y queremos saber que masa de cloruro de hidrógeno se forma. 1er. PASO: Escribir la ecuación química ajustada de la reacción

H2 + Cl2 ------------------ 2 HCl

2do. PASO: de acuerdo a la ecuación, ver cuántos mol de cada sustancia participan de la reacción (relación estequiométrica)

1 mol de H2 reacciona con 1 mol de Cl2 produciendo 2 mol de HCl 3er. PASO: calcular las masas de cada sustancia que intervienen en la reacción, según la relación estequiométrica Siendo ArH = 1 1 mol de H2 = 2g

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Siendo ArCl = 35,5 1 mol de Cl2 = 71 g y 1 mol de HCl = 36,5 g 2 mol de HCl = 73 g Podemos ahora decir entonces que, según la relación estequiométrica:

2 g de hidrógeno reaccionan con 71 g de cloro produciendo 73 g de cloruro de hidrógeno

4to PASO: teniendo en cuenta los DATOS e INCÓGNITAS de la situación a resolver Datos: 40 g de H2 Incógnita: masa de HCl obtenida Cl2 Antes podemos resumir los pasos anteriores en un cuadro:

de acuerdo con ecuación H2 Cl2 2 HCl Relación

estequiométrica

de moles 1

1

2

Relación estequiométrica

de masas (g)

2

71

73

el problema

masas (g)

40

suficiente

¿?

Vemos que si reaccionan 2 g de H2 se obtienen 73 g de HCl, y queremos averiguar qué masa de HCl se obtendrá a partir de 40 g de H2

Se plantea entonces, usando regla de tres o proporciones, una relación que nos permita hallar la respuesta: Entonces: 2g H2 73 g HCl = X = 1460 g de HCl 40 g H2 x g HCl

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Si ahora, queremos saber qué volumen de gas Cl2, medido en CNPT deberán emplearse, buscamos las relaciones estequiométricas correspondientes:

de acuerdo con ecuación H2 Cl2 2 HCl Relación

estequiométrica

de moles 1

1

2

Relación estequiométrica

de masas (g)

2

----------

-----

Relación estequiométrica

de volúmenes en CNPT

(dm3)

----

22,4

------

el problema

masas (g)

40

¿?

------

Como notarás, esta vez se indican en el cuadro los valores implicados en el cálculo, a fin de agilizar el mismo. Podemos decir entonces que: Para reaccionar con 2 g de H2 se necesitan 22,4 dm3 de Cl2 (medidos en CNPT) y calcular qué volumen de Cl2 se requieren si partimos de 40 g de H2

2g H2 22,4 dm3Cl2 = X = 448 dm3 Cl2 40 g H2 x dm3 Cl2

REACTIVO LIMITANTE

Para analizar el concepto de “reactivo limitante” podemos comenzar con una analogía culinaria: Si debemos hacer sándwiches de queso, y para ello disponemos de siete panes

y sólo cinco láminas de queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer?

Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas de queso serán el reactivo limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.

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Ahora apliquemos el mismo razonamiento para una reacción química representada por la siguiente ecuación:

Pb + S PbS Teniendo en cuenta la ecuación y las relaciones estequiométricas, podemos calcular que para reaccionar con 10,00 g de plomo se requieren 1,55 g de azufre.

de acuerdo con ecuación Pb S PbS sobran El limitante es Relación

estequiométrica

de moles 1

1

1

Relación estequiométrica

de masas (g)

207,19

32,06

239,25

el problema 1

masas (g)

10,00

1,55

11,55

el problema 2

masas (g)

10,00

3,00

11,55

1,45 de

S

Pb

el problema 3

masas (g)

18,00

1,55

11,55

8 de Pb

S

En el gráfico observamos que sucedería en cada caso 1 2 3 NOTA: las reacciones entre reactivos sólidos no son frecuentes, en este caso sería necesario fundir los reactivos para que reaccionaran.

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El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. La cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas. En la resolución de ejercicios y problemas: cuando se conocen las cantidades de dos o más reactivos que intervienen en la reacción, es INDISPENSABLE calcular cuál de los reactivos es el LIMITANTE, ya que de él dependerá la cantidad de producto que se pueda obtener. Ejemplo: En un vaso de precipitados se colocan 5,5 g de aluminio y se añaden una solución que contiene 30 g de HCl. Averiguar: a) ¿Qué masa de cloruro de magnesio se forma? b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido en CNPT, se desprende?

Antes de poder calcular la cantidad de productos formados HAY QUE CALCULAR CUÁL ES EL REACTIVO LIMITANTE!!!

2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2

54 g 219 g 54 g Al ---------------- 219 g HCl 5,5 g Al -------------------- X = 22,30 g HCl reactivo en exceso!!! 30 g HCl – 22,30 g HCl = 7,7 g HCl quedan sin reaccionar El reactivo limitante es el aluminio, en base a la cantidad de aluminio debemos calcular los productos. Entonces:

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2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2

54 g 219 g 267 g 67,2 dm3 (CNPT) Cálculo de la masa de AlCl3:

54 g Al 5,5 g Al = X1 = 27,20 g AlCl3 267 g AlCl 3 x1 g AlCl3

Calculo del volumen de H2 obtenido, medido en CNPT: 54 g Al = 67,2 dm3 H2 X2 = 6,84 dm3 H2 5,5 g Al X2

PUREZA DE LOS REACTIVOS

Los reactivos químicos contienen, en la mayoría de los casos, una cierta cantidad de impurezas. Cuando se realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta el porcentaje de pureza de estos reactivos. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.

Ejemplo

Se hacen reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con un exceso de HNO3 y se obtienen 36.0 g de H2O según la reacción indicada abajo. Calcular la pureza de la muestra de Cu utilizada y el número de moles de NO formados.

3 Cu (s) + 8 HNO3 (ac) → 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)

3 mol 8 mol 3 mol 2 mol 4 mol

36,0 g de H2O = 2 mol H2O

Según la relación estequiométrica:

4 mol H2O 2 mol H2O x= 1,5 mol Cu han reaccionado

3 mol Cu x mol Cu

Siendo Ar Cu = 63,54 g

mCu = 95,25 g es la masa efectiva de Cu que ha reaccionado. Por lo tanto, de los 119 g de la muestra (100%) solo corresponden al Cu 95,25 g

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119 g muestra 100% X = 80%

92,25 g Cu puro X %

Como es de esperar LA CANTIDAD DE PRODUCTO/S OBTENIDA DEPENDERÁ DE LA CANTIDAD DE REACTIVO QUE REACCIONA EFECTIVAMENTE , en este caso será de los 92,25 g de Cu que contiene la muestra.

Cálculo del nº de mol de NO(g) formado: Según la ecuación: 3 mol de Cu originan al reaccionar 2 mol de NO(g). Siendo 3 mol Cu = 3 . 63,5 g = 190,5 g

Planteamos la siguiente relación:

190,5 g Cu 92,25 g Cu x = 0,97 mol NO(g)

2 mol NO(g) x mol NO(g)

RENDIMIENTO de la REACCIÓN

Por distintos motivos, por ejemplo reacciones secundarias del reactivo limitante, características del proceso, etc., las reacciones químicas, en general, no producen la cantidad de producto esperable a partir de los cálculos estequiométricos. Si consideramos la cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción como rendimiento teórico y a la cantidad de producto realmente formada como rendimiento de la reacción, o simplemente rendimiento, se cumplirá que:

Rendimiento de la reacción ≦≦≦≦ rendimiento teórico

Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:

Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2 produce 8,2 g de S. Siendo la reacción producida la representada por la siguiente ecuación:

¿Cuál es el % de rendimiento?

1) En esta reacción, 2 mol de H2S reaccionan para dar 3 mol de S. Usando la relación

estequiométrica podemos determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a

partir de 6,8 g de H2S.

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68 g H2S 96 g S

6,8 g H2S x g S

X= 9,6 g S

Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por

100. (8,2g/9,6g) x 100 = 85,4%

EJERCITACIÓN

1) Calcula las masas molares de las siguientes sustancias:

a) CH4 (metano, principal componente del gas natural) b) C2H4O2 (ácido acético, principal componente del vinagre) c) C6H12O6 (glucosa)

2) Calcula la masa correspondiente a:

a) 7,5 mol de moléculas de H2O2 (peróxido de hidrógeno) b) 5 mol de átomos de hierro c) 9,03 1023 átomos de S d) 1,505 1023 moléculas de C4H10 (butano) e) 90 litros de Cl2O5 medidos en CNPT.

3) Calcula cuántos mol de moléculas hay en:

a) 150 g de ácido sulfúrico b) 3,4 1024 moléculas de S8 c) 450 dm3 de Cl2, medidos en CNPT.

4) Calcular el número de moléculas y el numero de átomos de fósforo presentes en

250 g de la sustancia simple P4

5) Calcula el número de moléculas presentes en:

a) 690 g de etanol (C2H6O) b) 500 l de amoniaco (NH3)

6) Una muestra contiene 35 mol de sulfato de sodio. Calcula:

a) Masa de la sal.

b) mol de átomos de sodio presentes.

c) mol de iones sulfato que contiene.

d) Átomos de oxígeno que contiene.

Rtas.: a) 4970 g b) 70 mol c) 35 mol d) 8,43.1025 átomos

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7) Calcula que masa de óxido de sodio que puede obtenerse a partir de:

a) 5 mol de átomos de sodio.

b) 80 g de oxígeno.

c) 3,01.1022 átomos de sodio.

d) 9,03.1024 moléculas de oxígeno.

e) 28 dm3 de oxígeno, medidos en condiciones normales de presión y

temperatura.

Rtas.: a) 155 g b) 310 g c) 1,55 g d) 1860 g e) 155 g

8) Se descompone térmicamente una tonelada de carbonato ácido de sodio,

formando: carbonato de sodio, dióxido de carbono y agua. Calcula:

a) La masa de carbonato de sodio obtenida.

b) El volumen de dióxido de carbono desprendido, medido en CNPT.

c) El nº de moléculas de agua formadas.

Rtas.: a) 631 kg b) 1,33.105 dm3 c) 3,58.1027 moléculas

9) Dada la reacción de obtención de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno, escribe la ecuación y calcula:

a) La masa de hidrógeno necesaria para obtener 255 g de amoníaco. b) El nº de moles de moléculas de amoníaco que se obtienen a partir de

7,2.1024 moléculas de nitrógeno. c) El volumen de nitrógeno, medido en CNPT, que reaccionan con 180 g de

hidrógeno. 10) En la elaboración del vino a partir de la uva, parte del azúcar genera etanol

(alcohol etílico) según la siguiente ecuación: C6H12O6 2 CO2 + 2 C2H6O

glucosa etanol Averiguar: a) ¿cuántas moléculas de glucosa se necesitan para obtener 250 l de CO2,

medido en CNPT? b)¿Qué masa de CO2 y qué masa de etanol se obtendrán, si se parte de 500 mol de glucosa?

11) Reaccionan 50,0 g de hidróxido de sodio puro con una solución que contiene

50,0 g de ácido sulfúrico. Calcula:

a) La masa de sulfato de sodio obtenida.

b) ¿qué masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar?

Rtas.: a) 72,42 g b) 9,21 g

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12) En un recipiente que contiene 60 g de cobre puro se agrega un volumen de

solución de ácido nítrico concentrado que contiene 6 moles del ácido. En esas

condiciones se verifica la reacción representada por la siguiente ecuación:

4 HNO3 (ac) + Cu (s) -------------------- 2 NO2 (g) + Cu(NO3)2 (s) + 2 H2O (l)

a) ¿qué reactivo está en exceso? ¿cuántos mol del mismo quedan sin

reaccionar?

b) Si se trabaja en CNPT, ¿qué volumen de dióxido de nitrógeno se

desprende?

c) ¿cuántos mol de nitrato cúprico se forman?

Rtas.: a) 2,23 mol de HNO3 b) 42,33 litros c) 0,94 mol

13) En un horno eléctrico se introducen 100 g de sílice a los que se le agrega

carbono en exceso produciéndose la reacción representada por la siguiente

ecuación:

SiO2 + 2 C ---------------------- 2 CO + Si La reacción tiene un rendimiento del 90%. Calcula:

a) ¿cuántos mol de silicio se obtienen?

b) ¿ qué volumen de monóxido de carbono, medido en CNPT, se desprenden?

Rtas.: a) 1,5 mol b) 67,19 dm3

14) Utilizando 5.103 kg de una roca fosforosa que contiene 80% de fosfato de

calcio se produjo, con un rendimiento del 90%, la reacción representada por la

siguiente ecuación:

Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4 --------------------- 2 CaSO4 + Ca(H2PO4)2 Calcula:

a) la masa de H2SO4 que reaccionó

b) la masa de fosfato diácido de calcio formada.

Rtas.: a) 2529,0 kg b) 2717,42 kg

15) ¿Cuántos litros de hidrógeno, medidos en CNPT se desprenden al atacar

653,70 g de cinc del 90% de pureza con cantidad suficiente de ácido sulfúrico. Ten en

cuenta que también se forma sulfato de cinc

Rta.: 201,60 l

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16) Se descompone por calcinación 1 tn de piedra caliza (CaCO3) del 80% de

pureza para obtener cal (óxido de calcio) y dióxido de carbono con un rendimiento del

75%. ¿Qué masa de óxido de calcio se obtiene?

Rta.: 3,36.10-1 tn (3,36.105 g)

17) ¿Cuál es la pureza de una partida de carbonato de sodio si 8g de una

muestra de la misma, por reacción con solución de ácido clorhídrico en exceso,

produjeron 800 cm3 de dióxido de carbono (medidos en CNPT)? Ten en cuenta que se

forma también cloruro de sodio y agua.

Rta.: 47,3%

18) Un sistema contiene 80 g de calcio y 120 dm3 de nitrógeno (medido en

CNPT). Las sustancias reaccionan para dar nitruro de calcio según la siguiente

ecuación:

3 Ca + N2 ---------- Ca3N2 Al hacer reaccionar con agua el nitruro de calcio obtenido, se produce amoníaco según

la siguiente ecuación:

Ca3N2 + 6 H2O ------------------- 3 Ca(OH)2 + 2 NH3

a) ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿ qué masa o volumen del mismo (medido

en CNPT) no reaccionó?

b) ¿Qué volumen de amoníaco (medido en CNPT) se produjo?

c) ¿cuántas moléculas de agua intervinieron en la reacción?

Rtas.: a) 105 l de N2 b) 29,9 dm3 c) 2,41.1024

19) La “capa de ozono” (ozono estratosférico) actúa como “pantalla” que

protege la vida en la tierra impidiendo que la radiación UV de alta energía llegue a la

troposfera. Sin embargo, el ozono producido en la tropósfera es una sustancia muy

nociva para la vida por su alto poder oxidante. El O3(g) puede reaccionar con NO

proveniente de las emisiones de los motores de combustión interna produciendo O2(g)

y NO2(g).

Si 0,185g de O3(g) reaccionan con 0,168 g de NO(g):

a) ¿Cuál es el reactivo limitante?

b) ¿Cuántos gramos de NO2(g) se obtendrían?

c) ¿Cuántos mol del reactivo excedente quedarían sin reaccionar?

Rtas.: a) O3 b) mNO2= 0,177g c) 1,73.10-3 mol de NO

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20) El dióxido de titanio TiO2(s) es una sustancia blanca, no tóxica, muy

empleada en pinturas, como pigmento en plásticos, como aditivo en alimentos y en

cosmética. Se puede preparar por acción de solución de H2SO4 sobre el mineral ilmenita

FeTiO3(s). Los otros productos de la reacción son sulfato ferroso y agua. Se hacen

reaccionar 10 toneladas de ilmenita de pureza 40% con cantidad suficiente de ácido

sulfúrico obteniéndose 1,835 tn de TiO2(s). ¿cuál es el rendimiento del proceso?

Rta.: 83,78%

21) Uno de los primeros combustibles para naves espaciales estaba compueso

de dos líquidos: hidracina (N2H4) y tetróxido de dinitrógeno (N2O4), que al entrar en

ignición producen nitrógeno y vapor de agua. Se produce la dicha reacción en el

laboratorio mezclando 0,0100 g de hidracina con 0,0200 g de tetróxido de

dinitrógeno.

a) ¿cuál es el reactivo limitante?

b) ¿qué masa de agua se forma?

Rta.: a) hidracina b) 0,0112 g

22) El proceso de obtención electrolítica de aluminio (Proceso Hall) puede

representarse por la siguiente ecuación:

2 Al2O3(l) + 3 C (s) ---------------- 4 Al (l) + 3 CO2(g)

a) ¿cuántas toneladas de aluminio se pueden obtener si se procesan 45 tn

de Al2O3 y el rendimiento del proceso es 95%?

b) ¿Cuántas toneladas de carbono se consumen durante el mismo?

c) ¿Cuántas tn de carbón, de 93% de pureza, se requieren?

Rta.: a) 22,63 tn b) 7,94 tn c) 8,54 tn

23) Al calentarse 300 g de cloruro de amonio a una cierta temperatura, se produjo

la descomposición térmica del mismo, en un 70% , obteniéndose amoníaco y

cloruro de hidrógeno. Calcula la composición del sistema final expresada en

g y mol.

Rta.: NH4Cl = 90g 0 1,68 mol NH3 = 66,7 g = 3,92 mol HCl = 143,3g = 3,92 mol

24) Se realizó la cloración de 200 g de un hidrocarburo de fórmula C20H42,

con un rendimiento del 80%. La ecuación correspondiente a la reacción producida es

la siguiente:

C20H42 + Cl2 ---------------- C20H41Cl + HCl Calcula: a) Masa de cloruro de alquilo obtenida.

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b) Nº de moléculas de cloro que reaccionaron.

c) Volumen de solución de NaOH 10% m/m, (densidad 1,11 g/cm3) que se

necesitan para neutralizar todo el cloruro de hidrógeno producido.

Rtas.: a) 179,6 g b) 3,41.1023 moléculas c) 202,5 cm3

25) 500 g de sulfuro de bario de 90% de pureza reaccionaron según la siguiente

ecuación:

BaS + H2O + CO2 ------------- BaCO3 + H2S

a) ¿qué masa de carbonato de bario se produjo?

b) ¿qué volumen de sulfuro de hidrógeno, medido en CNPT, se desprendió?

c) ¿cuántos mol de dióxido de carbono participaron de la reacción?

Rtas.: a) 524,4 g b) 59,5 dm3 c) 2,65 mol

26) Una caliza dolomítica contiene 80% de CaCO3, 10% de MgCO3 y 10% de

impurezas inertes frente a ácido perclórico.

a) ¿Qué volumen de CO2, medido en CNPT, se desprenderá cuando 40g del

mineral se tratan con un exceso de sl de ácido perclórico?

b) ¿Cuántos iones Ca2+ contiene la solución remanente de la reacción?

Nota: en ambos casos, al reaccionar el carbonato con ácido perclórico se obtiene perclorato del metal, dióxido de carbono y agua

Rtas.: a) 8,23 dm3 b) 1,93.1023 iones Ca2+

27) En un reactor se deshidratan 200 kg de un mineral que contiene 90% de

NaH2PO4 con un rendimiento del 85%, según la siguiente ecuación:

2 NaH2PO4 -------------------- Na2H2P2O7 + H2O a) ¿Qué masa de Na2H2P2O7 se obtiene?

b) ¿Cuántos mol de átomos de P contiene dicha sal?

Rtas.: a) 141,5 kg b) 1275 mol

28) Calcula cuántos litros de H2 (g), medidos en CNPT, se recogen cuando se atacan

10 g de cinc al 80% de pureza con solución de H2SO4 en cantidad suficiente,

teniendo en cuenta que se produce la pérdida del 12% del hidrógeno obtenido.

Química General

20

GASES

1) Se tienen 600 cm3 de un gas en C.N.P.T.. Calcule su volumen si se lo calienta a 77ºC a presión constante.

R: 769 cm3

2) Un recinto de 5,4 litros de capacidad está ocupado por una cierta cantidad de

gas a una presión de 2 atm y temperatura normal. Calcular la presión que ejercerá el gas en dicho recinto si se lo enfría a -17ºC

R: 1,87 atm 3) Una cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 12 dm3 en C.N.P.T.. Calcular su

volumen a la presión de 800 mmHg y temperatura normal R: 11,4 dm3

4) Una determinada cantidad de gas, que ocupaba un recipiente de 500 ml de

capacidad a la presión de 600 mmHg y temperatura normal, pasa a ocupar un volumen de 4,5 dm3 a 27ºC. Calcular la presión que ejerce en estas condiciones.

R: 73,2 mmHg 5) Se tiene una solución gaseosa en un recipiente de 2,4 dm3 a 273ºC y presión

normal. Calcular el volumen que ocupará dicho gas si se lo comprime a 5 atm y simultáneamente se lo enfría a 0ºC

R: 0,24 dm3

6) Un recipiente de 750 cm3 contiene 1,25 g de CO2 a 22,5 ºC. ¿Cuál es la presión

que ejerce el gas? R: 0,919 atm 7) Calcular la masa de helio necesaria para llenar un globo de 5 dm3, a una presión

de 1,1 atm y a una temperatura de 25ºC R: 0,9 g 8) 1,007 g de un gas desconocido contenido en un recipiente de 452 cm3 ejerce

una presión de 715 mmHg a 23 ºC. ¿Cuál es la masa molar del gas? R. 57,5 g/mol 9) Calcular el volumen molar de un gas ideal cuando está sometido a una presión de 5,5 atm, a una temperatura de 25 ºC. ¿Qué volumen ocupará en C.N.P.T.? R: a) 4,44 dm3 b) 22,4 dm3

10) Un sistema cerrado, con tapa móvil, cuyo volumen es 0,452 dm3, contiene un

gas a una presión de 628 hPa y a una temperatura de 87 ºC a) ¿Cuál es volumen del sistema a 1 atm y 0ºC?

Química General

21

b) ¿Cuántos moles de gas hay en el sistema? c) ¿Cuál es el volumen molar del gas en ambas condiciones de presión y

temperatura? R: a) 0,213 dm3 b) 9,49.10-3 mol c) 47,6 dm3 y 22,4 dm3

11) Señalaren cuáles de los siguientes casos no se puede utilizar la ecuación

P0.v0/T0 = P.V/T. Justificar la respuesta: a) P0 yP están expresadas en Torr b) T0 y T están expresadas en ºC c) Hay cambio de presión, volumen, temperatura, pero no de masa d) Varía el número de moles

12) En un aparato de laboratorio se elimina el aire hasta lograr una presión de

1.10-6 Torr a 25ºC. Calcular el número de moléculas que hay en 1 cm3 de aire a dicha presión y temperatura.

R: 3,2.1010 moléculas 13) 1 dm3 de helio a 27ºC está sometido a una presión de 2 atm. El sistema se

calienta hasta duplicar el volumen, manteniendo constante la presión. Calcular la temperatura final del sistema

R: 327ºC 14) Por fermentación de la glucosa de las uvas, durante la elaboración del vino, se

liberan gases a 37ºC y 1 atm. Calcular la variación de temperatura en ºC, que se produciría si los gases ocuparan el doble de volumen y la presión se redujera a 342 mmHg

R: -31ºC 15) a) Calcular la densidad del gas etano (C2H6) a 1 atm y 25ºC

b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno están contenidos en 1 mol de este gas? R: a) 1,23 g.dm-3 b) 3,61.1024 átomos

16) La densidad de un gas diatómico es 2,75 g. dm-3, a 23 ºC y 715 mmHg. Calcular la masa molar del gas

R: 70,9 g.mol-1

17) Una mezcla de 21 g de N2, 10 g de Ar y 12 g de CH4 ocupan un volumen de 30

litros a 30ºC. Calcular: a) ¿Cuál es la presión total dentro del recipiente? b) ¿Cuál es la presión parcial que ejerce cada gas?

Química General

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18) Una mezcla formada por 4,4 g de CO2 y 0,125 mol de 0,125 mol de N2O está contenida en un recipiente de 5 dm3 a 273 ºK.

a) Calcular la fracción molar del CO2 en la mezcla b) Calcular la presión parcial del N2O en la mezcla c) Explicar si se modifica o no la presión parcial del N2O en la mezcla, cuando el

volumen del recipiente se duplica a temperatura constante R: a) 0,444 b) 0,559 atm 19) Un recipiente de 5 dm3 contiene una mezcla de 6 g de SO2 y 7,5 g de SO3 a 18ºC. Si el recipiente se calienta a 60ºC, calcular la variación de: a) La presión parcial de SO2 b) La presión total de la mezcla c) La fracción molar de SO3 R: a) 0,065 atm b) 0,13 atm c) 0,5 20) Un recipiente rígido de volumen igual a 11,9 dm3 contiene una mezcla gaseosa compuesta por 1,2 g de gas hidrógeno y 11,2 g de un gas desconocido a 10ºC de temperatura. La presión que ejerce la mezcla gaseosa es 1,95 atm. Determinar cuál es el gas desconocido, sabiendo que es una sustancia diatómica

21) Un tanque de 200 dm3 contiene 4.1024 moléculas de oxígeno y 8.1023 moléculas de helio. Se introducen en él 400 g más de oxígeno. La temperatura, que permanece constante, es de 27ºC. Calcule: a) La presión total ejercida sobre las paredes del tanque inicialmente y después de

introducir más oxígeno b) Las presiones parciales iniciales del oxígeno y del helio c) Las presiones parciales finales de los mismos gases R: a) p: 0,98 atm, p´: 2,52 atm b) p O2: 0,82 atm, pHe: 0,16 atm c) p´O2: 2,36 atm, p´He: 0,16 atm 22) Un recinto de 50 dm3, que se encuentra a 0ºC, contiene 120 g de un gas, cuya densidad en C.N.P.T. es 1,96 g/dm3 y 3 g de hidrógeno. Calcule las presiones parciales de dichos gases y la presión total. R: p1: 1,22 atm p2: 0,67 atm pt: 1,89 atm 23) Un recipiente de 11,2 dm3 contiene, a 0ºC, un átomo gramo de oxígeno, un átomo gramo de helio y 9,03.1023 moléculas de nitrógeno. Calcule la presión parcial de cada uno de estos gases. R: pO2: 1 atm pHe: 2 atm pN2: 3 atm 24) Calcule la presión parcial ejercida por el oxígeno en un tanque de 112 dm3, que contiene 20 g de oxígeno y una cierta cantidad de nitrógeno, a la temperatura de 127ºC

Química General

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R: 0,183 atm 25) Se tienen en un recipiente cuya capacidad es 224 litros, a 0ºC, los siguientes gases:

I.- 320 g de oxígeno II.- una masa de metano (CH4), que contiene 6,02.1024 átomos de hidrógeno III.- una cierta cantidad de dióxido de azufre en la que están presentes 8 g de azufre. Calcule la presión parcial del dióxido de azufre y la presión total ejercida por los tres gases.

R: pSO2: 0,025 atm pt: 1,275 atm

26) Una mezcla de gases contiene 0,31 moles de CH4, 0,25 moles de C2H6 y 0,29 moles de C3H8. La presión total es 1,50 atm. Calcule las presiones parciales de los gases. R: PCH4: 0,547, Pc2H6: 0,441 , PC3H8:0,512

27) Un matraz de 2,5 litros a 15 ºC contiene una mezcla de nitrógeno, helio y neón a presiones parciales de 0,32 atm para el nitrógeno, 0,15 atm para el helio y 0,42 atm para el neón. A) Calcule la presión total de la mezcla B) Calcule el volumen en litros, en C.N.P.T. que ocuparán el helio y el neón si el nitrógeno se elimina selectivamente

R: A) 0,89 B) 2,37

28) Se obtuvieron 27,216 toneladas de sulfato de amonio para usar como fertilizante según la reacción:

Amoníaco + Ácido sulfúrico → Sulfato de amonio Si se utilizaron 9500 cm3 de amoníaco medidos a 0°C y 1 atm. Calcular:

a) Si la reacción fuera total, la masa de sulfato de amonio que se debería obtener a partir del volumen de amoníaco que reaccionó.

b) Rendimiento de la reacción c) Número de átomos de hidrógeno que intervienen en la misma

29) En un cilindro se introducen 50g de SO3 y 50g de O2. Si la presión es de 2 atm y la temperatura de 20°C, a) Calcule la presión parcial de cada gas b) en el recipiente se introducen luego 10g de N2 manteniendo constante la temperatura. Calcular la presión del nuevo gas y la presión total c) Al sistema anterior se le permite expandirse de modo tal que la temperatura se duplica, si la expansión es isobárica, ¿cuál será el volumen final del sistema? 30) Se parte de 5 dm3 de Cl2 medidos a 500 mmHg y 25°C y se los hace reaccionar con hidróxido de sodio según Cloro + Hidróxido de sodio → Hipoclorito de sodio + cloruro de sodio + agua

Química General

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a) ¿Qué masa de hipoclorito de sodio se forma si el rendimiento de la reacción es del 70% y la pureza del cloro del 90%?

b) ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio se requieren para la reacción?

31) Se parte de 20 g de hierro de 60% de pureza y 30 g de ácido sulfúrico del 80% de pureza para obtener sulfato ferroso e hidrógeno; a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico reaccionan? b) Si hay un reactivo en exceso, ¿cuál es? ¿en qué cantidad se excede? c) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene medido a 27°C y 1 atm? d) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene si el rendimiento es del 80%? 32) El ácido nítrico puede obtenerse, a escala de laboratorio, por dismutación de nitritos en presencia de ácido sulfúrico. Se hacen reaccionar 100 g de nitrito de sodio (92% de pureza) con exceso de solución acuosa de ácido sulfúrico 19,6 %m/v, según: Nitrito de sodio + ácido sulfúrico →Monóxido de nitrógeno + ácido nítrico + agua + sulfato de sodio a) El monóxido de nitrógeno obtenido se recoge en un recipiente rígido de 10 dm3

a 20°C. Calcular la presión que ejercerá dicho gas b) ¿Cuál es el mínimo volumen de solución acuosa de ácido sulfúrico necesario

para que reaccione todo el nitrito de sodio?

33) Una muestra de 18 g de zinc impuro reacciona con exceso de solución de ácido sulfúrico 7,84 %m/v, obteniéndose 4,48 dm3 de hidrógeno medido a 0°C y 1,02 atm de presión y sulfato de zinc en solución. Calcular la pureza de la muestra 34) Se hizo reaccionar una muestra de 1,03 g de Carbonato de magnesio impuro con exceso de ácido clorhídrico en solución acuosa. El dióxido de carbono obtenido se recogió en un recipiente rígido de 3 dm3 a 22 °C, ejerciendo una presión de 0,98 atm. La ecuación que representa a la reacción química es: Carbonato de magnesio + ácido clorhídrico →cloruro de magnesio + dióxido de carbono + agua a) ¿Cuál es la pureza de la oxosal?

b) Calcular el volumen de solución 5,475 %m/v del ácido que se necesitaría, como mínimo, para que reaccione todo el carbonato de magnesio?

c) Si el rendimiento de la reacción fuera del 60%, ¿qué presión ejercería el dióxido de carbono dentro del mismo recipiente a dicha temperatura?

Química General

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SOLUCIONES

1.-Calcula el peso equivalente de a) KNO3. b) BaF2 c) Al(OH)3 d) H2SO4 R:a)101 g/eq b) 87.5 g/eq c) 26 g/eq d) 49 g/eq

2.- Calcular la concentración molar en una solución al 70% en peso de ácido nítrico (HNO3); la densidad de la solución es de 1.42 g/ cm3 R: 15.76 M

3.-Calcula la molalidad de una solución de ácido sulfúrico concentrado 98% en peso y densidad 1.15g/ml. R: 500 m

4.-Calcula la normalidad de una solución de H2SO4 1.4 M. R = 2.8 N

5.- ¿Cuántos mol y cuántos equivalentes de soluto hay en 225 ml de HCl 0.15 M? R = 0.0337 mol = 0.0337 eq

6.- ¿Cuántos mol y equivalentes hay en 44 ml de una solución de H2SO4 1.28 M? R = 0.0563 mol = 0.1126 eq

7.- a) Escribe y balancea la siguiente ecuación por método de ion electrón Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato de potasio + sulfato de manganeso (II) + yodo + agua b) calcula que masa de permanganato de potasio se necesitan para preparar 500 cm3 de solución 0,250 N c) ¿cuántos gramos de yoduro de potasio se necesitan para preparar 25 cm3 de solución 0,36 N? R: a) 3,95g 1,49g

8.- a) Escribe y balancea la siguiente ecuación por método de ion electrón: Permanganato de potasio + agua oxigenada + ácido sulfúrico = dióxido de manganeso + oxígeno + agua

b) calcula que masa de permanganato de potasio se necesitan para preparar 500 cm3 de solución 0,250 N

Compara los resultados obtenidos en los ejercicios 7 (a) y 8(a) ¿a qué se debe la

diferencia?

9.-Calcula la molaridad de una solución 0.5 N de dicromato de potasio que se reduce a Cr+3. R = 0.0833 M

Química General

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10.- Calcula la molaridad, normalidad y molalidad de una solución de H2SO4 de densidad 1,198 g/cm3 y concentración 27%m/m. R: 3,30M; 6,60N ; 3,78 m 11- ¿Cuál es la normalidad del H3PO4 cuya etiqueta dice 35% en masa y densidad 1.38 g/ cm3? R = 14.77 N

12.-¿Cuántos gramos de BaCl2 se requieren para preparar 125 ml de una solución 0.25 N de dicha sal? R = 3.23 g

13.- ¿Cuál es la normalidad de una solución si 250 ml de la misma se prepararon disolviendo 16 g de dicromato de potasio (que se reduce a Cr3+) en agua? R = 0.435 N

13.- Describe como prepararías 2 litros de cloruro de bario (Ba Cl2) 0.108 M R: 44.94 g de Ba Cl2

14.-Calcula la molaridad de una solución acuosa 1.52 m de CaCl2. La densidad de la solución es 1.129 g/cm3 . R: 1.47 M

15.-Calcula la fracción molar de una solución al 30% en masa de NaCl. X = 0.1167

16.-Calcular la fracción molar de NaClO en una solución blanqueadora comercial que contiene 3.62% en masa del soluto. R:X = 8,9.10-3

17.-El agua potable puede contener solamente 1.5 ppm de NaF. ¿Cuántos litros de agua se pueden fluorar con 454 g de NaF? 18. Calcular la molalidad de una solución que contiene 18 g de glucosa ( C6H12O6) en 200 cm3 de agua. 19. La molalidad de una solución de etanol (C2H5OH) en agua es 1,54 mol/kg ¿cuántos gramos de alcohol se disuelven en 2,5 litros de agua? 20. ¿Cómo prepararías 50 g de solución 12% m/m de BaCl2, a partir de : a) BaCl2 anhidro ? b) BaCl2.2H2O ? Mr BaCl2 = 208 g Mr BaCl2.2H2O = 244g R= a) disolviendo 6g de BaCl2 en 44 cm3 de agua b) disolviendo 7 g de BaCl2.2H2O en 43 cm3 de agua.

Química General

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Observa que se necesita más agua para preparar la solución a partir de la sal anhidra

que a partir de la hidratada. En general, las sales anhidras difieren de las anhidras

únicamente en el estado cristalino. En solución, el agua de hidratación y el agua del

disolvente no pueden distinguirse entre sí.

21. Se desean preparar 50 cm3 de una solución acuosa de concentración 40 mg de Al3+ por cm3. Calcular la masa de soluto que deberá emplear, si para ello utiliza: a) Al2(SO4)3.18H2O b) Al2(SO4)3 anhidro datos: Mr Al2(SO4)3.18H2O = 666g ; Mr Al2(SO4)3= 342 g R: a) 24,7g b) 12,67 g 22. Calcular la molaridad de la solución de HCl preparada diluyendo a 25ml una porción de 10ml de una solución 38.32% de HCl densidad 1.19gr/ml 23. Determinar si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas y justificar: a) Un recipiente que contiene una solución 2M de sacarosa siempre tiene mayor masa de soluto que otro que contiene una solución 1M de la misma. b) Un recipiente que contiene 1lt de solución acuosa 0,50M siempre tiene el doble de la masa de soluto que otro recipiente que contiene 1lt de solución acuosa 0,25M c) Para expresar la Molaridad conociendo la Molalidad, el único dato que se necesita es el Mr del soluto. d) Decir que una solución tiene una densidad de 1,085gr/cm3 significa que 1085gr de soluto ocupan un volumen de 1000 cm3. e) Al evaporar parte del solvente de una solución de un soluto no volátil disminuye la concentración. f) Si se tiene una solución 1,00M de cloruro de sodio, para obtener una solución 0.50M deben agregarse 500 cm3 de solvente. 24. Señalar y justificar cuales de las siguientes soluciones de hidróxido de sodio es la más concentrada: a) 0,0020M b) 1,008gr/dm3 de solución c) 1,001gr/100cm3 de solución d) 0,551gr/250cm3 de solución e) 0,005gr/ml de solución R.: el ítem c) 25. Se dispone de una solución alcohólica 2,00M de soluto de Mr = 84,0. Determinar qué masa de soluto hay presente en: a) 500 cm3 de solución b) 1000 ml de solución c) 3,00 l de solución R.: a) 84.0 g b) 168.0 g c) 504.0 g

Química General

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26. ¿Cuántos gramos de Na2HPO4 . 12H2O se necesitan para preparar 500ml de solución 1M? 27. ¿Cuál es el porcentaje m/m de H2 SO4 en una solución 10M cuya densidad es de 1.29 g/ml? ¿Y en una solución 1M de densidad 1.03gr/ml? 28. ¿Cuántos ml de sc de HNO3, δ = 1,409 g/cm3 , 69%, se necesitan para preparar 10 dm3 de HNO3 0,5 M? 29. Determinar a qué volumen debe diluirse 200 cm3 de una sc 1 M de sulfato de sodio para obtener una sc 0,5 M 30. Tengo una sc de ácido Fosfórico 0,84M de densidad 1,0055 g/cm3. Expresar la concentración de dicha solución en: a) % (m/m) b) %(m/v) c) Molalidad d) Masa de st/1000 g de sv 31. Se disuelven 180 g de NaOH en 400 g de agua. La densidad de la sc resultante es 1,34 g.cm-3. Calcular a) % m/m. b) g st/l de sc c) Molaridad d) Molalidad Rta.: a) 31,03 % b) 415.9 g c) 10.4 M d) 11,25 m 32. Se dispone de ácido sulfúrico concentrado de densidad δ= 1.24 g/cm3 y 92 % de ácido. Calcular: a) El volumen de este ácido que hay que tomar para preparar 500 cm3 de un ácido 0.5N b) Cuanto hay que diluir el ácido concentrado para obtener un ácido 2m Rta.: a) 10.74 ml b) 5,6 veces 33. Calcular la cantidad de NaOH y agua que se necesitan para preparar 5 lts. de una solución al 20% cuya densidad es 1,219 g/cm3. Cuál es la normalidad de la solución? Rta.: 1219 g de NaOH y 4876 g de agua, 6,095 N 34. Se diluye a un volumen 5 veces mayor una solución concentrada de ácido sulfúrico de densidad δ= 1,805 g/ml que contiene 88.43% de ácido. Calcular el volumen del ácido diluido que se necesita para preparar 2,5 lts. de ácido 1m (δsc: 1,1 g/ml). Rta.: 768.2 ml

Química General

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35. Una solución de KOH de densidad δ= 1,415 g/cm3 es de una concentración de 41.71% de KOH. Calcular el volumen de una solución que contiene 10 moles de KOH. Rta.: 948.8 ml 36. Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad δ= 1,827 g/cm3 y 92.77 % de concentración se necesita para preparar 10 l de ácido 3M. Rta.: 1749,13 ml 37. Calcular que cantidad de NaOH y agua es necesaria para preparar 5 lts de una solución 3M. Expresar su concentración en % (m/m) y m. 38. Calcular qué masa de solución de cloruro de amonio al 16% m/m habrá que diluir con agua para obtener 2 kg de una solución al 3% m/m de la misma sal. 39. Se disponen de 400 cm3 de solución al 40% (m/m) de una sal y densidad de la solución es 1,46 y/ml y se desea preparar uno solución al 16% m/m. Calcular la masa de solución diluida que se obtiene. 40. Se disponen de 850g de una solución de concentración 30% (m/m) y se desea preparar una solución 20%m/m. Calcular: a) masa de soluto presente b) masa de agua necesaria agregar para diluirla 41. Se desean preparar 400 cm3 de solución de ácido perclórico 0,3 M diluyendo una solución 1,3 M del mismo soluto. Calcular el volumen necesario de la solución más concentrada

R: 92,3 cm3

42. Calcular el volumen de una solución de permanganato de potasio 0,3 M que se necesita diluir con agua para obtener 250 ml de solución 0,05 M

R: 41,7 cm3

43. Se quieren preparar 1500 g de solución de ácido brómico 8,7% m/m a partir de una solución 5 m de dicho compuesto. Calcular la masa necesaria de la solución más concentrada

R: 333 g

44. A partir de una solución de ácido clorhídrico 2,2 M se desean preparar 500 ml de solución al 5% m/m, (δsc: 1,028 g/cm3). Calcular el volumen necesario de la solución más concentrada

R: 320 cm3

Química General

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45. Calcular el volumen de agua destilada que debe agregarse a 80 ml de solución de ácido ortofosfórico 0,42 M para obtener otra cuya concentración final sea 0,12 M. Considerar que los volúmenes son aditivos

R: 200 cm3 46. Calcular el volumen de una solución de ácido sulfúrico concentrado (δsc: 1,84

g.cm-3, 98% m/m) que será necesario para preparar 250 ml de solución 0,15 M R: 2,04 cm3 47. Se desean preparar 300 cm3 de una solución 1 M de sulfato cúprico a partir de una

solución de dicha sal 28% m/v y δsc: 1,21 g/cm3. Calcular la masa necesaria de esta última

R: 207 g 48. Se diluyen 200 cm3 de una solución de ácido sulfúrico 40% m/m y δsc: 1,25

g.cm-3 hasta obtener una solución 0,18 M. Calcular el volumen de la solución más diluida, expresado en dm3

R: 5,67 dm3 49. La lavandina puede considerarse como una solución de hipoclorito de sodio. Se

midieron 40 ml de una muestra de lavandina y se diluyeron con agua hasta 100 ml. Se determinó que la solución diluida poseía una concentración de hipoclorito de sodio igual a 2% m/v. Calcular la concentración molar de la lavandina original e indicar si ha sido adulterada, considerando que el valor de la molaridad debería ser 0,9 M como mínimo

50. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico. Cuando una muestra de 26,2 g

de jugo gástrico se diluyó con agua hasta un volumen final de 200 ml, se obtuvo una solución de ácido clorhídrico 5,28.10-3 M. Calcular la concentración de ácido clorhídrico en el jugo gástrico, expresada como % m/m

R: 0,147% m/m 51. Se mezclan 300 ml de solución de ácido perclórico 3,1 M con 500 ml de una

solución del mismo ácido 0,25 M y 300 ml de agua destilada. Calcular la concentración molar de la solución resultante. Considerar volúmenes aditivos

R: 0,959 M 52. Se mezclan 10 g de una solución de cloruro de sodio 10% m/m con 25 g de

solución 25% m/m del mismo soluto. Calcular la concentración como %m/m de la solución así obtenida

R: 20,7 % m/m 53. Se mezclan 300 ml de una solución de hidróxido de potasio 0,3 M con 400 ml de

una solución del mismo soluto de concentración desconocida. La solución

Química General

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resultante es 1,1 M. Calcular la molaridad de la segunda solución de hidróxido de potasio, suponiendo que los volúmenes son aditivos.

R: 1,7 M 54. 600 ml de solución acuosa de cloruro férrico 34% m/v se mezclan con 400 ml de

solución acuosa de la misma sal 0,6 M. Calcular la molaridad de la solución resultante.

R: 1,495 M

55. 900 ml de solución acuosa de hidróxido de sodio 0,7 M se concentra, por evaporación de agua hasta un volumen de 750 ml. Calcular el % m/v de la solución resultante.

R: 3,36 % m/v

56. A 56 ml de solución acuosa 6M de ácido sulfúrico se le aplica una dilución 1:3. Calcular la normalidad de la solución diluida

57. 300 ml de solución acuosa de hidróxido de amonio 0,3M se mezclan con 50 ml de

solución acuosa del mismo hidróxido 2,5M. La mezcla se diuye luego con dilución 1+2. Calcular la Molaridad de la solución final

58. ¿Qué volumen de solución 20%m/v de cloruro de potasio se debe agregar a 500 ml de solución 0,8M de la misma sal para lograr una solución 1,45 M?

59. A 45 ml de solución acuosa de fosfato ácido de sodio se le aplican dos diluciones sucesivas: 1+3 y 1: 2. Si la molaridad de la solución final es 0,875M, ¿cuál es el %m/V de la solución original?

60. Un químico prepara una solución acuosa de sulfito ácido de sodio 2,3M. La solución queda destapada por varios días, perdiendo el 30% de su volumen. La densidad de la solución resultante es 1,24 g/ml. ¿Cuál es la molalidad de la solución remanente?

R: 3,65 m

61. ¿Cómo prepararías 250 ml de una solución 0.1 M de HCl, a partir del ácido concentrado que está a 37% en masa, y tiene una densidad de 1.18 g/ml.

R: Se necesitan 2.09 ml de HCl concentrado.

62. Se desean preparar 100 ml de HCl 6N a partir del HCl concentrado, de densidad 1.18 g/ml y 37% m/m. ¿Qué volumen de solución concentrada deberás usar?

R: 50 ml

63. Calcula la molaridad de la solución que resulta de mezclar 15 mL de una solución 0.240M con 35 ml de agua.

Química General

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R= 0.072 M

64. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 ml de agua a 25 cm3 de KMnO4 0.5 N?

R = 0.166 N

65. a) Suponiendo volúmenes aditivos, calcula la molaridad final de una solución preparada con 100 ml de solución de ácido clorhídrico 0,2 M y 100 ml de solución 0,3 M del mismo ácido b) ¿cuál será la molaridad final si a la solución anterior se le agrega agua hasta un volumen final de 2 litros?

66. ¿Hasta qué volumen se deberá diluir una solución de concentración 40 mg de nitrato de plata por cm3 para obtener una de concentración 16 mg por cm3?

67. ¿A qué volumen se deberá diluir una solución de cloruro de bario 0,50 M para obtener una de concentración 20 mg de Ba2+ por cm3?

68. ¿Qué volúmenes de soluciones de HCl 0,5 N y 0,1 N deberán mezclarse para obtener 2 litros de solución 0,2 N?

69. Se mezclan 80 ml de solución de HCl al 32% m/m y d=1,16 g/ml con 220 ml de solución del mismo ácido de CM=0,75 M Determina: a) Concentración molar de la solución final y b) % m/v de solución final. R : a) 3,263 M b) 11,904%m/v 70. Se dispone de una solución de H2SO4 98% m/m (densidad= 1,84g/cm3). Se diluye

1 cm3 de solución concentrada hasta un volumen final de 10 cm3 (dilución 1:10). De esta solución se toma 1 cm3 llevando a volumen final de 10cm3 (en relación a la original dilución 1:100). Considerando volúmenes aditivos:

a) indica como procederías en cada caso para efectuar la dilución. b) Calcula la molaridad y normalidad de las tres soluciones.

71. Se hacen reaccionar 2,5 g de Cu con 30 cm3 de ácido sulfúrico concentrado ( 98%

m/m, d= 1,84 g/ cm3). Calcula: a) La molaridad y normalidad del ácido. b) El reactivo limitante c) El volumen de dióxido de azufre obtenido, medido a 25°C y presión normal.

72. En el laboratorio se lleva a cabo la siguiente reacción:

Mg + 2 HCl MgCl2 + H2

a) ¿Qué molaridad tiene el ácido para que reaccionen 20 ml con 4 g de Mg?

Química General

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b) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene en condiciones normales de temperatura y presión?

73. ¿Cuántos gramos de una muestra de magnesio con 78% de pureza reaccionan completamente con 100 ml de solución de ácido nítrico de concentración 2 M? Resp.=3,115 g

74. Si se utilizan 500 litros de amoniaco gaseoso en condiciones normales y cinco

litros de ácido sulfúrico ( densidad = 1,3028 g/ml y 40% en masa):

a) ¿Cuál de los reactivos es el limitante?

b) ¿Cuántos kilogramos de sulfato de amonio se obtienen?

c) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2M sería necesario para que reaccionara

estequiométricamente con medio metro cúbico de amoniaco en condiciones

normales.

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VALORACIÓN ÁCIDO BASE

1) Calcule la normalidad de una solución de un ácido, sabiendo que 200 cm3 de la

misma fueron neutralizados exactamente por 120 cm3 de solución 0,2 N de

NaOH.

0,12N

2) Calcule qué volumen de solución 0,2N de una base se necesitará para

neutralizar totalmente 200 cm3 de solución 0,3 M de ácido sulfúrico

600 cm3

3) Calcule el volumen de solución 0,5M de hidróxido de sodio, necesario para

neutralizar totalmente al ácido contenido en 450 cm3 de solución 1 M de ácido

fosfórico

2700 cm3

4) Calcule el volumen de solución básica1,2 N que se necesita para neutralizar

totalmente a 3g de un ácido diprótico, cuya masa molar es 90g/mol

55,5 cm3

5) Se tienen 200g de una solución de hidróxido de sodio al 30% en peso. Calcular:

a) Qué volumen de solución 1,5N de hidróxido de sodio puede obtenerse por

dilución con agua de dicha solución

1000 cm3

b) Qué volumen de solución 3N de ácido clorhídrico se necesitaría para

neutralizarla

500 cm3

6) a) Calcular la normalidad de una solución de un ácido, de la cual 50 ml

necesitaron 18 ml de solución 0,2N de una base para su neutralización total.

0,072N

b) Sabiendo que se trata de un ácido triprótico, calcule la molaridad de dicha

solución

0,024M

7) Calcular la masa de ácido sulfúrico que contienen 2 dm3 de una solución dada, sabiendo que 50 cm3 de dicha solución requieren 24 cm3 de solución 1N de hidróxido de sodio para ser neutralizados 47g

8) Para neutralizar exactamente 0,225g de un ácido diprótico puro se necesitaron 50 cm3 de una solución 0,10N de una base. Calcule la masa molecular relativa del ácido 90

9) a) Calcular cuántos equivalentes de sal se forman, cuando se neutralizan totalmente 200 cm3 de solución 0,2M de ácido fosfórico con cantidad suficiente de hidróxido de sodio

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0,12 b) Calcule, además, el número de equivalentes de hidróxido de sodio que reaccionan

0,12 10) Se mezclan 4,2g de KOH con 200 ml de solución 0,5N de ácido nítrico. Calcule: a) número de equivalentes de sal así formados 0,075

b) masa de KOH o de ácido nítrico que debe agregarse al sistema, para obtener una solución neutra 1,4g

11) Se vierten 150 ml de solución 0,12M de ácido sulfúrico en un vaso que

contiene 200 ml de solución 0,1N de NaOH. Calcular: a) Volumen de solución ácida o básica que debería agregarse, para obtener una

solución neutra 160 ml b) Número de equivalentes de sal formados, una vez obtenida dicha solución

neutra 0,036 eq 12) Una solución que contiene 0,2 equivalentes de HCl y 0,3 moles de HNO3, es

neutralizada con solución 0,2N de KOH. Calcular el volumen de solución básica usada

2,5 litros 13) Una mezcla de 2,9 g de KOH y 1 g de NaOH es neutralizada con 200 ml de una

solución de un ácido. Calcule la normalidad de dicha solución 0,38N 14) En 500 ml de una solución de HNO3 0,2M se introducen 2g de NaOH y 100 ml

de solución 0,1N de Ba(OH)2. Determinar si la solución así obtenida es ácida o básica y calcular el número de equivalentes de ácido o de base, que se necesitaría introducir en el sistema, para neutralizar el exceso de acidez o de basicidad presente.

Ácida, 0,04 eq de base 15) Se mezclan 250 ml de solución 0,3M de KOH con 120 ml de solución 0,2M de

NaOH y con 500 ml de solución 0,15M de ácido clorhídrico. Calcular: a) N° de equivalentes de ácido o de base que deben agregarse a la solución así

obtenida, para neutralizarla 0,024 eq de ácido b) N° de equivalentes de sal presentes en el sistema antes y después de

efectuar la neutralización indicada en el punto a)

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antes 0,075 eq después 0,099 eq 16) Se diluyen 250 cm3 de una solución de NaOH hasta un volumen de un litro. Se

toman 100 cm3 de la solución obtenida y se agrega agua hasta un volumen de 500 cm3. Finalmente se titulan 10 cm3 de la última dilución con HCl 0,05 M, empleándose 15 cm3 del ácido. Calcula la concentración molar de la solución original.

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ELECTROQUÍMICA

Cuando fluye corriente eléctrica a través de la materia pueden ocurrir ciertos cambios químicos. Si dos conductores químicamente inertes (por ejemplo platino o grafito) se sumergen en una solución de un electrolito o un compuesto iónico fundido, y se aplica un potencial eléctrico entre ambos, circulará una corriente eléctrica y en cada conductor tendrán lugar reacciones alimentadas por la presencia de partículas cargadas en la solución. Dicho proceso se denomina electrólisis y el sistema al cual se le suministra la diferencia de potencial eléctrico se lo llama “celda electrolítica”. También es posible, como resultado de una reacción química espontánea, producir electricidad. En este caso al sistema lo llamaremos “celda galvánica, celda voltaica o simplemente pila” Electrólisis

e-

Ánodo Cátodo (+) (-)

- - - - - + - + ++ - - - - - - + + ++ - - - - - - + - + + + +

En la figura se esquematiza una celda electrolítica. En el líquido a electrolizar hay cationes (+) y aniones (-). En él se sumergen dos electrodos que se conectan entre sí mediante cables, interponiendo una batería junto con un amperímetro que mide la intensidad de corriente. Al cerrar el circuito, el electrodo del cual salen los electrones hacia la batería y el amperímetro se carga positivamente mientras que el electrodo que recibe los electrones desde el circuito externo adquiere carga negativa. El electrodo negativo (cátodo) atrae hacia sí los cationes y les cede su carga negativa actuando como agente reductor (los cationes toman electrones y se reducen) El electrodo positivo (ánodo) atrae los aniones y acepta electrones actuando como agente oxidante (los aniones ceden electrones y se oxidan)

Cátodo Ánodo

Iones atraídos Cationes Aniones

Semirreacción Reducción Oxidación

Signo (-) (+)

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Ejemplo: Electrólisis de una solución de CuCl2 CuCl2 � Cu2+ + 2 Cl- Los cationes Cu2+ migran hacia el cátodo donde aceptan electrones y se reducen Cu2+ + 2e � Cu Hemirreacción de reducción Los aniones Cl- migran hacia el ánodo donde entregan electrones y se oxidan 2 Cl- � Cl2 + 2e Hemirreacción de oxidación Leyes de Faraday 1° Ley de Faraday La cantidad de sustancia oxidada o reducida durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica continua que pasa a través de la celda electrolítica. Otra forma de enunciarla sería: las masas de las sustancias depositadas, disueltas o liberadas sobre los electrodos en un proceso electrolítico, son directamente proporcionales a la cantidad de corriente que circuló

m = E.q

m: masa expresada en gramos q: cantidad de corriente (en Coulombios) E: equivalente electroquímico expresado en gramos/Coulomb Equivalente electroquímico (E) Es la masa de sustancia depositada, disuelta o liberada por cada unidad de cantidad de corriente (1 Coulomb). También es la relación entre el equivalente gramo y el Faraday

E = m E = eq

Q F Faraday: Es la cantidad de carga equivalente a un mol de electrones. Si multiplicamos la carga del electrón 1,6.10-19 C por el Número de Avogadro (6,02.1023) obtenemos la

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carga correspondiente a 1 mol de electrones. Esta cantidad de electricidad se denomina constante de Faraday (F)

q = 1,6.10-19 C. 6,02.1023 mol-1 = 96500 C/mol

También puede definirse el Faraday como la cantidad de corriente que deposita, disuelve o libera un equivalente – gramo de cualquier sustancia

m = eq .q F

Si la cantidad de corriente que circula por la celda es 1F = 96500 C, entonces

m = eq . 96500 C ���� m = eq 96500 C La masa depositada, disuelta o liberada de sustancia será la de un equivalente – gramo Coulombio ( C ) Es la cantidad de corriente que deposita, disuelve o libera un equivalente electroquímico de cualquier sustancia

M = E. q

Si q = 1 C ���� m = E (g/C) . 1 C ���� m = E (g)

Intensidad (i) Es la cantidad de corriente que circula por unidad de tiempo

i = q ���� q = i . t t Entonces la primera Ley de Faraday puede expresarse:

m = E . i . t o bien m = eq . i . t F

La intensidad de corriente se expresa en C/s = Ampere (A)

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Ejemplo: Calcular el peso de cobre producido por la reducción de iones Cu2+ durante el paso de 2,5 A de corriente durante 45 min por una solución de sulfato de cobre II

Cu2+ + 2e � Cu

m = eq . i . t � m = 63,5 g/2 . 2,5 C/s . 2700 s = 2,22 g Cu F 96500 C 2° Ley de Faraday La misma cantidad de corriente que circula a través de varias celdas electrolíticas conectadas en serie, deposita, disuelve o libera sobre los electrodos, masas de sustancia que son directamente proporcionales a sus respectivos equivalentes – gramo.

m1 = eq 1 . q F

m 2 = eq 2 . q F

Al ser q contante y, dividiendo miembro a miembro

m 1 = eq 1 m 2 eq 2

Cuando se realiza la electrólisis de soluciones acuosas de ciertos electrolitos hay siempre una enorme cantidad de moléculas de agua sobre los electrodos. Éstas pueden donar electrones al ánodo o captar los del cátodo. Ejemplo: Electrólisis del fluoruro de sodio en solución acuosa. En vez de producirse en el cátodo Na+ + e � Na y en el ánodo 2F- � F2 + 2e Se produce la electrólisis del agua Cátodo 2. (2 H2O + 2e � H2 + 2 OH-) Ánodo 2 H2O � O2 + 4 H+ + 4e ________________________________________ 6 H2O + 4e � 2 H2 + 4 OH- + O2 + 4 H+ + 4 e

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PROBLEMAS DE ELECTROQUÍMICA Electrólisis

1) Una solución de Ni2+ se electroliza usando una corriente de 1,25 A. ¿Cuántos

gramos de Ni se depositan en 25 minutos? R: 0,570 g 2) Si se depositan 0,872 g de Ag en el cátodo de coulombímetro de Ag,

a) ¿Cuántos Coulombios han pasado a través del circuito? b) Si el proceso toma 15 minutos, ¿Cuál fue la intensidad de la corriente?

R: a) 780 C b) 0,867 A

3) ¿Cuántos minutos tomará depositar 3 g de Cadmio de una solución de Cd2+ utilizando una corriente de 3 A?

R: 28,6 min. 4) ¿Cuántos gramos de Ni se depositan en la electrólisis de una solución de NiSO4

en el mismo tiempo que toma depositar 0,575 g de Ag en un coulombímetro de plata dispuesto en serie?

R: 0,16 g 5) Si se utiliza una corriente de 2 A en el sistema del problema 4, ¿Cuántos

minutos requerirá el procedimiento? R: 4 min 6) ¿Cuántas horas demorará depositar todo el Ni en 200 ml de una solución 0,350

M de Ni2+ usando una corriente de 0,650 A? R: 5,77 h 7) En la electrólisis de MgCl2 fundido, ¿Cuántos litros de Cl2(g), medidos en

C.N.P.T., se producen en el mismo tiempo que toma depositar 10 g de Mg? R: 9,22 l 8) a) En la electrólisis de cloruro de sodio acuoso, ¿Qué volumen de Cl2

(g) se produjo en el mismo tiempo que toma liberar 5 litros de H2 (g)? Suponga que ambos gases son medidos en C.N.P.T. b) El volumen de la solución usada en la electrólisis es de 500 ml, ¿Cuál es la molaridad de NaOH después del proceso?

R: a) 5 l b) 0,893 M

9) ¿Cuál será la concentración molar de Cd2+ luego de electrolizar 300 cm3 de una solución de CdSO4 0,110 M mediante una corriente de 0,20 A que circula durante 35 minutos?

R: 0,103 M

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10) Se conectan en serie dos celdas electrolíticas de modo tal que circule la misma intensidad de corriente por ambas. En la celda A se depositan 0,0240 g de Co de una solución de CoSO4. La celda B contiene AuCl. ¿Cuántos moles de Au se depositarán sobre el cátodo de la celda B? R: 8,14.10-4 moles

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PILAS ELECTROQUÍMICAS

Las reacciones redox pueden utilizarse para obtener energía eléctrica. En tal caso las semirreacciones redox deben tener lugar en compartimentos separados. Una pila electroquímica es un dispositivo en el cual tienen lugar las reacciones redox en compartimentos separados, cada uno de los cuales se denominan semipilas. En la pila los electrones son vehiculizados por medio de conductores de primera clase (por ejemplo metales) llamados electrodos, que se encuentran sumergidos en las soluciones electrolíticas (conductores de segunda clase) de cada semipila. Ambas semipilas se encuentran unidas por un puente salino, que es un tubo en “U” que contiene en su interior una solución iónica (generalmente una solución saturada de KCl), el cual permite la transferencia de iones entre ambas semipilas. Por el circuito eléctrico que conecta a los dos electrodos se establece una corriente de electrones que van desde el compartimento donde tiene lugar la reacción de oxidación (semipila productora de electrones) al compartimento donde tiene lugar la reacción de reducción (semipila consumidora de electrones) Ánodo: Es la semipila donde tiene lugar la semirreacción de oxidación. Actúa como polo negativo de la pila y de él fluirán los electrones hacia el circuito exterior. La semirreacción que ocurre en el ánodp se puede representar:

Estado reducido1 ↔ Estado oxidado1 + ne

Cátodo: Es la semipila donde tiene lugar la semirreacción de reducción. Actúa como polo positivo de la pila y a él llegarán los electrones desde el circuito exterior. La semirreacción que ocurre en el cátodo se puede representar:

Estado oxidado2 + ne ↔ Estado reducido2

Esquema de una pila

(-) Ánodo (+) Cátodo Puente Salino Oxidación Reducción

e

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Diagrama de una pila (-) (+) Estado red1/ Estado ox1

n+ // Estado ox2 n+ / Estado red2

Ánodo Cátodo (semipila productora ( semipila consumidora de electrones) de electrones) Semipilas: distintos tipos

a) Metal – Metal ion: consisten en un metal sumergido en una solución de sus propios iones. Por ejemplo: Zn en contacto con iones Zn2+, Cu en contacto con iones Cu2+

Zn

Zn2+

b) Metal inatacable – sistema redox: consisten en un metal inatacable por ejemplo Platino en contacto con el estado oxidado y reducido de un sistema redox. Por ejemplo Pt sumergido en sc de Sn2+ - Sn4+

Pt

Sn4+ Sn2+

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Cálculo de la f.e.m. (fuerza electromotriz) de una semipila Se utiliza la ecuación de Nerst para semipilas

E = E0 + R. T . log [[[[ forma oxidada]]]] n. F [[[[ forma reducida]]]] Donde E0 = potencial normal o standard expresado en voltios R = constante de los gases para un mol expresada en Joule/°K.mol (8,314) T = temperatura (°K). Se trabaja habitualmente a 25°C = 298 °K F = Faraday = 96500 C n = N° de electrones puestos en juego

[oxidado] = concentración molar del estado oxidado

[reducido] = concentración molar del estado reducido E = potencial de la semipila expresado en voltios R . T = 0,059 ����0,06 F En forma práctica se utiliza: a) Para semipilas en general

E = E0 + 0,06 . log [[[[oxidado]]]] n [[[[reducido]]]]

b) Para semipilas metal – metal ion

E = E0 + 0,06 . log [[[[metal n+]]]] n

Semipila de referencia Es una semipila cuyo potencial se conoce. En general suele tomarse como tal la semipila normal de hidrógeno, la cual consiste en gas hidrógeno a 1 atm y 25°c adsorbido sobre un soporte de Pt y todo sumergido en una solución de H+ de concentración unitaria (1M). Por convención esta semipila tiene E0 = 0,00 v. Se habla de semipila normal y potencial normal porque está definido para una concentración de protones unitaria (1M)

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Tabla de potenciales normales Se encuentran tabulados los potenciales de las distintas semipilas, considerando E0 = 0 al potencial de la semipla normal de hidrógeno. Recordemos que son potenciales normales los definidos para concentraciones unitarias (1M). Para determinar los E0 de cada semipila normal, se combina adecuadamente esa semipila con una normal de hidrógeno y se forma así una pila cuya fem se determina experimentalmente, Como uno de los potenciales se conoce (el de la semipila de hidrógeno) el otro se calcula despejando de la siguiente fórmula:

f.e.m. = E0 = E0 cátodo – E0 ánodo

Donde f.e.m. = fuerza electromotriz o potencial de la pila E0 cátodo = potencial standard de reducción de la semipila que actúa de cátodo E0

ánodo = potencial standard de reducción de la semipila que actúa de ánodo La diferencia de potencial o f.e.m. de una pila debe tener siempre valor positivo para que la pila funcione Ver tabla de potenciales de reducción de los electrodos standard a 25°C Aplicaciones de la tabla de potenciales de reducción a) A mayor potencial de reducción, mayor tendencia a reducirse de las formas

oxidadas. Ej: El ion Ag+ tiene mayor tendencia a reducirse a Ag que el Cu2+ a Cu, ya que el E0 Ag+/Ag = 0,80 v es mayor que E0 Cu2+/Cu = 0,34v

b) Toda forma reducida de una semipila reduce a cualquier forma oxidada que se

encuentre por debajo en la tabla de potenciales de reducción Ej: E0 Al3+/Al = - 1,67 v E0 Ag+/Ag = +0,80 v Entonces el aluminio reducirá a la Ag+ a Ag Al + Ag+ � Ag + Al3+

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c) Los metales que se encuentran por arriba del hidrógeno liberarán H2(g) cuando se los trata con soluciones ácidas cuya concentración sea unitaria (1M) Ej: Na + H+

�1/2 H2 + Na+ (ocurre) Cu + H+

� No ocurre

Cálculo de la f.e.m. de una pila Trabajando siempre con potenciales de reducción

Fem = Ecátodo - Eánodo

a) Cuando la concentración de los iones es 1M, utilizamos directamente los potenciales normales que sacamos de la tabla Por ejemplo la pila Daniell

(-) (+) Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

(1M) (1M)

Eánodo = -0,76 v Ecátodo = 0,34 v Fem = 0,34 v – (- 0,76 v) = 1,10 v

b) Cuando la concentración molar de los iones no es 1M podemos calcular la Fem

de la pila por dos métodos distintos: B1) Calculando el E de cada semipila por la ecuación de Nerst y luego haciendo el cálculo de la Fem Ejemplo: Calcular la Fem de la siguiente pila: (-) (+) Ni / Ni2+ // Cu2+ / Cu (0,1M) (0,001M) Ecátodo = E0

Cu2+/Cu + 0,06/2 . log 10-3 = 0,25 v Eánodo = E0 Ni / Ni2+ + 0,06/2 . log10-1 = -0,28 v

Fem = 0,25 v – (- 0,28 v) = 0,53 v B2) aplicando la ecuación de Nerst para pilas:

ΔE = ΔE0 – 0,06/n . log QA

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QA: es el cociente entre las concentraciones molares de los productos y las concentraciones molares de los reactivos. Ambas concentraciones molares deben elevarse a un exponente que debe ser igual al coeficiente con que figuran en la ecuación balanceada.

n: N° total de electrones puestos en juego en la ecuación redox balanceada Ni �Ni2+ + 2e Cu2+ + 2e �Cu _______________ Ni + Cu2+ � Ni2+ + Cu QA = 10-1/10-3 = 100 ΔE = 0,34 – (- 0,25) – 0,06/2 . log 100 ΔE = 0,53 v Pilas de concentración Son pilas que resultan de la combinación de dos semipilas con iguales electrodos e iguales soluciones de electrolitos, pero que se diferencian en las concentraciones de los electrolitos de cada semipila. (-) (+) Ni / NiSO4 (C.1) // NiSO4 (C.2) / Ni La semipila con la concentración mayor de electrolito actuará como cátodo o polo (+) La semipila con la concentración menor de electrolito actuará como ánodo o polo (-) En el ejemplo C1‹ C2 Cuando las concentraciones de las soluciones electrolíticas de ambas semipilas se igualan, la pila deja de funcionar. La Fem de este tipo de este tipo de pila se calcula: Fem = -0,06/n . log concentración menor concentración mayor

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Pilas redox o de óxido – reducción Resultan de la combinación de dos semipilas constituidas cada ua de ellas por un metal inatacable en contacto con una solución que contiene el estado oxidado y reducido en un mismo sistema redox Por ejemplo: Pt en contacto con sc de Fe3+ y Fe2+

Pt en contacto con sc de Sn2+ y Sn4+ Diagrama de la pila

Pt / Sn2+, Sn4+ // Fe3+, Fe2+ /Pt

Para calcular la Fem de este tipo de pila se pueden seguir los dos procedimientos anteriores:

1) Calcular el Ecátodo y Eánodo para cada semipila mediante la ecuación de Nerst

E = E0 + 0,06/n . log [oxidado] [reducido]

2) Aplicando la ecuación de Nerst para pilas E = E0 – 0,06/n . log QA

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Pilas

1) Usando la tabla de potenciales normales, indique si habrá reacción o no y cuáles serán los productos cuando se ponen en contacto los siguientes reactivos: Ag+ + Snº H+ + Naº Pbº + Zn2+

2) Usando la tabla de potenciales normales escriba tres reacciones que puedan

ocurrir, igualando la reacción 3) Usando la tabla de potenciales normales, escriba dos reacciones para obtener

hidrógeno gaseoso

4) Dadas las siguientes semipilas: Snº en contacto con Sn2+ 1M Niº en contacto con Ni2+ 1M Diagrame correctamente la pila y escriba las reacciones anódica y catódica (utilizar la tabla de potenciales normales)

5) Dadas las siguientes semilpilas: a) Feº en contacto con Fe2+ 1M b) Pbº en contacto con Pb2+ 1M c) Agº en contacto con Ag+ 1M Diagrame todas las pilas que puedan funcionar combinándolas adecuadamente y escriba las reacciones de cada electrodo (utilizar la tabla de potenciales normales) 6) SE desea armar una pila con las siguientes semipilas: a) Pbº en contacto con Pb2+ 1M b) Agº en contacto con Ag+ 1M

Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila y escriba las reacciones que ocurren en cada electrodo R: 0,92 v. 7) Se desea armar una pila con las siguientes semipilas: a) Cdº en contacto con Cd2+ 1M b) Agº en contacto con Ag+ 1M Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila y escriba las reacciones que ocurren en cada electrodo R: 1,20 v.

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8) Se desea armar una pila con las siguientes semipilas: a) Alº en contacto con Al3+ 10-1 M b) Pbº en contacto con Pb2+ 10-2 M Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila. Escriba las reacciones que ocurren en cada electrodo R: 1,51 v. 9) Ddas las siguientes semipilas:

a) Niº en contacto con Ni2+ 10-2 M b) Niº en contacto con Ni2+ 10-1 M Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila. Escriba las reacciones que ocurren en cada electrodo R: 0,03 v. 10) Dadas las siguientes semipilas:

a) Pt en contacto con Sn2+ 10-2 M y Sn4+ 10-3 M Eº Sn4+,Sn2+ = 0,15 v.

b) Pt en contacto con Fe2+ 10-4 M y Fe3+ 10-1 M Eº Fe3+, Fe2+ = 0,77 v.

Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila y escriba los procesos anódico y catódico y la ecuación que corresponde a la reacción total que ocurre en la pila R: 0,83 v.

11) Calcular la diferencia de potencial de las siguientes pilas: a) Feº/Fe2+ (0,1 M) // Cu2+(0,1 M) /Cuº b) Feº/Fe2+ (0,01 M) // Cu2+ (0,1 M) /Cuº c) Feº/Fe2+ (0,001 M) // Cu2+ (0,1 M) /Cuº

R: a) 0,78 v. b) 0,81 v. 0.84 v.

12) Calcular la diferencia de potencial de la pila Pt/H2 (g, 1 atm), HCl (1,2 M) // HCl (0,01 M), H2 (g, 1 atm) /Pt R: -0,12 v. 13) Calcular ΔEº de las pilas a partir de los potenciales de electrodo Eº y predecir

cuál de las siguientes reacciones se efectúa en la forma escrita. a) Znº + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Agº b) Alº + 3 Ag+ → Al3+ + 3 Agº c) Cuº + Fe2+ → Cu2+ + Feº d) Ni2+ + 2 Fe2+ → 2 Fe3+ + Niº e) Ca2+ + 2 Fe2+ → 2 Fe3+ + Caº

R: a) 1,56 v. d) -1,02 v. b) 2,46 v. e) -3,64 v. c) – 0,78 v.

Química General

52

Potenciales de los electrodos standard a 25ºC

Semireacción Eº (Voltios)

Li+ + e → Li -3,045

K+ + e → K -2,925

Ba2+ + 2e → Ba -2,906

Ca2+ + 2e → Ca -2,866

Na+ + e → Na -2,714

Mg2+ + 2e → Mg -2,363

Al3+ + 3e → Al -1,662

2 H2O + 2e → H2 + 2 OH- -0,82806

Zn2+ + 2e →Zn -0,7628

Cr3+ + 3e → Cr -0,744

Fe2+ + 2e → Fe -0,4402

Cd2+ + 2e → Cd -0,4029

Ni2+ + 2e → Ni -0,250

Sn2+ + 2e →Sn -0,136

Pb2+ + 2e → Pb -0,126

2 H+ + 2e → H2 0

Cu2+ + 2e → Cu +0,337

Cu+ + 1e → Cu +0,521

I2 + 2e → 2 I- +0,5355

Fe3+ + e →Fe2+ +0,771

Ag+ + 1e →Ag +0,7991

Br2 + 2e → 2 Br- +1,0652

O2 + 4H+ + 4e → 2 H2O +1,229

Cr2O72- + 14 H+ + 6e → 2 Cr3+ + 7 H2O +1,33

Cl2 + 2e → 2 Cl- + 1,36

MnO4- + 8 H+ + 5e → Mn2+ + 4 H2O +1,51

F2 + 2e → 2F- +2,87

Química General

53

EQUILIBRIO QUÍMICO

1) Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio (Kc y Kp) que corresponden a cada uno de los sistemas heterogéneos:

a) Se(NH4)2 (g) ↔ 2NH3 (g) + H2Se (g) b) AgCl (s) ↔ Ag+ (aq) + Cl- (aq) c) P4 (s) + 6Cl2 (g) ↔ 4 PCl3 (l) d) N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) e) ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) ↔ NH3 (g) f) 1/3 N2 (g) + H2 (g) ↔ 2/3 NH3 (g)

2) Un sistema contiene 0,28 moles de N2O4 y 1,12.10-3 moles de NO2 en 400 cm3 de cloroformo a 8 ºC encontrándose en estado de equilibrio. Calcular el valor de Kc. N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)

3) Se ha estudiado el siguiente proceso en equilibrio a 230 ºC:

2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) En un experimento se encontró que las concentraciones en equilibrio de las especies reaccionantes son: [NO] = 0,0542 M, [O2] = 0,127 M y [NO2] = 15,5 M. Calcule la Kc y la Kp para dicha reacción

4) La constante de equilibrio Kp para la descomposición del PCl5 (g) que pasa a PCl3

(g) y Cl2 (g) es 1,05 a 250 ºC. Si las presiones parciales en el equilibrio de pentacloruro y tricloruro son respectivamente 0,875 atm y 0,463 atm. ¿Cuál es la presión parcial en el equilibrio del Cl2 a esa temperatura? ¿Cuál es el valor de Kc a esa temperatura?

5) Al principio de una reacción hay 0,249 moles de N2; 3,21.10-2 moles de H2 y

6,42.10-4 moles de NH3 en un matraz de 3,5 l a 375 ºC. Si la Kc para la reacción es 1,2 a esa temperatura, determine si el sistema está en equilibrio. Si no es así, prediga en qué dirección procederá la reacción neta. N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)

6) La Kc para la formación de NOCl (cloruro de nitrosilo), un compuesto de color

amarillo naranja, a partir de NO y Cl2, tiene un valor de 0,5.104 a 35ºC. En un experimento se mezclan 2.10-2 moles de NO, 8.10-3 moles de Cl2 y 6,8 moles de NOCl en un matraz de 2 litros.¿ En qué dirección procederá el sistema para alcanzar el equilibrio?

7) A 460 ºC la Kc para la siguiente reacción es 85

SO2 (g) + NO2 (g) ↔ NO (g) + SO3 (g) En un recipiente de 3 dm3 se colocan 0,15 moles de SO2, 0,15 moles de NO2, 1,2 moles de NO y 2,4 moles de SO3. Predecir hacia donde procederá el sistema

Química General

54

8) La Kc para la reacción N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) es 4,63.10-3 a 25°C. ¿Cuál es el valor de Kp a esta temperatura?

9) Considere el siguiente equilibrio heterogéneo

CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)

A 800 °C la presión de CO2 es 0,236 atm. Calcule: a) Kp

b) Kc

10) Una mezcla de 0,5 moles de H2 (g) y 0,5 moles de I2 (g) se colocan en un recipiente de acero a 430°C. La Kc para la reacción

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)

es 54,3 a esta temperatura. Calcule las concentraciones de cada una de las sustancias en el equilibrio

11) Se calienta el gas NOCl puro a 240°C en un recipiente de 1 litro. La presión total en el equilibrio es de 1 atm y la presión del NOCl es de 0,64 atm. a) Encuentre la pNO y pCl2 en el sistema b) Calcule la Kp

12) En un recipiente cerrado de 1 litro de capacidad se encuentran en equilibrio a

una determinada temperatura 0,4 moles de CO2(g) y de H2(g) y 0,2 moles de H2O(g) y de CO(g). En un instante dado se agregan al sistema 0,4 moles de CO(g). a) Calcular el valor de Kc correspondiente al equilibrio

H2O(g) + CO(g) ↔ CO2(g) + H2(g)

b) Aplicando el principio de Le Chatelier, predecir hacia donde se desplazará el

equilibrio al aumentar la [CO]. Justificar c) Calcular el factor Qc para corroborar la respuesta dada en b)

d) Indicar cuales de las siguientes [CO2] corresponde al nuevo estado de equilibrio

i)[CO2]: 0,3M

ii)[CO2]: 0,6M

iii) )[CO2]: 0,4854M Justifique

13) Para cada una de las siguientes afirmaciones, indicar si es correcta o no y por qué: a) Una vez establecido el equilibrio, los reactivos ya no se transforman en

productos

Química General

55

b) En el equilibrio, las concentraciones molares de los reactivos son iguales a las de los productos

c) Si se mantiene la temperatura constante, el aumento de las concentraciones molares de productos provoca un aumento de la constante de equilibrio

d) La reacción química inversa comienza una vez que se obtuvo la cantidad estequiométrica de productos

e) Para una reacción química muy desplazada hacia la formación de productos, el valor de Kc es relativamente bajo, mucho menor que 1(uno)

f) Un valor de Qc bajo indica que el rendimiento de la reacción es muy bajo g) Si el valor de la constante de equilibrio de una reacción es numéricamente

alto, la constante de equilibrio de la reacción inversa también tiene un valor alto

h) Si el valor de la Kc aumenta al disminuir la temperatura, la reacción es exotérmica

i) Si, a temperatura constante en un sistema en equilibrio se cambia la concentración de una especie, entonces las demás concentraciones también cambian para restablecer un nuevo equilibrio con un valor de Kc igual al anterior

14) Un sistema contiene 0,28 moles de N2O4 y 0,00112 moles de NO2 en 400 cm3 de cloroformo a 8°C. encontrándose en equilibrio. Calcular el valor de Kc, teniendo en cuenta que la reacción involucrada es

N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)

(Ambas especies son totalmente solubles en cloroformo) R: Kc = 1,12.10-5

15) A una temperatura dada se colocan 1,8 g de agua y 5,68 g de cloro en un

matraz de 2 litros. Se establece el equilibrio

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

Obteniéndose una concentración final de O2(g) igual a 0,48 g.dm-3

Calcular el valor de Kc

R: Kc = 4,9 16) Se estudia la siguiente reacción:

A(s) +B(g) ↔ 2C(g) + 2D(g)

Química General

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En un recipiente cerrado de 0,5 dm3 se colocan tres moles de B, dos moles de A y dos moles de C y se permite que la reacción llegue al equilibrio. Cuando esto sucede se encuentran presentes 0,6 moles de D. Calcular: a) Cuántos moles de B hay en el equilibrio b) El valor de Kc

R = a) 2,7 moles b) Kc = 7,2

17) A 20°C. la reacción

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O Etanol Acido etanoico Etanoato de etilo

Tiene un valor de Kc = 4 ¿Cuántos moles de etanoato de etilo hay en el equilibrio si se mezclan 3 moles de etanol con 1 mol de ácido etanoico? Todas las sustancias son líquidas a la temperatura de la reacción.

R = 0,9 moles

18) La constante de equilibrio Kc para la reacción:

H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) A 700°C es 55. Si la concentración inicial de cada uno de los reactivos es 2, 55 mol.dm-3, calcular las concentraciones en el equilibrio de todas las sustancias involucradas en la reacción.

R = [H2] = [I2] = 0,54 mol.dm-3

[HI] = 4,02 mol.dm-3

19) Utilizando el valor de Kc obtenido en el problema 13, calcular: a) El número de moles de N2O4 y NO2 presentes en el equilibrio después de

disolver 0,75 moles de N2O4 en 1500 cm3 de cloroformo. b) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio

R = a) 3,54.10-3 moles de NO2, 0,748 moles de N2O4

b)[NO2] = 2,36.10-3 mol.dm-3, [N2O4] = 0,449 M

20) Se desea obtener en un recipiente de 5 dm3 a 500°K una concentración en el equilibrio de PCl5(g) de 0,4 mol.dm-3. a) Calcular cuántos moles de PCl5(g) es necesario introducir inicialmente en

dicho recipiente, teniendo en cuenta que la reacción involucrada es:

PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)

Con un valor de Kc = 0,0224 (500°K)

b) Repetir el cálculo, considerando que inicialmente existen en el sistema 2 moles de cloro

Química General

57

R = a) 2,47 moles b)2,11 moles

21) La constante de equilibrio Kc de la reacción

CO(g) + H2O(g) ↔ H2(g) + CO2(g)

Es 0,227 a 2000°K a) Calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio cuando se

mezclan 1 mol de CO y 1 mol de H2O en un recipiente cuyo volumen es 2 dm3 b) Suponer que se añade 1 mol de H2 al sistema descripto en a); una vez que llegó

al estado de equilibrio, calcular las nuevas concentraciones c) Discutir los resultados obtenidos en a) y b)

R = a) [CO] = [H2O] = 0,34M; [H2] = [CO2] = 0,16M

b) [CO] = [H2O] = 0,43M; [H2] = 0,57M, [CO2] = 0,072M

22) Se dejan reaccionar 15g de etanoato de etilo, 15g de ácido etanoico, 135g de agua y 30g de etanol en un recipiente a 20°C. (Ver ecuación en el problema 16) a) ¿En qué sentido tendrá lugar la reacción? b) ¿Debe conocerse el volumen del recipiente para resolver el problema? c) ¿Cuántos gramos de cada sustancia estarán presentes en el equilibrio? Datos: Kc = 4 (20°C)

R = c) Etanol 32 g, ácido etanoico 18g, etanoato de etilo 10g y agua 134g

En un recipiente de 5 litros, que inicialmente contiene 1,5 moles de HI(g), se agregan0,03 moles de I2(g) y 0,3 moles de H2(g) a 445°C. Calcular las

concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio, teniendo en cuenta que la reacción involucrada es:

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)

Con un valor de Kc = 64 (445°C)

R = [I2] = 0,017M

[H2] = 0,071M

[HI] = 0,278M

23) Un recipiente de 5 dm3 a 1100°K contiene 5 g de carbono, 2 moles de dióxido de carbono y 1,2 moles de monóxido de carbono. Sabiendo que la reacción

CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g)

Tiene una Kc = 0,0888 (1100K), determinar:

Química General

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a) Si el sistema está o no en equilibrio b) Si no lo está, ¿en qué sentido procederá la reacción? c) Las concentraciones en el equilibrio d) ¿Cómo evolucionaría el sistema si el volumen del recipiente se pudiera

expandir a 10 dm3? Justificar cualitativamente

R = c) [CO] = 0,194M; [CO2] = 0,423M

24) La constante de equilibrio del sistema:

PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)

Es 0,0224 a 500 k y 33,3 a 760 K a) Indicar a qué temperatura es más estable el PCl5 b) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?

25) A la mezcla obtenida en el problema N° 18 se le agregan 100 cm3 de cloroformo. a) ¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio? b) ¿Cuáles serán las concentraciones de NO2 y N2O4 en el equilibrio? c) Sabiendo que la reacción es endotérmica, ¿cómo debe variar Kc al disminuir

la temperatura?

R = b) [NO2] = 2,28.10-3 M

[N2O4] = 0,47 M

Química General

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EQUILIBRIO ÁCIDO BASE

1) ¿Qué valor tendrá la concentración de ion hidrógeno en una solución de HCl 0,1M? ¿Cuáles serán los valores de pH y pOH?

R= a) 0,1M b) pH: 1 y pOH: 13 2) ¿Qué valor tendrá la concentración de ion hidrógeno en una solución de NaOH

0,10M a 25°C? ¿Cuál será el pH? R= a) 1.10-13 M b) pH: 13

3) Calcular el pH y el pOH de una solución acuosa que contiene 3,0g de NaOH en un volumen de 1,5 dm3, a 25°C

R= pH: 12,7 y pOH: 1,3

4) Convertir los valores de pH en [H+] y los de pOH en [OH-] pH = 0,3; 3,0; 4,7; 7,2; 9,1; 12,8 pOH= 1,3; 3,7; 6,9; 8,6; 10,7; 13,5

5) El pH del jugo gástrico tiene un valor de 2,0. Calcular la [H+] en dicho medio biológico (el jugo gástrico contiene ácido clorhídrico) R= 1.10-2M

6) Calcular el pH y el pOH de las siguientes soluciones acuosas a 25°C a) HX (ácido fuerte) 3,2.10-4M R= pH: 3,49 y pOH: 10,51 b) BOH (base fuerte) 1,0.10-2M R= pH: 12 y pOH: 2

7) Calcular el pH de una solución que contiene 1g de NaOH en 760 cm3 de

solución, a 25°C. R= 12,52

8) Calcular el pH de una solución que contiene 0,50 g de HCl en 100 cm3 de volumen total, a 25°C

R= 0,86 9) Se tienen 100 cm3 de una solución de HCl 0,100M. ¿Cuántos dm3 de agua

deben agregarse para obtener una solución de pH: 2,50? Considerar los volúmenes aditivos

R= 3,1 dm3 10) Se dispone de una solución de NaOH en agua de 40g.dm-3. ¿Cuántas veces

habrá que diluirla para obtener una solución de pH: 12? R= 100 veces

11) Se dispone de una solución acuosa de ácido benzoico (C6H5COOH) 2,1.10-3M.

El valor de Ka es 6,3.10-5 a 25°C. Calcular las [H+] y [OH-] R=[H+]: 3,3.10-4M y [OH-]: 3,0.10-11M

12) Se tiene una solución 0,01 M de ácido coloroetanoico (CH2ClCOOH), cuya ka, a 25°C, es 1,4.10-3.

a) Calcular las [H+] y [OH-] R= [H+]: 3,1.10-3 y [OH-]: 3.2.10-12M b) Repetir el cálculo para una solución 1.10-4M del mismo ácido, a igual

temperatura R= [H+]: 9,4.10-5 y [OH-]: 1,1.10-10M

Química General

60

c) Determinar el grado de disociación (α) en a) y en b) y discutir los resultados. R= a) 0,31 y b) 0,94

13) a) Calcular la concentración de CH3COOH necesaria para obtener una solución de pH 3,46 b)¿Qué concentración de HCl se necesitará para obtener una solución del mismo pH a igual temperatura? Dato: Ka CH3COOH : 1,8.10-5

R= a) 7.10-3M y b) 3,5.10-4M

14) a)Calcular las [H+] y [OH-] en las siguientes soluciones acuosas a 25°C de NH3 0,10M y de BOH 0,1M b) Determinar el valor de α y de pH en cada caso c) Indicar cuáles son los ácidos conjugados de estas bases Datos: Kb NH3: 1.8.10-5 KbBOH: 4,2.10-4

R= NH3 a) [H+]: 7,7.10-12M y [OH-]: 1,3.10-3M b) α: 0,013 y pH: 11,11

BOH a) [H+]: 1,6.10-12M y [OH-]: 6,3.10-3M b) α: 0,063 y pH: 11,8

15) Calcular el pH de una solución que contiene 1,4g de NH3 en 100 cm3 de volumen total.

R= 11,58 16) a) ¿Qué concentración de NH3 es necesaria para obtener una solución acuosa

de pH 9,8? b) ¿Qué concentración de NaOH se necesitaría para obtener igual pH?

R= a) 2,8.10-4M y b) 6,3.10-5M 17) Calcular el pOH y el grado de disociación de:

a) Una solución de CH3COOH en la que la [H+]: 1,4.10-3M b) Una solución de MOH de pH 11,4 c) Una solución de HIO3 de pH 3,04 Datos: Kb MOH: 4,2.10-4; Ka HIO3: 0,19

R= a) pOH: 11,15 α: 0,013 b) pOH: 2,6 α: 0,15 c) pOH: 10,96 α: 0,99

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HIDRÓLISIS

1) La constante de ionización del HCN es 4,8.10-10 a 25°C. Calcular las concentraciones de H+, OH- y HCN en una solución preparada por el agregado de 0,166 moles de NaCN a suficiente cantidad de agua para formar 450 cm3de solución Rta: 3,6.10-12 M; 2,8.10-3M; 2,8.10-3M

2) a) Calcular la constante correspondiente a la reacción de hidrólisis del ion

HCOO-, si Ka= 1,34.10-4 a 25°C b) Calcular las concentraciones de H+, OH-, HCOOH y HCOO- en una solución

acuosa 0,150 M de NaHCOO Rta: a) 7,46.10-11; b) 2,99.10-9M; 3,35.10-6M; 1,5.10-1M

3) Calcular la concentración de H+ y el pH de una solución 0,01M de KCN.

Dato: Ka HCN 25°C: 4,8.10-10 Rta: 2,2.10-11M; pH: 10,65

4) Se determinó experimentalmente que el pH de una solución 0,1M de

NaCH3COO es 8,88. Calcular la constante de hidrólisis del ion CH3COO- Rta: 5,8.10-10

5) Una solución 0,05M de la sal de potasio de un ácido débil monoprótico tiene un

pH 10,25 a 25°C. Calcular la constante de hidrólisis del anión y la constante de ionización de dicho ácido. Dato: el KOH se comporta como base fuerte. Rta: 6,3.10-7; 1,6.10-8

6) Calcular el pH, a 25°C, de:

a) Una solución acuosa 0,20M de cloruro de piridonio, C2H5NHCl b) Una solución acuosa 0,20M de cloruro de metilamonio CH3NH3Cl c) Una solución acuosa 0,20M de cloruro de dimetilamonio,

(CH3)2NH2Cl Datos: Kb piridina: 1,5.10-9 Rta: 2,94 Kb metilamina: 4,17.10-4 Rta: 5,66 Kb dimetilamina: 7,4.10-4 Rta: 5,78 d) ¿Qué conclusión se obtiene de la comparación de los resultados anteriores?

7) ¿Cuál es el pH de una disolución de NH4Cl 0,1M? Dato: Kb NH3: 1,8.10-5 Rta: 5,12

8) ¿Cuántos gramos de NaCN se necesitarán disolver en suficiente cantidad de

agua para preparar 250 cm3 de una solución de pH 10?

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Rta: 7,4.10-3 g

9) Una sal MX (que contiene iones M+ y X-) se disuelve en agua y el pH de la solución resultante es 7. ¿Puede hacerse alguna afirmación acerca de la fuerza del ácido y la base de los que deriva la sal?