Guia de Trabajos Practicos de Aula 2012 v2

Química General-Facultad de Ingeniería-Universidad Nacional de Cuyo

QUIMICA GENERAL

GUIA DE

TRABAJOS PRÁCTICOS DE AULA

2012


DOCENTES: Prof. Titular a cargo: Dra. Graciela Valente Jefes de Trabajos Prácticos: Dra. Ing. María Cecilia Medaura Ing. Marisa Iturralde Prof. Inés Grillo

Centro Universitario (M5502KFA), Ciudad, Mendoza. Casilla de Correos 405. República Argentina.

Tel. +54-261-4494002. Fax. +54-261-4380120. Sitio web: http://fing.uncu.edu.ar

1

CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES. CLASES TEÓRICAS.

CURSO LECTIVO 2012 - Segundo Semestre. CIVIL - PETRÓLEO

DIA HORARIO AULA ACTIVIDAD

Lunes

06/08

13:30 - 15:30 16 Pautas de cursado. Sistemas Materiales. Introducción

a la Estructura Atómica- Introducción a la

estequiometria.

Martes

07/08

14:00 - 17:00 16 Estructura Atómica. Tabla Periódica. Propiedades.

Lunes

13/08

15:30 - 17:30 16 Enlace Químico.

Lunes

20/08

FERIADO

Lunes

27/08

SEMANA DE EXAMEN

Lunes

03/09

15:30 - 17:30 16 Estados de agregación de la Materia: Estado Gaseoso.

Lunes

10/09

14:00 - 16:00 A

confirmar

PRIMERA EVALUACION

Lunes

17/09

ASUETO

Martes

18/09

14:00 - 17:00 16 Termodinámica - Termoquímica (Teórico - Práctico).

Lunes

24/09

15:30 - 17:30 16 Estados de agregación de la Materia: Estados Líquido y

Sólido.

Lunes

01/10

15:30 - 17:30 16 Soluciones. Soluciones Diluidas.

Lunes

08/10

FERIADO

Martes

09/10

14:00 - 16:00 A

confirmar

SEGUNDA EVALUACIÓN

Lunes

15/10

15:30 - 17:30 16 Cinética y Equilibrio Químico.

Lunes

22/10

15:30 - 17:30 16 Equilibrio Iónico. Ácido – Base.

Lunes

29/10

15:30 - 17:30 16 Equilibrio iónico. Kps (Teórico - Práctico).

Lunes

05/11

15:30 - 17:30 16 Electroquímica.

Lunes

12/11

14:00 - 16:00

A

confirmar

TERCERA EVALUACIÓN

Lunes

19/11

10:00 - 12:00 GLOBAL



2

CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES. CLASES PRACTICAS- AULA

CURSO LECTIVO 2012 - Segundo Semestre. CIVIL – PETRÓLEO

HORARIO AULA ACTIVIDAD

Lunes

06/08

15:30 - 17:30

Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA N°1: Fórmulas químicas.

Martes

07/08

14:00 - 17:00 16 Teoría (Ver cronograma de clases teóricas)

Lunes

13/08

13:30 - 15:30 Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA N°1: Fórmulas químicas.

Martes

14/08

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 2: Estructura Atómica. Tabla

Periódica.

Lunes

20/08

FERIADO

Martes

21/08

14:00 - 17:00

Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 3. Introducción a la

Estequiometría.

Lunes

27/08

SIN ACTIVIDAD POR MESAS DE EXAMEN

Martes

28/08

SIN ACTIVIDAD POR MESAS DE EXAMEN

Lunes

03/09

13:30 - 15:30 Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 4: Estequiometría en reacción.

Martes

04/09

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 5: Enlace Químico.

Lunes

10/09

15:30- 17:30

A

confirmar

PRIMERA EVALUACIÓN. Temario: Estructura

de la Materia. Sistema Periódico. Propiedades

Periódicas. Fórmulas Químicas. Estequiometría

en reacción.

Martes

11/09

14:00 -17:00 Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 6: Estado Gaseoso.

Lunes

17/09

ASUETO.

Martes

18/09

14:00 -17:00 16

Clase Teórico- Práctica Termodinámica-

Termoquímica.

GUIA DE AULA Nº 7: Termodinámica-

Termoquímica.

Lunes

24/09

13:30 - 15:30

Civil 15

Petróleo 16

REVISIÓN DE PRÁCTICOS DE AULA

Martes

25/09

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 8: Estados Líquido y Sólido.

Lunes

01/10

13:30 - 15:30

Civil 15

Petróleo 16

REVISIÓN DE PRÁCTICOS DE AULA

Martes

02/10

14:00 - 17:00

Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 9: Estequiometría en solución.

Agua.

Lunes

08/10

FERIADO



3

Martes

09/10

14:00- 16:00

A

confirmar

SEGUNDA EVALUACIÓN. Temario: Enlaces

Químicos. Estados de agregación de la

materia. Termodinámica – Termoquímica.

Estequiometría en solución.

Lunes

15/10

13:30 - 15:30

Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 10: Soluciones.

GUIA DE AULA Nº 11: Soluciones Diluidas.

Propiedades coligativas.

(Comisión 2 de Laboratorio)

Martes

16/10

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16


GUIA DE AULA Nº 11: Soluciones Diluidas.

Propiedades coligativas. (Todas las comisiones)

Lunes

22/10

13:30 - 15:30

Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 12: Cinética y Equilibrio

Químico.


Martes

23/10

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16


Químico. (Todas las comisiones).

Lunes

29/10

13:30 - 15:30

Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 13: Equilibrio iónico: Ácido-

base. Kps.


Martes

30/10

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16


base. Kps. (Todas las comisiones).

Lunes

05/11

13:30 - 15:30 Civil 15

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 14: Electroquímica


Martes

06/11

14:00 - 17:00 Civil A.O.

Petróleo 16

GUIA DE AULA Nº 14: Electroquímica

(Todas las comisiones).

Lunes

12/11

14:00- 16:00 A

confirmar

TERCERA EVALUACIÓN. Temario: Soluciones.

Soluciones diluidas. Propiedades Coligativas.

Cinética. Equilibrio Químico. Equilibrio Iónico.

Electroquímica.

Lunes

19/11

10:00-12:00

A

confirmar

Recuperaciones de Parciales.

Examen Global. Incluye todos los temas dados



4

CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES. CLASES PRÁCTICAS DE LABORATORIO

CURSO LECTIVO 2012 - Segundo Semestre CIVIL – PETRÓLEO

DIA GRUPO HORARIO ACTIVIDAD

Lunes

24/09

Civil 1A 11:00 - 13:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y

Seguridad. Reacciones Químicas.

Lunes

24/09

Petróleo 1A 13:30 -15:30 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Lunes

01/10

Civil 1B

11:00 - 13:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Lunes

01/10

Petróleo 1B 13:30 -15:30 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Lunes

15/10

Civil 1A 11:00 - 13:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Lunes

15/10

Petróleo 1A 13:30 -15:30 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Lunes

22/10

Civil 1B 11:00 - 13:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Lunes

22/10

Petróleo 1B 13:30 -15:30 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Lunes

29/10

Civil 1A 11:00 - 13:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Lunes

29/10

Petróleo 1A 13:30 -15:30 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Lunes

05/11

Civil 1B 11:00 - 13:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Lunes

05/11

Petróleo 1B 13:30 -15:30 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Martes

06/11

Civil

completo

14:00 -17:00

AULA 16

LABORATORIO Nº 4: Electroquímica

Martes

06/11

Petróleo

completo

14:00 -17:00

AULA 17




5

CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES. CLASES TEÓRICAS.

CURSO LECTIVO 2012 - Segundo Semestre. INDUSTRIAL


Lunes

06/08

08:00 - 10:30 A. O. Pautas de cursado. Sistemas materiales. Introducción a

la Estructura Atómica. Introducción a la estequiometria.

Martes

07/08

08:00 - 10:30 A. O Estructura Atómica. Tabla Periódica. Propiedades.

Lunes

13/08

08:00 - 10:30 A. O. Enlace Químico

Lunes

20/08

FERIADO

Lunes

27/08

SEMANA DE EXAMEN

Lunes

03/09

08:00 - 10:30 A. O. Estados de agregación de la Materia: Estado Gaseoso

Lunes

10/09

10:00 - 12:00 A

confirmar

PRIMERA EVALUACION

Lunes

17/09

ASUETO

Martes

18/09

11:00 - 14:00 A. O. Termodinámica - Termoquímica (Teórico-Práctico)

Lunes

24/09

08:00 - 10:30 A. O. Estados de agregación de la Materia: Estados Líquido y

Sólido.

Lunes

01/10

08:00 - 10:30 A. O. Soluciones. Soluciones Diluidas

Lunes

08/10

FERIADO

Martes

09/10

10:00 - 12:00 A

confirmar

SEGUNDA EVALUACIÓN

Lunes

15/10

08:00 - 10:30 A.O. Cinética y Equilibrio Químico

Lunes

22/10

08:00 - 10:30 A. O. Equilibrio Iónico. Ácido - Base

Lunes

29/10

08:00 - 10:30 A. O. Equilibrio iónico. Kps (Teórico-Práctico)

Lunes

05/11

08:00 - 10:30 A. O. Electroquímica

Lunes

12/11

10:00 - 12:00 A

confirmar

TERCERA EVALUACIÓN

Lunes

19/11

10:00 - 12:00 GLOBAL



6

CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES. CLASES PRÁCTICAS DE AULA

CURSO LECTIVO 2012 - Segundo Semestre. INDUSTRIAL


Lunes

06/08

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA N° 1: Fórmulas Químicas.

Martes

07/08

11:00 - 14:00 I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA N° 1: Fórmulas Químicas.

Lunes

13/08

11:00 - 14:00 I-1 15

I-2 16

I-3 17


Periódica.

Martes

14/08

11:00 - 14:00 I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17


Periódica.

Lunes

20/08

FERIADO.

Martes

21/08

11:00 - 14:00 I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 3: Introducción a la

Estequiometría.

Lunes

27/08

SIN ACTIVIDAD POR MESAS DE EXAMEN.

Martes

28/08

SIN ACTIVIDAD POR MESAS DE EXAMEN.

Lunes

03/09

11:00 - 14:00 I-1 15

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 4: Estequiometría en reacción.

Martes

04/09

11:00 - 14:00 I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 5: Enlace Químico.

Lunes

10/09

10:00- 12:00 A

confirmar

PRIMERA EVALUACIÓN Temario: Estructura

de la Materia. Sistema Periódico. Propiedades

Periódicas. Fórmulas Químicas. Estequiometría

en reacción.

Martes

11/09

11:00 - 14:00 I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 6: Estado Gaseoso.

Lunes

17/09

ASUETO.

Martes

18/09

11:00 - 14:00 A.O.

Clase Teórico-Práctica Termodinámica-

Termoquímica

GUIA DE AULA Nº 7: Termodinámica-

Termoquímica

Lunes

24/09

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 8: Estados Líquido y Sólido.

Martes

25/09

11:00 - 14:00

I-1 A.O.

I-2 16

REVISIÓN DE PRÁCTICOS DE AULA.



7

I-3 17

Lunes

01/10

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 9: Estequiometría en solución.

Agua.

Martes

02/10

11:00 - 14:00

I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17


Lunes

08/10

FERIADO

Martes

09/10

10:00- 12:00 A

confirmar

SEGUNDA EVALUACIÓN: Temario: Enlaces

Químicos. Estados de agregación de la materia.

Termodinámica – Termoquímica.

Estequiometría en solución.

Lunes

15/10

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17


GUIA DE AULA Nº 11: Soluciones diluidas.

Propiedades Coligativas.

Martes

16/10

11:00 - 14:00

I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17


Lunes

22/10

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17


Químico.

Martes

23/10

11:00 - 14:00

I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17


Lunes

29/10

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17


base. Kps.

Martes

30/10

11:00 - 14:00

I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17


Lunes

05/11

11:00 - 14:00

I-1 15

I-2 16

I-3 17

GUIA DE AULA Nº 14: Electroquímica.

Martes

06/11

11:00 - 14:00

I-1 A.O.

I-2 16

I-3 17


Lunes

12/11

10:00- 12:00 A

confirmar

TERCERA EVALUACIÓN. Temario: Soluciones.

Soluciones diluidas. Propiedades Coligativas.

Cinética. Equilibrio Químico. Equilibrio iónico.

Electroquímica.

Lunes

19/11

10:00- 12:00

A

confirmar

Recuperaciones de Parciales.

Examen Global. Incluye todos los temas dados.



8

CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES. CLASES PRÁCTICAS DE LABORATORIO

CURSO LECTIVO 2012 - Segundo Semestre INDUSTRIAL

DIA GRUPO HORARIO ACTIVIDAD

Martes

25/09

Industrial 1A 08:00 - 10:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Martes

25/09

Industrial 1B 10:00 -12:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Martes

25/09

Industrial 1C 12:00 -14:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Martes

02/10

Industrial 2A 08:00 - 10:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Martes

02/10

Industrial 2B 10:00 -12:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Martes

02/10

Industrial 2C 12:00 -14:00 LABORATORIO Nº 1: Técnicas fundamentales. Normas de Higiene y


Martes

16/10

Industrial 1A 08:00 - 10:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Martes

16/10

Industrial 1B 10:00 - 12:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Martes

16/10

Industrial 1C 12:00 - 14:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Martes

23/10

Industrial 2A 08:00 - 10:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Martes

23/10

Industrial 2B 10:00 - 12:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Martes

23/10

Industrial 2C 12:00 - 14:00 LABORATORIO Nº 2: Soluciones. Soluciones diluidas. Propiedades

Coligativas

Martes

30/10

Industrial 1A 08:00 - 10:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Martes

30/10

Industrial 1B 10:00 - 12:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Martes

30/10

Industrial 1C 12:00 - 14:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Martes

06/11

Industrial 2A 08:00 - 10:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Martes

06/11

Industrial 2B 10:00 - 12:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Martes

06/11

Industrial 2C 12:00 - 14:00 LABORATORIO Nº 3: Equilibrio Acido- base. Titulación.

Lunes

05/11

Industrial 1A

completo

11:00 -14:00

AULA 15


Lunes

05/11

Industrial 1B

completo

11:00 -14:00

AULA 16


Lunes

05/11

Industrial 1C

completo

11:00 -14:00

AULA 17



Página 1

Guía de trabajo Nº 1: FÓRMULAS QUIMICAS

EXPECTATIVAS DE LOGRO:

Dar nombres y escribir fórmulas de los distintos compuestos inorgánicos.


Página 2

Números de oxidación 1. Los números de oxidación del Pb son:

a. +1 y +2 b. +2 y +3 c. +2 y +4 d. +1 y +3

2. El número de oxidación del Ca es: a. +1 b. +2 c. +3 d. +4

3. El número de oxidación del oxígeno es, en todos los casos, -2 a. Verdadero b. Falso

4. Los números de oxidación del Fe son: a. +1 y +2 b. +1, +2 y +3 c. +2 y +3 d. +1 y +3

5. Los números de oxidación del cloro son: a. +1, +3, +5, +7 y -1 b. +2, +4, +6 y -2 c. +3, +5 y -3 d. +1, +2, +3, +4, +5 y -1

6. El número de oxidación del azufre en el ion sulfato (SO4)-2 es -6 a. Verdadero b. Falso

7. El número de oxidación del ion cloruro es -1 a. Verdadero b. Falso

8. El número de oxidación del nitrógeno en el NH3 es +3 a. Verdadero b. Falso

9. Los números de oxidación del Cu son: a. +1 y +2 b. +1 y +3 c. +2 y +3 d. +1, +2, y +3

10. El número de oxidación del Na es: a. +1 b. +2 c. +1 y +2 d. +2 y +3


Página 3

Óxidos básicos y ácidos 1. Escriba las fórmula mínima y nombre de las sustancias que forma el oxígeno con los siguientes

elementos:

Elemento Nº de ox.

K +1

Ca +2

Mg +2

Fe +2

Fe +3

Al +3

fórmula

K2O

nombre

Óxido de Potasio

Elemento y Nº de ox.

C +4

N +3

N +5

S +4

S +6

As +3

fórmula

CO2

nombre

Dióxido de carbono

Elemento y Nº de ox.

Cl +1

Cl +3

Cl +5

Cl +7

P +3

P +5

fórmula

Cl2O

nombre

Monóxido de dicloro


Página 4

ÁCIDOS: Hidrácidos y Oxoácidos

1. Indique fórmula mínima y nombre de los ácidos de los siguientes elementos:

Elemento Nº de ox.

Cl -1

Cl +1

Cl +3

Cl +5

Cl +7

I +5

I +7

fórmula

HCl

HClO

nombre

Ácido hipocloroso

2. Indique fórmula mínima y nombre de los ácidos de los siguientes elementos:

Elemento Nº de ox.

C +4

N +3

N +5

S +6

S -2

F -1

fórmula

H2CO3

nombre

Ácido

carbónico

3. Indique:

3.1. ¿Cuál es la fórmula química del ácido nítrico?

a. H2NO2 b. H2NO3 c. HNO2 d. HNO3

3.2. ¿Cuál es la fórmula química del ácido selenioso?

a. HSeO2 b. HSeO3 c. H2SeO3 d. H2SeO4

3.3. ¿Cuál es la fórmula del ácido ortosilícico?

a. H2SiO2 b. H2SiO3 c. H4SiO3 d. H4SiO4


Página 5

3.4. ¿La fórmula del ácido fosfórico es: H3PO4?

a. Verdadero b. Falso

3.5. La fórmula del ácido crómico es:

a. H2CrO3 b. HCrO3 c. H2CrO4 d. HCrO4

3.6. ¿La fórmula del ácido sulfúrico es: H2SO4? a. Verdadero b. Falso

3.7. ¿La fórmula del ácido brómico es: HBrO2? a. Verdadero b. Falso

3.8. La fórmula del ácido nitroso es: a. H2NO2 b. HNO2 c. H2NO3 d. Ninguna de las anteriores

3.9. ¿Cuál es la fórmula química del ácido perclórico? a. HClO3 b. H2ClO3 c. HClO4 d. H2ClO3

3.10. ¿Cuál es la fórmula del ácido carbónico?

a. H2CO2 b. HCO2 c. H2CO3 d. H2CO2


Página 6

Hidróxidos

1. Indique fórmula mínima y nombre de las bases de los siguientes elementos:

Elemento Nº de ox.

Na +1

Mg +2

Cu +2

Al +3

Fe +2

Fe +3

fórmula

NaHO

nombre

Hidróxido de Sodio

2. Indique:

2.1. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de aluminio?

a. Al(OH)3 b. Al(OH)2 c. Al(OH)4 d. AlOH

2.2. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de mercurio(II)?

a. Hg2OH b. Hg3OH c. Hg(OH)2 d. HgOH

2.3. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de helio(II)?

a. He2OH b. He(OH)2 c. HeOH d. Ninguna de las anteriores

2.4. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de antimonio(III)?

a. An3OH b. An(OH)3 c. An(OH)2 d. Sb(OH)3

2.5. ¿La fórmula del hidróxido de plata es: Ag(OH)?



Página 7

2.6. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de amonio?

a. NH4OH b. NH3OH c. NH4(OH)2 d. (NH4)2OH

2.7. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de potasio?

a. P2OH b. P(OH)3 c. KOH d. POH

2.8. ¿La fórmula del hidróxido de sodio es: Na(OH)2?


2.9. ¿La fórmula del hidróxido de estroncio es: Es(OH)2?


2.10. ¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de berilio?

a. Be(OH)3 b. Be2(OH) c. Be(OH)2 d. Be2(OH)3

Combinaciones binarias del hidrógeno

1. Indique la fórmula mínima y nombre de las sustancias que forma el hidrógeno con los siguientes elementos:

Elemento Nº de ox.

O -2

O2 -2

Cl -1

S -2

N -3

Na +1

fórmula

nombre


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2. La fórmula CH4 corresponde al metano

a. Verdadero

b. Falso

3. La fórmula del hidruro de hierro(II) es:

a. Fe2H

b. Fe2H3

c. FeH2

d. FeH3

4. La fórmula del hidruro de litio es:

a. Li2H b. Li3H c. LiH d. Ninguna de las anteriores

5. La fórmula del sulfuro de hidrógeno es:

a. H2S b. H2S2 c. HS2 d. HS

6. La fórmula del hidruro de Estaño(IV) es:

a. Es2H b. Sn2H c. SnH2 d. SnH4

7. La fórmula NaH2 corresponde al hidruro de sodio


8. La fórmula NH4 corresponde al amoníaco


9. La fórmula del hidruro de aluminio es:

a. Al2H b. Al3H c. Al3H2 d. AlH3


Página 9

10. La fórmula del hidruro de cobalto (II) es: a. Co2H2 b. Co2H c. CoH2 d. Co2H3

11. La fórmula del hidruro de magnesio es:

a. MaH2 b. MnH2 c. MgH2 d. Ninguna de las anteriores

Iones: Cationes y Aniones 1. Indique el nombre de los siguientes aniones:

Fórmula SO42- CO3

2- SO32- NO2

- NO3- S2-

Nombre

Fórmula CrO42- CrO2

- ClO4- ClO3

- ClO2- ClO-

Nombre

Fórmula MnO42- MnO4

- IO4- IO3

- I- PO43-

Nombre


Página 10

2. Indique la fórmula de los siguientes aniones:

Nombre Anión Nitrito

Anión Sulfito

Anión Hipoclorito

Anión Cromato

Anión Dicromato

Anión Sulfato

Fórmula

Nombre Anión Sulfuro

Anión Bromato

Anión Permanganato

Anión Yodato

Anión Carbonato

Anión Fosfato

Fórmula

Nombre Anión Clorato

Anión Cromito

Anión Dicromato

Anión o-fosfato

Anión Carbonato ácido

Anión Sulfato ácido

Fórmula

Nombre Anión Cloruro

Anión Sulfito

Anión Manganato

Anión Sulfato

Anión Sulfito ácido

Anión Dicromato ácido

Fórmula

3. Indique:

3.1. La fórmula del ión nitrato es: NO3-2


3.2. ¿Cuál es la fórmula química del ión amonio? a. NH3

+ b. NH4

+ c. NH2

+ d. NH3

+2 3.3 La fórmula del catión ferroso es: Fe2+


3.4 La fórmula del catión cúprico es: Cu1+ a. Verdadero b. Falso

3.5 La fórmula del catión aluminio es: Al2+ a. Verdadero b. Falso


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SALES

1. Complete las siguientes grillas, indicando en la celda fórmula mínima y nombre de la sustancia:

Anión > Catión

Sulfato Sulfito Nitrato Nitrito Sulfuro Clorato

Sodio

Na2SO4 Sulfato de sodio

Ferroso

2. Complete las siguientes grillas de doble entrada, indicando en la celda fórmula mínima y

nombre de la sustancia:

Anión > Catión

Sulfato Sulfito Nitrato Nitrito Sulfuro Clorato

Férrico

Cuproso

Cúprico

3. ¿Cuál es la fórmula química del sulfato de cromo (III)?

a. Cr(SO3)3 b. CrSO4 c. Cr2(SO3)3 d. Cr2(SO4)3

4. ¿Cuál es la fórmula del hipoclorito de plata?

a. Ag2ClO b. Ag2ClO2 c. AgClO3 d. AgClO

5. ¿La fórmula del cromato de platino (IV) es: Pt(CrO3)4?



Página 12

6. La fórmula del sulfuro de plata es:

a. Pt2S b. Ag2S c. PtS d. AgS

7. ¿Cuál es la fórmula química del clorato de litio?

a. Li2ClO3 b. LiClO c. LiClO2 d. LiClO3

8. ¿La fórmula del nitrito de calcio es: Ca2NO3?


9. La fórmula del carbonato de zinc es:

a. Zn2CO2 b. Zn2CO3 c. Zn(CO3)2 d. ZnCO3

10. ¿Cuál es la fórmula química del fosfato de estroncio?

a. Sr3(PO4)3 b. Sr2(PO3)3 c. Sr3(PO3)2 d. Sr3(PO4)2

11. ¿La fórmula del perclorato de amonio es: NH4ClO4?


12. ¿Cuál es la fórmula del permanganato de potasio?

a. KMnO4 b. KMnO2 c. KMnO3 d. K2MnO3


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Aniones

F Fluoruro F-

Cloruro Cl-

Hipoclorito ClO-

Cl Clorito ClO2-

Clorato ClO3-

Perclorato ClO4-

Bromuro Br-

Br Hipodromito BrO-

Bromato BrO3-

Yoduro I-

I Hipoyodito IO-

Yodato IO3-

Peryodaqto IO4-

Sulfuro S2-

Polisulfuro Sx2-

Sulfito SO32-

S Sulfato SO42-

Tiosulfito S2O32-

Hiposulfito S2O42-

Pirosulfato S2O72-

Persulfato S2O82-

Amida NH2-

N Nitrito NO2-


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Nitrato NO3-

Aniones

Hipofosfito PO23-

Metafosfito PO2-

P Fosfito PO33-

Metafosfato PO3-

Pirofosfato P2O74-

Fosfato PO43-

C Carbonato CO32-

Metaarsenito AsO2-

Piroarsenito As2O54-

As Ortoarsenito AsO33-

Metaarseniato AsO3-

Piroarseniato As2O74-

Arseniato AsO43-

Metaantimonito SbO2-

Metaantimoniato SbO3-

Sb Piroantimoniato Sb2O74-

Antimoniato (orto) SbO43-

Bi Bismutato BiO3-

Si Metasilicato SiO32-

Ortosilicato SiO44-

B Metaborato BO2-

Ortoborato BO33-


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Aniones

Al Aluminato Al O2-

Tetrahidróxialuminato Al(HO)4-

V Vanadato (meta) VO3-

Zn cincato ZnO2-

Cromito CrO2-

Cr Cromato CrO42-

Dicromato Cr2O72-

Mo Molibdato MoO42-

W Wolframato WO42-

Manganito MnO2-

Mn Manganato MnO42-

Permanganato MnO4-

Cianuro CN-

CN Sulfocianuro SCN-

Fe Ferricianuro Fe(CN)63-

Ferrocianuro Fe(CN)64-


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Guía de trabajo Nº 2: ESTRUCTURA ATOMICA. TABLA PERIÓDICA.

1-Un láser empleado para “soldar” retinas desprendidas produce radiación con una frecuencia de 4,69 x 10 14 s-1. Calcule la longitud de onda de esa radiación. Exprese el resultado en metro y en nanómetro. Rta: 6.40 x10-7 m ó 640 nm 2-Calcule el incremento más pequeño de energía, es decir el cuanto de energía que un objeto puede absorber de luz amarilla, cuya longitud de onda es de 589 nm. Rta: 3,37 x 10-19 J 3- Si comparamos dos electrones diferentes cuyos conjuntos de números cuánticos sean:

a. 3, 1, 0, ½ y 2, 0, 0, -1/2 podremos decir que el primero tiene mayor energía que el segundo. Justifique.

b. 3, 2, 2, ½ y 4, 0, 0, ½ podremos decir que el primero tiene mayor energía que el segundo. Justifique.

c. Conocidos los 4 números cuánticos de dos electrones no podremos decir nada acerca de sus energías respectivas si no nos indican nada más.

d. 3, 1, 0, ½ y 3, 0, 0, ½ podremos decir que el primero tiene mayor energía que el segundo sólo si se trata de átomos de hidrógeno.

e. Conociendo sólo el número cuántico principal de dos electrones podremos decir quién tiene mayor energía. Justifique. Dé un ejemplo.

4-En las siguientes transiciones indique si se gana (G) o pierde (P) energía:

a. En un electrón: desde n=3 hasta n=6. b. En la ionización de un átomo a partir del estado fundamental para la formación de un

catión.

EXPECTATIVAS DE LOGROS

Reconocer los diferentes avances acerca de la estructura atómica

Realizar un análisis de las limitaciones de cada modelo propuesto Explicar la estructura del átomo en términos del modelo atómico de probabilidades.

Explicar con claridad los términos clave (orbital-órbita; cambios físicos-cambios químicos; número atómico-masa atómica) y diferencias entre ellos

Resolver problemas relacionados con los conceptos fundamentales de la química y que se enuncian en los términos clave.

Ubicar un elemento en la Tabla Periódica a partir de su Z y predecir sus propiedad físicas y químicas

Comparar las características y propiedades de los elementos a partir de conocer su ubicación en la Tabla periódica


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5- Completar el siguiente cuadro:

Símbolo Número atómico

Número de masa

Cantidad de protones

Cantidad de neutrones

Cantidad de electrones

Isótopo

35 Cl 17

64 Cu 29

6- En la naturaleza hay tres isótopos de magnesio. A continuación se indican sus abundancias y sus masas, determinadas por espectrometría de masas. Emplear esta información para calcular la masa atómica del magnesio.

Isótopo % Abundancia Masa (uma) 24Mg 78,70 23,98505 25Mg 10,13 24,98584 26Mg 11,17 25,98259 7-Complete los siguientes datos:

Nivel de energía (n) Número máximo de electrones para (n)

Número y nombre de subniveles

Número de orbitales por nivel (n)

1

2

3

4

5

8-Indique el número máximo de electrones que pueden ocupar cada una de las siguientes subcapas: a) 3d; b) 4s; c)2p; d)5f. 9-Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:

a. 1s2, 2s1 b. 1s2 c. 2s1 d. 1s2, 3s2 e. 1s2, 2s2,2p8, 3s1 f. 1s2, 2s2,2p6, 2d2


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Indicar cuáles son aceptables como configuraciones electrónicas en el estado fundamental de algún elemento; cuáles lo son como configuraciones electrónicas excitadas; y cuáles son inaceptables. Justificar las respuestas. 10-Realice la distribución electrónica por niveles y subniveles de energía de los elementos de número atómico 1,3,10,15 y 20. Indique a qué elementos corresponden. 11-Realice la distribución electrónica de las siguientes especies químicas:

a. Fe0(Hierro): b. Fe+2(catión ferroso): c. Fe+3(catión férrico): d. Ba0(Bario): e. Ba+2(catión bario): f. S0(Azufre): g. S-2(Anión sulfuro): h. K0(Potasio): i. Cu+1(Catión cuproso): j. Cu+2(Catión cúprico):

12- Escribir un conjunto aceptable de cuatro números cuánticos que describan al último electrón de un átomo de cloro y de un átomo de azufre en su estado de anión sulfuro. 13- A continuación se da un esquema de la tabla periódica, indique en ella:

a. Grupos del 1-18 b. Períodos del 1-7 c. Subnivel en el que se agrega el electrón diferencial.


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14- Defina los siguientes conceptos, e indica como aumentan en general los mismos en el esquema adjunto de la tabla periódica, a lo largo de un grupo y de un período.

a. Energía de ionización. b. Afinidad electrónica. c. Carácter metálico. d. Zef. e. Radio atómico

15-Todas las especies isoelectrónicas que has visto tienen la misma configuración electrónica de gas noble. ¿pueden dos iones ser isoelectrónicos sin tener las configuraciones electrónicas de gas noble? Explique.

16- Propiedades Periódicas y Configuración Electrónica:

a. En la tabla periódica, el elemento hidrógeno en ocasiones se agrupa con los metales alcalinos y otras veces con los elementos halógenos. Explique por qué el hidrógeno se puede parecer a los elementos del grupo 1A y a los del grupo 7A.

b. Basándose en la naturaleza eléctrica de los átomos, explique por qué la tabla periódica tiene exactamente 7 períodos.

c. ¿Por qué se dice que los elementos se combinan para parecerse al gas noble más cercano? d. ¿Cuál es la razón por la cual los gases inertes no se combinan con otros elementos en

condiciones naturales? Explique. e. ¿Cómo se relaciona la configuración electrónica de los iones derivados de los elementos

representativos con su estabilidad? 17-Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que representen átomos con

propiedades químicas semejantes: a. 1s22s22p5 b. 1s22s1 c. 1s22s22p6 d. 1s22s22p63s23p5 e. 1s22s22p63s23p64s1 f. 1s22s22p63s23p64s23d104p6


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18- Defina especies isoelectrónicas. ¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí?

a. C b. Cl− c. Mn2+ d. Ca2+ e. Ar f. Zn g. Fe3+ h. Ge2+

19.Variaciones Periódicas de las Propiedades Físicas a. Defina radio atómico. ¿Tiene un significado preciso el tamaño de un único átomo?

¿Cómo varía el radio atómico en relación al orden de los elementos en la tabla periódica? ¿Por qué?

b. Defina radio iónico. ¿Cómo cambia el tamaño cuando un átomo se convierte en un anión? ¿Y en un catión? Explique por qué, para iones isoelectrónicos, los aniones son mayores que los cationes.

c. Defina energía de ionización. ¿Por qué la segunda energía de ionización es siempre mayor que la primera para cualquier elemento?

d. ¿Los elementos pertenecientes a qué grupo tienen la mayor energía de ionización? ¿Y la menor? ¿Por qué?

e. Defina afinidad electrónica. Note que esta puede ser una cantidad positiva o negativa, mientras que la energía de ionización siempre es positiva. Encuentre y explique la razón de esta diferencia.


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EJERCICIOS DE AUTOEVALUACIÓN:

1. ¿Cómo está compuesta una onda electromagnética? a. Haga una representación gráfica mostrando los campos eléctrico y magnético. b. Describa los términos amplitud, longitud de onda y frecuencia. c. ¿Qué ecuación permite relacionar estas variables con la constante universal C

(velocidad de la luz)? d. ¿Qué entiende por espectro electromagnético? ¿En qué rango se encuentra

ubicada la región visible del espectro? e. Por qué se dice que la luz tiene comportamiento dual? f. Explique la diferencia entre absorción y emisión de luz en el átomo de hidrógeno. g. ¿Cuándo se dice que dos electrones son isoenergéticos? h. ¿Qué significa decir que la energía está cuantizada?

2. Calcule la longitud de onda característica de un electrón que tiene una velocidad de 5.97 x 10 6 m/s. (la masa del electrón es de 9,11 x10-28 g) Rta: 1,22 x 10-10 m

3. Un laser de diodos con longitud de onda de 785nm se enciende durante 1 minuto. Durante

ese tiempo, el láser emite una señal con una energía de 31 J. ¿Cuántos fotones se emitieron? Rta: 1,2 x 1020 fotones

4. MODELO ATÓMICO DE BOHR: a. ¿Qué entiende por órbitas o niveles de energía estacionarios? b. ¿Cómo se puede promover a los electrones de un nivel de energía a otro? c. ¿Qué sucede cuando un electrón pasa de:

a. ni=2 a nf=3? b. ni=3 a nf=2? c. ni=1 a nf=3?

5. MODELO ATÓMICO ACTUAL: a. ¿Qué es una función de onda y qué representa? ¿Qué función permite obtener la

probabilidad de encontrar un electrón? b. Indique cuántos números cuánticos existen según el modelo atómico actual y qué

representa cada uno c. ¿Qué entiende por orbital atómico? d. ¿Qué diferencias fundamentales existen entre el modelo atómico de Bohr y el

modelo atómico actual?

6. ¿Cuál es el número máximo de electrones que puede contener un nivel energético con: a. n =1?, b. n =2?, c. n =3?, d. n =4?, e. ¿Qué fórmula utilizó para determinarlo?


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7. Considere el orbital 3d: a. ¿Qué valor posee el número cuántico principal? b. ¿Qué valor posee el número cuántico secundario o azimutal? c. ¿Qué valores puede tomar el número cuántico magnético? d. ¿Cuántos electrones puede tener como máximo?

8. Responda las siguientes preguntas:

a. ¿Cuál es la ecuación que permite obtener la cantidad de subniveles que puede tener un dado nivel energético?

b. ¿Qué fórmula permite obtener la cantidad de números cuánticos magnéticos posibles (ml) a partir de un dado número cuántico azimutal?

c. Complete la siguiente tabla con los números cuánticos faltantes:

9. ORBITAL ATÓMICO: a. Enuncie el principio de incertidumbre de Heisenberg y dé una explicación. b. Explique que entiende por “probabilidad de encontrar a un electrón”. c. Describa la regla de las diagonales y escriba el orden ascendente de energía en el

cual aparecen los orbitales atómicos. d. Enuncie el principio de exclusión de Pauli. e. Enuncie la regla de Hund de máxima multiplicidad. f. Describa el principio de Aufbau de llenado de electrones

10. Dadas las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros:

A: 1s22s22p3 B: 1s22s22p5 C: 1s22s22p6 C: 1s22s22p63s1 D: 1s22s22p63s2

a. Ordénelas de forma que aumente gradualmente el primer potencial de ionización b. Indicar el elemento con menor afinidad electrónica c. Indicar el elemento de menor electronegatividad d. Indicar los elementos que presentan carácter metálico, y ordenarlos de menor a

mayor.

Número cuántico principal (n)

Número cuántico azimutal (l)

Número cuántico magnético (ml)

Nombre del Orbital

1 0 0 1s

2 0 2 -1

2 1

3 0

3 3px 3 -1

3 2

3 3dxy 3

3 +2


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11. Considere la familia de los elementos alcalinos

a. ¿Cuál es la configuración electrónica más externa común para estos elementos? b. Teniendo en cuenta como varían periódicamente sus propiedades, justifique cual

de los elementos, cesio o sodio, debe presentar menor tamaño atómico. c. ¿A cuál de estos elementos será más fácil arrancarle su electrón más externo?

Justifique sus respuestas. 12. Indique, marcando con una cruz en el casillero correspondiente, los conceptos

desarrollados en los siguientes ítems: a.

V

b. F

a) Cuando un electrón se separa de un átomo, se desprende energía.

b) Los elementos están colocados en el sistema periódico en orden creciente de sus números atómicos.

c) Para proteger a los metales alcalinos de la oxidación del oxígeno del aire se les guarda bajo agua.

d) El radio atómico aumenta al ascender en un grupo de la tabla periódica.

e) Los metales del grupo 2 forman iones 2+

V F


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número de masa

Constituidos fundamentalmente por

Constitución interna

de los átomos

periferia

neutrones electrones

ubicados en la determinan

protones

número atómico

ubicados en

núcleo

determinan

Z

se representa

se representa

A Asigna la identidad

del elemento


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Guía de trabajo Nº 3: INTRODUCCIÓN A LA ESTEQUIOMETRÍA

Estequiometría: estudia las relaciones cuantitativas de cantidad de materia, masa y volumen de composición de las sustancia simples o compuestas, así como las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en las reacciones químicas.

Mol: El mol (mol) es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0,012 kilogramos de carbono 12. Cuando se emplee el mol, deben especificarse las unidades elementales, que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos especificados de tales partículas. Unidad de masa atómica: "uma" es 1/12 la masa de un átomo de carbono isótopo 12 (12

6C). Masa atómica relativa: "peso atómico" es la masa relativa de los átomos, media ponderada de las masas de los isótopos constituyentes de los elementos, con referencia a la unidad de masa atómica. Número de Avogadro “NA”: 6,022 x 1023 partículas/mol, es el número de partículas (entidades) presentes en un mol. Masa molar: “Mm”: (g/mol), es la masa en gramos de un mol. Volumen molar “Vm”: (22,4 L/mol), es el volumen que ocupa un mol “de moléculas” de cualquier sustancia al estado gaseoso en CNPT (condiciones normales de presión y temperatura). Fórmula porcentual (%g/g): Representa el %, en peso, de cada uno de los elementos que integran una sustancia. Fórmula mínima - fórmula empírica: Representa la menor relación en números naturales, de átomos o moles de átomos de los elementos que integran una sustancia. Fórmula molecular: Nos indica la cantidad total de átomos de los distintos elementos que integran la molécula de una sustancia.

MOL

n

Masa m (g)

Cantidad de partículas

Volumen v (L)

Número de Avogadro:

NA

masa molar mM (g/mol)

Volumen

molar

VM (l/mol)

6.02 1023 p/mol

22,4 L/mol CNPT


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EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Determine la masa molar de :

SUSTANCIA FORMULA MASA MOLAR

Agua

Carbonato de potasio Oxígeno

Ozono

Hidróxido de amonio

Oxido de magnesio

Sulfato cúprico pentahidratado

2. Determine la cantidad de sustancia “moles” presentes en 150 g de :

SUSTANCIA FORMULA CANTIDAD DE SUSTANCIA

Acido nítrico

Fluor

Sulfuro de plata

Hidrógeno

Hidróxido de potasio 3. Indique la cantidad de sustancia “moles” presentes en :

a- 300g de cromato de potasio

d- 180 g de cloro

b- 0,370 g de litio

e- 548 g de sulfato de bario

c- 240 g de óxido de calcio

f- 424,52 g de ácido sulfúrico

4. Envolver en un círculo las respuestas correctas : 63,54 g de cobre representa:

un mol de átomos de cobre V F

un átomo de cobre V F

6,02 * 10 23 átomos de cobre V F

NA de átomos de cobre V F

El peso de un átomo de cobre V F

5. Calcule el porcentaje de cobre “% g/g”, en cada uno de los siguientes minerales :

a) cuprita a.- CuO

b) pirita cuprífera b.- CuFeS2

c) malaquita c.- CuCO3


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6. ¿Cuál es el contenido porcentual de nitrógeno en :

SUSTANCIA FORMULA MASA MOLAR % g/g N

Sulfato de amonio

Hidróxido de amonio

Amoniaco

7- Un isótopo de plata tiene una masa 6,68374 veces la del oxígeno 16 ¿Cuál es la masa, en u, de este isótopo? Rta: 106,906 u 8- La masa de un átomo de carbono – 12 se toma exactamente como 12 u. ¿Es probable que haya algún otro átomo con un número de masa entero exacto, expresado en u? Explíquelo. Rta: Poco probable, explique.

9- Las joya de plata son en realidad una mezcla de plata y cobre. Si un brazalete con una masa de 17,6 g contiene 14,1 g de plata ¿Qué porcentaje tiene la plata? ¿y el cobre?

Rta: 80,1 % de Ag y 19,9 % de Cu

10- El metal monel es una aleación de Cobre–Níquel y algunos otros elementos traza, resistente a la corrosión, utilizada en la industria electrónica. Una determinada aleación con una densidad de 8,80 g/cm3 que contiene 0,022 por ciento en masa de Si, se utiliza para fabricar una plancha de rectangular de 15,0 cm de longitud, 12,5 cm de ancho y 3,00 mm de espesor, con un agujero de 2,50 cm de diámetro en el centro. ¿Cuántos átomos de 30Silicio se encuentran en esta plancha?. La masa del átomo de 30Silicio es 29,97376 u y el porcentaje de abundancia natural del 30Silicio es 3,10 por ciento. Rta: 7,0 x1019 átomos de 30Si. 11- Una muestra de 37.5 g de un metal desconocido colocada en una probeta graduada que contenía agua hizo que el nivel del agua subiera 13,9 mL. De los metales que se enumeran a continuación ¿Cuál es el más probable que sea el de la muestra? Rta : Al. a- Mg, d = 1,74 g/cm3 b- Fe d= 7,87 g/cm3 c- Ag d= 10,5 g/cm3 d- Al d= 2,70 g/cm3 e- Cu d= 8,96 g/cm3 f- Pb d= 11,3 g/cm3 12- El Cobre tiene dos isótopos estables, 63 Cu y 65 Cu, con masa de 62.939598 y 64.927793, respectivamente. Calcule las abundancias de esos isótopos del cobre. Rta: 63 Cu : 69,500% y 65 Cu: 30,500 % 13- En el Argón que se encuentra en la naturaleza, el 99,600 por ciento de los átomos son de

4018 Ar con una masa de 39,9624 u, el 0,337 por ciento, 18

36 Ar con una masa de 35,96755 u y el 0,063 por ciento, 18

38 Ar con una masa de 37,96272u. Calcule la masa atómica promedio ponderada del Argón que se encuentra en la naturaleza Rta: 39,948 u


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14- Si se coloca un trozo de sodio en una cubeta con agua, se produce una explosión violenta por la reacción entre el sodio y el agua. Si el trozo contiene 50.4 g de sodio, ¿Cuántos moles de sodio se tienen? Rta: 2,2 mol de Na 15- En un experimento se necesitan 0.125 mol de sodio metálico. El sodio puede cortarse fácilmente con un cuchillo así que si se corta un bloque de sodio ¿Qué volumen deberá tener el bloque en centímetros cúbicos?. Si se corta un cubo perfecto ¿Qué longitud tendrá una arista del cubo? (la densidad del cubo es de 0.968 g/cm3 ) Rta: 2,97 cm3 ; 1,44 cm. 16- Una determinada aleación de plomo – cadmio tiene 8,0 por ciento en masa de cadmio. ¿Qué masa de esta aleación en gramos, debe pesarse para obtener una muestra que contenga 6,50 x 10 23 átomos de Cd. Rta: 1,5 x103 g de aleación. 17- Un trozo de alambre de cobre mide 25 pies de largo y tiene un diámetro de 2.0 mm. El cobre tiene una densidad de 8.92 g / cm3. ¿Cuántos moles de cobre y cuantos átomos de cobre hay en el trozo de alambre? Rta: 3,4 mol de Cu; 2,0 x1024 atomos de Cu 18- En el compuesto NaXO4, X representa un halógeno. Si 15 gramos de este compuesto representan 0,122 moles, X es: a)F c) Br Rta.: X es Cl b) Cl d) I 19-La composición isotópica del oxigeno es:

A MASA ISOTOPICA(u/ núcleo)

%

16 16,00000 99,76

17 17.0045 0,04

18 18,0037 0,20 En base a estos datos determine:

a- masa molar del oxígeno. Rta.: 16,0044092g/mol b- masa molar del ozono, formado exclusivamente por el isótopo más abundante:

Rta.: 48g/mol 20- ¿Cuál par tiene el mayor número de partículas? Explique porqué. a- 1mol de Cl o un mol de Cl2 b- 1 molécula de O2 o 1 mol de O2. c- 1 átomo de nitrógeno o una molécula de nitrógeno. d- 6.02 x 10 23 moléculas de flúor o un mol de moléculas de flúor. e- 20.2 g de neón o 1 mol de Ne. f- 1g de calcio o 6,02 x 1023 átomos de calcio.


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21- ¿Qué tiene mayor masa? Explique por qué 1 mol de hierro o 1 mol de aluminio. 6.02 x 10 23 átomo de plomo o 1 mol de plomo. 1 átomo de k o un 1 g de potasio 22- Responder: a- ¿Qué masa de oxígeno contiene el mismo número de átomos que 14 gramos de nitrógeno? b- ¿Qué masa es mayor, 1 mol de átomos de hidrógeno o 0,5 moles de átomos de oxígeno? c-¿Cuántas moléculas hay en 500 mg de vitamina C ( C6 H6 O6 ). Justifique d-¿Cuál de las siguientes propuestas es correcta? En 10 g de ácido sulfúrico hay: (Marca con una cruz la opción correcta.) Justifique.

a) 6,02 x1023 átomos de hidrógeno b) 0,102 moles de oxígeno c) 0,102 átomos de S d) 0,102 x (6,02 x1023 ) moléculas de ácido sulfúrico. e) Ninguna de las respuestas es correcta.

23- Las sales de Epson son hidratos de sulfato de magnesio. La fórmula de estas sales es MgSO4. 7H2O. Si se calienta una muestra de 7,834g hasta obtener una masa constante, ésto indica que todo el agua se ha evaporado a-¿Cuál es la masa de sulfato de magnesio anhidro? Rta.:3,82g b-¿Cuál es el porcentaje de agua en el hidrato? Rta.:51,16% 24-Determine las fórmulas empírica y molecular de la sustancia epinefrina (adrenalina), una hormona secretada al torrente sanguíneo en momentos de peligro o de tensión, en cuyo análisis por masa se obtuvieron los siguientes resultados: 59.0% de C, 7.1% de H, 26.2% de O, y 7.7% de N; Masa molar aproximadamente 180 g/mol. Rta.: Fla. mínima: H13C9O3N1; Fla. Molecular=Fla. Mínima 25-Determine las fórmulas empírica y molecular de cada una de las siguientes sustancias: a) Etilénglicol, sustancia empleada como componente primario de la mayor parte de las soluciones anticongelantes: 38,7% en masa de C, 9,7% en masa de H y 51,6% en masa de O; masa molar: 62,1g/mol. Rta.: Fla. Empírica: CH3O; Fla. Molecular: C2H6O2 b) Cafeína, un estimulante presente en el café: 49,5% en masa de C, 5,15% en masa de H, 28,9% en masa de N y 16.5% en masa de O; masa molar de 195g/mol. Rta.: Fla.Empírica:C4H5N2O; Fla. Molecular: C8H10N4O2

26-El análisis cuantitativo de una muestra da como resultado 52,9% Aluminio y 47,1% Oxígeno. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? Rta.: Al2O3


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AUTOEVALUACION 1- Una con flechas según corresponda: VOLUMENES EN C.N.P.T. Cantidad de sustancia “mol” Fórmula mínima

20,16 l de oxígeno

0,0015 NH3

22,4 l de amoníaco

1 H2 (g)

11,2 l de un gas diatómico

0,9 X2

33,6 ml de hidrógeno

0,5 O2

2- Si tienes un anillo de oro que contiene 1,94 g de oro ¿Cuántos átomos de oro hay en el anillo? Rta: 5,93 x1023 átomos de Au 3- ¿Qué masa promedio en gramo tiene un átomo de cobre? ¿ y de titanio? Rta: 9,783 x10-23 g y 7,951x10-23 g. 4- Calcule el número de gramos que hay en : a- 2,5 mol de boro. b- 0.0015 mol de oxígeno molecular. c- 1.25 x 10 –3 mol de hierro d- 653 mol de helio 5- Calcule el número de moles representados por cada una de las siguientes cantidades. Rta a- 16,0 g de sodio 0,696 mol de sodio b- 0,0034 g de platino 1,7x 10-5 mol de Pt. c- 1,54 g de P 4,97x10-2 mol de P d- 0,876 g de Ar 1,17x10-2 mol de As e- 0,983 g de Xenón. 7,49x10-3 mol de Xe. 6-¿Cuál es la composición en porcentaje del fosfato de calcio?

% g/g Fósforo % g/g de oxígeno % g/g de calcio

7- La soldadura que solían usar los plomeros para unir tuberías de cobre consiste en 67 % de plomo y el 33 % en estaño. ¿Qué masa de plomo (en gramos) hay en un bloque de 1.00lb de soldadura? ¿Qué masa de estaño contiene? Rta: 303,9 g de Pb ; 149,7 de Sn


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8- El ácido desoxirribonucleico, ADN, es la sustancia química reguladora de los procesos hereditarios, su densidad se puede considerar de 1,1g/cm3 y su masa molar de 6,0x108 g/mol. Calcular el número de moléculas que puede contener un recipiente de 1 cm3 de capacidad. Rta: C12 H22 O11 9- Deduzca la fórmula mínima de una sustancia formada por 9,6 x 10 23 átomos de carbono, 2,888 · 10 24 átomos de hidrógeno y 4,816 x 10 23 átomos de oxígeno.- 10-La nicotina, constituyente tóxico del tabaco, tiene una masa molar de 162,2 g / mol y la siguiente composición en porcentaje : 74,07 % de carbono, 17,28 % de nitrógeno y 8,65 % de hidrógeno. Determine su fórmula mínima y molecular.-

fórmula mínima :

Fórmula molecular :


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Guía de trabajo Nº 4 ESTEQUIOMETRÍA EN REACCION

EXPECTATIVAS DE LOGRO: IMPORTANTE: Antes de proceder a la resolución de este Trabajo Práctico, deberás estudiar el tema Reacciones Químicas. Para ello, puedes utilizar el material de apoyo provisto por la Cátedra en la página web. Después de estudiar esta unidad debes ser capaz de:

Manejar los factores de conversión.

Usar factores estequiométricos para calcular el número de moles o de gramos de un reactivo o producto a partir del número de moles o gramos de otro reactivo o producto usando la ecuación química balanceada.

Manejar cifras significativas.

Escribir reacciones químicas ajustadas correctamente (tanto en formulación como en coeficientes estequiométricos), y utilizar su información para realizar distintos cálculos estequiométricos.

Determinar cual de dos reactivos es el limitante

Explicar las diferencias entre rendimiento real, rendimiento teórico y rendimiento porcentual y calcular rendimientos teóricos y porcentuales

Interpretar correctamente los conceptos de riqueza de una sustancia y rendimiento de una reacción química.

Usar principios de estequiometría en el análisis químico de una mezcla o determinar la fórmula

empírica de un compuesto desconocido utilizando el análisis por combustión.


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Un aspecto de la química es la capacidad para resolver “problemas en palabras”, es decir, problemas que se plantean verbalmente pero que tienen una repuesta numérica. La clave para el éxito en la resolución de problemas es la práctica. Para ello, es conveniente seguir los siguientes pasos: Paso 1. Analizar el problema:

Leer el problema con cuidado para entenderlo. ¿Qué es lo que dice?

Dibujar una imagen o diagrama si esto ayuda a visualizar el problema.

Anotar los datos que se dan.

Identificar la cantidad que se necesita obtener (la incógnita) y anotarla.

Paso 2. Desarrollar un plan para resolver el problema:

Considerar los posibles caminos entre la información dada y la incógnita. ¿Qué

principios o ecuaciones relacionan los datos conocidos con la incógnita?

Tener presente que algunos datos pueden no estar dados explícitamente en el

enunciado del problema; también podría darse por conocidas ciertas cantidades

(como la constante de Avogadro) o que se buscara en tablas (como las masas

atómicas). Considerar que el plan puede comprender un solo paso o una serie de

pasos con respuestas intermedias.

Paso 3. Resolver el problema utilizando la información conocida y las ecuaciones o relaciones apropiadas, despejando la incógnita.

Hay que tener cuidado con cifras significativas, signos y unidades.

Paso 4. Comprobar la solución.

Leer el problema otra vez para tener la seguridad de haber obtenido todas las

soluciones que se piden en el problema.

Verificar si la respuesta es lógica. Es decir, ¿la respuesta es exageradamente

grande o pequeña, o es del orden esperado?


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EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS: 1. Indique la afirmación que le parece CORRECTA:

a. La estequiometría es la parte de la Química que hace referencia a las proporciones en las que intervienen las diferentes sustancias de una reacción. b. Las reacciones químicas transcurren siempre mol a mol. c. En una reacción siempre se obtiene el mismo número de productos diferentes que de

reactivos. d. Las reacciones químicas con rendimiento negativo se denominan inversas.

2. De las siguientes afirmaciones señale la correcta:

a. El reactivo limitante de una reacción es siempre el que está en fase sólida. b. La molaridad y la molalidad no coinciden. c. 100 g de un reactivo A siempre reaccionan con 100 g de un reactivo B, para formar 200 g de

un reactivo C. d. El rendimiento de una reacción química está relacionado con los beneficios económicos

obtenidos de los productos de la reacción

3. Para escribir la ecuación que representa una reacción química es necesario:

a. Conocer los reactivos que intervienen y de los productos de la reacción.

b. Conocer la fórmula de cada reactivo y los de los productos de la reacción.

c. Observar la ley de conservación de los átomos.

d. Conocer los indicados en todos los puntos anteriores.

4. Los cálculos basados en una ecuación química se fundamentan en:

a. Las leyes gravimétricas de la química.

b. Las leyes volumétricas de la química.

c. Ninguna de las expuestas en los puntos a) y b).

d. En todas las leyes expuestas en los puntos a) y b).

5. El prospecto de un medicamento indica, en una versión A, que cada comprimido contiene 256,30 mg de sulfato ferroso sesquihidratado, equivalente a 80 mg de hierro. En otra versión B de ese mismo medicamento, se indica que el contenido de dicha sal, por comprimido, es de 270 mg, también equivalente a 80 mg de hierro. Razónese cuál de los dos prospectos indica la equivalencia correcta. Rta. A 6. El propano, C3H8, se puede utilizar como combustible en el hogar, el auto o la parrilla porque se puede licuar y transportar fácilmente. Si se queman 454 g de propano, qué masa de oxígeno (en gramos) se requiere para completar la combustión, y qué masas de agua y dióxido de carbono se forman? Rta. 1651,20g de O2, 1362,24g de CO2, y 743,04g de H2O

La reacción es:

C3H8(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4 H2O(g)


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7. Suponga que tiene un polvo blanco del cual conoce que es una mezcla de óxido de magnesio (MgO) y carbonato de magnesio (MgCO3), y se le pide encontrar qué porcentaje de la mezcla es MgCO3. Muchos carbonatos de metales se descomponen al calor para dar óxidos del metal y dióxido de carbono. Para el carbonato de magnesio la reacción es:

MgCO3(s) → MgO(s) + CO2(g)

Si el polvo se calienta fuertemente el carbonato de magnesio en la muestra se descompone a MgO y se desprende CO2 gaseoso. El sólido que queda después del calentamiento consiste sólo de MgO, y su masa es la suma de las masas de MgO que había originalmente en la mezcla más el MgO que queda de la descomposición del MgCO3. La diferencia en masa del sólido antes y después de calentar da la masa de CO2 desprendido y, por estequiometría, la masa de MgCO3 en la mezcla. Asuma que tiene 1,599 g de una mezcla de MgO y MgCO3 y que al calentar se desprende CO2 y quedan 1.294 g de MgO. Cuál era el porcentaje en peso de MgCO3 en la mezcla original?Rta.36,42% 8. En un experimento de laboratorio se hace reaccionar carbonato de sodio con ácido clorhídrico, generándose como productos cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua. Calcule el volumen de dióxido de carbono que se produce a C.N.P.T. a partir de las siguientes situaciones: a. 20,0 g de carbonato de sodio puro Rta.4,23L b. 20,0 g de carbonato de sodio al 65 % de pureza Rta.2,75L c. 20,0 g de ácido clorhídrico puro Rta.6,27L d. 20,0 g de ácido clorhídrico al 36.5 % de pureza (como se comercializa habitualmente) Rta.2,28L

9. En el proceso de formación de agua a partir de sus elementos:

a. Calcule la masa de agua, en gramos que se forman a partir de 20 g de hidrógeno y 60 g de oxígeno. Rta.67,32g b. ¿Qué reactivo se encuentra en exceso y en qué cantidad? Rta.6,26 moles de H2 c. Si el agua formada se encuentra a 120ºC y 1 atm de presión, calcule el vol. que ocupa. Rta.120,84L

10. Un líquido orgánico puede ser alcohol metílico (CH3OH) o alcohol etílico (C2H5OH) o una mezcla de ambos. Una muestra de 0.22 g del líquido arde en un exceso de oxígeno, obteniéndose 0.352 g de CO2. Diga si el líquido es un alcohol puro o una mezcla de ambos. Rta.es una mezcla de los dos 11. Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcule:

a. El volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 27ºC y 740 mm de mercurio de presión. Rta. 3,86L

b. La masa de sulfato de cinc formada si la reacción tiene un rendimiento del 80%. Rta. 19,48g 12. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua.

a. Calcule el volumen de ácido clorhídrico, de densidad 1,095 g/mL y del 20% en peso, que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbonato de magnesio. Rta. 120,63mL

b. Si en el proceso anterior se obtienen 7,4 litros de dióxido de carbono, medidos a 1atm y 27 ºC, ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? Rta. 83,56%


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13. Se mezclan 10 mL de H2SO4 al 98% en masa y densidad 1,84 g/mL con 60 g de cinc. Sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 45%, calcula los litros de hidrógeno, medidos a 20 °C y 705 mmHg, producidos en la reacción. Rta.2,14L 14. La soda cáustica, NaOH, se prepara comercialmente mediante la reacción de carbonato de sodio con cal apagada, Ca(OH)2. Determine la masa de soda cáustica que se puede obtener al hacer reaccionar 50.0 kg de carbonato de sodio de 95.8% de pureza con exceso de cal apagada. Rta. 36,15kg NaOH 15. Suponga que se hace aspirina en el laboratorio mediante la siguiente reacción:

C7H6O3(s) + C4H6O3(l) → C9H8O4(s) + CH3CO2H(l)

y que comienza con 14.4 g de ácido salicílico y un exceso de anhídrido acético. Si obtiene 6.26 g de aspirina, cuál fue el porcentaje de rendimiento de este producto? Rta.33,33% AUTOEVALUACIÓN 1. El metano(CH4) es el principal componente del gas natural, ¿Cuántos moles de oxígeno se

necesitan para quemar 16,5 moles de metano? Rta. 16,5moles

2. 500 g de ácido fosfórico reaccionan con suficiente cantidad de hidróxido cúprico. Determine:

a. Número de moles de fosfato cúprico que se obtienen. Rta.2,55mol

b. Número de moléculas de agua formada. Rta.9,21 x 1024 moléculas

3. Una muestra de 400 g de ácido clorhídrico pureza 87 % g/g reacciona con suficiente cantidad de hidróxido de magnesio, determine la masa cloruro de magnesio y de agua que se forma. Rta. 448,11g MgCl2 y 171,62g H2O 4. En un recipiente de 5 L se tiene 85 g de aluminio y oxígeno a la presión de 25 atm y 30 °C, se hace saltar una chispa eléctrica para producir la reacción. Determine después de producida la reacción :

a. Masa de óxido de aluminio formado. Rta. 160,65g

b. Masa de reactivo en exceso. Rta. 85,44g de O2

c. Presión en el recipiente después de producida la reacción. Rta. 13,26 atm 5. El carbonato de bario se descompone por calentamiento en dióxido de carbono y óxido de bario.

Determine la masa de óxido de bario, el volumen en CNPT y número de moléculas de dióxido de carbono por la descomposición de 350 g de una muestra de carbonato de bario 82 % de pureza. Rta. 32,58L CO2 y 8,76 x 1023 moléc.

6. Se calienta una muestra de 90,00 g de carbonato de calcio, obteniéndose un peso de 88,52.

Determine la pureza de la muestra, teniendo en cuenta que el carbonato de calcio no se descompuso y que todas las impurezas eran volátiles. Rta. 98,35%


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7. Se calcina una muestra de 90 g de carbonato de calcio, obteniéndose un peso de 49,75g. Determine la pureza de la muestra, teniendo en cuenta que la temperatura de calcinación logró la descomposi-ción del carbonato de calcio, en óxido de calcio y dióxido de carbono (g), y que las impurezas eran volátiles. Rta. 98,71% 8. Se calcina una muestra de 90 g de carbonato de calcio, obteniéndose un peso de 53,15g. Determinar la pureza de la muestra, teniendo en cuenta que la temperatura de calcinación logró la descomposición del carbonato de calcio, en óxido de calcio y dióxido de carbono (g), y que las impurezas NO se volatilizaron. Rta. 93,06% 9. Se mezclan 80 gramos de ácido clorhídrico con 225 g de hidróxido de calcio determine:

a. Reactivo limitante. Rta. HCl b. Reactivo en exceso. Rta. Ca(OH)2 c. Masa de reactivo en exceso. Rta. 142,82g d. Masa de cloruro de calcio obtenida. Rta.122,1g

10. El ácido sulfúrico reacciona con el cinc para dar sulfato de cinc e hidrógeno. ¿Qué pureza tendrá una muestra de 90 g de cinc que liberó 30 L en CNPT de hidrógeno. Rta. 97,29%


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Guía de trabajo N° 5: ENLACE QUÍMICO

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS:

1- Representar la formación del enlace iónico con símbolos de Lewis e indicar la Distribución electrónica para las siguientes sustancias. a. Cloruro de sodio b. Sulfuro de magnesio

c. Fluoruro de calcio d. Óxido de aluminio 2- Representar los enlaces covalentes, con símbolos de Lewis para las siguientes especies: a. Cloro d. Cloruro de hidrógeno b. Dióxido de carbono e. Anión carbonato c. Ácido sulfúrico f. Catión amonio

3- Indicar las principales propiedades de los compuestos iónicos y covalentes.

4- Dadas las siguientes distribuciones electrónicas para átomos neutros:

A: 1s2 2s2 p6 3s1

B: 1s2 2s2 2p5

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

D: 1s1

a. Prediga el tipo de enlace que se establecerá entre los pares de elementos A - B y

C - D. Justifique. Represente la unión según Lewis.

b. ¿Cuál será la fórmula del compuesto que formen entre ambos?

c. ¿En qué tipo de disolvente será soluble?

d. ¿En qué condiciones conducirá la corriente eléctrica?

EXPECTATIVAS DE LOGRO

Definir y escribir una configuración electrónica estable.

Interpretar la formación de los enlaces iónico – covalente - metálico.

Interpretar la naturaleza del enlace en términos de electrones.

Escribir las estructuras de Lewis.

Diferenciar enlace y sustancias polares y no polares.

Predecir la fórmula de los compuestos iónicos.


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5- Alguna o algunas de las siguientes moléculas, NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen la regla del octeto, pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla. Indique razonadamente: a. Cuáles son las premisas básicas que establece la mencionada regla.

b. Escriba las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas.

c. Señale qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuáles no.

6- Explique el hecho de que aunque el N y P pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica, existe una molécula de PCl5 mientras que no existe la de NCl5.

7- Clasificar los siguientes compuestos en iónicos, covalentes polares y covalentes no polares. Indicar el desplazamiento de la carga.

a. Bromuro de hidrógeno d. Agua

b. Nitrógeno e. Sulfuro de magnesio

c. Metano f. Trióxido de azufre

8- Dadas las sustancias NH3 , H2O, SO2, BeCl2, CH4 y H2O

a. Represente sus estructuras de Lewis.

b. Prediga la geometría de las moléculas anteriores según la distribución electrónica y forma molecular mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV).

c. Indique la hibridación del átomo central en cada caso.

d. ¿Alguna de las moléculas es polar? Justificar la respuesta.

9- Decida y justifique la opción correcta: Dos elementos A y B cuyos números atómicos son 7 y 17 respectivamente se unen formando un compuesto de fórmula:

a. AB2 b. A2B c. AB3 d. A3B

10- Se ha medido las distancias entre N y O del ión NO3 - y se ha observado que son

iguales. ¿Qué estructura de Lewis describe adecuadamente este ión?

11- a. La molécula de eteno (C2H4) es plana con ángulos de enlace de 120°. Por su parte la molécula de acetileno o etino (C2H2) es lineal. Indique:

b. Tipo de hibridación que presenta el átomo de carbono en cada caso.

c. Número de enlaces y existentes entre los átomos de carbono en cada caso.

d. Indica en cuál de las dos moléculas la distancia entre átomos de carbono debe ser menor.


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12. Complete el siguiente cuadro

Compuesto Átomo central Hibridación Geometría electrónica y

molecular

Molécula polar

Si/No

Trifluoruro de nitrógeno

Trióxido de azufre

Dióxido de carbono

13. De acuerdo con las fuerzas de interacción, proponga el ítem correcto:

a. El etano (CH3CH3) presenta interacción del tipo dipolo-dipolo.

b. Si se comparan dos compuestos de masas molares similares, uno polar y otro no polar, el primero presentará el punto de ebullición más alto.

c. Las fuerzas de London son un tipo de interacción dipolo-dipolo muy fuerte.

d. Al igual que el H2O, el H2S presenta interacción del tipo puente de hidrógeno.

e. El cloro molecular presenta mayor polarizabilidad que el bromo molecular.

14. Explique si son o no ciertas las siguientes afirmaciones. Justifique las respuestas: a. Los orbitales híbridos son moleculares b. El número total de orbitales híbridos es igual al número total de orbitales atómicos

utilizados para su formación. c. Cuando dos átomos se unen mediante un enlace sigma y otro pi se dice que existe

enlace doble d. Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica en estado sólido, pero sí

la conducen fundidos o disueltos en agua. e. Los sólidos metálicos no son solubles en agua, tienen gran dureza y alto punto de

fusión.

15. ¿Cómo influye el enlace puente hidrógeno en las propiedades del agua? Grafique.

AUTOEVALUACION

1. Represente con símbolos de Lewis los siguientes enlaces: a. cloruro de cesio (iónico) b. bromo (covalente) c. cloruro de bario (iónico) d. amoniaco. (covalente) 2. Ordene de acuerdo a su polaridad decreciente los siguientes enlaces: a. Cl-H b. P-Cl c. Br-Cl d. Cl-Br e. H-O


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3. El carbonato de calcio (calcita) es duro y quebradizo. Se descompone antes de fundirse, a una temperatura aproximada a los 900 ºC. ¿Qué tipo de sólido es probable encontrar en la calcita?

4. Las moléculas de metano (CH4), tetracloruro de carbono (CCl4), amoniaco y agua, el átomo central presenta hibridación (sp3) por lo tanto la geometría electrónica es tetraédrica mientras que la geometría molecular es: CH4 tetraédrica; CCl4 tetraédrica; NH3 piramidal; H2O angular.

Justifique la diferencia.

5. Se ha rescatado la siguiente información referida a longitud de enlace y energía de enlace para los enlaces carbono–carbono, simple, doble y triple, en forma desordenada: 1.34 Angstrom; 0,839 kj/kmol 0,154 nanómetro; 348 kj/mol; 1.20 19-8 cm; 614.000 j/mol. Asigne los valores correspondientes a cada enlace.

Enlace Simple C-C Doble C=C Triple C=C Longitud de enlace Energía de enlace 6. A partir de la información disponible en el cuadro, indique, marcando con una cruz, el orbital

híbrido del átomo central: Sustancia Característica de

la molécula Átomo central

sp sp2 sp3

a) Cloruro de berilio Molécula no polar Be

b) Trióxido de azufre Molécula no polar S

c) Monóxido de dicloro Molécula polar Cl

d) Agua Molécula polar O e) Metano Molécula no polar C

7. De las siguientes moléculas NO; C2H6, CO2, N2; Cl4C y SO2 indique justificando la respuesta: a. En qué molécula todos los enlaces son sencillos. b. En qué molécula existe un enlace triple. c. En qué molécula existe un número impar de electrones. d. 8. De acuerdo con las propiedades de las siguientes sustancias indique, marcando con una cruz

en la celda correspondiente, el tipo de enlace que es de esperar en la sustancia.

Sustancia Propiedades Enlace covalente

Enlace covalente polar

Enlace iónico

Enlace metálico

A Líquido no conductor de la corriente eléctrica, punto de ebullición 115 ºC

B Sólido, soluble en agua no conductor de la electricidad tanto cuando está fundido o disuelto en agua.

C Sólido, brillo metálico, conductor de la electricidad, alto punto de fusión, reacciona con los ácidos.

D Sólido, blanco, soluble en agua, conductor de la electricidad cuando está fundido o disuelto en agua. Alto punto de fusión.


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Guía de trabajo Nº6: ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA: ESTADO GASEOSO

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Identifique una sustancia sólida, una líquida y una gaseosa a temperatura ambiente que le

resulte familiar y de las cuales pueda indicar:

Sustancia Fórmula química

Punto de Fusión

Punto de Ebullición

2. Desarrolle los conceptos que permiten justificar la existencia de sustancias al estado sólido,

líquido y gaseoso, indicando en cada caso las fuerzas que predominan. 3. Defina o explique los siguientes términos o símbolos utilizando sus propias palabras: atm,

condiciones normales, R, presión parcial. 4. Describa brevemente cada una de las siguientes ideas, fenómenos o métodos: cero absoluto

de temperatura, recogida de un gas sobre agua, efusión de un gas. 5. ¿Cuál es la altura de una columna de agua que ejerce la misma presión que una columna de

mercurio con una altura de 76,0cm? Densidad del Hg:13,6g ml-1 Rta.1033,6cm 6. Realice y analice los gráficos de fracción de moléculas-energía cinética :

a. Para una sustancia a la temperatura t1 y la misma sustancia a la temperatura t2, donde t2 > t1. b. Para un gas, líquido y sólido a una misma temperatura.


Diferenciar y comprender las propiedades de líquidos, sólidos, y diferenciarlos de los gases.

Relacionar presión, volumen, temperatura y cantidad de gas. Establecer las leyes combinadas de los gases y sus limitaciones.

Calcular cambios en la temperatura, presión y volumen según las leyes correspondientes.

Determinar pesos moleculares, densidades y fórmulas a partir de propiedades.

Describir comportamiento de mezcla de gases y predecir sus propiedades.

Realizar cálculos con gases implicados en reacciones químicas.

Describir, interpretar y comprender cambios de fases.


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7. Sobre un mol de gas de comportamiento ideal a la temperatura de 273 K y presión de 0,5 atm se realizan los siguientes cambios de presión y temperatura. Indique el volumen en cada caso: a. Se aumenta la presión hasta 10 atm en forma isotérmica. Rta. 2,24L b. Se aumenta la temperatura hasta 1.273 K en forma isobárica. Rta.10,45L c. Se disminuye la presión a 0,5 atm en forma isotérmica. Rta.209L d. Se disminuye la temperatura a 273 K en forma isobárica. Rta. 44,82L Realice un gráfico P-V y otro V-T que pongan de manifiesto los cambios relativos a lo largo del ciclo.

8. Determine el volumen que ocupan 50 g de hidrógeno y 350 g de oxígeno a la temperatura de 20 ºC y 2 atm de presión: a. Cuando se comportan como gases ideales. Rta.116,7L b. Cuando se comportan como un gas real, aplicando las constantes de van der Waals para gases reales. Escribir la expresión.

9. La reserva de oxígeno de un hospital se realiza en un tanque de 5.000 litros a temperatura

ambiente “máxima probable 40 ºC”. Determine el peso de oxígeno en (kg) que puede almacenar como máximo el hospital, teniendo en cuenta que el fabricante del tanque garantiza su uso hasta una presión de 25 atm. Rta. 155,85Kg

10. La comercialización de gases se realiza generalmente en tubos de acero, con el gas comprimido a 200 atm. Estos tubos contienen 12 m3 de gas medidos en CNPT. Para disminuir al máximo la probabilidad de accidente, la norma de seguridad establece que a los tubos se los debe someter a una prueba hidráulica de por lo menos el doble de la presión de trabajo

a. Determine el volumen “real” de los tubos de gas. Rta.0,06 m3 b. La temperatura máxima que puede garantizar un tubo de esas características cargado con nitrógeno a 200 atm y 20 ºC. Rta.586 K c. La masa de gas metano CH4 que puede contener un tubo de gas de automóviles de esas características. Rta. 8576,79 g

11. En un recipiente de 250 litros a 30 °C se colocan 25 g de nitrógeno, 10g de helio y 4,6 g de oxígeno. De acuerdo a ello se puede decir que: (Justifique la respuesta

Verdadero falso

La presión parcial del nitrógeno es de 67.22 mmHg La presión parcial del oxígeno es igual a la suma de las presiones parciales del nitrógeno y del helio.

La presión parcial del nitrógeno es mayor que la presión parcial del helio.

La presión total es de 3,54 atm

Rta.PN2:67,745mmHg; PHe:188,83 mmHg; PO2: 10,854mmHg; PT: 0,351atm 12. En un experimento de efusión se permite la expansión de gas argón a través de un estrecho orificio abierto en un matraz en el que se ha hecho vacío de 120 mL de volumen durante 32 segundos. En ese momento la presión en el matraz es de 12,5 mmHg. Este experimento se repite con un gas X de masa molar desconocida a la misma T y P. Se averigua que la presión en el matraz es de 12,5 mmHg después de 48 segundos. Calcule la masa molar de X. Rta. 89,7 g/mol


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13. Se conectan dos tanques con una llave de paso y cada tanque se llena con gas, ambos se mantienen a la misma temperatura, se abre la llave de paso y se deja que se mezclen los gases. Tanque A: 5,00 L de oxígeno a 24,0 atm. Tanque B: 3,00L de nitrógeno a 32 atm

a. Después de que los gases se mezclan ¿Cuál es la presión parcial de cada uno y cuál es la presión total? Rtas. PA=15atm PB=12atm PT=27atm b. ¿Cuál es la fracción molar de cada gas en la mezcla? Rta. XA=0,55 XB=0,44

14. Se recibió hidrógeno sobre agua a 21 ºC en un día en que la presión atmosférica es de 748 torr. El volumen de la muestra de gas que se colectó fue de 300mL.

a. ¿Cuántos moles de hidrógeno estaban presentes? Rta.0,012 mol b. ¿Cuántos moles de vapor de agua habían en la mezcla gaseosa húmeda? Rta.2,475x10-4mol c. ¿Cuál es la fracción molar del hidrógeno en la mezcla gaseosa húmeda? Rta.0,979 d. ¿Cuál sería la masa de la muestra de gas si estuviera seca? Rta. 0,024g

15. Imagine que vive en una cabina con un volumen interior de 175 m3. En una mañana fría la temperatura del aire interior es de 10ºC, pero por la tarde el sol calentó el aire de la cabina a 18ºC. La cabina no está sellada, por lo tanto, la presión interna es igual a la externa. Suponga que la presión se mantiene constante durante el día. ¿Cuántos m3 de aire debieron salir de la cabina a causa del calentamiento solar? ¿Cuántos litros? Rta. Debieron salir 4,95m3 o 4950L 16. Determine la densidad del dióxido de carbono y dióxido de azufre en las siguientes condiciones:

a. 20 º C y 1 atm. Rta.0,00266g ml-1 b. 20 º C y 5 atm. Rta. 0,0133 g ml-1

AUTOEVALUACION

1. La constante R de los gases puede determinarse por sustitución de los valores de P, V, T para un mol de un gas ideal, en la ecuación general del estado gaseoso. De esta forma R = 0,082 L.atm/mol.K. En determinadas ocasiones es conveniente disponer de R en otras unidades como: cal/mol.K o J/mol.K. Determine el valor de R para estas unidades. UNIDADES DE ENERGIA: caloría ; joules ; L atm. Equivalencia: 1 caloría = 4,184 joules = 4,129 10-2 L atm 2. Un tanque de 50 L con nitrógeno a la presión de 25 atm y temperatura de 25 ºC se interconecta con otro tanque de 80 L que contiene oxígeno a la presión de 30 atm, a la misma temperatura. Determine la presión parcial de cada gas y la presión total después de producida la mezcla de los gases, en atm y kPa 3. La forma de purificar el aire en los vehículos espaciales y los submarinos es por burbujeo del aire en hidróxido de litio, para retener el dióxido de carbono como carbonato de litio.

CO2 + 2LiHO Li2CO3

Determine:


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a. La masa de hidróxido de litio necesario para purificar una cápsula espacial de 2 m3 contaminada con el 2 % v/v de dióxido de carbono, a la presión de 1 atm y temperatura de 23 ºC. b. La disminución de presión que ocurrirá en la cápsula espacial después de retenido el dióxido carbono.

4. El nitrito de amonio se descompone por calentamiento en nitrógeno y agua, pudiendo recoger el nitrógeno desprendido en un tubo eudiométrico. ¿Qué volumen de nitrógeno seco se recogerá por la descomposición de 3 g de nitrito de amonio a 25 ºC y 780 mmHg de presión atmosférica? Presión de vapor de agua a 25 ºC 14 mmHg. 5. Los envases para aspersión en aerosoles tienen una presión de prueba muy baja, 3 atm. Si un aerosol es cargado con gas a presión de 2,2 atm a 20 º C ¿A qué temperatura superará la presión de prueba? 6. La Humedad relativa es la relación entre la presión de vapor del agua en el aire y la presión de

vapor de agua en aire saturado con vapor de agua a la misma temperatura Humedad relativa= presión parcial real del agua__________________ Presión parcial del vapor del agua si hay saturación Por lo común esta cantidad se multiplica por 100 para obtener la humedad relativa porcentual. Suponga que la humedad relativa porcentual es del 80% a 33 ºC en una casa con volumen de 245

m3. En ese momento se enciende el aire acondicionado. Debido a que el vapor de agua se condensa en los serpentines fríos del acondicionador de aire, el vapor de agua también se separa del aire conforme se enfría. Después que la temperatura llegó a 25ºC, se midió la humedad relativa y fue del 15%.

a. ¿Qué masa de agua se separó del aire de la casa? b. ¿Qué volumen ocupa este agua líquida a 25ºC?


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Guía de trabajo Nº 7: TERMODINAMICA – TERMOQUIMICA

RELACIONES ÚTILES. E = variación de energía interna

H = variación de entalpía

n = variación del número de moles (productos - reactivos)

E = E (productos) - E (reactivos) = q + w Q positivo : el sistema absorbe calor del entorno Q negativo : el sistema libera calor al entorno w positivo: el sistema recibe trabajo del entorno w negativo: el sistema realiza trabajo sobre el entorno E = Q - P V

H = U + P V = U + n(g) R T Al estado gaseoso. En los estados sólido y líquido: H = U

E = Qv (calor a volumen constante)

H = Qp (calor a presión constante)

H (reacción) = H (productos) - H (reactivos) 1 kcal. = 4,184 kJ

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1-Dada la entalpía de combustión, entalpía de formación, entalpía de reacción y entalpía de descomposición ¿Qué es similar en todas estas situaciones y que es diferente? 2- Considere la siguiente gráfica. a. ¿Qué sustancia tiene mayor calor especifico? b. ¿Cuánto calor tendría que transferirse a 10g de la sustancia B para elevar su temperatura de

35 °C a 38°C?


Introducir el concepto de Función de Estado.

Comprender la Primera Ley de la Termodinámica, su importancia y sus aplicaciones.

Aplicar los conceptos estudiados para analizar los cambios energéticos producidos en determinados sistemas por la aplicación de diferentes procesos termodinámicos.

Interpretar la importancia de los principios de la termodinámica como criterios de

espontaneidad química.


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E4 Sustancia A

Sustancia B

E3 Sustancia C

E2 Sustancia D

E1

0 1 2 3 Cambio de temperatura (°C) Rta: a) A b) E3 x 10g 3-La figura siguiente muestra dos vasos idénticos con distintos volúmenes de agua a la misma temperatura 80ºC

vaso1 vaso2 a. El contenido de energía térmica del vaso 1 es mayor, menor o igual que el del vaso 2? Explique

su razonamiento. b. Si se transfiriere la misma cantidad de energía térmica a cada vaso la temperatura del vaso 1

sería mayor, menor o igual a la del vaso 2? Explique su razonamiento. Rta: a) Mayor b) Menor

4-Un calentador eléctrico de 100 W (1 W = 1 J s-1) opera durante 10 minutos para calentar el gas en un cilindro. Al mismo tiempo, el gas se expande de 2,00 L a 10,0 L contra una presión atmosférica constante de 0,975 atm. Calcule el cambio de energía interna del gas.

1 l-atm = 101,32 J Rta: 59,209 KJ

5-a. Calcule el calor que debe proporcionarse a una olla de cobre de 500,0 g que contiene 450,0 g de agua para elevar su temperatura de 25 °C hasta punto de ebullición

b. Determine además el calor que se usa para elevar la temperatura del agua.

cp Cu = 24,44 J/ mol K cpH2O =75,29 J/ mol K Rta: a) 155,5905 KJ b)14,116875 KJ

E n e r g í a

Calentamiento contra cambio de temperatura para 1g de sustancia

sustanciaENERGIA/GR


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6- Indique lo común y lo diferente en estos dos símbolos. H °f H° 7. Un alpinista cuyo peso es de 60 kg, tomó 324 g de azúcar cuyo contenido energético es de 9,38 kcal. Suponiendo que sólo un 15 % del mismo es transformable en energía mecánica ¿qué altura podrá escalar nuestro alpinista a expensas de dicha energía? Rta: a) 10,012 m 8. Complete el siguiente cuadro de entalpías molares de formación, indicando si el proceso de formación es exotérmico o endotérmico :

SUSTANCIA

Hº 298 K kJ / mol

Hº 298 K kcal / mol

EXOT. ENDOT.

Hidrógeno (g)

Oxígeno (g)

Agua (g)

Agua (l)

Cloro (g)

Cloro (Cl g)

Cloro (Cl- g)

Carbono (grafito)

Carbono (diamante)

9. Determine los valores de entalpía de formación para las siguientes masas o volúmenes de sustancias :

SUSTANCIA MASA O VOLUMEN Hº 298 K kJ

Hº 298 K kcal

Agua (g) 400 g -5373,33 -1284,26

Carbonato de calcio (s) 2 tonelada. 2,413.107 5,77.106

clorato de potasio (s) 300 kg -9,5804.105 -228.977,25

Agua (l) 700 L -1,111.107 -2,65.106

Metano (g) (en CNPT) 2.000 m3 -6,68.10-6 -1,59. 10-6

10. Considere la síntesis de propano, un gas utilizado como combustible para campamentos:

3 C(s) + 4 H2(g) C3H8(g)

Es difícil medir el cambio de entalpía de esta reacción. Sin embargo, las entalpías de reacción estándar de la combustión son fáciles de medir. Se dispone de los siguientes datos:

a) C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l) H° = -2220 KJ

b) C(s) + O2(g) CO2(g) H° -394 KJ

c) H2(s) + ½ O2(g) H2O(l) H° = -286 KJ

Rta: -106 KJ


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11. Mediante el uso de las entalpías de formación estándar, (ver tabla) calcule la entalpía de reacción estándar para cada una de las siguientes reacciones:

a) 3 NO2(g) + H2O(l) 2 HNO3(aq) + NO(g)

b) H2S(g) + Ca(OH)2(aq) CaS(s) + 2 H2O(g)

Rta: a) H= -163,75 KJ b) H= -30,6 KJ 12. Un estudiante tenía cinco vasos, cada uno de los cuales contenía 100 mL de NaOH (ac) 0,500 mol / L y todos a temperatura ambiente de 20 °C El estudiante planeaba añadir una cantidad cuidadosamente pesada de ácido ascorbico C6 H8 O2 sólido a cada vaso, agitar hasta disolverlo y medir el aumento de temperatura. Después del cuarto experimento el estudiante fue interrumpido y tuvo que irse. La tabla de datos quedó así:

Experimento

Masa de ácido ascórbico (g)

Temperatura final (°C)

1 2,20 21.7

2 4,40 23.3

3 8,81 26.7

4 13,22 26.6

5 17,62

a. Prediga la temperatura que el estudiante habría observado en el experimento 5. Explique su

predicción. b. Para cada experimento indique cuál es el reactivo limitante. Rta: a)aprox. 26,6 ºC b) 1y 2 Acido ascórbico 3,4y5 NaOH 13. La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8 H18). Sabiendo que los calores de formación de : agua gas = -242 KJ mol-1; dióxido de carbono = -394 KJ mol-1; y el de octano líquido = -250 KJ mol-1.

a) Escriba la reacción de combustión de la gasolina

b) Calcule la energía liberada en la combustión de 5 litros de gasolina sabiendo que su densidad es de 800 Kg m-3.

c) ¿Qué volumen de gas carbónico medido a 30ºC y presión atmosférica se generará en tal combustión?

Rta: b) 178.245,614 KJ b) 6974,37 L CO2 14. El aire de un inflador de bicicleta se comprime empujando el asa. Si el diámetro interno de la bomba es 3 cm y el inflador se deprime 20 cm con una presión de 2 atm, determine:

a) El trabajo realizado durante la compresión.

b) El signo del trabajo con respecto al aire del inflador.

Rta: a)28,655 J b) positivo

15. Determine Hc 298 K, a partir de los datos experimentales obtenidos en una bomba calorimétrica. Capacidad calorífica del calorímetro 3.647 cal / ºC Calor específico del agua 1 cal / g = 4.184 J / g


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SUSTANCIA MASA t ( i ) ºC t ( f ) ºC Hc kJ / mol

Etanol(l) 2,5 g 23,275 28,127 -1364,77

Benceno(l) 1,05 g 23,48 25,50 -2293,45

Tolueno(l) 0,695 g 24,48 26,43 -3943,77

Hidracina (N2H4) (l) 1,00 g 23,93 25,20 -615,17

16. El proceso de fotosíntesis que realizan los vegetales puede representarse por la siguiente ecuación química:

6 CO2 + 6 H2O + h C6H12O6 (glucosa) Determine: a) La masa de glucosa que se produce por fotosíntesis de 1 kg de dióxido de carbono. b) El volumen de aire (1 atm y 25 ºC) que descarboniza (eliminación el dióxido de carbono del

aire) la producción de 1 kg de glucosa. c) La energía solar necesaria para la producción de 50 kg de glucosa. Información adicional

P CO2 en el aire a 25 ªC = 0.033 atm ∆ H ºf CO2 = -393.5 kJ/mol

∆ H ºf H2O(g) = -241.8 kJ/mol ∆ H ºf C6H12O6 = -1274.5 kJ/mol Rta: a)681,82 g glucosa b) 4113,35 L de aire c) E= 704805,55 KJ 17. La oxidación de la materia orgánica, por vía biológica, puede representarse por la ecuación:

CH2O + O2 CO2 (g) + H2O(l) Donde CH2O (metanal) representa la sustancia orgánica.

Determine: a) El volumen de oxígeno en (CNPT) que consumirá 1 kg de sustancia orgánica. b) La masa de sustancia orgánica que puede oxidar 1 L de agua, saturada en oxígeno, a la

temperatura de 25 ºC. c) La energía liberada por g de sustancia orgánica oxidada.

S O2/H2O 8.2 mg/L ∆ H ºf CH2O = -212.17 kJ/mol

∆ H ºf H2O(l) = -285.85 kJ/mol ∆ H ºf CO2 = -393.5 kJ/mol Rta: a)746,66 L b) 7,68.10-3 g c) -15,57 KJ

18. Calcule las entalpías molares de combustión “calores de combustión”, superior e inferior de las siguientes sustancias :

SUSTANCIA

H superior kJ / mol

H inferior kJ / mol

Metano (g)

Propano (g)

Hexano ( l )

Etanol ( l )


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Autoevaluación 1. Una planta toma CO2 (g) + H2O (g) de su entorno y produce celulosa de acuerdo a la siguiente reacción: CO2 (g) + H2O (g) ___________ CH2O (s) + O2 (g) La energía que el proceso requiere proviene del sol a través de la fotosíntesis ¿Cuánta energía necesita una planta para sintetizar 100 g de celulosa? 2. Los dos azucares más comunes son, sacarosa (C12H22O11) azúcar de caña y glucosa (C6H12O6) azúcar de maíz, cuando estos azucares son degradados por el organismo humano se transforman en CO2 (g) y H2O (l) mientras que por las bacterias en etanol (CH3CH2OH) (l) y CO2 g. Calcular los calores molares y por gramo de combustión de ambos azúcares, para las dos tipos de degradación.

C12H22O11 + 12 O2 12CO2 + 11H2O C12H22O11 + H2O 4 CH3CH2OH + 4 CO2 C6H12O6 + 6 O2 6CO2 + 6 H2O C6H12O6 + 2 CH3CH2OH + 2CO2

Hº formación C12H22O11 – 2221 kJ/mol

Hº formación C6H12O6 – 1260 kJ/mol 3. El carbonato de calcio (g) sólido se descompone por calentamiento en óxido de calcio (s), y dióxido de carbono (g). Determine la cantidad de calor necesario para obtener 300 L de dióxido de carbono, medidos en CNPT. 4. En el laboratorio, en general resulta más simple determinar las entalpías de combustión de las sustancias que la entalpía de formación, no obstante estas pueden obtenerse por cálculo a partir de las primeras. Determinar la entalpía molar de formación del etano (C2H6) a partir de: H (combustión del etano) para la obtención de agua (g) = – 1560 kJ/mol Hº f CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol Hº f H2O(g) = – 241,8 kJ/mol 5. El óxido de calcio (s) reacciona con el agua (l) para dar hidróxido de calcio (s). Determine el calor liberado (Hº) cuando reaccionan 300 g de óxido de calcio con suficiente cantidad de agua. 6. Determine los valores de entalpía de combustión, molar y por gramo, para las siguientes sustancias :

SUSTANCIA

1-H 298 K kJ / mol

2-H kJ / g

Carbono (grafito)

Propano (g)1

Propano (g)2

Butano (g) 1

Butano (g) 2

Etanol (g) 1

Etanol (g) 2

Nota: considerar al agua obtenida. 1 = gas , 2 = líquida


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7. El convertidor catalítico de los automóviles usa como catalizador Platino o Rodio, el mismo cumple 3 funciones importantes: Oxidación del monóxido de carbono y reducción de óxidos de nitrógenos:

2 NO(g) + 2CO(g) N2(g) + 2 CO2(g) Oxidación de hidrocarburos:

2 C8H18(g) + 25 O2(g) = 16 CO2(g) + 18 H2O (g) Oxidación de monóxido de carbono:

2 CO(g) + O2 (g) 2 CO2(g) Determine: a) El volumen de nitrógeno (CNPT) que se libera por la reducción de 500 g de óxido de nitrógeno

(NO). b) Determine la energía liberada o requerida por mol de óxido nitrógeno (NO). c) Calcule el volumen de aire medido en (CNPT) que consumirá 1000 g de combustible

representado por C8H18. d) Determine el calor liberado en el ítem anterior. e) Si la reacción consumió 30 L de aire medidos en CNPT que volumen de monóxido de carbono

se oxidó y que cantidad de calor se liberó.

Composición del aire 21 % v/v O2

∆ H ºf C8H18 (g) = -268.8 kj/mol ∆ H ºf CH2O = -212.17 kj/mol ∆ H ºf H2O(l) = -285.85 kj/mol ∆ H ºf CO2 = -393.5 kj/mol

8.La entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del propeno tiene un valor de –124 KJ mol1. La entalpía normal de reacción para la combustión del propano es -2220 KJ mol-1, y la entalpía normal de formación del H2O es -286KJ mol-1mol. Calcular la entalpía estándar de reacción del proceso de combustión del propeno.

9. Estimar el valor de ΔE para el amoniaco a partir de su entalpía estándar de formación,

ΔHºf = -46,1 KJ mol.1.

10. Dados los calores de formación y de combustión siguientes, y sabiendo que el calor de vaporización del H2O a 298 K es de 10,5 Kcal mol-1, calcular el ΔH y ΔE para la reacción a 298K:

CH3COOH(l) + C2H5OH(l) CH3COOC2H5(l) + H2O(l)

ΔHcombustion(CH3COOC2H5(l)) = -536,9 Kcal mol-1

ΔHf (CH3COOH(l)) = 116,7 Kcal mol-1

ΔHf (C2H5OH(l)) = 66,3 Kcal mol-1

11. La entalpía de combustión del propano es -526,3 Kcal. Las entalpías de formación estándar del dióxido de carbono y del agua son respectivamente de -94,03 Kcal/mol y -68,30 Kcal/mol. Calcular:

a) Entalpía de formación del propano.

b) Los Kg de carbón que serán necesarios quemar, siendo el rendimiento del 80%, para producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la combustión de 1 Kg de propano.


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Guía de trabajo Nº 8: ESTADOS DE AGREGACION DE LA MATERIA LIQUIDO -SOLIDO

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Se ha diseñado una experiencia de laboratorio a fin de que los alumnos observen la vinculación que existe en sustancias cristalinas, entre cambio de estado, temperatura y calor suministrado. La experiencia consistió en calentar 50 g de agua(s) (hielo) a temperatura - 30 ºC suministrando calor por medio de una resistencia eléctrica de 400 vatios en un recipiente aislado térmicamente a presión constante de una atmósfera hasta una temperatura de 150 ºC. Un termómetro digital permite determinar la temperatura en cualquier momento de la experiencia y un visor con iluminación apropiada observar el estado en que se encuentra la muestra. Construya el gráfico temperatura vs. Tiempo, indicando punto de fusión y de ebullición de la sustancia. Realice un gráfico similar para el etanol (CH3CH2OH) a partir de -150 ºC y hasta 150 ºC. Agua Etanol

Calor específico del sólido. 2,09 J/gºC 0,99 J/gºC

Calor de fusión del sólido. 0,334 kJ/g 105 J/g Calor específico del líquida. 4,184 J/gºC 2,3 J/gºC

Calor de vaporización a temperatura de ebullición.

2,260 kJ/g 870 J/g

Calor específico del vapor. 2,03 J/gºC 0.97 J/gºC

Punto de fusión. 0 ºC -114 ºC Punto de ebullición. 100 ºC 78 ºC

Vatios (unidad de potencia) = joules /segundo

Rta.:1)7,84s; 2)41,75s;3)52,31s;4)282,5s;5)12,69s Construir gráfica 2. Determine la cantidad de calor en ( kJ y kcal.), necesarios para evaporar 500 kg. de agua a la presión de 1 atm. y temperatura de ebullición: a) Partiendo de una temperatura inicial del agua (l) de 100 ºC. Rta.:270335Kcal b) Partiendo de una temperatura inicial del agua (l) 30 ºC. Rta. 127644 x 104 KJ


Relacionar atracciones intermoleculares con propiedades físicas como presión de vapor, punto de fusión y punto de ebullición. Interpretar el diagrama de fases de presión frente a temperatura.

Diferenciar las características generales de los sólidos con respecto a los otros estados de agregación. Relacionar las propiedades de los diferentes tipos de sólidos con las interacciones entre

partículas. Visualizar ordenamientos sencillos de átomos en sólidos.

Determinar el contenido de una celda unitaria, la masa de sus átomos y la dimensión de la misma.

Utilizar los conocimientos adquiridos para la resolución de problemas.


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3. Determine la cantidad de calor en (kJ y kcal) que es necesario extraer de 600 g de agua para transformarla en hielo: a) Partiendo de una temperatura inicial de agua (l) de 0ºC Rta.: 200,4KJ b) Partiendo de una temperatura inicial de agua(l) de 10ºC Rta.: - 225,504KJ 4-El alcohol isopropilico (propanol-2) tiene una pv de 91 mm Hg a 40º C. Calcular la pv a 25ºC, sabiendo que su calor de vaporización es 5.31x104 J/mol. Rta.: 32,59 mmHg 5. Realice un diagrama de fases genérico P-T y consigne en él los caminos que corresponden a los procesos que se describen a continuación: a-Tendemos la ropa para secarla a temperatura por debajo del punto triple. Inicialmente, el agua de la ropa húmeda se ha congelado. Sin embargo, después de unas horas al sol, la ropa está caliente, seca y suave. b-Una pequeña cantidad de etanol está contenida en una botella termo. Se inserta un tubo test en el cuello del termo a través de un tapón de caucho. Unos pocos minutos después de llenar el tubo con nitrógeno líquido, el etanol no es visible en el fondo de la botella. c-Un conjunto transparente de cilindro y pistón contiene solo un líquido puro en equilibrio con su presión de vapor. Es claramente visible una interfase entre las dos fases. Cuando aumenta la temperatura en una pequeña cantidad, la interfase desaparece. 6. El diagrama de fases para el amoníaco se puede caracterizar por la siguiente información. Las temperaturas de fusión y de ebullición normales son 195,2 y 239,82 K, respectivamente y, la presión y temperatura del punto triple son 6077 Pa y 195,41 K. Los parámetros del punto crítico son 112,8x105 Pa y 405,5 K. Haga un esbozo del diagrama de fases P-T (no necesariamente a escala) para el amoníaco. Sitúe un punto en el diagrama de fases para las siguientes condiciones. Establezca cuántas y qué fases están presentes. a-195,41 K, 1050 Pa c- 237,51 K, 101325 Pa b- 195,41 K, 6077 Pa d- 421,00 K, 6077 Pa 7. Determine el intervalo en el cuál se sitúan los valores de P y T si se conoce la siguiente información sobre el dióxido de carbono. Use el diagrama de fases para resolver la cuestión. a-Conforme la temperatura aumenta, el sólido primero se convierte en líquido y posteriormente pasa al estado gaseoso. b-Conforme aumenta la presión sobre un cilindro conteniendo dióxido de carbono puro desde 65 a 80 atm, no se observa interfase entre las fases líquida y gas. c-Las fases sólida, líquida y gas coexisten en el equilibrio. d-Un aumento de presión desde 10 hasta 50 atm convierte el líquido en sólido. e-Un aumento de temperatura desde –80 a 20 °C convierte un sólido en gas sin fase líquida intermedia. 8. Con los datos de la tabla siguiente para el alcohol n-propílico, calcula gráficamente el calor molar de vaporización expresando su resultado en kJ/mol.


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b- Determina la temperatura correspondiente a una presión de vapor de 650 mmHg en forma gráfica y también en forma analítica. Dato: R= 8,31 J/K.mol 9. De acuerdo con la gráfica de las presiones de vapor de algunos líquidos comunes que aparece a continuación, ¿cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?

a.- El punto de ebullición normal de la acetona es 200 mmHg. b.- El punto de ebullición normal de la acetona es 59ºC. c.- El punto de ebullición normal de la acetona es de 67ºC. d.- El punto de ebullición normal de la acetona es menor que el del yoduro de metilo. e.- El alcohol metílico tiene una presión de vapor mayor que la del yoduro de metilo. f.- La acetona es más volátil que el alcohol metílico. 10. El diagrama de fases que se adjunta corresponde a una sustancia pura, a.- indica las regiones en las que será más estable la fase sólida, la líquida y la gaseosa. b.- Describe qué sucederá si: i) a partir de A, se eleva la temperatura a presión constante. ii) a partir de C, se reduce la temperatura en un proceso isóbaro. iii) a partir de B se reduce la presión isotérmicamente.


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11. A continuación se muestra una parte del diagrama de fases del fósforo.

a.- Indica las fases presentes en las regiones señaladas con un interrogante. b.- Una muestra de fósforo rojo sólido no puede fundirse por calentamiento en un recipiente abierto a la atmósfera. Explica por qué. c.- Señala los cambios de fase que tienen lugar cuando la presión sobre una muestra se reduce desde el punto A al B a temperatura constante. 12. De acuerdo con las propiedades enunciadas en cada caso, indique si corresponde a un sólido cristalino o amorfo. Indique una sustancia que responda al mismo.

Propiedades Sólido cristalino Sólido amorfo Sustancia

Sustancia de punto de fusión definido. Punto de fusión y ebullición elevado. Quebradiza

Sustancia de bajo punto de fusión, no definido.

Sustancia de alto punto de fusión, transparente a la radiación visible. Su espectro de rayos X informa que carece de disposición tridimensional.

Sustancia de alto punto de fusión bien definido. Conductor de la electricidad. Maleable.

13. De acuerdo con las propiedades enunciadas en cada caso, indicar si corresponde a un sólido metálico, iónico o molecular. Indicando una sustancia que responda al mismo.

Propiedades metálico Iónico covalente Molecular Ejemplo

Sustancia sólida de alto punto de fusión, sólo conductora de la electricidad fundida o disuelta en agua.

Sustancia sólida de bajo punto de fusión, solubiliza en agua sin conducir la electricidad.

Sustancia sólida quebradiza no conductora de la electricidad.

Sustancia sólida de alto punto de fusión, insoluble en agua, conductora de la electricidad.


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14. En la forma cúbica simple del polonio hay átomos de polonio en los vértices de una celda unitaria cúbica simple cuya arista es 3,35 Ǻ. a) ¿Cuál es la distancia más corta entre los centros de los átomos de Po vecinos? b) ¿Cuántos vecinos más cercanos tiene cada átomo. Rta: a) 3,35 Ǻ b) 6 vecinos 15. Los cristales de plata son cúbicos centrados en la cara, con una arista de celda 4,086 Ǻ. a) Qué distancias hay entre los centros de los átomos de Ag más cercanos? b) ¿Cuál es el radio atómico de la plata en este cristal? c) ¿Cuántos vecinos más cercanos tiene cada átomo? ¿Cuál es la densidad de la plata metálica? Rta: a) 2,889 Ǻ b) 1,444 Ǻ c) 12 vecinos d) 10,50 g/cm3 AUTOEVALUACION 1. Cómo puedes justificar que: a) El agua es líquida a temperatura ambiente mientras que el sulfuro de hidrógeno es gas. Azufre

y oxígeno pertenecen al mismo grupo. b) El hielo flota en agua(l) c) El agua es buen disolvente de las sales. d) El agua en la olla a presión hierve a temperatura mas elevada que a presión atmosférica. e) La sensación térmica es mayor los días de elevada humedad. 2. ¿Cuáles de las sustancias siguientes pueden presentar atracciones dipolo-dipolo permanente

entre sus moléculas: CO2, O2, 2, IF, HBr, CCl4? ¿Cuáles de las siguieant3es sustancias exhiben puente de hidrógeno en sus estados líquidos y sólidos: CH3NH2, CH3F, PH3, HCOOH?

3. El Freón 12 (CCl2F2) se utiliza como líquido refrigerante. ¿Qué masa de freón 12 inicialmente a

18 ºC debe evaporarse para congelar 100 g de agua a 18 ºC)

Calor de fusión H2O 334 J/g

Capacidad Calorífica H2O 4.184 J / ºCxg

Calor de vaporización Freón 289 J/g

4. ¿Cuál /es de las siguientes afirmaciones sobre el punto de ebullición normal de un líquido son verdaderas? Marca con una X la/s respuesta/s correcta/s a.- Es la temperatura a la cual el líquido y el vapor están en equilibrio. b.- Varía con la presión atmosférica. c.- Es la temperatura a la cual la presión de vapor es 1 atm. d.- Es la temperatura a la cual la presión de vapor es igual a la presión externa. e.- Es la temperatura a la cual la densidad del líquido y la de su vapor son iguales. 5.¿Cuál de las siguientes opciones indican fuerzas de atracción intermoleculares extremada-mente débiles en un líquido? a) Un temperatura de ebullición muy alta. b) Una presión de vapor muy alta. c) Una temperatura crítica muy alta. d) Un calor de vaporización muy alto.


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6.El amoniaco tiene pv 109 mm Hg a -66º C y su calor de vaporización es 2.46 x 104 J/mol. Calcule el punto de ebullición normal “PEN” del amoniaco. 7.El PEN del dióxido de azufre es -10ºC . Su presión de vapor a 32 ºC es 5 atm. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es correcta? a) Un tanque de dióxido de azufre a 32 ºC y 4 atm debe contener dióxido de azufre líquido. b) Un tanque de dióxido de azufre a 32 ºC y 1 atm de presión, no debe contener dióxido de

azufre líquido. c) La temperatura crítica del dióxido de azufre debe ser mayor de 30 ºC. 8.El disulfuro de carbono, tiene una pv de 298 mm Hg a 20º C. Se coloca en un recipiente cerrado, a esta temperatura una muestra de 6,00 g de disulfuro de carbono. a) ¿Cuál es el volumen máximo del recipiente para tener equilibrio L-V en su interior? b) Si el recipiente tiene un volumen de 0,3 L ¿Cuál será la pv del disulfuro de carbono? c) Si el recipiente tiene un volumen de 6 L ¿Cuál será la presión en el recipiente? 9.En un cuarto de baño se baño de 4.0 m x 3.5 m x 3 m se dejó suficiente tiempo la ducha abierta hasta saturar el aire con agua (100 % humedad relativa) y lograr una temperatura de 40 ºC. ¿Qué masa de agua contiene evaporada el cuarto de baño? 10.Las garrafas de gas licuado utilizadas como combustible en campamento contienen butano (C4H10) líquido. Suponga que 1 L de butano a 1 atm y 20 ºC se saca de la garrafa. ¿Cuánto calor debe agregarse para vaporizar esta cantidad de butano?. Calor de vaporización del butano 21.3 kJ/mol. 11.Dadas las siguientes sustancias: sal de cocina, cobre, grafito, vidrio, acrílico, polietileno. a) Clasifíquelas en: sólidos cristalinos o amorfos. b) Para las sustancias que se presentan como sólidos cristalinos ¿Qué tipo de partícula constituye

la celda unitaria? 12.Represente las siguientes celdas unitarias: a) Iónica cúbica simple. b) Metálica cúbica centrada en el cuerpo. c) Covalente cúbica simple. 13.Determine el calor necesario para evaporar 300 g de propanol CH3CH2CH2OH, que se encuentra a la temperatura de - 140 ºC, a partir de la siguiente información: Punto de fusión normal -127 º C Punto de ebullición normal 97 º C Calor de fusión 5,18 kJ/mol Calor de vaporización 41,7 kJ/mol Capacidades caloríficas: sólido 142 J/mol ºC; líquido 170 J/mol ºC; gas 108 J/mol ºC


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Guía de trabajo Nº 9: ESTEQUIOMETRÍA EN SOLUCIÓN. AGUA EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS:

1. Calcule la masa de soluto necesaria para preparar las siguientes soluciones: a) 1.2 L de solución de hidróxido de sodio 2 M Rta.96g NaOH b) 2,2 L de solución de ácido sulfúrico 3 % g/ml Rta.66g H2SO4 c) 250 mL de solución de nitrato de plata 0,35 mol/L Rta.14,87g AgNO3 d) 650 g de solución de cloruro de potasio al 25 % g/g Rta. 162,5 g 2. Calcule las concentraciones molares y normales de las disoluciones que se obtienen

disolviendo:

Conc. mol/L

a) 6 g de hidróxido de potasio en 100 ml de solución Rta. 1,07

b) 48 g de ácido ortofosfórico en 500 ml de solución Rta.0,980

c) 2,50 g de ácido carbónico en 100 ml de solución Rta.0,40

d) 1,45 g de hidróxido de calcio en 1500 ml de solución Rta.0,013

3. Determine el volumen de solución de hidróxido de potasio 0,9 mol/L que debo medir para

preparar 500 mL se solución 0,5 mol/L. Rta.0,28L 4. Determine el volumen de agua que debo agregar a 900 ml de solución de ácido sulfúrico 0,3

mol/L para obtener una solución 0,2 mol/L. Rta.0,5L 5. Determine la masa de hidróxido de calcio que debo agregar a 500 mL de solución 0,05 mol/L,

para que se convierta en solución 0.12 mol/L. Considerar que el agregado de hidróxido de calcio no modifica el volumen. Rta.2,59g

6. El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico dando como productos de reacción

cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua. Determine la molaridad de una solución de carbonato de sodio que se obtuvo disolviendo 5 g de carbonato de sodio en 250 mL de solución. Rta.0,18M

7. El carbonato de potasio reacciona con el ácido sulfúrico dando sulfato de potasio, dióxido de

carbono y agua. ¿Cuál es la molaridad de una solución que se obtuvo disolviendo 0,300 g de carbonato de potasio en 500 mL de solución. Rta. 4,3 x 10-3 M

8. Para neutralizar 1,00 g de muestra de sosa cáustica (NaHO) se ocupan 8 mL de HCl 1 mol/L.

Calcule el porcentaje de NaHO en la muestra.

% g/g NaHO Rta.32% g/g

9. Para la neutralización de una muestra de 1.00 g de ácido sulfúrico comercial se han gastado

8.5 mL de NaHO 1.8 mol/L. Calcule el porcentaje de H2SO4 en la muestra.

% g/g H2SO4 Rta.74,97%


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10. El cloruro de plata es una sustancia “insoluble en agua. Calcule el volumen de solución de

nitrato de plata 0,1 mol/L que se necesitará para precipitar cuantitativamente los iones cloruros de 35 mL de solución de NaCl 0,15 mol/L.

Volumen Rta.0,0525L

11. En un matraz aforado de 500 mL, se disuelve una cantidad desconocida de ácido sulfúrico.

Para valorar 25,0 mL de disolución se gastan 25,45 mL de solución de NaHO 0,125 mol/L. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico se han introducido en el matraz?.

Masa H2SO4 Rta.3,06 g

12. Calcule la molaridad de una solución de sulfato de potasio, sabiendo que al tomar 50 mL de la

misma y hacerlos reaccionar con solución de cloruro de bario en exceso se obtienen 0,355 g de sulfato de bario.

mol/L H2SO4 Rta.0,03M

13. Una muestra de 0,300 g de piedra caliza (carbonato de calcio), reacciono con 15 mL de

solución de ácido clorhídrico 0,35 mol/L. Determine la pureza de la muestra en % de carbonato de calcio y % de óxido de calcio. El carbonato de calcio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.

% g/g CaCO3 Rta.87,5%

% g/g CaO Rta.49%g/g

14. Una muestra de 0,500 g de carbonato de potasio, reaccionó con 20 mL de solución de ácido

sulfúrico 0,15 mol/L, dando como productos de reacción; sulfato de potasio, dióxido de carbono y agua. Determine la pureza de la muestra expresada en, % de carbonato de potasio y óxido de potasio.

% g/g K2CO3 Rta.82,8%

% g/g K2O Rta.56,4%

15. Determine la normalidad y molaridad de una solución de ácido sulfúrico, teniendo en cuenta

que 35 mL de solución fueron neutralizados totalmente con 0,2 g de hidróxido de aluminio.

Eq/l H2SO4 (N) Rta. 0,22 N

Mol/l (M) Rta. 0,11M

16. Una muestra de 0,800 g de soda Solvay (Na2CO3) reacciona con 28,5 mL de ácido clorhídrico

0,5 mol/L. Determine la pureza de la muestra en % g/g de carbonato de sodio y % g/g de óxido sodio. En la reacción de la muestra con el ácido clorhídrico el carbonato de sodio se transformo en; dióxido de carbono, cloruro de sodio y agua.

% g/g Na2CO3 Rta. 94,4%

% g/g Na2O Rta. 55,22%

17. El ácido nítrico reacciona con al magnesio para dar nitrato de magnesio e hidrógeno (g).

Determinar el volumen de hidrógeno, medido a 25 ºC y 1.2 atm que libera al reaccionar 250 mL de ácido nítrico 0,7 mol/L con suficiente cantidad de magnesio. Rta. 1,78L


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18. La dureza temporaria de un agua está representada por las sales de calcio y magnesio que se

encuentran como carbonatos ácidos. Estas sales precipitan por ebullición de acuerdo con las ecuaciones:

Ca(HCO3)2 (ac) CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O Mg(HCO3)2 (ac) MgCO3 (s) + CO2 (g) + H2O

Las demás sales solubles de calcio y magnesio constituyen la dureza permanente y, la suma de dureza temporaria más permanente se denomina dureza total. Forma de expresar la dureza:

ºF (Grados Franceses) g/L CaCO3 g/l CaO

1 ºF 0,01 g/L 0,0056 g/L Una muestra de agua contiene una dureza temporaria de 5 ºF y una dureza total de 23 ºF determine:

a) La dureza permanente del agua. Rta. 18ºF b) La masa como carbonato de calcio que precipitará la ebullición de 30 L agua. Rta. 1,5g c) La dureza temporaria, permanente y total expresada como carbonato de calcio y óxido de calcio.

Rta. DTe=0.05gCaCO3; DTo=0,18g CaCO3; DP=0,23g CaCO3 19. La dureza temporaria de un agua se la puede eliminar con hidróxido de calcio de acuerdo con las

siguientes reacciones: Ca(HCO3)2 (ac) + Ca(HO)2 2 CaCO3 (s) + H2O Mg(HCO3)2 (ac) + Ca(HO)2 Mg(HO)2 (s) +2CaCO3 (s) + 2H2O

a) Si un agua tiene una dureza temporaria de 7 ºF como carbonato ácido de calcio, determine la masa de hidróxido de calcio necesaria para eliminar la dureza por litro de agua. Rta. 0,026g/L

b) Si un agua contiene 0,05 g/L de cationes magnesios como carbonato ácido de magnesio, que masa de hidróxido de calcio por litro de agua resulta necesario para la precipitación del magnesio. Rta.0,025g/L

20. La dureza permanente de un agua se la puede eliminar con una mezcla de carbonato de sodio e

hidróxido de sodio, de acuerdo con las siguientes reacciones:

CaSO4 (ac) + Na2CO3 (ac) CaCO3 (s) + Na2SO4 (ac) MgSO4 (ac) + Na2CO3 (ac) + Ca(HO)2 (ac) CaCO3 (s) + Mg(HO)2 (s) + Na2SO4 (ac)

a) Determine la masa de carbonato de sodio por litro de agua necesaria, para eliminar la dureza

permanente de un agua que tiene disuelto 180 mg/L como sulfato de calcio. Rta. 0,14g b) Si una muestra de agua de un tanque de 100.000 L contenía cationes Mg2+ en concentración de

0,1 g/L. ¿qué masa de carbonato de sodio e hidróxido de calcio resulta necesario para la eliminación del mismo? Rta.44166,66gNa2CO3; 30833,33g Ca(OH)2


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Guía de trabajo Nº 10: SOLUCIONES

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1.- Explique el significado de las siguientes expresiones:

a. A 50ºC, la solubilidad del KBr en 100 gramos de agua es 116 gramos. b. La solubilidad del disolvente orgánico benceno en agua es de 0,22 gramos del soluto por

cada 100 gramos de agua a 20ºC.

2.- Clasifique las siguientes soluciones como saturadas, no saturadas y sobresaturadas: a. A la solución A(ac), se agregan cristales de A y precipita una masa de A igual a la agregada. b. La solución X(ac) se agita y precipita X(sólido). c. La solución que resulta cuando una solución saturada en el sólido M se lleva de una

temperatura de 20 °C hasta 50 °C (el proceso es endotérmico). d. La solución esta representada por agua gasificada recién abierta.

3.- Sobre las disoluciones, se afirma correctamente que: (Marcar con una X la/s respuesta/s correcta/s)

a. Todo soluto covalente que se disuelva completamente, ioniza en el disolvente. b. En la etapa de solvatación, el soluto es rodeado por el disolvente. c. La disolución se considera como proceso físico algunas veces, y otras como químico. d. Un soluto sólido en polvo es más soluble que él mismo en gránulos. e. Miscibilidad es la propiedad de los fluidos de combinarse homogéneamente en cualquier

proporción. 4.- Con respecto del proceso de solubilidad y las disoluciones, se afirma correctamente que: (Marcar con una X, la/s respuesta/s correcta/s)


Definir soluciones y sus partes constituyentes.

Clasificar e identificar las diferentes clases de soluciones según su estado físico, condición eléctrica y cantidad de soluto.

Explicar el significado de solubilidad y su expresión.

Interpretar curvas de solubilidad.

Describir los cambios de energía que se presentan en los procesos de disolución en términos de las fuerzas de atracción que operan en el solvente y en el soluto y relacionar la solubilidad de las sustancias en varios solventes.

Describir los factores que afectan la solubilidad de una sustancia.

Distinguir entre solución saturada, no saturada y sobresaturada en función de la solubilidad.


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a. Un proceso exotérmico significa una interacción soluto-disolvente con menor energía que s-s, d-d.

b. La energía absorbida en un proceso endotérmico es utilizada en romper fuerzas de atracción intermoleculares.

c. Se logra mayor solubilidad del CO2(g) en una bebida carbonatada al aumentar la presión del sistema.

d. En los procesos de solubilidad exotérmicos, a mayor temperatura mayor solubilidad. e. Todo proceso de disolución está acompañado de un aumento del desorden del sistema

5.- Considerando los factores que afectan la solubilidad, se afirma correctamente que: (Marcar con una X, la/s respuesta/s correcta/s)

a. Todo soluto gaseoso aumenta su solubilidad al aumentar la presión y la temperatura. b. Para determinar solubilidad, el tipo de sustancia predomina sobre cualquier otro factor. c. En los procesos endotérmicos, por lo general, a mayor temperatura aumenta la

solubilidad. d. Para disolver solutos iónicos, debe preferiblemente escoger disolventes con alta

constante dieléctrica. 6.- Considere la siguiente información con respecto de la solubilidad del Na2SO4 en agua:

TEMPERATURA 30 40 50 60 70 80 100

g Na2SO4/100 g H2O 63 53 50 43 38 33 30

a. Si se prepara una disolución A con 30 g de Na2SO4 en 100 g de agua a 80°C, la disolución resultante es: saturada, insaturada, sobresaturada.

b. Al comparar una disolución B que contiene 25 g de Na2SO4 en 100 g de agua a 80 °C. La disolución es: diluida o concentrada con respecto de la disolución A.

c. La disolución acuosa de Na2SO4 se clasifica por conductividad eléctrica como:_____________ d. Complete la ecuación de disociación:

Na2SO4(s) + H2O(l) e. Cómo prepararía una disolución sobresaturada de Na2SO4 a 60°C. Indique la cantidad de

soluto que utilizaría y escriba un procedimiento. 7.- En un recipiente hay 200 cm3 de una disolución líquida con la siguiente etiqueta:

a. ¿Qué masa de agua salada habrá en el recipiente? Rta: 220g b. ¿qué masa de sal habrá en el recipiente? Rta: 16g c. ¿qué masa de agua habrá en el recipiente? Rta: 204g d. Si agregamos 100 cm3 de esa disolución en otro recipiente, ¿cuál será ahora su densidad y

su concentración (g/L)?

agua salada; densidad 1,1 g/cm3; concentración: 80 g/L


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8.- A la temperatura de 20 ºC, agregamos en un matraz aforado 17,50 g de cloruro de potasio y agua hasta completar 500 cm3 de disolución; la masa de la disolución preparada es de 512,5 g.

a. ¿Cómo podríamos saber si la disolución preparada está saturada o no? b. Calcule la concentración en g/L y explique el significado del resultado obtenido. Rta: 35g/L c. Calcule la densidad de la disolución y explique el significado del resultado obtenido.

Rta: 1,025 g/cm3 9.- Dado el siguiente gráfico de solubilidad v/s temperatura para el nitrato de sodio en agua:

Si se tienen 100 gramos de solución:

a. Explique qué representa la curva b. Explique qué tipo de solución se tiene en los puntos A, C, y E describa cada solución dando

su concentración. c. Explique cómo puede pasar de la solución E a la solución C. Determine los gramos de

nitrato de sodio que quedaría sin disolverse. Rta: 13,04g d. Explique como pasa de la solución C a la solución D. Determine los gramos de nitrato de

sodio que quedarán sin disolverse. e. Si tengo una solución D, como se puede transformar en una solución no saturada.

10.- En un vaso de precipitados volcamos 15 g de nitrato de potasio y un poco de agua. Agitamos hasta que se disuelve todo el nitrato de potasio, y entonces añadimos agua hasta que tenemos 250 cm3 de disolución. La disolución, en total, tiene una masa de 260 g.

a. Determine la concentración en g/L, y explique el significado del resultado que obtengas. Rta: 60g/L

b. Calcule la concentración en % y explique el significado del resultado que obtengas. Rta: 5,76 g%g

c. Calcule la densidad de la disolución y explique el significado del resultado que obtengas. Rta: 1,04

d. Si tomamos 10 cm3 de esa disolución, ¿cuál sería su concentración en g/L?, ¿cuál sería su concentración en %?, ¿cuál sería su densidad?

* D

*

B

0 10 30 50 70 90

* A

E *

* C


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11.- La solubilidad del bicarbonato de sodio, NaHCO3, en agua caliente es de 164 g de sal en 1000

ml de agua. Exprese esta solubilidad en % g/g. Rta: 14,08 % g/g

12.- Se tienen tres soluciones A, B, C de un compuesto de masa molar 40 g/mol A = 20% g/g B = 5 molal C = fracción molar del soluto 0,02 ¿Cuál solución es más concentrada? Justifique.

13.- Completar las cantidades faltantes en la siguiente tabla:

Soluto Masa Cantidad de

solución Concentración

Ácido Sulfúrico 50 g 250 ml % m/v

Cloruro de sodio 20 mg 180 mg % m/m

Ácido nítrico mg 50 mg 10 % m/m

Sulfato de cobre 7,5 g g 25 % m/m

Bromuro de potasio

mg 20 ml 6 % m/v

Sulfato de aluminio

60 g 2 litros M

Carbonato de sodio

g 1,5 litros 2,5 M

14.- Un vino espumante se ha envasado a la presión de 4 atm de CO2 a 25 ºC. Datos experimentales han permitido obtener un valor para la constante de Henry a 25 ºC de 3.1x10 -2 mol/L atm. Determine la concentración de CO2 en el vino espumante:

a. Antes de destapar la botella. Rta: 1,24 x 10-1 mol/L b. Después de destapar la botella y una vez restablecido el equilibrio líquido - gas. (Presión

parcial de CO2 en el aire 0,030 atm). Rta: 9,3 x 10-4 mol/L 15.- A partir de la siguiente información, determine la solubilidad en agua (mg/L), del nitrógeno y oxigeno del aire a 1 atm y 25 ºC. Datos: Composición del aire N2: 78 % v/v, O2: 21 % v/v, 1% Ar, CO2, H2O, etc. Solubilidad del gas nitrógeno en agua a 1 atm y 25 º C: 6,8 x 10 -4 mol/L. Solubilidad del gas oxígeno en agua a 1 atm y 25 º C: 1,38 x 10-3 mol/L.

Rta: solubilidad del Nitrógeno: 14,84 mg/L Solubilidad del Oxígeno: 9,28 mg/L


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16- Experiencias de laboratorio en una fábrica de gaseosas permitieron determinar la constante de Henry a diversas temperaturas para un agua gasificada comercial.

Temperatura 15 º C 20 º C 25 ºC 30 ºC

Constante k en mol/L atm 9,2x10-2 7,1x10-2 3,1x10-2 4,5x10-3

A partir de esta información construye un gráfico de solubilidad en función de la temperatura para una presión de envasado de P(CO2) 1,3 atm “condiciones de envasado” y presión atmosférica “condiciones en el vaso”, presión parcial del dióxido de carbono en el aire “PCO2” 0,030 atm. 17-El análisis de una pileta de oxidación biológica, determinó que tenía disuelto 6 mg/L de oxígeno a 25 ºC. Determine si un proceso de aireación mejorará la cantidad de oxígeno disuelto. Temp 25 ºC presión 1 atm composición del aire 21 % v/v O2. Solubilidad del O2 a 25ºC, 1,38 x 10-3M. Rta.: un proceso de aireación sí mejoraría la cantidad de oxígeno disuelto. AUTOEVALUACION 1. La solución sobresaturada es aquella que:(Marque la opción correcta)

1. Tiene exceso de soluto depositado en el fondo. 2. Tiene, en determinadas condiciones de presión y temperatura, más soluto disuelto que el

que corresponde a su solubilidad a esa temperatura 3. Se obtiene por enfriamiento brusco de una solución saturada. 4. Tiene una concentración doble que una saturada. 5. Se obtiene a una determinada presión y temperatura, filtrando una solución saturada.

2- Considerar las siguientes curvas de solubilidad para los solutos A, B, C y D.

a. ¿Qué se puede decir del efecto de la temperatura en la solubilidad de cada soluto? b. ¿Qué soluto es el más soluble a 30°C y cuál el menos? c. ¿Qué soluto es más soluble a 80°C? d. ¿Qué representan los puntos de intersección entre las curvas? e. Respecto de su composición, ¿qué tipo de soluciones representa el punto H para cada

soluto? 35

S 30

* F soluto A

O L 25

U B 20

*H soluto B

I L 1 5

* E *G soluto C

I D 1 0

soluto D

A

D 5

% g/g 0

20 30 40 50 60 70 80

Temperatura º C


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3- La solubilidad del nitrato de potasio es 155.0 g por 100 g de agua a 75 ºC y 38.0 g a 25 ºC. ¿Cuál es la masa (g) de nitrato de potasio que cristalizará al enfriar exactamente 100.0 g de solución saturada de 75 ºC a 25 ºC? Rta: 45,88g 4-Una muestra de 200 g de clorato de potasio impuro (solubilidad 7,1 g por 100 g de H2O a 20 ºC) está contaminado con 10 % de cloruro de potasio (solubilidad 25,5 g por 100 g H2O). Calcule la cantidad mínima de agua necesaria para disolver todo el cloruro de potasio a 20 ºC. ¿Qué cantidad de clorato de potasio quedará sin disolver después de este tratamiento? Rta: 174,4g 5-Imperfecciones en el sistema de llenado y presurizado de una marca de gaseosa demostraron que tres partidas respondían a las siguientes características: Muestra Presión de

envasado Composición de cámara de gas Solubilidad mol/L

Partida 125 1.4 atm CO2 100 % v/v Partida 126 1.4 atm CO2 80 % v/v; O2 20 % v/v Partida 127 1.7 atm CO2 80 % v/v; O2 8 % v/v; N2 12 % v/v * Las determinaciones de presión y composición se realizaron a 25 º C. Constante de Henry a 25 ºC: 3,1x10-2 mol/L atm. Determine la solubilidad del dióxido de carbono, suponiendo comportamiento ideal. Rta: 4,34 x 10-2 mol/L; 3,47 x 10-2 mol/L; 4,21 x 10-2 mol/L 6- 5L de agua están en equilibrio con una mezcla de gases que contiene dióxido de carbono a una presión parcial de 0,3 atm. Si la constante de Henry para la solubilidad del dióxido de carbono es de 2.0 g/L atm. ¿Cuántos g de dióxido de carbono están disueltos en el agua? Rta: 3g/L


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Guía de trabajo Nº 11: SOLUCIONES DILUIDAS.

EXPECTATIVAS DE LOGRO Interpretar diagrama de fases. Describir el efecto de las concentraciones del soluto en la presión de vapor del solvente.

Enunciar la ley de Raoult. Explicar el origen de las propiedades coligativas de las disoluciones. Determinar la masa molar de un soluto a partir de la magnitud de los efectos de una

concentración conocida de soluto sobre las propiedades coligativas de un solvente. Explicar la diferencia que existe entre la magnitud de los cambios en las propiedades

coligativas provocadas por los electrolitos comparados con los cambios provocados por los no electrolitos

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS

1. Realice un diagrama de fases (aproximado) para el agua y para una solución acuosa de un

soluto no volátil, con valores de presión de 0 a 1,5 atm, y temperaturas de -10 hasta 150 °C. Indique en el mismo: a- El punto de ebullición del solvente a una P = 1 atm. b- El punto de ebullición de la solución a una P = 1 atm. c- El aumento ebulloscópico. d- El descenso de la presión de vapor de la solución con respecto al solvente para una temperatura de 80 °C e- Un valor de P y T para los cuales la solución es líquida y el agua pura es sólida f- Un valor de P y T para los cuales la solución es líquida y el agua pura es gas g- ¿Cuál es el valor máximo de presión a la cual tanto el agua como su solución pueden sublimar? h- Si es posible encontrar una presión a la cual el agua sublima. i- Indique un valor de presión tal que modificando la temperatura el agua pasa por los tres estados. j- Indique pares de valores (P y T) a los cuales el agua coexiste al estado: líquido - gas; gas - sólido; líquido - sólido; sólido - gas – líquido. k- ¿Es posible determinar más de un par de valores para lo requerido en el punto anterior?

2-Explique en términos de eventos a nivel molecular por qué un soluto eleva el punto de ebullición y disminuye el punto de fusión de una solución diluida.

3- El benceno C6H6 y el octano C8H18 forman soluciones ideales. A 60 ºC una solución de 24 g de benceno y 18 g de octano presenta las siguientes presiones de vapor en solución: Pv (benceno en solución) = 254 mm Hg, Pv (octano en solución) = 27 mm Hg. ¿Cuál es la fracción molar de cada componente en la solución y la presión de vapor de cada componente puro?. Rta: octano: x=0,33; Pv=81,82mmHg; benceno: x=0,66; Pv=384,85mmHg


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4- Calcule la presión de vapor de solvente en cada una de las siguientes soluciones. Use los datos de presión de vapor del agua presentados en las tablas correspondientes.

a-Una solución acuosa a 100 °C en la cual la fracción molar de la sacarosa es 0,100. Rta: 684mmHg b-Una solución acuosa a 100 °C en la cual la molalidad de la sacarosa es 0,100 mol Kg-1. Rta: 758,48 mmHg

5- Cuando se disolvieron 2,25 g de un compuesto desconocido en 150 g de ciclohexano, el punto de ebullición se incrementó en 0,481 °C. Determine la masa molar del compuesto desconocido. Keciclohexano 2,79 K Kg mol-1 = 2,79ºC kg mol-1 Rta: 87g/mol

6- El punto de ebullición normal del etanol es 78,4 °C. Cuando se disuelven 9,15 g de un compuesto no electrolito soluble en 100 g de etanol, la presión de vapor de la solución a esa temperatura fue de 7,40x102 Torr. Determine:

a-Las fracciones molares del etanol y del soluto. Rta: x etanol : 0,974 y x compuesto :0,026 b-La masa molar del soluto. Rta: 165g/mol

7-La naftalina líquida pura se congela a 80,2 °C a 1 atm de presión. Cuando 1,00 mol de cualquier soluto no electrolito se disuelve en 1,00 Kg de naftalina, el nuevo punto de congelación de la solución es 73,2 °C. Cuando se disuelven 14,8 g de azufre en 575 g de naftalina, el nuevo punto de congelación de la solución es 79,5 °C. Determine las masas molares y la fórmula molecular de las especies de azufre en la solución. Rta: S8

8-Determine el punto de congelación de una solución acuosa de 0,10 mol Kg-1 de un electrolito débil que está 7,5 % disociado en dos iones. Rta: -20ºC

9- Una solución de CCl3COOH(aq) 0,124 m tiene un punto de solidificación de –0,423 °C. ¿Cuál es el porcentaje de deprotonación del ácido? Rta: 0,83 o 83% 10-La sangre humana tiene una presión osmótica relativa a la del agua de aproximadamente 7,7 atm a temperatura corporal (37 °C). En un hospital, a menudo se administran soluciones de glucosa intravenosa (C6H12O6). Si un técnico debe mezclar 500 mL de una solución de glucosa para un paciente, ¿qué masa de glucosa debe usarse? Rta: 27,27g

11-Cuando 0,14 g de insulina se disuelven en 0,200 L de agua, la presión osmótica es de 2, 30 Torr. Determine la masa molar de la insulina a 20ºC. Rta: 5555, g/mol

12- Las medicaciones intravenosas a menudo se administran en glucosa al 5 % en masa. Calcule la presión osmótica de estas soluciones a 37 °C. Suponga la densidad de la solución de 1 g mL-1. Rta: 7,06 atm


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AUTOEVALUACION. 1. Se sabe que las diferencias de temperatura entre el día y la noche en los desiertos son muy acentuadas. Si se desea atravesar el desierto en un auto. ¿Por qué es conveniente agregar glicerina al agua del radiador?. 2. Calcule el punto de ebullición de 100 g de solución de urea CO(NH2)2 que contiene 18 g de soluto. Masa molar urea = 60 g/mol. K e (H2O) = 0,52 ° C kg/mol 3. Con el fin de mejorar una esterilización en baño María se quiere preparar una solución acuosa que hierva a 5 °C por encima de la temperatura de ebullición del agua en la zona. ¿Qué cantidad de NaCl (suponer disociación total),debe agregarse a 75 litros de agua?.K e (H2O) = 0,52 ° C kg/mol 4. Una solución contiene 25 g de glucosa en 500 mL de agua. Calcule el descenso de la presión de vapor de la solución a 30 °C. 5. La ósmosis inversa es cada vez más utilizada para la eliminación de sales del agua. Consiste en oponer una presión levemente superior a la presión osmótica de una solución, para que el solvente pase a través de una membrana semipermeable. Determine la presión mínima a aplicar para eliminación de sales del agua de mar. Contenido de sales totales como cloruro de sodio 42 g/L. 6 Una muestra de 0,20 g de un polímero disuelto en 1,0 L de tolueno tiene una presión osmótica de 6,3 Torr a 20 °C. Determine la masa molar del polímero.

7. Cuando 8,05 g de un compuesto X se disuelven en 100 g de benceno, la presión de vapor del solvente disminuye desde 100,0 Torr a 94,8 Torr a 26 °C. Determine la fracción molar y la masa molar de X 8. Una disolución preparada disolviendo 0,30 g de P rojo en 500 g de etanol, presenta un punto de ebullición de 0,0059 °C más alto que el del etanol puro. Calcule el número de átomos que tiene la molécula de P rojo, si la constante ebulloscópica del etanol es 1,22 °C kg/mol.-

9. A los fines prácticos puede considerarse que el propano triol (glicerina) tiene un valor de presión de vapor despreciable frente al agua (no volátil). Si se dispone de una solución de glicerina que se obtuvo por la mezcla de 900 g de agua y 150 g de glicerina, Determine:

a) Presión de vapor de la solución a 25 ºC. b) Punto de ebullición de la solución

c) Presión de vapor de la solución a 100 º C d) Presión osmótica de la solución. Pv (H2O) 25 º C = 23,76 mm Hg Pv (H2O) 100 º C = 760 mm Hg 10. Se ha realizado la siguiente experiencia de laboratorio con 4 manómetro de altura de mercurio. Uno de ellos tiene 1 mL de agua (Pe 100º C) en la parte superior del mercurio, otro 1 mL de metanol (Pe. 65 ºC), un tercero 1 mL de solución acuosa de urea [OC(NH2)2] 1 m y el último 1 mL de solución acuosa 1 m de cloruro de sodio. El operador encargado de verificar la experiencia


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ha perdido la identificación de cada manómetro con respecto a las soluciones. Identifique los manómetros A, B, C, D, con las soluciones.

Indicar A,B,C,D --->

Vapor del solvente Columna de mercurio


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Guía de trabajo Nº 12 CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1. En el siguiente gráfico se puede observar la variación en la concentración de un cierto reactivo B en función del tiempo:

De acuerdo con él, Ud. debe expresar la velocidad media y la velocidad instantánea de variación de B. 2. En la figura siguiente la misma reacción transcurre con una diferencia: en una de ellas se ha aplicado un catalizador. ¿Cuál es y por qué elige esta respuesta?

De acuerdo con la misma reacción anterior:

a. ¿el ∆H será positivo o negativo? b. el catalizador ¿cambia el valor de ∆H? c. el catalizador ¿se consume en la reacción?


Conocer el efecto de los catalizadores en la velocidad de reacción

Diferenciar los factores que influyen en la velocidad de las reacciones

Conocer las distintas formas de expresar la constante de equilibrio y ser capaz de decidir cuál conviene emplear en cada caso

Calcular las cantidades de las distintas sustancias presentes en un sistema cuando éste alcanza el estado de equilibrio


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3. Indicar cual de los siguientes factores influye sobre la velocidad de reacción: a. Temperatura. b. Valor de la constante de equilibrio Kp. c. Concentración de los reactivos. d. Catalizadores

4. Algunos de los factores que alteran o pueden alterar la velocidad de una reacción cualquiera son:

a. La presión, la temperatura y la concentración b. Las variaciones de presión, de temperatura, de concentración y la presencia de un catalizador cualquiera. c. Las variaciones de la presión, de la temperatura, de la concentración y la presencia de catalizadores o inhibidores adecuados, pero solo en aquellas en las que intervengan gases, ya que de otra forma, la presión no podría actuar. d. Solo aquellos que hacen variar las concentraciones de los reactivos, aunque solo sea localmente

5. Un joven quiere comprar un diamante para su novia, pero casualmente se informa que, a 25C y 1 atm de presión, la forma más estable del carbono es el grafito. Ante las dudas consulta con un amigo estudiante de química que le recomienda la compra. ¿Qué razón química le pudo convencer?

a. El proceso Cd Cgr no es espontáneo. b. Si las temperaturas no son muy altas, no pasa nada. c. El proceso es fácilmente reversible. d. La cinética del proceso es lenta

6. Se han realizado varias medidas referentes a una reacción del tipo: aA + bB Productos, obteniéndose los siguientes resultados:

EXPERIENCIA Nº

CONCENTRACION INICIAL (mol.l-1

) VELOCIDAD (mol.l

-1.s

-1)

[A] [B]

1 0,01 0,01 4,4.10-4

2 0,02 0,01 8,8.10-4

3 0,02 0,02 35,2.10-4

¿Cuál sería la expresión de la ecuación de velocidad para esa reacción?

a. v = k.[A].[B]2 b. v = k.[A]2.[B] c. v = k.[A]2.[B]2

d. v = k.[A].[B]


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7. Critique la siguiente expresión: "una reacción cesa cuando se alcanza el equilibrio". 8. En la reacción reversible: NH4Cl (s) NH3 (g) + HCl (g) ¿Puede alcanzarse el equilibrio calentando en un tubo abierto el NH4Cl (s)?. Fundamente. 9. Si la constante para el proceso: Fe3+ + SCN- FeSCN2+ vale 3,3.102 a 25oC ¿cuánto vale la constante para: FeSCN2+ Fe3+ + SCN- 10. A continuación se dan las constantes de equilibrio para las reacciones que se indican. ¿En qué caso tiene lugar más extensamente la reacción directa:

a. HCN(aq) H+(aq) + CN-

(aq) K= 1.10-9

b. Ag(NH3)2(aq) Ag+(aq) + 2NH3(aq) K= 6,8.10-8

c. HgS(s) Hg2+

(aq) + S2-(aq) K= 3,0.10-53

11. Discuta en forma cualitativa los cambios en el equilibrio y la posición del mismo para las siguientes reacciones, variando la temperatura: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)+ calor (a presión total constante)

N2 (g) + O2 (g) + calor 2 NO (g)

12. Para la reacción hipotética A + B C + D en condiciones también hipotéticas, la energía de activación es de 32 KJ/mol. Para la reacción inversa, esa energía es de 58 KJ/mol. Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica.

13. Justifique si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:

a. Un valor negativo de una constante de equilibrio significa que la reacción inversa es espontánea.

b. Para una reacción exotérica, se produce un desplazamiento hacia la formación de productos al aumentar la temperatura.

c. Para una reacción a temperatura constante con igual número de moles gaseosos de reactivo y productos no se produce desplazamiento del equilibrio si se modifica la presión.

d. Para una reacción a temperatura constante donde únicamente son gases los productos, el valor de la constante de equilibrio disminuye cuando disminuimos el volumen del recipiente.


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14. En un recipiente de 5 l se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2 y se calienta a 727ºC, con lo que se alcanza el equilibrio en la reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

Se analiza la muestra después de llegar al equilibrio y se encuentran 0,150 moles de SO2 . Calcule:

a. La cantidad de SO3 que se forma en gramos. b. La Kc. c. La Kp.

15. Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente: 2 NOCl (g) 2 NO (g) + Cl2 (g) a 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un 33,3 % del compuesto.

a. Calcula Kc. b. ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la respuesta

16. Para la reacción: CO(g)+H2(g) CO2(g), tiene una constante de 8,25 a 900 ºC. En un recipiente de 25 litros se mezclan 10 moles de CO y 5 moles de H2O a 900 ºC. Calcule en el equilibrio:

a. Las concentraciones de todos los compuestos; b. La presión total de la mezcla.

17. Para la siguiente reacción en equilibrio:

4 HCl (g) + O2 (g) 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g); (ΔH < 0) Justifica cuál es el efecto sobre la concentración del HCl en el equilibrio en los siguientes casos:

a. aumentar [O2]; b. disminuir [H2O]; c. aumentar el volumen; d. reducir la temperatura; e. añadir un gas inerte como He; f.introducir un catalizador


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AUTOEVALUACIÓN 1. Dada la reacción A + B —> C se puede afirmar que:

a. Ocurre obligatoriamente en un solo paso b. El orden de reacción es dos c. Sólo elevando la temperatura se puede aumentar su velocidad d. Aumentará su velocidad, si conseguimos disminuir la energía de activación.

2. La energía de activación puede definirse como: a.. La diferencia entre el contenido energético del complejo activado y el de los productos de la reacción. b. . La diferencia entre el contenido energético del complejo activado y el de los reactivos. c. La diferencia entre el contenido energético de los reactivos y el de los productos de la reacción. d. Ninguna de las anteriores.

3. Señale, de las siguientes afirmaciones, cual es la correcta:

a. Orden de reacción y molecularidad son conceptos equivalentes b. En las reacciones que tienen lugar en disolución, nunca coinciden c. El orden de reacción es el exponente que afecta a la concentración de los reactivos o productos en la ecuación de velocidad, y si es un número entero, coincide con la molecularidad. d. La molecularidad coincide con los coeficientes que aparecen en la ecuación química representativa de la reacción

4. Dado el proceso en fase gaseosa A + B C

a. establece la relación entre las constantes de equilibrio KC y KP; b. si el proceso es endotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de temperatura?; c. si el proceso es exotérmico, ¿qué influencia ejerce sobre el mismo un aumento de presión?

5. Ordene las siguientes reacciones según su tendencia creciente a proceder hacia la derecha: a. 2SO2(g) + O2(g) 2SO3 (g) Kc = 8 x 1025 b. 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g) Kc = 3.1 x 10-17

c. 2HBr(g) + Cl2(g) 2HCl(g) + Br2(g) Kc = 6 x 1014

6. A 817 ºC el CO2 (g) reacciona con carbono (s) en exceso, mediante un proceso exotérmico, formando monóxido de carbono en equilibrio. En estas condiciones, se observa que existe un 80% en volumen de CO en equilibrio y una presión total en el recipiente de 3,125 atm. Calcula:

a .Kp. b. Tres procedimientos par desplazar el equilibrio hacia la formación de CO.


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7. Considera el siguiente equilibrio:

C(s) + CO2(g) 2 CO(g) ΔH = 119,9 kJ. Contesta razonadamente a las siguientes preguntas:

a. ¿Cómo se desplaza el equilibrio al aumentar la cantidad de carbono?; b. ¿y al retirar monóxido de carbono; c. ¿y al disminuir la presión?; d.¿podrá formarse monóxido de carbono espontáneamente a altas temperaturas?

8. Dada la siguiente ecuación: N 2 ( g ) + O 2 ( g ) 2 NO ( g ) ; Δ H = - 180,2 KJ a 25°C y 1 atm, representativa de un equilibrio químico podemos decir de ella que:

a. La constante de equilibrio se duplica si se duplica la presión. b. La reacción se desplaza hacia la izquierda si se aumenta la temperatura. c. Si se aumenta la presión, disminuye el valor de la constante de equilibrio. d. Si se aumenta la temperatura, la constante de equilibrio no varía

9. La constante de equilibrio para la reacción: H2 (g) + CO2 (g) H2O(g) + CO (g) es KC =1,6 a 986 0C Un recipiente de un litro contiene inicialmente una mezcla de 0,2 moles de H2; 0,3 moles de CO2; 0,4 moles de agua y 0,4 moles de CO a 986 0C.

a. Justificar por qué esta mezcla no está en equilibrio. b. Si los gases reaccionan hasta alcanzar el estado de equilibrio a 986 0C, calcular las concentraciones finales. c.-Calcular la presión inicial y la presión final de la mezcla gaseosa.

Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1. 10. En un recipiente de 250 mL se introducen 0,45 gramos de N2O4 (g) y se calienta hasta 40 0C, disociándose el N2O4 (g) en un 42%. Calcule:

a. La constante Kc del equilibrio: N2O4 (g) 2 NO2 (g) b. Si se reduce el volumen del recipiente a la mitad, sin variar la presión. ¿Cuál será la composición de la mezcla en el nuevo equilibrio?


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GUIA DE TRABAJO Nº 13 EQUILIBRIO IONICO: EQUILIBRIO ACIDO-BASE.

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS. EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Escriba 3 ejemplos de electrolitos y tres de no electrolitos. 2. Consigne los pares de ácidos y bases conjugados de Brönsted - Lowry cuando se disuelve: HCl – H2O H2SO4 - H2O Na2S - H2O Na2CO3 - H2O

3. Marca con una X según corresponda : verdadero falso Según Arrhenius, los ácidos liberan iones hidrógenos en agua

Los ácidos reaccionan con metales activos como el zinc produciendo hidrógeno gaseoso.

Las bases tienen sabor agrio si se diluyen lo suficientemente como para poder probarlo.

Los ácidos fuertes son los que ionizan por completo en agua.

4. Calcule el grado de disociación de una sustancia A2B teniendo en cuenta que 0,7 moles se disolvieron en 500 mL de agua y se formó 0,2 mol de A1+ .Rta: 0,14 ó 14% 5- La aspirina es un ácido orgánico que Ka de 3,27x10-4 para la reacción

HC9H7O 4 (ac) + H2O (l) C9H7O4-

(ac) + H3 O+ (ac)


Comprender los conceptos de ácidos y bases de acuerdo a las teorías de Arrhenius y de Bronsted y Lowry

Entender la autoionizacón del agua y escalas de pH y pOH

Explicar qué son los indicadores ácido-base y como funcionan

Interpretar curvas de titulación

Identificar electrolitos fuertes y calcular la concentración de sus iones

Emplear las constantes de ionización de ácidos y bases monopróticos débiles

Discutir los conceptos de solvólisis e hidrólisis Aplicar los conceptos de equilibrio de ácido-base a sales provenientes de ácidos fuertes

y bases fuertes, ácidos débiles y bases débiles para predecir el pH de una solución

Identificar soluciones amortiguadoras y describir su química

Efectuar cálculos en relación con soluciones amortiguadoras y su acción

Escribir las expresiones de constante de solubilidad Utilizar los valores de Kps en cálculos químicos

Identificar algunos compuestos poco solubles

Identificar el efecto de iones comunes sobre la solubilidad de sales en mezclas de compuestos iónicos


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Si Ud. tomara dos tabletas, cada una de 0,325 g de aspirina y las disolviera en un vaso de agua de 225 mL ¿Cuál sería el pH de la solución? Rta:2,64 6- Una disolución preparada disolviendo 0,200 g de HF en 100 mL de agua presenta un punto de congelación de -0,198 °C. ¿Cuál es el grado de disociación del HF? Rta: 0,064 o 6,4% 7-Determine el pH de una solución de ácido clorhídrico 0,2 mol/L, factor i = 2. Rta: 0,7 8- Calcule el pH de una solución de hidróxido de sodio al 0,3 g%mL, porcentaje de disociación 100%. Rta. 12,88 9- a- Si el pH de una disolución de ácido clorhídrico es 2,3 ¿Cuál es la concentración de dicha disolución? Rta.5 x 10-3 b- Si el pH de una disolución de hidróxido de sodio es 13,20 ¿Cuál es su concentración? Rta: 0,16 M

10- Calcule el pH de las siguientes soluciones: a- 0,5 mol/L ácido nitroso. Ka 1x10-4 Rta: 2,15 b- 0,4 g de ácido cianhídrico (HCN) disueltos en 50 mL de solución.

Ka 1x10-10 Rta: 5,26 c- 0,15 mol/L de NH3. Kb 1,8x 10-5 Rta: 11,21 d- 0,0037 mol/L de H2CO3. Ka1 4,3x10-7 y Ka2 5,6x10-11. (Considere sólo su ionización a HCO3

- ). Rta: 4,4

11-Se mezclan 300 mL de solución de ácido clorhídrico 0,1 mol/L con 500 mL de hidróxido de sodio 0,2 mol/L. Calcule el pH de la solución resultante. Rta: 12,94 12-Determine la concentración expresada en g % mL de una solución de hidróxido de sodio, cuyo pH es 12. Rta: 0,04 g%mL 13- Responder:

a- ¿Qué son los indicadores ácido – base? b- ¿Cuáles son las características esenciales de un indicador ácido – base? c-¿Qué determina el color de un indicador ácido – base en una disolución acuosa?

14- El Ka del azul de bromotimol es 7,9x10-8, un indicador que puede estar presente como HIn. Las moléculas de HInson amarillas y los iones In- son azules. ¿De que color será una solución solución de bromotimol en la cual:

a- H3O + = 1x10-4 Rta.: Será amarillo b- pH= 10,30? Rta.: Será azul

15- Una solución 0,15 mol/L en HClO4 y 0,20 mol/L en KClO4 ¿Es una solución amortiguadora? Exprese su conclusión.


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16-Calcule el pH de las siguientes soluciones amortiguadoras: a- HF 0,15 mol/L y KF 0,20 mol/L. Ka 6,8 x 10-4 Rta: 3,57

b- CH3 COOH 0,040 mol/L y Ba(CH3COO)2 0,025 mol/L. Ka 1,8 x 10-5

Rta: 4,84 17-Trace un esquema aproximado de la curva de titulación que se espera en la titulación de un ácido fuerte con una base fuerte. ¿qué determina el pH de la solución en los puntos siguientes?

a- antes de agregar la base b- punto de semiequivalencia c- punto de equivalencia d- adición de exceso de base e- compare su curva con la de la bibliografía.

18-Escribir la expresión del producto de solubilidad de las siguientes sales:

a) AgCl b) Hg2Cl

2 c) Pb

3(AsO

4)

2

d) sulfato de bario e) hidróxido de hierro (III) f) fosfato de calcio

19- El valor de Kps para el MgF2 es de 5x10-11, calcule la solubilidad de la sal en:

a- mol /L Rta: 2,32 x 10-4 b- g/L Rta: 1,44 x 10-2

20- La solubilidad en disolución acuosa del CaSO4 (Masa molar = 136), a 25ºC, es 0,20 g CaSO4/100 mL. ¿Cuál es el valor del kps del CaSO4 a 25ºC? Rta: 2,16 x 10-4 21- El Kps del fluoruro de magnesio es de 6,4 x 10-9

a- Calcule la solubilidad molar del fluoruro de magnesio en agua pura. Rta: 1,17 x 10-3 b- Calcule la solubilidad molar del fluoruro de de magnesio en solución de fluoruro de sodio,

0,10 mol/L. Rta: 6,4 x 10-8 c- Compare la solubilidad en ambos casos. Explique.

22- Si se mezclan 100mL de sulfato de sodio 0,00075 mol/L con 50 mL, de cloruro de bario 0,015 mol/L ¿Se formará precipitado?. Kps BaSO4 1,1 x 10-10 Rta.: sí se formará precipitado 23-Indique el pH al cual comienza a precipitar:

a-Como hidróxido de magnesio, los cationes magnesio, de una solución 0,01 mol/L de cloruro de magnesio. Kps Mg(OH)2 1,8 x 10-11 Rta: 9,63

b-Como hidróxido férrico, los cationes férricos, de un solución 0,00001 mol/L de cloruro férrico. Kps Fe(OH)3 4x 10-38 Rta: 3,2


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AUTOEVALUACION

1. Calcule el pH de las siguientes soluciones suponiendo ionización total: i. 0,4 mol / L de HNO3 Rta.:0,39

ii. 0,005 mol / L de H2SO4 Rta.: 2 iii. 2 g de ácido clorhídrico disueltos en 250 mL de solución. Rta.:0,66 2. Cuando se disuelve amoníaco en agua se disocia de acuerdo a la siguiente ecuación:

NH3(g) + H2O(l) <========> NH41+

(ac) + HO 1- (ac)

i. Calcule el factor i sabiendo que una solución 0,02 mol/Kg congela a -0,0396 °C. Rta.:1,06 ii. Determine el grado de disociación. Rta.: 0,06 o 6%

3. Calcule el pH de la solución anterior considerando densidad de la solución como la densidad

del agua. Rta.: 11,08 4. Calcule el pH de las siguientes soluciones:

i. 0,1 mol/L ácido benzoico Ka 6x10-5 ii. 0,4 g de ácido acético CH3COOH disueltos en 100 mL de solución Ka 1.8x10-5 iii. 0.5 mol/L de hidróxido de amonio Kb 2x 10-5

5. Calcule la solubilidad del cloruro de plata:

i. En agua. ii. En cloruro de sodio 0,1 mol/L

6. Determine la concentración máxima de catión férrico (Fe3+) que puede existir en un agua

potable pH 6.4. 7. Se dispone de una solución 0,01 mol/L de catión cinc y 0,01 mol/L de catión cúprico cúprico:

i. ¿Cuál de los dos iones precipitará primero cuando se agrega ión sulfuro? ii. ¿Qué concentración de ión sulfuro como mínimo debe existir?.

8. Determine la solubilidad en agua del sulfato de bario y del cromato de plata. 9. - El kps del CaF2 (PM = 78,1) a 25ºC, es 4,0.10-11. ¿Cuál es su solubilidad en moles/L y en g/L? 10.- Experimentalmente se obtiene que el yoduro de plomo (II) se disuelve en una proporción de

6x10-4

moles en 0.5 L de agua a 25ºC. Calcular su producto de solubilidad.

11.- Una disolución de un ácido monoprótico en concentración 10-2 M, se encuentra ionizado en un 3%. Calcular el pH de la disolución. 12-Consigne los pares de ácidos y bases conjugados de Brönsted - Lowry cuando se disuelve: NaF – H2O Na2HPO4 - H2O H2S - H2O KCN - H2O


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13-En la actualidad se considera que tanto el Hierro como el Manganeso no afecta la salud humana, no obstante el agua potable debe contener bajos valores de ambos elementos por que produce el manchado de los sanitarios, teñido de ropa y depósitos en cañerías, cuando precipitan como óxidos o hidróxidos hidratados. El suministro de agua potable requiere como condición que la concentración de hierro no supere 0,3 mg/L y para el manganeso 0,05 mg/L. Determine el pH requerido para disminuir la concentración a esos valores, por precipitación como hidróxidos.

a- Si el manganeso se encuentra como Fe2+ b- Si el manganeso se encuentra como Fe3+ c- Si el manganeso se encuentra como Mn2+ d- Si el manganeso se encuentra como Mn3+

14- De acuerdo con el conocimiento actual para una óptima salud dental es deseable un nivel de fluoruro aproximado de 1 mg/L en el agua potable; a niveles menores, la caries dental se convierte en un problema y a niveles mayores el problema es la fluorosis (manchado de los dientes). ¿Esta concentración de fluoruro será soluble en un agua que contiene 200 mg/L de catión calcio?


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TABLA DE BRÖNSTED

FUERZA ACIDA

FUERZA ACIDA

ACIDO BASE FUERZA BASICA

FUERZA BASICA

FUERTE Disociado 100% ac.

HClO4 HCl H2SO4 HNO3 H3O+

ClO4-

Cl- HSO4

- NO3

- H2O

NO SIGNIFI- CATIVA

MEDIANO

HSO4-

H3PO4 HF

SO42-

H2PO4-

F-

MUY DEBIL

DEBIL

HC2H3O2 H2CO3 H2S H2PO4

- NH4

+

C2H3O3-

HCO3-

HS- HPO4

2-

NH3

DEBIL

MUY DEBIL

HCO3-

HPO32-

H2O

CO32-

PO43-

HO-

MEDIANO

NO SIGNIFICATIVO

HS- HO- H2

S2- O2- H-

FUERTE Disociado 100% ac.


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Guía de trabajo Nº 14: ELECTROQUÍMICA.

EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Determine la masa que se reduce por mol de electrones, de la sustancias o iones, para las

reacciones indicadas en el cuadro:

REACCION MASA

Zn 2+(ac)

+ ___e -------------> Zn(s) Rta. 32,65 g

2H+(ac) + ___e -------------> H2(g) Rta. 1 g

Fe3+ (ac) + ___e -------------> Fe2+(ac) Rta. 56 g

Al3+(ac) + ___e -------------> Al(s) Rta. 9 g

O2 (g) + 4 H+(ac) + __e- --------> 2 H2O(l) Rta. 8g

2. Determine la masa de la sustancia reducida de acuerdo con la cantidad de corriente que

circula:

REACCION CANTIDAD DE CORRIENTE

MASA REDUCIDA

Mg2+ (ac) + ___e- -----> Mg (s) 4,7 F Rta. 56.4 g

Al3+ (ac) + ___e- -----> Al(s) 120 F Rta. 1080 g

Hg2+(ac) + ___e- -----> Hg(l) 7x102 coul Rta. 0,73 g

3. Determine la corriente que circula cuando se reduce la masa indicada en el cuadro:

REACCION MASA REDUCIDA CANTIDAD DE CORRIENTE

Cu2+ (ac) + ___e- -----> Cu (s) 350 g d e Cu Rta. 11,02 F

Fe3+ (ac) + ___e- -----> Fe(s) 1500 kg de Fe Rta. 8,04.104 F

Ag+(ac) + ___e- -----> Ag(l) 10 toneladas de Al Rta. 9,26. 104 F


Usar correctamente la terminología de la electroquímica.

Diferenciar las semi reacciones de oxidación – reducción y reconocer en qué electrodo ocurre cada una.

Usar las leyes de Faraday de la electrólisis para los cálculos correspondientes

Describir y dibujar celdas voltaicas y celdas electrolíticas.

Usar los potenciales normales de electrodo para predecir la espontaneidad de la reacción.

Conocer algunos procesos de corrosión y de algunos métodos para su prevención


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4. Indique el potencial estándar de reducción, en solución acuosa a 25 ºC

REACCION DE REDUCCION POTENCIAL

Ba2+(ac) + ___e- ---------> Ba(S) Rta. -2,90 v

SO42-

(ac) + 4H+ +___e- ----------> SO2 + 2 H2O Rta. 0,20

PbO2(s)+H2SO4 + 2H+___e- ------->PbSO4(s)+ 2 H2O Rta. 1,685 v

5. Indique si las reacciones de oxido reducción del cuadro ocurren espontáneamente en el sentido que se las ha escrito. Justifique su respuesta. (Considere condiciones estándar de trabajo)

REACCION SI NO

Zn + 2HCl ----------------> ZnCl2 + H2 (g) x

Cu + 2HCl ----------------> CuCl2 + H2 (g) x

O2 + 2HCl + 2Ag ----------------> 2AgCl + H2O x

5Cl2 + 2 MnSO4 + 8H2O + 6 K2SO4 --------> 10 KCl + 2KMnO4 + 8 H2SO4 x

2KI + K2SO4 + 2H2O -------------> I2 + SO2 + 4KHO x

6-Cuando circula 1 Faraday de electricidad en una pila de Zn / Zn 2+(1 M)/ Cu2+ (1 M)/ Cu

(Marcar con “X” cuando la respuesta es correcta, en él o los electrodo/s correspondiente/s) y justifique su respuesta.

ANODO CATODO

a) Se depositan 63,5 g de Zn

b) Circulan ½ mol de electrones

c) Se disuelven 65,3 g de Zn

d) Se depositan 63,5 g de Cu

e) Se depositan 63,5 / 2 g de Cu x

f) Se depositan 65,3 / 2 g de Zn

g) Se disuelven 65,3 / 2 g de Zn x

h) Se disuelven 65,3 / 2 g de Cu

i) Se deposita un mol de Zn

j) Se deposita una masa equivalente de Cu x

k) Se produce la oxidación x

l) Circulan 6,02 · 1023 electrones x

m) Circulan 2 · 6,02 · 1023 electrones

7-Se tiene una pila formada por un electrodo de Al y otro de Cd en solución 1 mol / L de cationes Al y Cd. Determine: a) Cuál es el ánodo. b) Cuál es el cátodo. c) Cuál es la reacción de oxidación. d) Cuál es la reacción de reducción. e) Si el Al modifica su peso en 0,250 g durante un cierto período de funcionamiento de la pila.

¿Cuánto modificará su peso el Cd? . f) Sí circula 4,2 F de electricidad ¿Cuánto Cd y Al se disuelve o se deposita según corresponda?.


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g) Sí el Cd varió su peso en 0,300 g ¿Qué cantidad de electrones circuló?. h) ¿Cuál es el potencial de la pila en condiciones estándar?. Rtas.: e)1,56g de Cd g) 3,21.1021 electrones f)236,4g deCd y 37,8 g de Al h)1,257V 8.-El siguiente esquema corresponde a la pila que permite determinar el potencial estándar de reducción del Cinc. Zn2+/Zn Eºr = -0,76 V. Indique:

a) ¿Cuáles son las especies que deben estar presentes en las soluciones A y C? Solución A

Solución C

b) ¿De que metal están constituidas las barras B y D?

Barra B Barra D

c) ¿Qué función tiene el puente salino E, y de que está formado?

d) ¿Cuál es la reacción catódica y cuál la anódica? Reacción en el cátodo

Reacción en el ánodo

e) ¿Que pH debe tener la solución C?

PH f) Si el electrodo de cinc varía su masa en 65,38 g que volumen de H2(g) CNPT reacciona en el

otro electrodo.

Volumen de H2 22,4 L

Voltímetro

H2 (g)1 atm

D

C

B

A

E


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9.-Se construye una pila formada por un electrodo de Hierro (s) en solución de cloruro ferroso (1mol/L) y un electrodo de aluminio en solución de cloruro de aluminio (1mol/L).

Eºr Fe2+/Fe = – 0,44 V Eºr Al3+/Al = – 1,66 a) Realice el esquema de la pila indicando el cátodo y el ánodo. Esquema

b) Indique la ecuación catódica y anódica Cátodo

Anodo

c) Potencial de la pila

Resolución

Sí uno de los electrodos metálicos, disminuyó su masa en 450 g cuanto aumentó la masa del otro

electrodo. aumento de masa Rta. 1400 g

Resolución

d) Sí circulo una cantidad de corriente de 7 Faraday, que masa de aluminio intervino en la reacción.

Masa de aluminio: Rta. 63 g

Resolución


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10.- Considere la electrólisis de bromuro de potasio fundido con electrodos inertes . Al hacer circular la corriente se realizan las siguientes observaciones: Se producen burbujas de gas bromo, color pardo rojizo en uno de los electrodos. Se produce potasio metálico fundido de color gris plateado en el otro electrodo.

Er K+ / K = –2, 927 V Er Br2 / Br - = 1,1 V

F = 96.487 C/mol e 1A = 1C/ s

Indique: a- Reacción en el cátodo y en el ánodo Cátodo

Ánodo

b-Potencial mínimo a aplicar en la cuba electrolítica para producir la reacción en condiciones estándar

Potencial Rta. 4,027 V

Resolución

c-Masa de potasio depositado cuando circuló una corriente de 1,12 Amperes durante 2,40 horas.

Masa de K Rta. 3,91 g

Resolución


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11.- Dados los siguientes Eºreducción de los siguientes electrodos para construir pilas: Cu2+

(ac) + 2e- Cu(c) Eºreducción = 0,337 V

Fe2+(ac) + 2e- Fe(c) Eºreducción = - 0,44 V

Zn2+(ac) + 2e- Zn(c) Eºreducción = - 0,763 V

Ag+(ac) + e- Ag(c) Eºreducción = 0,7994V

Es posible afirmar que, en condiciones normales electroquímicas:

V

F

En una pila Zn/Cu el electrodo de cobre es el ánodo.

El mayor Eºpila corresponde a la pila Zn/Fe.

Conectado con cualquiera de los otros metales la plata se oxida.

Cuando se oxidan 65 g de Zn se reducen 108 g de Ag+

.

Cuando se reducen 100 g de H+ se oxidan 3,25 kg de Zn

Cuando circulan 5F de electricidad en la pila Zn/Cu, se disuelven 163,75 g de Zn en el ánodo

El hierro, en este caso ,siempre es cátodo.

12.-Determine la masa de magnesio metálico que puede obtenerse del cloruro de magnesio

fundido, utilizando una corriente de 7,30 A durante 2 horas. ¿Qué volumen de cloro a 25°C y 1atm

se producirán y en cuál de los electrodos?.

Rta. 6,53 g de magnesio.

13. El dióxido de manganeso reacciona con ácido clorhídrico diluido formando cloruro manganoso y cloro molecular. Calcule las cantidades estequiométricas de los reactivos que son necesarias para obtener 10 litros de cloro gaseoso medidos a 20 °C y 760 mm de Hg. Rta. 0,416 moles de cloro

Rta. 36,19 g de MnO2

Rta. 59,90 g de HCl

Guia de Trabajos Practicos de Aula 2012 v2

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