Guia Ejercicios Qui109 Otono 2013

Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas

Departamento de Ciencias Químicas

GUIA DE EJERCICIOS

QUIMICA GENERAL

QUI 109

Compilada por: Prof. Luis Raúl de la Nuez

Prof. Manuel Curitol

Revisada por: Dra. Nancy Pizarro U.

Departamento de Ciencias Químicas

Versión Primer Semestre 2013

Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2013

Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

2

INDICE GUIA Nº 1 UNIDAD Nº 1: MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES 5

Objetivos específicos de la Unidad 1 5

Ejercicios Desarrollados 6

Ejercicios Propuestos 9

Respuestas 17

GUIA Nº 2 UNIDAD Nº 1: MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES 19




Respuestas 25

GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 2: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 27 Objetivos específicos de la Unidad 2 27



Respuestas 37

GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 3: ENLACE, GEOMETRÍA MOLECULAR E INTERACCIONES INTERMOLECULARES 40 Objetivos específicos de la Unidad 3 40



Respuestas 57

GUIA Nº 5 UNIDAD Nº 4: ESTEQUIOMETRÍA 67




Respuestas 84

GUIA Nº 6 UNIDAD Nº 5: GASES Y SUS PROPIEDADES 87 Objetivos específicos de la Unidad 5 87



Respuestas 100



3

GUIA Nº 7 UNIDAD Nº 6: REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA 102




Respuestas 116

GUIA Nº 8 UNIDAD Nº 7: TERMOQUÍMICA 117




Respuestas 129

GUIA Nº 9 UNIDAD Nº 8: EQUILIBRIO QUÍMICO 131 Objetivos específicos de la Unidad 8 131



Respuestas 144

GUIA Nº 10 UNIDAD Nº 8: EQUILIBRIO QUÍMICO 146 Objetivos específicos de la Unidad 8 146



Respuestas 164

GUIA Nº 11 UNIDAD Nº 9: EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y DE COMPLEJACIÓN 166




Respuestas 177

GUIA Nº 12 UNIDAD Nº 10: EQUILIBRIO REDOX 179 Objetivos específicos de la Unidad 10 179



Respuestas 194



4

GUIA Nº 13 UNIDAD Nº 11: CINÉTICA QUÍMICA 197




Respuestas 217

APÉNDICE: TABLA PERIÓDICA 221

APÉNDICE 2: SOLEMNES Y EXAMEN SEMESTRE ANTERIOR 222



5

GUIA Nº 1

UNIDAD Nº 1

MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

Objetivos específicos de la Unidad 1 1. Clasificación y Propiedades de la Materia.

2. Unidades de medición. Sistema Internacional de medición.

3. Escalas de Temperatura.

4. Uso de prefijos, conversión de unidades.

LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN

VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 1. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.

Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.



6

EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. El oro puede martillarse hasta formar láminas extremadamente delgadas llamadas

pan de oro. Si un trozo de 1,00 g de oro (densidad = 19,2 g/cm3) se martilla hasta formar una lámina que mide 8,0 x 5,0 pies, calcule el espesor medio de la lámina en metros (1 pie = 0,3048 metros).

Desarrollo:

Utilizando la densidad del oro y su masa se determinará el volumen de éste.

Como:

OroV Oro m

=d

Por lo tanto el volumen es:

Orod Oro m

=V

3g/cm 19,2 g 1,00

=V

V = 0,0521 cm3 (Como hay operación de división, se consideró las cifras significativas de la masa y la densidad, cada una tiene 3, por lo que el volumen se expresa con 3 cifras significativas)

Antes de realizar el cálculo del espesor se transformará las longitudes dadas en pies a metros, así como el volumen a m3.

Primero se convertirá 8,0 y 5,0 pies a metros, sabiendo que 1 pie = 0,3048 m y

utilizando el factor de conversión o factor unitario:

mpiemxpies 438,2

13048,00,8 =⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛= 2,4 m

Debido a que hay operaciones de multiplicación y división, se consideró la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2, por lo que la longitud es 2,4 m.

mpiemxpies 524,1

13048,00,5 =⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛ = 1,5 m



7

Por último, el volumen se convertirá a m3, sabiendo 1cm3 = 1,0 x 10-6 m3:

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛ −

3

363

1100,10521,0cm

mxxcm = 5,21 x 10-8 m3

Si se considera que la lámina de oro es un cubo rectangular cuya altura es el espesor de la lámina:

El volumen es por lo tanto:

Volumen = Ancho x Largo x Espesor (ó altura)

La altura o en este caso espesor estará dado por:

Ancho x oargLVolumenEspesor =

m 1,524 x m 2,438

m 10 x 5,21Espesor3-8

=

Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 2.

Espesor = 1,4 x 10-8 m

2. Calcule la masa de un cilindro de acero inoxidable (densidad = 7,75 g/cm3) cuya

altura mide 18,35 cm mientras que su radio 1,88 cm. Exprese el resultado en kilogramos.

Desarrollo:

d = 7,75 g/cm3 h = 18,35 cm r = 1,88 cm

El primer paso es calcular el volumen del cilindro, el cual es:

V= π r2 x h V = 3,1416 x (1,88 cm)2 x 18,35 cm

V = 204 cm3



8

Luego se obtiene la masa usando el volumen del cilindro obtenido y la densidad:

V m d =

Despejando la masa se tiene:

m = d x V

33 cm 204 x cm

g 75,7m =

m = 1581 g (expresado correctamente según cifras significativas

sería: 1,58 x 103 g)

Por último la conversión de la masa de g a kg:

kgg

kgxgx 58,1 1000

11058,1 3 =⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛

Considerando que hay operaciones de multiplicación y división, se considerará la cifra significativa menor de los datos dados en el ejercicio, la cual es 3.

m = 1,58 kg



9

EJERCICIOS PROPUESTOS

1. La densidad del ácido acético es 1,05 g/mL. ¿Cuál es el volumen de 327 g de ácido

acético? Justifique su respuesta.

2. La densidad (d) del mercurio líquido es 13,5 g/cm3. ¿Qué masa (m) del mercurio llenará un recipiente con un volumen (V) de 0,500 L?

3. Cuando 24 pedazos de cobre se sumergen en agua, los pedazos desplazan 8,26

cm3 de agua. ¿Si la masa combinada de los pedazos es 73,86 g, ¿cuál es la densidad del cobre?

4. Un pedazo de 8,44 g de un metal desconocido tiene 1,25 centímetros de largo, 2,50

centímetros de ancho, y 1,00 centímetro de grueso. ¿Cuál será la identidad posible del elemento?

Indique cálculo de justificación:






10

5. Un cubo del hierro tiene una masa de 29,31 g. Si cada lado del cubo tiene dimensiones de 1,55 centímetros, ¿cuál es la densidad del hierro?

6. Los termóstatos se fijan a menudo a 68ºF. ¿Cuál es esta temperatura en grados

centígrados?

7. El punto de ebullición de helio líquido es 4 K. ¿Cuál es esta temperatura en grados centígrados?

8. La temperatura requerida para fundir el NaCl es 528 ºC. ¿Cuál es esta temperatura

en Kelvin?

9. Las reacciones químicas se estudian a menudo a 25 ºC. ¿Cuál es esta temperatura

en grados Fahrenheit?








11

10. El radio de un átomo del helio es 31 pm. ¿Cuál es el radio en nanómetros? 11. Un cilindro tiene un radio de 5,08 centímetros y una altura de 125 centímetros.

Calcule el volumen del cilindro en litros. 12. Las dimensiones de una caja son 12 pulgadas por 11 pulgadas por 5,5 pulgadas.

Calcule el volumen de la caja en cm3. Hay 2,54 centímetros por pulgada. 13. ¿Si la eficacia de combustible de un automóvil es 27 millas por galón, ¿cuál es su

eficacia de combustible en kilómetros por litro? (1 kilómetro = 0,621 millas, 1,000 L = 1,057 cuartos de galón, 4 cuartos de galón = 1 galón)







12

14. Un galón (3,78 L) de pintura de látex puede cubrir 385 pies2 de la superficie de una pared. ¿Cuál es el grosor promedio de una capa de pintura (en micrómetros)?

15. A 25 ºC, la densidad del oxígeno en aire es 0,275 g/L. ¿Qué volumen será ocupado

por 25 kilogramos de oxígeno a 25 ºC? 16. Una balanza electrónica se utiliza para determinar que una muestra tiene una masa

de 25,7171 g. Si la precisión de la balanza es de ± 0,1 mg, ¿cuál es el número correcto de las cifras significativas para esta medida?

17. Convertir 5,000 x 10-2 metros a milímetros y expresar la respuesta en la notación

exponencial usando el número correcto de cifras significativas.







13

18. ¿Cuál es la respuesta correcta a la expresión siguiente: (18 + 95) × 0,077351? Nota: Realice la operación de adición primero.

19. La densidad del hielo (agua sólida) es de 0,92 g/cm

3 y la del agua líquida es 1,00

g/cm3 (exactamente 0,99987 por lo que aproximamos a 1,00). Esta pequeña

diferencia en las densidades, hace que el hielo flote sobre agua líquida, y por lo tanto frente a bajas temperaturas, los lagos se congelan desde arriba hacia abajo, permitiendo la vida de peces y plantas bajo la superficie de hielo. Sin embargo, este fenómeno también ocasiona problemas. ¿Qué volumen de hielo se obtiene por el congelamiento de 5,00L de agua contenidos en el radiador de un automóvil?

20. El radio de un átomo del litio es 152 pm. ¿Cuál es el volumen de un átomo del litio si

se considera que el átomo es una esfera? El volumen de una esfera es (4/3) π r3.






14

21. Asumiendo que la vida humana promedio es de alrededor de 70 años. Dependiendo que si una persona ejercita, duerme, se relaja o se enoja presentará un promedio de 10 respiraciones por minuto. Al respecto determine el número total de respiraciones que realiza durante su vida. Si la vida promedio varía a 80 años en vez de 70 años, ¿cambiaría la estimación final?

22. Una importante compañía automotriz muestra un molde de su primer automóvil,

hecho de 9,55 Kg de Hierro. Para celebrar sus 100 años en el negocio, un trabajador fundirá el molde en oro a partir del original. ¿qué masa de oro se necesita para hacer el nuevo molde?

23. Un metro cúbico de aluminio (Al) tiene una masa de 2,70x103 kg, y el mismo

volumen de hierro (Fe) tiene una masa de 7,86x103 kg. Encuentre el radio de una esfera de aluminio sólida que equilibraría una esfera de hierro sólida de 2,00 cm de radio sobre una balanza de brazos iguales.






15

24. Las monedas de colección a veces se recubren con oro para mejorar su belleza y valor. Considere un cuarto de dólar conmemorativo que se anuncia a la venta en $4,98 dólares. Tiene un diámetro de 24,1 mm y un grosor de 1,78 mm, y está cubierto por completo con una capa de oro puro de 0,180 µm de grueso. El volumen del recubrimiento es igual al grosor de la capa por el área a la que se aplica. Los patrones en las caras de la moneda y los surcos en sus bordes tienen un efecto despreciable sobre el área. Suponga que el precio del oro es de $10 dólares por cada gramo.

a) Encuentre el costo del oro agregado a la moneda b) ¿el costo del oro aumenta significativamente el valor de la moneda?

25. Suponga que en cierto país existen 100 millones de automóviles y que el consumo

promedio de combustible es de 20 mi/gal de gasolina. Si la distancia promedio que recorre cada automóvil es de 10000 mi/año, ¿cuánta gasolina se ahorraría al año si el consumo promedio de combustible pudiera aumentar a 25 mi/gal?

26. Suponga que Bill Gates le ofrece 1000 millones de dólares si es capaz de contarlos

usando solamente billetes de un dólar, ¿Aceptaría esta oferta? (suponga que cuenta 1 dólar por segundo y que debe dormir 8 horas al día). ¿Cuánto tiempo se demoraría en contarlos?






16

27. Un centímetro cubico de agua tiene una masa de 1,0x10-3 Kg. a) determine la masa de 1 m3 de agua. b) suponiendo que las sustancias biológicas son 98 % de agua, estime las masas de una célula con diámetro de 1 µm. c) un riñón humano y d) una mosca. Suponga que un riñón es aproximadamente una esfera de 4,0 cm de radio, y una mosca es casi un cilindro de 4,0 mm de largo y 2,0 mm de diámetro.

28. Un pescador captura dos róbalos listados. El menor de los dos tiene una longitud

medida de 93,46 cm y el mayor tiene una longitud medida de 135,3 cm. ¿Cuál es la longitud total de peces capturados ese día?





17

RESPUESTAS

1. Respuesta: 3,11 x 102 mL

2. Respuesta: 6,75 x 103 g

3. Respuesta: 8,94 g/cm3

4. Respuesta: Aluminio: 2,70 g/cm3

5. Respuesta: 7,87 g/cm3

6. Respuesta: 20 ºC

7. Respuesta: -269 ºC

8. Respuesta: 801 K

9. Respuesta: 77 ºF

10. Respuesta: 3,1 x 10-2 nm

11. Respuesta: 10,1 L

12. Respuesta: 1,2 × 104 cm3

13. Respuesta: 11 km/L

14. Respuesta: 106 μm

15. Respuesta: 9,1 x 104 L

16. Respuesta: 6

17. Respuesta: 50,00 mm

18. Respuesta: 8,74

19. Respuesta: 5,43 L. Se puede observar que el volumen que ocupa el hielo es

mayor que el del agua. Esta expansión que sufre el agua líquida al

congelarse ocasiona el deterioro del radiador y para evitar este

problema es necesario agregar al agua un anticongelante.

20. Respuesta: 1,47 × 10-23 cm3

21. Respuesta: 3,7 x 108 respiraciones

22. Respuesta: 23,0 Kg

23. Respuesta: 2,86 cm

24. Respuesta: a) $0.0364

b) es insignificante

25. Respuesta: 1 x 1010 gal/año

26. Respuesta: 47,5 años



18

27. Respuesta: a) 1000 kg

b) 5,2 x 10-16 Kg

c) 0,27 Kg

d) 1,3 x 10-5 Kg

28. Respuesta: 228,8 cm



19

GUIA Nº 2

UNIDAD Nº 1

MATERIA, ÁTOMOS, MOLÉCULAS E IONES

Objetivos específicos de la Unidad 1 1. La teoría atómica. Protones, electrones, neutrones

2. Tamaño de los átomos. Número atómico, número de masa, isótopos, abundancia,

masa atómica promedio.

3. Tabla Periódica


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





20

EJERCICIOS DESARROLLADOS

1. Calcular la masa atómica promedio del Silicio considerando que se encuentra en la naturaleza formado por tres isótopos que tienen las siguientes masas y % de abundancia.

Masa atómica (uma) % de abundancia 27,997 92,23 28,977 4,67 29.974 3,10 Desarrollo: Cada isótopo contribuye a la masa atómica del Silicio de acuerdo con su

abundancia. Por lo tanto, el primer paso es convertir los porcentajes en fracciones, así:

9223,0100

23,92=

0467,0100

67,4=

0310,0100

10,3=

Luego se calcula la masa atómica promedio como sigue: Masa atómica promedio del Silicio =

(0,9223)(27,997 uma) + (0,0467)(28,977 uma) + (0,0310)(29,974 uma) = 28,104 uma

2. Indique el número de protones, neutrones y electrones para cada una de las siguientes especies:

a) O17

8 b) 217

8 O− c) Ca40

20 d) 240

20 Ca+

Desarrollo:

Recuerde que el exponente de la izquierda se refiere al número de masa, el subíndice al número atómico. En cambio, en los casos que lo hay, el exponente del lado derecho es la carga neta del elemento.



21

a) O17

8 : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa 17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 8, ya que es un átomo con carga neta cero.

b) 217

8 O− : El número atómico es 8, por lo tanto hay 8 protones, el número de masa 17, por lo que el número de neutrones es 17 - 8 = 9. Como la carga neta es -2, existe un exceso de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 10.

c) Ca40

20 : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa es 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. El número de electrones es igual al número de protones, es decir, 20, ya que es un átomo con carga neta cero.

d) 240

20 Ca+ : El número atómico es 20 por lo tanto hay 20 protones, el número de masa 40, por lo que el número de neutrones es 40 - 20 = 20. Como la carga neta es +2, existe un déficit de 2 electrones por lo que los electrones totales serán 18.



22


1. ¿Cómo se define una unidad de masa atómica (uma)? 2. ¿Cuántos protones, neutrones, y electrones están en un átomo de oxígeno-18?

3. ¿Cuál es el símbolo atómico para un elemento con 28 protones y 31 neutrones?

4. ¿Cuál es la identidad de 72

32 X ? 5. ¿Cuántos neutrones hay en cobalto-59? 6. ¿Cuál pareja entre los átomos siguientes tiene el mismo número de neutrones? 64

28 Ni , 6329Cu , 64

30 Zn , 6830 Zn

7. ¿Cuál es el número de masa de un átomo de bromo con 46 neutrones? 8. ¿Cuál de los siguientes átomos son isótopos? 45

21Sc , 4822Ti , 50

22Ti , 5023V

9. Complete la siguiente Tabla:

Símbolo 54 226Fe

+

Protones 5 79 86 Neutrones 6 16 117 136 Electrones 5 18 79 Carga neta -3 0

10. Un elemento consiste en dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su

masa atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento?




23

11. La plata tiene una masa atómica media de 107,87 uma. ¿Si 48,18% de Ag existe como Ag-109 (108,9047 uma), ¿cuál es la identidad y la masa atómica del otro isótopo?

12. El litio tiene dos isótopos estables con las masas de 6.01512 uma y 7.01600 uma.

La masa molar media del Li es 6.941 uma. ¿Cuál es el porcentaje de abundancia de cada isótopo?

13. El oxígeno tiene dos isótopos: O-16 y O-17. Calcula el porcentaje de cada uno de

ellos sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 15, 9994 uma. Datos: masa de O-16 = 15,9949 uma; masa de O-17 = 16,9991 uma.






24

14. Para determinar la masa atómica de cada uno de los isótopos del silicio que integran una mezcla, se analizó ésta en un espectrómetro de masas. Con la información de la tabla siguiente, calcule el porcentaje de abundancia de los isótopos 28Si y 29Si. Considere que la masa atómica relativa promedio del silicio es de 28.086 [uma].

Isótopo [%] de abundancia Masa atómica [uma]

28Si A 27,9769

29Si B 28.9765

30Si 3,09 29,9738

15. ¿Qué elemento gaseoso abarca sobre tres cuartos de la atmósfera de la tierra? 16. Identifique el metal alcalinotérreo situado en el cuarto período. (Use una tabla

periódica). 17. ¿Qué halógeno está situado en el cuarto período? (Use una tabla periódica).

18. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de no metales?

Yodo, indio y xenón; aluminio, silicio y neón; azufre, fósforo y bromo; galio, argón, y oxígeno.

19. ¿Cuál de los siguientes grupos se compone completamente de metaloides?

B, As, y Sb; Silicio, P, y Ge; As, Ge, y Pb; In, Sn, y Ge 20. Identifique en la Tabla Periódica:

a) tres elementos alcalinos b) tres elementos alcalinotérreos c) cinco metales de transición d) tres halógenos d) tres calcógenos e) tres gases nobles f) cinco no metales g) cinco metales f) cinco metaloides.




25

RESPUESTAS 1. Respuesta: 1/12 de la masa de un átomo de carbono-12.

2. Respuesta: 8 protones, 10 neutrones, 8 electrones

3. Respuesta: 5928 Ni

4. Respuesta: Ge

5. Respuesta: 32

6 Respuesta: 6329Cu y 64

30 Zn

7. Respuesta: 81

8. Respuesta: 4822Ti y 50

22Ti

9. Símbolo 11

5Be 54 226Fe

+ 31

15P3- 19679Au 222

86Rn

Protones 5 26 15 79 86 Neutrones 6 28 16 117 136 Electrones 5 24 18 79 86 Carga neta 0 +2 -3 0 0

10. Respuesta: 114,8 uma

11. Respuesta: Ag-107; 106,9 uma

12. Respuesta: 7,49% Li-6 y 92,51% Li-7

13. Respuesta: O-16 hay 99,55% y de O-17 hay 0,45%

14. Respuesta: A = 92.1684 [%] B = 4.7416 [%]

15. Respuesta: El nitrógeno, el cual es un elemento químico, de número atómico 7,

símbolo N y que en condiciones normales forma un gas diatómico

(nitrógeno diatómico o molecular) que constituye del orden del 78%

del aire atmosférico.

16. Respuesta: Ca

17. Respuesta: Br

18. Respuesta: azufre, fósforo y bromo

19. Respuesta: B, As, y Sb

20. Respuesta: a) tres elementos alcalinos Li, Na y K b) tres elementos alcalinotérreos Be, Mg y Ca c) cinco metales de transición Ti, V, Cr, Mn y Fe d) tres halógenos F, Cl, y Br



26

d) tres calcógenos O, S y Se e) tres gases nobles He, Ne y Ar f) cinco no metales O, S, C, N y P g) cinco metales Li, Cu, Na, K y Mg f) cinco metaloides B, Si, Ge, As y Sb



27

GUIA Nº 3

UNIDAD Nº 2

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

Objetivos específicos de la Unidad 2

1. Espectro de radiación electromagnética. Naturaleza ondulatoria

2. Energía cuantizada. Efecto fotoeléctrico y fotones. Naturaleza dual de la luz

3. Espectro de emisión del átomo de H. Modelo de Bohr

4. Comportamiento ondulatorio de la materia. Principio de incerteza

5. Mecánica cuántica, orbitales atómicos. Números cuánticos

6. Representación de orbitales. Espin electrónico. Principio de exclusión de Pauli.

7. Configuraciones electrónicas.

8. Sistema periódico. Grupos y periodos. Propiedades periódicas.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 6. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.

Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. 2. Capítulo 7. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.



28


1. Calcule la longitud de onda (λ) y la energía (ΔE) que corresponde a la transición del electrón desde el estado n = 3 hasta el estado fundamental en el átomo de hidrógeno. ¿Se trata de luz absorbida o emitida?

Desarrollo: El cambio de energía, y por tanto, la energía del fotón emitido se obtiene con la ecuación:

2f

2i

H n1

n1 R E −=Δ

Recordemos que en el estado fundamental n = 1.

ni = 3, nf = 1

2218-

11

31 J 2,18x10 E −=Δ

98 - J 2,18x10 E 18-=Δ

ΔE = −1,94 x 10-18 J

El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proceso de emisión. Para calcular la longitud de onda se omite el signo menos de ΔE porque la longitud de onda del fotón debe ser positiva.

Como:

ΔE = h x υ Ecuación 1

Despejando la frecuencia de la ecuación 1 tendríamos:

υ h

E Δ= Ecuación 2

Además sabemos que la frecuencia es también:

υ λc = Ecuación 3

Por lo tanto, reemplazando la frecuencia en la ecuación 2 con la ecuación 3 tendríamos:

λc

h E Δ= Ecuación 4



29

Por último despejando la longitud de onda en la ecuación 4, ésta se calcula con la ecuación 5:

Ehc x λ

Δ= Ecuación 5

J10 x 1,94

Js) (6,63x10 x )sm (3,00x10

λ 18-

34-8

=

λ = 1,03 x 10-7 m

2. a) Escriba la configuración electrónica para el flúor, Z = 9

b) Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de estos electrones en su estado fundamental.

Desarrollo: a) i) El flúor tiene Z = 9.

ii) Como el flúor no está ionizado tiene 9 electrones.

iii) Con dos electrones se completa el primer nivel (1s2)

iv) Quedan 7 electrones para llenar el orbital 2s y llenar parcialmente los orbitales

2p.

Por lo tanto la configuración electrónica de F es:

1s2 2s2 2p5

b)

i) Se comienza por n = 1, así que l = 0, un subnivel que corresponde a un orbital

1s. Este orbital puede acomodar un total de dos electrones. ii) En seguida, n = 2, y l puede ser 0 o bien 1. iii) El subnivel l = 0 tiene un orbital 2s, capaz de acomodar dos electrones. iv) Los cinco electrones restantes se acomodan en el subnivel l = 1, que tiene tres

orbitales 2p. v) El Diagrama orbital es:

1s2 2s2 2p5



30

Los resultados de los números cuánticos se resumen en la tabla siguiente:

Electrón n l ml ms 1 1 0 0 +½ 2 1 0 0 -½ 3 2 0 0 +½ 4 2 0 0 -½ 5 2 1 -1 +½ 6 2 1 0 +½ 7 2 1 +1 +½ 8 2 1 -1 -½ 9 2 1 0 -½

1s

2s

2px, 2py, 2pz



31

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Calcula la longitud de onda, la frecuencia y el número de ondas de una radiación

cuyos cuantos tienen una energía de 3·10-10 J. ¿A qué zona del espectro electromagnético pertenece esta radiación?

2. Si cada átomo de un mol de átomos emite un fotón con una longitud de onda de

4,15.103 A, ¿cuánta energía se pierde? Expresa la respuesta en kJ/mol. 3. Calcula la longitud de onda correspondiente a la 2ª línea de la serie de Balmer del

espectro de hidrógeno. 4. Calcula la longitud de onda que corresponde a un 1 neutrón emitido en la fisión del

uranio en una pila atómica, con una energía de 8,0 x 10−21 J.







32

5. ¿Cuál es la frecuencia (Hz) de la línea del espectro de hidrógeno que corresponde a la transición de n = 6 a n = 2?

6. Para ionizar el átomo de sodio se necesitan 118 kcal/mol. Si esta energía es de

procedencia luminosa, ¿cuál será la frecuencia más baja del haz luminoso capaz de efectuar la ionización? y ¿la longitud de onda?

7. ¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicas

requiere absorber una energía más alta para producirse? Justifique su elección. a) n = 4 a n = 7; b) n = 6 a n = 7; c) n = 4 a n = 6; d) n = 3 a n = 6 y e) n = 2 a n = 3.

8. La luz UV que broncea la piel cae en la región de 320 a 400 nm. Calcule la energía

total (en joules) que absorbe una persona expuesta a esta radiación durante 2,0 horas, dado que en un intervalo de 80 nm (320 a 400 nm) chocan un total de 2,0 x 1016 fotones en la superficie de la Tierra por centímetro cuadrado por segundo y el área corporal expuesta es 0.45 m2. Suponga que el cuerpo absorbe sólo la mitad de la radiación y refleja el resto. (Sugerencia: utilice una longitud de onda promedio de 360 nm para calcular la energía de un fotón).







33

9. ¿Cuál de las posibles combinaciones de los números cuánticos son incorrectas? Justifique su elección.

a) El orbital 3s tiene los números cuánticos n = 3, l = 0, ml = 1. b) El orbital 2s tiene los números cuánticos n = 2, l = 0 y ml = 0. c) La combinación de números cuánticos n = 4, l = 3 y ml = −3. d) La combinación de números cuánticos n = 7, l = 7 y ml = 7. e) La combinación de números cuánticos n = 3, l = −1 y ml = 0.

10. ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas? De

el nombre de los orbitales que representan.

a) (4, 4, -1, ½) b) (3, 2, 1, ½) c) (3, -2, 1,- ½) d) (2, 1, -1,- ½)

11. Justifica el orden de los siguientes átomos (Ba, Cs, Cl, Ag, I, He) según su radio

atómico, su energía de ionización y su afinidad electrónica. 12. a) Indique razonadamente los números cuánticos para los electrones 3p del cloro

(Z = 17) en su estado fundamental. b) En el apartado anterior, indique razonadamente los números cuánticos que

corresponden a los electrones desapareados que haya. c) Indica razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números

cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica del ion cloruro (Cl−) en su estado fundamental.

Indique justificación:






34

13. Escribe la estructura electrónica de los elementos con número atómico 11, 35 y 54. Responda a las siguientes preguntas.

a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes? c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?

14. Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor a

mayor de acuerdo a: a) radio atómico; b) electronegatividad; c) energía de ionización.

15. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos

neutros:

A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4). Indique razonadamente: a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b) El elemento de mayor y de menor energía de ionización. c) El elemento de mayor y de menor radio atómico.






35

16. Para cada una de las siguientes transiciones en el átomo de hidrógeno, calcule la energía, λ y υ de la radiación asociada y determine si la radiación se emite o se absorbe durante la transición:

a) De n = 5 a n = 1 b) De n = 6 a n = 2 c) De n = 4 a n = 5.

17. Utilizando diagrama de orbitales, determine el número de electrones no apareado

que hay en cada uno de los átomos siguientes: a) Ge b) In c) Ni d) Kr e) Br

18. Suponiendo que Superman tuviera una masa de 91 kg, ¿cuál es la longitud de onda

asociada con él si se mueve a una velocidad igual a la quinta parte de la velocidad de la luz? (J = kg/m2.s2)

19. Calcula en joule, J, la diferencia de energías entre las órbitas 1s y 2p del átomo de

cobre, sabiendo que la longitud de onda de la radiación emitida cuándo el electrón salta entre estos niveles es λ = 1,54 A.







36

20. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl−, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electrones desapareados?

DATOS IMPORTANTES: h = 6,63 x 10-34 J.s; c = 3,00 x 108 m/s; 1 nm = 1 x 10-9m; RH = 2,18 x 10-18 J; 1 eV = 1,6 x 10-19 J




37

RESPUESTAS

1. Respuesta: λ = 6,62 x 10-16 m; υ = 4,53 x 1023 s-1; 1/λ = 1,51 x 1015 cm-1.

La radiación es infrarroja.

2. Respuesta: 2,82 x 102 kJ/mol

3. Respuesta: 4,86 x 10-7m

4. Respuesta: 1,28 x 10-10 m

5. Respuesta: 7,31 x 1014 s-1

6. Respuesta: υ = 1,24 x 1018 s-1; λ = 2,42 x 10-10 m

7. Respuesta: n = 2 a n = 3, ya que la energía es la mayor, 3,0 x 10-19 J.

8. Respuesta: 1,8 x 105 J

9. Respuesta: a) Incorrecta, porque l = 0 ml sólo puede ser 0, orbital s.

d) Incorrecta. No existe el número cuántico l = 7 ni ml = 7

10. Respuesta: Correcta la b) representa el orbital 3d

Correcta la d) representa el orbital 2p

11. Respuesta: Radio: He < Cl < I < Ag < Ba < Cs; Energía de ionización: Cs <

Ba< Ag < I < Cl < He; Afinidad electrónica: (es menor cuanto más

negativa, es decir cuanto más energía se desprenda al capturar un

e− ) Cl< I < Ag < Cs < Ba < He. Así, el cloro es el elemento de los

descritos que más energía desprende al capturar el e– por ser

mayor su Z* y menor su tamaño. En el caso del Ba y el He la

afinidad electrónica será positiva, y aunque en teoría el He debería

ser el elemento al que cuesta más introducir un e−, también es cierto

que los metales alcalino-térreos tienen afinidades electrónicas

positivas por tener el nivel “s” completo.

12. Respuesta: a) (3p5): (3,1,-1,+½); (3,1,0,+½); (3,1,1,+½); (3,1,-1,-½); (3,1,0,-½)

b) (3,1,1,+½)

c) (3,1,1,-½)

13. Respuesta: Z = 11: 1s22s22p63s1;

Z = 35: 1s22s22p63s23p63d104s24p5;

Z = 54: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

a) Z = 11: Grupo IA (Metales alcalinos); Z = 35: Grupo VIIA

(Halógenos); Z = 54: Grupo VIIIA (Gases nobles)

b) Z = 11: + 1; Z = 35: - 1; Z = 54: 0



38

c) Z = 11: Metal; Z = 35: No metal; Z = 54: Gas noble

14. Respuesta: a) F < N < Si < Fe < Cs; los átomos de menor tamaño son los del

periodo 2 (F y N) siendo el F menor por tener una mayor carga

nuclear efectiva sobre los electrones de valencia, por un

menor apantallamiento, al tener más e– en la última capa. El

Si es del periodo 3 y es por tanto mayor al tener más capas

electrónicas. Lo mismo le sucede al Fe del periodo 4 y en

mucha mayor medida al Cs del periodo 6.

b) Cs < Fe < Si < N < F; la electronegatividad crece según se

sube en la tabla y según se desplaza hacia la derecha dentro

de un mismo periodo. Así mientras el Cs es uno de los

elementos menos electronegativos, el F es el elemento más

electronegativo.

c) Cs < Fe < Si < N < F; sigue el mismo orden que la

electronegatividad, puesto que en los metales es más sencillo

extraer un electrón y más cuanto más alejado se encuentre del

núcleo, mientras que los no metales tienen altas energía de

ionización y mayores cuanto más a la derecha y más hacia

arriba se encuentren en la Tabla Periódica.

15. Respuesta: a) A: 2º período y grupo IVA (Carbono); B: 2º período, grupo VIIA

(Flúor); C: 4º período, grupo IA (Potasio); D: 2º período, grupo

VIA (Oxígeno).

b) Como la energía de ionización decrece con el tamaño, el de

menor energía de ionización será el C (K) y el de mayor será

el B (F).

c) Dado que el tamaño del átomo viene dado fundamentalmente

por el número cuántico principal, el mayor será el D (K). Los

otros tres pertenecen a un mismo período en el que debido al

aumento de carga nuclear efectiva y, por tanto, mayor

atracción entre los electrones y el núcleo, a medida que se

avanza hacia la derecha en el período disminuirá el radio

atómico por lo que el más pequeño será el B (F).



39

16. Respuesta:

Transición electrónica

E (J)

ν (s-1)

λ (m)

Emisión o Absorción

n = 5 a n = 1

-2,09 x 10–18

3,15 x 1015

9,52 x 10-8

Emisión

n = 6 a n = 2

-4,84 x 10–19

7,30 x 1014

4,11 x 10-7

Emisión

n = 4 a n = 5

4,91 x 10–20

7,40 x 1013

4,10 x 10-6

Absorción

17. Respuesta:

18. Respuesta: 1,2 x 10-43 m

19. Respuesta: 1,29 x 10−21 J

20. Respuesta: N3−: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+;

Cl−: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+.

Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 tiene electrones desapareados en

los orbitales 3d.



40

GUIA Nº 4

UNIDAD Nº 3

ENLACE, GEOMETRÍA MOLECULAR E INTERACCIONES INTERMOLECULARES

Objetivos específicos de la Unidad 3 1. Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.

2. Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas iónicas.

3. Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples.

4. Polaridad de los enlaces y electronegatividad.

5. Geometría molecular

6. Polaridad Molecular

7. Interacciones Intermoleculares: interacciones iónicas, dipolo-dipolo, dipolo inducido –

dipolo inducido, uniones por puente de hidrógeno.

8. Relación entre tipo de enlace y propiedades físicas.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 8 y 9. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 7 y 8. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.




41


1. a) Escriba la estructura de Lewis del ión perclorato, ClO4−

b) Calcule las cargas formales c) ¿Cuál es la estructura más razonable de acuerdo a las cargas formales que presenta?

Desarrollo:

a) Como sabemos:

El O tiene Z = 8, por lo cual su configuración electrónica es: 1s22s22p4 y los

electrones del último nivel o los de valencia serán 6; El Cl tiene Z = 17, por lo

cual su configuración electrónica es: 1s22s22p63s23p5 y los electrones del último

nivel o los de valencia serán 7, además la estructura tiene un electrón más.

Por lo tanto, los electrones de valencia totales de la estructura del perclorato,

ClO4-, será: (O) 6 x 4 + (Cl) 7 x 1 + 1 electrón más = 32 electrones, lo que esta

de acuerdo a la siguiente estructura de Lewis:

b)

enlace de enlazados no libre átomo el en Lewis de estructuraelectrones de

21 electrones de valencia de electrones una en átomo un

total Número Número de total número de Formal aargC−−=

CF (Cl) = 7 - 0 - 8/2 = +3

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (4)

Desde un punto de vista electrostático, los sistemas que presentan una gran

separación de cargas eléctricas son poco estables. En general, por tanto, se

prefieren estructuras de Lewis en las que los átomos tengan cargas formales 0 o

a lo sumo ± 1. Por tanto esta estructura será poco probable.



42

c) Al adecuarla para llegar a distribuciones electrónicas más razonables de la

estructura se debe considerar:

i) El Cl pertenece al 3er periodo y por tanto puede ampliar el octeto, por lo

tanto, puede alojar más de 8 electrones. Uno de los átomos de O

periféricos puede ceder un par de electrones, que contribuyen a un doble

enlace:

Podemos recalcular las cargas formales:

CF (Cl) = 7 – 0 - 10/2 = +2

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (3)

CF (O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0

ii) Esta distribución electrónica todavía presenta una elevada separación de

cargas y por tanto cabe esperar que sea poco estable.

El proceso de ceder electrones desde los O periféricos hacia el Cl para

formar nuevos enlaces puede continuar:

Carga Formal de estructura III:

CF(Cl) = 7 – 0 - 12/2 = +1

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2)

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (2)

Carga Formal de estructura IV: CF(Cl) = 7 – 0 -14/2 = 0

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (3)

Carga Formal de estructura V:

CF(Cl) = 7 – 0 - 16/2 = -1



43

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (4)

iii) Las estructuras (III), (IV) y (V) son correctas desde el punto de vista de una

distribución electrónica adecuada. La decisión sobre cual es la más

representativa no es fácil. Podemos recurrir al siguiente argumento

electrostático: en una esfera conductora, las cargas eléctricas se sitúan en

la superficie. Según este argumento aquella distribución que coloque las

cargas formales negativa sobre los átomos periféricos (la número IV)

podemos pensar que será la más estable.

iv) No se puede olvidar que cada una de las estructuras anteriormente

descritas (II), (III), (IV) y (V) presentan estructuras resonantes. Por ejemplo,

para la (IV) tenemos las estructuras siguientes:

2. Indicar la polarización de los enlaces en la molécula de metano, CH4, mediante el

uso de flechas que indique el desplazamiento de la densidad electrónica.

El enlace carbono – hidrógeno está polarizado, con una densidad de carga negativa

sobre el átomo de carbono y una densidad de carga positiva sobre el átomo de

hidrógeno, debido a la diferencia entre la electronegatividad del carbono e

hidrógeno. La electronegatividad del C es 2,5 y la del H es 2,1; la diferencia es 0,4.



44

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos números

atómicos son 11, 13 y 16. b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor carácter metálico. c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?

2. Dados los elementos A, B, y C de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:

a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos. b) Determine el grupo y período a los que pertenecen. c) Indique cual es el más electronegativo.

3. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos. 4. Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las afirmaciones siguientes:

a) El cloruro de sodio es soluble en agua. b) El hierro es conductor de la electricidad.







45

5. Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas:

a) Un hilo de cobre. b) Un cristal de Cu(NO3)2 . c) Una disolución de Cu(NO3)2 .

6. Defina los conceptos, de los valores y estructura para los elementos siguientes: Mg

(Z = 12), Cl (Z = 17), Al (Z = 13) y O (Z = 8).

a) Capa de Valencia b) Electrones de Valencia c) Valencia d) Estructura de Lewis

7. A partir de las configuraciones electrónicas de los átomos correspondientes, de las

estructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO2- y NO3

-. 8. Escribir las fórmulas de Lewis para las moléculas: Cloruro de sodio, NaCl; catión

amonio, NH4 + y Amoníaco, NH3.







46

9. a) Escriba las estructuras contribuyentes del ion SCN-. b) ¿Cuál de ellas es más estable y porqué? 10. a) Escriba la estructura de Lewis del ión nitrato, NO3

- b) Calcule las cargas formales c) ¿Presenta estructuras resonantes, si es afirmativo, escriba los híbridos

resonantes del ión? 11. a) Escriba la estructura de Lewis y, b) Calcule la carga formal de las moléculas siguientes:

i) PCl3; ii) ICl4-; iii) ClF3; iv) OSF4

12. Indicar la polarización de los enlaces en H2O, SO y IBr mediante el uso de flechas

que señalen el desplazamiento de la densidad electrónica.







47

13. Indique si las siguientes propiedades del amoníaco son ciertas o falsas, razonando la respuesta en cada caso:

a) Es mal disolvente de compuestos iónicos. b) La molécula de amoníaco es polar.

14. Responda de modo razonado a las siguientes preguntas:

a) ¿Qué compuesto será más soluble en agua: óxido de calcio o yoduro de cesio? b) ¿Quién tendrá un punto de fusión más elevado: Bromuro de potasio o fluoruro de

sodio? c) Justifique por qué, en condiciones estándar, el agua es un líquido y el sulfuro de

hidrógeno es un gas.

15. Para la molécula de BF3 indique:

a) Geometría molecular b) Polaridad de la molécula






48

16. ¿Qué clases de fuerzas intermoleculares existen entre las moléculas de los pares siguientes?

a) Amoníaco y agua. b) Dióxido de carbono y cloruro de telurio (IV). c) Nitrógeno gaseoso y bromuro de fósforo (V). d) Ion carbonato y ozono.

17. Con base en la geometría molecular y los tipos de enlace, determine cuáles de las

moléculas siguientes son polares: NH3, CH4, H2O, CH2Cl2, CCl4, CaCl2

18. Explicar en términos de fuerzas intermoleculares por qué:

a) El HF tiene mayor temperatura de ebullición que el HBr. b) Las moléculas simétricas suelen hervir a temperaturas más bajas que las no

simétricas de masa molar similar. c) Un cubito de hielo flota en un vaso de H2O.






49

19. Para las siguientes moléculas PbO32–; XeCl5+ y XeCl2, determine:

a) La estructura de Lewis b) La geometría molecular del átomo central.

20. Con base en la molécula hipotética siguiente:

Determine la geometría molecular con respecto a los átomos de C, Si, Te, Cl y N.





50

21. Señale seis propiedades que son afectadas por las interacciones intermoleculares y cinco factores que influyen en las fuerzas intermoleculares

22. Clasifique las siguientes fuerzas intermoleculares atractivas en términos de fuerzas

ión-dipolo o fuerzas entre moléculas covalentes a) dipolo-dipolo

b) ión-dipolo permanente c) dipolo-dipolo inducido d) ión-dipolo permanente e) dispersión o fuerzas de London f ) puente de hidrógeno

23. Señale el tipo de interacciones intermoleculares que presentan cada uno de los

pares de moléculas que se indican a continuación

a) NaCl en H20 b) K+ en SF6 c) ¿Cómo se ve influenciada la solubilidad en cada par de moléculas?





51

24. Dibuje las estructuras de Lewis para el cis 2,3-diclorometano y el trans 2,3-

diclorometano

a) Señale si el momento dipolar es igual o diferente a cero en ambas moléculas b) Señale el tipo de interacción intermolecular en ambas moléculas c) ¿Cuál isómero presenta mayor punto de ebullición? d) ¿ambas presentan la misma solubilidad en el mismo tipo de solvente?

25. En la siguiente tabla se listan moléculas orgánicas que presentan masas molares

similares con sus respectivos valores de momento dipolar

Molécula orgánica Masa Molar (g/mol) Momento dipolar µ (Debye) Propano 44 0,1 Dietil éter 46 1,3 Acetaldehído 44 2,7 Acetonitrilo 41 3,9





52

a) Dibuje las estructuras de Lewis para cada molécula y señale que tipo de interacciones intermoleculares presenta cada una de ellas

b) ¿Cuál molécula presenta la mayor fuerza de atracción? c) Ordene las moléculas desde mayor a menor punto de ebullición?

26. Explique qué tipo de interacciones moleculares permiten que sea posible licuar el

N2 y el O2. 27. En la siguiente tabla se listan los puntos de fusión y de ebullición de los gases

nobles, en términos de interacciones intermoleculares explique las diferencias en estas propiedades

Gas noble Punto de fusión °C Punto de Ebullición °C He -270 -269 Ne -249 -246 Ar -189 -186 Kr -159 -153 Xe -112 -108





53

28. En la siguiente tabla se listan los puntos de fusión y de ebullición de los halogenos,

en términos de interacciones intermoleculares explique las diferencias encontradas en estas dos propiedades

Halógeno Punto de Fusión °C Punto de Ebullición °C F2 -220 -188 Cl2 -101 -34 Br2 -7 59 I2 114 184

29. En los hidrocarburos alifáticos lineales se presenta el siguiente comportamiento de

punto de ebullición en función del número de átomos de carbono (número de electrones). Al respecto señale que tipo de fuerzas están involucradas en estas propiedades





54

30. En el siguiente gráfico de temperatura de ebullición versus período, para diferentes

hidruros moleculares

Variación de los puntos de ebullición de hidruros moleculares

Al respecto:

a) ¿Qué especie se encuentra en estado gaseoso a temperatura ambiente? b) ¿Qué tipo de interacciones están presentes en estas moléculas?




55

c) ¿Por qué los compuestos formados por los elementos del grupo VI presentan mayor punto de ebullición que los compuestos formados por los elementos del grupo VII?

d) En el caso de hidruros formados por los átomos de N, O y F presentan anomalías con respecto a los puntos de ebullición. ¿Qué tipos de interacciones producen esta anomalía?.

31. Las cargas explosivas que contienen TNT (trinitrotolueno) no explotan por

tratamiento mecánico, pero lo hacen violentamente cuando se hacen detonar. El tipo más frecuente de detonador es una cápsula de percusión que contiene Fulminato de mercurio, Hg(CNO)2, que explota cuando se golpea. El ión fulminato (CON)- es isoelectrónico e isoestructural con el ión azida (N3)-. La excepcional semejanza que existe entre el ión fulminato y el ión azida tiene relación con la naturaleza explosiva del fulminato de mercurio y de las azidas de metales pesados, que también son explosivos por choque como el azida de plomo, Pb(N3)2, al respecto:

a) dibuje las estructuras de lewis de ambos detonantes b) en caso de presentar más de una estructura, señale cual es la más estable en

ambos detonantes. 32. Existe una gran cantidad de especies que se comportan como ácidos y bases según

la teoría de Lewis. Una base de Lewis es una especia que puede donar electrones. ¿Cuál de las siguientes especies debe exhibir la menor capacidad como base de Lewis?

a) PCl3 b) CN- c) I- d) I+





56

e) SCl2 33. Una especie aceptora de electrones se llama ácido de Lewis, ¿Cuál de las siguientes especies no debería considerarse como un ácido de Lewis?

a) AlBr3 b) Ag+ c) SO3 d) BH4

- e) SiCl4





57

RESPUESTAS

1. Respuesta: a) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

b) El elemento de mayor carácter metálico es el Na, porque tiene

una gran tendencia a perder el electrón que tiene en su último

nivel, para alcanzar la configuración estable del gas noble del

período anterior.

c) Na: grupo I A, período 3; Al: grupo III A, período 3; S: grupo VI

A, período 3.

2. Respuesta: a) A: 1s2 2s2 2p5

B: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

b) A: grupo VII A, período 2; B: grupo I A, período 4; C: grupo VII A,

período 4.

c) La tendencia es mayor en A que en C, porque es más pequeño

y el núcleo atrae con mayor fuerza al electrón que necesita

captar.

3. Respuesta: CaF2: Iónico, Diferencia de Electronegatividad (ΔEN ) = 3;

CO2: covalente, ΔEN = 1 y H2O covalente, ΔEN = 1,4.

4. Respuesta: a) Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares

como el agua.

b) Las sustancias metálicas conducen la corriente eléctrica

gracias a la movilidad de la nube de electrones.

5. Respuesta: a) Conduce la corriente eléctrica en estado sólido y fundido

gracias a la movilidad de la nube electrónica.

b) No conduce la corriente eléctrica porque los iones están

ocupando posiciones fijas y no tienen libertad de

movimiento.

c) Al disolverse el cristal, los iones tienen libertad de

movimiento y pueden conducir la corriente eléctrica.

6. Respuesta: a) Representación del último nivel de energía de la



58

configuración electrónica de un elemento.

b) Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia.

c) Número de electrones encontrados en el nivel más externo

de un átomo (último nivel de energía). (Tabla Nº 1).

Este valor representa por lo tanto, la capacidad de un

átomo individual para combinarse con otros átomos. El

valor expresa el número de electrones que un átomo puede

dar a o aceptar de otro átomo. (Tabla Nº 1).

d) Estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo

del elemento con los electrones de valencia alrededor del

símbolo, empleando puntos o asteriscos. (Tabla Nº 2).

Tabla Nº1 Elemento

Capa de Valencia

Electrones de Valencia

Valencia

Mg

3s2

2

+2

Cl

3s2 3p5

7

-1

Al

3s2 3p1

3

+3

O

2s2 2p4

6

-2

Tabla Nº2



59

7. Respuestas: N: 1s2 2s2 2p3

O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5

8. Respuesta:



60

9. Respuesta: a)

b) La estructura (III) es la más inestable puesto que representa

la molécula con una gran separación de cargas formales.

Las estructuras de más peso en el híbrido de resonancia

serán la (I) y (II). De entre ellas podemos decir que la que

contribuirá de forma más eficaz es la (II) puesto que sitúa la

carga formal -1 sobre el átomo más electronegativo mientras

que la (I) lo sitúa sobre el S. Por tanto el peso relativo de

cada una de estas estructuras en el híbrido de resonancia

sería el siguiente: (II) > (I) >>> (III).

10. Respuesta: a)

b) las cargas formales:

CF(N) = 5 – 0 - 8/2 = 1; CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (1)

CF (O’) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2)

c) Si presenta resonancia. En este caso podemos imaginar 3

estructuras resonantes:



61

11. Respuesta: i) a)

b) CF (P) = 5 - 2 - 6/2 = 0

CF (F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

ii) a)

b) CF (I) = 7 – 4 - 8/2 = -1

CF (Cl) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (3)

iii)

a)

b) CF(Cl) = 7 - 4 - 6/2 = 0

CF(F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

iv) a)

b) Como átomo central colocamos al S.



62

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1

CF(S) = 6 – 0 -10/2 = 1

CF (F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4)

Aunque en este caso hay otra distribución posible que

no sitúa cargas formales sobre ningún átomo y que por

lo anteriormente expuesto será la más probable:

y las cargas formales son:

CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0

CF(S) = 6 – 0 - 12/2 = 0

CF(F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4)

12. Respuesta: H2O: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. H = 2,1); diferencia 1,4.

SO: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. S = 2,5); la diferencia es 1.

IBr: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

bromo, (E.N. Br = 2,8); (E.N. I = 2,5); la diferencia es 0,3.

13. Respuesta: a) y b) Para que un disolvente sea adecuado para los compuestos

iónicos, debe tener sus moléculas polarizadas. Si tenemos en

cuenta las electronegatividades del N (3,0) y del H (2,1) sus enlaces

estarán polarizados con un exceso de carga más cerca del N que

del H; de esa forma, y dado que, además el N tiene un par de



63

electrones desapareados, la molécula en su conjunto presentará

una cierta carga negativa en el vértice del tetraedro, y un exceso de

carga positiva en la cara tetraédrica en la que se sitúan los H, por

ello, sí disolverá a los compuestos iónicos, aunque menos que el

agua.

14. Respuesta: a) La proporción de carácter iónico en un enlace entre dos átomos

es tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de

electronegatividades entre los átomos enlazados, y sabemos

que esta propiedad aumenta en la Tabla periódica de abajo a

arriba en los grupos, y de izquierda a derecha en las periodos.

La solubilidad en agua es una propiedad que es mucho más

notable cuanto mayor sea el carácter iónico del enlace. En este

caso el yoduro de Cesio tiene una proporción de carácter iónico

mayor que el óxido de calcio, por lo que será más soluble en

agua.

b) El punto o temperatura de fusión de un determinado compuesto

es tanto mayor cuanto mayor sea el carácter iónico del enlace

que los une. En el caso de los dos compuestos que nos dan, la

mayor diferencia de electronegatividades se da en el caso del

Fluoruro de sodio, por lo que será éste el que tiene un punto de

fusión más elevado.

c) En los dos compuestos que nos dan, el enlace intermolecular,

de tipo puente de hidrógeno, estará más polarizado en el caso

del enlace O ⎯ H que en el S ⎯ H, ya que la diferencia de

electronegatividades entre O e H es mayor que en el caso del S

y el H.



64

Debido a ello, aparecen enlaces intermoleculares por puente de

hidrógeno entre un átomo de O de una molécula de agua y un H

de una molécula vecina, mientras que este enlace por puente de

hidrógeno no aparece en el caso del H2S.

Como consecuencia de ello, las “agrupaciones moleculares” en

el caso del agua son mayores que en el sulfuro de hidrógeno

debido a la existencia de enlaces por puente de Hidrógeno, lo

que hacen que el estado físico del agua sea líquido, mientras

que el sulfuro de hidrógeno es un gas en condiciones estándar.

15. Respuesta: a) En este caso estamos ante una excepción a la regla del octeto.

El boro tiene 3 pares de electrones compartidos. La forma de

disponer esos tres pares de electrones lo mas lejos posible es

hacia los vértices de un triangulo equilátero. Las tres uniones

quedan en un plano. Esa geometría se denomina PLANA

TRIGONAL y los ángulos entre los enlaces son de 120º.

b) Los tres momentos dipolares de las uniones boro – flúor son

iguales en módulo, pero al estar dispuestos en el espacio en

forma simétrica (existe un centro de simetría), su suma es igual

a cero. Es una molécula NO POLAR.

16. Respuesta: a) Dipolo-dipolo y puentes de hidrógeno

b) Dipolo-dipolo inducido

c) Dipolo-dipolo inducido

d) Ion-dipolo inducido

17. Respuesta: NH3, H2O, CH2Cl2 18. Respuesta: a) El F forma puentes de hidrógeno (pequeño tamaño y alta

electronegatividad).

b) Las moléculas no simétricas que son polares tienen la

capacidad de establecer interacciones intermoleculares de tipo

dipolo-dipolo que son más fuertes que las de dispersión que



65

presentan las moléculas simétricas, ya que son apolares.

c) La densidad del agua en estado sólido es menor que en

estado líquido, debido a que al estar sus moléculas más

ordenadas producto de su cercanía, esto facilita que se

intensifiquen las interacciones intermoleculares.

19. Respuesta: a)

b) Plana trigonal; Piramidal cuadrada y Lineal. 20. Respuesta C: Plana trigonal Si: Tetraédrica Te: Angular Cl: Piramidal trigonal N: Piramidal trigonal 21. Respuesta Punto de fusión, punto de ebullición, presión de vapor, solubilidad,

densidad, viscosidad. Distribución de la densidad electrónica, electronegatividad de los átomos, forma de las moléculas, tamaño de las moléculas

22. Respuesta a) fuerza entre moléculas covalentes b) fuerza entre iones y dipolos (covalentes) c) fuerza entre moléculas covalentes d) fuerza entre iones y dipolos (covalentes) e) fuerza entre moléculas covalentes f) fuerza entre moléculas covalentes 23. Respuesta a) íon – dipolo permanente b) íon – dipolo inducido c) la solubilidad de NaCl em H2O ES mayor debido a que la

molécula de água presenta momento dipolar distinto de cero a diferencia del SF6 que presenta momento dipolar resultante 0

24. Respuesta a) El isómero Cis presenta momento dipolar resultante distinto de

cero, en cambio el momento dipolar resultante del isómero Trans es = 0 b) En el caso del isómero Cis presenta interacción dipolo-dipolo c) Isómero Cis presenta mayor punto de ebullición



66

d) Depende exclusivamente del tipo de solvente, em solvente polar el isómero Cis mayor solubilidad, en solvente apokar isómero Trans mayor solubilidad.

25. Respuesta a) el compuesto que presenta mayor fuerza de atracción es el que

presenta mayor polaridad, por lo tanto el acetonitrilo presenta mayor fuerza de atracción c) mayor polaridad, mayor fuerza de atracción, mayor punto de ebullición, esto implica que el orden de mayor a menor punto de ebullición es el siguiente: Acetonitrilo, acetaldehído, dietil éter, propano

26. Respuesta Debido a interacciones de tipo London 27. Respuesta Interacciones de tipo London, a mayor Masa Molar, mayor es la

fuerza de atracción y mayor será el punto de fusión y de ebullición en moléculas similares

28. Respuesta Se deben a interacciones de tipo London. Son atracciones que se

dan entre cualquier tipo de moléculas debido a los dipolos instantáneos que se forman producidos por las fluctuaciones en la densidad electrónica que rodea a los átomos. Las fuerzas de London dependen de la forma de la molécula. Para moléculas de forma semejante, crecen con la masa molecular y con la polarizabilidad ya que esos dos factores facilitan la fluctuación de los electrones

29. Respuesta En hidrocarburos alifáticos se presentan Fuerzas de dispersión o

London, y estas fuerzas se vem influenciadas por la forma de la molécula. A mayor superfície, mayor interacción de London, de esta manera los hidrocarburos lineales presenta mayor interacción que las moléculas ramificadas

30. Respuesta a) agua

b) en La mayoría de estos compuestos existen interacciones del tipo dipolo-dipolo, pero en el caso de lãs moléculas formadas por elementos del período 2 (N, O y F) además presentan interacciones por puente de hidrogeno c) se deben a que estas moléculas presentan interacciones de puente de hidrógeno

31. Respuesta Tres estructuras resonantes 32. Respuesta d) I+ 33. Respuesta d) BH4-



67

GUIA Nº 5

UNIDAD Nº 4

ESTEQUIOMETRÍA

Objetivos específicos de la Unidad 4 1. Ecuaciones químicas: Escritura y balanceo de ecuaciones

2. Pesos atómicos y moleculares. Escala de masas atómicas

3. El mol y número de Avogadro

4. Masas molares. Fórmulas moleculares y empíricas

5. Cálculos con fórmulas químicas y ecuaciones

6. Reactivo limitante, rendimiento de una reacción.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





68


1. El mentol, la sustancia que podemos oler en las pastillas mentoladas para la tos, se compone de C, H y O. Una muestra de 0,1005 g de mentol se quema, produciendo 0,2829 g de CO2 y 0,1159 g de H2O. Determine la fórmula empírica del mentol. Si el compuesto tiene una masa molar de 156 g/mol, ¿qué fórmula molecular tiene?

CxHyOz + O2 → CO2 + H2O

0,1005 g 0,2829 g 0,1159 g

M H = 1,01 g/mol A. Masas molares de CO

2 y H2O: M C = 12,01 g/mol

M O = 16,00 g/mol M CO

2 = 44,01 g/mol M H

2O = 18,02 g/mol

B. Moles y masa de carbono: Sabiendo que: n = m / M

3

2 10 428,6/ 01,44 2829,0 −== xmolggCOn mol

=⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛

22

3-

CO mol 1C mol 1CO de moles 10 x 6,428 x 6,428 x 10-3 moles de C

n de Carbono = 6,428 x 10-3 moles de C

m de Carbono = 6,428 x 10-3

moles de C ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

C mol 101,12 gx

m de Carbono = 0,07720 g

C. Moles y masa de hidrógeno:

mol 10 x 6,432g/mol 18,02

g 0,1159OH 3-2 ==n

=⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛OH mol 1

H mol 2OH de moles 10x 6,4322

23- x 0,01286 moles de H

n de Hidrógeno = 0,01286 moles de H

m de Hidrógeno = 0,01286 moles de H ⎟⎠⎞

⎜⎝⎛

H mol 101,1 gx = 0,01299 g

m de Hidrógeno = 0,01299 g



69

D. Moles y masa de Oxígeno

m total = m O + m C + m H m O = m total – (m C + m H) m O = 0,1005 g – (0,07720 g + 0,01299 g) m O = 0,0103 g

molggOn

/ 6,001 ,01030 =

n de Oxígeno = 6,44 x 10-4 moles de O

E. Determinación de Fórmula empírica:

n de Carbono = 6,428 x 10-3 moles de C n de Hidrógeno = 0,01286 moles de H n de Oxígeno = 6,44 x 10-4 moles de O Una vez determinado el número de moles, se divide por el menor de ellos para transformarlos en números enteros.

20 19,97 O de moles 1044,6

H de moles 0,01286Oxígeno den

Hidrógeno den 4 ≈== −x

10 9,98 O de moles 1044,6C de moles10 x 6,428

Oxígeno den Carbono den

4

-3

≈== −x

1 O de moles 1044,6O de moles 1044,6

Oxígeno den Oxígeno den

4

4

== −

−

xx

Fórmula empírica = C10

H20

O

F. Determinación de Fórmula molecular:

Ahora se determina el número de unidades (C

10H

20O) presentes en la fórmula

molecular.

Masa de la fórmula empírica = (12,01 g / mol x 10) + (1,01 g / mol x 20) + (16,00

g / mol x 1)

Masa de la fórmula empírica = 156 g / mol



70

Masa molar = 156 g/mol

1mol / g 156

mol / g 156 empírica fórmula la de Masa

molar Masa==

Fórmula molecular = C10

H20

O 2. En la reacción de obtención de fosfina, a partir de fosfuro de calcio, en presencia

de agua, según la siguiente ecuación no balanceada:

Se hacen reaccionar 461 g de fosfuro de calcio, Ca3P2, en presencia de 360 g de agua. Según estos datos, calcule: a) La masa de fosfina, PH3, obtenida. b) La cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida. c) Si el rendimiento de la reacción es de 72%, calcule la masa de fosfina, PH3,

realmente obtenida. a) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, obtenida: .

Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación química es balancear la ecuación. La ecuación correctamente balanceada es:

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masas molares de reactantes y productos involucrados en la reacción. Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre son datos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes de cualquier cálculo estequiométrico. Masa molar fosfuro de calcio, Ca3P2 = 182 g/mol Masa molar agua, H2O = 18 g/mol Masa molar fosfina, PH3 = 34 g/mol Masa molar hidróxido de calcio, Ca(OH)2 = 74 g/mol Ahora determinaremos el reactivo limitante de la reacción.



71

Para este efecto, vamos a calcular la cantidad de materia, moles, de cada reactante involucrado en la reacción.

g 182mol 1 x g 461 PCa n 23 =

n Ca3P2 = 2,53 mol Análogamente para el agua:

Según, los coeficientes estequiométricos de la reacción, nos indican que:

23

2232 PCa mol 1

OH mol 6 x PCa mol 53,2 OnH =

n H2O= 15,2 moles Inicialmente se tienen 20 moles de agua y solamente reaccionan 15,2 moles para consumir los 2,53 moles de fosfuro de calcio disponible. Luego, el limitante de la reacción es el fosfuro de calcio. Por lo tanto, el fosfuro de calcio será nuestra base de cálculo. Ahora hay que calcular la masa de fosfina, PH3, obtenida: Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemos decir que:

23

3233 PCa mol 1

PH mol 2 x PCa mol 53,2 PH n =

n PH3 = 5,06 mol La masa teórica de la fosfina:

mol 1 g 34 x PCa mol 06,5 PH m 233 =

m PH3 = 172 g La cantidad de fosfina obtenida es 172 g, si la reacción tuviese un 100% de rendimiento. Por esta razón, se llama rendimiento teórico. .

b) Cálculo de la cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida. El primer paso a seguir es calcular la cantidad de materia teórica de hidróxido de calcio.



72

Para lograr este objetivo debemos considerar los coeficientes estequiométricos de la reacción:

23

2232 PCa mol 1

)H(O aC olm 3 x PCa mol 53,2 )Ha(OC n =

n Ca(OH)2 = 7,59 mol La cantidad de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida si hubiese un 100 % de reacción es 7,59 mol.

c) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, realmente obtenida, si el rendimiento de la reacción es de 72 %. Rendimiento en porcentaje, se puede expresar de la siguiente manera:

Para nuestro caso,

Recordemos que la cantidad de fosfina obtenida es 172 g. Entonces:

00172 x g 172 PH m 3 =

m PH3 = 124 g La masa de fosfina obtenida, PH3, para un rendimiento del 72 % es 124 g.



73

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. En los prospectos de varios medicamentos se informa que una cantidad de diversos

compuestos (por comprimido, sobre o cucharada) equivale a cierta cantidad de calcio, según se indica entre paréntesis. Verificar las citadas equivalencias: a) Medicamento A: 1250 mg carbonato cálcico (500 mg Ca). b) Medicamento B: 1260 mg carbonato cálcico (500 mg Ca). c) Medicamento C: 2500 mg carbonato cálcico (1000 mg ó 25 mmol Ca). d) Medicamento D: 3,30 mg fosfato cálcico (1,2 g Ca). e) Medicamento E: 1 cucharada (=15 mL) de disolución en la que por 100 mL hay

1671 mg de fosfato cálcico (100 mg Ca). f) Medicamento F: 1 cucharada (=15 mL) de disolución en la que por 100 mL hay

2088 mg de fosfato cálcico (125 mg Ca). g) Medicamento G: 3750 mg pidolato cálcico, Ca(C5H6O3N)2, (500 mg Ca).

2. La densidad del hierro es 7,87 g/cm3. Calcule el número de los átomos del hierro

presentes en un cubo que tenga un borde de 3,00 centímetros. 3. Una gota de agua a 4,00ºC cuyo volumen es de 0,0500 cm3, ¿cuántas moléculas de

agua contiene? 4. El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos

huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, la dosis tóxica promedio?







74

5. ¿Cuántos moles de sulfuro de sodio, Na2S corresponden a 2,709 x 1024 moléculas de Na2S y a cuántos moles de sodio?

6. El prospecto de un medicamento indica, en una versión A, que cada comprimido

contiene 256,30 mg de sulfato ferroso sesquihidratado, FeSO4·1,5H2O, equivalente a 80 mg de hierro. En otra versión B de ese mismo medicamento, se indica que el contenido de dicha sal, por comprimido, es de 270 mg, también equivalente a 80 mg de hierro. Razónese cuál de los dos prospectos indica la equivalencia correcta.

7. La hemoglobina, una proteína que se encuentra en los eritrocitos transporta el O2 de

los pulmones hasta las células de los tejidos. El hierro (como ión Fe2+) es el 0,33% de la masa de la hemoglobina. Si la masa molar de la hemoglobina es 6,8 x 104 g/mol. ¿Cuántos moles de iones Fe2+ hay en un mol de la molécula?






75

8. Determinar la fórmula empírica de los minerales que tienen la siguiente composición:

a) Na 12,1%; Al 14,19%; Si 22,14%; O 42,09%; H2O 9,48%. b) ZnSO4 56,14%; H2O 43,86%

9. Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en corriente de aire y dio 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto sólo contenía C, H y O: a) ¿Cuál es su fórmula empírica? b) Si su masa molar determinada experimentalmente es 60 g/mol. ¿Cuál es su

fórmula molecular? 10. El análisis de una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) cuya masa es 1,274 g dio

la siguiente composición: C 0,521 g; H 0,058 g y el resto es oxígeno. Determinar la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176g/mol.






76

11. Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico (compuesto utilizado en los cosméticos con filtros solares) se quemó en corriente de oxígeno y se obtuvo 17,1 g de CO2, 3,50 g de H2O y 0,777 g de N2. El compuesto contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno.

a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno contenía la

muestra? b) ¿Qué masa de C, H y N contenía la muestra? c) Basado en la masa de la muestra original, ¿qué masa de oxígeno contenía la

muestra? d) ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido p-aminobenzoico?

12. El prospecto de un medicamento indica que cada comprimido contiene 525 mg de

sulfato ferroso, equivalente a 105 mg de hierro elemento. Asumiendo que el sulfato ferroso tiene cierto grado de hidratación, determine la fórmula de la sal correspondiente.

13. Equilibrar las siguientes ecuaciones químicas:

a) _ Fe + _ O2

_ FeO

b) _ Fe + _ O2

_ Fe2O3

c) _ Cu + _ O2

_ Cu2O

d) _ S + _ O2

_ SO2

e) _ Cl2 + _ O2

_ Cl2O5

f) _

Mn + _

O2

_ MnO3





77

g) _ I2 + _ O2

_ I2O7

h) _ FeO + _ H2O

_ Fe(OH)2

i) _ Fe2O3 + _ H2O

_ Fe(OH)3

j) _ Li2O + _ H2O

_ LiOH

k) _ Cl2O + _ H2O

_ HClO

l) _ Cl2O3 + _ H2O

_ HClO2

ll) _ Cl2O5 + _ H2O

_ HClO3

m) _ Cl2O7 + _ H2O

_ HClO4

n) _ SO2 + _ H2O

_ H2SO3

o) _ SO3 + _ H2O

_ H2SO4

p) _ HClO3 + _ NaOH

_ NaClO3 + _ H2O

q) _ HNO3 + _ Ca(OH)2

_ Ca(NO3)2 + _ H2O

r) _ H2CO3 + _ NaOH

_ Na2CO3 + _ H2O

14. El fluoruro de hidrógeno se fabrica para la producción de freones, según la siguiente

reacción (no balanceada):

CaF2 (s) + H2SO4 (ac) → CaSO4 (s) + HF (g) Si reaccionan 1 kg de fluorita de 70% de pureza en fluoruro de calcio, con 2 litros de

solución de ácido sulfúrico al 50% en masa de densidad 1,5 g/mL, calcular: a) el reactivo limitante b) el reactivo en exceso y qué cantidad queda sin reaccionar c) la masa de fluoruro de hidrógeno formado d) el número de moles de la sal que se obtiene como producto.




78

15. Bajo ciertas condiciones la reacción de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrogeno tiene un rendimiento de 38.2%. Cuántos gramos de NH3 deben reaccionar con un exceso de de oxígeno para producir 17,5 g de NO?

4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)

16. El trióxido de azufre se obtiene de la reacción del dióxido de azufre y oxígeno.

Cuántos gramos de SO3 pueden producirse de la reacción de 3,00 g SO2 con 2,02 g de O2?

2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) 17. El magnesio reacciona con el yodo gaseoso a altas temperaturas para producir

yoduro de magnesio. Qué masa de MgI2 puede ser producida a partir de la reacción de 4,44 g Mg y 13,4 de I2?






79

18. La reacción de 10,0 H2(g) con 10,0 g de O2(g) dan 8,43 g de H2O(g). ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de de esta reacción?

19. El vidrio común se obtiene fundiendo en hornos una mezcla molida de arena de cuarzo (SiO2), carbonato de sodio (Na2CO3) y carbonato de calcio (CaCO3) a 1500 -1600°C:

Na2CO3

CaCO3

Na2O + CO2 (g)

CaO + CO2 (g)calor

El Na2O y el CaO reaccionan con el SiO2 obteniéndose:

Na2O + CaO + 6SiO2calor Na2O . CaO . 6SiO2

vidrio

Calcular cuántos gramos de SiO2, Na2CO3 y CaCO3 se necesitan para obtener 1 kg de vidrio.





80

20. Una muestra de 10,50 g de una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y sulfato de calcio se calentó para descomponer el carbonato, de acuerdo a la ecuación siguiente:

CO2+CaOΔCaCO3

El CO2 gaseoso escapó y el CaSO4 no se descompone por el calentamiento. La masa final de la muestra es 7,64 g ¿Qué porcentaje de la mezcla original es CaCO3?

21. Una mezcla de clorato y perclorato de potasio de masa 4,0 g se descompone por

calentamiento formandosé 2,40 g de cloruro de potasio y oxígeno en ambas reacciones. Las ecuaciones involucradas (sin balancear) en esta reacción de descomposición son las siguientes

KClO3 → KCl + O2

KClO4 → KCl + O2

a) Balancee las ecuaciónes

b) Calcule los moles totales de KCl obtenidos

c) Calcule la masa de cada uno de los reactantes en la mezcla





81

22. Una mezcla de 0,156g compuesta por alumino y zinc se trata con un exceso de H2SO4, formandosé en ambas reacciones 0,114 L de hidrógeno gaseoso a una temperatura de 27°C y a una presión de 725 mm Hg. Las reacciones involucradas son las siguientes

Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

a) Balancee las ecuaciones químicas b) Calcule la cantidad de moles totales obtenidos en la reacción c) Calcule las masas iniciales de Aluminio y Zinc

23. Uno de los métodos utilizados para el tratamiento de aguas residuales se denomina

digestión bacteriana. Este método consiste en que las bacterias nitrosomonas metabolizan la conversión de amoniaco a nitritos según la siguiente reacción global:

CO2(ac) + NH4

+(ac) → C5H7O2N(biomasa) + NO2

-(ac) + H+

(ac) si se tiene un tanque de tratamiento de residuos inoculados con bacterias de

100000 L (ρ=1,008 g/mL) y que contiene 4,5% p/p de iones amonio y se consume el 90% de dichos iones: a) Balancee la ecuación química b) ¿Qué masa en kg de biomasa se producirá? c) ¿Cuál será la concentración en mol/L suponiendo que el volumen inicial no

cambia por efecto de la reacción?

a) Balancee la ecuación b) ¿Qué masa en Kg de biomasa se producirá? R: 466,0 Kg c) ¿Cuál será su concentración en mol/L suponiendo que el volumen inicial no

cambia por efecto de la reacción? R: 0,0412 mol/L





82

24. En el proceso de fluoración del agua se suelen emplear diferentes compuestos químicos, entre ellos se encuentran el ácido fluorosilícico (H2SiF6), el fluoruro sódico (NaF) y el fluorosilicato sódico (Na2SiF6), los dos últimos reactivos sólidos. Al respecto:

a) Determine el porcentaje en masa de fluor contenida en una disolución comercial

de ácido fluorosilícico (15% en masa en la solución) b) Determine el porcentaje en masa de fluor contenida en el NaF c) Determine el porcentaje en masa de fluor contenida en el Na2SiF6

25. El cloruro de potasio es uno de los compuestos químicos utilizados en el área de la

agricultura debido a sus grandes ventajas como fertilizante. Se obtiene principalmente en forma natural a partir de diferentes minerales como silvinita, silvita, kainita y carnilita. En forma artificial se obtiene como subproducto en la obtención del HNO3 mediante la siguiente reacción:

KNO3 + HCl → HNO3 + KCl Cuando se hace reaccionar 25 g de KNO3 con 25 mL. de una solución de HCl de concentración 36 % en peso y densidad 1,2 g/mL. a) Determine el reactivo Limitante y reactivo en exceso b) ¿Cuántos g de KCl se obtienen si el rendimiento de la reacción es de un 78 %?

Además de utilizar el KCl como fertilizante en la agricultura, se utiliza en la medicina para tratar enfermedades como la Hipokalemia (disminución de potasio en el organismo). Sin embargo, la sobredosis de este compuesto en el organismo puede producir el efecto contrario que es la Hiperkalemia (aumento de potasio) cuyo efecto principal es producir un bloqueo de la conducción cardiaca (paro cardíaco). Aprovechando este efecto es que en algunos países donde aún se aplica la pena de muerte mediante inyección letal se utiliza en combinación con Tiopental sódico y bromuro de pancuronio. La dosis letal al ingerirse en forma oral es de 2500 mg/Kg y la dosis letal por vía intravenosa se reduce a 100 mg/Kg. Si la ejecución de los presos se realiza por vía intravenosa determine: c) La cantidad de KCl necesaria para producir un paro cardíaco en un preso de 90

kg

d) La cantidad de KNO3 que se necesita para obtener la masa de KCl en c) sabiendo que el rendimiento de la reacción es de un 78%




83

26. Algunas aguas de ríos presentan altos contenidos de carbonatos, bicarbonatos y

sulfatos de Calcio y Magnesio lo que provoca que no se forme espumas al utilizar detergentes. Este tipo de aguas se denominan aguas duras. Para eliminar la dureza del agua, ésta es tratada antes de ser utilizadas en calderas o generadores de vapor. Un tratamiento eficaz consiste en adicionar hidróxido de sodio (NaOH) y de calcio (Ca(OH)2) para eliminar la dureza temporal provenientes de los bicarbonatos mediante la siguiente reacción

Ca(HCO3)2 + NaOH → CaCO3 + Na2CO3 + H2O

Además, el hidróxido de Calcio elimina la dureza permanente proveniente del

sulfato de magnesio (MgSO4) según la siguiente reacción

MgSO4 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + CaSO4 A su vez el CaSO4 formado se elimina al reaccionar con el Na2CO3 de acuerdo a la

siguiente reacción

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4 ¿Cuánto NaOH y Ca(OH)2 se tiene que agregar para eliminar por completo la dureza

del agua?




84

RESPUESTAS

1. Respuesta: a) A (500,5 mg)

b) B (505 mg)

c) C (1001 mg ó 25 mmol)

d) D (1,28 g)

e) E (97 mg)

f) F (122 mg)

g) G (508 mg)

2. Respuesta: 2,29 x 1024 átomos

3. Respuesta: 1,67 x 1021 moléculas

4. Respuesta: 1,25 x 1021 moléculas de HCN

5. Respuesta: 4,5 mol de Na2S; 9 mol de Na

6. Respuesta: Versión A

7. Respuesta: 4 mol de iones hierro

8. Respuesta: a) Na2Al2Si3O10.2H2O;

b) ZnSO4.7H2O

9. Respuesta: a) C3H8O;

b) C3H8O

10. Respuesta: C6H8O6

11. Respuesta: a) 0,389 moles de átomos de C, 0,389 moles de átomos de H y

0,0555 moles de átomos de N;

b) 4,6 g de C; 0,39 g de H y 0,78 g de N

c) 1,77 g de O;

d) C7H7NO2

12. Respuesta: FeSO4·7H2O

13. Respuesta:

a) 2 Fe + O2

2 FeO

b) 4 Fe + 3 O2

2 Fe2O3

c) 4 Cu + O2

2 Cu2O

d) S + O2 SO2



85

e) 2 Cl2 + 5 O2

2 Cl2O5

f) 2 Mn + 3 O2

2 MnO3

g) 2 I2 + 7 O2

2 I2O7

h) FeO + H2O

Fe(OH)2

i) Fe2O3 + 3 H2O

2 Fe(OH)3

j) Li2O + H2O

2 LiOH

k) Cl2O + H2O

2 HClO

l) Cl2O3 + H2O

2 HClO2

ll) Cl2O5 + H2O

2 HClO3

m) Cl2O7 + H2O

2 HClO4

n) SO2 + H2O

H2SO3

o) SO3 + H2O

H2SO4

p) HClO3 + NaOH

NaClO3 + H2O

q) 2 HNO3 + Ca(OH)2

Ca(NO3)2 + 2 H2O

r) H2CO3 + 2 NaOH

Na2CO3 + 2 H2O

14. Respuesta: a) CaF2

b) H2SO4, sobran 621 g

c) 359 g

d) 9 moles

15. Respuesta: 26,0 g



18. Respuesta: 74,9%

19. Respuesta: 753 g SiO2

209,2 g CaCO3

221,7 g Na2CO3

20. Respuesta: 61,9%



86

21. Respuesta: a) 2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2 KClO4 → KCl + 2 O2 b) 0,0322 moles

c) 3,542 g clorato y 0,457 g de perclorato

22. Respuesta: a) 2 Al + 3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2 b) 0,00442 moles

c) 0,05 g de Al y 0,106 g Zn

23. Respuesta: a) 5 CO2(ac) + 5 NH4+

(ac) → C5H7O2N(biomasa) + 4 NO2-(ac) + 13 H+

(ac)

b) 466,0 Kg

c) 0,0412 mol/L

24. Respuesta: a) 11,9 %

b) 45,2 %

c) 60,6 %

25. Respuesta: a) KNO3 reactivo limitante y HCl reactivo en exceso

b) 14,35 g KCl

c) 9 g KCl

d) 15,66 g KNO3

26. Respuesta: 88,83 g de NaOH y 12,31 g de Ca(OH)2



87

GUIA Nº 6

UNIDAD Nº 5

GASES Y SUS PROPIEDADES

Objetivos específicos de la Unidad 5 1. Características generales de los gases

2. Teoría Cinética de los gases

3. Presión de gases y el manómetro

4. Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro

5. Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases

6. Peso Molecular y densidad de los gases

7. Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton

8. Difusión y Efusión de un gas.

9. Solubilidad de gases, Ley de Henry.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





88


1. La densidad del gas butano (C4H10) es 1,71 g. Calcular su masa molar cuando su temperatura es 75 ºC y la presión en el recinto en que se encuentra es 640 mm Hg.

Desarrollo:

Como sabemos el número de moles es: )H(C molar Masa

masan104

= Ecuación 1

y la densidad: Volumen

masaHC d 104 = Ecuación 2

Además sabemos que ecuación del gas ideal: P V = n R T Ecuación 3 Si sustituimos en número de moles de la ecuación 1, en la ecuación 3:

T R )H(C molar Masa

masaPV104

= Ecuación 4

Si despejamos la Masa molar de la Ecuación 4 tendremos:

T R Presión x Volumen

masa )H(C molar Masa 104 = Ecuación 5

Por último sustituyendo la ecuación 2 en la ecuación 5, la masa molar queda:

T R Presión

densidad )H(C molar Masa 104 =

Datos: d = 1,71 g / L

P = 640 mm Hg ⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛Hg mm 760

1atmx = 0,842 atm

T = 75ºC (K/ºC) + 273 K = 348 K R = 0,0821 L atm / K mol

K 348 x molK atm L0,082 x

atm 0,842

71,1 )H(Cmolar Masa 104

Lg

=



89

M = 58,0 g / mol 2. Si 10 g de peróxido de sodio reaccionan con agua para producir hidróxido de sodio y

oxígeno, según la siguiente ecuación:

Na2O2 + H2O → NaOH + O2

a) Escribir la reacción química balanceada. b) ¿Cuántos litros de oxígeno se producirán a 20 ºC y 740 mm Hg?

Desarrollo:

a)

2 Na2O2 + 2 H2O → 4 NaOH + O2

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masa molar del reactante Na2O2:

Masa molar, Na2O2 = 78 g/mol

b)

Ahora se calculan los moles de Na2O2:

g/mol 78g 10 ONa n 22 =

n Na2O2 = 0,128 mol

Según los coeficientes estequiométricos de la reacción, la cantidad de O2 formada será:

222

222 O de mol ,0640

ONa de mol 2O de mol 1ONa demol 0,128 =⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛x

n O2 = 0,064 mol Utilizando la ecuación de gas ideal, se puede determinar el volumen de O2 según la ecuación siguiente:

PRTn

V 2O=

Datos:

n O2 = 0,064 mol



90

P = 740 mm Hg ⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛Hg mm 760

1atmx = 0,974 atm

T = 20 ºC (K/ºC) + 273 K = 293 K R = 0,0821 L atm / K mol


atm 0,974 mol 0,064 OV 2 =

V O2 = 1,6 L



91

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Una balsa inflable se llena con gas a una presión de 800 mm Hg a 16ºC. Cuando la

balsa se expone al sol, el gas se calienta hasta 44ºC, ¿cuál es la presión del gas dentro de la balsa, en estas condiciones?

2. Al hacer una perforación profunda, se descubre en depósito de gas. El gas tiene una

temperatura de 480ºC y está a una presión de 12,8 atm. Considerando un comportamiento ideal, ¿qué volumen de gas se requiere en la superficie para producir 18,0 L a 1,00 atm y 22,0ºC?

3. El volumen de un tanque irregular se determina de la siguiente forma: el tanque se

lleva al vacío y luego se conecta a un cilindro de 50,0 litros de nitrógeno comprimido. La presión del gas en el cilindro originalmente de 21,5 atm., baja hasta 1,55 atm. ¿Cuál es el volumen del tanque?






92

4. Se tiene un cilindro de 30,0 L con Helio a una presión de 132 atm y a una temperatura de 24°C. Dicho cilindro se utiliza para llenar globos de 3,00 L a 1,07 atm y 29°C. ¿Cuántos globos se podrán llenar? Asuma que el cilindro puede proporcionar helio hasta que su presión interna alcanza 1,00 atm (es decir, hay 131 atmósferas de He disponible en el cilindro).

5. ¿Qué volumen de CO2 a 15°C y 1.50 atm contiene el mismo número de moléculas

que 0,410 L de O2 a 35°C y 3,00 atmósferas? 6. Si un cilindro de 3,44 L de SO2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas

que un cilindro de 5,00 L de H2 a -7°C y 1,00 atm, cuál es la temperatura (en °C) del SO2?

7. Si 3,67 g CO2 (g) se introduce en un cilindro vacío de 2,50 L a 65°C, ¿cuál será la

presión dentro del cilindro?







93

8. La presión en un recipiente cerrado de 20,0 L es de 0,512 atmósferas a 72 °C. ¿Cuántas moles de gas contienen dicho recipiente?

9. El NH3 y el HBr, ambos gaseosos, se difunden en sentidos opuestos, a lo largo de

un tubo estrecho de longitud l (ver figura). ¿En qué parte del tubo se encontrarán para formar NH4Br? [M (Br) = 79,904, M (H) = 1,008, M (N) = 14,007].

10. Una masa de 1.663 g de un gas desconocido se introduce en un cilindro vacío de

2.00 L. Si la presión en el cilindro es de 0.544 atmósferas a 78°C, ¿cuál de los gases siguientes podría estar en el cilindro? a) N2; b) C2H2; c) NH3; d) HCl; e) N2O






94

11. ¿Qué volumen de O2(g), medido a 91.2 °C y 743 mm Hg, será producido por la descomposición de 4,88 g KClO3?

2 KClO3(s) → 2 KCl (s) + 3 O2(g)

12. ¿Qué volumen de O2 (g), medido a 17,7°C y 0,978 atm reacciona con 15,1 g de

C4H10(g) para producir CO2(g) y H2O(l)? 13. Una muestra de 2,55 g de nitrito de amonio (NH4NO2) se calienta en un tubo de

ensayo y se espera que el NH4NO2 se descomponga de acuerdo con la siguiente ecuación:

NH4NO2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g)

Si se descompone de esta forma, ¿qué volumen de N2 debe recogerse si la

temperatura es de 26,0°C y la presión barométrica es de 745 mm Hg? La presión parcial de agua (presión de vapor) a 26,0°C es 25,0 mm Hg.






95

14. La fórmula empírica de cierto hidrocarburo es CH2. Cuando 0,120 moles de dicho hidrocarburo se queman por completo en un exceso de oxígeno, se producen 17,7 L de CO2 (g) a 27 °C y 1,00 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del hidrocarburo?

15. Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que

0,067 g de ella ocupan 63 mL a 37ºC y 1,0 atm. Por otra parte, se sabe que al quemar 0,216 g de la misma se obtienen 0,0720 g de agua y 0,351 g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen 56,2 mL de nitrógeno medidos en condiciones normales (0,0ºC y 1,0 atm).

16. La solubilidad del N2 en la sangre a 37ºC y una presión parcial de 0,80 atm es 5,6 x

10-4 mol /L. Un buzo marino respira aire comprimido con una presión parcial de N2 igual a 4,0 atm. Suponga que el volumen total de sangre en el cuerpo es de 5,0 L. Calcule la cantidad de N2 gaseoso desprendido (en litros, a 37ºC y 1 atm) cuando el buzo regresa a la superficie del agua, en donde la presión parcial del N2 es 0,80 atm.






96

17. El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono:

2 CO (g) + O2 (g) → 2 CO2 (g) En un cilindro de 1,00 L, 2,40 atm de CO reaccionan con 4,50 atm de O2. Si se

asume que la temperatura permanece constante, ¿cuál será la presión final en el cilindro?

18. Un pistón se desplaza en un cilindro de gas en el que hay un agujero pequeño, a

través del cual se produce la difusión del gas en el vacío. Cuando hay oxígeno (M = 32,0 g/mol) en el cilindro, el tiempo empleado por el pistón en recorrer cierta distancia es 38,3 s. Con otro gas en iguales condiciones, el pistón se desplaza la misma distancia en 82,0 s. ¿Cuál es la masa relativa del segundo gas?

19. Un cilindro de 1,00 L a 298 K contiene una mezcla de Kr y de N2 a una presión total

de 0,940 atm. Si la fracción molar de Kr es 0,455 ¿cuál es la fracción molar del N2?






97

20. Un recipiente de 20 mL contiene nitrógeno a 25ºC y 0,80 atm y otro de 50 mL helio a 25ºC y 0,40 atm. Calcular: a) El número de moles, moléculas y átomos de cada recipiente. b) Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar, ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total? c) La concentración de cada gas en la mezcla y expresarla en fracción molar y en porcentaje en peso.

21. El trinitrato de glicerilo, conocido como nitroglicerina, es un explosivo de gran

potencia. Esto se debe principalmente a que su descomposición genera un enorme aumento de volumen. La nitroglicerina se utiliza también como medicamento contra la angina de pecho, que es una insuficiencia transitoria del aporte de sangre, oxígeno y nutrientes al corazón, acompañada de dolores intensos. Su acción es tan eficaz, que inmediatamente después de masticar una cápsula de nitroglicerina, sucede una vasodilatación coronaria que incrementa el flujo sanguíneo y mejora la irrigación al corazón. La reacción de descomposición de la nitroglicerina es:

C3H5(ONO2)3 (l) → CO2 (g) + H2O (g) + N2 (g) + O2 (g)

Si cada cápsula de nitroglicerina contiene 0,8 mg de ésta,

a) Balancee la ecuación química b) ¿Cuántos moles de gas se producen en la reacción? c) ¿Qué volumen ocuparán a la temperatura del cuerpo humano y a una presión

de 1 atm? La posología en adultos establece que la dosis máxima de nitroglicerina es de 500 µg/minuto, d) calcule el volumen y la cantidad de oxígeno en moles que se producen al descomponerse la dosis máxima en las mismas condiciones que c).





98

22. De los óxidos de carbono el más nocivo para la salud es sin duda el monóxido de carbono, CO, ya que modifica el transporte de oxígeno a las células del organismo. El CO inhabilita a la hemoglobina por lo cual no se puede llevar el oxígeno a todo el organismo, y sobreviene la muerte por asfixia. Una fuente de CO es la combustión automotriz. Se establece que los automóviles pueden generar aproximadamente 30 g de monóxido de carbono por cada 100 litros de gasolina quemada. En una de las ciudades del mundo más contaminadas como el caso de México, en el año 1982 ocurrió una intoxicación masiva en la Ciudad de México, cuando cientos de automóviles querían salir al mismo tiempo de un estacionamiento subterráneo. Sí cada coche quemó en promedio 3 litros de gasolina durante la espera, ¿cuántos automóviles había en la fila si la concentración de CO en el estacionamiento llegó a la dosis peligrosa de 46 mg/m3? El estacionamiento mide 50 m x 30 m x 3 m y la temperatura interior es de 30°C.

23. El cianuro de hidrógeno HCN es un gas que se utiliza en la cámara de gases

debido a que es un poderoso veneno. Su forma de acción es similar a la del CO, lo que indica que también forma un compuesto muy estable con la hemoglobina y la persona muere por no poder transportar oxígeno al organismo. Si la fragancia de un perfume tiene una masa molar de 400 g/mol,

a) ¿podrá el condenado a muerte oler el perfume antes de morir?. Si la dosis letal es de aproximadamente 300 mg/Kg de aire inhalado: b) Determine la masa de HCN que representa la dosis letal en un laboratorio que

mide 3,6 m x 4,5 m x 2,4 m. La densidad del aire a 26°C es 1,18 x 10-3 g/cm3. c) Si el HCN se forma por la reacción del NaCN con el H2SO4, ¿Qué masa de

NaCN produce la dosis letal en el laboratorio?





99

24. Una manifestación estudiantil en la Alameda ha formado una columna de 1000m de longitud. Las fuerzas policiales vienen por delante de ellos a dispersarlos, para lo cual llevan dos tipos de gases: hilarante, N2O, que hace reír; y lacrimógeno C6H11OBr, que hace llorar (esto ocurre solamente en un mundo ficticio). Después de soltar los gases, ¿qué hacen primero los estudiantes, reír o llorar?




100

RESPUESTAS 1. Respuesta: 878 mm Hg


3. Respuesta: 694 L

4. Respuesta: 1,24 ×103


6. Respuesta: 29 °C

7. Respuesta: 0,925 atm

8. Respuesta: 0,362 mol

9. Respuesta: A 0,69 l de la entrada de NH3 y 0,31 l de la de HBr.

10. Respuesta: N2O




14. Respuesta: C6H12

15. Respuesta: HCN



18. Respuesta: M = 147 g/mol

19. Respuesta: 0,545

20. Respuesta: a) N2: 6,5 x 10-4 moles; 3,9 x 1020 moléculas y 7,8 x 1020 átomos;

He: 8,2 x 10-4 moles; 4,9 x 1020 moléculas e igual nº de átomos por

ser monoatómico

b) Presión parcial de N2: 0,23 atm; Presión parcial de He: 0,28 atm;

Presión total: 0,51 atm

c) Fracción molar de nitrógeno: 0,44; Fracción molar de He: 0,56;

%N2: 85,4 %; %He: 15,6 %

21. Respuesta: a)

b) 2,56 x 10-5 moles

c) 0,65 mL

d) 5,5 x 10-7 moles; 1,40 x 10-5 L

22. Respuesta: 230 automóviles

23. Respuesta: a) no puede oler el perfume porque llega primero el HCN



101

b) 13763,52 mg de HCN

c) 24,978 g

24. Respuesta: Reír



102

GUIA Nº 7

UNIDAD Nº 6

REACCIONES ACUOSAS Y ESTEQUIOMETRÍA

Objetivos específicos de la Unidad 6 1. Composición de soluciones.

2. Unidades de concentración de las disoluciones % m/m, % m/v, ppm, M, m.

3. Diluciones.

4. Electrólitos fuertes y débiles: bases, ácidos y sales.

5. Reacciones en solución. Reacciones de precipitación. Concepto de solubilidad.

6. Reacciones de metátesis. Reacciones ácido-base.

7. Propiedades Coligativas: Descenso de la presión de vapor, Aumento del punto de

Ebullición, Descenso del punto de Congelación, Presión Osmótica.

8. Soluciones isotónicas e hipotónicas. Factor de Van’t Hoff.

9. Osmolaridad.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:





103


1. a) ¿Qué volumen de disolución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 40,0% en masa y densidad 1,20 g/mL hace falta para preparar dos litros de disolución 0,10 M de dicho ácido? b) Una vez preparada dicha disolución, se toman 100 mL y se valoran con una

disolución de NaOH 0,40 M gastándose, hasta llegar al viraje del indicador, 25,5 mL de esta última disolución. ¿Cuál será la concentración real del ácido clorhídrico (HCl)?

a)

Paso 1: Ordenar los datos:

Masa molar del HCl = Masa molar del H + Masa molar del Cl

Masa molar del HCl = 1,01 g/mol + 35,5 g/mol

Masa molar del HCl = 36,51 g/mol

Concentración de la disolución concentrada de HCl = 40,0% m/m

d = 1,20 g/mL

Paso 2:

Se determinará primero la molaridad del HCl concentrado:

Como sabemos:

solución de g 100

HCl de g 0,40 m/m % 0,40 =

Para obtener la molaridad, primero obtendremos los moles de HCl:

Molar asaM

HCl de masanHCl =

g/mol 51,36HCl g 0,40nHCl =

nHCl = 1,10 mol Luego se obtendrá el volumen que corresponden los 100 g de disolución usando

la densidad:

V m

=d

Por lo tanto el volumen es:



104

solución la de densidad HCl de solución la de masa V =

3g/cm 1,20 g 100

=V

V = 83,3 mL ⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛mLLx

10001

= 0,0833 L

Con estos datos y sabiendo que la molaridad es:

óMolaridadlitros)(en solución Volumen

HCl de soluto de moles =

VnM =

Por lo tanto, la molaridad será:

==solucióndeL

molesM 0833,0

HCl de ,10113,2 M

Luego debemos obtener el volumen necesario para diluir la solución de 13,2 M a

0.10 M.

Sabemos que:

Moles antes de diluir = Moles después de diluir

n = M x V (Litros)

Por lo tanto:

M antes de diluir x V antes de diluir = M después de diluir x V después de diluir

Así, el volumen necesario de la disolución 13,2 M, para preparar 2 L de la

solución 0,10 M es:

diluir de antes

diluir de despuésdiluir de despuésdiluir de antes V

M x V V =

M 13,2

M 0,10 x L 2 V diluir de antes =

V antes de diluir = 0,015 L ⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛LmLx

11000

= 15 mL



105

b) Para obtener la verdadera concentración de HCl se realiza una titulación ácido

base que involucra la siguiente reacción: HCl(ac) + NaOH(ac) → NaC(ac) + H2O(l)

Paso 1: Ordenar los datos. VHCl a titular = 100 mL = 0,100 L

[NaOH] = 0,40 M

VNaOH gastado = 25,5 mL = 0,0255 L Paso 2: Obtener los moles de NaOH que serán neutralizados y luego por la

estequiometría de la reacción los moles de HCl requeridos. Recordemos:

n = M x V (Litros)

nNaOH = 0,40L

mol x 0.0255 L

nNaOH = 0,0102 mol

Por lo tanto los moles de HCl requeridos serán:

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛ NaOH 1

de mol 1xNaOH de mol 0102,0demolHCl

= 0,0102 mol de HCl

Paso3: La concentración real de HCl se determina sabiendo el concepto de molaridad

antes dado:

MLmol

solucióndeLM 102,0102,0

100,0HCl de mol 0102,0

===

[HCl] = 0,102 M



106

2. Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C. Calcular la masa molar de la resorcina, Keb del agua es 0,52 °C/m.

Paso 1: Ordenar los datos. Soluto resorcina : masa = 0,572 g

Solvente agua : masa = 19,31 g

Keb = 0,52 °C/m

Tºeb = 100,00 °C

Solución: Teb = 100,14 °C Paso 2: Pregunta concreta ⇒ determinar la masa molar de la resorcina Paso 3: Aplicamos las ecuaciones ΔTeb = Teb - Tºeb Ecuación 1

ΔTeb = Keb m Ecuación 2

Para poder calcular la masa molar del soluto necesitamos saber cual es la masa de

un mol de moléculas de resorcina. Luego necesitamos saber que molalidad tiene la solución, para lo cual utilizamos

entonces la ecuación 1, para determinar el aumento del punto de ebullición y la ecuación 2 para calcular la molalidad.

Paso 4: Cálculo de la molalidad ΔTeb = Teb - Tºeb

ΔTeb = 100,14 °C - 100,00 °C

ΔTeb = 0,14 °C

ΔTeb = Keb m

0,14 °C = (0,52 °C/molal) m

m = 0,269 molal Esto significa que 0,269 moles de soluto (resorcina) se disolvieron en 1 kg de

solvente (H2O). Paso 5: Cálculo de moles de resorcina presentes en 19,31 g de H2O (0,01931

kg).

)(kgdisolventemasa

solutomolesmolalidad = ⇒ )(kgdisolventemasaxmolalidadsolutomoles =



107

OdeHkgxmolalsolutomoles 201931,0 269,0= = 5,194 x 10-3 moles de resorcina Paso 6: Cálculo de la masa molar.

Molar asaMresorcina de masanresorcina =

Molar asaM

g 0,572moles 10 x 5,194 3- =

moles 10 x 5,194g 0,572Molar asaM 3-=

Masa molar = 110 g/mol 3. Un médico se encuentra frente a un paciente que tiene una concentración

plasmática de K+ por debajo de lo normal. Para compensar este déficit, procede a combinar 2 soluciones electrolíticas:

Solución a) NaCl 0,9% m/V Solución b) 1,5 g KCl / 100 mL A 500 mL de la solución (a) el médico le agrega 10 mL de la solución (b), pero antes de inyectarla, decide calcular la osmolaridad de la nueva solución:

Desarrollo: Recordemos que:

Osmol es la cantidad de cualquier sustancia que, agregado a 1 litro de agua, hace descender la temperatura de congelación (Δtc) del agua en 1,86°C. (1 Osm = 1000 mOsm) Entonces:

Osmolaridad = osmoles / Litro = mmol / L x v x g Donde v = Nº de partículas disociadas Y g es el coeficiente osmótico

g = calculado

observado

tc tc

Δ

Δ



108

Osmolaridad de la solución (a):

xmmol 1000

g 0,9g 5,58

=

x = 154 mmol Entonces: Osmolaridad (Osm) = mmol / L x v x g Como el NaCl se disocia en Na+ + Cl− , v = 2 Y para esta concentración de NaCl el coeficiente osmótico, g, es 0,9266 (dato tomado de tabla) Osm NaCl = 154 mmol/L x 2 x 0,9266 Osm NaCl = 285 mOsm/L Osmolaridad de la solución (b):

xmmol 1000

g 5,01g 4,57

=

x = 201 mmol

Osm KCl = 201 mmol x 2 x 1 Osm KCl = 402 mOsm/L A esta concentración, el coeficiente osmótico del KCl no es 1, pero se tomará ese valor ya que el KCl estará diluido en la solución de NaCl. Cálculo de la osmolaridad de la solución preparada con (a) + (b): Osmoles provenientes de (a): Como se prepararon 500 mL (0,50 L) los mOsmoles de esta solución son:

xmOsm 285

L ,500L 1,0

=

x = 142,5 mOsm



109

Osmoles provenientes de (b):

xmOsm 024

L 0 ,010L 1,0

=

x = 4,02 mOsm

Osm = L 010,0 L 50,0mOsm 02,4 mOsm 5,142

++

Osm = 287 mOsm / L



110


1. Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCI (cloruro de sodio) en 300 g de

agua. Expresar su concentración en: a) masa de soluto/100 g de agua b) % m/m c) molalidad

2. Se prepara una solución que contiene 6,0 g de un soluto cuya M = 60,0 g/mol en 500

mL de solución. Expresar su concentración en: a) % m/V b) molaridad

3. Se disuelven 7,46 g de cloruro potásico, 1,4625 g de cloruro sódico y 3,4840 g de

sulfato potásico en agua hasta obtener un volumen total de disolución de 500 mL. Suponiendo que todas las sales se disocian totalmente, ¿cuál será la concentración de cada uno de los iones en la disolución final?






111

4. ¿Cuál es la fracción molar de Fe(NO3)3(ac) 1,98 m ? La masa molar de Fe(NO3)3 es 241,9 g/mol y la masa molar del agua es 18,02 g/mol.

5. Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con una densidad

de 1,19 g/mL. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 mL de este ácido para que la disolución resultante sea 1,0 M?

6. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico (HCI). Cuando una muestra de

26,2 g de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 mL se obtiene una solución 5,28 x 10−3 M en HCI. Calcular el % m/m de HCI en el jugo gástrico.

7. Se trata un exceso de NaOH en disolución con 1,12 L de cloruro de hidrógeno

gaseoso medidos a 30ºC y 820 mm de Hg. Calcular: a) El peso de NaCl obtenido, supuesta la reacción completa. b) Calcule la cantidad de AgCl obtenido, si a la disolución anterior se le añade nitrato de plata de concentración 0,50 M.







112

8. Calcular, ¿qué masa de agua debe agregarse a 1200 g de solución 2,50 m de K2SO4 para obtener una solución 1,50 m?

9. Una muestra de 7,33 g de cloruro de bario dihidratado puro, se disuelve en agua,

añadiéndosele después con una bureta disolución valorada de ácido sulfúrico. Esta última disolución tiene una concentración de 60% de riqueza en peso y una densidad de 1,5 g/mL. Calcula: a) La reacción que tiene lugar. b) La molaridad de la disolución de ácido sulfúrico. c) El volumen de ésta, en mL, que se consumirá en la precipitación de todo el ión Ba2+ contenido en la muestra.

10. Una muestra de 25,00 mL de ácido sulfúrico, H2SO4, requiere 42,13 mL de NaOH

0,1533 M para la titulación en el punto de equivalencia. ¿Cuál es la concentración del ácido sulfúrico?

H2SO4(ac) + 2 NaOH → Na2SO4(ac) + 2 H2O (l)

11. ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% m/m y d = 1,74 g/mL se necesitan para

que reaccionen completamente 50 g de zinc?

Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)







113

12. a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado (densidad = 1,84 g/mL y 96% de ácido), será necesario para disolver una muestra de 10 g de cinc que contiene 80% de cinc puro? b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cinc se producirán? c) ¿Cuántos litros de hidrógeno se desprenderán, medidos a 740 mm de Hg y 37ºC?

13. La presión de vapor de agua pura a 45°C es 71,9 mm Hg. ¿Cuál es la presión de

vapor de una mezcla de 21,0 g de sacarosa (C12H22O11, masa molar 342,3 g/mol) y 79,0 g de agua?

14. ¿Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 4,78 gramos de

naftalina (masa molar = 128,2 g/mol) disuelta en 32,0 gramos de p-dicloro-benceno? El punto de congelación del p-dicloro-benceno puro es 53,0°C y la constante de disminución del punto de congelación, Kf, es -7,10 °C/m.






114

15. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto molecular no polar si 5,52 gramos disueltos en 36,0 gramos de benceno comienzan a congelar a – 1,87 °C? El punto de congelación del benceno puro es de 5,50 °C y la constante crioscópica, Kf, es – 5,12 °C/m.

16. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución que contiene 2,33 g de cafeína,

C8H10N4O2, disuelta en 15,0 g de benceno? El punto de ebullición de benceno puro es 80,1°C y su constante ebulloscópica, Keb, es 2,53 °C/m.

17. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto, si 6,21 gramos se disuelven en 24,0

gramos de cloroformo para formar una solución que tiene un punto de ebullición de 68,04°C? El punto de ebullición del cloroformo puro es 61,70 °C y su constante ebulloscópica, Keb, es 3,63 °C/m.






115

18. A 25 °C, ¿cuál es la presión osmótica de 8,65 g de urea (CON2H4) diluida con agua a 1,50 L? (R = 0.08206 L·atm/mol·K)

19. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en

suficiente agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27 °C. ¿Cuál es la masa molar del soluto? (R = 0,08206 L·atm/mol·K)

20. Calcular la osmolaridad de la solución conocida como "Ringer-Lactato" o Solución de

Hartmann. Su composición es:

NaCl..........................................0,60 g KCl............................................0,03 g CaCl2.........................................0,02 g Lactato de Na............................0,31 g Agua para inyección c.s.p.........100 mL






116

RESPUESTAS 1. Respuesta: a) 5,0 g/100 g de agua

b) 4,8 % m/m

c) 0,85 m

2. Respuesta: a) 1,2% m/V

b) 0,20 M

3. Respuesta: [K+] = 0,280 M; [Cl-] = 0,250 M; [Na+] = 0,0500 M; [SO2-] = 0,0400 M


5. Respuesta: 220 mL

6. Respuesta: 0,147 % m/m

7. Respuesta: a) 2,8 g NaCl

b) 6,9 g de precipitado de AgCl

8. Respuesta: 557, 5 g

9. Respuesta: a) BaCl2 + H2SO4 → BaSO4 + 2 HCl

b) 9,18 M

c) 3,27 mL

10. Respuesta: 0,1292 M

11. Respuesta: 53,869 mL

12. Respuesta: a) 6,79 mL

b) 19,75 g ZnSO4

c) 3,19 litros de H2

13. Respuesta: 70,9 mm Hg

14. Respuesta: 44,7 °C

15. Respuesta: 107 g/mol

16. Respuesta: 82,1 °C




20. Respuesta: 261 mOsm/L



117

GUIA Nº 8

UNIDAD Nº 7

TERMOQUÍMICA


1. Formas de energía. Sistemas. Variables de Estado, Ecuaciones de Estado.

2. Leyes de la termodinámica. Energía Interna. Calor y Trabajo. Entalpía.

3. Entalpía de reacción, de formación y de combustión. Ley de Hess.

4. Concepto de Entropía, Energía Libre y Espontaneidad de una reacción química.


VALIDEZ)


Prentice Hall. 9ª Edición, 2004. 2. Capítulo 6 y 18. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.



118


1. Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C10H8), una sustancia de olor penetrante que se utiliza en los repelentes contra polillas, se quema en una bomba calorimétrica a volumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20,17 a 25,84ºC. Si la masa de agua que rodea al calorímetro es exactamente 2000 g y la capacidad calórico de la bomba calorimétrica es 1,80 kJ/ºC, calcule el calor de combustión del naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor de combustión molar.

Desarrollo: Como se trata de un sistema aislado, el calor generado por la combustión debe ser

igual al calor ganado por el agua y el calorímetro. Primero se calculan los cambios de calor del agua y para el calorímetro, utilizando la siguiente ecuación:

q agua = m cp Δt q agua = (2000 g) (4,184 J/g ºC) (25,84ºC – 20,17ºC) q agua = 4,74 x 104 J q bomba = C Δt q bomba = (1,80 x 103 J/ºC) (25,84ºC – 20,17ºC) q agua = 1,02 x 104 J Entonces utilizando la siguiente ecuación para calcular q reacción: q reacción = - (q agua + q bomba) q reacción = - (4,74 x 104 J + 1,02 x 104 J) q reacción = - 5,76 x 104 J

La masa molar del naftaleno es 128,2 g/mol, por lo que el calor de combustión de 1 mol de naftaleno es:

molg2,128

combustión de molar calorHC g 1,435J10 x 5,76-

810

4

=

Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 6 J Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 3 kJ



119

2. Dada la siguiente reacción:

C2H5OH(l) + O2(g) → CH3COOH(l) + H2O(l)

a) Calcular el ΔHº, ΔSº de la reacción e indicar si es exotérmica o endotérmica, y si produce aumento o disminución de entropía.

b) Calcular la variación de energía libre de Gibbs en condiciones estándar (0ºC) e

indicar si la reacción será espontánea y si la temperatura puede influir en la espontaneidad.

Datos:

C2H5OH(l) CH3COOH(l) H2O(l) O2(g)

ΔHºf (kJ / mol) - 227,6 - 487 - 285,8 -

Sº (J / mol K) 160,7 159,8 70 205

y las reacciones de formación de los tres compuestos que nos dan son:

2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) → C2H5OH (l) Δ Hº f = - 227,6 kJ/mol

2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) → CH3COOH (l) Δ Hº f = - 487 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔHº f = - 285,8 kJ/mol

La reacción que se debe obtener, se consigue asociando estas tres reacciones de la forma siguiente:

C2H5OH (l) → 2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) Δ Hº = 227,6 kJ/mol

2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) → CH3COOH (l) Δ Hº = - 487 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (g) ΔHº = - 285,8 kJ/mol

______________________________________________________________

C2H5OH(l) + O2(g) → CH3COOH(l) + H2O(l) ΔHº R = - 545,2 kJ

o puede también calcularse directamente con la ecuación siguiente:

r,frp,fpR ºHnºHnºH Δ−Δ=Δ ∑∑

donde: ΔHºR es la entalpía de la reacción, np coeficientes estequiométricos de los productos, ΔHºf,p entalpía de formación de los productos, nr coeficientes estequiométricos de los reactantes y ΔHºf,r entalpía de formación de los reactantes.



120

ΔHº R = [1 mol x - 487 kJ/mol + 1 mol x - 285,8 kJ/mol ] – [1 mol x - 227,6 kJ/mol ] ΔHº R = - 545,2 kJ

La reacción es exotérmica ya que el ΔHº obtenido es negativo. Para el cálculo de la variación de entropía se utiliza la ecuación siguiente:

rrppR ºSnºSnºS Δ∑−Δ∑=Δ

ΔSº R = [1 mol x 159,8 J / mol K + 1 mol x 70 J / mol K] – [1 mol x 160,7 J / mol K

+ 1 mol x 205 J / mol K]

ΔSº R = - 135,9 J / K = - 0,1359 kJ / K

Lo que indica que hay una disminución de entropía ya que ΔSº R es negativo.

b) Para calcular el cambio de energía libre a temperatura estándar, es decir, 0ºC o 273 K, se utilizará la ecuación siguiente:

ΔGº = ΔHº R - T ΔSº R

ΔGº = - 545,2 kJ – 273 K x - 0,1359 kJ / K ΔGº = - 508 kJ Reacción espontánea en estas condiciones, ya que ΔGº es negativo. Este

carácter espontáneo depende de la temperatura.



121

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Hallar la variación de energía interna para un mol de un gas que absorbe 150 J de

calor y se expande de forma irreversible, contra una presión de una atmósfera desde un volumen de 10 litros hasta un volumen de 25 litros. Datos: R = 8,31 J/mol K = 0,0821 atm L/K mol

2. Calcule la variación de la energía interna de un gas que absorbe 37 J de calor y

sobre el que se realiza un trabajo de 25 J. 3. Un gas absorbe 235 J de calor y su energía interna aumenta en 2255 J. Calcular el

trabajo. 4. Calcule el calor de combustión de 250 g de propano teniendo en cuenta los

siguientes datos: ΔHºf C3H8(g) = -103,8; ΔHºf CO2(g) = -393,13; ΔHºf H2O(l) = -285,8 kJ/mol.







122

5. Dada la reacción: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) Calcule el calor desprendido o absorbido cuando se forman 15 g de amoniaco a 25 ºC. Datos: ΔHºf NH3 (g) = - 46,2 kJ/mol

6. Determine la cantidad de propano que se necesita quemar para calentar 2 litros de

agua desde la temperatura ambiente (25ºC) hasta ebullición, donde se supone un rendimiento del proceso del 80 %. Las entalpías normales de formación del propano, dióxido de carbono y agua líquida son respectivamente, -104,7, -393,5 y –285,8 kJ/mol. Datos: Cp (agua) = 4,18 kJ/kg K

7. La reacción de descomposición del óxido de cobre (II), sólido, origina cobre metálico

y oxígeno molecular. La entalpía estándar del proceso es de 155,2 kJ por cada mol de óxido de cobre (II), a 25ºC. Calcule el calor absorbido o cedido cuando se forman 50 g de óxido de cobre (II), a partir de los elementos en estado estándar, a 25ºC.






123

8. Calcule el calor latente de vaporización del agua a 25ºC, teniendo en cuenta los siguientes datos: ΔHºf H2O (l) = - 286 y ΔHºf H2O (g) = -242 kJ/mol

9. Calcule la energía desprendida al quemar 2 m3 de metano medido a 25ºC y 1 atm.

Datos: ΔHºf CH4 = - 75,0; ΔHºf CO2 = - 393,5; ΔHºf H2O = - 285,6 kJ/mol

10. Si tomas 45 gramos de glucosa disuelta en agua, ¿qué energía aporta esa glucosa a

tu organismo? Datos: ΔHº combustión C6H12O6 = 2816 kJ

11. Justifique cuales de los procesos siguientes serán siempre espontáneos, cuales no

lo serán nunca y cuales dependerán de la temperatura.

a) Proceso con ΔH < 0 y ΔS > 0 b) Proceso con ΔH > 0 y ΔS < 0 c) Proceso con ΔH < 0 y ΔS < 0 d) Proceso con ΔH > 0 y ΔS > 0







124

12. Calcule la variación de entropía en el proceso de formación del agua líquida, a partir del hidrógeno y oxígeno gaseosos. Datos: Sº H2O(l) = 69,80; Sº H2(g) = 130,70; Sº O2(g) = 204,82 J/mol K

13. Calcule las variaciones estándar de entalpía y de energía libre de Gibbs para la

reacción de obtención de etano por hidrogenación de eteno. Razona si, en condiciones estándar, el sentido espontáneo será el de formación de etano.

Datos:

C2H4(g) C2H6(g)

ΔHºf (kJ / mol) 51,9 - 84,5

Sº (J / mol K) 219,5 229,5

14. Para la siguiente reacción de sustancias gaseosas: A(g) + B(g) → AB(g), se conoce

que su ΔH = - 81 kJ y ΔS = - 180 J/K. Calcule en qué intervalo de temperaturas se puede trabajar para que la reacción sea espontánea. ¿Qué significan los signos negativos ΔH y ΔG?






125

15. Para una reacción se determina que ΔH = 98 kJ y ΔS =125 J/K ¿Por encima de qué temperatura será espontánea? Justifica la respuesta.

16. La nitroglicerina, de fórmula C3H5(NO3)3, es un explosivo que se decompone según

la ecuación:

4 C3H5 (NO3)3(l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(l) + O2(g) + 6 N2(g) ΔH°r = -5700 kJ

Calcule: a) La variación de entalpía de formación de la nitroglicerina b) El calor desprendido cuando se descomponen 30 gramos de nitroglicerina.

17. La congelación del agua es un proceso exotérmico, ¿por qué no es espontáneo en

condiciones estándar? ¿En qué intervalo de temperaturas será espontáneo? Para el hielo el calor de formación es -291,8 kJ/mol y la entropía estándar 47,93 J/mol K






126

18. El metabolismo de los alimentos es la fuente habitual de energía que se necesita para realizar el trabajo de mantener los sistemas biológicos. La oxidación completa del azúcar glucosa se puede representar con la siguiente ecuación termoquímica:

C6H12O6(s) + 6 O2(g) → 6 CO2(g) + 6H2O(l) ΔHº = -3725 cal/g glucosa:

Después de ingerir 1/2 kg de helado de base acuosa que se encuentra a 0ºC, ¿cuántos gramos de glucosa se deben oxidar en el organismo, para igualar la temperatura al valor corporal de 37 ºC? Datos: ΔHºfusión = 79,5 cal/g; Cp H2O(l) = 1 cal/g ºC; 1cal = 4,18 J

19. Calcular el cambio de energía libre molar, ΔGm, para el proceso H2O (s) → H2O (l) y

decidir si la fusión es espontánea a presión constante a:

a) 10ºC b) 0ºC Considerar: ΔHfusión = 6,01 kJ/mol y ΔSfusión = 22,0 J/K.mol, independientes de la temperatura.

20. En el metabolismo de la glucosa, el primer paso consiste en la conversión de

glucosa a glucosa 6-fosfato: Glucosa + H3PO4 → Glucosa 6-fosfato + H2O ΔGº = 13,4 kJ

Como el ΔGº es positivo, esta reacción no es espontánea. Muestre cómo ocurre esta reacción mediante el acoplamiento con la hidrólisis de ATP. Escriba la ecuación para la reacción acoplada y calcule la constante de equilibrio para este proceso acoplado.






127

21. El producto aerozina 50 se empleó como combustible de maniobra en el módulo lunar y consiste en una mezcla equimolar de hidracina (N2H4) y dimetilhidracina (C2H8N2). Los componentes de la mezcla reaccionan con el tetróxido de dinitrógeno (N2O4) según se representa en las siguientes ecuaciones (sin balancear):

N2H4 (l) + N2O4 (l) → H2O (g) + N2 (g)

C2H8N2 (l) + N2O4 (l) → CO2 (g) + H2O (g) + N2 (g)

Las sustancias reaccionan instantáneamente cuando se ponen en contacto, produciendo una llama cuya temperatura es superior a 3000 K. a) Determine las energías liberadas en ambas reacciones a 25 °C. Calcule la

energía liberada por la reacción completa de 1 kg de Aerozina 50 a 25 °C. b) Calcule cuántos moles gaseosos totales se producen por la reacción completa

de 1 g de Aerozina 50 c) ¿Qué volumen ocuparían a 1 atm los gases producidos en la reacción del ítem c)

si la temperatura final de la reacción fuera de 3000 K? d) Una de las mayores dificultades sobre el uso de N2O4 como comburente es que

si se libera a la atmósfera se disocia dando dióxido de nitrógeno, que es un gas muy tóxico. La reacción de disociación es la siguiente:

N2O4 (l) → 2 NO2 (g)

Al respecto, dibuje las estructuras de Lewis de NO2, N2H4 y N2O4 indicando en cada uno de ellos si presentan momento dipolar distinto de cero o igual a cero.

22. Una de las aplicaciones de aprovechamiento de la energía desprendida por una

reacción química es la de bebidas autocalentables (Europa) en la cuál se aprovecha la reacción entre el óxido de calcio (CaO) y el agua (H2O) para producir hidróxido de calcio (Ca(OH)2) mediante una reacción exotérmica. Según las indicaciones del fabricante la temperatura final que se alcanza en el envase que contiene 60 g de CaO, 23,0 g de agua coloreada, 206,20 g de café líquido (200 mL) y 100,56 g de material del envase corresponde a 62,5 °C. La reacción que ocurre en el interior del envase es la siguiente

CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s)

a) Determine el reactivo limitante y el reactivo en exceso b) Mediante el uso de tablas calcule la entalpía estándar de la reacción (ΔHr°)




128

c) Determine el calor que se desprende en la reacción (moles de Ca(OH)2 obtenidos)

d) Calcule la temperatura final que alcanzaría la reacción. Para ello considere los siguientes calores específicos: Cesp(H2O) = 1,00 Cal/g°C; Cesp(Ca(OH)2) = 0,28 Cal/g°C; Cesp(material envase) = 0,12 Cal/g°C y temperatura inicial de 22,5°C. Asuma el café líquido como agua.

e) Explique la diferencia observada entre la temperatura final señalada por el fabricante y la temperatura determinada teóricamente (d).




129

RESPUESTAS

1. Respuesta: -1369,55 J

2. Respuesta: 62 J

3. Respuesta: 2020 J

4. Respuesta: - 1,26 x 104 kJ

5. Respuesta: - 40,76 kJ (liberado)


7. Respuesta: - 97,6 kJ (liberado)

8. Respuesta: 44 kJ/mol

9. Respuesta: - 7 x 104 kJ (liberado)

10. Respuesta: 704 kJ

11. Respuesta: a) Proceso exotérmico con aumento del desorden

ΔGº < 0, espontáneo, a cualquier temperatura.

b) Proceso endotérmico con disminución del desorden

ΔGº > 0, no es espontáneo, a cualquier temperatura.

c) Proceso exotérmico con disminución del desorden

Para que sea espontáneo (ΔGº < 0), se debe cumplir que:

ΔHº < T ΔSº, es decir, a baja temperatura.

d) Proceso endotérmico con aumento del desorden

Para que sea espontáneo (ΔGº < 0), se debe cumplir que:

T ΔSº < ΔHº, es decir, a alta temperatura.

12. Respuesta: - 163,3 J/K

13. Respuesta: ΔHº = - 136,4 kJ/mol; ΔGº = 100,5 kJ/mol; Reacción

espontánea.

14. Respuesta: T < 450 K; ΔHº < 0 → exotérmica; ΔGº < 0 → espontánea

15. Respuesta: T > 784 K

16. Respuesta: a) 470,3 kJ

b) -188,3 kJ

17. Respuesta: No es espontánea porque la variación de la energía libre es

positiva; T < 273 K


19. Respuesta: a) Espontánea, ΔGm = -0.22 kJ/mol,



130

b) Equilibrio, ΔGm = 0 kJ/mol

20. Respuesta: glucosa + H3PO4 → glucosa 6-fosfato + H2O ΔGº = +13,4 kJ

ATP + H2O → ADP + H3PO4 ΔGº = - 30,5 kJ

glucosa + ATP → glucosa 6-fosfato + ADP ΔGº = -17,1 kJ

Reacción de acoplamiento termodinámicamente favorable.

Kequilibrio = 1 x 103

21. Respuesta: a) 622,2 KJ/mol; 632 KJ/mol b) 13634,2 KJ/Kg c) 0,1209 moles d) 29,7 L e) µ ≠ 0; µ = 0; µ = 0 22. Respuesta: a) CaO es el reactivo limitante b) 64,22 KJ/mol c) 68,72 KJ/mol d) 89,7°C

e) una de las razones es que en los cálculos teóricos se consideran valores a 25 °C



131

GUIA Nº 9

UNIDAD Nº 8

EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivos específicos de la Unidad 7 1. Conceptos globales de Equilibrio Químico homogéneo y heterogéneo. Ley de acción

de masas. Constante de equilibrio Kc y Kp.

2. Concentraciones en el equilibrio. Principio de Le Chatelier. Desplazamiento del

equilibrio.

3. Equilibrio ácido-base. Constantes de acidez y basicidad. Relación entre ellas.

4. Disociación del agua. Producto iónico del agua.

5. Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas “p”.

6. Ácidos y bases fuertes y débiles. Cálculo de pH.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 14. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.

2. Capítulo 14. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.



132


1. Para el equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g) la Kc = 4,4 a 2000 K. Si se introducen en un reactor con una capacidad de 1,0 L simultáneamente 1 mol H2, 1 mol CO2 y 2 mol de H2O, determine:

a) Las concentraciones de productos y reactivos en el equilibrio b) La Kp c) Las presiones parciales de los gases en el equilibrio

Desarrollo: a) Teniendo en cuenta la reacción:

H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O(g) + CO (g) Cinicial 1 M 1 M 2 M 0

Reacción x M x M 0 0

Formación 0 0 x M x M

Equilibrio (1 - x) M (1 - x) M (2 + x) M x M Las concentraciones en equilibrio son: [H2] = (1 - x) [CO2] = (1 - x) [H2O] = (2 + x) [CO] = x

Entonces: [ ][ ][ ][ ]22

2

H COCO OH

Kc = Ecuación 1

Reemplazando las concentraciones en la Ecuación 1 se obtiene:

x)-(1 x)- 1(

x )x2(4,4 += Ecuación 2

(4,4) (1 – 2x + x2) = 2 x + x2

Reordenando la ecuación 2 se tienen las ecuaciones 3 y 4:

4,4 x2 – x2 – 8,8 x – 2 x + 4,4 = 0 Ecuación 3

3,4 x2 – 10,8 x + 4,4 = 0 Ecuación 4

Utilizando la fórmula para resolver una ecuación cuadrática:

a x2 ± b x ± c x = 0



133

x = a2

ac4bb 2 −±−

y aplicándola para la Ecuación 4 se tiene:

x = )4,4( 2

)4,4( )4,3( 4 )8,10( )8,10( 2 −−±−−

Resolviendo se tiene:

X1 = 2,6966 M

X2 = 0,4799 M

X1 se descarta porque es mayor que la concentración inicial, por lo que el valor a

utilizar es X2.

Por lo tanto las concentraciones serán:

[H2] = (1 - 0,4799) M = 0,52 M [CO2] = (1 - 0,4799)M = 0,52 M [H2O] = (2 + 0,4799) M = 2,5 M [CO] = 0,48 M

b)

Sabiendo que Δn = (moles de productos – moles de reactantes)

Y que Kp = Kc (RT) Δn

Como para nuestro caso Δn = 0, entonces:

Kc = Kp = 4,4

c)

Utilizando la ecuación de los gases PV = nRT y sabiendo que los moles totales de

reactantes y productos es de 4 mol, la temperatura 2000 K, V = 1,0 L y R = 0,0821 L

atm/K mol; la presión total es:


L 1 mol 4 PTotal =

PTotal = 656 atm

La presión parcial de cada gas en el equilibrio se obtiene por:

P Parcial del gas = fracción molar del gas ( χ ) x P Total



134

χ = Totales moles

gas del moles

Los moles de cada gas y los totales en el equilibrio son:

n H2 = 0,52 mol ; n CO2 = 0,52 mol ; n H2O = 2,5 mol ; n CO = 0,48 mol

n total = 4,0 mol

P H2 = x mol 0,4mol 52,0 656 atm

P H2 = 85 atm

P CO2 = x mol 0,4mol 52,0 656 atm

P CO2 = 85 atm

P H2O = x mol 0,4mol 5,2 656 atm

P CO2 = 410 atm

P CO = x mol 0,4mol ,480 656 atm

P CO = 79 atm



135

2. Una disolución acuosa de ácido cianhídrico (HCN) 0,01 M tiene un pH de 5,60. Calcule:

a) La concentración de HCN, CN−, H3O+ y OH−. b) El grado de disociación del HCN. c) Calcular su constante de acidez. Desarrollo:

a)

Como el pH = 5,60; entonces calculando el antilogaritmo, [H3O+] = 2,5 x 10-6 M

HCN(ac) + H2O(l) ↔ CN−(ac) + H3O+

(ac)

Cinicial 0,01 M ---- 0 0

Reacción x M ---- 0 0

Formación 0 ---- x M x M

Equilibrio (0,01 - x) M ---- x M x M

Por lo tanto:

[HCN] = 0,01 - x

[CN−] = x

[H3O+] = x

Las especies químicas presentes son: el agua, H2O (que actúa como disolvente y,

por tanto, no tiene sentido hablar de su concentración).

La concentración de ion cianuro, CN−, será la misma que la concentración de ion

hidronio, H3O+:

[CN−] = [H3O+] = 2,5 x 10-6 M

La concentración de ion hidroxilo se calcula a partir de la expresión del producto

iónico del agua:

Kw = [H3O+] [OH−] que, a 25ºC, tiene un valor de 1,0 x 10−14.



136

Por lo tanto:

[ ]6

14

3

14

10 x 5,210 x 0,1

OH10 x 0,1OH

−

−

+

−− ==

[OH-] = 4 x 10-9 M

b)

Por último, la concentración de ácido cianhídrico que queda sin disociar será igual a

la concentración inicial menos la concentración de ácido que se ha disociado 2,5 x

10-6 M.

[HCN] = 0,01 M - 2,5 x 10-6 M = 0,0099975 ≅ 0,01 M

lo cual es lógico ya que el ácido cianhídrico es un ácido débil y prácticamente no

está disociado.

Grado de disociación:

α = inicial iónConcentrac

disociada especie la de iónConcentrac

y el % de disociación = α x 100

α = 2,5 x 10-6 M / 0,01M = 2,5 x 10-4 y el % de disociación sería: (2,5 x 10-6 M / 0,01M) x 100

Porcentaje de disociación = 2,5 x 10-2 %. c)

Para determinar el valor de la constante Ka escribimos su expresión y sustituimos

los valores que son conocidos:

[ ] [ ]

[ ] HCNOH CN

Ka 3+−

=

[ ] [ ]

[ ] 01,010 x 5,2 10 x 5,2Ka

66 −−

=

Ka = 6,25 x 10−10



137

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Escriba la expresión de Kc ó Kp para las siguientes reacciones:

Cu2+(ac) + 4 NH3(ac) Cu (NH3)42+(ac)

Al2S3(s) Al 23+(ac) + 3 S2-(ac)

CH3CO2-(ac) + H2O (l) CH3CO2H (ac) + OH-(ac)

2 HBr (g) H2(g) + Br2(l)

2 Hg2O(s) 4 Hg(s) + O2(g)

2. Escriba las ecuaciones químicas equilibradas que correspondan a las siguientes expresiones de constante de equilibrio:

3

2 2

NHp 1/2 3/ 2

N H

= P

KP P

; 3+ - 3 = [Fe ][OH ]K ;- +

3[F ][H O ] = [HF]

K

3. El tetraóxido de dinitrógeno se descompone para producir dióxido de nitrógeno:

N2O4(g) 2 NO2(g) Calcule el valor de Kp, conociendo que Kc = 5.88 x 10-3 a 273 K. (R = 0,08205

L·atm/mol·K)

Justificación:

Justificación:




138

4. Un recipiente de 4,00 L se llena con 0,75 mol de SO3, 2,50 mol de SO2, y 1,30 mol de O2, permitiéndose que alcance el equilibrio. Usando el cociente de la reacción Q, prediga el efecto sobre las concentraciones de SO3 cuando el equilibrio es alcanzado. Asuma que la temperatura de la mezcla se escoge de tal forma que Kc = 12.

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

5. La reacción siguiente se estudia a temperaturas altas:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Si en el equilibrio, las presiones parciales de los gases son las siguientes: PCl5 = 1,8

x 10-2 atmósfera, PCl3 = 5,6 x 10-2 atmósfera, y Cl2 = 3,8 x 10-4 atmósfera. ¿Cuál es el valor Kp para la reacción?

6. A una temperatura dada, una mezcla del equilibrio contiene las concentraciones

siguientes de gases: [SO3] = 0,054 M, [SO2] = 0,0047 M, y [O2] = 0,58 M. ¿Cuál es la constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción?

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






139

7. Se adicionan 0,0774 moles de N2O4 (g) a un recipiente de 1,00 L a una temperatura dada. Después de que se alcanza el equilibrio, la concentración de NO2 (g) es 0,0068 M. ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción siguiente?

N2O4 (g) 2 NO2 (g)

8. A 25°C, la descomposición del tetraóxido del dinitrógeno:

N2O4(g) 2 NO2(g) tiene una constante de equilibrio (Kp) de 0,144. En el equilibrio, la presión total del

sistema es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio? 9. El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y

bromo gaseosos:

COBr2(g) CO (g) + Br2 (g) Kc es igual a 0,19 a 73 ºC. Si una concentración inicial de COBr2 de 0,63 M se

calienta a 73°C hasta que alcance el equilibrio, ¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr2, CO, y Br2?






140

10. Una solución se prepara diluyendo 0,16 mol de HNO3 con agua hasta un volumen de 1,5 L. ¿Cuál es el pH de dicha solución?

11. Cuál es el pH de NaOH 2,1 x 10-5 M (ac) a 25 ºC? (KW = 1,0 × 10-14) 12. ¿Cuál es la concentración de H3O+ en una solución acuosa con un pH de 12,17? 13. ¿Cuál es la concentración de OH- en una solución acuosa con un pH de 11,45?

(KW = 1,0 × 10-14) 14. ¿Cuál es el pH una solución 5,0 × 10-3 M de HF? El valor de Ka para HF es 7,2×10-4.

HF(ac) + H2O(l) ↔ F-(ac) + H3O+(ac)








141

15. ¿Cuál es la concentración de OH- en CH3CO2- 0,51 M? Kb del CH3CO2

- = 5,6 x 10-10

CH3CO2-(ac) + H2O (l) ↔ CH3CO2H(ac) + OH-(ac)

16. ¿Cuál es el pH del ácido benzoico acuoso 0,015 M? (Ka de C5H6CO2H = 6,3 x 10-5)

CH6H5COOH(ac) + H2O (l) ↔ CH3COO- (ac) + H3O+(ac)

17. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con

agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7)

ClO-(ac) + H2O(l) ↔ HClO(ac) + OH-(ac)

18. El pH de la trimetilamina acuosa 0,050 M es 11,24. ¿Cuál es el valor de Kb de esta

base? (CH3)3N(ac) + H2O(l) ↔ (CH3)3NH+(ac) + OH-(ac)







142

19. A 25 ºC, una disolución de amoniaco en agua contiene 0,17 g de este compuesto por litro de disolución y se sabe que está disociado en un 4,3 %. Calcular:

a) La concentración de iones amonio e hidróxido b) La constante de disociación del amoniaco en agua a la temperatura mencionada c) El pH de la disolución

H3N(ac) + H2O(l) ↔ H4N+(ac) + OH-(ac)

20. El ácido fórmico (metanoico) es un ácido monoprótico moderadamente débil con una

constante de disociación, Ka = 1,8 x 10-4. Si se prepara una disolución 0,100 M de este ácido:

a) ¿Cuál será el pH de la disolución? b) ¿Existirá ácido fórmico en disolución acuosa una vez alcanzado el equilibrio? c) Si es afirmativa la respuesta del apartado b), ¿cuál será la concentración de

ácido fórmico en el equilibrio?

21. El ácido oxálico (H2C2O4) es un fuerte corrosivo, cuando es ingerido se utiliza el

permanganato de potasio (KMnO4) como un posible antídoto, la reacción que ocurre entre estos dos compuestos es el siguiente

H2C2O4 + KMnO4 + HCl → CO2 + MnCl2 + KCl + H2O

Si una persona ingiere por accidente 10 gramos de ácido oxálico, ¿Cuántos gramos

de permanganato de potasio se le debe suministrar para poder salvarle la vida?





143

22. Un paciente que padece úlcera duodenal tiene una concentración de ácido

clorhídrico (HCl) igual a 7,69x10-2 M en el jugo gástrico. Si asumimos que el paciente secreta aproximadamente 3 litros diarios de jugo gástrico ¿Cuántos gramos de HCl recibe su aparato digestivo?. El tratamiento para esta patología es administrar tabletas compuestas por hidróxido de aluminio (Al(OH)3) y otras compuestas por hidróxido de magnesio (Mg(OH)2). Determine el número de tabletas que ingerirá diariamente si cada tableta tiene una masa de 0,5 g si las reacciones involucradas en el tratamiento son:

HCl + Al(OH)3 → AlCl3 + H2O HCl + Mg(OH)2 → MgCl2 + H2O





144

RESPUESTAS

1. Respuesta: 2+

3 4c 2+ 4

3

[Cu(NH ) ] = [Cu ][NH ]

K

3+ 2 2- 3 = [Al ] [S ]K

-

3 2-

3 2

[CH CO ] = [CH CO H][OH ]

K

2Hp 2

HBr

= P

KP

2p O = K P

2. Respuesta: 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)

Fe(OH)3(s) Fe3+(ac) + 3 OH-(ac)

HF(ac) + H2O(l) F-(aq) + H3O+(ac)

3. Respuesta: 0,132

4. Respuesta: [SO3] disminuirá porque Q < K

5. Respuesta: 1,2 x 10-3

6. Respuesta: 4,4 × 10-3


8. Respuesta: 0,20 atm NO2 (g) y 0,28 N2O4 (g)

9. Respuesta: [COBr2] = 0,37 M, [CO] = 0,26 M, [Br2] = 0,26 M

10. Respuesta: 0,97

11. Respuesta: 9,32

12. Respuesta: 6,8 x 10-13 M

13. Respuesta: 2,8 x 10-3 M

14. Respuesta: 2,80


16. Respuesta: 3,03



19. Respuesta: a) [NH4+] = [OH-] = 4,3 x 10-4

b) 1,93 x 10-5 c) 10,63

20. Respuesta: a) 3,46

b) Si, existirá, porque el ácido no está totalmente ionizado

c) 6,56 x 10-4 M



145


22. Respuesta: 8,42 g; 12 tabletas de Al(OH)3 y 19 tabletas de Mg(OH)2



146

GUIA Nº 10

UNIDAD Nº 8

EQUILIBRIO QUÍMICO

Objetivos específicos de la Unidad 7 1. Hidrólisis de sales.

2. Efecto del ión común

3. Soluciones amortiguadoras. Tampones multi-próticos.

4. Neutralización. Valoración ácido-base.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 16. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 17. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.




147

EJERCICIOS DESARROLLADOS 1. Calcular el pH de la disolución resultante de mezclar 50 mL de hidróxido sódico 0,10

M con 50 mL de ácido fórmico (metanoico) 0,10 M. Ka = 5,6 x 10-11, según la ecuación siguiente:

HCOOH + NaOH → HCOONa + H2O

Desarrollo:

Primero debemos calcular los moles de HCOOH y NaOH y la concentración de cada uno en la solución. V HCOOH = 50 mL = 0,050 L

V NaOH = 50 mL = 0,050 L

El volumen total será: 0,050 L + 0,050 L = 0,100 L

n HCOOH = 0,10 M x 0,050 L

n HCOOH = 0,0050 mol n NaOH = 0,10 M x 0,050 L

n NaOH = 0,0050 mol

Entonces las concentraciones en la solución serán:

LL

molM mol0,050 100,0 0050,0

==

X = [NaOH] = [HCOOH] = 0,050 M

Según la ecuación, debe reaccionar la misma concentración de ácido que de base y la concentración del ácido y la base es la misma (0,050 M) y la neutralización será total. La concentración de sal formada será también, según la estequiometría de la ecuación, 0,050 M. Como la sal formada procede de un ácido débil y una base fuerte se hidroliza, es decir, reacciona con el agua. Así, mientras que el catión que procede de la base fuerte es estable en el agua, el anión que deriva del ácido débil reacciona con el agua para formar el ácido que lo originó y:

HCOONa(ac) → HCOO−(ac) + Na+(ac)

Concentración inicial: 0,050 M 0 0

Concentración final: 0 0,050 M 0,050 M



148

Por lo tanto:

[HCOONa]inicial = [HCOO−] = [Na+] = 0,050 M

HCOO−(ac) + H2O(l) ↔ HCOOH(ac) + OH−(ac)

Cinicial 0,050 M ----- 0 0

Reacción x M ----- 0 0

Formación 0 ----- x M x M

Equilibrio (0,050 - x) M ----- x M x M

Como sabemos: Ka x Kh (ó Kb) = Kw

Por lo tanto:

11-

-14

a

wbh 10 x 6,5

10 x 1,0 KK

K ó K ==

Kb = 1,79 x 10-4

[ ][ ][ ]−

−

=HCOO

OH HCOOHKb

x)- 050,0(

x 10 x 79,12

4- =

Resolviendo la ecuación cuadrática tendremos: x = [OH−] = 2,90 x 10−3 M Entonces: pOH = 2,54

pH = 14 – 2,54

pH = 11,46



149

2. Si se tiene un litro de una solución amortiguadora que contiene 0,10 mol de ácido láctico, C2H3COOH, y 0,12 mol de lactato de sodio, C2H3COONa, calcule:

a) El pH del amortiguador (Ka = 1,4 x 10− 4) b) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de NaOH (no tome en

cuenta el cambio de volumen) c) El pH del amortiguador después de agregar 0,020 mol de HCl (también sin tomar

en cuenta el cambio de volumen). Desarrollo: a)

Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M

El lactato de sodio es un electrolito fuerte por lo cual:

C2H3COONa(ac) → C2H3COO−(ac) + Na+(ac)



Por lo tanto: [C2H3COO−] = 0,12 M

Teniendo en cuenta la reacción:

C2H3COOH(ac) + H2O(l) ↔ C2H3COO−(ac) + H3O+(ac)

Cinicial 0,10 M ----- 0,12 M 0



Equilibrio (0,10 - x) M ----- (0,12 + x) M x M Por lo tanto:

[C2H3COOH ] = (0,10 – x)

[C2H3COO−] = (0,12 + x)

[H3O+] = x



150

Entonces: [ ][ ]

[ ]COOHHCOH COOHC

Ka32

332+−

= Ecuación 1


x)-10,0(

x )x12,0( 10 x 1,4 4- += Ecuación 2

Ya que Ka es pequeña, y por la presencia del ión común se espera que x sea pequeña en relación a las concentraciones iniciales, por lo tanto:

[C2H3COO− ] = (0,12 – x) M ≈ 0,12 M

[C2H3COOH] = (0,10 + x) M ≈ 0,10 M

Sustituyendo:

)10,0(x ) 12,0( 10 x 1,4 4- =

Despejando x:

)12,0(

) 10,0( ) 10 x (1,4x-4

=

x = [H3O+] = 1,2 x 10−4 M pH = 3,92 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach donde el pH será:

pH = pKa + log [ ][ ]AcidoBase

Para nuestro caso:

pH = pKa + log [ ][ ]COOHHC

COOHC

32

32−

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85

pH = 3,85 + log 10,012,0

pH = 3,92



151

b) Datos:

[C2H3COOH] = 0,10 M

[C2H3COO−] = 0,12 M

El hidróxido de sodio es un electrolito fuerte por lo cual:

NaOH(ac) → OH−(ac) + Na+(ac)



Por lo tanto: [OH−] = 0,02 M Se está agregando una base que reaccionará con el ácido del amortiguador en una

reacción de neutralización, es decir con el ácido láctico, según el siguiente cuadro estequiométrico:

CH3COOH(ac) + OH−(ac) → H2O(l) + CH3COO−(ac)

Antes de la reacción 0,10 M 0,02 M --- 0,12 M Reacción 0,02 M 0,02 M --- 0 Formación 0 0 --- 0,02 M

Después de la reacción 0,08 M 0 --- 0,14 M Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de

ácido y base después de la reacción de neutralización:

C2H3COOH (ac) + H2O(l) ↔ C2H3COO−(ac) + H3O+(ac)

Cinicial 0,08 M ----- 0,14 M 0




[C2H3COOH ] = (0,08 – x)

[C2H3COO−] = (0,14 + x)

[H3O+] = x



152

Entonces: [ ][ ]

[ ]COOHHCOH COOHC

Ka32

332+−

= Ecuación 1


x)-08,0(

x )x14,0( 10 x 1,4 4- += Ecuación 2


[C2H3COO− ] = (0,14 – x) M ≈ 0,14 M

[C2H3COOH] = (0,08 + x) M ≈ 0,08 M

Sustituyendo:

)08,0(x ) 14,0( 10 x 1,4 4- =

Despejando x:

)14,0(

) 08,0( ) 10 x (1,4x-4

=

x = [H3O+] = 8,0 x 10-5 M pH = 4,10 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones

el pH será:


COOHC

32

32−

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85

pH = 3,85 + log 08,014,0

pH = 4,10



153

c)

Datos: [C2H3COOH] = 0,10 M

[C2H3COO−] = 0,12 M

El ácido clorhídrico es un electrolito fuerte por lo cual:

HCl(ac) → Cl−(ac) + H+(ac)



Por lo tanto: [H+] = [H3O+] = 0,02 M Se está agregando un ácido que reaccionará con la base del amortiguador en una

reacción de neutralización, es decir el lactato de sodio, según el siguiente cuadro estequiométrico:

CH3COO−(ac) + H3O+(ac) → H2O(ac) + CH3COOH(ac)

Antes de la reacción 0,12 M 0,02 M ---- 0,10 M Reacción 0,02 M 0,02 M ---- 0 Formación 0 0 ---- 0,02 M

Después de la reacción 0,10 M 0 ---- 0,12 M Cálculo de las concentraciones en equilibrio con las nuevas concentraciones de

ácido y base después de la reacción de neutralización:

C2H3COOH (ac) + H2O(l) ↔ C2H3COO−(ac) + H3O+(ac)

Cinicial 0,12 M ----- 0,10 M 0




[C2H3COOH ] = (0,12 – x)

[C2H3COO−] = (0,10 + x)

[H3O+] = x



154

Entonces: [ ][ ]

[ ]COOHHCOH COOHC

Ka32

332+−

= Ecuación 1


x)-12,0(

x )x10,0( 10 x 1,4 4- += Ecuación 2


[C2H3COO− ] = (0,10 – x) M ≈ 0,10 M

[C2H3COOH] = (0,12 + x) M ≈ 0,12 M

Sustituyendo:

)12,0(x ) 10,0( 10 x 1,4 4- =

Despejando x:

)10,0(

) 12,0( ) 10 x (1,4x-4

=

x = [H3O+] = 1,7 x 10-4 M pH = 3,77 Utilizando la Ecuación de Henderson-Hasselbach para las nuevas concentraciones

el pH será:


COOHC

32

32−

pKa = -log Ka = -log 1,4 x 10-4 = 3,85

pH = 3,85 + log 12,010,0

pH = 3,77



155

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Se preparan tres disoluciones acuosas de tres sales diferentes, fluoruro sódico,

cloruro sódico y cloruro amónico. ¿Cómo será respectivamente el pH de las disoluciones anteriores?

2. Se tiene una disolución 0,30 M de acetato sódico. La Ka del CH3COOH = 1,8 x 10-5.

Calcule: CH3COONa (ac) → Na+ (ac) + CH3COO- (ac)

CH3COO- (ac) + H2O (l) ↔ CH3COOH (ac) + OH- (ac)

a) El pH de la disolución. b) La concentración molar del ácido acético no disociado.

3. Calcule el pH de una disolución de cloruro amónico 2,0 M, Kb (NH3) = 1,8 x 10-5.

NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl- (ac)

NH4+ (ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + OH-(ac)






156

4. Una solución se prepara diluyendo 0,50 mol de NaClO en un volumen de 3,0 L con agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7)

5. ¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 35 mL 0,50 M de NH3 (ac) y 35

mL 0,50 de HCl (ac) a 25 ºC? (Kb para el NH3 = 1,8 x 10-5)

6. ¿Cuál es el pH de una solución que resulta de agregar 25 mL de NaOH 0,50 M a 75

mL de CH3CO2H 0,50 M? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5)






157

7. Si a la disolución de CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+, se le añade acetato sódico, CH3COONa. ¿Qué debería esperar que ocurriera?

8. Pretendemos preparar una disolución amortiguadora. Para ello, preparamos un litro

de disolución de un ácido HA cuyo Ka = 5 x 10-6, su concentración es 0,2 M y queremos obtener una disolución con pH = 5,00. ¿Cuántos moles de NaA debemos añadir?

9. ¿Cuál es el pH de una solución acuosa que es 0,30 M en HF y 0,15 M en F-? (Ka de

HF= 7,2 x 10-4)






158

10. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH3 y 8,0 g de NH4Cl se diluyen con agua hasta un volumen de 0,50 L? (Ka del NH4

+ = 5,6 x 10-10) 11. ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 11 g de NaCH3CO2 se

mezclan con 85 mL de CH3CO2H 1,0 M y se diluyen con agua hasta 1,0 L? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5)

12. ¿Qué masa de KF sólido (masa molar = 58,1 g/mol) se debe agregar a 2,0 L de HF

0,25 M para hacer una solución buffer con un pH de 3,14? (pKa para HF = 3,14)






159

13. Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H2PO4- y 0,250 mol de

HPO42- y diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21.

¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21? 14. ¿Cuántos moles de HCl deben ser agregados a 1,00 L de NH3 0,72 M para hacer un

buffer con un pH de 9,50? (Ka del NH4+ = 5,6 x 10-10)

15. Calcula el pH de una disolución formada por:

a) 250 mL de HCl 0,10 M mezclados con 150 mL de NaOH 0,20 M; b) 125 mL de HCl 0,30 M mezclados con 200 mL de NaOH 0,15 M; c) 50 mL de HCl 0,20 M mezclados con 50 mL de NH3 0,20 M; d) 50 mL de CH3COOH 0,20 M mezclados con 50 mL de KOH 0,10 M. Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5






160

16. Hallar el pH resultante de disolver 4,0 g de hidróxido de sodio en 250 mL de agua y calcule el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 M necesario para neutralizar completamente 50 mL de esta disolución.

17. Calcule la pureza de una sosa comercial, si 30 gramos de la misma precisan 50 mL

de ácido sulfúrico 3,0 M para su neutralización total. 18. Tenemos 25 mL de CH3COOH 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades

siguientes de NaOH 0,050 M: a) 10 mL; b) 25 mL; c) 49 mL; d) 50 mL; e) 60 mL Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5






161

19. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadir las cantidades siguientes de NH3 0,20 M: a) 20 mL; b) 25 mL; c) 26 mL; d) 40 mL

Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: Kb (NH3) = 1,8 x 10-5 20. Tenemos 50 mL de HCl 0,10 M. Calcula el pH al añadirle las cantidades siguientes

de NaOH 0,10 M: a) 40 mL; b) 49 mL; c) 51 mL; d) 90 mL. Indique el pH en el punto de equivalencia.





162

21. El tampón bicarbonato en el plasma sanguíneo consiste en una cantidad aproximadamente de 0,025 moles de ión bicarbonato y 0,00125 moles de ácido carbónico, por cada dm3 de plasma. Determine la capacidad del tampón de este sistema frente a la acción de ácidos y bases. pKa: 6,10

22. El salicilato sódico es una sal que se emplea para reducir la fiebre y dolores. Se

prepara una solución de concentración 0,075 M. a) Calcule el pH de ésta solución a temperatura ambiente. b) si el descenso crioscópico de una disolución de salicilato al 1% (p/V) es de 0,210 °C, calcule la cantidad de cloruro sódico que es necesaria añadir a la disolución de salicilato al 1,2% para preparar 100 mL. de esta disolución isotónica con los fluídos corporales.





163

23. Dos soluciones acuosas una ácida y otra básica se encuentran separadas por una membrana permeable a moléculas neutras pero impermeables a iones. Sí a las soluciones que tienen un pH de 5,40 y 8,45 se le agrega morfina, un medicamento de carácter básico se distribuye entre las dos soluciones. Calcule la razón de concentraciones de la forma catiónica del medicamento en la solución más ácida y en la solución más básica. pKa morfina: 7,87 24. Las principales soluciones amortiguadoras en la sangre son los iones

hidrogenocarbonatos (HCO3-) e iones H3O+ en equilibrio con H2O y CO2:

H3O+

(ac) + HCO3-(ac) → H2O(l) + CO2(ac)

Esta reacción asume que todo el H2CO3 producido se descompone en CO2 y H2O. Suponga que se extrae 1,00 L de sangre del cuerpo y se lo lleva a pH 6,1: a) Si la concentración de HCO3

- en la sangre es 5,5 µmol/L, calcule la cantidad en moles de CO2 presente en la solución a este pH.

b) Calcule el cambio en el pH que se produce cuando se adicionan 0,65 µmol de H3O+ a esta muestra de sangre a pH 6,1. K = 7,9 x 10 -7

Con respecto al pH normal de la sangre: c) al realizar ejercicios, se produce CO2 a una velocidad acelerada en el tejido

muscular. ¿Cómo es afectado el pH de la sangre? d) la hiperventilación (respiración rápida y profunda) ¿cómo afecta el pH? e) Uno de los tratamientos de primeros auxilios para la hiprventilación es hacer

respirar al paciente en una bolsa de papel. ¿Cuál es la base para utilizar este tratamiento y cómo afecta el pH?





164

RESPUESTAS

1. Respuesta: Fluoruro sódico: sal de ácido débil y base fuerte. Da

reacción de hidrólisis básica (con pH > 7):

NaF (ac) → Na+ (ac) + F- (ac)

y F- (ac) + H2O(l) ↔ HF(ac) + OH-(ac)

Cloruro sódico: Sal de ácido fuerte y base fuerte. No hay

hidrólisis de los iones, la disolución es neutra y su pH = 7.

Cloruro amónico: sal de ácido fuerte y base débil. Sólo

se hidroliza el ión amonio:

NH4Cl (ac) → NH4+ (ac) + Cl-(ac)

El Cl- se hidrata, y el NH4+ da reacción de hidrólisis

ácida (con pH < 7):

NH4+(ac) + H2O (l) ↔ NH3 (ac) + H3O+ (ac)

2. Respuesta: a) pH = 9,10

b) 1,3 x 10-5 M.

3. Respuesta: pH = 4,47

4. Respuesta: 10,34

5. Respuesta: 4,93

6. Respuesta: 4,44

7. Respuesta: CH3COOH + H2O ↔ CH3COO- + H3O+ y

CH3COONa → CH3COO- + Na+

Por efecto del ión común (CH3COO-), al añadir NaAc,

el equilibrio de disociación del CH3COOH se

desplazará hacia la izquierda, hasta que el cociente de

reacción vuelva a tener el mismo valor de Kc y se

alcance el equilibrio nuevamente.


9. Respuesta: 2,84

10. Respuesta: 9,45

11. Respuesta: 4,94

12. Respuesta: 29 g





165


b) pH = 1,63

c) pH = 5,13

d) pH = 4,74

16. Respuesta: pH = 13,61 y 0,40 litros

17. Respuesta: 40%


b) 4,75

c) 6,44

d) 8,64

e) 11,77

pH = 8,64 en el punto de equivalencia


b) 5,21

c) 7,85

d) 9,03



b) 3,00

c) 11,00

d) 12,46


21. Respuesta: 0,0075 mol/dm3 para ácidos y 0,0011 mol/dm3 para bases


b) 0,46 %

23. Respuesta: 1,12 x 10-3



166

GUIA Nº 11

UNIDAD Nº 9

EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y DE COMPLEJACIÓN


1. Reglas de solubilidad.

2. Producto de Solubilidad.

3. Efecto del ión Común.

4. Constante de Formación.

5. Competencia equilibrios precipitación-complejación.


VALIDEZ)





167


1. A partir de los valores de los productos de solubilidad del AgCl y Ag2CrO4 calcule:

a) ¿Cuál de los compuestos es más soluble? b) La concentración de iones plata en la solución saturada en ambos casos.

Kps (AgCl) = 1,8 x 10–10 ; Kps (Ag2CrO4) = 2,7 x 10–12

a) Se puede llegar a una conclusión errónea de que el cloruro de plata es más

soluble que el cromato de plata, dado que la Kps (AgCl) es mayor que la Kps (Ag2CrO4), por lo que, se debe primero obtener la solubilidad en cada caso:

AgCl (s) ↔ Ag+

(ac) + Cl- (ac) Cinicial ------ 0 0

Formación ------ s s

Equilibrio ------ s s Kps (AgCl) = [Ag+] [Cl-] Kps = s2 Despejando la solubilidad:

s (AgCl) = Kps = 10 x 1,8 10 - = 1,3 x 10– 5 M Ag2CrO4 (s) ↔ 2 Ag+

(ac) + CrO4-2

(ac) Cinicial ------ 0 0

Formación ------ 2 s s

Equilibrio ------ 2 s s Kps (Ag2CrO4) = [Ag+]2 [CrO4

-2] Kps = (2s)2 x s = 4 s3

Despejando la solubilidad:

s (Ag2CrO4) = 34

Kps = 3410 x 2,7 -12

= 8,8 x 10– 5 M De acuerdo a estos resultados la solubilidad del cromato de plata es casi 7 veces mayor que la del cloruro de plata.



168

b) S (AgCl) = [Ag+] = 1,3 x 10– 5 M S (Ag2CrO4) = [Ag+] / 2, por lo tanto, [Ag+] = 2 S (Ag2CrO4) = 2 x 8,8 x 10– 5 = 1,8 x 10– 4 M

2. Se añaden 1.95 g de hidróxido de cobre (II) a 1,00 L de disolución 3,00 M de

amoniaco. El amoniaco reacciona con el ión cobre para formar el complejo Cu(NH3)4

2+.

a) ¿Qué concentración de ión cobre quedará en disolución? b) ¿Se habrá disuelto todo el hidróxido de cobre?

Datos: Kps Cu(OH)2 = 2,2 x 10-20; Kd [Cu(NH3)4

2+] = 2,0 x 10-14; M Cu(OH)2 = 97,56 g/mol Desarrollo:

a) Primero se determinará concentración de hidróxido de cobre:

n Cu(OH)2 = mol/g 56,97

g 95,1 = 0,0200 mol y como está en un litro de solución la

concentración será: [Cu(OH)2] = 0,0200 M Luego se determinará la concentración de ión cobre (II), a partir del hidróxido de cobre que como máximo podría reaccionar con el amoniaco, es decir, se supondrá que todo el hidróxido se disocia, por lo tanto [Cu2+] será: Cu(OH)2 (ac) → Cu2+ (ac) + 2 OH-

(ac)

Cinicial 0,0200 M 0 0

Reacción 0,0200 M

Formación 0,0200 M 2 x 0,0200 M

Final (0,0200) M 0,0200 M 2 x 0,0200 M = 0,0400 M Por lo tanto, la máxima concentración de ion cobre (II) es: [Cu2+] = 0,0200 M. La reacción de formación del complejo, y las concentraciones de ion cobre (II) y amoniaco después de formarse suponiendo reacción total será:



169

Cu2+(ac) + 4 NH3(ac) → Cu(NH3)4

2+(ac)

Cinicial 0,0200 M 3,00 M 0

Reacción 0,0200 M 4 x 0,0200 M

Formación 0,0200 M

Final 0 2,92 M 0,0200 M El complejo se vuelve a disociar, y teniendo en cuenta que nos quedó amoniaco en exceso, las concentraciones en el equilibrio serán: Cu(NH3)4

2+(ac) ↔ Cu2+

(ac) + 4 NH3(ac) Cinicial 0,0200 M 0 2,92 M

Reacción x 0 0

Formación 0 x 4 x

Equilibrio (0,0200 – x) M x M (2,92 + 4x) M Para calcular el valor de x se usa la constante de disociación del complejo:

[ ][ ][ ] )NH(Cu

NH CuK 243

32

D +

+

=

Reemplazando las [Cu2+], [NH3] y [Cu(NH3)42+] se tiene:

x)- (0,0200 x)4 (2,92x 10 x 0,2 14 +

=−

Despejando y resolviendo la ecuación, el valor de x es: x = [Cu2+] = 5,5 x 10-18 M que es la concentración de iones Cu (II) que se disocia del complejo.

b)

Para determinar si el hidróxido de Cu (II) está totalmente disuelto, se determinará Q = [Cu2+] [OH-]2, teniendo en cuenta que [OH-] = 0,0400 M y la de [Cu2+] = 5,5 x 10-18 M y compararlo con la Kps: Cu(OH)2(s) ↔ Cu2+

(ac) + 2 OH-(ac)

Sabiendo que Q = [Cu2+] [OH-]2 y sustituyendo los valores en la expresión: Q = 5,5 x 10-18 x (0,0400)2 = 8,8 x 10-21 < Kps, lo cual indica que se ha disuelto todo el hidróxido de cobre.



170

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Escriba la expresión de Kps para cada uno de los siguientes electrolitos ligeramente

solubles.

a) Ba3(PO4)2 b) Mn(OH)2 c) Ag2CrO4 d) Fe(OH)2

2. A una disolución saturada de cloruro de plomo (II) a 25ºC, se le añade yoduro

potásico hasta que alcance una concentración de 0,079 M. Calcular la cantidad de yoduro de plomo (II) que ha precipitado, expresado en gramos por litro. Kps (PbCl2) = 2,4 x 10-4; Kps (PbI2) = 1,39 x 10-8; M (PbI2) = 461 g/mol

3. Se desea separar los iones fluoruro y sulfato de una disolución que es 0,10 M en

sulfato sódico y 0,10 M en fluoruro potásico, mediante la adición de cloruro de bario. Suponiendo que el volumen permanece constante, ¿qué anión precipitará primero? y ¿cuántos miligramos del que precipita primero quedarán en disolución cuando el otro empiece justamente a precipitar? Kps (BaF2) = 1,63 x 10-6; Kps (BaSO4) = 1,15 x 10-10; M(F) = 18,99 g/mol; M(S) = 32,0 g/mol; M(O) = 16,0 g/mol.






171

4. A 25 mL de disolución de amoníaco del 22% y densidad 0,92 g/mL se añaden 6,69 g de cloruro de amonio y se enrasa con agua hasta 250 mL. Calcular la concentración máxima de iones níquel (II) que puede quedar disuelta antes de que aparezca precipitado. Kps Ni(OH)2 = 1,6 x 10-16; Kb (NH3) = 1,8 x 10-5; M(Cl) = 35,5 g/mol; M(N) = 14,0 g/mol

5. ¿Se disolverán 0,10 moles de AgCl en 0,10 L de disolución de tiosulfato sódico 4,0

M? Indicar la concentración de todas las especies en disolución. Kps (AgCl) = 2,8 x 10-10 y Ki [Ag(S2O3)2

3-] = 6,0 x 10-14 6. El bromuro de cobre (I), CuBr, tiene un producto de solubilidad de 2,0 x 10-4 moles

por litro a 25°C, es decir, cuando se coloca un exceso de CuBr(s) en un litro de agua, es posible determinar que se disuelven 2,0 x 10-4 moles del sólido para producir una solución saturada. Calcule el valor de Kps.






172

7. Calcule las concentraciones de todas las especies que permanecen en solución al mezclar 50 mL de solución de cromato de potasio 0,02 M con 50 mL de solución de nitrato de plata 2 mM. Datos: Kps Ag2CrO4 = 1,2 x 10-12

8. Calcule la solubilidad molar del cloruro de plomo en una solución de cloruro de

amonio 0,1 M. Datos: Kps (PbCl2) = 2,6 x 10-5 9. Una industria química convierte Zn(H2O)4

2+ en Zn(NH3)42+, más estable, mezclando

50 L de Zn(H2O)4 2+ 0,002 M y 25 L de NH3 0,15 M. ¿Cuál es la [Zn(H2O)42+] final?

Datos: Kf del Zn(NH3)42+ = 7,8 x 108

Zn(H2O)4

2+(ac) + 4 NH3(ac) ↔ Zn(NH3)42+(ac) + 4 H2O(l)






173

10. En el revelado de una película en blanco y negro, el exceso de AgBr es eliminado mediante una disolución acuosa de tiosulfato sódico, produciéndose la formación del ion complejo Ag(S2O3)2

3-. Calcule la solubilidad del AgBr en:

a) H2O b) Na2S2O3 1M Datos: Kf del Ag(S2O3)2

3- es 4,7 x 1013 y Kps AgBr es 5,0 x 10-13.

11. Una solución contiene los aniones fluoruro, sulfato y oxalato, cada uno en concentración 0,01 M. Al agregar poco a poco una solución de cloruro de calcio, y suponiendo que el volumen permanece constante:

Datos CaF2 CaSO4 CaC2O4

Kps (25ºC) 3,4 x 10-11 6,0 x 10-5 1,86 x 10-9

a) ¿Qué anión precipita primero? b) ¿Cuál es la concentración del anión que precipita primero cuando se inicia la

precipitación del segundo anión? c) ¿Cuáles son las concentraciones del primer y del segundo anión cuando se

inicia la precipitación del tercer anión? d) ¿Qué porcentaje de cada anión ha precipitado cuando se inicia la precipitación

del tercer anión?





174

12. Se tiene una muestra de Fe3+ y Mg2+. Están en solución 0,1 M cada uno. Se requiere separar el Fe del Mg. Datos: Kps Mg(OH)2 = 5,61 x 10-12; Kps Fe(OH)3 = 2,79 x 10-39 a) ¿A qué pH precipita el Fe? b) ¿A qué pH precipita el Mg?

13. Calcule:

a) Solubilidad del hidróxido de plata. b) Solubilidad del hidróxido de cobalto (II). c) El pH de una disolución saturada de hidróxido de plata. d) El pH de una disolución saturada de hidróxido de cobalto (II).

Datos: Kps de hidróxido de plata = 2,0 x 10-8; Kps de hidróxido de cobalto (II) = 1,0 x 10-15.

14. Una disolución saturada de hidróxido magnésico en agua destilada es 1,44 x 10-4 M.

¿Qué concentración de este compuesto permanecerá en disolución al llevar el pH de la misma hasta 12? Datos: Kps = 1,5 x 10-11






175

15. a) Hallar la concentración de F- en una disolución saturada de CaF2 (Kps = 3,9 x 10-11) b) Hallar esa concentración si la disolución es además 0,2 M en cloruro cálcico. c) La concentración de Ca2+ si la disolución es 0,2 M en NaF.

16. El pH de una disolución saturada de hidróxido de calcio tiene el valor de 12,43.

a) Calcular la solubilidad y el pKps del hidróxido de calcio. b) ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio precipitan si se mezclan 250 mL de

disolución 0,01 M de nitrato de calcio con 50 mL de disolución 0,1 M de hidróxido de sodio?

17. Se mezclan 10 mL de BaCl2 0,1 M con 40 mL de Na2SO4 0,1 M.

a) ¿Precipitará sulfato de bario? b) En caso afirmativo, hallar las concentraciones de todos los iones presentes en la

disolución, tras la precipitación. El Kps (BaSO4) = 1,1 x 10−10.






176

18. La constante de formación a 25°C para la reacción:

Ag+ + 2NH3 ⇋ Ag(NH3)2+ Kf = 1,7 x 107

y para la reacción:

Ag+ + 2CN- ⇋ Ag(CN)2- Kf = 1,0 x 1021

Calcule la constante de equilibrio a 25°C para la reacción:

Ag(NH3)2+ + 2CN- ⇋ Ag(CN)2

- + 2NH3 19. En dos litros de agua se disuelven 3,38 g de AgNO3 y 0,2 moles de amoniaco. Se

establece el siguiente equilibrio:

Ag+ + 2NH3 ⇋ Ag(NH3)2+ Kf = 1,7 x 107

a) Calcular la [Ag+] en el equilibrio. b) ¿Precipitará Ag2S si a la solución anterior se le agrega [S2-] = 10-2 M?

Datos: Kps Ag2S = 1,6 x 10-49 20. ¿Qué masa de AgCl se puede disolver en 100 mL de solución de Na2S2O3 0,2 M

sabiendo que el valor de Kf para [Ag(S2O3)2]3- = 1,0 x 1013 y el Kps = 1,0 x 10–10?






177

RESPUESTAS

1. Respuesta a) Kps = [Ba2+]3[P O4 -3]2

b) Kps = [Mn2+][OH-]2

c) Kps = [Ag+] 2[CrO4-2]

d) Kps = [Fe+2] [OH-]

2. Respuesta: 17,5 g/L

3. Respuesta: Precipita primero el sulfato de bario y cuando empiece a

precipitar el fluoruro de bario la concentración que quedará en

disolución de sulfato es 7,2 x 10-7 M, que suponen 6,9 x 10-2 mg,

por lo que se puede decir entonces que ha precipitado

prácticamente todo el sulfato.

4. Respuesta: [Ni2+] = 8,7 x 10-8 M

5. Respuesta: [Ag+] = 1,5 x 10-14 M; [Ag(S2O3)23-] = 1,0 M; [S2O3

3-] = 2,0 M;

[Na+] = 8,0 M


7. Respuesta: K+ (20 mM), NO3- (1 mM), Ag+ (1,1 x 10-5 M), CrO4

2- (9,5 mM)


9. Respuesta: [Zn(H2O)42+] = 4,1 x 10-7 M

10. Respuesta: a) [Ag(S2O3)23-] = 7,1 x 10-7 M

b) [Ag(S2O3)23-] = 0,45 M

11. Respuesta: a) Oxalato

b) 5,47 x 10-3 M

c) [Oxalato] = 3,1 x 10-7 M; [F-] = 7,5 x 10-5 M

d) (Oxalato) ≈ 100%; (F-) ≈ 99,25%


b) pH = 9,03

13. Respuesta: a) s = 1,41 x 10-4 mol/L

b) 6,25 x 10-4 mol/L

c) pH = 10,15

d) pH = 9,10

14. Respuesta: s = 1,5 x 10-7 mol/L

15. Respuesta: a) 4,27 x 10-4 M

b) 13,96 x 10-6 M



178

c) 9,75 x 10-10 M

16. Respuesta: a) 0,0136 M; pKps = 5

b) No hay precipitación

17. Respuesta: a) Ya que Q > Kps, si precipita el BaSO4

b) [Ba2+] = 1,05 x 10-5 M; [Na+] = 0,16 M; [SO42−] ≈ 0,06 M;

[Cl−] = 0,04 M

18. Respuesta: Keq = 5,88 x 1013

19. Respuesta: a) 9,12 x 10-8 M

b) Q = 8,32 x 10-17. Si precipita Ag2S

20. Respuesta: 1,41 g (9,84 x 10-3 moles)



179

GUIA Nº 12

UNIDAD Nº 10

EQUILIBRIO REDOX


1. Conceptos Generales de Óxido-Reducción. Balanceo de Ecuaciones.

2. Potenciales Estándar de Reducción. Ecuación de Nernst.

3. Óxido-Reducción en Sistemas Biológicos.


VALIDEZ)





180


1. a) Determinar los números de oxidación de cada elemento, identificar los elementos que sufren cambio en su número de oxidación e indicar cual se reduce en las reacciones siguientes.

i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2 ii) H2SO4 + KBr → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O iii) K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

b) Balancear las siguientes reacciones en medio ácido y medio básico por el

método del ion-electrón.

i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O ii) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Desarrollo:

a)

i) Fe2O3 + CO → Fe + CO2

Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.):

Fe2 O3 + 3 C O → 2 Fe + 3 C O2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0”, luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”, luego se oxida (cada átomo de C pierde 2 electrones).

ii) H2SO4 + KBr → Br2 + K2SO4 + SO2 + H2O

Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): 2 H2 S O4 + 2 K Br → Br2 + K2 S O4 + S O2 + 2 H2 O E.O.: +1 +6 –2 +1 −1 0 +1 +6 –2 +4 −2 +1 −2

Reducción: El S disminuye su E.O. de “+6” a “+4”, luego se reduce (cada

átomo de S captura 2 electrones). Oxidación: El Br aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomo

de Br pierde 1 electrón).



181

iii) K2Cr2O7 + H2SO4 + KI → I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O Los elementos destacados son los que cambian su estado de oxidación (E.O.): K2 Cr2 O7 + 7 H2 S O4 + 6 K I → 3 I2 + Cr2 (S O4)3 + 4 K2 S O4 + 7 H2 O E.O.: +1 +6 -2 +1 +6 –2 +1 −1 0 +3 +6 –2 +1 +6 –2 +1 −2 Reducción: El Cr disminuye su E.O. de “+6” a “+3”, luego se reduce (cada

átomo de Cr captura 3 electrones). Oxidación: El I aumenta su E.O. de “-1” a “0”, luego se oxida (cada átomo

de I pierde 1 electrón).

b)

i) KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Pasos del método ion-electrón en medio ácido: 1. Moléculas o iones existentes en la disolución:

KMnO4 → K+ + MnO4–

H2SO4 → 2H+ + SO42–

KI → K+ + I– MnSO4 → Mn2+ + SO4

2– K2SO4 → 2K+ + SO4

2– I2 y H2O (sin disociar) 2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos

que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones:

Oxidación: 2 I– → I2

Reducción: MnO4– → Mn2+

3. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos

de O y H+ para balancear los átomos de H:

Oxidación: 2 I– → I2 Reducción: MnO4

– + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O 4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las

semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado:

Oxidación: 5 x (2 I– → I2 + 2e−)

Reducción: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e− → Mn2+ + 4 H2O)



182

Oxidación: 10 I– → 5 I2 + 10e−

Reducción: 2 MnO4– + 16 H+ + 10e− → 2 Mn2+ + 8 H2O

Reacción global: 10 I– + 2 MnO4– + 16 H+ → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados

y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI → 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O

Las 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

ii) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

1. Moléculas o iones existentes en la disolución: Cr2(SO4)3 → 2Cr3+ + 3SO4

2– KOH → K+ + OH– KClO3 → K+ + ClO3

– K2CrO4 → 2K+ + CrO4

2– KCl → K+ + Cl– K2SO4 → 2K+ + SO4

2– H2O (sin disociar) 2. Escribir semirreacciones y balancear por inspección todos los elementos

que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones: Oxidación: Cr3+ → CrO4

2–

Reducción: ClO3– → Cl–

3. Para reacciones en medio básico, agregar OH- para balancear los

átomos de O y H2O para balancear los átomos de H:

Oxidación: Cr3+ + 8 OH– → CrO42– + 4 H2O

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4

2–

provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.

Reducción: ClO3– + 3 H2O → Cl– + 6 OH–

Los 3 átomos de O que se precisan para formar el Cl–provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble, pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.



183

4. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Además si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado.

Oxidación: 2 x (Cr3+ + 8 OH– → CrO4

2– + 4 H2O + 3e−) Reducción: ClO3

– + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH–

2 Cr3+ + 16 OH– → 2 CrO42– + 8 H2O + 6e−

ClO3– + 3 H2O + 6e− → Cl– + 6 OH–

R. global: 2Cr3+ + 16OH– + ClO3– + 3H2O → 2CrO4

2– + 8H2O + Cl– + 6OH–

Simplificando los OH– y el H2O presentes en ambos miembros:

2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3

– → 2 CrO42– + 5 H2O + Cl–

5. Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados

y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH → 2 K2CrO4 + 5 H2O + KCl + 3 K2SO4

Las 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

2. a) Calcule el potencial de una celda donde: una semicelda está formada por el par Fe3+/Fe2+, en la cual la [Fe3+] = 1,00 M y la [Fe2+] = 0,10 M; y en la otra semicelda

se encuentra el par MnO4-/Mn2+ en solución ácida con una [MnO4

-] = 1,0 x 10-2 M, la [Mn+2] = 1 x 10-4 M y la [H+] = 1,0 x 10-3 M.

b) Una pila Al(s) / Al3+

(ac) (0,10 M) // Cu+2(ac) (0,020 M) / Cu(s) empieza a funcionar.

Calcule su potencial inicial y el potencial que tendrá cuando la concentración del catión cúprico se redujo en un 30%. ¿Cuál es la Keq y el ΔGº de esta reacción a 25ºC?

Datos: Eº Fe3+/Fe2+ = 0,771 V; Eº MnO4

-/Mn2+ = 1,51 V; Eº Al3+(ac)/Al(s) = -1,66 V;

Eº Cu+2(ac)/Cu(s) = 0,34 V.

Desarrollo: a)

Primero se debe balancear la ecuación en medio ácido y calcular el potencial estándar, Eº: MnO4

-(ac) + 8 H+

(ac) + 5 e− → Mn2+(ac ) + 4 H2O(l) Eº = 1,51 V



184

5 (Fe2+(ac) → Fe3+

(ac) + e− ) Eº = - 0,771 V

MnO4-(ac) + 8 H+

(ac) + 5 e− → Mn2+(ac) + 4 H2O(l) Eº = 1,51 V

5 Fe2+(ac) → 5 Fe3+

(ac) + 5 e− Eº = - 0,771 V

MnO4-(ac) + 8 H+

(ac) + 5 Fe2+(ac) → Mn2+

(ac) + 4 H2O(l) + 5 Fe3+(ac) ΔEºcelda = 0,74 V

O bien se puede calcular: ΔEºcelda = Eºred (cátodo) − Eºred (ánodo) ΔEºcelda = Eº (MnO4

-) – Eº (Fe3+) ΔEºcelda = 1,51 V – (0,771 V) = 0,74 V Recordemos que la Ecuación de Nernst es:

Qlog n

0592,0 ºEE −= Ecuación 1

Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción.

Reemplazando en la ecuación 1:

[ ] [ ][ ] [ ] [ ] 52 8

4

532celda

Fe H MnO Fe Mnlog

5V 0592,0 V 74,0E

++−

++−=

[ ] [ ][ ] [ ] [ ]5832

54celda

10,0 10 x 0,1 10 x 0,1

00,1 10 x 1log 5

V 0592,0 V 74,0E−−

−−=

E celda = (0,74 V – 0,32 V) = 0,42 V

b)

Primero se debe balancear la ecuación y calcular el potencial estándar, Eº: 2 x (Al(s) → Al3+

(ac) + 3 e−) Eº = 1,66 V

3 x (Cu2+(ac) + 2 e− → Cu(s)) Eº = 0,34 V

2 Al(s) → 2 Al3+(ac) + 6 e− Eº = 1,66 V

3 Cu2+(ac) + 6 e− → 3 Cu(s) Eº = 0,34 V

2 Al(s) + 3 Cu2+(ac) → 2 Al3+

(ac) + 3 Cu(s) Eºcelda = 2,00 V



185

Recordemos que la Ecuación de Nernst es:

Qlog n

0592,0 ºEE −= Ecuación 1

Donde Eº es el potencial estándar, n es el número de electrones y Q el cociente de reacción.

Reemplazando en la ecuación 1:

[ ][ ]32

23)inicial(celda

Cu

Al log 6

V 0592,0 V 00,2E+

+−=

[ ][ ]3

2

)inicial(celda020,0

10,0log 6

V 0592,0 V00,2E −=

E celda(inicial) = (2,00 V – 0,030 V) = 1,97 V La concentración de ion cúprico se redujo en un 30%: [Cu+2]inicial = 0,02 M El 30% de este valor es:

[ ] M 02,0 x 10030Cu reducida

2 =+

[Cu+2]reducida = 6,0 x 10-3 M [Cu+2]final = [Cu+2]inicial - [Cu+2]reducida = 0,02 M - 6,0 x 10-3 M [Cu+2]final = 0,014 M Entonces el potencial de celda es:

[ ][ ]3

2)final(celda

014,0

10,0log 6

V 0592,0 V00,2E −=

E celda = (2,00 V – 0,035 V) = 1,96 V Para determinar la constante de equilibrio debemos recordar que E celda = 0, por lo tanto:

Klog n

0592,0 ºE =



186

Despejando y obteniendo el antilogaritmo la constante se obtiene por la siguiente ecuación:

Log K = V 0592,0

n x ºE

K = 10 V 0592,0n x ºE

K = 10 V 0592,06 x V 00,2

K = 1,00 x 10203

Para determinar ΔGº se utiliza la ecuación siguiente, donde F = 96500 C y que 1J = C x V: ΔGº = - n F Eºcelda ΔGº = - 6 x 96500 C x 1,96 V = - 1,13 x 106 J ΔGº = - 1,13 x 103 kJ



187

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Indica si la reacción siguiente es una reacción redox:

8HNO3 + 3Cu → 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O

Señala qué especie es el agente oxidante y cuál es el reductor, e indica el número de oxidación de cada uno de los elementos.

2. Dadas las reacciones siguientes:

a) CO + 2H2 → CH3OH b) HCl + NaOH → NaCl + H2O c) 2H2S + SO2 → 3S + 2H2O

Deducir si son reacciones redox o no, y en caso afirmativo, indicar qué elementos se oxidan y cuáles se reducen.

3. Balancea por el método del ion-electrón la siguiente reacción que tiene lugar en

medio ácido: KMnO4 + PbCl2 + HCl → MnCl2 + PbCl4 + KCl + H2O






188

4. Por acción del dicromato potásico en medio ácido sulfúrico sobre el yoduro potásico, se produce la oxidación de éste, originándose como productos de reacción sulfato potásico, sulfato de cromo (III), yodo y agua. Balancea la reacción completa por el método del ion–electrón.

5. Balancea por el método del ion–electrón:

KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O 6. Balancea por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de

potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio).

7. Completar y balancear por el método del ion-electrón las reacciones siguientes:

a) Ácido sulfhídrico con dicromato de potasio en medio ácido clorhídrico para dar azufre y cloruro de cromo(III).

b) Dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido para dar ácido sulfúrico y sulfato de manganeso(II).

c) Arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH para dar arseniato de potasio y dióxido de manganeso.







189

8. En las dos pilas formadas por los electrodos siguientes: a) cobre-plomo y b) plomo-hierro, predecir la polaridad de los electrodos (ánodo y cátodo) en cada caso, la fem de la pila, las notaciones de las mismas y las reacciones que tienen lugar en cada una. Potenciales de reducción (V): Cu2+/Cu: 0,34; Pb2+/Pb: -0,13; Fe2+/Fe: -0,44.

9. Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares

Cu2+/Cu, Pb2+/Pb y Zn2+/Zn son respectivamente, 0,34 V, –0,13 V y –0,76 V.

a) Explica, escribiendo las reacciones correspondientes qué metal/es producen desprendimiento de hidrógeno al ser tratados con un ácido.

b) Haz un esquema y escribe las reacciones de ánodo y cátodo de la pila formada por electrodos de Zn y Pb.

10. Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada:

a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe (II) con MoO42–.

b) Si el hierro (II) puede ser oxidado a Fe (III) con NO3–.

Datos: Eº (MoO4

2–/Mo3+) = 0,51 V; Eº (NO3–/NO) = 0,96 V; Eº (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V; Eº

(Fe2+/Fe0) = –0,44 V.






190

11. Se construye una pila con un electrodo de plata sumergido en una disolución 0,1 M de Ag+ y otro electrodo de Zn sumergido en una disolución 0,2 M de Zn2+. Indicar: a) Reacciones que tienen lugar en ambos electrodos y reacción total. b) FEM de dicha pila. Datos: Eº Ag+/Ag = + 0,80 V; Eº Zn2+/Zn = –0,76 V.

12. Calcular la FEM de la pila Sn / Sn2+ (0,01 M) // Ag+ (0,01 M) / Ag. Escriba las

semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. Datos: Eº Sn2+/Sn = - 0,14 V; Eº Ag+/Ag = + 0,80 V.

13. Calcular el potencial en condiciones estándar y la constante de equilibrio de la

reacción: 2 Fe3+ + 2 I- → 2 Fe2+ + I2

sabiendo que los potenciales estándar son Eº (Fe3+/Fe2+) = + 0,77 V y Eº (I2/I-) =

+0,53 V.






191

14. La FEM de la pila Ag /AgCl(s) // Fe3+ / Fe2+ es Eº = 0,548 V.

a) Describir el proceso anódico, catódico y total. b) Calcule el valor de ΔGº para esta reacción. c) Calcule el valor de la constante de equilibrio para este proceso. d) Calcule el valor de la FEM si [Cl-] = 0,50 M; [Fe3+] = 0,10 M y [Fe2+] = 0,010 M Datos: Eº Fe 3+/Fe 2+ = + 0,77 V; Eº Ag+/Agº = + 0,80 V.

15. A continuación se muestra un diagrama de potencial en el que se indican los

potenciales estándar de reducción para las semirreacciones entre los estados de oxidación de un elemento metálico hipotético M. Datos: Eº Ag+/Agº = +0,799 V; Eº Fe2+/Feº = -0,44 V; Cl-/Cl2(Pt) = +1,359 V; Eº Sn2+/Sn = -0,136 V.

En condiciones normales: a) ¿reaccionará M con Ag+?; b) ¿podrá el hierro metálico reducir al catión M3+?; c) ¿puede el cloro (Cl2) oxidar al catión M3+?; d) ¿puede el estaño metálico reducir al catión M4+?; e) ¿reaccionarán M4+ y MO2

2+?





192

16. Un acumulador de plomo es una pila basada en el proceso:

Pb(s) + PbO2(s) + 2 H+(ac) + 2 HSO4

–(ac) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)

¿Por qué disminuye lentamente el voltaje mientras se va gastando?

17. Calcula el potencial estándar de la reacción: Fe2+

(ac) + H2(g) → Fe(s) + 2H+(ac). ¿Es

espontánea la reacción directa? [Eº (Fe2+/Fe) = –0,44 V] 18. Calcula el potencial del proceso: MnO2(s) + 4H+

(ac) + 2e− → Mn2+(ac) + 2H2O(l) cuando

[Mn2+] = 0,10 M y pH = 5,00 [Eº (MnO2/Mn2+) = 1,23 V]






193

19. Calcula el potencial estándar (Eº), la energía libre estándar (ΔG°) y la constante de equilibrio (K) de los siguientes procesos, indicando el sentido de circulación de los electrones si construyéramos una pila en condiciones normales (T = 298 K, R = 8,314 J K–1 mol–1, F = 96485 C mol–1):

a) Cd2+

(ac) + Zn0(s) → Cd(s) + Zn2+; Eº (Cd2+/Cdº) = - 0,40 V; E° (Zn2+/Znº) = -0,76 V;

b) MnO4–(ac) + 8H+

(ac) + 5Fe2+(ac) → Mn2+

(ac) + 5Fe3+(ac) + 4H2O; Eº (MnO4

–/Mn2+) = 1,51 V; Eº (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.

20. Calcula la constante de equilibrio de los siguientes procesos:

a) Cuº(s) + 2Ag+(ac) → Cu2+

(ac) + 2Ag(s) Eº (Cu2+/Cuº) = 0,34 V; Eº (Ag+/Agº) = 0,80 V.

b) 2MnO4–(ac) + 5Sn2+

(ac) + 16H+(ac) → 2Mn2+

(ac) + 5Sn4+(ac) + 8H2O

Eº (MnO4–/Mn2+) = 1,52 V; Eº (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V.

c) Cl2(g) + 2I–(ac) → 2Cl–(ac) + I2(s) Eº (Cl2/Cl–) = 1,36 V; Eº (I2/I–) = 0,53 V.





194

21. a) ¿Cuál es la solubilidad molar de HgI2 en agua? b) Calcule la solubilidad de HgI2 en una disolución con [F-]= 2,00 M (tener en cuenta

que el Hg2+ forma el complejo HgF+ con el fluoruro) c) A la disolución resultante de b) se le añadió K2Cr2O7 en las condiciones del

problema. ¿Será capaz el K2Cr2O7 de oxidar el Ioduro presente en el medio a Iodo? pKps (HgI2) = 28,0 Kf = 39,8 E (Cr2O7 2-/Cr3+ ) = 1,00V Eo (I2/I-) = 0,620 V

RESPUESTAS

1. Respuesta: +1 +5 -2 0 +2 +5 -2 +2 -2 +1 -2

8 H N O3 + 3 Cu → 3 Cu (N O3)2 + 2 N O + 4 H2 O;

Se oxida el Cu (agente reductor) y se reduce el N (agente

oxidante).

2. Respuesta: a) +2 –2 0 -2 +1 -2 +1

C O + 2 H2 → C H3 O H; Se oxida el H y se reduce el C.

b) +1 -1 +1 -2 +1 +1 -1 +1 -2

H Cl + Na O H → Na Cl + H2 O; No es una reacción redox.

c) +1 -2 +4 -2 0 +1 -2

2 H2 S + S O2 → 3 S + 2 H2 O; Se oxida y se reduce el S.

3. Respuesta: 2 KMnO4 + 16 HCl + 5 PbCl2 → 2 KCl + 2 MnCl2 + 5 PbCl4 + 8 H2O

4. Respuesta: K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 KI → Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 I2 + 4 K2SO4

5. Respuesta: 3 NH3 + 8 KMnO4 → 3 KNO3 + 8 MnO2 + 2 H2O + 5 KOH

6. Respuesta: 6 KI + KClO3 + 3 H2O → 3 I2 + KCl + 6 KOH

7. Respuesta: a) 3 H2S + K2Cr2O7 + 8 HCl → 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl




195

b) 2 KMnO4 + 5 SO2 + 2 H2O → 2 MnSO4 + 2 H2SO4 + K2SO4

c) 3 KAsO2+ 2 KMnO4 + H2O → 3 KAsO3 + 2 MnO2 + 2 KOH

8. Respuesta: a) 0,47 V; Pb(s)|Pb2+(ac) ||Cu2+(ac)|Cu(s);

b) 0,31 V; Fe(s)|Fe2+(ac) || Pb2+(ac)|Pb (s).

9. Respuesta: a) Pb y Zn.

b) Cátodo: Pb2+(ac) + 2 e− → Pb(s)

Ánodo: Zn(s) – 2 e− → Zn2+(ac)

10. Respuesta: a) Si

b) Si

11. Respuesta: a) Znº + 2 Ag+ → 2 Agº + Zn2+

b) E = 1,56 V

12. Respuesta: Ánodo (oxidación): Snº → Sn2+ + 2 e−; Eº = + 0,14 V

Cátodo (reducción): 2 (Ag+ + 1 e− → Agº); Eº = + 0,80 V

Proceso global: Sn + 2 Ag+ → Sn 2+ + 2 Ag; Eº = + 0,94 V

E = + 0,881 V

13. Respuesta: Eº = + 0,24 V; K = 1,28 x 108

14. Respuesta: a) Ánodo (oxidación): Agº → Ag+ + 1 e−; pero al existir iones Cl- en la disolución, el proceso real es el siguiente: Agº(s) + Cl-(ac) → AgCl(s) + 1 e−

Cátodo (reducción): Fe3+(ac) + 1 e− → Fe2+

(ac) . Proceso global: Agº(s) + Cl-(ac) + Fe3+

(ac) → AgCl(s) + Fe2+(ac)

b) ΔGº = - 53 kJ

c) K = 1,81 x 109

d) Eº = 0,589 V

15. Respuesta: a) Sí (E° = 2,03 + 0,80 = 2,83 V)

b) No (E° = -2,03 + 0,44 = -1,59 V)

c) Sí (E° = -0,47 + 1,36 = 1,89 V)

d) Sí (E° = 0,47 + 0,14 = 0,61 V);

e) No (E° = -1,15 + 0,93 = -0,22 V)

16. Respuesta: Porque disminuyen las concentraciones de H+ y HSO4–.

17. Respuesta: Eº = –0,44 V, no es espontánea.

18. Respuesta: E = 0,67 V

19. Respuesta: a) E° = 0,36 V, ΔG° = - 69,5 kJ mol–1, K = 1,5 x 1012, del cinc al

cadmio.



196

b) E° = 0,74 V, ΔG° = - 357 kJ mol–1, K = 3,2 1062, del hierro al

manganeso.

20. Respuesta: a) K = 3,47 x 1015

b) K = 1,0 x 10231

c) K = 1,1 x 1028

21. Respuesta: a) 2,92 x 10-10 b) 1,26 x 10-9



197

GUIA Nº 13

UNIDAD Nº 11

CINETICA QUÍMICA


1. Concepto de Velocidad de reacción.

2. Leyes de velocidad y órdenes de reacción. Ecuaciones Integradas.

3. Efecto de la temperatura.

4. Mecanismo de reacción.

5. Ejemplos en Sistemas Biológicos: KM, P50 y VMAX.


VALIDEZ)





198


1. Considere la reacción del ion peroxidisulfato:

S2O8-2

(ac) + 3 I-(ac) → 2 SO4-2

(ac) + I3-(ac)

A una temperatura determinada, la velocidad de esta reacción varía con las concentraciones de los reactivos en la forma siguiente:

Experimento [S2O8-2] [ I- ]

[ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

−

1 0,038 0,060 1,4 x 10-5

2 0,076 0,060 2,8 x 10-5

3 0,076 0,030 1,4 x 10-5

a) Escriba la ecuación para la velocidad de desaparición de S2O8

-2. b) ¿Cuál es el valor de k para la desaparición de S2O8

-2? c) ¿Cuál es la velocidad de desaparición de S2O8

-2 cuando [S2O8-2] = 0,025 M y [I-] =

10,10 M? d) ¿Cuál es la velocidad de aparición de SO4

-2 cuando [S2O8-2] = 0,025 M y [I-] =

3,00 M? Desarrollo: a)

Para escribir la ecuación de velocidad para esta ecuación es necesario determinar los exponentes de cada término de concentración. Primero se escribe una ley de velocidad en términos de las incógnitas: v = k [S2O8

-2] x [I-] y Para determinar el valor de x se debe escoger dos experimentos donde la concentración de ion S2O8

-2 sea diferente y la concentración de la otra especie se mantenga constante, en este caso los experimentos 1 y 2; reemplazándolos: Exp.1 1,4 × 10-5 = k (0,038)x (0,060)y Exp.2 2,8 × 10-5 = k (0,076)x (0,060)y Dividiendo la ecuación del Exp.2 por la ecuación del Exp.1, se tiene:



199

x

x

038,0076,02 =

x

038,0076,02 ⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛=

2 = 2x

x = 1 En este ejemplo es fácil resolver el valor de x, que es 1, pero en caso de que las concentraciones no se amplificaran por números enteros, este resultado podría no ser tan obvio y entonces se resuelve por logaritmo: log 2 = x log 2

2 log2 logx =

x = 1 Cabe hacer notar que si se hubieran dividido las ecuaciones en forma inversa se habría obtenido el mismo resultado. Para encontrar el valor de y se utilizan los experimentos 2 y 3, donde cambia la concentración de I- y se mantiene invariable la concentración de S2O8

-2. Reemplazando los datos en la expresión de velocidad: Exp.2 2,8 × 10-5 = k (0,076)x (0,060)y Exp.3 1,4 × 10-5 = k (0,076)x (0,030)y Dividiendo la ecuación del Exp. 2 por la ecuación del Exp. 3, se tiene:

En el caso de x, se puede reemplazar por el valor ya conocido que es 1, pero en cualquier caso, este término se simplifica, al igual que k, y queda:

y

y

030,0060,02 =

y

030,0060,02 ⎟⎟

⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛=



200

2 = 2y

y = 1 Conocidos los valores de x e y, la ecuación de velocidad para la desaparición de queda S2O8

-2:

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = k [S2O8

-2] [I-]

b)

Para determinar cual es el valor de k para la desaparición del peroxidisulfato, es necesario primero tomar en cuenta que la velocidad de reacción medida corresponde a la de desaparición del peroxidisulfato. Entonces se toman los datos de concentración de cada experimento y se reemplazan en la ecuación de velocidad para calcular k:

Exp. 1 1,4 × 10-5 Ms-1 = k (0,038M) (0,060M) k = 6,1 × 10-3 M-1 s-1 Exp. 2 2,8 × 10-5 Ms-1 = k (0,076M) (0,060M) k = 6,1 × 10-3 M-1 s-1 Exp. 3 1,4 × 10-5 Ms-1 = k (0,076M) (0,030M) k = 6,1 × 10-3 M-1 s-1 De los valores de k calculados se puede apreciar que resulta un único valor para k. Como se trabaja con valores experimentales, es posible que resulten valores algo diferentes. De ser así, se debe informar el valor promedio.

c) Si se conoce la ecuación de velocidad, se puede determinar la velocidad simplemente reemplazando las concentraciones dadas:

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = k [S2O8

-2] [I-]

Reemplazando:

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = 6,1 x 10-3 M-1 s-1 [0,025 M] [10,10 M]

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = 1,5 x 10-3 Ms-1

d)

Para calcular la velocidad de aparición de ion sulfato, hay que tener presente que la ecuación de velocidad, y por lo tanto k están dadas para la velocidad de desaparición del ion peroxidisulfato.



201

Al reemplazar las concentraciones dadas, se obtendrá la velocidad de desaparición del ion peroxidisulfato y luego hay que buscar la relación que existe entre ambas velocidades:

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = k [S2O8

-2] [I-]

Reemplazando:

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = 6,1 x 10-3 M-1 s-1 [0,025 M] [3,00 M]

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− = 4,6 x 10-4 Ms-1

De acuerdo a la ecuación química de la reacción:

v = [ ]

tOS 2

82Δ

Δ−

− =

[ ]t

SO21 2

4Δ

Δ −

[ ]

tSO

21 2

4Δ

Δ −= 2 (4,6 x 10-4 Ms-1 ) = 9,2 x 10-4 Ms-1

2. En cierta reacción, la constante de velocidad a 35ºC es el doble que a 25ºC. Calcúlese la energía de activación.

Desarrollo:

Tenemos que:

k = A e RTEa −

por lo tanto, a las dos temperaturas la relación entre las constante será:

A e⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−

K 15,298 x REa

= 2 A e⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−

K 15,308 x REa

Sabiendo que R = 8,314 J / mol x K, la ecuación quedará:

A e⎟⎟⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜⎜⎜

⎝

⎛

−K 15,298 x

K x molJ,3148

Ea

= 2 A e⎟⎟⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜⎜⎜

⎝

⎛

−K 15,308 x

K x molJ,3148

Ea



202

Obteniendo el logaritmo natural en ambos lados se tendrá:

ln A + ⎟⎟⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜⎜⎜

⎝

⎛

−K 15,298 x

K x molJ,3148

Ea = ln A + ln 2 + ⎟⎟⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜⎜⎜

⎝

⎛

−K 15,803 x

K x molJ,3148

Ea

Reordenando:

⎟⎟⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜⎜⎜

⎝

⎛

−K 15,298 x

K x molJ,3148

Ea + ⎟⎟⎟⎟

⎠

⎞

⎜⎜⎜⎜

⎝

⎛

K 15,803 x K x mol

J,3148

Ea = ln 2

Factorizando:

⎥⎦

⎤⎢⎣

⎡+−

K 15,3081

K 15,2981

K x mol

J,3148

Ea x = ln 2

4-

K x mol

J,3148

Ea 10 x 1,08843- x K-1 = ln 2

K x molJ,3148

Ea = 14- K10 x 1,08843

2ln−

− = - 6368,2843 K

Despejando:

Ea = - 6368,2843 K x 8,314 Kxmol

J

Ea = - 52.946 J / mol Ea = - 53 kJ / mol

El signo negativo denota que se favorece la reacción y que además la reacción ocurre de forma espontánea.

3. Considere la enzima Invertasa, que cataliza la hidrólisis de sacarosa a fructosa y glucosa. Esta enzima posee una KM para sacarosa de 0,5 mM y una constante catalítica de 175 min-1. Si se mide su actividad en presencia de 0,25 mM de sacarosa con 25 pmol de enzima en la cubeta:



203

a) ¿Qué velocidad de catálisis se observará? b) ¿Qué fracción representa esto de la VMAX que se podría calcular en esta reacción

si se variase la cantidad de sacarosa? c) ¿Cuánto sustrato habría que añadir para que la velocidad observada alcanzase

0,95 % de la VMAX? d) ¿Qué importancia podría tener esto para la posible aplicación industrial de la

enzima? - Explique su respuesta. Desarrollo: a) ¿Qué velocidad de catálisis se observará?

En este problema se nos pide determinar la actividad como fracción de la VMAX para la enzima invertasa, la manera más simple de proceder es reordenar la ecuación de Michaelis y Menten como sigue:

[ ][ ]SKSV

vM

MAX+

=

por lo tanto:

[ ][ ] mM 25,0Mm 5,0

mM 25,0SK

SV

v

MMAX +=

+=

33,0V

v

MAX=

Lo que nos indica que se alcanza el 33 % de la VMAX, y como: VMAX = kCAT × ET se tiene: v = 175 min-1 x 2,5 x 10-6 μmol × 0,33 = una actividad de 0,0015 μmol min-1.

b) ¿Qué fracción representa esto de la VMAX que se podría calcular en esta reacción

si se variase la cantidad de sacarosa?

Ahora, según lo obtenido en (a), para obtener un 95 % de la VMAX bastará con que:

[ ][ ] 95,0SK

S

M=

+

De donde al despejar S tendremos: [ ] [ ] ) SK ( 95,0S M +=



204

[S] = KM × 0,95/(1-0,95) [S] = 19 KM

c) ¿Cuánto sustrato habría que añadir para que la velocidad observada alcanzase

0,95 % de la VMAX? Lo que significa que habrá que añadir: 19 x 0,5 mM = 9,5 mM de sacarosa para que la actividad alcance este valor.

d) ¿Qué importancia podría tener esto para la posible aplicación industrial de la

enzima? - Explique su respuesta.

Este problema sugiere que la cantidad de sustrato es uno de los factores importantes a considerar cuando se desea emplear una enzima para aplicaciones industriales. En otras palabras, si el producto a tratar, que en este caso podría ser un almíbar hecho a base de sacarosa, posee un concentración de sustrato muy baja, es decir que nuestro jarabe está muy diluido, deberíamos añadir mucha más enzima, puesto que ésta estaría trabajando muy por debajo de su capacidad máxima. Por otro lado, una alternativa para ahorrar enzima, sería tratar el jarabe concentrado y luego añadir el agua y los otros componentes de su almíbar, para tener el producto final.



205

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Para la reacción siguiente, indique como se relaciona la velocidad de desaparición

de cada reactivo con la velocidad de aparición de cada producto:

B2H6(g) + 3 O2(g) → B2O3(s) + 3 H2O(g) 2. La isomerización del metil isonitrilo, CH3NC, en acetonitrilo, CH3CN, se estudió en

fase gaseosa a 215ºC y se obtuvieron los datos siguientes:

Tiempo (s) [CH3CN] (M) 0 0,0165

2000 0,0110 5000 0,00591 8000 0,00314 12000 0,00137 15000 0,00074

Calcular la velocidad promedio de la reacción para el intervalo de tiempo entre cada medición.





206

3. Los datos de la tabla siguiente pertenecen a la reacción:

CO(g) + NO2(g) → CO2(g) + NO(g)

en donde vemos cómo varía la velocidad de la misma en función de la diferentes concentraciones iniciales de ambos reactivos.

Experimento [CO]0 (M) [NO2]0 (M) v0 (M / h) 1 3 · 10-4 0,4 · 10-4 2,28 · 10-8 2 3 · 10-4 0,8 · 10-4 4,56 · 10-8 3 3 · 10-4 0,2 · 10-4 1,14 · 10-8 4 6 · 10-4 0,4 · 10-4 4,56 · 10-8 5 1,8 · 10-3 0,4 · 10-4 13,68 · 10-8

Determina el orden de reacción, la constante de velocidad y la velocidad cuando [CO]0 = 0,01 M y [NO2]0 = 0,02 M.

4. La destrucción de la capa de ozono es debida entre otras a la siguiente reacción:

NO + O3 → NO2 + O2

La velocidad que se ha obtenido en tres experimentos en los que se ha variado las concentraciones iniciales de los reactivos ha sido la siguiente:

Experimento [NO]0 (M) [O3]0 (M) v0 (M/s) 1 1,0 · 10-6 3,0 · 10-6 6,6 · 10-5 2 1,0 · 10-6 9,0 · 10-6 1,98 · 10-4 3 3,0 · 10-6 9,0 · 10-6 5,94 · 10-4

a) Determina la ecuación de velocidad. b) Calcular el valor de la constante de velocidad.





207

5. a) Dibuje un diagrama energético para la evolución de una reacción exotérmica. Muestre en este diagrama las energías de activación del proceso directo y del inverso. Muestre también cómo influiría la presencia de un catalizador y cómo calcular el cambio energético neto en la ecuación.

b) Para la reacción hipotética A + B ↔ C + D en condiciones también hipotéticas, la energía de activación es de 32 kJ/mol. Para la reacción inversa, esa energía es de 58 kJ/mol. Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica.

6. Determina los órdenes de reacción total y parcial de las reacciones siguientes:

a) H2(g) + I2(g) → 2 HI(g) v = k x [H2] x [I2] b) H2(g) + Br2(g) → 2 HBr(g) v = k x [H2] x [Br2]1/2

7. Dadas las siguientes proposiciones indicar, justificando la respuesta, cuáles son

verdaderas y cuáles son falsas. Cuando se añade un catalizador a un sistema:

a) La variación de entalpía de la reacción se hace más negativa, es decir, la reacción se hace más exotérmica y por lo tanto más rápida;

b) La variación de energía estándar de Gibbs se hace más negativa y en consecuencia aumenta su velocidad;

c) Se modifica el estado de equilibrio; d) Se modifica el mecanismo de la reacción y por ello aumenta la velocidad de la

misma.






208

8. La figura siguiente muestra el diagrama de energía potencial para el sistema reaccionante:

A + B → C + D

a) ¿Cuál es el valor de la energía de activación para esta reacción? b) ¿Se tata de una reacción endotérmica o exotérmica?

9. La energía de activación de la reacción: A + B → Productos es de 108 kJ/mol.

Sabiendo que la constante de velocidad de dicha reacción es k = 6,2 x 10-5 s-1 a 35 ºC, calcula cuánto valdrá dicha constante cuando la temperatura sea de 50ºC. Dato: R = 8,31 J/mol K





209

10. La reacción: NO2(g) + CO(g) → NO(g) + CO2(g) sucede en dos etapas:

1ª etapa (lenta): 2 NO2 → NO + NO3 2ª etapa (rápida): NO3 + CO → NO2 + CO2

a) ¿Cuál es el intermediario de la reacción? b) ¿Cual es la ley de velocidad?

11. El oxido nítrico, NO, reacciona con hidrógeno formando óxido nitroso N2O:

2 NO(g) + H2(g) → N2O(g) + H2O(g)

En una serie de experimentos se han obtenidos los siguientes resultados:

Experimento

[NO] (M) [ H2

] (M) v inicial(M-1s-1)

1 0,064 0,022 2,6 x 10-2

2 0,064 0,044 5,2 x 10-2

3 0,128 0,022 0,1

Determinar la ecuación de la velocidad y calcular el valor de la constante de

velocidad.





210

12. La sacarosa, C12H22O11, reacciona en soluciones ácidas diluidas para formar azúcares más sencillos: glucosa y fructosa. Ambos azúcares tienen la fórmula molecular C6H12O6, aunque difieren en su fórmula estructural. La reacción es:

C12H22O11(ac) + H2O(l) → 2 C6H12O6(ac)

Se estudió la velocidad de esta reacción a 23ºC en HCl 0,5 M y se obtuvieron los datos siguientes:

Tiempo [C12H22O11] (M) 0 0,316 39 0,274 80 0,238 140 0,190 210 0,146

¿La reacción es de primer o segundo orden con respecto a la sacarosa? Calcule k.

13. La producción de COCl2 a partir de CO y Cl2 presenta un mecanismo con las

siguientes etapas: (1) Cl2 → 2 Cl (2) Cl + CO → 2 Cl + COCl (3) COCl + Cl2 → COCl2. Las etapas (1) y (2) y sus inversas son rápidas. La (3) es lenta. Deduzca la ecuación de velocidad de la reacción global.





211

14. ¿Cuál es el valor de la energía de activación para una reacción si la constante de velocidad se duplica cuando la temperatura aumenta de 15 a 25ºC?

15. En la obtención del ácido nítrico, una de las etapas principales es la oxidación del

óxido nítrico a dióxido de nitrógeno: 2 NO(g) + O2(g) → 2 NO2(g)

Para esta reacción, se ha determinado experimentalmente que su ecuación de velocidad es: v = k [NO]2 [O2] y que la constante de velocidad, a 250 ºC, vale: k = 6,5 x 10-3 M-2s-1. Calcular la velocidad de oxidación del NO, a dicha temperatura, cuando las concentraciones iniciales de los reactivos son: a) [NO] = 0,100 M; [O2] = 0,210 M b) [NO] = 0,200 M; [O2] = 0,420 M

16. Se aisló una cepa de S. aureus de un producto lácteo contaminado, se resembró en

un medio de Baird Parker e incubó a 35ºC durante 48 hrs., después de este tiempo se contaron 500 colonias, en ese momento se le agregó un antibiótico efectivo contra este microorganismo y se observó una disminución en el número de colonias. En las 24 hrs. posteriores a la adición de antibiótico la muerte microbiana presentó una constante de rapidez de 0,0077 h−1. Después de este tiempo se observó un cambio en el comportamiento cinético del fenómeno y para el mismo cultivo se determinó una constante de rapidez de 25 colonias/h hasta la total eliminación de los microorganismos. Calcule el tiempo en que se eliminaron todos los microorganismos de este cultivo.






212

17. La enzima ureasa cataliza la hidrólisis de la urea a amoniaco y CO2. A 295 K, la reacción sin catalizar, tiene una energía de activación de aproximadamente 125 kJ/mol, mientras que en presencia de ureasa la energía de activación se reduce a unos 46 kJ/mol. ¿En qué factor incrementa la ureasa la velocidad de la reacción?

18. La KM de una hexoquinasa para la glucosa es 10-4 M. Si la concentración de glucosa

en el medio de reacción es 1,8 μg/mL, ¿cuál será la relación [E] / [ES]? (Mglucosa = 180 g/mol).

19. A partir de los siguientes datos obtenidos para una reacción catalizada

enzimáticamente, calcular gráficamente la KM y la VMAX de dicha enzima.

Sustrato (mM) Velocidad (μmoles/min)

0,5 1,00 1,0 1,67 1,5 2,40 2,0 2,50 2,5 2,78 3,0 3,00






213

20. Una enzima cataliza una reacción a una velocidad de 35 μmoles/min cuando la concentración de sustrato es 0,01 M. La KM para el sustrato es 2 x 10-5 M. ¿Cuál será la velocidad inicial a las concentraciones de sustrato:

a) 3,5 x 10-3 M; b) 4 x 10-4 M; c) 2 x 10-4 M; d) 2 x 10-6 M; e) 1,2 x 10-6 M?

21. Demuestre que en una reacción de primer orden el tiempo que se requiere para que

en la reacción quede el 0,1 % del reactivo inicial es 10 veces el tiempo de vida media (t1/2).

22. El tiempo de vida de un fármaco que se descompone mediante una cinética de

primer orden a 25 °C, es de 180 días. Se sabe que la concentración inicial del fármaco no puede reducirse más del 40% para que sea terapéuticamente activo. Determine el tiempo que se puede tener almacenado a una temperatura de 25°C. R: 92 días





214

23. Cierto medicamento se descompone según una cinética de primer orden. Se define

tiempo de caducidad como el tiempo requerido para que la concentración inicial se reduzca al 90%. El tiempo de caducidad de este medicamento es de 45 meses si se mantiene almacenado en frigorífico a 4°C. Por error un lote de 10000 envases se ha almacenado durante 6 meses a temperatura ambiente.

a) ¿Qué fracción de la concentración inicial queda sin descomponer al cabo de ese

tiempo? b) Si pretende reetiquetar el medicamento, determine el nuevo tiempo de

caducidad. Asumir temperatura ambiente 25°C y Ea para el proceso de descomposición 34,8 KJ/mol

24. La concentración inicial de un medicamento es de 94 unidades/mL y se descompone

con una cinética de primer orden y con una k = 2,09x10-5 horas-1 a 25 °C. Un experimento previo ha puesto de manifiesto que cuando la concentración del medicamento disminuía hasta un valor de 45 unidades/mL no era eficaz para su empleo y debía ser retirado de las farmacias. Determine qué fecha de validez debería llevar el frasco de este medicamento.






215

25. En determinadas condiciones la penicilina se descompone según los siguientes

datos

t / °C 37 43 54 k / h-1 0,0216 0,0403 0,119

a) Si la cinética de reacción es de primer orden, determine la energía de activación

del proceso y el factor de Arrhenius (A). b) ¿Cuánto tiempo tardaría una muestra de penicilina a 25°C en reducir su

concentración inicial al 60% en las condiciones mencionadas? 26. La fecha de vencimiento de un medicamento está determinada por el tiempo

necesario para que se descomponga el 5% de uno de sus componentes. Un medicamento es utilizable dentro de los 300 días de su fabricación si es almacenado a 4°C y dentro de los 100 días si es almacenado a 25 °C. Considerando una reacción de segundo orden determine el tiempo de utilidad de este medicamento si es almacenado a 12 °C? Considere: 1/A – 1/A0 = k x (t – t0) siendo A la concentración.

27. Un medicamento pierde su efecto terapéutico cuando se descompone el 10% de su

valor inicial. La constante de velocidad de descomposición a 60 °C es de 0,520 minutos-1 y a una temperatura de 80 °C es de 0,730 minutos-1. Calcular a) La energía de activación de la reacción de descomposición R: Ea = -14,09 KJ

mol-1 b) El factor de arrhenius a 60 °C R: A = 88,23 min-1





216

28. En una determinada reacción de orden uno, la concentración de reactivo se reduce a

la mitad de su valor inicial en 5000s, cuando la temperatura es 27 °C. A una temperatura de 37 °C, la concentración se reduce a la mitad en un tiempo de 1000s. Calcular: a) La constante de velocidad de reacción a 27 °C b) El tiempo necesario para que la concentración inicial se reduzca a la cuarta parte

a 37 °C c) La energía de activación de dicha reacción R:a) 1,39x10-4 b)2000s c)124,5

KJmol-1





217

RESPUESTAS

1. Respuesta: v =[ ]

tHB 62

Δ

Δ− =

[ ]t

O31 2

Δ

Δ− =

[ ]tHB

21 32

Δ

Δ =

[ ]tOH

31 2

Δ

Δ

2. Respuesta: Para to = 0 y t = 2000 s; v = 2,75 x 10-6 Ms-1

Para to = 2000 s y t = 5000 s; v = 1,70 x 10-6 Ms-1

Para to = 5000 s y t = 8000 s; v = 9,27 x 10-7 Ms-1

Para to = 8000 s y t = 12000 s; v = 4,42 x 10-7 Ms-1

Para to = 12000 y t = 15000 s; v = 2,10 x 10-7 Ms-1

3. Respuesta: Primer orden con respecto al NO2.

Primer orden con respecto al CO.

k = 1,9 mol–1·L·s–1

v = k [CO] [NO2] = 3,8 x 10–4 mol·L–1·s–1

4. Respuesta: a) Primer orden con respecto al O3.

Primer orden con respecto al NO

b) k = 2,2 x 10 7 M/s

5. Respuesta: a) El catalizador disminuye la energía de activación (Ea) al

formarse un complejo activado de menor energía. El calor de

reacción es el mismo en ambos casos ya que depende sólo de

la energía de los reactivos y de los productos.

b) La reacción citada es exotérmica, los reactivos tienen más



218

energía que los productos, se desprenden 26 KJ/mol. ΔH =

-26 kJ/mol.

6. Respuesta: a) Reacción de segundo orden (1 + 1). De primer orden

respecto al H2 y de primer orden respecto al I2.

b) Reacción de orden 3/2 (1 + ½ ). De primer orden respecto al

H2 y de orden ½ respecto al Br2.

7. Respuesta: a) Falso, pues la entalpía de la reacción es función de estado y

sólo depende del estado inicial y final del sistema, en donde

no aparece el catalizador.

b) Falso, pues la energía libre de Gibbs también es función de

estado y no varía por la presencia de catalizadores. Varía la

velocidad porque varía la energía de activación.

c) Falso. Los catalizadores no influyen en el equilibrio, pues las

constantes del mismo sólo dependen de las concentraciones

o presiones parciales de reactivos y productos y de los

coeficientes estequiométricos de la ecuación global

ajustada.

d) Verdadero, pues el catalizador cambia el mecanismo por el

que transcurre la reacción, y por tanto Ea, con lo que cambia

también la constante de velocidad, y por tanto la velocidad

de la reacción.

8. Respuesta: a) Ea = 100 (kJ/mol) - 20 (kJ/mol) = 80 kJ/mol

b) La reacción es endotérmica.

9. Respuesta: Por tanto, a 50 ºC, la constante de velocidad, k, valdrá:

4,39 x 10-4 s-1

10. Respuesta: a) NO3

b) v = k [NO2]2

11. Respuesta: v = k [NO]2 [H2]; k = 2,9 x 102 M-2s-1 12. Respuesta: La reacción es de primer orden y su constante específica de

velocidad es 3,32 × 10-3 min-1.

13. Respuesta: Si la tercera etapa es mucho más lenta que las dos primeras, se

comportará como una etapa controladora y la velocidad de la

reacción global dependerá de ella. Por tanto, la reacción global

tendrá como ecuación de la velocidad la de esta tercera etapa



219

que, además se trata de una reacción elemental, con lo que la

ecuación global podrá deducirse de su estequiometría.

Esta ecuación será: v = k [COCl] [Cl2]

14. Respuesta: EA = 4,95 x 104 J mol-1

15. Respuesta: a) 1,37 x 10-5 M-1s-1

b) 1,09 x 10-4 M-1s-1

Como puede comprobarse, en el caso b), en el que ambas

concentraciones se han duplicado, la velocidad es 8 veces

mayor (22 x 2).

16. Respuesta: Primeras 24 horas: k = 0,0077 h-1, por tanto es orden uno de

modo que el número de colonias después de ese tiempo es:

ln(a - x) = ln a - kt = ln 500 - 0,0077 x 24 = 6,0298

(a – x) = e6, 0298 ; (a - x) = 415,64 colonias.

Las siguientes horas hasta la muerte de todas las colonias,

k = 25 Colonias/h. Por tanto es de orden cero, de manera que el

tiempo para que mueran las 415,64 colonias que había cuando

el régimen de orden cero inició es:

t = h 63,1625

064,415k

)xa(a=

−=

−−

Ahora el tiempo para la muerte de las 500 colonias es

t = 24 + 16,63 = 40,63 h.

17. Respuesta: 1,1 x 1014

18. Respuesta: 10

19. Respuesta: KM = 2 mM; VMAX = 5 μmoles / min

20. Respuesta: a) 34,8 μmoles/min

b) 33,3 μmoles/min

c) 31,8 μmoles/min

d) 3,18 μmoles/min

e) 1,98 μmoles/min

21. Respuesta: t(0,999) / t(0,5) = 9,97

22. Respuesta: 92 días

23. Respuesta: 12 meses

24. Respuesta: 4 años

25. Respuesta: 2,8 horas



220

26. Respuesta: 123 días

27. Respuesta: a) Ea = -14,09 KJ/mol

b) A = 88,23 min-1

28. Respuesta: a) 1,39 x 10-4

b) 2000 s

c) 124,5 KJ/mol

29. Respuesta: a) 6400 bacterias

b) primer orden

c) 398,6 minutos

d) 0,023105 min-1

30. Respuesta: ΔEa = - 23,66 KJ/mol



221



222

EJERCICIOS ADICIONALES SOLEMNES Y EXAMEN

SEMESTRES ANTERIORES



223

Universidad Andrés Bello Departamento de Ciencias Químicas

Facultad de Ecología y Recursos Naturales Curso Química General

QUI109 Solemne N°1

Jueves 14 de abril de 2010

Nombre: ______________________________________Número de Matrícula:______________

Sección:________ Carrera:________________________ Prof.:__________________________

Pregunta 1 2 3 4 Total NOTA

Puntaje

Apague su celular!! Responda cada pregunta en la hoja correspondiente. UTILICE LAPIZ DE PASTA. Está prohibido pedir calculadora o cualquier otro material durante la prueba. Recuerde que la prueba es de desarrollo, por lo que debe justificar todas sus respuestas. SEA CUIDADOSO CON EL MANEJO DE LAS CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CON EL REDONDEO.

Escala Puntaje/ Nota:

P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Prefijos: 1n =10-9; 1m = 10-3; 1M = 106 ; 1 Hz = s-1 Conversiones: 1 lb = 453,6 g 1 galón = 3,79L 1 año = 365días 1 eV = 1,6 x 10-19 J

1 m3 = 1000 L 1 mL = 1 cm3 1 h = 3600 s 1 cal = 4,184 J Fórmulas y Constantes: E = hν h = 6,63 x 10-34 Js

c =νλ c = 3,00 x108 ms-1 ΔE= RH ( (1/ni)2 – (1/nf)2) RH = 2,18 x 10-18 J Carga formal = eval – elibres – ½ eenlace



224

1.- a.- (2 puntos) Un geólogo analiza una roca colocando unas gotas de ácido sobre esta (vinagre es una opción). Al momento comienzan a aparecer burbujas de CO2. ¿Es este un cambio físico o químico? ¿Por qué? Explique sus conclusiones y razonamiento.

b.- (4 puntos) A partir de la figura:

(i) Explique por qué los átomos de helio parecen no verse afectados por la presencia de un imán mientras que los de litio si lo hacen.

(ii) ¿Por qué el haz original en el caso de litio se desdobla en dos direcciones en lugar de una

sola?

c.- (4 puntos) R y Q son átomos de distintos elementos situados en el mismo período y que

tienen 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Al respecto contestar las siguientes preguntas:

(i) ¿Cuál de estos dos átomos tiene mayor energía de ionización (primera energía de

ionización)? Explique brevemente.

(ii) ¿Cuál de estos átomos tiene el mayor radio atómico? ¿por qué?

(iii) ¿Qué características tendría el enlace R-Q (iónico, polar, apolar)? Justifique su respuesta.



225

2.- a.- (5 puntos) Los rayos del sol que causan el bronceado y las quemaduras de la piel están en la porción del ultravioleta (UV) del espectro electromagnético. Estos rayos se clasifican por longitudes de onda: la llamada radiación UV-A tiene longitudes de onda en el intervalo 320-380 nm, mientras que la radiación UV-B tiene longitudes de onda en el intervalo de 290-320 nm. (i) Calcule la frecuencia de la luz que tiene una longitud de onda de 320 nm. (ii) Calcule la energía de un mol de fotones de 320 nm (1 mol de fotones = 6,022x1023 fotones). (iii) ¿Cuáles fotones tienen más energía, los UV-A o UV-B? Justifique.

b.- (5 puntos) El espectro de emisión del mercurio contiene seis longitudes de onda en el

rango visible: (i) 405, (ii) 408, (iii) 434, (iv) 546, (v) 577 y (vi) 579 nm. (i) ¿Cuál de estas longitudes de onda corresponde a la transición de mayor energía? ¿y a la

de menor energía? Justifique con cálculos. (ii) ¿cuál de estos fotones emitidos por el mercurio serviría para llevar un electrón del

hidrógeno desde el nivel 2 al nivel 5?



226

3.- a.- (6 puntos) En fase de vapor, el BeCl2 existe como molécula discreta.

(i) Dibuje la estructura de Lewis de esta molécula, utilizando sólo enlaces sencillos. ¿La estructura que dibujó satisface la regla del octeto? (ii) ¿Qué otras estructuras de Lewis pueden haber que satisfagan la regla del octeto? (iii) Utilizando cargas formales, escoja la forma contribuyente más probable, de entre todas las estructuras de Lewis, para describir el BeCl2.

b.- (4 puntos) Típicamente la distancia carbono-oxígeno en un enlace simple es 0,147 pm,

mientras que la misma distancia en un enlace doble es de 0,120 pm y 0,110 pm en un enlace triple. Con esta información señale cuanto espera para cada una de las dos distancias carbono-oxígeno en el ión formiato HCO2

-.



227

4.- La fluoración es el proceso de añadir compuestos de flúor al agua potable para ayudar a prevenir las caries dentales. La concentración de 1,00 mg de flúor por litro de agua es suficiente para este propósito. El compuesto normalmente utilizado para la fluoración es el fluoruro de sodio (NaF), que contiene 45,0% en masa de fluor y que también se agrega a ciertas pastas dentales.

a.- (3 puntos) Calcule la cantidad de fluoruro de sodio en kilogramos necesaria en una ciudad de 80000 habitantes si el consumo de agua diario por persona es de 150 galones.

b.- (3 puntos) ¿Cuál porcentaje de fluoruro de sodio se desperdicia, si cada persona usa diariamente apenas 6,00 L de agua para beber y cocinar?

c.- (4 puntos) Suponer que debido a las condiciones climáticas el NaF se encuentra humedecido (hidratado). En un experimento se toman 100,00 gramos del NaF humedecido y se lleva a un horno para secarlo, después que se ha eliminado toda el agua se pesa nuevamente el NaF y el peso es de 94,500 gramos. ¿Cuántos kilogramos del NaF humedecido debo pesar para fluorar la misma cantidad de agua descrita en la parte (a) de este problema? (densidad del agua=1,0 g/mL)



228

Universidad Andrés Bello

Departamento de Ciencias Químicas Facultad de Ecología y Recursos Naturales

Curso Química General QUI109

Solemne N°2 Jueves 19 de mayo de 2010




Puntaje



P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Conversiones: 1 lb = 453,6 g 1 L = 1000 mL 1 mL = 1 cm3 1 atm = 760 torr = 760 mmHg 1 m3 = 1000 L Fórmulas y Constantes: Constante Universal de los gases: R = 0,08205 atm L mol-1 K-1

Número de Avogadro: NA = 6,023 x 1023 entidades / mol Ecuación de Gas Ideal: PV = nRT ; Presión Parcial: Pi = Xi P ; Fracción Molar : Xi = ni / nT

Ley de Difusión de Graham: 1

2

2

1

MM

rr

= donde r1 y r2 son velocidades de difusión de los gases 1 y 2,

y M1 y M2 sus respectivas masas molares.



229

1.- a.- (4 puntos) Ordene las siguientes sustancias en orden creciente para su presión de vapor 0 ºC?

HC

H

HH Cl

C

Cl

HH

i.- Acetona b.- Metano c.- Metanol d.- Etanol ORDEN:____menor que ____ menor que ____ menor que ____ Justificación de la respuesta (Sugerencia: utilice tipo, número e intensidad de las interacciones):

b.- (2 puntos) Explique por qué BrF4

- es plano cuadrado mientras que el BF4- es tetraédrico.

c.- (2 puntos) ¿En cuál de estas moléculas, CF4 o SF4, cree que el ángulo real de enlace sea

más cercano al ángulo ideal predicho por el modelo RPECV? Explique brevemente.

d.- (2 puntos) ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares explican la diferencia siguiente: Xe es

líquido a presión atmosférica y 120 K, mientras que el Ar es gaseoso.



230

2.- a.- (6 puntos) De acuerdo a Wikipedia (http://es.wikipedia.org/) huella de carbono “es una medición de la cantidad de anhídrido carbónico (CO2) emitido a través de la combustión de combustibles fósiles”. El día 15 de Mayo de 2011, mediante inserto en diario El Mercurio, la compañía METROGAS publicitó el lanzamiento de lo que llamó Tarifa Verde. Los clientes de esta compañía (que distribuye gas natural), que opten por esta tarifa, podrán neutralizar la huella de carbono asociada al consumo, a costo de 6 pesos por cada metro cúbico consumido. Suponiendo que el gas natural esta compuesto de metano (CH4) y que se recibe en domicilio a 15ºC y 0,9875 atm de presión: (i) calcule la huella de carbono en kilogramos asociada al consumo de un 1,000 m3 de gas. (ii) Si una familia utiliza típicamente 20 m3 mensuales de gas, ¿cuál será el costo de neutralizar

sus emisiones durante un año?

b.- (4 puntos) Se permitió que un gas con masa molecular desconocida se efundiera a través

de una abertura pequeña en condiciones de presión constante. Se requirió de 105 s para la efusión de 1.0 L del gas. En condiciones experimentales idénticas se requirió 31 s para la efusión de 1.0 L de O2 gaseoso. Calcule la masa molar del gas desconocido.



231

3.- Cierto gas es utilizado con oxígeno como anestésico general, y se compone sólo de 85,7 % de C y 14,3 % de H en masa. a.- (4 puntos) Si 1,56 g de este gas están en un recipiente de 1,00 L de volumen a 0,984 atm y

50,0°C, determine su fórmula molecular.

b.- (2 puntos) Escriba la ecuación química balanceada para la combustión de este gas en presencia de oxígeno molecular gaseoso que da lugar a la formación de anhídrido carbónico y agua gaseosos. c.- (2 puntos) Si se hacen reaccionar los 1,56 g del gas con 6,4 g de oxígeno molecular, determine el reactivo en exceso y la cantidad que queda sin reaccionar.

d.- (2 puntos) Considerando el punto anterior y además que el volumen y la temperatura se mantienen constantes, determine la presión final del recipiente y las presiones parciales de los gases presentes una vez ocurrida la reacción.



232

4.- Una cierta tableta antiácida de masa 500 mg contiene como componentes hidróxido de magnesio (Mg(OH)2), hidróxido de aluminio (Al(OH)3) y un aglutinante inerte. Para el análisis de esta tableta se le disolvió en 50,0 mL de HCl 0,500 M. Las reacciones que se producen son:

Mg(OH)2(s) + HCl(ac) MgCl2(ac) + H2O (l)

Al(OH)3(s) + HCl(ac) AlCl3(ac) + H2O (l) La disolución resultante (que es ácida), requirió de 30,9 mL de NaOH 0,255 M para su neutralización completa.

a.- (4 puntos) calcule el numero de moles de iones hidroxilo (OH-) en la tableta.

b.- (6 puntos) Si la tableta contiene 5,0% de aglutinante, ¿Cuántos miligramos de Mg(OH)2 y cuántos miligramos de Al(OH)3 contiene la tableta?



233




Solemne N°3 Jueves 23 de junio de 2010




Puntaje



P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles: Conversiones: 1 g = 1000 mg 1 L = 1000 mL 1 kJ = 1000 J 1 cal = 4,184 J

Fórmulas y Constantes: R = 0,08205 atm L mol-1K-1 = 8,314 J mol-1K-1; Kps = S2 (para sal 1:1) T (K) = t (°C) + 273,15; ΔTf° = Tf° - Tf = Kf m ; pH = - Log [H+] ; F = 96500 C mol-1

ΔG° = ΔH° - TΔS° ; ΔG°= - n F E°; ΔG°= - R T Ln K; para 02 =++ cbxax ; ( )a

acbbx

242 −±−

=



234

1.- La trinitroglicerina o TNG, C3H5N3O9 (mejor conocida como nitroglicerina), se ha utilizado mucho como explosivo detonando fácilmente por percusión (lo que dificulta su manejo). Sin embargo, al mezclarse con tierra de diatomeas se vuelve muy estable y sólo detona con un cebo. Resulta un tanto sorprendente que también se use en medicina, para aliviar la angina de pecho, al dilatar los vasos sanguíneos. La entalpía de descomposición de la TNG a 1 atmosfera de presión y 25oC para formar N2(g), CO2(g), H2O(l) y O2(g) es de -1541,4 kJ/mol.

a.- (2 puntos) Escriba una ecuación química balanceada para la descomposición de la TNG.

b.- (2 puntos) Calcule el calor estándar de formación (ΔfHo) de la TNG.

c.- (2 puntos) ¿es espontánea la descomposición de la TNG a 25°C y 1 atm? Justifique.

d.- (2 puntos) Una dosis estándar de TNG para aliviar la angina de pecho es de 0,60 mg. Suponiendo que tarde o temprano el cuerpo quema totalmente esta muestra, para dar nitrógeno gaseoso, agua líquida y dióxido de carbono gaseoso, ¿Cuántas calorías se liberan?

e.- (2 puntos) Una forma común de la TNG se funde alrededor de los 3oC. Con base en esta información y en la fórmula de la sustancia, ¿cabe esperar que sea un compuesto molecular o iónico?

Datos:ΔfH0(CO2,(g)) = -393,5 kJ mol-1; ΔfH0(H2O,(l)) = -285,8 kJ mol-1

S0(CO2,(g)) = 213,7 J mol-1K-1; S0(H2O,(l)) = 69,9 J mol-1 K-1; S0(O2,(g)) = 205,1 J mol-1K1; S0(N2,(g)) = 191,6 J mol-1 K-1; S0(TNG,(s)) = 545,9 J mol-1 K-1



235

2.- El reactivo de Tollens es un complejo acuoso de diamina-plata, [Ag(NH3)2]+, presentado usualmente bajo la forma de nitrato. Recibe ese nombre en reconocimiento al químico alemán Bernhard Tollens. El complejo diamina-plata(I) es un agente oxidante, reduciéndose a plata metálica, que en un vaso de reacción limpio, forma un "espejo de plata" característico. Éste es usado en el laboratorio para verificar la presencia de aldehídos, que son oxidados a ácidos carboxílicos, mientras que las cetonas dan negativo al test.

a.- (3 puntos) Obtenga la ecuación global balanceada y muestre, a partir de los datos proporcionados, que [Ag(NH3)2]+ es capaz de oxidar acetaldehído (CH3CHO) hasta ácido acético en condiciones estándar. Indique el número de electrones transferidos.

b.- (2 puntos) Calcule ΔG° c.- (2 puntos) Calcule Ln K

d.- (3 puntos) ¿Qué efecto tendrá aumentar el pH sobre la espontaneidad de la reacción? Recuerde que la ecuación de Nernst es: Ecelda = Eo

celda - (0,0592/n) log Q

Potenciales estandar de reducción:

[Ag(NH3)2]+(ac) + e- → Ag(s) + 2 NH3(ac) Eo = 0,370 V CH3COOH(ac) + 2 H+

(ac) + 2e- → CH3CHO(ac) + H2O(l) Eo = -0,581 V



236

3.- (10 puntos) El catión Ba2+(ac) es bastante tóxico. A pesar de esto, la sal insoluble sulfato de

bario; BaSO4(s); en forma de suspensión acuosa se utiliza en forma habitual en el análisis del tracto intestinal mediante Rayos-X, debido a su opacidad a estos. El equilibrio de solubilidad es:

BaSO4(s); ⇔ Ba2+(ac) + SO4

2-(ac)

a.- ¿Cuál es la cantidad de ión bario en mg presente en 200 mL (un vaso) de una suspensión saturada de sulfato de Bario a 25°C?

b.- Si la dosis letal es de 79 mg de Ba2+

(ac) por kilogramo de peso corporal, ¿es seguro utilizar la sal en un adulto de 80 kg? ¿Y en un niño de 5 kg?

c.- Decida si la cantidad calculada en a.- aumentará al entibiarse la solución hasta 37°C en el cuerpo del paciente. Fundamente su respuesta en base a los datos proporcionados.

d.- Algunas personas presentan alergia al catión bario, Ba2+

(ac), por lo que cantidades como las calculadas en a.- pueden provocarles reacciones graves. Si necesita analizar el tracto de una persona mediante rayos-X y requiere usar sulfato de Bario, que precaución(es) tomaría para minimizar este efecto de alergia:

i.- Agregar cloruro de Bario; BaCl2; a la suspensión. ii.- Agregar cloruro de sodio ; NaCl; a la suspensión. iii.- agregar sulfato de sodio; Na2SO4; a la suspensión. iv.- Disminuir el pH de la suspensión mediante la adición de ácido cítrico.

Justifique cada una de sus respuestas. (Nota: BaCl2, NaCl y Na2SO4; son completamente solubles en agua.)

Datos: Kps(BaSO4) = 1,1 x 10-10 ; ΔfHo(BaSO4(s)) = -1473,2 kJ mol-1; ΔfHo(Ba2+

(ac)) = -537,64 kJ mol-1; ΔfHo(SO4

2-(ac)) = -909,27 kJ mol-1.



237

4.- a.- (5 puntos) Se desea preparar un volumen V de una solución de pH = 1,8, agregando “x” mL de HF 2,0 mol/L a 100 mL de agua. Si para HF se tiene Ka = 6,75 x 10-4, calcule los “x” mL necesarios para preparar esta solución. (Considere V = 100 mL + “x” mL).

b.- (5 puntos) Una solución acuosa de ácido tricloroacético (CCI3COOH) 0,124 molal, tiene un punto de congelación de -0,423 °C. ¿Cuál es el porcentaje de disociación del ácido? Kf(H2O) = 1,86 °C/molal.



238




EXAMEN Martes 05 de julio de 2011

Nombre: _________________________________ Número de Matrícula:______________



Puntaje



P 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 N 1.1 1.3 1.4 1.5 1.6 1.8 1.9 2.0 2.1 2.3 2.4 2.5 2.6 2.8 2.9 3.0 3.1 3.3 3.4 3.5

P 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 N 3.6 3.8 3.9 4.0 4.2 4.4 4.6 4.8 4.9 5.1 5.3 5.5 5.7 5.9 6.1 6.3 6.4 6.6 6.8 7.0

Datos Potencialmente Útiles:

Conversiones: 1 g = 106 μg 1 g = 103 mg 1 L = 1000 mL

Fórmulas y Constantes: R = 0,08205 atm L mol-1K-1 = 8,314 J mol-1K-1; Kps = S2 (para sal 1:1) T (K) = t (°C) + 273,15; pH = - Log [H+] ; pKa = - Log Ka ; pH = pKa + log ([sal]/[ácido])

para 02 =++ cbxax ; ( )a

acbbx

242 −±−

= tkAA

o

−=⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛][][ln



239

1.- a.- (5 puntos) Para los siguientes aniones, BF4- y BrF4

-, escriba las correspondientes estructuras de Lewis más probables y en base a ellas, indique cuál es la geometría molecular que tendrían estas especies.

b.- (5 puntos) Las proteínas son largas cadenas de aminoácidos unidas por enlaces peptídicos

entre el grupo carboxilo (-COOH) y el grupo amino (-NH2). Muchas proteínas forman en su estructura lo que se conoce como bolsas hidrofóbicas, o “bolsillos hidrofóbicos”, son secciones de la cadena proteica que interaccionan muy débilmente con otras moléculas, a través de dipolos muy pequeños ó Di. ¿Qué aminoácido (s) esperaría encontrar Ud. en estas bolsas hidrofóbicas y por qué? Justifique para cada caso.



240

2.- Una muestra de magnesio de 21,496 g entra en reacción Oxígeno (O2) y Nitrógeno (N2) del aire al calentarse para formar una mezcla de MgO y Mg3N2, de acuerdo a las reacciones (no balanceadas)

Mg(s) + O2(g) → MgO(s) Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)

Si al hacer reaccionar esta mezcla con agua se obtiene 2,183 g de amoniaco gaseoso, de acuerdo a la reacción:

Mg3N2(s)) + H2O(l) → Mg(OH)2(s) + ____ NH3(g)

a.- (4 puntos) ¿Cuál es la composición de la mezcla de MgO y Mg3N2.

b.- (3 puntos) ¿Cuánto oxígeno y cuanto nitrógeno se consumieron en la reacción?

c.- (3 puntos) ¿Cuál es la masa de mezcla MgO y Mg3N2. que se produjo?



241

3.- (5 puntos) a.- Se desea preparar un volumen V de una solución de pH = 1,8, agregando “x” mL de HF 2,0 mol/L a 100 mL de agua. Si para HF se tiene Ka = 6,75 x 10-4, calcule los “x” mL necesarios para preparar esta solución. (Considere V = 100 mL + “x” mL).

b.- (5 puntos) Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H2PO4

- y 0,250 mol de HPO4

2- y diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21 y la respectiva Ka es 6,2x10-8. ¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21?



242

4.- (10 puntos) Una droga que se usa en el tratamiento para la depresión requiere que la concentración mínima en la sangre sea de 450 μg/L. La droga es metabólicamente eliminada por un proceso de primer orden con un tiempo de vida media de 2,2 horas. Un paciente de 80 kg de peso, con un volumen de sangre de 6,0 L toma una pastilla de 25 mg de este medicamento. ¿Cuánto tiempo después debe tomar una nueva pastilla para que siga bajo el efecto de esta droga?

Guia Ejercicios Qui109 Otono 2013

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