QUI 125 GUIA DE AYUDANTIA 1° SEM 2013

Prof. Coordinadora Ayudantía: Adriana Toro R.

07/03/2011

GUIA DE EJERCICIOS QUÍMICA GENERAL QUI 125

1° Semestre 2011

PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATÓLICA DE VALPARAÍSO

Prof. Coordinadora Ayudantía : Adriana Toro R. Lab. 305 Curauma

FECHA DE PRUEBAS DE CATEDRA .

1° Prueba Martes 19 de Abril Hasta Nomenclatura

2° Prueba Martes 17 de Mayo Hasta Diagrama de Fases

3° Prueba Martes 30 de Junio Hasta Neutralización Ácido-Base

TEMARIO 1° PRUEBA DE QUIMICA GENERAL

1. Química como Ciencia, Definiciones.

2. Método Científico.

3. Sistema de Unidades.

4. Números decimales y notación científica.

5. Operatoria Matemática :

a) Incerteza en la medida, Precisión y Exactitud.

b) Cifras Significativas.

6. Materia clasificación . Propiedades , cambio físico y químico.

7. Partículas fundamentales del átomo. p+, nº y e- . Número

atómico (Z) , número másico (A); átomos, moléculas e iones,

Isótopos.

8. Orbitales Atómicos Config. Electrónica. (Z = 35)

9. Tabla y Propiedades Periódicas

10. Tipos de Enlaces: Iónico y covalente.

11. Diagrama de Lewis, Carga formal. Excepciones regla octeto.

12. Geometría de las moléculas (Téo. Repulsión).

13. Polaridad del enlace y de la molécula.

14. T. Dalton, leyes Proporciones definidas y múltiples,

Lavoisier.

15. Conceptos de Mol y MM, F.E y F.M.

16. Nomenclatura básica inorgánica

CIFRAS SIGNIFICATIVAS, CAMBIO DE UNIDADES.

Reglas para determinar el número de cifras significativas en una medida:

1. Los números del 1 al 9 siempre son significativos. Ejemplo: 32,2356g tiene 6 cifras; 5678 tiene 4 cifras

2. Los ceros entre números siempre son significativos. Ejemplo: 208,3g tiene 4 cifras: 30089,0067 tiene 9 cifras

3. Todos los ceros finales a la derecha del punto decimal son significativos. Ejemplo: 7,30 g tiene 3 cifras

4. Los ceros que sirven para ubicar el punto decimal no se cuentan. Ejemplo: 0,0345g tiene 3 cifras y 5630g también tiene 3 cifras Conviértelos en notación científica y lo verás.

5. Números que resultan de contar o constantes definidas, tienen infinitas cifras significativas. Ejemplo: contaste 24 estudiantes, esa medida tiene infinitas cifras porque es un número exacto

1. Indica el número de cifras significativas en cada caso. a) 367cm b) 0,0045 cc c) 0,06450070Km d) 0,00218 g e) 12 átomos de carbono f) 21,8 g g) 300 km/h i) 10,00020300

OPERACIONES MATEMATICAS CON CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Al multiplicar o dividir, la respuesta tendrá el mismo número de cifras significativas que el factor que tenga menos cifras. En este caso el volumen tenía 3 cifras y la masa 4 cifras por lo tanto el resultado tendrá 3 cifras.

En las sumas y restas, alínea por punto decimal los números y el resultado tendrá tantos lugares decimales como el dato menos exacto (con menos lugares después de la coma). Mira el ejemplo:

30,4 7 23,2 ← menos exacto, menos lugares después de la coma + 5,4 55 59,1 25

59,1

REGLAS PARA REDONDEAR

Si el dígito que vas a eliminar es mayor que 5 aumenta en 1 al que se queda 8,236 → 8,24

Si el dígito que vas a eliminar es menor que 5, no hagas cambios en el que se queda 8,231 → 8,23

1. Redondea los siguientes datos a tres y dos cifras significativas :

a) 34,567 b) 0,94056 c) 8,30489 d) 910,49 e) 15200

f) 0,00500 g) 24, 05

NOTACION CIENTIFICA

Este tipo de notación se utiliza cuando debemos trabajar con números de

gran cantidad de dígitos ya sean, decimales pequeños , es decir menores

que cero o bien con números por sobre el millón.

N° x 10 n

N = Número entre 1 Y 10

n = Es un exponente ( Número entero positivo , si el numero es mayor o igual a 1 o negativo, si el numero es menor que uno) Reglas :

Se cuenta el número de lugares que se debe mover el punto decimal para tener el número N.

a) si el punto decimal se mueve a la izquierda, entonces n es un

entero positivo.

23450000 = 2,3 x 10+7

b) Si se debe mover a la derecha , n es un entero negativo. Ej . 0,00089 = 8,9 x 10-4

Contesta, respetando en las operaciones matemáticas, las reglas de cifras significativas :

1.- Cuando un trozo de metal de masa 112,32g es introducido dentro de una probeta que contiene

23,45 ml de agua, el nivel del agua se eleva hasta 29,27ml, ¿Cuál es la densidad del metal (en

g/cm3)?

2.- Calcule la densidad promedio (en g/cm3) de un único átomo de uranio de radio = 138pm

(1pm=10-12m) y masa 3,95 x 10-22 g (Vesfera=4πr3/3). La densidad del uranio metálico es

18,95 g/cm3 .

3.- La masa de un átomo de Be es 1,5.10-26 kg ¿Cuántos átomos de Be están presentes en una

lámina de masa 0,21g que se utiliza como visor en un tubo de rayos X?

PRECISIÓN Y EXACTITUD

Promedio: Este valor se obtiene sumando todos los resultados de las

diferentes determinaciones y dividiendo la suma por el número de

determinaciones.

Precisión : Concordancia que existe entre los valores numéricos

de una medida experimental efectuada en idénticas condiciones.

Se determina en términos de desviación.

Desviación : Es la diferencia entre cualquier resultado de una medición

y el valor promedio de una serie de resultados , se mide en valor

absoluto. Si el valor del resultado es mayor que el valor medio, la

desviación es positiva y negativa si el valor del resultado es menor que

el promedio.

Desviación Promedio : Es el promedio de los valores absolutos de las

desviaciones. Su magnitud nos da una indicación acerca de la precisión de

una serie de determinaciones, mientras más pequeña es la desviación

promedio mayor es la precisión.

Exactitud : Establece el grado de proximidad entre el

valor Experimental y otro que se considera verdadero o teórico.

Se expresa en términos de ERROR ABSOLUTO o RELATIVO

Error Absoluto : Se define como error absoluto de una medida a la

diferencia en valor absoluto existente entre el valor exacto de la

magnitud y el valor obtenido experimentalmente. El error

absoluto tiene las mismas dimensiones físicas y por tanto las

mismas unidades que la medida a la que acompaña.

EAbsoluto = | O - A |

O = valor observado

A = valor aceptado como verdadero.

Error Relativo : Se expresa la incertidumbre de la medida

realizada en Porcentaje. Es la magnitud de error o desviación del

valor verdadero en relación con el valor verdadero. Nótese que el error

relativo es adimensional, es decir, sin unidades.

% Erelativo = | O - A | x 100

A

O = valor observado A = valor aceptado

1. En la determinación de la masa de un material sintético utilizado como

patrón estándar de masa, Dos alumnos realizaron las siguientes medidas experimentales, utilizando una balanza analítica ± 0,0001 g.

Determinar la precisión y exactitud de las medidas experimentales de cada alumno, Si un laboratorio de control de calidad indica que la masa del material es de 13,9600 g.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA 1. Clasifique las siguientes sustancias y mezclas como: elemento, compuesto, mezcla

homogénea (solución) o mezcla heterogénea.

a) Petróleo

b) Latón i) Aceite-Agua

c) Renio j) Agua

d) Soda k) Sodio

e) Oro l) Dióxido de carbono

f) aire líquido ll) Piscola

g) Oxígeno molecular (O2) m) cemento

h) Azúcar n) arena

i) Acetona

2. Clasifique los siguientes fenómenos o transformaciones como químicos o físicos. Si

descono ce alguno de ellos, no adivine, buscar la información necesaria.

Ósmosis

Transpiración humana

Digestión de comida

Corrosión de hierro

Deglución de un dulce

Derretimiento de glacial

Empañamiento de espejo

Ennegrecimiento de manzana partida

Asado de carne

Secado de frutas (cristalización de frutas)

Formación de nubes

Polarización de la luz

Explosión de dinamita

Recarga de pila de celular

Cocción de carne

Descomposición de carne

Quemar un papel

Vaso de agua fría que "suda"

Trituración de piedras

MEDIDA MASA g

Alumno 1

MASA g

Alumno 2

#1 13,9768 13,9601

#2 13,9900 14,1600

#3 14,0002 13,7910

3. Indique si los siguientes enunciados corresponden a propiedades ó procesos físicos ó químicos

de la materia .

a) El Cloro molecular (Cl2) es un gas.

b) El punto de ebullición del Etanol es 78,9ºC

c) Combustión del gas natural

d) La leche se pone agria

e) La densidad del oro es 19,3 g/ml.

f) El Ioduro de plomo (PbI2) es una sal insoluble de color amarillo oro .

g) El ácido carbónico se descompone en dióxido de carbono y agua.

h) Fusión del estaño

i) El punto de ebullición del agua (H2O) es 100ºC

j) Combustión del gas metano

k) Fusión del hielo

l) El dióxido de carbono es un gas.

m) El sulfato de cobre CuSO4 es una sal de color azul.

4. Diga si los siguientes cambios son químicos o físicos, y por qué.

a) el fierro se transforma en herrumbre( Fe2O3) cuando interactúa con el aire y la humedad.

b) la madera se pudre por exposición prolongada a la humedad del ambiente.

c) el agua de la laguna congeló a –2°C.

5.En cada caso, especificar si la propiedad subrayada corresponde a una propiedad física o química:

a) el oxígeno es un gas incoloro.

b) el oxígeno es un gas explosivo.

c) la densidad del agua es 1,0 g/mL.

d) el punto de fusión del sodio es de 98°C.

e) el diamante es una de las sustancias de mayor dureza.

f) el cobre es un metal dúctil.

6. Los siguientes procesos comprenden una separación, ya sea de las sustancias de una

mezcla o de los elementos de un compuesto. Para cada caso decida si se requiere un

proceso físico o químico.

a) El sodio metálico se obtiene a partir del cloruro de sodio (NaCl).

b) Las limaduras de hierro se pueden separar de la arena con un imán

c) Se separan cristales de azúcar de un jarabe de azúcar por evaporación

d) Se separan finos cristales de cloruro de plata (AgCl) de una suspensión de los

cristales del agua.

e) Se separa alcohol etílico de una muestra de vino.

6. De acuerdo con la información dada, clasifique como elemento o compuesto:

a. Punto de fusión 120°C, punto de ebullición 228 °C, se descompone en Silicio e Yodo.

b. De color blanco, funde a 44°C, se combina con oxígeno para formar pentóxido de

fósforo (P2O5).

c. Metal plateado y blando , punto de fusión 98° C que reacciona violentamente con el

agua

7. ¿Cuáles de las siguientes propiedades del bromo son físicas y cuáles químicas?

a. Densidad a 25°C y 1 atm=3,12 g/cm3.

b. Reacciona con el flúor.

c. El vapor de bromo tiene un color naranja.

d. Punto de ebullición normal=58,8°C.

PARTICULAS SUBATÓMICAS,ISOTOPOS, CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

A

Z X

NÚMERO ATÓMICO = Z = número de protones del núcleo del átomo , y si es un átomo neutro

es igual al número de e- de ese átomo

NÚMERO MÁSICO = A = número de protones + número de neutrones del núcleo

Número de neutrones = n° = A – Z

Mezclas

Materia

Mezclas Heterogéneas

Agua y Aceite

Mezclas Homogéneas

Mezclas Gaseosas

Aire (N2,O2)

Sustancias Puras

Elementos Compuestos

Dióxido de carbono,CO2 Agua, H2O Carbono, C

Helio, He Oxígeno, O2

aparece en la naturaleza en forma

ejemplos como

como

como

que son especialmente

Mezclas Líquidas

como

Piscola Agua/azúcar

Mezclas Solidas

La forma correcta de representar a cualquier elemento de la tabla periódica implica indicar tanto Z

como A.

Los electrones se ubican de acuerdo a los niveles de energía del 1 al 7,principio de AUFBAUF

(construcción), este principio establece que la adición de un e- a un átomo este ocupará un nivel de

más baja energía disponible; será más atraído por el núcleo.

1s 2s 2p n° de e- por subnivel 3s 3p 3d s = 2e- 4s 4p 4d 4f p = 6e- 5s 5p 5d 5f d = 10e- 6s 6p 6d f = 14e- 7s 7p n° de e- por cada orbital ya sea s,p,d ó f = 2 e-

1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s etc

PARTICULAS SUBATOMICAS, Z, A

1.- ¿Cual es el número másico y el numero atómico de un elemento cuyo núcleo atómico

contiene 9 protones y 10 neutrones?

2.- Calcule el número de electrones y neutrones que hay en el átomo cuyo Z= 17 y A=35. Ubíquelo

en la T.P

3.- El Carbono de Z=6 forma tres isótopos con A = 12, 13 y 14 respectivamente. Indique para

cada uno de ellos el número de neutrones. Averigue la diferencia entre el término isótopo y

alótropo.

Por Ej. En el caso del Carbono este se presenta en varias formas alotrópicas, el Carbono grafito, el

diamante y los fullerenos , en la actualidad también se habla de los nano tubos de carbono.

4.- Complete el siguiente cuadro.

Símbolo 11

Z B 54

26Fe??

31

Z P3-

A

79Au?? 23

Z Na??

Núm. de p+ 15 79 11

Núm. de nº 117

Núm. de e- 24 10

Carga

Conf.elect. 1s22s

22p

1 N0 responder

5.- Si la configuración electrónica del átomo neutro X , es 1s22s

22p

63s

23p

3.

Indique :

a) la configuración electrónica con Kernell y con diagrama de cuadro.

b) El número de p+, nº, e- presentes en este átomo neutro.

c) Grupo y periodo al cual pertenece el elemento X.

d) Número de e- de valencia

e) ¿Qué tipo de ión puede formar? Fundamente.

f) Dé al menos 2 especies con las cuales este ión es isoelectrónico.

g) El número de p+, nº, e- presentes en este ión.

h) Clasifica al elemento neutro

19 6. Para el ión 9 F

- 1 , Indique:

a) configuración electrónica extendida, con Kernell.

b) Número másico , número atómico.

c) número de protones, neutrones y electrones(p+, nº, e-) presentes

d) Demuestre que la carga de ión es -1

e) número de e- de valencia.

7. Para un elemento de número atómico (Z = 29, Z= 23; Z= 19; Z= 31) a partir de su configuración

electrónica:

a) Indique el grupo y el periodo al que pertenece y nombre otro elemento del mismo grupo.

b) Justifique la valencia más probable de ese elemento.

8. Escriba la configuración electrónica del Calcio y del ion que forma al perder o ganar electrones.

¿Este ion será catión o anión? ¿Qué tipo de unión formara al combinarse con Fluor? 9.- Dados los siguientes elementos: A(Z=5), B (Z=13) y C (Z=31).

Razone la validez de las siguientes afirmaciones:

a. pertenecen al mismo periodo

b. pertenecen al mismo grupo

c. el elemento C pertenece al 4to periodo.

10.- Completa el espacio en blanco con la palabra: nivel de energía, orbital o subnivel de energía,

para que la expresión sea correcta:

a. En el ----------- 4f puede haber desde 1 a 14 electrones.

b. Para los valores de n >1 siempre hay un ------------ p con tres …………. p, el …., ….., y el …..

c. El -------------- contiene 6 e- p y 2 e- s.

d. En la configuración electrónica de los elementos de transición los electrones que se pierden para

formar los respectivos cationes corresponden a los electrones del …………. .

TABLA PERIODICA y PROPIEDADES PERIODICAS

1. a) Ordena los siguientes elementos:4Be,12Mg,13Al,14Si y 34Se, en orden decreciente de

Potencial o energía de ionización. Usa solo los valores de Z . Fundamenta. Escribe la ecc. Que

representa el 1º y 2º Potencial de ionización para el Mg y el Al.¿cuántos Potenciales de

ionización puedes tener para cada uno de estos elementos? Fundamenta. Comparativamente ¿A

cuál de estos dos elementos sería más facil arrancarle un tercer e-?.Fundamenta.

b) Explica porqué el àtomo de Na tiene una energía de ionización menor que el átomo de Cl, Sí

ambos pertenecen al tercer nivel de energía. (Z Na = 11; Z Cl= 17)

c) Ordena en forma decreciente de radio los sgtes. iones isoelectrónicos:20Ca+2

, 16S-2

, 17Cl-1

y19

K+

d) El ión 1H- y el 2He poseen 2 electrones 1s, ¿Cuál de las especies es de mayor tamaño?

e) Predice cuál será el átomo más y el menos electronegativo:31As,5B,17Cl,19K,12 Mg,16

S.Usando sólo su posición en la tabla periódica .¿Qué significa que un elemento tenga un alto

valor de E.N?

2. El número atómico de seis átomos es el siguiente:

13 ; 7 ; 31 ; 17 ; 15 y 9

Razone:

a) ¿Cuál debería ser el orden decreciente de radio atómico?

b) ¿Cuál posee mayor energía o potencial de ionización?

c) ¿Cuál puede convertirse en catión trivalente estable?

d) Ordenarlos en forma creciente de electronegatividad.

e) Ordenarlos en forma decreciente de afinidad electrónica?

3. El primer y segundo potencial de ionización para el átomo de litio son, respectivamente: 520 y

7300

kJ/mol. Explique:

a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía.

b) ¿Qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la primera especie iónica?

c) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos del mismo grupo?

4. La afinidad electrónica del cloro es -3,61 eV/átomo y la del carbono -1,25 eV/átomo.

a) Indica qué proceso resulta más fácil: la captura de un electrón de un átomo de cloro o de un

átomo de carbono. 5. Ordenar los conjuntos de átomos en orden de radio atómico decreciente:

a) Se,S ,O ,Ga, Ca, Sr, Mg, Al, Si

6. Ordenar los conjuntos de átomos e iones isoelectrónicos en orden creciente de radio iónico:

a) Mg2+

, Al3+

, Ne b) K1+

, S2-

, Cl-, Ca

2+

ENLACES

Si :

E.N 1,7 Enlace iónico (solo entre un metal (IA o IIA) combinado con un No-

Metal (GVIA o VIIA)

0 < E.N 1,7 Enlace covalente polar

E.N = 0 Enlace covalente apolar

1.Basandote en las posiciones en la tabla periódica de los siguientes pares de elementos, predecir si

el enlace entre los dos sería iónico o covalente. Justifica.

a) K y Cl

b) N y O

c) F y F

d) P y H

e) Sn y Cl

f) C y F

3. Escribe la fórmula más probable del compuesto iónico formado por la unión de:

a) Francio y azufre

b) Litio y Cloro

c) Calcio y Fluor

d) litio y Nitrógeno

e) Estroncio y Fluor

f) potasio y azufre

ESTRUCTURA DE LEWIS, GEOMETRIA Y POLARIDAD DE LAS MOLECULAS Reglas para escribir la estructura de Lewis moléculas 1. Determine el número total de electrones de valencia, sumando los números de electrones de valencia de todos los átomos participantes. En el caso de aniones poliatómicos, sume el número total de cargas negativas y para los cationes poliatómicos, reste el número total de cargas positivas.

2. Determine el número total de electrones para átomos individuales, correspondiendo 8 e- a todos los átomos diferentes de hidrógeno y 2e- al hidrógeno.

3. Calcule el número total de electrones de enlace , que es la diferencia entre el número total de electrones para átomos individuales y el número total de electrones de valencia.

4. Calcular el número de enlaces, que es la mitad del número de electrones de enlace.

5. Calcular el número de electrones no enlazantes o no compartidos o libres, que es igual al número total de electrones de valencia menos el número de electrones de enlace

6. Identifica el átomo central , es el menos electronegativo a excepción de hidrógeno que siempre es un átomo terminal ( solo se rodea por un máximo de 2 e- regla del dueto)

7.- Distribuir los enlaces y los electrones no compartidos en las estructuras básicas posibles. Observar en cada caso que se cumpla la

regla del octeto, desde que sea posible. Los elementos oxígeno y los halógenos siempre la cumplen.

8.- Calcule las cargas formales de todos los átomos de las estructuras, dadas por: Carga formal de átomo= Nº de valencia – Nº enlaces – Nº de electrones no compartidos = N° del grupo – Nº enlaces – Nº de electrones libres 9.- Seleccionar las estructuras de acuerdo con las cargas formales:

º Se prefieren las estructuras de Lewis para las cuales no haya cargas formales.

º Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes positivas o negativas son menos probables que las con cargas formales pequeñas.

º Son imposibles las estructuras que tienen cargas formales negativas en átomos más electropositivos y viceversa.

º Son más probables las estructuras sin cargas formales que tengan un átomo que no cumpla la regla del octeto.

GEOMETRIA Y POLARIDAD DE LAS MOLECULAS MOLÉCULAS CON ATOMO CENTRAL SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES

Tipo de molécula Pares e- enlazantes Geometría Angulos

AL2 2 Lineal 180º

AL3 3 Triangular plana 120º

AL4 4 Tetraédrica 109,5º

MOLECULAS CON ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTE Y LIBRES

Tipo de

molécula

Pares e-

enlazantes

Pares e-

libres Geometría Ángulos

EAL2 o :

AL2

2 1 Angular inferior a

120º EAL3 ó :

AL3

3 1 Piramidal

triangular

107,3º

E2AL2 o

:AL2:

2 2 Angular 104,5º

MOLÉCULAS CON ATOMO CENTRAL CON ENLACES MULTIPLES

Ejemplo

De

molécula

Pares

e-

enlazan

tes

Pares e-

libres

Geometría Forma Momento dipolar

SO2 2 1 Angular

0 polar

CO2

CHCH

2 0 Lineal O = C = O

H – C C –

H

0, apolar

0, apolar

O3

3 1 Angular O

OO

0, polar

H2SO4

4 0 Tetraédrica S

O

O

HO

HO

0, polar

IONES POLIATOMICOS CON ATOMO CENTRAL CON PARES DE ELECTRONES ENLAZANTE Y LIBRES

Ion Pares e-

enlazantes

Pares e-

libres

Geometría Forma

NO2-

2 1 Angular N

OO

-

CO3-2

3 0 Triangular plana

C

OO

O

-2

ClO3-

3 1

Piramidal

triangular ClOOO

-

1. Escriba la estructura de Lewis y deduzca, según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de

la Capa de Valencia, la geometría de las siguientes moléculas e indique la polaridad de los enlaces y

de las mismas:

a) Amoniaco.

b) formaldehído.

c) Metano.

d) Cloruro de Estaño (II)

e) Acido nítrico

f) ozono

g) dióxido de azufre

g) fluoruro de berilio

2. Para las moléculas de SO2 y CO2:

a) Prediga y compara su geometría mediante la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la

Capa de Valencia.

b) Indique los electrones de octeto, de dueto, el número de electrones que rodean al átomo central.

c) Justifique si esas moléculas son polares o apolares.

d) Indique el tipo de enlace presente. (RECUERDA QUE EL TIPO DE ENLACE PRESENTE

EN UNA MOLECULA NO TIENE PORQUE SER IDENTICO A LA POLARIDAD DE LA

MOLECULA)

3. Indica ¿Cuál es la estructura de Lewis más probable para el anión NO3-? Nota :usa las cargas

formales y justifica tu elección.

a) b) c) d)

e)

4. Represente las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, indicando:

HCN HCHO H2CO3

e- de valencia

e- de dueto

e- de octeto

e- totales

e- de enlace

Nº de enlaces

e- libres

Átomo central

Est.de Lewis

Geometría

Nº de enlaces

simples

dobles

triples

Carga Formal

de c/ átomo

Carga formal

total

¿Cuál es la

polaridad de

cada enlace?

¿Cuál es la

polaridad de la

molécula?

Fundamenta.

MASA ATOMICA, MOLECULAR, MASA MOLAR

1.-Conociendo el porcentaje y número másico del cloro y del nitrógeno hallar la masa atómica

relativa de cada uno de los dos elementos:

Elemento Z A % del isótopo

Cloro-35 17 35 76

Cloro-37 17 37 24

Elemento Z A % del isótopo

Nitrógeno-14 7 14 99,6

Nitrógeno-15 7 15 0,38

MOL, MASA MOLAR, N°AVOGADRO 1. Usar tabla Periódica para obtener las M.M

a) Calcula el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S.

b) ¿Cuántos moles de Fluor (F2) y cuántos átomos de F, hay en 1,2 · 1024

moléculas de F2.?

c) Calcula la composición porcentual en masa del Cloruro de Niquel dihidratado NiCl2 * 2H2O.

d) De una sustancia pura sabemos que la masa de 2 · 1019

moléculas corresponde a una masa de

1,06 mg, ¿cuál será la masa de 1 mol de esa sustancia?

2. El trióxido de azufre (SO3 ) es un gas, el cuál es responsable de la lluvia ácida, ya que a nivel

atmosférico reacciona con H2O, formando una niebla de ácido sulfúrico, H2SO4,bajando el pH

de la lluvia de 6,5 a un valor de 4,5.

a. ¿Cuál es la Masa Molar de este compuesto?

b. ¿Cuántas moléculas contienen 160 g de trióxido de azufre?

c. ¿Cuántos átomos de oxígeno y de azufre se tienen en esta masa de SO3?

d. ¿Qué masa de oxígeno y de azufre se tienen en esta masa de SO3?

e. ¿Qué masa de Cloruro de Niquel dihidratado,NiCl2 * 2 H2O , se debe tener de modo que el

número de átomos de oxígeno sea idéntico al calculado en el SO3?

f. ¿Cuál es el % en masa del SO3?

3.- El cianuro de hidrogeno, HCN, es un liquido incoloro, volátil y sumamente venenoso. ¡Cuál es la masa de una sola molécula de HCN? ¿Cuántas moléculas hay en 0.056 g de HCN, la dosis toxica promedio? ¿Cuántos moles de C, gramos de N y átomos de H, están presentes en esta dosis?. 6.- En 3,75 g de azufre orto rómbico, S8, : a) ¿Cuántos moles de azufre orto rómbico están presentes? b) ¿Cuántos átomos de azufre hay? c) ¿Cuál es la masa de una molécula de azufre orto rómbico? d) ¿Cuál es la masa molar del S8 ?

7.- Se tienen tres muestras a las cuales se les determinó la masa de cada elemento que las

forman, los resultados fueron:

Muestra A : 23,2 g de S (azufre) y 55,0g de F (flúor)

Muestra B: 16,6 g de S y 9,8 g de F

Muestra C: 19,3 g de S y 68,6 g de F

Analice si se trata de la misma sustancia en las tres muestras.

8.- Calcule el número de moles de moléculas que hay en 0,123 g de ácido sulfúrico.

9.- ¿Cuántos gramos de sodio están contenidos en 3,61 g de NaHCO3?.

10.- ¿Cuántos moles de átomos de carbono, de hidrógeno y de oxígeno hay contenidos en 9,6 g de

formaldehido, HCHO?

11.- Se tienen 0,1 g de la sustancia fosfato diácido de Aluminio, calcule para dicha cantidad de

sustancia:

a) el número de moles de unidades elementales.

b) la masa y el número de moles de cationes aluminio.

c) la masa y el número de moles de aniones, fosfato diácido.

12.- Se dispone de 0,5 moles de sulfato de magnesio heptahidratado, calcule para dicha

cantidad de sustancia:

a) la masa, expresada en gramos.

b) cuantos moles de agua, moles de cationes y moles de aniones están contenidos.

FORMULA EMPIRICA Y MOLECULAR

. 1. En algunas ocasiones se ha sospechado que el glutamato monosódico (MSG)

provoca cáncer. Su composición en masa es: 35.51% de C, 4.77% de H, 37.85% de

0, 8.29% de N y 13.60% de Na. ¿Cuál es la fórmula molecular de este saborizante

de comidas si su masa molar es de 169 g?

2. El Aluminio en contacto con Oxígeno forma un óxido de gran dureza, el cuál impide la

corrosión de este metal. Al analizar el óxido formado entre estos dos elementos se

determina que la composición porcentual de Alumnio es de un 52,94 % , el resto es

oxígeno. Determinar la fórmula empírica de este óxido.

3. 5,0 g de un compuesto que contiene Carbono e Hidrógeno da por combustión 16,50

g de CO2 y 4,495 g de H2O.Determina la Fórmula empírica y molecular si su Masa

Molar es de 120,0 g/mol .

NOMENCLATURA 1. Escribe la formula e indique el nombre de los compuestos de cada pareja de iones

1. Fe 3+ y CN1- 2. K 1+ y SO4

2- 3. Li1+ y N 3-

4. Sr 2+ y CI1- 5. Co2+ y Br1- 6. NH4 1+ y CO3

2-

7. Na1+ y PO43-

8. Fe3+ y NO31-

2.Indica el nombre correcto de los siguientes compuesto

1. CrO3 2. Cu(N03)2 3. CaH2 4. HF 5. NaHS 6. HCN 7. MgBr2

8. HNO3 9. Ba(OH)2 10. Al2(HPO4)3 11. NiCl2*2H2O 12. H2O2 13. NaClO 14. Na2Cr2O7

3.Escriba las fórmulas de:

1. Oxido de cobre (I) 2. Fluoruro de fierro (II) 3. Acido sulfhídrico 4. Trióxido de azufre 5. Disulfuro de Carbono 6. Cloruro de amonio 7. Acido lódico

8. Acido Iodhídrico 9. Fosfato diácido de sodio 10. Perclorato de amonio 11. Hidruro de Calcio 12. Hidróxido de litio 13. Nitrito de Rubidio 14. Amoníaco

TEMARIO 2° PRUEBA DE CÁTEDRA

1. Ecuación Química balance de materia y carga (redox).

2. Ec. Redox medio ácido, Conceptos de: Número de oxidación,

oxidación, reducción, Ag.oxidante y reductor. Método ion-

electrón.

3. Cálculo estequiométrico.

4. Termoquímica: Conceptos básicos, Reglas, Ley de Hess, Calor de

Formación

5. Gases, leyes, T. Cinético molecular

6. Sólidos, tipos y propiedades de iónicos, moleculares, covalentes

y metálicos.

7. Líquidos, propiedades curvas calentamiento.

8. Diagrama de fases general y del H2O y CO2

ECUACIONES IÓNICAS Y REACCIONES DE METÁTESIS

1. Escriba ecuaciones iónicas netas balanceadas para las siguientes reacciones e identifique el o los

iones presentes en cada una:

a). Na2CO3 (ac) + CaCl2 (ac) → CaCO3 (s) + Na Cl(ac)

b). NaHCO3 (ac) + HCl(ac) → NaCl (ac) + H2O(l) + CO2 (g)

c). FeO(s) + HClO4(ac) → H2O(l) + Fe(ClO4)2(ac)

2. Escriba ecuaciones iónicas netas balanceadas para las siguientes reacciones que podrían ocurrir al mezclar cada uno de los siguientes reactivos:

a). H2S(ac) y CaCl2(ac)

b). HCl(ac) y Na2SO4(ac)

c). AgNO3(ac) y NaCl (ac)

d). Ca(OH)2(ac) y HNO3(ac)

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General QUI-125; 1° Sem 2011

BALANCE DE REACCIONES 1. Identificar el tipo de reacción y balancear la ecuación química:

a) (NH4)2SO

4(s) + KCl(s) → NH

4Cl(s) + K

2SO

4(s) M 1-2-2-1

b) CaHPO4

+ NH3

→ Ca3(PO

4)2 + (NH

4)2HPO

4(s) AB 3-2-1-1

c) 5. Cr(s) + O2(g) → Cr2O3(s) R 4-3-2

d) 16. Pb(NO3)2(s) → PbO(s) + NO2(g) + O2(g) R

e) 1. NaOH(ac) + H2CO

3(ac) → H

2O(l) + Na

2CO

3(ac) AB 2-1-2-1

f) Pb(s) + FeS(s) → PbS(s) + Fe(s) R 1-1-1-1

g) 3. Cr2O

3(s) + O

2(g) → CrO

3(s) S R 2-3-4

h) 4. H2(g) + I

2(g) → HBr(g) R 1-1-2

i) 5. NaBr(s) + H3PO

4(ac) → Na

2HPO

4(l) + HBr(g) 2-1-1-2

j) 6. (NH2)2CO(s) + H

2O(l) → NH

3(g) + CO

2(g) 1-1-2-1

k) 7. CO(g) + O2(g) → CO

2(g) R 2-1-2

l) Ca(H2PO

4)2(s) + (NH

4)2SO

4(s) → CaSO

4(s) + NH

4H

2PO

4(s) AB 1-1-1-2

M metátesis; Mpp metátesis de precipitación; AB ácido-base ; R redox

REACCIONES REDOX

1- Indique el estado de oxidación del elemento que se especifica en cada una de las

siguientes especies químicas:

a) el S en: H2S ; SO3 ; S8 ; H2SO3 ; SO2 ; SF4, H2SO4

b) el Cl en: ClO-1

; ClO2 -1

; ClO3-1 ; CCl4 ; HCl ; Cl2

2. Equilibre las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón, agregando H+ y H2O ó

OH- y H2O, según corresponda:

Indique para cada una de ellas:


a) las semiecuaciones correspondientes a la oxidación y a la reducción

b) la ecuación iónica total equilibrada

c) la ecuación molecular total equilibrada

d) el agente oxidante y el agente reductor

1) Cu(s) + SO4 2-

(ac) → Cu2+

(ac) + SO2(g) (medio ácido)

2) MnO4-(ac)+AsO2- (ac) → MnO2(s)+AsO4

3- (ac) (medio alcalino)

3) H2O2 + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → O2(g) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O

4) H2S(ac)+K2Cr2O7(ac)+H2SO4(ac) →K2SO4(ac)+S(s)+Cr2(SO4)3(ac)+H2O

5) Cl2(g) + NH3(ac) + KOH(ac) →KCl(ac) + KNO3(ac) + H2O

6)FeSO4(ac)+KClO3(ac)+H2SO4(ac) →Fe2(SO4)3(ac)+Cl2(g)+H2O+K2SO4(ac)

7) NaI(ac) + H2O2 (ac) + H2SO4(ac) → I2(ac) + Na2SO4(ac) + H2O

ESTEQUIOMETRIA

1) En un alto horno, el mineral de hierro, Fe

2O

3, se convierte en hierro mediante la reacción:

Fe2O

3 (s) + 3 CO (g) -----> 2 Fe (l) + 3 CO

2 (g)

a) ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para producir 20 moles de hierro?

b) ¿Cuántos moles de CO2 se desprenden por cada 10 moles de hierro formado?

Solución: a) 30 moles CO b) 15 moles CO2

2) El Carbonato de calcio se descompone por la acción del calor originando óxido de calcio y

dióxido de carbono.

a) Formula la reacción que tiene lugar y ajústala.

b) Calcula qué cantidad de óxido de calcio se obtiene si se descompone totalmente una tonelada de

carbonato de calcio.

Solución: 560 kg CaO

3) ¿Qué cantidad de gas cloro se obtiene al tratar 80 g de dióxido de manganeso con exceso de HCl

según la siguiente reacción? MnO2 + 4 HCl ---> MnCl

2 + 2 H

2O + Cl

2

Solución: 62,24 g de Cl2

4) La sosa cáustica, NaOH, se prepara comercialmente mediante reacción del NaCO3 con cal

apagada, Ca(OH)2. ¿Cuántos gramos de NaOH pueden obtenerse tratando un kilogramo de Na

2CO

3

con Ca(OH)2?

Nota: En la reacción química, además de NaOH, se forma CaCO3.

Solución: 755 g de NaOH

5) Cuando se calienta dióxido de silicio mezclado con carbono, se forma carburo de silicio (SiC) y

monóxido de carbono. La ecuación de la reacción es:

SiO2 (s) + 3 C (s) -----> SiC (s) + 2 CO (g)


Si se mezclan 150 g de dióxido de silicio con exceso de carbono, ¿cuántos gramos de SiC se

formarán?

Solución: 100 g de SiC

6) Calcular la cantidad de cal viva (CaO) que puede prepararse calentando 200 g de caliza con una

pureza del 95% de CaCO3.

CaCO3 ---> CaO + CO

2

Solución: 107 g de CaO

7) La tostación es una reacción utilizada en metalurgia para el tratamiento de los minerales,

calentando éstos en presencia de oxígeno. Calcula en la siguiente reacción de tostación:

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO

2

La cantidad de ZnO que se obtiene cuando se tuestan 1500 kg de mineral de ZnS de una riqueza en

sulfuro (ZnS) del 65%. Datos: M.MZn

= 65,4 . ; M.MS = 32,1 . ; MM

O = 16 (g/mol).

Solución: 814,8 kg de ZnO

8) ¿Qué masa, y cuántos moles de CO2 se desprenden al tratar 205 g de CaCO

3 con exceso de

ácido clorhídrico según la siguiente reacción?

CaCO3 + 2 HCl CaCl

2 + H

2O + CO

2

Solución: 90,14 g; 2,043 moles

9) Se tratan 4,9 g de ácido sulfúrico con cinc. En la reacción se obtiene sulfato de cinc e hidrógeno.

a) Formula y ajusta la reacción que tiene lugar.

b) Calcula la cantidad de hidrógeno desprendido.

Solución: a) 0,1 g de H2

10) Mezclamos 1 tonelada de flúor con 1 tonelada de monóxido de nitrógeno (% de pureza del 89%),.

¿Cuántos gramos de FNO se formarán? La ecuación de la reacción que tiene lugar es

F2 (g) + 2 NO (g) 2 FNO (g)

11.- Se hicieron reaccionar 50 g de amoníaco con suficiente cantidad de óxido cúprico, según

la siguiente ecuación:

2 NH3 (ac) + 3 CuO (s) → N2(g) + 3 H2O + 3 Cu(s)

Suponiendo una eficiencia del 100%, calcule:

a) la masa de óxido cúprico que reaccionó. Exprese el resultado en g y mg.

b) el número de moles de agua que se formaron.

Realice los mismos cálculos suponiendo una eficiencia del 67 %.

12.- La fotosíntesis es un proceso mediante el cual las plantas y otros organismos almacenan

la energía de la luz solar. La transformación total puede representarse por la siguiente

ecuación:

6 CO2(g) + 6 H2O (l) + Energía → C6H12O6(ac) + 6 O2(g)

glucosa

Teniendo en cuenta que en un organismo fotosintético la eficiencia del proceso es del

80%, calcule la cantidad de glucosa que se obtendría a partir de 500 g de dióxido de carbono.


Exprese el resultado en moles y g.

13.- El carbonato de calcio sólido reacciona con ácido clorhídrico y da como productos cloruro

de calcio en solución acuosa, agua líquida y dióxido de carbono al estado gaseoso.

Se ponen en condiciones de reaccionar 2000 mg de carbonato de calcio y 8,2 * 10-2

moles de ácido

clorhídrico, indique:

a) si se consumirán completamente ambos reactivos.

b) cuántos moles reaccionan de cada reactivo.

c)que cantidad de dióxido de carbono se obtiene, en moles y en gramos, considerando el

rendimiento del proceso del 90%.

14.- Se ponen a reaccionar 300 g de peróxido de sodio al estado sólido con 300g de agua y

se obtiene una determinada cantidad de hidróxido de sodio y peróxido de hidrógeno,

ambas sustancias en solución acuosa.

a) Indique cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo que está en exceso.

b) Indique la cantidad que reaccionó de cada uno de ellos, exprese el resultado en moles.

c) Calcule la cantidad del reactivo en exceso que quedó sin reaccionar. Exprese el

resultado en moles y en gramos.

d) Si el rendimiento del proceso es del 75%, calcule la cantidad de peróxido de hidrógeno

obtenido. Exprese el resultado en moles.

TERMOQUIMICA 1.- ¿Cuál de las siguientes ecuaciones describe una reacción para la cual ΔHº es igual a la

ΔHfº?. justificar.

a) Mg(s) + ½ O2(g) →MgO(s)

b) MgO(s) + CO2(g) → MgCO3(s)

c) Mg(s) + C(s) + 3/2 O2(g) → MgCO3(g)

d) Mg(s) + O(g) → MgO(s)

2.- ¿Para cuáles de las siguientes sustancias ΔHfº será = 0? Na(s), F2(g), H2O2 (l),

O2 (g), C(s), CuCl(s) y Ne(g). Justificar.

3.- Los sopletes de oxiacetileno aprovechan la combustión del acetileno, C2H2(g), si el cambio

de entalpía es de -2511,14 KJ/mol, escribir la reacción de correspondiente. ¿Cuánto calor se

puede producir por la reacción de: a) 1,2 mol de C2H2(g) b) 10 g de C2H2(g)

4.- Use los siguientes datos para calcular ΔH0 de la siguiente reacción:

(C2H5)2 O (l) → C4H9OH(l)

C4H9OH (l) + 6 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) ΔH0= -2456,1 kJ/mol

(C2H5)2 O (l) + 6 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g) ΔH0= -2510,0 kJ/mol

5.- El disulfuro de carbono, CS2(l), puede prepararse a partir de la siguiente reacción:

4 C(grafito) + S8(s) → 4 CS2(l) ΔHº= 358,8 kJ

a) ¿Cuánto calor se absorbe en la reacción de 1,25 mol de S8(s).

b) Calcular el calor absorbido en la reacción de 197 g de C con exceso de S8(s).


c) Si el calor absorbido en la reacción fue 415 kJ. ¿Cuánto CS2(l) se produce, (en g y

mol)?

6.- El primer paso de la síntesis del ácido nítrico, HNO3, es la combustión del amoníaco.

Escribir la ecuación correspondiente y calcular el ΔH de la reacción a partir de los datos de

ΔHf 0 correspondientes.

7.- Use los siguientes datos para calcular el calor de combustión del propano,C3H8(g).

C(grafito) + O2(g) → CO2(g) ΔHrº= - 393,5 kJ

H2( g) + ½ O2(g) → Η2Ο (l) ΔHrº = - 285,8 kJ

3 C(grafito) + 4 H2(g) → C3H8(g) ΔHrº= - 103,85 kJ

GASES

1.- 50 moles de NH3 se introducen en un cilindro de 2 litros a 25

o

C. Calcule la presión del gas,

asumiendo un comportamiento ideal.

2.- 5 g de etano se encuentran en un recipiente de 1 litro de capacidad. El recipiente es tan débil que

explota si la presión excede de 10 atm. ¿ A que temperatura la presión del gas tenderá al punto de

explosión?

3.- Un bulbo A de 500 ml de capacidad contiene inicialmente N2 a 0.7 atm y 25 o

C; un bulbo B de 800

ml de capacidad contiene inicialmente O 2 a 0.5 atm y 0°C. Los dos bulbos se conectan de tal forma

que hay paso libre de gases entre ellos. El ensamblaje se lleva a la temperatura de 20 °C. Calcule la

presión final.

4.- Un gas ideal a 1 atm de presión se encuentra en un recipiente de volumen desconocido. Se abre una

llave que permite que el gas se expanda en un bulbo previamente evacuado de un volumen de 0.5 lit de

capacidad. Cuando el equilibrio entre los bulbos se establece, se observa que la temperatura no ha

cambiado y que la presión es de 530 mm de Hg ¿Cuál es el volumen, V1, del primer recipiente?

5.- 0.896 g de un compuesto gaseoso que contiene unicamente Nitrógeno y oxígeno ocupa 542 cc a 730

mm de presión y 28 o

C. ¿Cuál es la Masa Molar del gas?

6.- Un gas ideal a 65º mm de presión ocupa un bulbo de volumen desconocido. Se retira una cierta

cantidad de gas y se encuentra que ocupa 1.52 cc a 1 atm de presión. La presión remanente en el bulbo

es de 600 mm. Asumiendo que todas las medidas se realizan a la misma temperatura, calcule el

volumen del bulbo. Calcule la temperatura a la cual se realizaron las medidas.


7.- Una muestra de nitrógeno gaseoso se burbujea a través de agua líquida a 25o

C y se recolecta un

volumen de 750 cc. La presión total del gas, saturado con vapor de agua, es 740 mm de Hg a 25o

C y la

presión de vapor del agua a dicha temperatura es de 24 mm de Hg. ¿Cuántos moles de nitrógeno hay en

la mezcla?

8.- Cuando 2.96 g de cloruro de mercurio se vaporizan en un envase de 1 lit a 680 o

K, la presión es de

458 mm. ¿Cuál es la Masa Molar y la fórmula molecular del vapor de cloruro de mercurio? PA

Hg:200; Cl:35.5

ESTEQUIOMETRIA CON GASES

1.El Etileno gaseoso, C2H

4, reacciona con H

2 en la presencia de un catalizador de platino para formar

etano, C2H

6, de acuerdo a la ecuación:

C2H

4(g) + H

2(g) → C

2H

6(g)

Una mezcla de etileno e hidrógeno se conoce que contiene más hidrógeno que etileno y tiene una

presión de 52 mm en un volumen desconocido. Después que el gas pasa sobre el catalizador de platino,

la presión fue de 34 mm en el mismo volumen y a la misma temperatura. ¿Qué fracción de moléculas

en la mezcla original es etileno?

2.- Un gas es conocido ser una mezcla de etano y butano. Un bulbo de 200 cc de capacidad se llena con

gas a la presión de 750 mm a 20o

C. Si el peso del gas en el bulbo es de 0.3846 g, determine el

porcentaje en moles de butano en la mezcla.

3.- Cuando 2 g de una sustancia gaseosa A se introducen en un matraz inicialmente evacuado,

mantenido a 25o

C, se encuentra que la presión es de 1 atm. Se agregan 3 g de una sustancia gaseosa B a

los 2 g de A y se encuentra que el nuevo valor de la presión es de 1.5 atm. Suponiendo un

comportamiento ideal, calcule la relación de los pesos moleculares MA/M

B

4.- 1 g de Hidrogeno y 1 g de oxigeno molecular se introducen en un envase de 2 lit a 27o

C. Determine

la presión parcial de cada gas, la presión total y la composición en moles% de la mezcla.

5. En la combustión completa de 320 g de gas metano se obtienen 440 g de dióxido de carbono. ¿Qué

volumen ocupará el dióxido de carbono medido a la presión de 0,82 atm y a la temperatura de 293 K?

Solución: 293 litros.

6. Dada la reacción SO2 + ½ O2 SO3 , ¿qué volumen de SO3 se obtendrá a partir

de 30 L de O2 , medido en condiciones normales de presión y temperatura?

Solución: 60 litros de SO3

7.¿Cómo variará el volumen del trióxido de azufre obtenido en el ejercicio anterior si

mantenemos constante la temperatura y duplicamos la presión?

Solución: el volumen se reducirá a la mitad.


8. Cómo variará el volumen del trióxido de azufre obtenido en el ejercicio nº 7 , si mantenemos

constante la presión y triplicamos la temperatura?

Solución: el volumen se triplica.

9. En un recipiente de 25 L se encierran (a 25 ºC) 15 g de dióxido de carbono y 20 g de

monóxido de carbono. A) ¿Cuál será la presión total ejercida? B) ¿Cuál será la presión

parcial que ejerza cada uno?.

Solución: a) 1,03 atm b) p CO2 = 0,331 atm pCO = 0,697 atm

ESTADOS DE LA MATERIA

1.- Explique qué es presión de vapor de un líquido y cómo varía con la temperatura.

2.- a- Explique la diferencia entre vapor y gas.

b- ¿Qué es temperatura de ebullición de un líquido? ¿A que se denomina punto de

ebullición Normal de un líquido?

3.- A presión de 1 atmósfera la temperatura de ebullición del agua es 100 ºC y de la acetona

(CH3COCH3) es de 56 ºC.

Compare dichas sustancias y estime cómo serán respecto a :

a- ¿Cuál es más volátil?

b- tipo de fuerzas intermoleculares y en cuál de ellas son más intensas.

4.- Relacionar las siguientes columnas, asociando los hechos de la izquierda con el tipo de interacción

que los gobierna

Compuesto iónico en agua interacción dipolo instantáneo-

dipolo inducido

mezcla agua-etanol interacción ión-ión

lo que hace líquido al Br2 interacción ión - dipolo

lo que une a los átomos de H

en la molécula de H2 interacción dipolo-dipolo inducido

lo que da su alto punto de fusión

al NaCl (800°C) interacción dipolo-dipolo

lo que hace que el azúcar forme

cristales interacción covalente


lo que favorece la formación de I3- interacción ión- dipolo inducido

lo que permite que el I2 interacción dipolo-dipolo

se disuelva en agua

4.-El siguiente diagrama de fases corresponde al agua pura.

I-Indique que representan:

a- El punto A

b- El punto C

c- el punto I

d-la línea curva AC.

e- la línea curva AD.

f- la línea recta AB.

II- ¿Qué cambios se producirán si la presión permanece constante en 0.46 atm y la

temperatura disminuye de -10 a 374°C?

5.-¿Cuáles son las principales diferencias entre los sólidos amorfos y los sólidos

cristalinos?

6.-Los elementos C y Si forman óxidos cuyas fórmulas empíricas son muy similares: CO2 y

SiO2.

El CO2 sublima a 194,5 K (-78,5 ºC) y el SiO2 funde aproximadamente a 1973 K (1700 ºC) e

hierve a 2473 K (2200 ºC).

En vista de esa gran diferencia, indicar que clase de sólidos forman el CO2 y SiO2.

7.

a) La ___________ tiene lugar a cualquier temperatura mientras que la ___________ tiene lugar a una

temperatura determinada.


b) La ___________ tiene lugar en cualquier lugar del líquido mientras que la

c) ___________ tiene lugar en la superficie.

d) La ___________ se produce de forma tumultuosa mientras que la ___________ se

produce lentamente.


TEMARIO 3° PRUEBA DE CATEDRA

1. Soluciones, Tipos, Solubilidad, Unid. de concentración: %p/p, M

y m.

2. Propiedades Coligativas

3. Equilibrio Químico

4. Teorías Acido – Base

5. Acidos y Bases Fuerte

6. pH Disociación del agua

7. Acidos y Bases débiles.

8. pH Acidos Polipróticos

9. pH de sales

10. pH de soluciones Buffers

11. Neutralización: Acido fuerte y ácido débil con Base Fuerte y

base débil con ácido fuerte

DISOLUCIONES

1. Para sazonar un caldo de pescado se deben añadir 16 g de sal a 2 litros de caldo.

a) ¿Cuál es la concentración de sal (en g/l y Molar) en el caldo?

b) Si cogemos 150 ml de caldo ¿cuál será su concentración? ¿Qué cantidad de sal contendrán esos 150

ml?

2. La glucosa, uno de los componentes del azúcar, es una sustancia sólida soluble en agua. La

disolución de glucosa en agua (suero glucosado) se usa para alimentar a los enfermos cuando no

pueden comer.

En la etiqueta de una botella de suero de 500 mL aparece: “Disolución de glucosa en agua,

concentración 55g/l”.

a) ¿Cuál es el disolvente y cuál el soluto en la disolución?

b) Ponemos en un plato 50 mL. Si dejamos que se evapore el agua, ¿Qué cantidad de glucosa quedará

en el plato?

c) Un enfermo necesita tomar 40 g de glucosa cada hora ¿Qué volumen de suero de la botella anterior

se le debe inyectar en una hora?

3. En una bebida alcohólica leemos: 13,5 % m/m. a) ¿Qué significa ese número?

b) Si la botella contiene 700 g de la bebida ¿Qué volumen de alcohol contiene? d= 0,798 g/cc


4. En un vaso se han puesto 250 g de alcohol junto con 2 g de yodo, que se disuelven completamente.

a) Calcular la concentración de la disolución en % en masa.

b) ¿Cuántos gramos de disolución habrá que coger para que al evaporarse el alcohol queden 0,5 g de

yodo sólido?

c) Si tomamos 50 g de disolución y dejamos evaporar el alcohol. ¿Cuántos gramos de yodo quedan?

5. En un medicamento contra el resfriado leemos la siguiente composición por cada 5 ml de disolución:

“40 mg de trimetropina, 200 mg de sulfametoxazol., 5 mg de sacarina sódica, excipiente: etanol y

otros en c.s.”

a) Calcular la concentración de cada componente en g/l.

6. Es obligatorio que en las etiquetas del agua mineral aparezca la concentración de las diferentes sales

que tiene disueltas, y que en ningún caso pueden superar los límites máximos establecidos por Sanidad.

A partir de la siguiente etiqueta, calcular la cantidad de cada sal que contendrá una botella de litro y

medio de esa agua mineral.

C(mg/l)

sodio 21

magnesio 32

potasio 64

bicarbonato 255

7. Hemos preparado una disolución de cloruro de cobre (Cu Cl2) en agua disolviendo 12 g de cloruro

de cobre en 98 g de agua, de forma que una vez completamente disuelta ocupa un volumen de 100 mL.

a) Calcula la concentración en % en masa y en g/l y la concentración Molar..

b) ¿Qué concentración Molar tendrán 10 mL de esa disolución? ¿Qué cantidad de soluto estará

presente?

c) ¿Qué volumen de esta disolución se debe usar para preparar una nueva disolución que sea 0,01M?

8.- Calcular las masas y los moles de soluto presentes en las siguientes soluciones acuosas:

a) 6,5 kg de solución 0,5 M de cloruro de cinc.(densidad 1,20 g/mL)

b) 350 mL de solución de cloruro de potasio al 32 % m/m (densidad: 1,17 g/mL)

c) 3,2 kg de solución 0,2 m de hidróxido de magnesio.

d) 200 mL de solución 5 M de sulfato de amonio.

9. - Calcular la molaridad (M) de una solución de acido sulfúrico 37 % en masa y densidad

1,19 g/mL. ¿Qué volumen de este acido se necesita para preparar 100 ml de acido sulfúrico 0,2M?¡qué

volumen de agua se necesita?

10.- Una empresa farmacéutica pide a cierta planta de tratamiento y envasado de reactivos

químicos que le preparen 100 botellas de 1 L de acido sulfúrico 0,10 M. Si el acido disponible

es del 96% en masa y densidad 1,858 g/mL. Calcular:


a) la masa de ácido del 96 % necesario para preparar cada una de las botellas.

b) el volumen de ácido del 96 % usado por litro de solución.

11. Una solución acuosa saturada de ioduro de potasio, a 10 ºC, contiene 57 g de soluto en 100 g de

solución. Calcular la masa de ioduro de potasio que cristaliza cuándo se enfrían hasta 10°C, 2 kg de

una solución acuosa de dicha sal que contiene, a 90 ºC, 64% en masa de ioduro de potasio.

12. A partir de los datos de la figura , responde a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál es el porcentaje en masa en el recipiente A antes de extraer 250 cm3 ?

b) ¿Cuál será al final la molaridad de la disolución contenida en C?

Solución: a) 6,13 % b) 0,73 molar

ESTEQUIOMETRIA CON DISOLUCIONES 1. ¿Qué volumen en mL de solución de hidróxido de sodio 0,1 M se necesita para que reaccione totalmente con 0,32 moles de ácido nítrico?

NaOH (ac) + HNO3 (ac) →H2O (l) + NaNO3 (ac)

2. ¿Qué volumen en mL de ácido clorhídrico 0,1 M reacciona con 2,5 g de CaCO3?

3. ¿Qué volumen en mL de una solución 5,0 M en ácido nítrico reaccionará con 4 g de Cobre según la ecuación; R: 50,4 mL

4 HNO3

(ac) + Cu (s) →Cu(NO3)

2 (ac) + 2 NO

2 (g) + 2 H

2O (l)

4. ¿Cuántos gramos de dicromato de potasio se deben ocupar para que reaccione con 3,00 mL de ácido clorhídrico 7,0 M? R: 0,441 g

K2Cr

2O

7 + 14 HCl →2 CrCl

3 + 2 KCl + 3 Cl

2 + 7 H

2O


PROPIEDADES COLIGATIVAS

1. Una muestra de 1.20 gramos de un compuesto covalente desconocido se disuelve en 50.0

gramos de benceno. La disolución se congela a 4.92/C. Calcule la masa molar del compuesto.

2. La nicotina, extraída a partir de las hojas de tabaco, es un líquido completamente miscible con agua

a temperaturas inferiores a 60/C (a) ¿cuál es la molalidad de la disolución acuosa si comienza

a congelarse a 0.450/C, (b) si la disolución se obtiene disolviendo 1.921 g de nicotina en 48.92

g de H2O, ¿cuál debe ser la masa molar de la nicotina? © los productos de la combustión indican

que la nicotina contiene 74.03 por ciento de C; 8.70 por ciento de H; 17.27 por ciento de N, por

masa. ¿Cuál es la fórmula molecular de la nicotina?

3. Se prepara una muestra de 50.00 mL de una solución acuosa que contiene 1.08 g de una

proteína del plasma sanguíneo, seroalbúmina humana. La disolución tiene una presión

osmótica de 5.85 mmHg a 298 K. ¿Cuál es la masa molar de la albúmina?

4. 1200 g de agua contienen disueltos 4,6 g de urea (CON2H4), 12,0 g de cloruro de sodio

y 3,8 g de sulfato de potasio.

Calcular la temperatura de ebullición de esa solución, suponiendo totalmente disociadas a

las dos sales presentes.

5. La presión osmótica del plasma sanguíneo humano es de aproximadamente 7,63 atm a

37°C.

Calcular que masa de cloruro de sodio (suponiendo disociación total) debe disolverse por

cm3 de agua, para que la solución obtenida sea isotónica con el plasma.

NOTA: suponer que el volumen no varía por el agregado de soluto.

6. Calcular la temperatura de congelación de una solución acuosa que hierve a 10l,300C.

7. Un medicamento para equinos contiene 6,0 g de un compuesto orgánico (cuya masa

molar es 408 g por cada 100 g de agua. No sufre alteraciones al disolverse y debe

guardarse en la heladera sin llegar a congelar a -1,5°C.

Calcular la masa de cloruro de sodio (suponiendo disociación total) que debe agregarse por

kilogramo de la solución mencionada.

8. La densidad de la solución mencionada en el problema anterior (incluído el cloruro de

sodio) es 1050 kg/m3. Calcular su presión osmótica a 37°C.

9. Cuando se disuelve 1,00 g de urea CO(NH2)2] en 200 g del disolvente A, el punto de

congelación de A disminuye 0,250°C.

Cuando se disuelven 1,50 g de Y en 125 g del mismo disolvente A, el punto de

congelación de A disminuye 0,200°C.

a) Calcule el peso molecular de Y.

b) El punto de congelación de A es 12°C y su peso molecular 200. Calcule el calor

molar de fusión de A.


10.- Una solución acuosa de sacarosa (C12H22O11 ) tiene una presión osmótica de 12.5 atm a

23°C. ¿cuál es la presión de vapor de la solución a esa temperatura?

solución 23°C = 1 .06 g/cm3 P°H2O,23°C = 21,1 mm Hg

11.- Un sólido consiste en una mezcla de NaNO3 y Mg(NO3)2. Cuando 6.5 g del sólido se

disuelven en 50 g de agua, el punto de fusión desciende a 5,4°C. ¿Cuál es la

composición en masa del sólido?

Kc = 1 .86 °C/molal

EQUILIBRIO QUIMICO

1) Para las siguientes reacciones en equilibrio:

i) 2 SO2(g) + O2 (g) 2 SO3 (g) ΔH < 0

ii) I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) ΔH < 0

iii) I2 (s) + H2 (g) 2 HI (g) ΔH > 0

iv) 2 NO2 (g) N2O4 (g) ΔH < 0

Escribir la expresión de la ley de accion de masas

Determinar, aplicando el principio de Le Chatelier, cómo se modificará la posición de

equilibrio por: a) el agregado o sustracción de productos o reactivos, b) variación de la

temperatura, la presión o el volumen del sistema c) agregar un catalizador

2) Dada la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ΔH < 0 correspondiente al

proceso Haber para obtener amoníaco, indicar las condiciones de P y T convenientes

para lograr un buen rendimiento.

EQUILIBRIO ACIDO BASE

ACIDOS Y BASES FUERTES

1. Aplicando la teoría de Brönsted-Lowry sobre ácidos y bases, completa y explica el comportamiento

de cada ion o

molécula y las parejas ácido-base conjugado:

a) HCl + H2O

b) H2CO3 + H2O

c) NH3 + H2O

d) HF + H2O

e) KOH + H2O

2. Se mezclan 1.4 g de hidróxido potásico y 1 g de hidróxido sódico. La mezcla se disuelve en agua y

se diluye hasta 100 mL. Calcular el pH de la disolución.

Rta: pH = 13.7

3. Determine el pH, pOH, [H3O+ ] y [OH

-] cuando corresponda para las siguientes disoluciones


a) HNO3 0,1M Ka> 1

b) HCl de pH = 0,55 Ka> 1

c) NaOH de pH = 13,5 Kb > 1

d) KOH 0,2 M Kb> 1

e) [H3O+ ] = 1 x 10

–6

f) [OH-] = 2.3 x 10

-4

g) [H3O+ ] = 6.5 x 10

-2

4. Indique cuál es el ácido conjugado para cada una de las siguientes especies químicas: PO43-,

, NH3 ,

HS-, OCl-,

5. Un estudiante realizó las siguientes medidas de pH (utilizando un medidor de pH), para el grupo

de soluciones que se indican a continuación. Que comentarios tiene usted con relación a estas

medidas de pH:

SOLUCION

CONCENTRACION pH

medido

SOLUCION CONCENTRACION pH

medido

1. HCl

0,25 M 3.25

8. NaOH 0,25 M

7.00

2. HCl

1,00 M 0.00

9. NaOH

1,00 M

14.00

3. HCl 0,75 M 0.13

10. NaOH

0,75 M

13.87

4. HCl

1,3 x10-5 M 4.89

11. NaOH

1,3 x10-5 M

9.11

5. HCl

0,1 M 16.00

12. NaOH

0,1 M 2.50

6. HCl

2,28x10-10 M 9.64

13. NaOH

2,28x10-10 M 4.36

7. HCl

9,5x10-1 M

12

14. NaOH 9,5x10-1 M

9.75

6. Cuál es el pOH y el pH de una solución que se preparo al disolver 0,45 g de NaOH en 0,5L de

agua.

7. Cuál es el pH y el pOH de una solución que se preparo al disolver 0,73 g de Ca(OH)2 en 1,5L de

agua.

8. Cuál es el pH y el pOH de una solución que se preparo al disolver 10 mL de HCl concentrado

(37% de pureza y densidad 1,18g/mL) en 2,90 L de agua.

ACIDOS Y BASES DEBILES


1.Calcule la concentración de una disolución acuosa de amoniaco si se desea que tenga un pH = 12 .Determine su grado de ionización a esta concentración. Kb = 1,8x10-5.

2. Una disolución acuosa de ácido yodhídrico 0,1 M posee una concentración de protones de 0,0335 mol/L calcular: a. La constantes de ionización del ácido (Ka) 3. Calcular el pH de las siguientes disoluciones: a) Una disolución obtenida al mezclar 100 mL de ácido fluorhídrico 1.5 M y 200 mL de agua destilada. b) 250 mL de una disolución de acido acético 0.05 M. DATOS: Considerar que los volúmenes son aditivos. La constante de disociación ácida del ácido fluorhídrico es, Ka = 6,8x10-4 y la del ácido acético = 1,8 x 10-5 4.Una disolución acuosa 0.1 M de un ácido débil monoprótico, HA; presenta un grado de disociación de 2.7%. Calcule: a) Constante de ionización del ácido débil. b) El pH y el pOH de la disolución. c) La concentración de ácido débil que está en forma molecular (sin ionizar).

5.La constante de disociación de un ácido débil monoprótico es 1 x 10-4 . Calcular el porcentaje de

disociación, si la concentración del ácido es 0.01 M

6. Una base debil A está ionizada (disociada) en un 0,1 % en una solución 0,2 M. a) ¿Cuál es la constante de

equilibrio para la disociación de A (Kb)? b) ¿Cuál es pH de la solución?

7.Calcular el pH de una solución de ácido acético 0,003 M, si su pKa es 4.75.

8. La Kb para el NH3 tiene un valor de 1.75 x 10-5. ¿Cuál es el pH de una solución 0.3 M?.

9. Una disolución de HA tiene una concentración de 2 x 10-2 mol/l y un pH igual 3.23. Hallar la constante

de ionización del ácido.

10.La constante de ionización de HA es 1.76 x 10-5. Calcular el grado de ionización de u na disolución

0,0001 de este ácido.

11. Cuales son las concentraciones de H3O+, HSO4-, y SO4= en una solución saturada 0,3M de H2SO4. Cuál es el pH de la solución.

ACIDOS POLIPROTICOS

1.Se prepara una disolución tomando 2,0 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 24% M/M y

densidad 1,17 g/mL, y añadiendo agua destilada hasta un volumen de 500 mL. Calcule:

a) La concentración Molar de ambas disoluciones

b) Escriba las 2 reacciones respectivas

c)El pH de la disolución diluida.


2.Determine EL pH de una disolución 0,15 M de H2CO3.

3. a) Calcular el pH de una solución 0,1 M de H3PO4 en agua a 25 °C.

b) A 1 L de la solución anterior se le agregan 0,15 moles de NaOH(s).

a) Calcular el pH de la solución resultante despreciando el cambio de volumen.

b) Calcular la concentración de las cuatro especies que contienen fosfato.

c) A la misma solución se le agregan 0,01 moles de NaOH(s), Calcular el nuevo valor de pH.

HIDRÓLISIS DE SALES

1. i) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a la disolución en agua de las siguientes sales y

clasifíquelas en ácidas, básicas o neutras: ii) Determine el pH de las siguientes disoluciones 0,15 M de cada sal:

a) NaNO3

b) NH4Cl

c) NaF

d) KClO4

e) (CH3COO)2Ba

2. Calcula el pH de una solución de NaClO4 cuando está en una solución 0.1 M

3.¿Cúal será el pH de una solución de acetato de sodio 0.1 M en H2O?

4. ¿Cúal será el pH, pOH de una solución de cloruro de bario 0.15 M en H2O?

BUFFERS

1. Una disolución reguladora que está formada por ácido propanoico (CH3CH2COOH, pKa = 4,60) y su sal de sodio tiene pH = 4,23. a) Calcular la relación de concentraciones entre el ácido y la base. b) Escribir la ecuación que indica cómo actúa el sistema para amortiguar el cambio de pH al agregar un ácido fuerte.

2. Se prepara una disolución reguladora disolviendo 0,100 mol de NaF en 100 m L de disolución 0,750 M de HF (Ka = 6,31 . 10-4), sin que se modifique su volumen.

a) Calcular el pH de la disolución.

b) Calcular el nuevo pH si a la disolución se la diluye con agua pura hasta 500 m L .

c) ndicar cómo varía la relación de concentraciones molares ácido/ base conjugada cuando al sistema se le agrega una pequeña cantidad de KOH sólido.


3. Determine el pH de la siguiente solución tampón: a) 40 mL de ácido láctico 0,1 M + 45 mL de lactato de sodio 0,1 M + 15 mL de agua. (pKa = 3,85) b) si se agregan 0,01 moles de HCl ¿Cuál es el nuevo valor de pH? c) si se agregan 0,01 moles de NaOH ¿Cuál es el nuevo valor de pH? 4. Determine el pH de una solución tampón formada por HAc 0,1 M y NaAc 0,2 M (Ka = 1,8 x 10-5). (HAc

y NaAc: fórmulas abreviadas del ácido acético y del acetato de sodio, respectivamente) Indique como varia el pH al agregarle a 1 litro de la solución tampón :a) 1x10-3 moles de HCl y b) 1x10-3 moles de KOH

5. Calcular el pH de la solución tampón que es 0,1 M en NH3 y 0,1 M en NH4Cl (Kb = 1,8 x 10-5).

6. Calcule la variación de pH que se produce al añadir 30,0 mL de NaOH 0,100M a 0,125L de una solución 0,225M de CH3COOH y 0,225 M de CH3COONa. Ka = 1,8x10-5. Calcule, como termino de comparación la variación de pH que se produce al agregar 30,0 mL de NaOH 0,100M a 0,125L de agua pura.

NEUTRALIZACION

1.Se ha preparado una disolución formada por 100 ml de ácido nítrico 0,5 M y 300 ml. de hidróxido de sodio 0,5 M. Calcular el pH de la disolución. 2.Se mezclan 50 mL de ácido nítrico al 0.15 N con 30 mL de KOH al 0.25 N. Calcular el pH de la solución

final.

3. ¿Cuál es la concentración de H+ y el pH de una solución obtenida mezclando 250 ml de solución 0.1 M

de KOH con 200 ml de solución 0.2 M de HNO3 ?

4. Calcule el pH después de la adición de las siguientes cantidades de HCl 0,100M a 25,00 mL de una solución de NaOH 0,100 M: a) 24,90 mL; b) 25,10 mL. 5. Calcule el pH después de la adición de las siguientes cantidades de NaOH 0,100M a 50,00 mL de una solución de HCl 0,100 M: a) 49,00 mL; b) 49,90 mL; c) 50,00 mL; d)50,10 mL; d) 51,00 mL. 6. Calcule el pH en la titulación de CH3COOH con NaOH después de agregar 30,0 mL de NaOH 0,100M a 50,0 mL de CH3COOH 0,100 M. 7. Calcule el pH en la titulación de NH3 con HCl después de agregar 15,0 mL de HCl 0,100 M a 25,0 mL de una solución de NH3(ac) 0,100 M. 8. Calcule el pH cuando se han agregado las siguientes cantidades de KOH 0,0500M a 50 mL de una solución 0,025 M de C6H5COOH (Ka = 6,0x10-5): a) 20,0 mL; b) 30,0 mL.


TABLAS DE CONSTANTES

ANÁLISIS DIMENSIONAL. UNIDADES

MAGNITUD DIMENSIÓN S.I. C.G.S

l longitud L m cm

m masa M kg g

t tiempo T s s

F fuerza M·L·T-2 kg·m/s2 [newton] g·cm/s2 [dyna]

S superficie L2 m2 cm2

V volumen L3 m3 cm3

ρ densidad M·L-3 kg/m3 g/cm3

p presión M·L-1·T-2 N/m2 [pascal] dyn/cm2

θ temperatura θ K [kelvin] K [kelvin]

n cantidad de sustancia n mol

PREFIJOS IMPORTANTES

FACTOR PREFIJO SÍMBOLO

FACTOR PREFIJO SÍMBOLO

1018 exa E 10-1 deci* d

1015 peta P 10-2 centi* c

1012 tera T 10-3 mili m

109 giga G 10-6 micro µ

106 mega M 10-9 nano n

103 kilo k 10-12 pico p


102 hecto* h 10-15 femto f

101 deca* da 10-18 atto a

* Se recomienda usar sólo los prefijos cuyos factores tengan exponentes múltiplos de 3. Los señalados con asterisco deben evitarse.

CONVERSIÓN DE UNIDADES

LONGITUD m cm mm µ Å OTRAS UNIDADES

1 m 1 102 103 106 1010 pulgada 2,54 cm

1 cm 10-2 1 10 104 108 milla 1609,31 m

1 mm 10-3 10-1 1 103 107 milla mar 1852 m

1 micra µ 10-6 10-4 10-3 1 104 pie 30,48 cm

1 angstrom Å 10-10 10-8 10-7 10-4 1 año luz 9,46 1015 m

1 fermi 10-15 10-13 10-12 10-9 10-5 año luz 9,46 1015 m

unidad astronómica=1,496·1011m parsec=3,084·1016 m unidad X 10-13 m

UNIDADES DE PRESION

PRESIÓN atm dyn/cm² mm_Hg N/m² kp/cm2

atm 1 1,013·106 760 1,013·105 1,033

dyn/cm² 9,869·10-7 1 7,501·10-4 0,1 0,102·10-5

mm_Hg 1,316·10-3 1,333·103 1 133,3 1,36·10-3

N/m² 9,869·10-6 10 7,501·10-3 1 0,102·10-4

kp/cm2 0,968 9,81·105 736 9,81·104 1

bar=106 baria (dyn/cm2) mmHg=torr N/m2=pascal kp/cm2=atm técnica

CTES DE IONIZACIÓN DE ÁCIDOS

Ácido conjugado

Base conjugada

Ka Ácido conjugado

Base conjugada

Ka

HClO4 ClO4 - grande

H2CO3 HCO3

- 4,45·10-7


HBr Br - grande HCrO4

- CrO4 2- 3,2·10-7

H2SO4 HSO4 - grande

H2PO3

- HPO3 2- 2·10-7

HNO3 NO3 - grande

H2S HS - 8,9·10-8

H2CrO4 HCrO4 - grande

H2PO4

- HPO4 2- 6,34·10-8

H3O+ H2O 55,4

HClO ClO - 4·10-8

HIO3 IO3 - 1,9·10-1

HCN CN - 7,25·10-10

H2C2O4 HC2O4 -

5,36·10-2

H3BO3 H2BO3 - 5,82·10-10

H2SO3 HSO3 - 1,7·10-2

NH4

+ NH3 5,69·10-10

HSO4 - SO4

2- 1,04·10-2

HCO3 - CO3

2- 4,69·10-10

H3PO4 H2PO4 -

7,11·10-3

C6H5OH C6H5O - 1,2·10-10

HCOOH COOH - 2,1·10-4 H2O2 HO2

- 2,4·10-11

H2Se HSe - 1,7·10-4 CH3NH3

+ CH3NH2 2,38·10-12

CH3COOH CH3COO -

1,76·10-5

HPO4 2- PO4

3- 4,79·10-13

CH3CH2COOH CH3CH2COO-

1,43·10-5

HS - S 2- 1,2·10-15

C5H5NH+ C5H5N

6,31·10-6

H2O OH - 1,82·10-16

HSO3 - SO3

2- 5·10-6

Por ejemplo para obtener Kb de NH3 esta constante se obtiene del Ka del NH4 +

Despejando : Kw = Ka*Kb

1,0 * 10-14 = Kb Kb (NH3) = 1,75 * 10-5

5,69 * 10-10

QUI 125 GUIA DE AYUDANTIA 1° SEM 2013

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