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2015 Universidad Tecnológica Nacional

Facultad Regional Mendoza

CATEDRA: QUIMICA GENERAL

Química General – Ingeniería Química Página 1

PROGRAMA ANALÍTICO DE: QUÍMICA GENERAL CURSO: 1º Año ESPECIALIDAD: INGENIERÍA QUÍMICA

UNIDAD TEMÁTICA CONTENIDOS

1

SISTEMAS MATERIALES. NOTACIÓN. CANTIDAD DE SUSTANCIA.

NOMENCLATURA Y FÓRMULAS QUÍMICAS 1.A. Materia La química, objetivos y definiciones. Sistemas materiales. Clasificación.

Elementos, compuestos y mezclas. Separación de los componentes de las mezclas.

1.B. Fórmulas químicas y estequiometria de composición Simbología química. Símbolos, fórmulas y ecuaciones químicas. Significado

y representaciones Nomenclatura y formulación química. El mol. La constante de Avogadro. Número de moles. Masa molar. Cálculos estequiométricos elementales.

2

ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y SISTEMA PERIÓDICO

2.A. Estructura electrónica de los átomos Materia y Energía. Equivalencia. Ecuación de Einstein. Masa y Peso. Concepto de onda. Dualidad “Onda-Partícula” (Einstein) y “Partícula-Onda” (De Broglie). Partículas fundamentales. Átomo. Modelo atómico de Bohr. Números cuánticos. Niveles y subniveles de energía. Modelo atómico de Schrödinger. Configuración electrónica. 2.B. Periodicidad Tabla periódica. Grupos y Períodos. Elementos s,p,d y f. Efecto pantalla. Propiedades periódicas.

3

ENERGÉTICA 3.A. Primera ley de la termodinámica Sistema: aislado y no aislado. Medio. Universo. Trabajo. Calor. Temperatura. Energía interna. Principio general de conservación de la Energía. Primer principio de la Termodinámica. Entalpía. Calor específico. 3.B. Termoquímica Termoquímica. Leyes. Entalpía estándar de formación. Entalpía de reacción.





UNIDAD TEMÁTICA

CONTENIDOS

4

ENLACES O UNIONES QUÍMICAS 4.A. Enlaces fuertes

Concepto De átomo, ion, molécula y radical libre. Propiedades empíricas de los enlaces: longitud, geometría y energía. Enlaces fuertes: Iónico, Covalente y Metálico. Teoría de Lewis y Teoría del enlace de valencia. 4.B. Enlaces débiles Enlaces débiles: Dipolo - dipolo. E.P.H. Dipolo inducido - dipolo inducido. Dipolo – dipolo inducido. Ion – dipolo. Ion – dipolo inducido.

5

REACCIONES QUÍMICAS 5.A. Mol y masa molar. Equivalente y masa equivalente. Número de oxidación. Reacciones con o sin cambios en los números de oxidación. Estequiometria en Reacción. Pureza de reactivos. Reactivo limitante. Rendimiento. 5.B. Reacciones Redox. Determinación de coeficientes estequiométricos. Método del Ion – Electrón

6

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA 6.A. Estado gaseoso Gases ideales. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Abogador. Ecuación general de estado. Constante universal. Ley de Dalton. Ley de Graham. Gases reales. 6.B. Estado sólido Estructura. Celdas unitarias. Cristales iónicos, covalentes, moleculares y metálicos. Tipos de empaquetamiento. Imperfecciones. Cristales líquidos. Sólidos amorfos. 6.C. Estado líquido y cambios de fase Propiedades generales. Cambios de fase; energías asociadas. Curvas de calentamiento. Temperatura y presión crítica. Presión de vapor, concepto molecular. Presión de vapor y temperatura. Diagrama de fases.





UNIDAD TEMÁTICA

CONTENIDOS

7

SOLUCIONES Y COLOIDES 7.A. Soluciones y proceso de disolución Concepto y clasificación de soluciones. Concentración. Fracción molar. Molaridad. Molalidad. Normalidad. Composición porcentual. Estequiometría en Solución. Energías asociadas a los procesos de disolución. Soluciones diluidas y saturadas. Solubilidad, factores que la afectan. 7.B. Propiedades coligativas de las soluciones Propiedades coligativas. Disminución del punto de fusión. Elevación del punto de ebullición. Reducción de la presión de vapor. Presión osmótica. Ley de Raoult. Diagrama de fases para disolvente puro y solución de soluto no volátil. 7.C. Coloides Clasificación. Dispersión de la luz. Coloides hidrofílicos e hidrofóbicos. Eliminación de partículas coloidales.

8

CINÉTICA QUÍMICA

8.A. Velocidad de reacción Definición de velocidad de reacción. Su medición. Leyes de la velocidad. 8.B. Factores que modifican la velocidad de reacción Factores de influencia: A) Naturaleza de las sustancias reaccionantes. B) Concentración: Orden de reacción. Ley cinética. C) Temperatura: Ecuación de Arrhenius. D) Catalizadores: Energía de activación. Catálisis Homo y Heterogénea. Mecanismos de reacción. Teoría de las colisiones. Teoría de los estados de transición. Perfil de reacción.

9

EQUILIBRIO QUÍMICO

9.A. Equilibrio químico y constante de equilibrio Concepto. Constante de equilibrio en función de concentraciones molares y de presiones parciales. Relación entre Kc y Kp. Cociente de reacción (Q). Magnitud de la constante de equilibrio y extensión de la reacción química. Equilibrio Homo y Heterogéneo. Cálculo de concentraciones de equilibrio. 9.B. Factores que afectan el equilibrio químico Factores que perturban el equilibrio: Cambios de concentración, cambios de presión y volumen, cambios de temperatura. Principio de le Chatelier.





10

EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN 10.A. Teorías de ácidos y bases Ácidos y bases de Arrhenius. Teoría del solvente. Ácidos y bases de Bronsted-Lowry; pares conjugados, fuerza ácida. Ácidos y bases de Lewis. 10.B. Propiedades ácido-base del agua Ionización del agua. Kw. PH. Escala de pH y pOH. 10.C. Fuerza de ácidos y bases Ácidos y bases fuertes. Ácidos y bases débiles. Ácidos polipróticos. Constante de ionización. Cálculo de pH y porcentajes de ionización. 10.D. Hidrólisis Propiedades ácido – base de algunas sales. Hidrólisis de sales. Constante de hidrólisis. Relación entre Kh, Ki y Kw. 10.E. Amortiguadores y titulación Efecto de ion común y soluciones Buffer o reguladores de pH. Titulaciones ácido – base. Indicadores. 10.F. Producto de solubilidad Constante del producto de solubilidad. Determinación de la constante de solubilidad

11

ELECTROQUÍMICA

11.A. Celdas voltaicas

Electrogénesis (Pilas). Conductores de primera y segunda especie. Electrodos, tipos. Electrodo estándar de hidrógeno. Pila de Daniell y otras. Puente salino. Notación de pilas. Potencial de celda. Condiciones estándar electroquímicas. Tabla de potenciales estándar de reducción. Variación de los potenciales de celda con las concentraciones. Ecuación de Nernst.

11.B. Electrólisis

Electrólisis: Ley de Faraday, aspectos cuantitativos. Electrólisis del agua. Electrólisis del cloruro de sodio fundido y en solución.





TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO

Trabajo práctico N° 1: Técnicas fundamentales de laboratorio. Sistemas materiales. Trabajo práctico N° 2: Reacciones químicas. Trabajo práctico N° 3: Soluciones. Trabajo práctico N° 4: Propiedades coligativas Trabajo práctico N° 5: Ácidos y bases. PH. Titulación.

PROGRAMA DE EXAMEN

Bolilla 1: Temas: 2B - 4A - 7B - 11A Bolilla 2: Temas: 2A - 7A - 10D -11A Bolilla 3: Temas: 3A - 5B - 9B - 10A Bolilla 4: Temas: 1A – 4A - 7B - 10B Bolilla 5: Temas: 4B - 6A - 8A - 10E Bolilla 6: Temas: 6A - 6C - 7C - 10A Bolilla 7: Temas: 3B - 6B - 7A - 10C Bolilla 8: Temas: 1B - 3B - 10F- 11B Bolilla 9: Temas: 2B - 6C - 8B - 9A .

BIBLIOGRAFIA BÁSICA GENERAL Atkins - Jones. Principios de Química. Los caminos del descubrimiento. 3° Edición. Buenos Aires Argentina. Ed. Panamericana. Brown y LeMay. QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL. Quinta edición. Pearson Education Brown, LeMay y Burstein. QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL. Séptima edición. Pearson Education Brown, Le May y Burstein. QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL. Novena edición. Pearson Education Chang. QUÍMICA. Séptima edición. Ed. Mc Graw-Hill Chang. QUÍMICA. Novena edición. Ed. Mc Graw-Hill Petrucci, Harwood, Herring QUÍMICA GENERAL. Quinta edición. Ed. Prentice Hall Umland – Bellama. QUÍMICA GENERAL. Tercera edición. Ed. Thomsom Whitten, Davis y Peck. QUÍMICA GENERAL. Séptima edición. Ed. Mc Graw-Hill Whitten, Gailey y Davis. QUÍMICA GENERAL Tercera edición. Ed. Mc Graw-Hill





CRONOGRAMA DE ACTIVIDADES – QUÍMICA GENERAL 2015

Sem Fecha Actividades

1º 12 Tarde 1º 21 Noche

01 03/08 Unidad 1: Fórmulas- mol

04/08 Unidad 1: Fórmulas- mol Unidad 1: Fórmulas- mol

05/08 Unidad 2: Estructura Unidad 1: Fórmulas- mol

06/08 Unidad 2: Estructura

02 10/08 Unidad 1: Fórmulas- mol

11/08 Unidad 2: Estructura Laboratorio Nº 1

Unidad 1: Fórmulas- mol


Unidad 2: Estructura Laboratorio Nº 1


03 17/08 Feriado

18/08 1º Parcial (Unidades 1 y 2 ) 1º Parcial (Unidades 1 y 2)

19/08 Feriado Feriado

20/08 Unidad 3: Energética

04 24/08 Unidad 3: Energética

25/08 Unidad 3: Energética Unidad 3: Energética

26/08 Unidad 4: Enlaces Unidad 4: Enlaces

27/08 Unidad 4: Enlaces

05 31/08 Unidad 4: Enlaces

01/09 Unidad 4: Enlaces Unidad 4: Enlaces

02/09 Unidad 5: Reacciones químicas Unidad 5: Reacciones químicas

03/09 Unidad 5: Reacciones químicas

06 07/09 Unidad 5: Reacciones químicas



10/09 Unidad 5: Reacciones químicas

07 14/09 Unidad 6: Estados de agregación

15/09 Unidad 6: Estados de agregación Laboratorio Nº 2

Unidad 6: Estados de agregación

16/09 Unidad 6: Estados de agregación Laboratorio Nº 2

Unidad 6: Estados de agregación Laboratorio Nº 2

17/09 Unidad 6: Estados de agregación Laboratorio Nº2

08

21/09 Feriado





22/09 Unidad 6: Estados de agregación Unidad 6: Estados de agregación

23/09 2º Parcial: (Unidades 3, 4 y 5) 2º Parcial: (Unidades 3, 4 y 5)

24/09 Unidad 6: Estados de agregación

09 28/09 Unidad 6: Soluciones CURVAS

29/09 Unidad 6: Estados de agregación Unidad 7: Soluciones CURVAS

30/09 Unidad 7: Soluciones Unidad 7: Soluciones

01/10 Unidad 7: Soluciones COLIGATIVAS

10 05/10 Unidad 7: Soluciones COLIGATIVAS

06/10 Repaso para Global Repaso para Global

07/10 1º Global (Unidades 1 a 6) 1º Global (Unidades 1 a 6)

08/10 Unidad 7: Soluciones

11

12/10 Feriado

13/10 Unidad 7: Soluciones Laboratorio Nº 3

Unidad 8 Cinética


Unidad 7: Soluciones Laboratorio Nº 3


12 19/10 Unidad 8: Cinética

20/10 Unidad 8: Cinética Unidad 8: Equilibrio Químico

21/10 Unidad 9: Equilibrio Químico Unidad 8: Cinética

22/10 Unidad 9: Equilibrio Químico

13 26/10 Unidad 9: Equilibrio Químico

27/10 Unidad 9: Equilibrio Químico Unidad 9: Equilibrio Químico

28/10 3º Parcial: (Unidades 7 y 8) 3º Parcial: (Unidades 7 y 8)

29/10 Un Unidad 9: Equilibrio Químico

14 02/11 Unidad 10: Equilibrio en solución

03/11 Unidad 10: Equilibrio en solución Unidad 10: Equilibrio en solución

04/11 Unidad 10: Equilibrio en solución Unidad 10: Equilibrio en solución

05/11 Unidad 10: Equilibrio en solución

15 9/11 Unidad 11: Electroquímica

10/11 Unidad 11: Electroquímica Laboratorio Nº 4

Unidad 11: Electroquímica

11/11 Unidad 11: Electroquímica Unidad 11: Electroquímica Laboratorio Nº 4

12/11 Unidad 11: Electroquímica

16 16/11 Repaso para Integrador

17/11 Repaso para Integrador Repaso para Integrador

18/11 Integrador Integrador

19/11





CARRERA: Ingeniería Química ASIGNATURA: Química General AÑO: Primero OBJETIVOS GENERALES: Que el alumno logre:

Obtener conocimientos básicos para la adquisición de saberes más complejos e integrarlos con

las distintas asignaturas de su carrera.

Interpretar fenómenos químicos en los procesos tecnológicos y orientarlos hacia la iniciación de la investigación poniendo de relieve la funcionalidad de estos contenidos para el futuro desempeño profesional.

METODOLOGÍA DE TRABAJO

Este curso tiene como características fundamentales la modalidad teórico-práctica de su desarrollo y la aplicación del sistema de evaluación continua y promoción directa de los alumnos que cumplan con los requisitos necesarios. Modalidad teórico-práctica

Consiste en el trabajo permanente en el aula, donde luego de una introducción por parte de los profesores a los temas de la unidad, se trabaja en forma grupal en la resolución de ejercicios, cuestionarios, y distintas situaciones problemáticas de la guía. Para estas actividades es necesario el empleo de la bibliografía apropiada que el alumno deberá llevar, más la que la Cátedra pueda proporcionar. También se contempla la realización de prácticas de laboratorio. El alumno asistirá a ellas con carácter obligatorio para lo cual deberá poseer los conocimientos previos para tal fin, pudiéndose evaluar antes o después del mismo. El alumno deberá concurrir al laboratorio con guardapolvo, gafas, un trapo rejilla, el cabello recogido y sin elementos que pongan en riesgo la seguridad, según lo indican las normas. Antes de retirarse del laboratorio deberá dejar todo el material, las mesadas y piletas limpias y ordenadas. Al finalizar la actividad de laboratorio, deberá presentar el informe correspondiente. Se exigirá tener un 75 % de asistencia para obtener la condición de alumno regular. Evaluación continua y promoción directa

En este sistema se aplican evaluaciones parciales. Cada una de estas se realiza al finalizar todas las actividades teórico prácticas de las unidades a evaluar. Y dos evaluaciones globales, siendo la segunda de carácter integrador. La materia se desarrolla en dos instancias, que finalizan con las evaluaciones globales. La escala de calificación de evaluaciones parciales y globales es de 0 a 100 puntos. La nota final asignada se determina del siguiente modo:

10

45,025,01,0 21321 GGPPPNota





RÉGIMEN DE APROBACIÓN DE LA MATERIA APROBACIÓN POR PROMOCIÒN DIRECTA. El alumno debe:

- Tener un 75 % de asistencia a clase. - Asistir a no menos del 75% de las evaluaciones parciales y laboratorios. - Asistir a la totalidad de las evaluaciones globales. - Aprobar la primera evaluación global con 40 % o más y la segunda con 60 % o más. - Lograr un promedio en las instancias de evaluación de siete (7) o más. (Cuando la

fracción sea de 50 centésimos se colocará el numero entero inmediato superior) - La nota promedio así obtenida es la calificación definitiva de la materia promovida por el

estudiante. APROBACIÓN POR EXAMEN FINAL El alumno debe: - Tener un 75 % de asistencia a clase.

- Asistir a no menos del 75% de las evaluaciones parciales. - Asistir a la totalidad de las evaluaciones globales. - Aprobar la segunda evaluación global con 40 % o más. - Lograr un promedio en las instancias de evaluación entre cuatro (4) y seis (6). - Los alumnos que obtengan como nota promedio menos de cuatro (4) puntos deberán

rendir la instancia recuperadora globalizadora también de carácter integrador. - El alumno que obtenga menos de cuatro (4) puntos deberá recursar la materia. - El examen final será oral y teórico-práctico, incluyendo todos los temas de la materia.

Cuando el alumno ingresa a la mesa de examen, extrae dos bolillas de examen y dispone de quince minutos para hacer una revisión rápida. Los profesores integrantes de la mesa eligen los temas a evaluar de las bolillas sorteadas para dar orden al examen, pudiendo incluir durante el examen otros temas pertenecientes al programa.





UNIDAD TEMÁTICA 1: TABLA PERIÓDICA. ESCRITURA Y NOMENCLATURA DE FÓRMULAS QUÍMICAS. NÚMEROS DE OXIDACIÓN. MOL. 1. En el siguiente esquema de la tabla periódica:

a) Ubicar y memorizar los elementos más importantes de los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18.

b) Ubicar y memorizar los elementos de transición del 4º periodo. c) Ubicar y memorizar los elementos de los grupos 11 y 12. d) Ubicar y memorizar los siguientes elementos: Tungsteno, Platino, Molibdeno y

Paladio. 2. Completar el siguiente cuadro con los números de oxidación posibles que presentan los elementos, de acuerdo a su ubicación en la tabla periódica.

Grupo 1 Grupo 2 Grupo 13 Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17

3. ¿Entre qué valores varían los números de oxidación de los elementos de transición? ¿Cuál es el número de oxidación más probable de los elementos de transición?





TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS Período

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Grupo

1

2

3

4

5

6

7





4. Completar el siguiente esquema: +

=

= + =

+

………………..(g) ……………….(ac).

(Disuelto en H2O)

No metal

Metal

Hidrógeno

Oxígeno

Oxisales +…………..

Agua

Sal Haloidea

+

+

= +

=

+

=

+

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5. Escriba las fórmulas mínima y nombre de las sustancias que forma el oxígeno con los siguientes elementos:

Elemento

K

Ca

Mg

Fe

Fe

Al

Cu

N° de ox.

+1

+1

Fórmula

K2O

FeO

Nombre

Óxido de potasio

Óxido de hierro (III)

Elemento

C

N

N

S

S

H

C

N° de ox.

+4

+1

+2

Fórmula

CO2

SO2

SO3

Nombre

Dióxido de carbono

Trióxido de dinitrógeno (Anhídrido Nitroso)

Pentóxido de

dinitrógeno (Anhídrido Nítrico)

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

Elemento

Cl

Cl

Cl

Cl

I

I

I

N° de ox.

+1

+3

+5

+7

Fórmula

HClO

HIO

HIO3

HIO4

Nombre

Ácido hipocloroso

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

Elemento

C

N

N

S

S

S

F

N° de ox.

+4

+3

+5

+6

Fórmula

H2CO3

H2SO3

H2S

Nombre

Ácido carbónico

Ácido fluorhídrico

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

Elemento

Na

Mg

Cu

Cu

Al

Fe

N° de ox.

+1

+1

+2

Fórmula

NaOH

Fe(OH) 3

Nombre

Hidróxido de sodio

Hidróxido cúprico

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

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

Elemento

O

O2

-2 Cl

Br

N

S

Na

N° de ox.

- 2

- 1

Fórmula

H2O

Nombre

Agua

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Anión

Sulfato

SO3

-2 Nitrato

Nitrito

Sulfuro

Clorato

Catión

Sodio

Na2SO4 Sulfato de sodio

Ferroso

Fe+3

Cuproso

Cúprico

Anión

Perclorato

Cromato

Dicromato

Sulfato

Permanga

nato

Ortofosfato (Fosfato)

Catión

Potasio

Ferroso

Férrico

Mercúrico

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Aluminio

Anión

Peryodato

Carbonato

ácido

Dicromato

Carbonato

Ortofosfato (Fosfato)

Catión

NH4HSO4

Crómico

Ag+1

Calcio

Cinc

11. Escribir los nombres de las siguientes sustancias:

Fórmula Nombre

Na2O

NH4OH

K2CO3

Ca3(PO4 )2

LiNO3

Cu(NO3)2

Cr2(SO4 )3

Na2Cr2O7

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12. Definir:

a) Mol

b) Masa Molar

13. Determinar la masa en gramos de: a) Un átomo de cloro. Rta: 5.89 10-23 g/at b) Una molécula de agua. Rta: 2.99 10-23 g c) 6,02 x 1021 moléculas de ozono. Rta: 0.48g d) 6,023 x 1024 moléculas de hidróxido de litio. Rta: 240.11g

e) 1 x 106 átomos de oxígeno. Rta: 2.65 10-17 g

f) 6 moles de átomos de estroncio. Rta: 525,78 g

g) 1,2 moles de ácido sulfúrico. Rta: 117,7 g h) 10 moles de moléculas de oxígeno. Rta:320 g

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i) 2,5 moles de “moléculas” de sulfuro ferroso. Rta: 219,79 g

14. Determinar el número de átomos presentes en:

a) 11,78 g de cobre. Rta: 1.11 1023 at

b) 1680 g de fluoruro de sodio. Rta: 4,8 x 1025 átomos

c) 1 molécula de agua Rta: 3 átomos

d) 2 moléculas de ácido nítrico Rta: 10 átomos e) 2 moles de dióxido de silicio. Rta: 3,6 x 1024 átomos

f) 3 moles de átomos de sodio. Rta: 1,8 x 1024 átomos

g) 6 g de hidrógeno Rta: 7.5 1024 átomos

h) 3 x 1025 moléculas de pentóxido de difósforo. Rta: 2,1 x 1026 átomos

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15. Determinar el número de moles presentes en:

a) 2,016 g de hidrógeno molecular Rta: 1 mol

b) 9 x 1023 moléculas de helio. Rta: 1,5 moles

c) 100 g de hidróxido de sodio. Rta: 2,5 moles

d) 1,7 g de amoníaco Rta: 0.1 mol

e) 18 g de sulfuro de aluminio Rta:0.12 moles

f) 610,5 g de cloruro de calcio Rta: 5.5 moles

g) 12,217 g de cloruro de bario dihidratado. Rta: 0,05 moles

h) 0,7625 g de bórax (Na2 B4 O7. 10 H2O). Rta: 2 x 10-3 moles

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16. Indicar cuántas moléculas hay en:

a) 4 moles de moléculas monóxido de carbono. Rta: 2,4 x 1024

b) 56 g de nitrógeno. Rta: 1,2 x 1024

c) medio mol de dióxido de carbono. Rta: 3,01 x 1023

17. Responder:

a) ¿Qué masa de hidrógeno contiene el mismo número de átomos que 14 gramos de nitrógeno? Rta: 1g

b) ¿Qué masa es mayor, 1 mol de átomos de hidrógeno o 0,5 moles de átomos de oxígeno? Rta: 0.5 moles de oxígeno

18. Se tiene igual masa de sodio y litio. ¿En cuál de ellas se tendrá mayor cantidad de

átomos? Rta: Litio

19. ¿Cuántas moléculas se pueden formar con 3 x 1024 átomos de oxígeno? ¿Cuántos moles

de moléculas son? Rtas: 1,5 x 1024 moléculas y 2,5 moles de moléculas.

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20. ¿Cuántos moles de Na2SO4 .10 H2O hay en 1 kg de esa sustancia? Rta: 3,1 moles

21. ¿Cuántos iones sodio y cuántos iones sulfuro hay en 7,8 g de sulfuro de sodio? Rtas: 1,2 x

1023 iones Na+, 6 x 1022 iones S-2

22. ¿Cuántas moléculas de agua de hidratación hay en 1 mol de nitrato cúprico

hexahidratado? ¿Y cuántas hay en 59,1 g de esa sustancia? Rtas: 3,6 x 1024 y 7,2 x 1023 moléculas

23. Una muestra de un compuesto que pesa 83,5 g contiene 33,4 g de azufre. El resto es de oxígeno. ¿Cuál es la fórmula mínima? Rta: SO3

24. El ácido benzoico es un polvo blanco, cristalino, que se emplea como conservante de alimentos. El compuesto contiene 68,8% de C, 5,0% de H y 26,2% de O, en masa. ¿ Cuál es la fórmula mínima? Rta: C7H6O2

25. Una muestra de 3,87 mg de ácido ascórbico (vitamina C) por combustión genera 5,80 mg de CO2 y 1,58 mg de H2O. ¿Cuál es la composición en porcentaje de cada elemento? El ácido ascórbico contiene solamente C, H y O. Rta: C 40.82%, 4,57%

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UNIDAD TEMÁTICA 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA Y SISTEMA PERIÓDICO

1. Definir los siguientes términos

a) Radiación electromagnética b) Onda c) Longitud de onda d) Frecuencia e) Amplitud de onda

2. Escribir la relación entre y

3. En el siguiente gráfico, indicar:

a) Longitud de onda b) Amplitud de onda A

4. Considerar las tres ondas electromagnéticas siguientes y determinar su longitud de onda (λ), frecuencia (υ) y energía (E) en cada uno.

a)

1,88 10-6 m

λ = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

υ = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

E = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

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b)

c)

5. Indicar la región del espectro electromagnético a la que corresponden las ondas a, b, y c, del ejercicio anterior, considerando la información que proporciona la siguiente tabla: * Valores aproximados

Color Frecuencia (Hz) Longitud de onda (nm)

rayos X y (“gamma”) ultravioleta luz visible - violeta - azul - verde - amarillo - naranja - rojo infrarrojo microondas y ondas de radio

1017 1015 7,1.1014 6,4.1014 5,7.1014

5,2.1014 4,8.1014 4,3.1014 3.1014

3.1011

3 300 420 470 530 580 620 700 1000

3.106

6. Relación materia y energía: discutir y explicar los siguientes puntos

a) ¿Qué magnitud medible identifica a la materia?

b) ¿Por qué se dice que la luz tiene comportamiento dual?

1,88 10-6 m

1,88 10-6 m

λ = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

υ = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

E = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

λ = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

υ = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

E = _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

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c) Explicar la diferencia entre absorción y emisión de luz en el átomo de hidrógeno

d) ¿Cuándo se dice que dos electrones son isoenergéticos?

e) ¿Qué significa decir que la energía está cuantizada?

7. Un láser empleado para “soldar” retinas desprendidas produce radiación con una frecuencia de 4,69 x 10 14 s-1. Calcular la longitud de onda de esa radiación. Expresar el resultado en metros y en nanómetros. Rta: 6.40 x10 -7 m y 640 nm 8. Calcular 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

9. Leer en la bibliografía y definir los siguientes términos clave:

a) Naturaleza eléctrica de la materia

b) Electricidad c) Partículas subatómicas d) Números cuánticos

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e) Orbital atómico f) Nivel y subnivel de energía

10. El químico puede tener una concepción muy simple de átomo, debido a que sólo tres partículas subatómicas tienen importancia desde el punto de vista del comportamiento químico. Estas son: protones, neutrones y electrones. Con ayuda del libro, completar la siguiente tabla:

Partícula Masa Carga

Símbolo g uma Coulomb relativa

electrón

protón

neutrón

11. Investigar:

a) ¿Cómo se determinaron experimentalmente las abundancias isotópicas?

b) ¿En qué difieren los isótopos de un elemento dado? 12. Escribir la composición de un átomo de cada uno de los tres isótopos del neón: 20 Ne, 21Ne, 22 Ne 13. 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

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14. 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

10

11

2 H 1

35

15

31

40

18

15. Louis de Broglie en 1925 en su tesis doctoral reconoce la naturaleza dual de la materia “Dualidad Partícula-onda”. Una de las consecuencias más importante de esta conclusión es el Principio de incertidumbre, el cual fue formulado por el físico alemán Werner Heisenberg. A partir de ello los científicos buscaron una ecuación que pudiera responder a dichos conceptos. En 1926 Erwin Schrôdinger formula una ecuación, conocida como “Ecuación de Schrödinger”. En base a ello:

a) Escribir las contribuciones para el desarrollo de la mecánica cuántica del átomo, aportadas por:

De Broglie _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Heisenberg _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

Schrödinger _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

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b) Desarrollar el significado conceptual de cada número cuántico y sus valores

permitidos.

c) Dar los valores de los números cuánticos para n = 3. 16. Responder:

a) ¿Qué similitudes y diferencias hay entre los orbitales 2s y 3s?;

b) ¿Qué similitudes y diferencias hay entre el orbital 2s y un orbital 2p?;

c) Para un mismo átomo ¿Quién tiene mayor energía: el orbital 2s, el 3s o un orbital 2p? 17. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:

1s2, 2s1 1s2

2s1 1s2, 3s2 1s2, 2s2,2p8, 3s1 1s2, 2s2,2p6, 2d2

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. 18. Realizar la distribución electrónica por niveles y subniveles de energía de los elementos de números atómicos 1, 3, 10, 15 y 20. Indicar a qué elementos corresponden.

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19. Realizar la distribución electrónica de las siguientes especies químicas:

a) Feº (Hierro): b) Fe+2(catión ferroso): c) Fe+3(catión férrico): d) Baº (Bario): e) Ba+2(catión bario): f) S-2 (Anión sulfuro):

20. Escribir un conjunto aceptable de cuatro números cuánticos que describan a cada electrón de un átomo de cloro. 21. Indicar cuáles de estas sustancias son paramagnéticas.

a) Un átomo de zinc tiene todos los electrones apareados. b) Un átomo de níquel está rodeado de 28 electrones de los que dos son desapareados. c) Una molécula de tetrafluoruro de disilicio, Si2F4 (gas incoloro) contiene 64 electrones,

de los cuales dos son desapareados.

d) El átomo de helio está rodeado de dos electrones apareados.

e) El ion de helio, He+, tiene un solo electrón.

22. ¿Qué entiende por carga nuclear efectiva?

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23. A partir de la variabilidad del Zef en un grupo y en un período, deducir la variabilidad de otras propiedades periódicas. 24. Para los cationes magnesio y aluminio, determinar en cuál ion es mayor la carga nuclear efectiva. Justificar. 25. Con base en su posición en la Tabla Periódica marcar el elemento con la mayor energía de primera ionización de cada uno de los pares.

a) Boro y flúor.

b) Nitrógeno y fósforo.

c) Magnesio y bario.

d) Oxígeno y nitrógeno.

. 26. Acomodar las siguientes especies isoelectrónicas: 02-, F-, Na+, Mg2+, en orden creciente de:

a) Radio iónico b) Energía de primera ionización

27. Nombrar el elemento (o elementos) que se ajustan a las descripciones siguientes:

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a) Metal alcalinotérreo con dos electrones en el subnivel periférico 5s.

b) Elemento con afinidad electrónica más negativa. c) Elemento con un subnivel 4p con la mitad de la población electrónica máxima.

d) Elemento con la más baja energía de primera ionización.

e) Todos los elementos que poseen dos electrones impares 3p.

28. ¿Cuáles de las siguientes especies son isoelectrónicas entre sí? C, Cl-, Mn2+, Br -, Ar, Zn, Fe3+, Ge2+. 29. a) Predecir el número máximo de subniveles que integran el nivel de n=4. Especificar la designación de cada uno de los subniveles.

b) ¿Cuántos orbitales integran como máximo cada uno de esos subniveles? 30. Indicar el número de orbitales que puede tener cada una de las siguientes designaciones: a) n=2, l=1; b) n=4, l=2; c) n=5, l=1; d) 5d; e) 6s; f) 4d. 31. La carga nuclear efectiva experimentada sobre un electrón 3s ¿es mayor o menor que la del electrón 3d? Fundamentar la respuesta.

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AUTOEVALUACION 1-Calcular 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 2-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 10 20 fotones 3-De los siguientes conceptos sobre los números cuánticos, uno es falso. Indicar cual: a) n número cuántico principal representa el volumen efectivo del orbital. b) l número cuántico secundario, representa la forma del orbital. c) ml número cuántico magnético, representa la orientación del orbital. d) s o ms número cuántico de espín, representa los dos sentidos posibles del movimiento del

electrón alrededor de su propio eje. e) los electrones con igual n y l y distinto valor de ml forman diferentes niveles de energía. 4-Realizar la distribución electrónica de: a) El elemento potasio en estado fundamental. b) El elemento sodio en un estado excitado probable. c) El elemento aluminio en su estado catiónico. d) El elemento cloro en su estado aniónico. 5-El siguiente conjunto de números cuánticos n=3; l=1; ml= ; ms = ½ pertenece a un orbital: a.- 3s b.- 3p c.- 3d d.- 3f e.- a ninguno 6- Indicar la respuesta correcta en relación al principio de exclusión de Pauli: a) Permite deducir la forma espacial de un electrón. b) Limita la cantidad máxima de electrones en un orbital. c) Permite vincular la teoría de Bohr con la teoría cuántica. d) Resulta ser un complemento de la regla de Hund. e) Nos asegura que en un nivel no puede haber 2 electrones con espines paralelos. 7-Realizar el dibujo que permita apreciar el carácter direccional relativo de un conjunto de orbitales atómicos p. 8-Completar la siguiente información: a) La cantidad máxima de electrones en un orbital d es:____________ b) La cantidad de orbitales p de un determinado subnivel es: __________ c) La cantidad máxima de electrones en un subnivel d:___________ d) La cantidad máxima de electrones no apareado en un subnivel p:______ e) Represente dos electrones paralelos: ________ f) Represente dos electrones de sentido de giro opuesto: ________ 9- Considerar los siguientes conjuntos de números cuánticos. ¿Cuáles representan combinaciones imposibles? Indicar por qué.

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n L ml ms

a.- 1 0 0 +½ b.- 2 0 -1 - ½ c.- 3 2 -1 - ½ d.- 3 2 -2 +½ 10.- ¿Cuántos electrones desapareados hay en el estado fundamental de cada una de las siguientes especies químicas? a- Al+3 b- S-2 c- Ca+2 d- P e- B f- Na+ 11.- Basándose en la Tabla Periódica y las reglas de las configuraciones electrónicas, indicar el número de electrones: a- 2p en el nitrógeno. b- Antiparalelos en el cromo. c- 4s en el rubidio d- Desapareados en el plomo e- Desapareados en el carbono. 12. - Los electrones en los átomos se encuentran en orbitales, los orbitales se ubican en

................................, los..............................se ubican en.................................................

13 - El subnivel s contiene ................orbital y como máximo .............. electrones de distinto ................ 14 – El subnivel p consta de un conjunto de .................... orbitales atómicos, que según su

orientación espacial se denominan..................................... y contienen ............electrones. 15- Indicar la estructura electrónica del 27Co y su ion Co+2, mostrando el orden de ocupación de

los cinco orbitales d.

16. - ¿Qué otras propiedades periódicas se pueden estudiar en los elementos químicos

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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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UNIDAD TEMÁTICA 3: ENERGÉTICA

1. Definir los siguientes conceptos:

a) Sistema no aislado cerrado:

b) Energía:

c) Trabajo:

d) Calor:

e) Temperatura:

f) Energía interna:

2. En un sistema aislado, la energía total permanece.............................. y la variación de energía total es igual a.............................................. 3. El principio general de conservación de la energía permite la interconversión de cualquier energía en otra. ¿Es realmente esto posible? ¿O los cambios energéticos se producen (sin ayuda, “espontáneamente”) en una sola dirección? Explicar y proponer ejemplos. 4. Se calienta una muestra de gas añadiendo 500 J de calor:

a) Si el volumen permanece constante, ¿cuál es el cambio de energía interna de esta muestra? b) Si además de agregar calor a la muestra también se efectúan 100 J de trabajo sobre el sistema, ¿cuál es el cambio de energía interna de esta muestra?

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c) Si al calentar la muestra original, se permite que se expanda contra la presión atmosférica de 750 torr, aumentando el volumen desde 345 mL hasta 1846 mL ¿cuál es el cambio de energía interna de esta muestra?

5. La energía interna de un sistema se incrementa en 323 kJ, mientras que el sistema realiza un trabajo de 111 kJ. ¿Cuánto calor se intercambia entre el sistema y el medio durante dicho proceso? Indicar quién entrega calor, ¿el sistema o el medio? Rta: 434 kJ

6. Se encienden gases de O2 (g) e H2(g) en un cilindro. Al ocurrir la reacción el sistema transfiere 1150 J al entorno. Además la reacción genera que el pistón se eleve por expansión de los gases calientes. En esa expansión se efectúan 480 J sobre el entorno al empujar contra la atmósfera. Calcular el cambio de energía interna y de entalpía.

7. Definir: Calor específico. Calor de fusión y calor de vaporización. Variación de entalpía.

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8. Calcular la variación de entalpía correspondiente al proceso por el cual 200 g de hielo a -20º C se transforman en vapor de agua a 150º C a 1 atm de presión. Dibujar la curva de calentamiento correspondiente

9. ¿Cuál será el cambio de entalpía para convertir 100 mL de agua a 25 ºC y 1 atm de presión, en hielo a 0 ºC?

10. Marcar las opciones correctas que correspondan a una reacción exotérmica:

• La entalpía del sistema disminuye • ∆H tiene valor negativo • La entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos • Se absorbe calor del ambiente

11. Marcar las opciones correctas correspondientes a una reacción endotérmica.

• ∆H tiene valor positivo • El calor se transfiere al ambiente • La entalpía del sistema aumenta • La entalpía de los productos es mayor que la de los reactivos

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12. Enunciar la Ley de Hess y ejemplificar.

13. Definir: Entalpía de formación estándar (∆H°f)

Entalpía de reacción estándar (∆H°r)

14. ¿Verdadero o falso? Una sustancia en su estado termodinámico estándar debe estar a 25 ºC. Justificar

15. Calcular el ∆H°f del HCl (g) a partir de los siguientes datos:

NH3 (g) + HCl ( g) NH4Cl (s) ∆H° = -176,0 kJ

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H° = -92,22 kJ

N2 (g) + 4 H2 (g) + Cl2 (g) 2 NH4Cl (s) ∆H° = -628,86 kJ

16. Calcular la entalpía de reacción de 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g), a partir de las siguientes entalpías de reacción estándar:

S(s) + O2(g) SO2(g) ∆H° = -296,83 kJ

2 S(s) + 3 O2(g) 2 SO3(g) ∆H° = -791,44 kJ

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17. A partir de los valores de tabla de las entalpías estándar de formación determinar las entalpías estándar de reacción, para las siguientes reacciones.

monóxido de nitrógeno (g) + oxígeno (g) = dióxido de nitrógeno (g)

∆H°f

bromuro de hidrógeno (g) + cloro (g) = cloruro de hidrógeno (g) + bromo (g)

∆H°f

óxído férrico + hidrógeno gaseoso = hierro metálico + Agua líquida ∆H°f

Combustión del metano gaseoso (CH4) para dar CO2 (g) y H2O (g)

18. Para la reacción del nitrógeno con el hidrógeno para formar 2 moles de amoniaco: a) Calcular ∆H°r a partir de las entalpías de formación estándar. b) Calcular la variación de energía interna (en kJ), si la reacción se lleva a cabo a una presión constante de 40 atm y se produce una disminución de volumen de 1,12 L.

19. Considerar la siguiente reacción: 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

a) A partir de las entalpías estándar de formación, calcular la entalpía de reacción. ¿Es exotérmica o endotérmica?

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b) Calcular la cantidad de calor transferido cuando 2,4 g de Mg(s) reaccionan a presión constante.

c) ¿Cuántos gramos de MgO se producen para un cambio de entalpía de -96,0 kJ?

d) ¿Cuántos kJ de calor se absorben cuando se descomponen 7,50 g de MgO(s) en Mg(s) y O2 (g) a presión constante?

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UNIDAD TEMÁTICA 4: ENLACES QUÍMICOS

1. Definir:

a) Longitud de enlace.

b) Electronegatividad.

c) Número de oxidación.

2. La afinidad electrónica y la electronegatividad miden la tendencia a atraer electrones de un átomo. Explicar claramente en qué difieren.

3. Proponer las posibles geometrías y ejemplificar:

a) AX b) AX2

c) AX3

d) AX4

e) A2X2

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4. Definir y ejemplificar:

a) H° enlace.

b) H° disociación.

c) H° cristalización

5. Determinar la energía de enlace promedio para el metano.

6. Clasificar los enlaces fuertes o interatómicos.

7. Usando la Tabla Periódica clasificar cada uno de los siguientes posibles enlaces ya sea como predominantemente iónicos o covalentes:

a) O y S. b) Ca y S.

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c) Si y C. d) H y I.

e) Cl y O. f) Ga y F. g) Rb y Br. h) H y Li. i) Cs y N. j) F y Cl.

8. Escribir la estructura de Lewis para cada uno de los siguientes compuestos iónicos:

a) Fluoruro de rubidio b) Yoduro de bario

c) Sulfuro de magnesio

d) Oxido de potasio

e) Nitruro de sodio.

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9. Cada uno de los siguientes compuestos contiene por lo menos un enlace doble o triple. Escribir la estructura de Lewis para cada uno de ellos:

a) CS2

b) C3H6

c) C4H6

d) CO

e) C2H

2

f) HCN g) C3H4

10. Demostrar que cada una de las siguientes estructuras contiene un enlace covalente coordinado.

a) Catión amonio b) Dióxido de azufre c) Catión hidronio d) Ácido ortofosfórico e) Anión Sulfato

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11. Escribir la estructura de Lewis del ácido sulfúrico. 12. Asignar un número de oxidación a cada uno de los átomos en cada una de las siguientes especies:

a) H3PO3

b) H

2S

2O

7

c) KHSO4

13. Proponer la geometría y el diagrama electrónico para las siguientes moléculas homonucleares.

Geometría Diagrama

H2 Cl2

N2

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14. Proponer la geometría y el diagrama electrónico para las siguientes moléculas heteronucleares.

Geometría Diagrama

HCl H2O

15. ¿Qué orbitales híbridos usa el átomo central en cada una de las siguientes especies?

a) Amoníaco b) Cloruro de Mercurio (II) c) Ioduro de aluminio

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16. Clasificar los enlaces intermoleculares. Dar ejemplos.

17. ¿Qué tipo (s) de fuerzas intermoleculares existen entre los siguientes pares?

a) HBr y H2S

b) Cl2 y CCl4

c) I2 y NO3

-

d) NH3 y C6H6

18. Acomode las especies siguientes en orden creciente de sus puntos de ebullición: RbF, CO2, CH3OH y CH3Br

19. Describa la molécula de AsH3 de acuerdo a la teoría del enlace de Valencia:

a) Sin hibridización

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b) Con hibridización (geometría y diagrama electrónico).

20. Explicar por qué es estable una sal disuelta en agua.

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UNIDAD TEMÁTICA 5: ESTEQUIOMETRÍA- REACCIONES QUÍMICAS

1. Completar las descripciones que correspondan a la siguiente ecuación química :

calor a. Ca(HCO3)2 (…) CaO (…) + 2 CO2 (…)+ H2O (…) ………….. ………………………..……. b. ¿A qué tipo de reacción química corresponde el ejemplo?

2. Completar el siguiente cuadro comparativo dando un ejemplo para cada caso:

Tipo de reacción (ejemplo)

Característica

1- Metátesis :

1-a. Formación de un sólido insoluble: 1-b. Formación de un gas:

1-c. Formación de un electrolito débil o un no electrolito:

2- Oxidación-reducción

3. Definir:

a) Equivalente b) Masa equivalente c) Molaridad

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d) Normalidad

e) Molalidad f) Fracción molar

4. Determinar la mEq (masa equivalente) de las siguientes sustancias: a) Permanganato de potasio como agente oxidante b) Ácido orto fosfórico c) Bicarbonato de sodio d) Sulfato de aluminio e) Ácido sulfúrico

5. Calcular en nº de equivalentes presentes en : a) 86 g de fosfuro sódico

b) 36 g de nitrato férrico

c) 158 g de nitrito plúmbico

d) 59 g de hidróxido de sodio

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6. La piedra caliza se descompone por calentamiento en cal viva (oxido de calcio) y dióxido de carbono. Calcular :

a) Gramos de cal viva que se pueden producir a partir de 1 kilo de piedra caliza Rta: 560g b) Moles de dióxido de carbono que se liberan Rta:10 moles

7. ¿Qué volumen de cloro, medido en CNTP reaccionan con 7 g de sodio para dar cloruro de

sodio? Rta: 3.41 L 8. Se descompone térmicamente óxido mercúrico, obteniéndose 1.2 ml de mercurio líquido (densidad 13.6 g/mL) y oxígeno gaseoso. Calcular:

a) Masa de óxido mercúrico que reaccionó Rta:17.62 g b) Moles de oxigeno desprendidos Rta:0.04 moles

9 La calcopirita (CuFeS2) y la calcocita (Cu2S) son dos minerales del cobre. ¿Qué masa de calcocita contendrá la misma masa de cobre que la presente en 175 toneladas de calcopirita? Rta: 75.8 toneladas

10. En la reacción de 0.5 L de dióxido de carbono, medidos en CNTP, con suficiente hidróxido de calcio, se obtienen 2 g de carbonato de calcio. Calcular el rendimiento de la reacción. Rta: 89.7%

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11. Si 3 gramos de oxido de aluminio reaccionan con hidróxido de sodio, formándose 4 gramos de aluminado de sodio. Calcular la pureza del oxido Rta: 83%

12 Se parte de 20g de hierro (pureza 60%) y 30 g de acido sulfúrico (pureza 80%) para obtener sulfato ferroso e hidrogeno gaseoso

a) ¿Qué masa de hierro y ácido reaccionan? Rta: 12 g Fe; 21.1 g de acido b) ¿Qué reactivo se halla en exceso? Rta: el ácido c) ¿Qué volumen de hidrogeno se obtiene medido a 27ºC y 1atm de presión? Rta: 5,29 ml d) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene si el rendimiento es del 80%? Rta: 4.23 ml

13 Calcular la masa de cloruro de amonio, con una 12% de impurezas , que se requiere para que al reaccionar con hidróxido de sodio se obtengan 3 L de amoníaco medidos a 25ºC y 1 atm Rta: 7.48 g

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14 En la etiqueta de un frasco de amoníaco acuoso (NH4OH) comercial, figuran los siguientes datos: densidad 0,896 g/mL; concentración en masa 29,89 g% g de solución.

a) Determinar la concentración y expresarla en: concentración volumétrica Molaridad, Normalidad, Molalidad y Fracción molar del soluto con las unidades correspondientes Considerar la densidad del agua 1 g/mL

Rta: 7,65 mol/l; 7,65 eq7l y 0,18

b) Si se diluyen 200 mL de ese hidróxido concentrado con agua hasta obtener 3,00 L de

la disolución ¿cuál será la molaridad de la solución diluida? Rta: 0,255 mol/l

15 Se hacen reaccionar 15 g de nitrato de plata (pureza 80%) con 6 g de cloruro de sodio (pureza 85%). Se obtienen 8 g de cloruro de plata

a) ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Rta: 79% b) ¿Qué masa de nitrato de sodio se obtiene? Rta: 4,74 g

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c) ¿Se trata de una reacción de oxido-reducción?

16. A partir de una solución de ácido sulfúrico al 32% m/m cuya densidad es de 1,6 g/ml, calcular:

a) La molaridad de la solución. Rta: 5.22mol/L b) Molalidad. Rta: 4.8 mol/kg c) Fracción molar del soluto. Rta: 0,08

17. Se tiene una solución acuosa 2 Molar de Nitrato de potasio. Expresar su concentración en %m/V Rta: 20.2%

18. Señalar y justificar cuál es la solución más concentrada :

a) 0,001 M de HCl

b) 0,3 g/L de HCl c) 0,029 g%ml de HCl

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d) 0,16 g/250 ml de HCl

19. Calcular la fracción molar del soluto y del solvente en una solución que contiene 30g de hidróxido de sodio y 50 g de agua Rta: x soluto: 0.21

20. Se quieren preparar 2 L de solución de ácido sulfúrico 0.1 M ¿Cuántos ml de solución del mismo ácido 95% m/m y densidad 1.7 habrá que emplear para preparar dicha solución? Rta : 12 ml

21. Se tiene una solución de ácido clorhídrico 12 M cuya densidad es de 1.19 g/ml. Calcular:

a) Su concentración expresada en %m/m Rta: 36.8% b) La fracción molar del soluto Rta:0.223 c) Su molalidad Rta:15.9 m

22. Se dispone de 60 ml de solución 3 M de hidróxido de potasio, y se agregan 40 ml de agua ¿Cuál es la nueva concentración? Rta: 1,8 M

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23. Resolver las siguientes ecuaciones de oxidación-reducción por el método ión-electrón. En

todas las reacciones escribir la ecuación iónica, la molecular, el agente reductor y oxidante y las semiecuaciones de reducción y de oxidación

a) Permanganato de potasio + Cloruro de hierro (II) + Ácido clorhídrico Cloruro de

manganeso (II) + Cloruro de hierro (III) + Cloruro de potasio + Agua

b) Ácido nitroso + Ácido sulfuroso Ácido sulfúrico + Monóxido de nitrógeno + Agua

c) Dicromato de potasio + cloruro de potasio+ acido sulfúrico Cloro molecular + sulfato crómico+ sulfato de potasio + agua

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d) KIO3 + H2 2 + KAsO2 + HCl

e) Permanganato de potasio + Cloruro ferroso + Agua + Cloruro de potasio Dióxido de manganeso + Cloruro férrico + Hidróxido de potasio

f) Níquel + Perclorato de potasio + Agua + Cloruro de potasio Cloruro de níquel (II) + Clorato de potasio + Hidróxido de potasio

g) Cromato de potasio + Hidrógeno molecular + Agua + Cloruro de potasio Hidróxido de potasio + Cloruro crómico

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h) Cloro gaseoso + Hidróxido de sodio +……… Clorato de sodio + Cloruro de sodio + agua

24. Dada la siguiente reacción a la cual debe balancear por el método del ión electrón: Yoduro de potasio + permanganato de potasio + acido sulfúrico sulfato de manganeso(II) + yodo + sulfato de potasio + agua Determinar la cantidad de sulfato de manganeso (II) que se podrá obtener a partir de 500 ml de una solución 0,025 M de permanganato de potasio y 125 g de yoduro de potasio

Rta: 1,89 g

25 El dicromato de potasio reacciona con acido clorhídrico. Si se parte de 10 gr de dicromato de potasio y exceso de ácido, se obtienen 1.8 L de cloro (CNPT) con un rendimiento de la reacción del 90%

a) Escribir la ecuación correspondiente aplicando el método del ión electrón.

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b) ¿Cuál era la pureza del dicromato utilizado? Rta: 87.5%

c) ¿Cuántas moléculas de agua se obtuvieron? Rta: 1.13 1023 moléculas

d) ¿Qué volumen de cloruro de hidrógeno reacciona para dar esa cantidad de cloro, si se mide a 15ºC y 540 mm de Hg? Rta: 13.8 L

26. El nitrógeno y el hidrógeno gaseosos reaccionan para formar amoníaco gaseoso

(Proceso Haber).

a) Escribir una ecuación química balanceada para esta reacción. b) A una temperatura de 400 °C y una presión total de 250 atm, se produjeron 1,86 g de

NH3 por la reacción de 5,85 g de N2 con exceso de H2 ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de la reacción? Rta: 26%

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27. En un tanque se comprimen 200 moles de aire (78 % moles de N2) junto con 500g de hidrogeno a 200ºC. en esas condiciones ocurre la reacción se síntesis del amoniaco

a) ¿Cuántos gramos de amoniaco podrían obtenerse? Rta: 2,83 103 g b) ¿Qué masa esta en exceso y cuanto? Rta: N2; 72.7 mol c) Si el rendimiento de la reacción a esa temperatura es 80%. ¿Cuántos gramos de

amoniaco se obtienen? Rta: 2,27 103 g

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UNIDAD TEMÁTICA 6: ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

1. Establecer una relación entre estados de agregación y fuerzas intermoleculares. Dar ejemplos de las fuerzas intermoleculares involucradas en sólidos, líquidos y gases a presión de 1 atm y temperatura de 298 K.

2. Completar el siguiente cuadro con algunas características de sólidos, líquidos y gases.

Estado Forma Volumen Densidad Compresibilidad Velocidad de difusión

Sólido

Líquido

Gas

3. a) ¿Qué diferencia hay entre un gas y un vapor?

b) ¿A 25 °C, cuál de las siguientes sustancias en fase gaseosa se puede llamar

apropiadamente gas y cuál vapor? Nitrógeno molecular (N2), mercurio.

4. a) ¿A qué presión en Pa equivale una altura de columna de agua de 470 cm?

b) ¿A qué presión en Pa corresponde una altura de columna de mercurio de 470 cm?

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5. Efectuar las siguientes conversiones de presión de gas:

a) 10 atm = ---------------------------- torr

b) 2 atm = ------------------------------ kPa

c) 180 kPa = -------------------------- mm Hg

d) 130000 Pa = -----------------------kg/cm2

e) 2 kg/ cm2 = -------------------------atm

f) 0,5 atm = ---------------------------mm Hg

g) 1,5 kg/ cm2 = ---------------------kPa

h) 912 torr = -------------------------atm

6. Graficar los siguientes pares de valores en un diagrama P-V. Calcular el producto de P x V

Presión (mm Hg) Volumen

(mL)

828 90,0

980 76,0

1263 59,0

a) ¿Qué factores se mantienen constantes? b) ¿Cómo se llama la curva?

7. Una muestra de gas ocupa un volumen de 1,00 L. a una presión de 1,00 atm. Calcular el volumen que ocuparía a la misma temperatura y a una presión de 0,79 atm (es la del ojo de un huracán). Rta: 1,27 L

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8. ¿Es posible llegar experimentalmente al cero absoluto disminuyendo la temperatura de un gas? Explicar

9. Un globo de aire caliente asciende porque el aire del interior del globo es menos denso que el aire externo (menos caliente). Calcular el volumen que una muestra de aire ocuparía a 40,0 °C, teniendo en cuenta que a 20,0 °C y a la misma presión el volumen ocupado es de 100,0 L.

Rta: 106,8 L

10. ¿A qué temperatura debe enfriarse una muestra de gas que inicialmente presenta una temperatura de 25,0°C para reducir su volumen a la mitad del valor inicial, manteniendo constante la presión? Rta: 149 K

11. ¿Cuál es el significado físico de la ley de Avogadro? 12. Relacionar las tres leyes de los gases para llegar a la ecuación general de estado de los gases ideales.

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13. Calcular el volumen ocupado por 10,0 g de dióxido de carbono en CNPT. Rta: 5,09 L

14. Calcular la presión existente dentro de un tubo de rayos catódicos de televisión, teniendo en cuenta que su volumen es de 5,0 L, su temperatura 23,0 °C y que contiene una masa de nitrógeno de 10-2 mg. Rta: 1,73 10-6 atm 15. ¿Qué se mantiene constante en la relación?

2

22

1

11

T

xVP

T

xVP

16. Calcular la densidad del dióxido de carbono a 1,0 atm de presión y 25,0°C. Rta:1,8 10-3 g/ml 17. Un gas permanece en un recipiente de paredes rígidas a 27 ° C y 2 x105 Pa.

a) ¿Qué ocurre con la presión cuando la temperatura llega a 102°C? Rta: 2,5 x105 Pa b) ¿Qué temperatura habrá que lograr en el sistema para que la presión llegue a 5x 10 4 Pa. Rta: 75 K c) ¿Dónde será más denso el gas y por qué?

18. a) Si dejamos al sol un matafuego cargado con CO2 ¿qué ocurre con él?

b) ¿Cómo es el sistema?

c) ¿Cuáles son las variables que se modifican?

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d) ¿Qué tipo de transformación ocurre? e) ¿Qué ley se cumple durante esta transformación? f) Graficar en un diagrama P-V y en un V-T

19. ¿Qué ocurre con una burbuja de gas carbónico de una botella de gaseosas cuando sale del interior del líquido hacia la superficie?

a) ¿Cómo es el sistema? b) Qué variables se modifican? c) ¿Cuál es la transformación? d) ¿Qué ley se cumple para esta transformación? e) Graficar en un P-V y en un P-T

20. a) ¿Qué son las presiones parciales de los gases?

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b) Enunciar la ley de Dalton. Expresarla en forma simbólica.

21. ¿En qué difiere un gas ideal y un gas real?

22. Determinar el volumen de dióxido de azufre producido en CNPT por combustión de 10,0 kg de azufre puro.

23. Un equipo que se ocupaba del diseño de un submarino estaba investigando el uso del superóxido de potasio para purificar el aire. El superóxido se combina con el dióxido de carbono y libera oxígeno: 4 KO2(c) + 2 CO2 (g) = 2 K2CO3(c) + 3 O2 (g) Calcular la masa de superóxido de potasio necesaria para reaccionar con 50,0 L de dióxido de carbono a 25,0 °C y una presión de 105 Pa.

24. El aire atmosférico tiene una composición volumétrica de 20,88 % de oxígeno gas, 78.09 %

de Nitrógeno, 0,9 3% de argón y 0,03 % de CO2.

a) ¿Cuál es la presión parcial del CO2 en el aire a la presión normal?

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b) ¿Qué % en peso habrá de Oxigeno (O2) en la atmósfera?

c) ¿Cuántos moles de átomos de argón hay en 0,5 L de aire a 30 °C y 780 mm Hg? d) ¿Qué ley del estado gaseoso sirve para explicar este sistema?

25. Cuando se disolvió un trozo pequeño de zinc en ácido clorhídrico diluido, se recogieron sobre agua, en un recipiente, 446 mL de hidrógeno a 25,0 °C y 10-1 MPa. Calcular el número de moles de hidrógeno producidos

26. a) ¿Qué masa de nitrógeno se requerirá para producir 85,0 g de amoníaco de acuerdo al

proceso de Haber?

b) Calcular la presión, expresada en MPa, del amoníaco producido, teniendo en cuenta que la temperatura es 500 °C y el volumen 5,00 L.

27. Calcular el peso de carbonato de calcio que se forma cuando se hacen burbujear 1,37 L de dióxido de carbono, a 20 °C y 750 mm Hg a través de una solución que contiene un exceso de hidróxido de calcio. Suponer que se absorbe todo el gas.

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28. El acetileno que se usa en soldadura puede producirse mediante la siguiente reacción:

C2Ca(s) + H2 O (l) C2 H2 (g) + Ca (OH)2 (ac)

Teniendo en cuenta que la ecuación anterior no está ajustada, determinar:

a) Cantidad de moles de acetileno que pueden obtenerse a partir de 50 kg de carburo de

calcio. b) El tiempo que podrá utilizarse el acetileno obtenido, si el gas está a 1 atm de presión y

25 °C, teniendo en cuenta que el consumo es de 2 x 102 mL/s

29. Cuando se hacen reaccionar 19,5 g de cinc con una solución de ácido clorhídrico, se produce una reacción que cesó al consumirse 6,5 g de cinc.

a) ¿Qué masa de ácido había originalmente en la solución?

b) ¿Qué volumen de hidrógeno seco, medido en CNPT, se produjo? c) ¿Cuál será el volumen adicional de cloruro de hidrógeno, medido a 2 atm de presión y

20 °C, que deberá añadirse para que reaccione y elimine el cinc sobrante?

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30. Un día de primavera se recogió una muestra de 2,72 L de un gas en agua a 21 °C y 718 Torr. Si el gas se obtuvo por una reacción química y la masa calculada del mismo es de 4,2g, calcular la masa molar del gas. Pv H2O a 21 °C= 18,65 torr. 31. Los líquidos volátiles que se venden con el nombre de freones (Freón es una marca registrada de la empresa Du Pont de Nemours. El nombre genérico de tales compuestos es el de clorofluorcarburos o CFC). Se trata de compuestos de carbono, flúor y cloro. Se observó que cierta cantidad de un freón necesitaba 186 s para difundirse a través de un tapón poroso cuando la presión se mantenía constante. Una cantidad idéntica, pero esta vez de dióxido de carbono, necesitaba 112 s para difundirse. Calcular la masa molar de este freón. 32. Por un accidente, en un laboratorio escapó dióxido de azufre gaseoso mientras se lo preparaba tratando sulfito de sodio con ácido sulfúrico (la ecuación puede estar sin balancear)

Na2SO3 + H2SO4 SO2 + Na2SO4 + H2O Las normas de seguridad indican que los efectos de la presencia de dióxido de azufre en el aire son:

entre 0,3 y 1 miligramo por litro se detecta fácilmente por un individuo medio.

3 miligramos por litro dan un olor fácilmente perceptible.

entre 6 y 12 miligramos por litro causa inmediata irritación de nariz y garganta.

20 miligramos por litro es la mínima concentración irritante de los ojos.

entre 50 y 100 miligramos por litro es peligroso para la vida. Suponga que las condiciones de temperatura y presión son las normales; el recinto del laboratorio medía 5 m x 10 m x 4 m, y se había comenzado la experiencia con 40 kg de sulfito de sodio. Con estos datos, su informe de seguridad es que en el laboratorio, en el momento del accidente, hubo condiciones de:

Fácil detección por un individuo medio.

Olor fácilmente perceptible.

Inmediata irritación de nariz y garganta.

Mínima concentración irritante de los ojos.

Peligro para la vida.

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33. Deducir las siguientes propiedades de los sólidos cristalinos de acuerdo al tipo de enlace.

Tipo de cristal

Partículas en el cristal

Fuerza de atracción

principal entre partículas

Punto de

fusión

Conductividad eléctrica del

líquido

Características del cristal

Ejemplos

Iónico

Molecular

Covalente

Metálico

34. En un retículo simple cúbico de átomos. a) ¿Cuántos vecinos más cercanos tendría cada átomo?

b) ¿Cuántos en un retículo cúbico centrado en el cuerpo?

c) ¿Cuántos en un retículo cúbico centrado en las caras?

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d) ¿Cuántos en un retículo hexagonal de empaquetamiento compacto?

35. La difracción de rayos X de cristales proporciona una de las formas más exactas para la determinación de la constante de Avogadro. La plata cristaliza en un retículo cúbico centrado en las caras con todos los átomos en puntos del retículo. Por difracción de rayos X se determinó que la longitud de una arista de la celda unitaria es 408,6 pm. La densidad de la plata es 10,50 g/cm3. Calcular la masa de un átomo de plata. Después, usando el valor conocido de la masa molar, calcular N. 36. ¿Cómo cambian la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos al hacerse más intensas las fuerzas intermoleculares? 37. ¿Cómo cambian la viscosidad y la tensión superficial de los líquidos al aumentar la temperatura? 38. a- Calcular el cambio de entalpía para la conversión de 1 mol de hielo a -25 °C en vapor de agua a 125 °C, a una presión constante de 1 atm. Los calores específicos del hielo, agua y

vapor de agua son 2,09 J/g K, 4,18 J/g K y 1,84 J/g K, respectivamente. Para el H2O, Hfus=

6,01 kJ/mol y Hvap= 40,67 kJ/mol

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b- Realizar la gráfica de calentamiento T vs Q, con los datos obtenidos anteriormente. 39. El tricloruro de fósforo, es más volátil que el tricloruro de arsénico a 25 °C.

a) ¿Cuál de estas dos sustancias tiene fuerzas intermoleculares más intensas? Explicar.

b) ¿Cuál sustancia tiene presión de vapor más alta a 25 °C?

c) ¿Cuál sustancia tiene el punto de ebullición más alto?

40. Explicar las observaciones siguientes:

a) El agua se evapora con mayor rapidez en un día caliente y seco que en un día caliente y húmedo.

b) Se requiere más tiempo para cocinar huevos a altitudes elevadas que a altitudes más

bajas.

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41. ¿Por qué las quemaduras de la piel con vapor son más severas que las que se producen

con agua líquida, no obstante que el vapor y el agua están a la misma temperatura? 42. ¿Qué son la temperatura y la presión críticas? 43. Realizar el diagrama de fases del agua. 44. Cuando se aumenta la presión del agua en su punto normal de fusión a temperatura constante, ¿qué fase se produce? 45. Cuando la presión del dióxido de carbono en su punto triple se aumenta a temperatura constante, ¿qué fase se produce? 46. Los puntos de fusión y de ebullición normales del O2 son –218 y –183 °C, respectivamente. Su punto triple está a –219°C y 1,14 torr, y su punto crítico está a –119 °C y 49.8 atm.

a) Dibujar el diagrama de fases del O2, mostrando los cuatro puntos dados aquí, e indicando el área en que cada fase es estable.

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b) ¿Qué es más denso, O2(s) u O2(l)? Explicar.

c) Al calentarse el O2 sólido, ¿sublima o funde a una presión de 1 atm?

47. Decir qué propiedad física mensurable de un líquido se relaciona con cada una de las siguientes: a) Su capacidad para fluir.

b) La temperatura a la que su presión de vapor iguala la presión sobre la superficie del

líquido. c) Su tendencia a formar gotas casi esféricas en una superficie hacia la cual no exhibe

fuerzas de adhesión apreciables. d) La cantidad de calor que se le debe agregar para vaporizarla.

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UNIDAD TEMÁTICA 7: SOLUCIONES Y COLOIDES

1. Explicar los siguientes términos:

a) Solución. b) Soluto. c) Solvente. d) Ion solvatado y ion hidratado.

2. En general, las fuerzas intermoleculares de atracción entre las partículas de disolvente y de soluto deben ser comparables a las interacciones soluto-soluto, o mayores, para que se observe una solubilidad apreciable. Explicar esta afirmación en términos de los cambios de energía globales durante la formación de soluciones.

3. Identificar el soluto, el disolvente y el estado físico de cada una de estas disoluciones:

a) Cloro gaseoso disuelto en agua en una piscina. b) Vinagre (5 % de ácido acético y 95 % de agua). c) Latón (de 60 a 82% de Cu y de 18 a 40% de Zn) d) Dióxido de carbono disuelto en agua para hacer bebidas carbonatadas.

e) Aire (composición volumétrica de 20,88% de oxígeno gas, 78.09% de Nitrógeno,

0,93% de argón y 0,03% de CO2.)

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4. Clasificar las siguientes soluciones como saturadas, no saturadas y sobresaturadas

a) A la solución A( ac) se le 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 a una

temperatura de 20°C hasta 50°C (el proceso es endotérmico).

5. Una solución de Nitrato de potasio tiene los siguientes valores de solubilidad

Temperatura °C 30 60 70 80

Conc g%g 25 58 110 150

a) Realice el gráfico correspondiente y analícelo. b) Indique sobre la curva una condición donde la solución esté saturada a una

determinada temperatura, y a la misma temperatura un punto donde esté sobresaturada y uno donde esté no saturada.

c) ¿Qué ha variado en este proceso? d) Explique los cambios que se producen cuando la solución sobresaturada se enfría.

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6. El problema anterior plantea la relación entre la concentración de una solución y su temperatura, ¿la presión es también un factor que modifique la concentración?

7. ¿Qué volumen de agua habrá que añadir a 100,0 mL de solución de ácido sulfúrico de C = 26,0 g%gsol y cuya densidad es 1,19 g/mL para obtener una solución de C = 3,0 eq/L? Suponemos que los volúmenes son aditivos. Rta: 110,5 ml

8. ¿Cuánto debe diluirse una solución de cloruro férrico de C = 4,0 meq/mL para que su concentración disminuya hasta 2,5 mg de catión hierro (III) por mililitro? Rta: d=1/30

9. a) ¿Qué volumen de solución 0,115 M de Ácido perclórico se requiere para neutralizar 50 mL de Hidróxido de sodio 0,0875 M? Rta: 38 ml

b) ¿Qué volumen de HCl 0,128 M se requiere para neutralizar 2, 87 g de Mg(OH)2? Rta: 0,77 L c) Si se necesitan 25,8 mL de Nitrato de plata para precipitar todos los iones cloruro de

una muestra de 785 mg de Cloruro de potasio (con formación de AgCl), ¿qué molaridad tiene la solución de Nitrato de plata? Rta: 0,408 eq/L

d) Si se requieren 45,3 mL de una solución 0,108 M de HCl para neutralizar una solución

de KOH, ¿cuántos gramos de KOH deben estar presentes en la solución? Rta: 0,274 g

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10. Se derrama un poco de ácido sulfúrico en una mesa de laboratorio. El ácido puede neutralizarse espolvoreando sobre él bicarbonato de sodio y absorbiendo con un trapo la solución resultante. El bicarbonato de sodio reacciona con el ácido sulfúrico como sigue: 2 NaHCO3 (s) + H2SO4 (ac) Na2SO4 (ac) + 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) Se agrega bicarbonato de sodio hasta que cesa la efervescencia causada por la formación de CO2 (g) Si se derramaron 35 mL de H2SO4 6 M, ¿qué masa mínima de NaHCO3 debe agregarse al derrame para neutralizar el ácido? Rta: 35,28 g 11. La constante de la ley de Henry para el oxígeno es de 1,34x10-3 mol/kg.atm cuando se disuelve en agua a 25,0 °C. ¿Cuál es la concentración de oxígeno en agua a 25,0 °C cuando la presión parcial de este gas es 0,20 atm? Rta: 8,58 10-4 g%g 12. Las constantes de la ley de Henry para el oxígeno y nitrógeno cuando se disuelven en agua valen, respectivamente, 1,28x10-3 mol/kg.atm y 6,48x10-4 mol/kg.atm. Si el aire seco tiene un 78,3 % en moles de nitrógeno y un 21,0 % en moles de oxígeno, hallar la molalidad de cada gas disuelto en agua, si la presión total es de 1,0 atm. Rta: 5,074 10-4 mol/L; 2,68 10-4 mol /L 13. Explicar, a nivel molecular, por qué se espera que la presión de vapor del disolvente sea directamente proporcional a su fracción molar en la solución (Ley de Raoult)

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14. ¿Por qué los trajes de baño se secan mejor cuando se los enjuaga con agua dulce que con agua de mar?

15. Calcular la presión de vapor de las siguientes soluciones a 28 C: a) 1 mol de sacarosa (C12H22O11) en 10 litros de agua (suponer δH2O = 1g/ml). Rta: 28,24 mm Hg b) 2 moles de sacarosa en 49 moles de H2O. Rta: 27,17 mm Hg c) 100 g. de sacarosa en 500 g de agua. Rta: 27,98 mm Hg

16 ¿Qué presión de vapor en Torr a 60 C predice la Ley de Raoult para una solución en la que se disolvieron 10 mol de naftaleno (no volátil) en 90 mol de etanol? La presión de vapor del

etanol puro a 60 C es de 349 Torr. Rta: 314,1 Torr 17. Calcular la masa de anticongelante (glicerina, masa molar: 92 g/mol) que se debe añadir al agua del circuito de refrigeración de un motor a combustión interna para que la disolución no se

congele a temperaturas superiores a -10 C. El circuito tiene una capacidad total de 10 litros. Rta: 4,95 kg

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18. A 20 C la Pv del éter es de 442 mm Hg. Al disolver 6,1 g de una sustancia en 50 g de éter, la Pv disminuye a 410 mm Hg. ¿Cuál será la masa molar de la sustancia? 19. ¿Cuántos gramos de estaño deben disolverse en 40 g de Pb para obtener una aleación cuyo

punto de fusión sea 220 C? Datos del Pb: Pf = 327,5 C y Kc=8,5. Rta: 60 g

20. Analizar, para las siguientes soluciones acuosas, cómo variarán los puntos de congelación.

a) 0,05 m de Cloruro de calcio

b) 0,05 m de Cloruro de sodio

c) 0,10 m de Sacarosa (C12H22O11)

21. Explicar a partir del concepto de presión osmótica los siguientes problemas que ocurren en la naturaleza:

a) ¿Por qué los peces de agua salada mueren si se los introducen en agua dulce?

(soluciones no isotónicas).

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b) Si se riega una planta con agua salada se vuelve mustia, ¿por qué? c) ¿Por qué se hinchan las ciruelas pasas cuando se ponen en agua? d) ¿Cómo es posible que se hidraten las hojas de un árbol de 120 metros de altura (como

las secuoyas)?.

22. La presión osmótica de la sangre a 37 C es de 7,65 atm, ¿qué cantidad de glucosa/litro de solución deberá tener un suero para uso intravenoso, si debe ser de la misma presión osmótica que la sangre para no producir desequilibrios en la membrana celular? Rta: 0,44 mol/l

23. ¿Cuál es la presión mínima que debe aplicarse al agua de mar a 25 C para llevar a cabo el proceso de ósmosis inversa? Suponer que la concentración molar del NaCl (0,70 M) es representativa del agua de mar. Rta: 34,21 atm

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24. ¿Cuál es la presión de vapor de una solución a 17,9°C que contiene 70 g de éter dietílico y 24 g de fenol C6H5OH (s)? Rta: 0,79

25. Michael Faraday fue el primero en preparar coloides rojo rubí de partículas de oro en agua que eran estables durante períodos indefinidos. Estos coloides de color brillante no se pueden distinguir de soluciones a simple vista. ¿Cómo determinaría si una preparación colorida dada es una solución o un coloide?

26. Indicar si cada uno de los siguientes es un coloide hidrofílico o hidrofóbico:

a) Grasa de leche en leche homogeneizada. b) Hemoglobina en la sangre. c) Aceite vegetal en un aderezo para ensalada.

27. a) ¿Qué factor es el que más comúnmente impide que las partículas coloidales se junten en agregados de mayor tamaño? Fundaméntalo

b) ¿Cómo se pueden coagular los coloides? Explica.

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UNIDAD TEMÁTICA 8: CINÉTICA QUÍMICA

1. a) ¿Qué estudia la cinética química?

b) Definir velocidad de reacción y expresar el concepto matemáticamente en términos de

concentración, para la reacción A B c) ¿Qué información es necesaria para relacionar la velocidad de desaparición de los

reactivos con la velocidad de aparición de los productos?

d) Considerar la reacción hipotética en fase acuosa A (ac) B (ac). Se adicionan a un matraz 0,065 moles de A en un volumen total de 100 mL. Se recopilaron los datos siguientes:

Tiempo (min)

0 10 20 30 40

Moles de A 0,065 0,051 0,042 0,036 0,031

Moles de B

[A] (mol/L)

[B] (mol/L)

a- Calcular el número de moles de B en cada uno de los tiempos de la tabla,

asumiendo que no existen moléculas de B en el tiempo inicial. b- Graficar la concentración de reactivos y productos como una función del tiempo.

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c- Calcular la velocidad promedio de desaparición de A para cada intervalo de 10 minutos. ¿Cuál es la velocidad promedio de aparición de B en esos mismos intervalos de tiempo?

d- ¿Cuál es la diferencia entre velocidad promedio y velocidad instantánea?

2. La descomposición de N2O5 se lleva a cabo de acuerdo con la siguiente ecuación:

2 N2O5 (g) 4NO2 (g) + O2 (g)

Si la velocidad de descomposición del N2O5 en un instante específico en un recipiente de reacción es de 4,2 x 10-7 M/s, ¿cuál es la velocidad de aparición de NO2? ¿Y de O2? Rta: 8,4 x 10 -7 M/s y 2,1 x 10-7 M/s. 3. Nombrar y explicar brevemente los factores que afectan la velocidad de una reacción química.

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4. Explicar sintéticamente la teoría de las colisiones.

5. Explicar qué entiende por mecanismo de reacción. Plantear un ejemplo. 6. ¿Qué es una ley de velocidad? Proponer un ejemplo. Nombrar cada uno de sus términos. 7. Explicar para una reacción tipo la diferencia entre orden y molecularidad. ¿De dónde se obtienen los valores correspondientes?

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8. Explicar el método usado para determinar los órdenes de reacción en forma experimental. 9. Cuando se duplica la concentración de NO, la velocidad de la reacción:

2NO(g) + O2(g) 2 NO2(g) aumenta por un factor de 4. Cuando el O2 y el NO duplican las concentraciones, la velocidad aumenta por un factor de 8. ¿Cuales son?

a) Los órdenes de los reactivos. b) El orden global de la reacción. c) Las unidades de k, si la velocidad se expresa en mol/L.s.

10. La reacción 2A + 3 B C es de primer orden con respecto a A y a B. Cuando las concentraciones iniciales son [A] = 1,6 x10-2 M y [B] = 2,4 x10-3 M a velocidad es de 4,1 x10-3 M/s.

a) Escribir la ecuación de velocidad. b) Calcular la constante de velocidad. c) Calcular la velocidad inicial si [A] = 0,03 M y [B] = 0,02 M

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11. De experiencias de laboratorio para la reacción A + B 2C surge el siguiente cuadro:

Experiencia [A]0 (mol/L) [B]0(mol/L) vi (mol/Lmin)

1 0,1 0,1 0,01

2 0,2 0,1 0,04

3 0,1 0,2 0,02

4 0,3 0,1 0,09

a) Deducir el orden de reacción de A, B y global. b) Escribir la ley de velocidad para la reacción. c) Valor y unidades de la constante de velocidad k.

d) Si [A]=0,2M y [B]=0,6M, ¿cuánto vale la velocidad de reacción?

12. Completar la siguiente tabla correspondiente a una reacción: A + B C a 25 °C, la cual es de primer orden respecto de B y de 2º orden respecto de A.

Experimento [A0] (mol·l–1) [B0] (mol·l–1) v0 (mol·l–1·s–1)

1 0,1 0,1 5,5 · 10-6

2 0,1 2,2 · 10-5

3 0,1 1,65 · 10-5

4 0,1 0,6

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13. Escribir la ecuación de Arrhenius y nombrar cada uno de sus términos.

k

A e Ea R T

a) La constante k está relacionada con la temperatura por una función exponencial; transformar la ecuación en lineal y graficar.

b) Al aumentar 10°C la temperatura, aproximadamente, ¿en cuánto aumenta la

velocidad de reacción?

14. Definir:

a) Energía de activación. b) Catalizador

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c) Indicar cómo influye la presencia de un catalizador en: a) el calor de reacción; b) la

energía de activación de la etapa lenta de la reacción; c) la cantidad de producto obtenida; d) la velocidad de la reacción.

d) Dibujar un perfil de reacción para una reacción exotérmica, con y sin catalizador.

Marcar las energías de activación que correspondan y las variaciones de entalpía.

15. Proponer ejemplos de:

a) Catálisis homogénea b) Catálisis heterogénea

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16 La descomposición del yoduro de etilo en fase gaseosa para dar etileno y yoduro de hidrógeno es una reacción de primer orden:

C2H5I C2H4 + HI

A 600 K el valor de k es de 1,60 x 10-5 s-1. Cuando la temperatura sube a 700 K, el valor de k aumenta a 6,36 x10-3 s-1. ¿Cuál es la energía de activación de esta reacción? Rta: 209 kJ/mol

17. La velocidad específica en (L mol-1 s-1) para la descomposición de óxido nitroso es 0,135 a 694ºC y 3,7 a 812ºC.

a) Calcular la energía de activación para esta reacción b) Determinar A en la ecuación de Arrhenius. c) Cuál será el valor de k a 550ºC?

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UNIDAD TEMÁTICA 9: EQUILIBRIO QUÍMICO

1. Para la reacción genérica aA + bB cC a) Definir y proponer la expresión matemática del cociente de reacción. b) Cuando reaccionan los reactivos para dar productos, ¿el cociente de reacción,

aumenta o disminuye? (Tachar lo que no corresponde) Explicar: c) Definir y proponer la expresión matemática de la constante de equilibrio, para T = cte. d) En la reacción propuesta, escribir las concentraciones iniciales en mol/L y las

concentraciones de equilibrio. Suponiendo las concentraciones iniciales de 1mol/L para reactivos y 0 mol/L para el producto. T = cte.

aA + bB cC

Ci (mol/L)

Cc (mol/L)

Ceq (mol/L)

Kc = e) Proponer la expresión de la constante de equilibrio en término de presiones parciales

aplicado al ejercicio 9.1.4. f) Demostrar la relación de Kc con Kp

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2. Al variar las concentración de reactivos o de productos en el equilibrio a T = cte ¿varia el valor de Keq? Si – No (Tachar lo que corresponda) ¿Qué sucede con el sistema?

3. Para una temperatura dada la constante de equilibrio varia. Verdadero - Falso. Fundamentar.

4. En un recipiente de 1L se inyecta 1 mol de H2(g), dos moles de I2(g) y tres de HI(g). ¿Cuál será la concentración de cada especie química en el equilibrio? Kc = 45.9. T = 490°C.

a) Expresar Kc en función de las concentraciones en equilibrio.

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Ci (mol/L)

Cc (mol/L)

Ceq (mol/L) Kc = 45,9 b) De la solución de la ecuación de Kc, se determina que x = 0,684 moles/L Ceq (mol/L)

Suponiendo que la reacción comienza con 2 moles de H2(g) , 2 moles de I2(g) y 3 moles de HI(g), determinar Kc si T = constante.

5. Explicar el significado de:

a) Un valor muy grande de Kc. b) Un valor muy pequeño de Kc. c) Un valor de Kc igual a 1.

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6. Para la descomposición del yoduro de hidrógeno, se informaron los datos del equilibrio térmico que se establece a 321,4ºC:

2 HI (g) H2 (g) + I2 (g) En uno de sus experimentos, la concentración inicial de HI era de 2,08 mol/L, que se reducía a 1,68 mol/L al establecerse el equilibrio. Calcular el valor de Kc.

7. Enunciar el principio de Le Chatelier. Proponer ejemplos.

8. En la reacción de obtención de amoniaco por el método de Haber,

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) T = cte.

Se afirma que los aumentos de presión favorecen la formación de NH3 (g) en el equilibrio. Demuestre con la expresión matemática de la constante de equilibrio, que es más preciso afirmar que: la disminución de volumen favorece la formación de NH3 (g) en el equilibrio.

9. Dada la siguiente ecuación: A (g) B(g) + C(g)

a) Cuando el sistema alcanza el equilibrio a 200 C, se encuentra que las

concentraciones son: A = 0,3 mol/L, B = C = 0,2 mol/L. Calcular Kc.

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b) Si el volumen del recipiente en el cual se encuentra el sistema en equilibrio se duplica

en forma repentina a 200 C, ¿cuáles serán las nuevas concentraciones en el equilibrio?

c) La reacción anterior es exotérmica; un aumento de la temperatura de reacción

¿favorece la formación de productos?

10. En un reactor cuyo volumen es 1 L se introduce una mezcla de 1,84 mol de N2 y 1,02 mol de O2. Se calienta la mezcla hasta 2200 K, estableciéndose el equilibrio:

N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g) En estas condiciones reacciona el 1,09 % del número de moles de nitrógeno existente. Determinar Kc.

11. El carbamato se amonio, NH4CO2NH2, se descompone según la ecuación:

NH4CO2NH2 (s) CO2 (g) + 2 NH3 (g)

En un recipiente de 5 L se introducen 25 g de carbamato y se calientan a 308 K hasta que se alcance el equilibrio. Sabiendo que Kp = 1,18 x 10 -3 (en atm) a dicha temperatura, calcular:

a) La presión total de los gases. b) La masa de carbamato que queda en el recipiente.

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12. Los datos que a continuación se indican corresponden a la variación de la concentración, en moles/litro, con el tiempo para la reacción no ajustada: A (g) B (g)

t (minutos) 0 2 4 6 8 [A] M 0,36 0,27 0,21 0,17 0,17 [B] M 0,00 0,18 0,30 0,38 0,38

a) Ajustar la reacción indicada, a partir de los datos experimentales. b) ¿Ha alcanzado dicha reacción un estado de equilibrio? ¿En qué tiempo?

c) ¿Qué valor tendrá la constante de equilibrio Kc?

13. En un matraz de 1 litro se introducen 0,1 mol de PCl5 y se calienta a 250 °C. Una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación del PCl5 (g) en PCl3 (g) y Cl2 (g) es 0,48. Calcular:

a) El valor de Kc.

b) El número de moles de cada componente en el equilibrio.

c) La presión en el interior del matraz. Rtas: 0,0443, n (PCl3=Cl2)= 0,048 mol, n (PCl5)=0,052 mol, 6,35 atm

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14. En la industria se obtiene amoníaco utilizando la síntesis de Haber:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Levemente exotérmica ¿Cuál o cuáles de las variables siguientes habrá que modificar para producir más amoníaco?

a) La concentración de cada sustancia (alta o baja) b) La presión (alta o baja)

c) La temperatura (alta o baja); d) El empleo de catalizadores. Razonar las respuestas.

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UNIDAD TEMÁTICA 10: EQUILIBRIO EN SOLUCIÓN

1. Definir ácido y base de acuerdo a las teorias conocidas. 2. Plantear la disociación del agua y la Ki en función de las teorías enunciadas. 3. Proponer a partir de la expresión anterior, la expresión y el valor del producto iónico del agua a 298K ( Kw) 4. Calcular los valores de las concentraciones molares de [H3O+] y de [HO-] en una solución

neutra a 25 C. 5. Calcular las [H3O+] y de [HO-] en una solución de ácido nítrico 0,05 M

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6. Definir el concepto de pH, esquematizar la escala utilizada para los valores de pH y expresar en qué intervalo de concentraciones esta escala es de gran utilidad. 7. Determinar el pH de una solución que tiene una [HO-] = 0,02 M 8. El pH de una solución de ácido acético es 3,3. ¿Cuál será la concentración de HO- expresada en g%ml de solución? 9. Determinar las concentraciones de [H3O+] y de [HO-] de una solución en la que se disolvió 0,75 g de hidróxido de calcio en 0,5 litros de solución.

10. Calcular el número de H3O+, contenidos en 1 litro de agua pura a 25 C. 11 Plantear dos reacciones que ejemplifiquen con sus respectivas constantes de equilibrio la ionización en agua de

a) Ácidos débiles

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b) Bases débiles c) Sales hidrolizables

12. a) Calcular el pH de una solución de ácido cianhídrico 0,20 M. ¿Cuál será su grado de ionización y su porcentaje de ionización?

b) ¿Cuánto cambiará el % de ionización del ácido cianhídrico si una disolución 0,20 M se

diluye hasta una concentración 0,020 M? c) El pH de una solución 0,1 M de HCN es de 5,2. Calcular Kia.

13. a) Demostrar para el Cloruro de amonio disuelto en agua, que Kh =Kw/Kib

b) Idem que 10.13.1 para el Acetato de sodio, disuelto en agua Kh = Kw / Kia

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14. Se disuelve acetato de amonio en agua, la solución resultante es: (Justificar la elección). a) Ácida b) Básica c) Neutra

15. La lluvia ácida pH = 5,6 se ha señalado como la causa de la destrucción de los bosques de casi todo el mundo. La lluvia ácida es una solución diluida de ácidos fundamentalmente sulfúrico y nítrico. La reacción de los óxidos de azufre y de nitrógeno con el agua produce los oxácidos. Los óxidos de azufre y de nitrógeno son producto de la contaminación industrial y de los automóviles, respectivamente. Ahora que conocemos el pH y sus aplicaciones, determinar

la H3O+.

16. Calcular la H3O+, HO-, pH, pOH y la ionización porcentual para una solución de ácido acético 0,08 M, Kia = 1,8 x 10-5.

17. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisis de una solución 0,15 M de la sal NaNO2. Kia = 7.1x10 -4

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18. ¿A qué se denomina soluciones amortiguadoras, cuál es su composición y en qué consiste su capacidad amortiguadora? Dar ejemplos. 19. Deducir la ecuación para calcular el pH de una solución buffer y los cálculos para poder prepara soluciones amortiguadoras. 20. ¿Cuál es el pH de un buffer de hidróxido de amonio 0,2M con cloruro de amonio 0,2 M?

21 Una solución se prepara mezclando 20 ml de acetato de sodio 0,1 M con 8 ml de ácido acético 0,1 M. a) Calcular el pH de la solución. b) El pH final cuando se agregaron 5 ml de ácido clorhídrico 0,1 M.

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22. ¿Cuál de las siguientes soluciones es la más adecuada para regular el pH entre 9 y 9,3?

a) HCOOH 0,8 M y HCOONa 0,8 M Ka = 1,8x. 10 –4

b) H3 BO3 1 M y NaH2 BO3 1 M Ka = 1,8. 10 –4

c) NH3 0,1 M y NH4 OH 0,1 M Ka = 1,8 x 10 –4

23. ¿Cuántos gramos de acetato de sodio se deben agregar a 50 ml de ácido acético 0,08 M para obtener un pH de 4,2? ¿Cuál será el pH si se agregan 25 ml de agua? 24. ¿A qué se denomina Producto de solubilidad? Explique su utilidad en equilibrios heterogéneos. 25. El producto de solubilidad del Bromuro de plata es de 5x10-13. Calcular cuántos moles de la sal pueden disolverse en 0,100 L de:

a) Agua

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b) Solución de Bromuro de sodio 0,10 M c) Solución de Sulfato de plata 0,010 M

26. El producto de solubilidad de hidróxido de magnesio es de 8,9x10-12. Calcular cuántos moles de hidróxido de magnesio, pueden disolverse en 0,200 L de las siguientes soluciones:

a) Agua pura b) Cloruro de magnesio 0,020 M c) Hidróxido de sodio 0,020 M.

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27 Calcular la solubilidad del Fluoruro de calcio en una solución que contiene:

a) Nitrato de calcio 0,010 M

b) Fluoruro de sodio =0,010 M

28 Se mezclan 100 ml de sulfato de sodio 0,010 M y 100 ml de nitrato plumboso 0,001 M. Demostrar si se forma o no precipitado, explicando el por qué. Para ello considerar que los volúmenes son aditivos, es decir que el volumen final es 200 ml, y el Kps del sulfato plumboso (sal poco soluble que se formaría) es 1,3 x 10 –8

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UNIDAD TEMÁTICA 11: ELECTROQUÍMICA

1. ¿Qué estudia la electroquímica? 2. En los procesos electroquímicos ocurren reacciones de oxido – reducción; plantear cuatro reacciones REDOX. 3. Qué entiende por:

a) ELECTROGÉNESIS b) ELECTRÓLISIS

4. Completar:

a) Los conductores de primera especie transportan..................................................... b) Los conductores de segunda especie transportan....................................................

5. Responder:

a) ¿Qué función cumplen los electrodos? b) ¿Cuándo un electrodo es activo y cuándo es inerte?

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6. Responder:

a) ¿Cómo se denomina la diferencia de nivel eléctrico?............................................... b) Una diferencia de nivel eléctrico impulsa el pasaje de.............................................. c) ¿En una pila existe un nivel eléctrico igual a cero o debe considerarse alguno por

convención?...................................................................................................................... d) De forma similar al concepto de que la diferencia de nivel eléctrico impulsa el pasaje

de electrones, ¿existirá alguna diferencia de “nivel químico” que impulse a que la reacción se produzca, sin ayuda? .................................................................................... Para el caso que la repuesta sea positiva, ¿el “nivel químico” de los reactivos deberá ser mayor, igual o menor al de los productos?..................................................................

7. Proponer las condiciones termodinámicas estándar, para reactivos y productos en una

reacción química. 8. Dibujar el electrodo estándar de hidrógeno, y plantear los valores asignados a la hemirreacción

de reducción y de oxidación. 9. ¿Qué funciones cumple el puente salino?

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10. El potencial estándar de celda, (voltaje o diferencia de “nivel eléctrico”) puede determinarse con los valores de tabla a 298 K, para condiciones estándar de reactivos y productos. Los valores de tabla de los potenciales estándar de reducción indican los voltajes de las pilas determinados experimentalmente, donde uno de los electrodos es el E.E.H., que por convención le hemos asignado valor cero, tanto cuando interviene en la reacción anódica o en la catódica. Valores negativos de E°c (indican que el E.E.H. está actuando como cátodo en la pila) valores positivos indican que el E.E.H. actúa como ánodo. El supraíndice ° indica valor estándar. Plantear cuatro ejemplos de pilas donde uno de los electrodos sea el E.E.H., con las respectivas hemirreacciones anódicas y catódicas.

a) Dos ejemplos donde el E.E.H. actúe como ánodo. b) Dos ejemplos donde el E.E.H. actúe como cátodo.

11. Plantear la notación de cada una de las pilas de los ejercicios 11.10.1. y 11.10.2.

a) b) c)

d)

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12 Dibujar una pila de Daniell. Plantear las hemirreacciones correspondientes y la reacción total.

Con los valores de tabla determinar E°c.

13. La ecuación de Nernst, permite determinar los potenciales de celda para concentraciones diferentes a las estándar a cualquier temperatura.

Plantear la ecuación de Nernst a 298K y determinar el Ec de las siguientes pilas.

a) Mg/Mg+2(0,5M) Fe+2/Fe(0,01M)

b) Al / Al+3 (0,1M) Zn+2(0,2M) / Zn

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c) Plantear la ecuación de Nernst a 590 K y determinar el Ec de las reacciones propuestas en a) y b)

14. Plantear las reacciones anódica, catódica y total que se producen en:

a) Electrólisis del agua b) Electrólisis del cloruro de sodio fundido. c) Electrólisis del cloruro de sodio en solución acuosa.

15. Definir 1F (Faradio) 16. Enunciar la ley de Faraday

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17. En la electrólisis del sulfato de cobre en solución acuosa, se deposita Cu(s) en el cátodo, aumentando su masa 0,287 g en 10 minutos. Determinar la intensidad media de la corriente en ampere. 18. Balancear por el método ión electrón, las siguientes ecuaciones de óxido-reducción. Proponer las hemirreacciones de reducción, de oxidación y la reacción iónica total.

a) Dicromato de potasio + Cloruro de potasio + Ácido sulfúrico

Cloro + Sulfato crômico + Sulfato de potasio + Agua

b) Ácido nítrico + Cobre Dióxido de nitrógeno + nitrato cúprico + Agua

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c) Permanganato de potasio + Hidróxido de potasio Oxígeno + Manganato de potasio

d) Cloro + Hidróxido de sodio Clorato de sodio + Cloruro de sodio + Agua

e) Cloruro férrico + Cloruro estannoso Cloruro ferroso + Cloruro estánnico

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