Reacciones en disolución acuosa

Reacciones en Disolución Acuosa

1.- Basándose en la tabla 4.2 del anexo, clasifique los compuestos siguientes como solubles o

insolubles en agua:

a) Ca3(PO4)2, puesto que el ion Ca2+ no es un metal alcalino, el compuesto es INSOLUBLE.

b) Mn(OH)2, puesto que el ion Mg+ no es un metal alcalino, el compuesto es INSOLUBLE.

c) AgClO3, puesto que el compuesto contiene el ion ClO3-, el compuesto es SOLUBLE.

d) K2S, puesto que el compuesto contiene el ion K+ que es un metal alcalino, el compuesto es

SOLUBLE.

2.- Basándose en la tabla 4.2 del anexo, clasifique los compuestos siguientes como solubles o

insolubles en agua:

a) CaCO3, puesto que el ion Ca2+ no es un metal alcalino, el compuesto es INSOLUBLE.

b) ZnSO4, puesto que el compuesto contiene al ion SO42-, el compuesto es SOLUBLE.

c) Hg(NO3)2, puesto que el compuesto contiene al ion NO3-, el compuesto es SOLUBLE.

d) HgSO4, puesto que el compuesto contiene al ion Hg2+, el compuesto es INSOLUBLE.

e) NH4ClO4, puesto que el compuesto contiene al ion NH4+, el compuesto es SOLUBLE.

3.- Escriba la ecuación iónica e iónica neta para las reacciones siguientes:

a)

Basándose en la tabla 4.2, los productos son:

Esta ecuación se denomina ecuación molecular por que las fórmulas de los compuestos están

escritas como si todas las especies existieran como moléculas o entidades completas. Una

ecuación molecular es útil porque aclara la identidad de los reactivos. Si se quisiera llevar a cabo

esta reacción en el laboratorio, ésta es la ecuación molecular que debe utilizarse. Sin embargo,

una ecuación molecular no describe con exactitud lo que realmente está sucediendo a nivel

microscópico.

Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua, se separan por completo en cationes y

aniones que los componen. Por ello, para que las ecuaciones se apeguen más a la realidad,

deberán indicar la disociación de los compuestos iónicos en sus iones. Así, la reacción se escribiría:

Esta ecuación ejemplifica una ecuación iónica, en la que se muestran las especies disueltas como

iones libres. Una ecuación iónica incluye a los iones espectadores, es decir, los iones que no

participan en la reacción global, en este caso los iones Na+ y NO3-. Como los iones espectadores

aparecen en ambos lados de la ecuación y no cambian durante la reacción química, se pueden

cancelar. Para centrarse en los cambios que ocurren, se escribe la ecuación iónica neta, que

únicamente muestra las especies que realmente participan en la reacción:

b)

c)

4.- Escriba la ecuación iónica e iónica neta para las reacciones siguientes:

a)

b)

c)

5.- ¿En cuál de los procesos siguientes es más factible que se efectúe una reacción de

precipitación? a) Al mezclar una disolución de NaNO3 con una disolución de CuSO4. b) Al mezclar

una disolución de BaCl2 con una disolución de K2SO4. Escriba la ecuación iónica neta para la

reacción de precipitación.

a) Basándose en la tabla 4.2 del anexo, se observa que no se forma precipitado.

b) Basándose en la tabla 4.2 del anexo, se observa que:

6.- Consulte la tabla 4.2 y sugiera un método por el cual se pueda separar a) K+ de Ag+, b) Ag+ de

Pb2+, c) NH4+ de Ca2+, d) Ba2+ de Cu2+. Suponga que todos los cationes están en disolución acuosa

y el anión común es el ion nitrato.

En el problema se busca dejar los iones K+, Ag+, NH4+ y Ba2+ en la disolución, por tanto para cada

solución se tiene que:

a) Agregando una solución que contenga iones Cl-.

b) Agregando una solución que contenga iones OH-.

c) Agregando una solución que contenga iones CO32-.

d) Agregando una solución que contenga iones SO42-.

7.- ¿Qué factores califican a un compuesto como una sal? Especifique ¿Cuáles de los siguientes

compuestos son sales: CH4, NaF, NaOH, CaO, BaSO4, HNO3, NH3, KBr?

Las sales son compuestos iónicos formados por un catión distinto del H+ y un anión distinto del OH-

u O2-. De los compuestos mencionados solo el NaF, el BaSO4 y el KBr cumplen con esta condición.

8.- Identifique los siguientes compuestos como acido o base fuerte o débil: a) NH3, b) H3PO4, c)

LiOH, d) HCOOH (ácido fórmico), e) H2SO4, f) HF, g) Ba(OH)2.

a) Base Débil. e) Ácido Fuerte.

b) Ácido Débil. f) Ácido Débil.

c) Base Fuerte. g) Base Fuerte.

d) Ácido Débil.

9.- Identifique cada una de las especies siguientes como un ácido o una base de Brønsted o

como ambos: a) HI, b) CH3COO-, c) H2PO4-, d) HSO4

-.

a) Ácido de Brønsted. e) Ambos.

b) Base de Brønsted. f) Ambos.

10.- Identifique cada una de las especies siguientes como un ácido o una base de Brønsted o

como ambos: a) PO43-, b) ClO2

-, c) NH4+, d) HCO3

-.

a) Base de Brønsted. e) Ácido de Brønsted.

b) Base de Brønsted. f) Base de Brønsted.

11.- Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las ecuaciones iónicas y las ecuaciones iónicas

netas correspondientes (cuando sea apropiado):

a)

b)

c)

12.- Balancee las siguientes ecuaciones y escriba las ecuaciones iónicas y las ecuaciones iónicas

netas correspondientes (cuando sea apropiado):

a)

b)

c)

13.- Para las reacciones redox completas que se muestran a continuación, i) divida cada reacción

en sus semirreacciones; ii) identifique al agente oxidante; iii) identifique al agente reductor.

a)

Cambio en los números de oxidación

Reacción de Oxidación Agente Reductor: Sr

Reacción de Reducción Agente Oxidante: O2

b)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: Li

Reacción de Reducción Agente Oxidante: H2

c)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: Cs

Reacción de Reducción Agente Oxidante: Br2

d)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: Mg

Reacción de Reducción Agente Oxidante: N2

14.- Para las reacciones redox completas que se muestran a continuación, escriba las

semirreacciones e identifique los agentes oxidantes y reductores.

a)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: Fe

Reacción de Reducción Agente Oxidante: O2

b)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: Br-

Reacción de Reducción Agente Oxidante: Cl2

c)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: Si

Reacción de Reducción Agente Oxidante: F2

d)


Reacción de Oxidación Agente Reductor: H2

Reacción de Reducción Agente Oxidante: Cl2

15.- Ordene las siguientes especies en orden creciente del número de oxidación del átomo de

azufre: a) H2S, b) S8, c) H2SO4, d) S2-, e) HS-, f) SO2, G) SO3.

16.- El fosforo forma muchos oxiácidos. Indique el número de oxidación de este elemento en

cada uno de los siguientes ácidos: a) HPO3, b) H3PO2, c) H3PO3, d)H3PO4, e)H4P2O7, f)H5P3O10.

a) 5+ d) 5+

b) 1+ e) 5+

c) 3+ f) 5+

17.- Dé el número de oxidación de los átomos subrayados en las siguientes moléculas e iones: a)

ClF, b) IF7, c) CH4, d) C2H2, e) C2H4, f) K2CrO4, g) K2Cr2O7, h) KMnO4, i) NaHCO3, j) Li2, k) NaIO3, l)

KO2, m) PF6-, n) KAuCl4.

a) 1+ d) 1- g) 6+ j) 0 m) 5+

b) 7+ e) 2- h) 7+ k) 5+ n) 3+

c) 4- f) 6+ i) 4+ l) 1-

18.- Dé el número de oxidación de las siguientes especies: H2, Se8, P4, O, U As4, B12.

Todos son cero.


Mg3N2, b) CsO2, c) CaC2, d) CO32-, e) C2O4

2-, f) ZnO22-, g) NaBH4, h) WO4

2-.

a) 3- d) 4+ g) 3+

b) ½- e) 3+ h) 6+

c) 1- f) 2-


Cs2O, b) CaI2, c) Al2O3, d) H3AsO3, e) TiO2, f) MoO42-, g) PtCl4

2-, h) PtCl62-, i) SnF2, j) ClF3, k) SbF6

-.

a) 1+ d) 3+ g) 2+ j) 3+

b) 1- e) 4+ h) 4+ k) 5+

c) 3+ f) 6+ i) 2+

21.- ¿Cuáles de los metales siguientes pueden reaccionar con agua? a) Au, b) Li, c) Hg, D) Ca, e)

Pt.

Basándose en la figura 4.15 del anexo, se observa que solo los metales que se encuentren por

encima del hidrogeno en la serie de actividad podrán desplazar al hidrogeno del agua. Por tanto

solo el Litio y el Calcio podrán reaccionar con agua.

22.- Prediga el resultado de las reacciones representadas por las siguientes ecuaciones utilizando

la serie de actividad, y efectúe el balance de las ecuaciones.

a) Debido a que el Cu se encuentra por debajo del H en la serie de actividad la

reacción no se lleva a cabo.

b) Debido a que el I2 se encuentra por debajo del Br en la serie de actividad la

reacción no se lleva a cabo.

c) Debido a que el Mg se encuentra por encima del Cu en la serie de

actividad, este lo desplazará, por tanto la reacción es:

d) Debido a que el Cl2 se encuentra por encima del Br en la serie de actividad,

este lo desplazará, por tanto la reacción es:

23.- Clasifique las siguientes reacciones redox.

a)

Para clasificar que tipo de reacción es, necesitamos verificar los números de Oxidación de los

elementos en los compuestos:

El oxígeno se oxida y se reduce a la vez, por tanto es una reacción de Desproporción.

b)

El Mg se oxida mientras que Ag se reduce, la reacción es del tipo Desplazamiento de Metal.

c)

El nitrógeno se oxida y se reduce a la vez, por tanto es una reacción de Desproporción.

d)

El H2 se oxida mientras que el Br2 se reduce, la reacción es del tipo Combinación.

24.- Clasifique las siguientes reacciones redox.

a)

El P4 se oxida mientras que Cl2 se reduce, la reacción es del tipo Combinación.

b)

El oxígeno se oxida mientras que el nitrógeno se reduce, la reacción es del tipo Descomposición.

c)

El I- se oxida mientras que el Cl2 se reduce, la reacción es del tipo Desplazamiento de Halógeno.

d)

El nitrógeno se oxida y se reduce a la vez, la reacción es del tipo Desproporción.

25.- Calcule la masa de KI, en gramos, que se requiere para preparar 500 Ml de una disolución

2.8 M.

La molaridad de una solución está dado por:

Donde M, es la molaridad de la solución, n el número de moles de soluto, V el volumen de la

solución, m la masa del soluto y 𝓜 la masa molar del soluto. Por tanto la masa de KI necesaria

para dicho volumen y concentración de solución es:

𝓜 (

) (

)

26.- Describa cómo prepararía 250 mL de una disolución de NaNO3 0.707 M.

Necesitamos conocer primero la masa de NaNO3 necesario para preparar dicha solución. Del

problema anterior se tiene que:

𝓜 (

) (

)

Por lo tanto se debe agregar en un matraz 15.2 gr de NaNO3 y verter agua destilada hasta un

volumen de 250 mL.

27.- ¿Cuántos moles de MgCl2 están presentes en 60 mL de una disolución de MgCl2 0.1 M?

La molaridad de una solución está dado por:

Por lo tanto, el número de moles en 60 mL de la solución es:

(

) (

)

28.- ¿Cuántos gramos de KOH están presentes en 35 mL de una disolución 5.50 M?

Del problema 25 se tiene que:

𝓜 (

) (

) (

)

29.- Calcule la molaridad de cada una de las siguientes disoluciones:

a) 29 gr de etanol (C2H5OH) en 545 mL de disolución.

𝓜Etanol = 46.07 gr/mol

b) 15.4 gr de sacarosa (C12H22O11) en 74 mL de disolución.

𝓜Sacarosa = 342.29 gr/mol

c) 9 gr de cloruro de sodio (NaCl) en 86.4 mL de disolución.

𝓜NaCl = 58.45 gr/mol

30.- Calcule la molaridad de cada una de las siguientes disoluciones:

a) 6.57 gr de metanol (CH3OH) en 150 mL de disolución.

𝓜Metanol = 32.04 gr/mol

b) 10.4 gr de cloruro de calcio (CaCl2) en 220 mL de disolución.

𝓜Cloruro de Calcio = 110.98 gr/mol

c) 7.82 gr de naftaleno (C10H8) en 85.2 mL de disolución.

𝓜Naftaleno = 128.16 gr/mol

31.- Calcule el volumen en mL de disolución requerida para tener lo siguiente:

a) 2.14 gr de cloruro de sodio a partir de una disolución 0.27 M.

𝓜NaCl = 58.45 gr/mol

b) 4.3 gr de etanol a partir de una disolución 1.5 M.

𝓜Etanol = 46.07 gr/mol

c) 0.85 gr de ácido acético (CH3COOH) a partir de una disolución 0.3 M.

𝓜Ac. Acético = 60.05 gr/mol

32.- Determine los gramos de cada uno de los siguientes solutos que se necesitan para preparar

250 mL de una disolución 0.1 M de a) yoduro de cesio (CsI), b) ácido sulfúrico (H2SO4), c)

carbonato de sodio (Na2CO3), d) dicromato de potasio (K2Cr2O7), e) permanganato de potasio

(KMnO4).

La masa de soluto para preparar la solución es:

𝓜 (

) 𝓜 𝓜

Por lo tanto, la masa de cada uno de los solutos es:

a) 𝓜yoduro de cesio = 259.8 gr/mol

b) 𝓜ácido sulfúrico = 98.08 gr/mol

c) 𝓜carbonato de sodio = 105.99 gr/mol

d) 𝓜dicromato de potasio = 294.18 gr/mol

e) 𝓜permanganato de potasio = 158.03 gr/mol

33.- Describa cómo se prepara 1 L de una disolución de HCl 0.646 M a partir de una disolución de

HCL 2 M.

Puesto que el número de moles de HCl se mantiene constante, se tiene que:

Donde Mi y Vi, son respectivamente la concentración molar y el volumen de la disolución antes de

la dilución, y Mf y Vf, son respectivamente la concentración molar y el volumen de la disolución

después de la dilución.

Por tanto se tiene que:

(

) (

) (

)

Por tanto se debe tomar 323 ml de la solución de HCl a 2 M y aforar con agua a 1 L.

34.- A 25 mL de una disolución de KNO3 0.866 M se le agrega agua hasta que le volumen de la

disolución es de 500 mL exactos. ¿Cuál es la concentración de la disolución final?

Del problema anterior se tiene que:

Despejando para la concentración final:

(

) (

)

35.- ¿Cómo prepararía 60 mL de disolución de HNO3 0.2 M a partir de una disolución

concentrada de HNO3 4 M?

Del problema 33 se tiene que:

(

) (

)

Por lo tanto se debe tomar 3 mL de la solución de HNO3 a 4 M y aforar a 60 mL.

36.- Se tienen 505 mL de una disolución de HCl 0.125 M y se quiere diluir para hacerla

exactamente 0.1 M. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse?

Necesitamos conocer primero el volumen final de la solución después de la dilución:

(

) (

)

Por tanto, el volumen de agua que debe añadirse es:

37.- Se mezclan 35.2 mL de una disolución de KMNO4 1.66 M con 16.7 mL de disolución de

KMnO4 0.892 M. Calcule la concentración de la disolución final.

La concentración de la solución final es:

38.- Se mezclan 46.2 mL de una disolución de nitrato de calcio [Ca(NO3)2] 0.568 M con 80.5 mL

de disolución de nitrato de calcio 1.396 M. Calcule la concentración de la disolución final.

Del problema anterior se tiene que:

39.- Si se agregan 30 mL de una disolución de CaCl2 0.15 M a 15 mL de disolución de AgNO3 0.1

M, ¿Cuál es la masa en gramos del precipitado de AgCl?

La reacción de precipitación es:

Los moles de reactivos presentes en las soluciones son:

(

) (

)

(

) (

)

Se determina cuál de los reactivos es el reactivo limitante, ya que de este dependerá la cantidad

de precipitado que se forme:

(

)

Se requiere de 0.009 mol de AgNO3 para reaccionar con todo el CaCl2, pero solo se cuentan con

0.0015, por tanto el CaCl2 es el reactivo limitante. Por lo tanto la masa de precipitado formado es:

(

) (

)

40.- Una muestra de 0.676 gr de un compuesto desconocido, que contiene iones de bario (Ba2+),

se disuelve en agua y se trata con un exceso de Na2SO4. Si la masa del precipitado de BaSO4

formado es de 0.4105 gr, ¿Cuál es el porcentaje en masa de Ba en el compuesto original?

La reacción de precipitación es:

Se tiene que:

(

) (

) (

)

Por lo tanto el porcentaje en masa de Ba en el compuesto original es:

41.- ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para precipitar la mayor parte de iones Ag+ de 250

mL de una disolución de AgNO3 0.0113 M? Escriba la ecuación iónica neta para la reacción.

Moles de AgNO3 presentes en la solución:

(

)

Masa de NaCl necesarios para reacción con el AgNO3 presente en la solución:

(

) (

)

42.- La concentración de iones Cu2+ en el agua (que también contiene iones sulfato) que

descarga una cierta planta industrial, se determina agregando una disolución de sulfuro de sodio

(Na2S) en exceso a 0.8 L del agua. La ecuación molecular es

Escriba la ecuación iónica neta y calcule la concentración molar de Cu2+ en la muestra de agua si

se forman 0.0177 gr de CuS sólido.

La ecuación iónica para la reacción es:

Por lo tanto la ecuación iónica neta para la reacción es:

Los moles de Cu2+ en la muestra de agua son:

(

)(

)

Por lo tanto la concentración de molar de Cu2+ en la muestra de agua es:

43.- Se necesitan 18.68 mL de una disolución de KOH para neutralizar 0.4218 gr de hidrógeno

ftalato de potasio (KHP, KHC8H4O4). ¿Cuál es la concentración (en molaridad) de la disolución de

KOH?

La reacción de neutralización está dada por la ecuación:

Por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, la concentración de KOH en la disolución es:

(

) (

) (

) (

)

44.- Calcule la concentración (en molaridad) de una disolución de NaOH si se necesitan 25 mL de

la disolución para neutralizar 17.4 mL de una disolución de HCl 0.312 M.


Los moles de HCl en 17.4 mL de disolución a 0.312 M son:

(

)

Estos son los moles de HCl necesarios para neutralizar todo el NaOH en la disolución, por tanto,

dada la estequiometria de la reacción, los moles de NaOH presentes en la solución son:

(

)

Finalmente, la concentración de NaOH en la disolución es:

(

)

45.- Calcule el volumen en mL de una disolución de NaOH 1.42 M requerido para valorar las

disoluciones siguientes:

a) 25 mL de una disolución de HCl 2.43 M.


Por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el volumen de disolución de NaOH que

neutralizará al acido es:

(

) (

)

b) 25 mL de una disolución de H2SO4 4.5 M.




(

) (

)

c) 25 mL de una disolución de H3PO4 1.5 M.




(

) (

)

45.- ¿Qué volumen de una disolución de HCl 0.5 M se necesita para neutralizar por completo

cada una de las disoluciones siguientes?

a) 10 mL de una disolución de NaOH 0.3 M.


Por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el volumen de disolución de HCl que

neutralizará a la base es:

(

)(

)

b) 10 mL de una disolución de Ba(OH)2 0.2 M.


Por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el volumen de disolución de HCl que

neutralizará a la base es:

(

) (

)

46.- El hierro (II) se puede oxidar por una disolución ácida de K2Cr2O7 de acuerdo con la ecuación

iónica neta:

Si se utilizan 26 mL de una disolución de K2Cr2O7 0.025 M para valorar 25 mL de una disolución

que contiene iones Fe2+, ¿cuál es la concentración molar del Fe2+?

Los moles de dicromato de potasio presentes en 26 mL de solución son:

(

)(

)

Estos son los moles de dicromato de potasio necesarios para oxidar todos los iones Fe2+ presentes

en la solución, por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, los moles de iones Fe2+

presentes en la solución son:

(

)(

)

Por lo tanto, la concentración molar los iones Fe2+ es:

(

)

47.- El SO2 presente en el aire es el principal responsable del fenómeno de la lluvia ácida. Se

puede determinar su concentración al valorarlo con una disolución patrón de permanganato de

potasio, en la forma siguiente:

Calcular el número de gramos de SO2 presentes en una muestra de aire si en la valoración se

requiere 7.37 mL de una disolución de KMnO4 0.008 M.

Los moles de permanganato de potasio presentes en 7.37 mL de solución son:

(

) (

)

Estos son los moles de permanganato de potasio necesarios para oxidar todo el SO2, por lo tanto,

dada la estequiometria de la reacción, la masa de SO2 presente en la muestra es:

(

) (

)(

)

48.- Una muestra de un mineral de hierro que pesa 0.2792 gr se disolvió en una disolución de

ácido diluido; todo el Fe (II) se convirtió en iones Fe (III). La disolución requirió en la valoración

23.3 mL de una disolución de K2Cr2O7 0.0194 M. Calcule el porcentaje en masa de hierro en la

muestra. Véase el problema 46 para la ecuación balanceada.

Los moles de dicromato de potasio presentes en 23.3 mL de solución son:

(

) (

)

Estos son los moles de dicromato de potasio necesarios para oxidar todo el hierro presente en la

muestra, por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, la masa de hierro presente en la

muestra es:

(

)(

)(

)

Por lo tanto, el porcentaje en masa de hierro en la muestra es:

49.- La concentración de una disolución de peróxido de hidrógeno se puede determinar

adecuadamente al valorarla contra una disolución valorada de permanganato de potasio, en un

medio ácido, de acuerdo con la ecuación siguiente:

Si se requiere 36.44 mL de una disolución de KMnO4 0.01652 M para oxidar completamente 25

mL de una disolución de H2O2, calcule la molaridad de esta disolución.


(

)(

)

Estos son los moles de permanganato de potasio necesarios para oxidar los 25 mL de la muestra,

por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el número de moles de H2O2 e la muestra es:

(

) (

)

Por lo tanto, la molaridad de la solución de H2O2 es:

(

)

50.- El ácido oxálico (H2C2O4) está presente en muchas plantas y vegetales. Si se requieren 24 mL

de una disolución 0.01 M de KMnO4 para valorar 1 gr de H2C2O4 hasta el punto de equivalencia,

¿cuál es el porcentaje en masa de H2C2O4 en la muestra? La ecuación iónica neta es:

Los moles de permanganato de potasio presentes en 24 mL de solución son:

(

)(

)

Estos son los moles de permanganato de potasio necesarios para oxidar todo el H2C2O4 en la

muestra, por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, la masa de H2C2O4 en la muestra es:

(

)(

)(

)(

)

Por lo tanto, el porcentaje en masa del H2C2O4 en la muestra es:

51.- Un volumen de 25 mL de una disolución que contiene iones Fe2+ y Fe3+ se valora con 23 mL

de KMnO4 0.02 M (en ácido sulfúrico diluido). Como resultado, todos los iones Fe2+ se oxidan a

iones Fe3+. A continuación se trata la disolución con Zn metálico para convertir todos los iones

Fe3+ a iones Fe2+. Por último, la solución que contiene sólo iones Fe2+ requiere de 40 mL de la mis

disolución de KMnO4 para oxidar los iones a Fe2+. Calcule las concentraciones molares de los

iones Fe2+ y Fe3+ en la disolución original. La ecuación iónica neta es

Se requieren 23 mL de la disolución de KMnO4 para oxidar todos los iones Fe2+ presentes al

principio de la solución, por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el número de moles

de iones Fe2+ al principio en la solución es:

(

)(

)

Después de tratar la disolución con Zn metálico se requirieron 40 mL de la disolución de KMnO4

para oxidar todos los iones Fe2+. Por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el número de

moles de iones Fe2+ en la solución que solo contiene estos iones es:

(

)(

)

El número de moles de iones Fe2+ que se oxidan a Fe3+ es:

Por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, el número de moles de iones Fe3+ al principio

en la solución original es:

(

)

Finalmente, la concentración molar de iones Fe2+ y Fe3+ es:

52.- El oxalato de calcio (CaC2O4) es insoluble en agua. Por esta razón, se puede usar para

determinar la cantidad de iones Ca2+ presentes en los líquidos como la sangre. El oxalato de

calcio aislado de la sangre se disuelve en ácido y se valora con una disolución patrón de KMnO4,

como se muestra en el problema 50. En una prueba se encontró que el oxalato obtenido de una

muestra de 10 mL de sangre consumió 24.2 mL de disolución de KMnO4 9.56x10-4 M. calcule el

número de miligramos de calcio por mililitro de sangre.


(

)

Estos son los moles de permanganato de potasio necesarios para oxidar todos los iones C2O42-

en la

muestra, por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, la masa Ca2+ en la muestra es:

(

)(

)(

)(

)(

)

Finalmente el número de miligramos de calcio por mililitro de sangre es:

53.- Una muestra de 500 mL de una disolución de HCl 2 M se trata con 4.47 gr de magnesio.

Calcule la concentración de la disolución del ácido después de que todo el metal ha reaccionado.

Suponga que el volumen de la disolución permanece constante.

La ecuación para la reacción es:

El número de moles de HCl que reaccionan con 4.47 gr de Mg es:

(

) (

)

Finalmente, la concentración de la disolución del ácido después de la reacción es:

53.- Calcule el volumen de una disolución de CuSO4 0.156 M que reaccionaría con 7.89 gr de zinc.


El número de moles de CuSO4 que reaccionan con 7.89 gr de Zn es:

(

) (

)

Finalmente, el volumen de solución que contiene 0.12 mol de CuSO4 es:

54.- El carbonato de sodio (Na2CO3) se puede obtener en forma muy pura, por lo que se puede

usar para valorar disoluciones de ácidos. ¿Cuál es la molaridad de una disolución de HCl si se

requieren 28.3 mL de esta disolución para reaccionar con 0.256 gr de Na2CO3?


El número de moles de HCl que reaccionan con 0.256 gr de Na2CO3 es:

(

)(

)

Finalmente, la concentración de la disolución del ácido es:

55.- El ácido acético (CH3COOH) es un ingrediente importante del vinagre. Una muestra de 40 mL

de una vinagre comercial se valoró con una disolución de NaOH 1 M. ¿Cuál es la concentración

molar (M) del ácido en el vinagre si se necesitaron 5.75 mL de la base para la valoración?


Dada la estequiometria de la reacción, el número de moles de CH3COOH que reaccionan con 5.75

mL de solucion de NaOH a 1 M es:

(

) (

) (

)

Por lo tanto, la concentración del acido es:

56.- 15 mL de una disolución de nitrato de potasio (KNO3) se diluyeron a 125 mL; posteriormente

25 mL de esta disolución se diluyeron a un volumen de 1000 mL. La concentración de la

disolución final es de 0.00383 M. Calcule la concentración de la disolución original.

La concentración de los 25 mL de disolución que se usaron para preparar la concentración a

0.00383 M es:

La solución de volumen igual a 125 mL tiene esta misma concentración, por lo tanto, la

concentración de la disolución original es:

56.- Cuando se colocaron 2.5 gr de una barra de zinc en una disolución de AgNO3, se formó plata

metálica en la superficie de la barra. Después de cierto tiempo, la barra se sacó de la disolución,

se secó y se pesó. Si la masa de la barra fue de 3.37 gr, calcule la masa de Ag y Zn metálicos

presentes.

La masa total de Ag y Zn es igual a 3.37 gr

La masa de Zn después de la reacción, mZn, es igual a 2.5 gr menos la masa de Zn que reacciona

La ecuación estequiometrica para la reacción es:

A partir de la estequiometria de la reacción se puede determinar la relación que existe entre la

masa de Zn que reacciona, mZn,r, y la masa de Ag que se forma, mAg

(

) (

) (

)

Sustituyendo la ecuación 3 y 2 en la ecuación 1 se tiene que:

Por lo tanto, la masa de Ag y Zn metálicos es:

57.- Calcule la masa del precipitado que se forma al mezclar 2.27 L de una disolución de Ba(OH)2

0.082 M con 3.06 L de Na2SO4 0.0664 M.

La ecuación estequiometrica para la reacción de precipitación es:

La masa de precipitado que se forme, dependerá del número de moles de reactivo limitante. El

número de moles de reactivos presentes en las soluciones, dado el volumen que se usó de estas

es:

Dada la estequiometria de la reacción, se determina el reactivo limitante

(

)

Por lo tanto, la masa del precipitado que se forma es:

(

) (

)

58.- Calcule la concentración del ácido (o base) remanente en la disolución cuando se agregan

10.7 mL de HNO3 0.211 M a 16.3 mL de NaOH 0.258 M.


El número de moles de reactivos presentes en las soluciones, dado el volumen que se usó de estas

es:

Dada la estequiometria de la reacción, se determina el reactivo limitante

(

)

Puesto que 1 mol de NaOH reacciona con 1 mol de HNO3, la concentración de la base que queda

es:

59.- La leche de magnesia es una suspensión acuosa de hidróxido de magnesio [Mg(OH)2] que se

utiliza para tratar la indigestión acida. Calcule el volumen de una disolución de HCl 0.035 M (una

concentración típica de ácido en la parte superior del estómago) necesario para que reaccione

con dos cucharadas (aproximadamente 10 mL) de leche de magnesia (0.08 gr de Mg(OH)2/mL).


El número de moles de hidróxido de magnesio es:

(

)(

)

Finalmente, el volumen de disolución de HCl 0.035 M necesario para que reaccione con dicho

número de moles es:

(

) (

) (

)

60.- Una muestra de 1 gr de un metal X (que se sabe qué forma iones X2+) se agregó a 0.1 L de

H2SO4 0.5 M. Una vez que reaccionó todo el metal, el ácido remanente requirió 0.0334 L de

disolución de NaOH 0.5 M para la neutralización. Calcule la masa molar del metal e identifique a

este elemento.

La reacción de neutralización está dada por la ecuación estequiometrica:

El número de moles de H2SO4 que no reaccionó con el metal X es:

(

) (

)

El número de moles de H2SO4 que reaccionaron con el metal X es:

(

)

Se sabe que el metal X forma iones X2+, por lo tanto, la ecuación estequiometrica entre el metal y

el ácido es:

El número de moles del metal X, que reaccionaron con 0.04165 mol de H2SO4 dada la

estequiometria de la reacción son:

(

)

Finalmente, el número de moles de una sustancia está dado por:

Despejando para se tiene que la masa molar para el elemento X es:

Comparando la masa molar con la lista de elementos en el anexo, se encuentra que el metal es

Magnesio.

61.- Se mezclan 60 mL de una disolución de glucosa (C6H12O6) 0.513 M con 120 mL de una

disolución de glucosa 2.33 M. ¿Cuál es la concentración de la disolución final? Suponga

volúmenes son aditivos.

62.- La concentración de iones plomo (Pb2+) en una muestra de agua contaminada, que también

contiene iones nitrato (NO3-), se determina al añadir sulfato de sodio sólido (Na2SO4) a 500 mL

exactos del agua. a) Escriba la ecuación iónica neta y la ecuación molecular de la reacción. b)

Calcule la concentración molar de Pb2+ si se hubieran requerido 0.0045 gr de Na2SO4 para

precipitar por completos los iones Pb2+ en forma de PbSO4.

a) La ecuación molecular y la ecuación iónica neta para la reacción son:

b) La concentración molar de Pb2+, dada la estequiometria de la reacción y los gramos de Na2SO4

necesarios para formar el precipitado PbSO4, es:

(

)(

)(

) (

)

62.- Una muestra de 0.887 gr de una mezcla de NaCl y KCl se disolvió en agua; la disolución se

trató con un exceso de AgNO3 para formar 1.913 gr AgCl. Calcule el porcentaje en masa de cada

compuesto en la mezcla.

La masa total de la muestra es igual a la suma de las masas del NaCl y el KCl.

La masa de cloro en el AgCl es igual a la masa del cloro en el NaCl más la masa del cloro en el KCl.

(

) (

) (

)

(

) (

) (

)

(

) (

) (

)

Despejando mNaCl en la ecuación (1) y sustituyendo en la ecuación (2) se tiene que:

Por lo tanto el porcentaje en masa de cada compuesto en la mezcla es:

63.- Una aplicación útil del ácido oxálico consiste en eliminar la herrumbre (Fe2O3) de las argollas

de la bañera, de acuerdo con la reacción

Calcule el número de gramos de herrumbre que se puede remover con 500 mL de una disolución

de ácido oxálico 0.1 M.

Dada la estequiometria de la reacción, el número de gramos de herrumbre que se puede remover

con 500 mL de disolución a 0.1 M es:

(

) (

)

64.- Se disolvió en agua una mezcla de 0.9157 gr de CaBr2 y NaBr, se añadió AgNO3 a la

disolución para formar un precipitado de AgBr. Si la masa del precipitado es de 1.693 gr, ¿Cuál es

el porcentaje en masa de NaBr en la muestra original?

La masa total de la mezcla es igual a la suma de las masas del CaBr2 y el NaBr.

La masa de bromo en el AgBr es igual a la masa del bromo en el CaBr2 más la masa del bromo en el

NaBr.

(

)(

) (

)

(

) (

) (

)

(

) (

) (

)

Despejando mNaBr en la ecuación (1) y sustituyendo en la ecuación (2) se tiene que:

Por lo tanto el porcentaje en masa de NaBr en la mezcla es:

64.- Una muestra de 325 mL de una disolución contiene 25.3 gr de CaCl2. a) Calcule la

concentración molar de Cl- en la disolución. b) ¿Cuántos gramos de Cl- hay en 0.1 L de la

disolución?

a) (

) (

) (

)

b)

(

)

65.- El nitrato de amonio (NH4NO3) es uno de los fertilizantes nitrogenados más importantes. Se

puede determinar su pureza al valorar una disolución de NH4NO3 con una disolución patrón de

NaOH. En un experimento, una muestra de 0.2041 gr de NH4NO3 preparado industrialmente,

requirió 24.42 mL de disolución de NaOH 0.1023 M para neutralización, a) Escriba la ecuación

iónica neta para la reacción. b) ¿Cuál es el porcentaje de pureza de la muestra?

a)

b) Se requirieron 24.42 mL de disolución de NaOH a 0.1023 M para neutralizar todo el NH4NO3 en

la muestra, por lo tanto, dada la estequiometria de la reacción, la masa de NH4NO3 en la muestra

es:

(

)(

)

Finalmente el porcentaje en masa de NH4NO3 en la muestra es:

66.- El procedimiento recomendado para preparar una disolución muy diluida no es pesar una

masa muy pequeña o medir un volumen muy pequeño de una disolución concentrada. En vez de

ello, esto se realiza mediante una serie de disoluciones. Una muestra de 0.8214 gr de KMnO4 se

disolvió en agua y se llenó hasta la marca del volumen en un matraz volumétrico de 500 mL. Una

muestra de 2 mL de esta disolución se transfirió a un matraz volumétrico de 1000 mL y se diluyó

hasta la marca con agua. Después, 10 mL de la disolución diluida se transfirieron a un matraz de

250 mL y se diluyó hasta la marca con agua. a) Calcule la concentración (en molaridad) de la

disolución final. b) Calcule la masa de KMnO4 que se necesita para preparar directamente la

disolución final.

a) La concentración de la solución original es:

(

)(

)

La concentración de la disolución obtenida a partir de la primera dilución es:

La concentración de la disolución obtenida a partir de la segunda dilución es:

b) La masa de KMnO4 para preparar 250 mL de una disolución a 8.316x10-7 es:

(

)

Anexos

Tabla 4.2. Clasificación de algunos compuestos iónicos como solubles o insolubles.

Figura 4.15. Serie de actividad de los metales. Los metales están ordenados de acuerdo con su

capacidad para desplazar al hidrógeno de un ácido o del agua. El Litio (Li) es el metal más

reactivo y el Oro (Au) es el menos reactivo.

Serie de Actividad para Halógenos:

Reglas para asignar números de oxidación.

1. En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un numero de

oxidación de cero. Así, cada átomo en H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4 tiene el mismo número de

oxidación: cero.

2. Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de

oxidación es igual a la carga del ion. Entonces, el ion Li+ tiene un numero de oxidación de +1; el ion

Ba2+, +2; el ion Fe3+, +3; el ion I-, -1; el ion O2-, -2 y así sucesivamente. Todos los metales alcalinos

tiene un número de oxidación de +1, y todos los metales alcalinotérreos tienen un numero de

oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus

compuestos.

3. El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y

H2O), pero en el peróxido de hidrogeno (H2O2) y en el ion peróxido (O22-) es -1.

4. El número de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando está enlazado con metales en

compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es -1.

5. El flúor tiene un número de oxidación de -1 en todos sus compuestos. Los otros halógenos (Cl,

Br, y I) tienen números de oxidación negativos cuando se encuentran como iones halogenuro en

los compuestos. Cuando están combinados con oxígeno, por ejemplo en los oxiácidos y

oxianiones, tienen números de oxidación positivos.

6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser

cero. En un ion poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos debe ser

igual a la carga neta del ion. Por ejemplo, en el ion amonio, NH4+, el número de oxidación del N es

-3 y el del H es +1. Por tanto, la suma de los números de oxidación es -3+4(+1)=+1, que es igual a la

carga neta del ion.

7. Los números de oxidación no tiene que ser enteros. Por ejemplo, el número de oxidación del O

en el ion superóxido, O2- es -1/2.

Figura 4.10. Los números de oxidación de los elementos en sus compuestos. Los números de

oxidación más comunes están en color.

Lista de los elementos con sus símbolos y pesos atómicos.

Reacciones en disolución acuosa

Engineering

Transcript of Reacciones en disolución acuosa