guía de ejercicios para ingeníeros civiles y ejecuciones

Transcripción

DEPARTAMENTO DE QUIMICA
FACULTAD DE CIENCIAS
GUIA DE EJERCICIOS
QUIMICA (ING. CIVIL)
QUIMICA GENERAL (ING. EJECUCIÓN)
1
TEORIA ATOMICA
1. ¿Cuáles de los siguientes representan cambios químicos?
a) Corrosión de un auto
b) Derretir mantequilla
c) Explosión de un balón de gas
d) Cortar una flor
e) Disolución de sal
f) Cortarse la leche
g) Cocinar un vegetal
h) Coloración amarilla del papel
2. Determine si los siguientes procesos representan cambios físicos o químicos:
a) El hierro es atraído por un imán.
b) La fotosíntesis necesita luz solar.
c) Obtención de agua a partir de agua de mar.
d) El hielo seco sublima a temperatura ambiente.
e) La electricidad pasa por el agua para producir hidrógeno y oxígeno.
f) 100 g de cereal aportan 300 calorías.
g) Descomposición de un alimento.
3. ¿Cuáles de las siguientes son propiedades químicas?
a) Combustión
b) Sensibilidad a la luz
c) Oxidación
d) Brillantez
e) Densidad
f) Inflamabilidad
g) Conductividad eléctrica
4. Identifique las sustancias siguientes como mezcla o sustancia pura:
a) Hielo b) Acero c) Vino d) Azúcar e) Sangre f) Aluminio
g) Madera
5. Clasifique las siguientes sustancias puras como elemento o compuesto:
a) Mercurio; b) Oxido de hierro; c) Nitrógeno; d) Agua; e) Sal común; f) Uranio
6. Identifique como elemento o compuesto:
a) N b) NH3
c) N2
d) HNO3
e) NiNO3
g) C5H10O3N2
f) NiNO3x2H2O
7. Responda las siguientes preguntas:
a) ¿Cuál de las sentencias siguientes es siempre verdadera cuando una sustancia
experimenta cambio físico? I. Hierve, II. Se forma una sustancia nueva, III.
Cambia su color, IV. Su composición permanece constante, V. Mantiene su
densidad.
b) ¿Cuál de las actividades siguientes le permite determinar certeramente que el
agua de mar es una mezcla? I. Determinando su densidad;
II. Hirviéndola;
III. Oliéndola; IV. Haciéndola reaccionar; V. Separándola en sus componentes.
c) Para obtener una mezcla heterogénea usando azúcar, arena y agua mezclaría
.....................................
d) Para obtener una mezcla homogénea usando agua, azúcar y arena mezclaría
......................................
e) ¿Cuál de las sentencias siguientes es siempre real para un compuesto?
I. Contiene dos elementos, II. Tiene composición variable; III. Tiene
composición definida; IV. Es homogéneo; V. Es heterogéneo
8. Escriba los símbolos o las fórmulas de las sustancias: a) Calcio ; b) Oxígeno
gaseoso; c) Agua líquida ; d) Cloruro de sodio ; e) Fósforo ; f) Dióxido de
carbono.
9. La ecuación química representa un cambio químico. ¿Cuáles de las sentencias
siguientes son correctas para una ecuación química?: a) Participan sólo moléculas;
b) Pueden participar iones; c) Pueden participar moléculas; d) Nunca participan
átomos; e) Pueden participar átomos.
10. Efectúe las transformaciones siguientes: a) 0.1 g a Kg; b) 10 L a mL; c) 5 cm a Å;
d) 1000 m a m; e) 30 seg a h
2
11. Indique la unidad en que se mide: a) Volumen......; b) Masa.....; c) Temperatura....;
d) Distancia.....; e) Cantidad de materia en química........
12. ¿Cuál de las cantidades siguientes producirá mayor desplazamiento del nivel de
agua en una probeta?
a) 10 g de Hg (d = 13.6 g/mL)
b) 5.09 g de pirita de hierro (d = 4.9 g/mL)
c) 7.42 g de Al (d= 2.70 g/mL)
d) 2.68 g de roble (d=0.72 g/mL)
13. La gasolina tiene una densidad de 0.67 g/mL a 20 ºC, ¿Cuál es el peso de 1 L de
gasolina?
14. Un trozo de 34.8 cm de un alambre de oro tiene un radio de 0.0226 cm y su peso es
1.08 g. Calcule la densidad del oro. (Vcilindro=lr2, l es la longitud y r es el radio)
15. Un átomo de un elemento tiene 15 protones y 16 neutrones. Determine el número
atómico y el número másico del átomo.
16. Un átomo de yodo contiene 53 electrones y su número másico es 127. ¿Cuántos
protones y neutrones contiene el átomo?
17. La masa atómica promedio de cobre es 63.55. El elemento cobre consiste de los
isótopos 63Cu (m.a.= 62.93 uma)y 65Cu (m.a.=64.93 uma). Calcule el porcentaje de
abundancia de cada isótopo.
18. El nuevo elemento simbolizado con 117Uus; contiene 34.6 % de 284Uus (m.a.=283.4
u.m.a.), 21.2 % de 285Uus (m.a.=284.7 u.m.a.) y 44.2 % de 288Uus (m.a.=287.8
u.m.a.). Calcule la masa atómica promedio del elemento 117Uus.
19. El magnesio existe naturalmente a las siguientes formas isotópicas: 24Mg
(m.a.=23.985 uma, Abundancia=78.70 %), 25Mg (m.a.=24.986 uma,
Abundancia=10.13 %) y 26Mg (Abundancia=11.17 %). Si la masa atómica del
magnesio es 24.31, calcule la masa del isótopo 26Mg.
20. Con la ayuda de una tabla periódica complete la información solicitada para
átomos:
Nombre
Z
A
protones
electrones
neutrones
Flúor
10
90
234
6
8
Cloro
35
35
44
21. Con la ayuda de una tabla periódica complete la información solicitada para iones:
Especie
Z
A
protones
electrones neutrones
carga
11
24
10
2

16
S
V+4
51
26
30
+3
15
31
3
22. Complete las preguntas siguientes:
a) Los átomos 45Aa y 45Bb son isótopos (Si/No) ......................................
b) Escriba el símbolo del átomo con 32 protones y 38 neutrones ...................
c) Para los isótopos son correctas: I. Son átomos de un mismo elemento ..... ; II.
Son átomos de diferentes elementos ...... ; III. Tienen igual cantidad de protones
...... ; IV. Tienen igual cantidad de neutrones ..... ; V. Tienen distinta masa
atómica ......
3
d) El hidrógeno se encuentra naturalmente en dos formas isotópicas no
radioactivas que se simbolizan como H ( 11 H ; Abundancia 99.9%) y D ( 12 H ;
Abundancia 0.01%); luego naturalmente la molécula biatómica se simboliza
mejor por H2 o D2 ...........
e) Si la masa atómica de los isótopos de hidrógeno son 1 u.m.a. y 2 u.m.a.;
entonces las moléculas de agua tendrán todas igual o diferente peso .............
22
36
24
X ; III. 14
X ¿Cuáles tienen 10
f) De los átomos I . 106 X ; II. 10
X ; IV. 26
neutrones?
23. De las transiciones siguientes de un electrón: I. Desde 2p a 2s ;
III. Desde 3s a 2s ; IV. Desde 2s a 3s
II. Desde 1s a 3s
a) La que involucra mayor cantidad de energía es ....................
b) Las que representan procesos que consumen energía son .............
c) La que emite un fotón de longitud de onda más larga es ......... (recuerde que
E=h y c=)
24. ¿Cuántos elementos pueden tener sus últimos electrones en los orbitales 4p?
25. Para el conjunto de números cuánticos n=3, ℓ=2, mℓ=0, indique de las sentencias
siguientes la que es más correcta: a) Describe un orbital, b) Describe uno de cinco
orbitales de un mismo tipo, c) Describe un electrón.
26. ¿Cuáles de las especies:
desapareados?
25Mn
3+
,
3+
26Fe
,
3+
27Co
,
3+
28Ni ;
tienen electrones
27. ¿Cuántos electrones en el 20Ca tienen como números cuánticos mℓ=1 y ms= 1/2?
28. Indique el tipo de orbital de un electrón que tiene los siguientes números cuánticos:
a) n=3, ℓ=2, mℓ = 2 y ms= +1/2
b) n=2, ℓ=1, mℓ = 0
c) n=3, ℓ=2
29. ¿En cuál orbital se debe ubicar un electrón si al ingresar a un átomo se encuentra
que está completo hasta el orbital 4p?
30. ¿Para todos los elementos del grupo 16 (VI-A) su configuración electrónica finaliza
en p4, d4, p6 ó d6?
31. Los elementos con número atómico: 8, 16, 35, 53; ¿tienen en común?
a) Orbitales d completos
b) Electrones de valencia en los orbitales p
c) Son metales
d) Forman iones negativos
32. Escriba la configuración electrónica de las especies: a) 40Zr4+; b) 49In;
c) 32Ge4 ; d) 32Ge4+
33. Indique el valor de Z de los elementos que tienen la siguiente configuración de
valencia:
a) 5s24d105p3
b) 4s23d9
c) 6s24f3
d) 3s2
e) 2s2sp4
34. ¿Cuáles de las especies 16S2, 18Ar, 19K+, 38Sr2+, 35Br son isoelectrónicas con 36Kr?
35. ¿Cuál de los átomos 23V y 25Mn tiene mayor cantidad de electrones desapareados?
36. Dadas las siguientes posibles combinaciones de números cuánticos para un
electrón: a) (n=4, ℓ=0, mℓ=0, ms= 1/2); b) (n=3, ℓ=2, mℓ=0, ms=+1/2); c) (n=3,
ℓ=2, mℓ= 1, ms = 1/2); d) (n=1, ℓ =0, mℓ= 0, ms= 1/2). ¿En cuál de estos
orbitales es más fácil remover el electrón?
37. ¿Qué valor tiene el número cuántico mℓ para un electrón que está en el orbital 5s?
4
RESPUESTAS
1. a); c); f); g); h)
2. a) Físico; b) Químico; c) Físico; d) Físico; e) Químico; f) Químico; g) Químico
3. a); b); c); f)
4. Sustancias puras: a), d), f) ; Mezclas: b), c), e), g)
5. Elemento: a), c), f) ; Compuesto: b), d), e)
6. Elemento: a), c) ; Compuesto: b), d), e), f), g)
7. a) IV ; b) V ; c) Azúcar y arena o Agua y arena ; d) Agua y azúcar ; e) III
8. a) Ca ; b) O2 ; c) H2O(l) ; d) NaCl ; e) P ; f) CO2
9. b), c) y e)
10. a) 0.0001 Kg (1x104 Kg) ; b) 10.000 mL (104 mL) ; c) 500.000.000 Å (5x108
Å) ; d) 0.001 m (1x103 m) ; e) 0.0083 h (8.3x103 h)
11. a) L (mL) ; b) g (Kg) ; c) °C ; d) m (Km) ; e) mol
12. d) Vdesplazado= 3.72 mL
13. 670 g
14. d=19.34 g/cm3
15. Z=15 ; A=31
16. Protones=53 ; Neutrones=74
17. Abundancia 63Cu=69% y 65Cu=31 %
18. m.a.=285.62 uma
19. m.a. 26Mg=25.99 u.m.a.
20.
Nombre
Torio
Carbono
Bromo
Z
9
A
19
6
17
35
14
79
Protones
9
90
6
17
electrones
9
90
neutrones
17
35
18
144
21.
Especie
Na+
Z
A
protones
electrones
11
16
32
16
18
23
23
19
3+
Fe
56
26
23
3
15
18
P
70
22. a) No ; b) 32 X ; c) I, III, V ; d) H2 ; e) Diferente ; f) III y IV
23. a) II ; b) II y IV ; c) III
24. 6 elementos
25. b)
26. Todas
27. 2 electrones
28. a) 3dxy ; b) 2py ; c) 3d
29. 5s
30. p4
31. b) y d)
32. a) 1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p6
b) 1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p6/5s24d105p1
c) 1s2/2s22p6/3s23p6/4s23d104p6
d) 1s2/2s22p6/3s23p6/3d10
33. a) 51 ; b) 29 ; c) 59 ; d) 12 ; e) 8
34. Sr2+ ; Br
35. 25Mn
36. a)
37. Cero
neutrones
13
28
Carga
+1
2
+4
16
5
CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS
1. Seleccione de las sentencias siguientes todas las que sean correctas para los
elementos que están en un mismo grupo:
a) Pertenecen a un mismo periodo b) Tienen propiedades químicas similares
c) Pueden ser sólo metales
d) Adquieren número de oxidación similar
2. ¿Cuál de los halógenos 9F, 17Cl, 35Br, 13Al se ubica en el tercer periodo?
3. De acuerdo a los símbolos: I, Kr, U, Rb, Pt
a) El que simboliza un elemento inerte es ....
b) El que pertenece al grupo de los metales alcalinos es ....
c) El que pertenece al grupo de los halógenos es .........
d) El que representa a un elemento de transición es .....
e) El que representa a un elemento de transición interna es .....
4. ¿En qué grupo ubicaría un elemento cuyo Z=115?
5. Indique si las sentencias siguientes son verdadera o falsa:
a) El elemento de configuración de valencia 3s23p6 pertenece al grupo 16 (VI-A)....
b) El mayor tamaño de un átomo se relaciona con la cantidad de capas completas ...
c) Los metales más activos químicamente pertenecen al grupo 1 (I-A).......
d) El grupo 2 (II-A) contiene metales y no-metales.....
e) Los no metales más activos tienen tamaño atómico pequeño.........
f) Los gases nobles tienen bajo potencial de ionización.....
g) La especie 25Mn3+ no tiene electrones desapareados.......
h) La configuración electrónica [Ne]3s13p1 corresponde a un estado excitado............
6. Conteste las preguntas siguientes:
a) ¿Cuál es la partícula subatómica que determina las propiedades químicas de un
elemento?
b) ¿Cómo se llama el grupo de elementos que se ubica en el extremo derecho de la
tabla periódica?
c) ¿Cuál es el orbital de la capa de valencia que está lleno en un elemento de
transición?
d) ¿Cuál orbital esta incompleto en un elemento de transición interna?
e) ¿Cuál es el último orbital lleno en un elemento del grupo 2 (II-A)?
f) ¿Cómo se denomina la energía que libera un átomo cuando recibe un electrón?
g) ¿A qué grupo pertenecen los elementos que forman las bases más fuertes?
h) ¿Los metales o los no-metales forman cationes?
i) ¿Cuál grupo de metales tienen la menor temperatura de fusión?
j) ¿La mayoría de los elementos de la tabla periódica son metales o no-metales?
7. Dadas las energías de ionización (KJ/mol)de los siguientes elementos:
Elemento
Primera E.I.
Segunda E.I.
Tercera E.I.
A
1.7
3.4
6.0
B
0.5
4.6
6.9
C
0.56
1.8
2.7
D
0.74
1.5
7.7
a) ¿Cuál de los elementos forma más fácilmente un catión monopositivo?
b) ¿Cuál de los elementos forma más fácilmente un catión de carga +3?
c) ¿Cuál de los elementos forma un anión estable?
d) ¿Cuál de los elementos tiene mayor carácter metálico?
8. Complete las sentencias siguientes:
a) La mayor electronegatividad la presentan los elementos del grupo ...................
b) Si un átomo forma un ión de carga 2+, entonces pertenece a la familia.........
6
c) El gas noble que no cumple con la regla del octeto es ............
d) El compuesto entre Mg (Grupo 2) y I (Grupo 17) tiene la fórmula química ........
e) Si un elemento existe como gas a temperatura ambiente, entonces lo más
probable que sus propiedades metálicas correspondan a ...........................
f) La cuarta columna de la tabla periódica corresponde al tipo de elemento
..................
g) En un grupo el elemento de mayor masa atómica se ubica en ................. periodo.
h) La conductividad eléctrica del elemento de configuración Ar4s23d104p5 es
mayor o menor que la del elemento Ar4s2..............
9. De acuerdo a los elementos de la siguiente tabla periódica:
Be
O
K
Ni
Ge
Br
Xe
Hf
Pb
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
¿Cuál es el metal alcalino del 4º periodo?
¿Cuál es el halógeno del 4º periodo?
¿Cuál es un elemento del grupo 18 (VIII-A)?
¿Cuál es el elemento cuyo Z=28?
¿Cuál es un semimetal?
¿Cuál es el de mayor carácter metálico en el grupo 14?
¿Cuál debería tener mayor afinidad electrónica?
¿Cuál es el elemento que tiene un átomo de número másico igual a 74 y 42
neutrones?
i) ¿Cuál debe ganar un electrón para tener configuración de gas noble?
j) ¿Cuál es la fórmula del compuesto formado por K y O?
k) ¿Cuál forma óxido en relación 1:1?
10. Indique si las sentencias siguientes son verdadera o falsa:
a) El tamaño de los átomos aumenta al bajar en un grupo..............
b) Los elementos metálicos tienden a perder electrones para ser más estables.......
c) En la ionización es más fácil remover los electrones pareados que los
desapareados ......
d) Mientras mayor es la carga nuclear positiva más fuerte son atraídos los electrones
de valencia........
e) La segunda energía de ionización es algunas veces mayor que la primera.........
f) Los no metales son pobres conductores de la electricidad......
g) Atomos grandes tienen mayor electronegatividad .....
h) Los cationes son más pequeños que el átomo.............
i) Algunos metales tienen orbitales vacíos............
j) Los compuestos iónicos se disocian en iones en solución acuosa............
11. Los valores de la primera energía de ionización (Kjoulemol1) de algunos
elementos del grupo 2 son: P.I.Ba = 503, P.I.Be = 903; P.I.Ca = 590; ordénelos de
menor a mayor Z.
12. Conteste las preguntas:
a) En el segundo periodo hay o no elementos metálicos........
b) El nombre de la familia a la cual pertenece el azufre es............
c) El símbolo del semimetal del grupo 13 que le da el nombre a la familia es ....
d) El nombre de la familia a la cual pertenece el sodio es ............
e) El nombre de la familia a la cual pertenece el neón es ....
f) Si se sintetizara un nuevo metal alcalino térreo, su número atómico sería.....
7
g) En el grupo de los halógenos hay sólo no-metales..............
h) El elemento no-metálico que normalmente se ubica en el grupo 1 es ..........
i) El número atómico del elemento que se ubica en el 6º periodo y grupo 13 es .....
13. Dada la configuración electrónica de los siguientes elementos:
A: GN5s24d8
B: GN6s1
C: GN3s23p5
D: GN5s24d105p5
E: GN4s23d104p6
a) Ubíquelos en el grupo y periodo a los cuales pertenecen.
b) Los elementos del mismo periodo son ...................
c) Los elementos con propiedades químicas similares son ..............
d) El elemento de mayor conductividad eléctrica es .....
e) El que se clasifica como elemento de transición es .......
f) El que es imposible encontrar al estado puro naturalmente es .....
g) El que gana más fácilmente electrones es ......
h) El que no forma compuestos con otro elemento es ......
14. Usando la tabla periódica escriba el símbolo del elemento que corresponde a la
descripción:
a) Elemento de mayor tamaño del grupo 15 (V-A).......
b) Elemento de configuración de valencia 3s23p4.......
c) Elemento del 4º periodo con 8 electrones de valencia.......
d) Gas noble del 1er periodo......
e) Elemento de transición con tres electrones desapareados en el 4º nivel......
f) Elemento representativo con tres electrones desapareados en el 4º nivel.....
g) Elemento de grupo 17 (VII-A) y 5º periodo....
h) Elemento de mayor electronegatividad....
i) Elemento de mayor tamaño....
j) Elemento del 2º periodo, cuyo estado de oxidación en sus compuestos es 2.....
a) Los átomos V(Grupo 4) y As(Grupo 15) pertenecen al mismo periodo, el de
mayor conductividad es .......
b) Los átomos C (2º periodo) y Sn (5º periodo) pertenecen al mismo grupo, el más
electronegativo es ......
c) Entre N y N3, el de mayor tamaño es ...............
d) Para que 40Zr adquiera configuración de gas noble debe ...............
e) El elemento de mayor abundancia en la corteza terrestre es ..............
f) Los átomos Si(Grupo 14) y Cl(Grupo 17) pertenecen al mismo periodo, el de
mayor afinidad electrónica es ..............
g) De los elementos 75Re y 62Sm, el que pertenece a los elementos de transición
interna es .......
h) La cantidad de electrones de valencia en los elementos del grupo del oxigeno es
............
i) Los átomos Sr(dos electrones de valencia) y Sb(15 electrones de valencia)
pertenecen al mismo periodo, el de mayor potencial de ionización es ......
RESPUESTAS
1. b) ; c) ; d)
2. 17Cl
3. a) Kr ; b) Rb ; c) I ; d) Pt ; e) U
4. Grupo 15
5. a) Falso ; b) Verdadero ; c) Verdadero ; d) Falso ; e) Verdadero ; f) Falso ;
g) Falso ; h) Verdadero
6. a) Electrones ; b) Gases nobles ; c) orbital s ; d) Orbital f ; e) Orbital s ;
f) Afinidad electrónica ; g) Grupo 1 ; h) Metales ; i) Grupo 1 ; j) Metales
7. a) B ; b) C ; c) A ; d) B
8
8. a) 17 ; b) Alcalino-Térreos ; c) He ; d) MgI2 ; e) No-metal ; f) De transición ;
g) 7º periodo ; h) Menor
9. a) K ; b) Br ; c) Xe ; d) Ni ; e) Ge ; f) Pb ; g) O ; h) Ge ; i) Br ; j) K 2O ;
k) Be ;
10. a) Verdadero ; b) Verdadero ; c) Falso ; d) Verdadero ; e) Falso ; f) Verdadero
g) Falso ; h) Verdadero ; i) Verdadero ; j) Verdadero
11. Be < Ca < Ba
12. a) Si hay ; b) Familia del Oxígeno ; c) B ; d) Metal alcalino ;
e) Gases nobles ; f) 120 g) No (Astato) ; h) Hidrógeno ; j) 81
13. a) A Grupo 10, Periodo 5º
B Grupo 1, Periodo 6º
C Grupo 17, Periodo 3º
D Grupo 17, Periodo 5º
E Grupo 18, Periodo 4º
b) A y D ; c) C y D ; d) B ; e) A ; f) B ; g) C ; h) E
14. a) Bi ; b) S ; c) Fe ; d) He ; e) V ; f) As ; g) I ; h) F ; i) Cs ; j) O
15. a) V ; b) C ; c) N3 ; d) Perder 4 electrones ; e) O ; f) Cl ; g) Sm ; h) 6 ó 16 ; i) Sb
ENLACE QUIMICO
1. Conteste las preguntas siguientes:
a) Si Rb tiene un electrón de valencia, ¿se combina de preferencia con elemento
que tenga 2, 4 ó 7 electrones de valencia?
b) Si oxígeno tiene dos electrones de valencia desapareados, ¿Cuántos Na (un
electrón de valencia) se unirán a él?
c) Escriba la estructura de Lewis de Cl(Grupo 17).
d) Cuando un átomo se une a otro, ¿Se consume o libera energía?
e) Si Mg (Grupo 2) y P(Grupo 15) forman enlace, ¿Cuál de ellos deberá ganar
electrones?
f) ¿Cuántos enlaces podrá formar 16S?
g) Cuando en el enlace se comparten electrones se formó una molécula o iones.
h) Si un átomo al formar enlace puede ganar o perder electrones, ¿Se clasifica
como metal, semimetal o no-metal?
i) ¿Cuántos electrones hay involucrados cuando dos átomos forman dos enlaces?
j) Para romper un enlace, ¿es necesario suministrar o quitar energía?
2. Dibuje la estructura de Lewis:
a) De un elemento del grupo 15 (V-A)
b) De un metal alcalino térreo
c) De un gas noble
d) Del compuesto iónico Na3N (Na: metal alcalino ; N: grupo 15)
e) Del compuesto covalente H2O2 (H: un electrón de valencia ; O: grupo 16)
3. Prediga si los siguientes elementos formarán enlace iónico, enlace covalente polar,
covalente apolar o metálico: a) P-Cl , b) K-Cl , c) B-As , d) C-C , e) Ag-Au
(ENP=2.2 , ENCl=3.2 , ENK=0.8 , ENB=2.4 , ENAs=2.2 , ENC=2.6 , ENAg=1.9 ,
ENAu=2.0).
4. Escriba la estructura de Lewis de un compuesto iónico, de un compuesto covalente
polar y de un compuesto covalente apolar que formen los elementos 1H , 7N , 20Ca y
9F . (ENH=2.2 , ENN=3.0 , ENF=4.0 , ENCa=1.0)
5. Seleccione de acuerdo a las estructuras de Lewis siguientes la que representa un
enlace iónico, un enlace covalente polar y un enlace covalente no-polar.
a)
b)
c)
9
a) De las moléculas H2, Cl2, HCl, la que tiene momento dipolar es ......
b) Si la simbología de Lewis de un elemento es X, entonces el elemento X
pertenece al grupo ........
c) Al átomo de 6C en la estructura de Lewis hay que ubicar ....... puntos o cruces.
d) Cuando un átomo de Ca forma compuesto debe ............ dos electrones.
e) El átomo de Cl en un compuesto tiene estado de oxidación igual a ....
f) El símbolo de la especie que contiene 16 protones y 18 electrones es .............
g) La fórmula del compuesto que forman Al (Grupo 13) y O (Grupo 16) es ...........
h) Si un compuesto está formado por iones, entonces el tipo de enlace entre los
átomos es ............................
i) La cantidad de electrones en el último orbital que debe tener un átomo para que
el sea estable es .....
j) La cantidad de electrones no involucrado en enlace en H2S(H tiene 1 electrón de
valencia, S pertenece al Grupo 16) es .....
k) En el compuesto NaOH (ENNa=0.9 , ENO=3.4 , ENH=2.2) existe enlace
covalente entre ......... y enlace iónico entre ......
l) Si un compuesto conduce la electricidad al estado fundido entonces el tipo de
enlace en el compuesto es ................................
a) Cuando Na+ se enlaza con Cl el compuesto formado tiene carga igual a ...........
b) Si una molécula tiene extremos de carga parcial opuesta el enlace entre los
átomos es ......
c) A temperatura ambiente la mayoría de los compuestos iónicos se encuentran al
estado .....
d) En la fórmula del compuesto formado por Li+ y O2 el litio se ubica .....
e) El I2 es un sólido cristalino que requiere baja temperatura para pasar al estado
vapor, luego la fuerza entre las moléculas es .....................
f) Ordene de acuerdo al aumento de la polaridad los enlaces: N-H, O-H, C-Cl y PBr....................................... (ENN=3.0 , ENH=2.1 , ENO=3.5 , ENC=2.5 ,
ENCl=3.0 , ENP=2.1 , ENBr= 2.8 )
g) La temperatura de fusión de un compuesto, ¿Aumenta o disminuye al aumentar
la polaridad de los enlaces?....................
h) La unión puente-H ocurre entre átomos o entre moléculas.................
i) Un sólido es insoluble en agua y no conductor de la electricidad al estado sólido
o fundido, luego el tipo de enlace en el sólido es .....................
8. Indique de los compuestos siguientes los que se atraigan por fuerza de dispersión,
por atracción dipolo-dipolo y por unión puente-H: CH4, CH3F, CH3OH (ENC=2.6 ,
ENH=2.2 , ENO=3.4 , ENF=4.0)
9. La estructura de Lewis del compuesto indica que el elemento M pertenece al grupo
............. y el elemento X al grupo..............
10. Seleccione de las sentencias siguientes las que sean verdaderas:
a) La longitud del enlace H-H es menor que la del enlace H-I.
b) El enlace C-O es menos polar que el enlace C-Te. (ENC=2.6 , ENTe= 1.9)
10
c) El enlace iónico se forma por transferencia de electrones de un átomo de baja
electronegatividad a uno de alta electronegatividad.
d) El enlace Na-N es covalente (ENNa= 0.9 ; ENN=3.1).
e) En el compuesto CCl4 hay cuatro enlaces.
f) Si la ENA=0.9 y la ENB=3.1, entonces lo más probable es que el átomo A sea un
metal y el átomo B sea un no-metal.
11. De las propiedades siguientes seleccione todas las que son verdaderas cuando los
átomos se unen por enlace metálico:
a) Se unen varios átomos al mismo tiempo.
b) Se origina entre metal y no-metal.
c) La sustancia obtenida es conductora del calor y la electricidad.
d) La sustancia obtenida es sólida a temperatura ambiente.
e) La sustancia obtenida es deformable y se puede estirar.
f) La sustancia obtenida es soluble en agua.
12. Para la molécula de agua:
a) Los enlace O-H (ENH=2.2 , ENO=3.4)se clasifican como ...................
b) La molécula de agua es lineal o angular ......................
c) El ángulo entre los enlaces es de ..................... grados
d) La molécula de agua es polar o no-polar........................
e) Sobre el oxígeno hay carga parcial ................................... y sobre el hidrógeno
carga parcial......................................
f) Entre las moléculas de agua existen dos tipos de atracciones intermoleculares, las
que se llaman .................................................................................................
g) La atracción puente-H se origina entre el átomo de ............................. de una
molécula con el átomo de ............................................ de la molécula vecina.
h) El agua almacena grandes cantidades de energía, esta propiedad se denomina
.....................................................................
i) La alta temperatura de ebullición del agua se debe a .......................................
j) La baja densidad del H2O(s) respecto del H2O(l), se explica por el aumento o la
disminución del volumen del agua cuando solidifica.....................................
RESPUESTAS
1. a) 7 electrones de valencia ;
P;
f) 2 enlaces ;
2.
a)
b) 2 ;
c)
;
d)Libera ; e)
g) Molécula ; h) Semimetal ; i) 4 electrones ; j) Suministrar
b)
c)
d)
Na+
e)
3
Na+
Na+
3. a) Covalente polar , b) Iónico , c) Covalente polar , d) Covalente apolar , e) Metálico
4.
Iónico
Covalente polar
Covalente apolar
5. a) Covalente apolar , b) Iónico , c) Covalente polar
6. a) HCl ; b) 1 ; c) 4 ; d) Perder ; e) 1 ; f) 16X2 ; g) Al2O3 ; h) Iónico ; i) 8 ;
j) Dos pares del azufre ; k) O-H , Na-O ; l) Iónico
7. a) Cero ; b) Covalente polar ; c) Sólido ; d) Izquierdo ; e) Débil (Dispersión) ;
11
f) C-Cl < P-Br < N-H <O-H ; g) Aumenta ; h) Molécula ; i) Covalente
8. DispersiónCH4 , Dípolo-DípoloCH3F , Dípolo-Dípolo y Puente-HCH3OH
9. 2 (II-A) y 17 (VII-A)
10. Verdaderas: a) ; c) ; e) y f)
11. Verdaderas: a) ; c) ; d) y e)
12. a) Covalente polar ; b) Angular ; c) 105 ° ( 90 °); d) Polar ; e) negativa –
positiva ; f) Dipolo-dipolo y unión puente-H ; g) oxígeno – hidrógeno ;
h) Capacidad calorífica ; i) Unión puente-H ; j) Aumento.
SUSTANCIAS COMPUESTAS
1. Usando la tabla periódica complete la tabla siguiente:
Elemento
Fórmula molecular
O3
S
PM
256.48
2.02
P4
2. Complete con la información dada entre paréntesis, las sentencias siguientes:
a) El cambio químico incluye reordenamiento de ....................... que se
representan en una ecuación química. (átomos, moléculas, moles)
b) La ecuación 2H2 + O2  2H2O puede leerse, 2 docenas de moléculas de H2
más 1 docena de moléculas O2 producen 2 docenas de moléculas deH2O;
........................ (verdadero, falso)
c) El uso de una ecuación química para calcular la masa relativa de productos y
reactivos se denomina ........................... (razón molar, estequiometría, fórmula)
d) La masa de un reactor cerrado antes de una reacción química es ............. la
masa del reactor cerrado después de una reacción química (mayor que, menor
que, igual que)
e) El cálculo del rendimiento teórico de una ecuación, se hace en función de la
cantidad de reactivo que sobra; ........................ (verdadero, falso)
f) Si en una reacción química queda algo de reactivo sin reaccionar, entonces se
puede decir que en la reacción ............................... (hay un reactivo limitante, la
reacción no procede totalmente, no hubo reacción)
3. Calcule el peso molecular:
a) S2 ; b) N2O5 ; c) H2SO4 ;
d) C5H11COOH ; e) AlCl3x6H2O ;
4. Calcule el número de moles:
a) 26.98 g de Ag
c) 20 g de H3PO4
e ) 3.01x1023 átomos de K
5. Calcule el número de moléculas en:
a) 1.1 Kg de AlBr3.
c) 2.5 moles de O3
e) 50 L de N2 a 25ºC y 1 atm
6. Calcule el peso de:
a) 0.186 moles de IF5.
c) 9.51x1022 moléculas de C6H8N2
e) 6.02x1023 átomos de Hg
f) V(CO3)2
b) 52.0 g de Cr2O3
d) 150 g de Na2CO3x10 H2O
f) 0.2x1022 moléculas de CO2
b) 0.5 g de Mn(NO3)2
d) 0.003 moles de HCl
f) 100 mL de CH3CH2OH (d=0.789 g/mL)
b) 0.01 mol de Mg
d) 1 molécula de H2O
f) 2 átomos de Pb
7. Calcule la cantidad de átomos:
a) De calcio en 2 moles de CaCl2
b) De carbono en 12 moléculas de Pb(C2H3O2)2
c) De oxígeno en 100 g de oxígeno gaseoso.
12
d) De oxígeno en 5 L de O3 a 22ºC y 0.9 atm.
a) Un mol de Ca3(PO4)2 contiene ............. moles de átomos de O
b) 18.069x1023 moléculas de NH3 contiene ............ moles de átomos de H
c) 0.1 mol de C2H6 contiene ............... moles de átomos de C
d) 2 moles de P4H10 contiene ........ moles de átomos de P y ......... moles de
átomos de H
e) 48 g de O3 contienen ..................... moles de átomo de oxígeno
9. El diamante, una de las formas aleotrópicas del carbono, se tasa de acuerdo a la
cantidad de quilates. En un quilate hay 200 mg de carbono. ¿Cuántos átomos de
carbono hay en un diamante puro que tiene 0.834 quilates.
10. ¿Cuál de las cantidades 10.87 g de C ó 42.34 g de Sc, tiene mayor cantidad de
átomos?
11. Tiene dos vasos de precipitados, uno contiene 56.2 g de agua y el otro contiene
HCl. La cantidad de átomos de hidrógeno en el vaso con HCl es igual a la cantidad
de átomos de hidrógeno en el vaso con agua. ¿Cuántos gramos de HCl hay en el
segundo vaso?
12. ¿Cuál de los fertilizantes, (NH2)2CO o NH4NO3, proporciona más nitrógeno al
suelo (contiene mayor % en peso de nitrógeno)?
13. El aguijón de la abeja contiene 1x106 g de isopentil acetato (C7H14O2). Calcule el
número de moléculas de isopentil acetato en un aguijón de abeja.
14. Un chip de silicio, usado para construir un circuito integrado de un computador
tiene una masa de 5.68 mg. a ) Calcule los moles de silicio. b) Calcule los átomos
de silicio en el chip.
15. La masa de 0.199 moles de un elemento X es de 36.08 g, calcule el peso atómico
del elemento.
16. Calcule el peso de oxígeno en 5.5 g de P2O5.
17. Una muestra de 0.150 g de un compuesto que contiene carbono, hidrógeno y
oxígeno genera en la combustión 0.396 g de CO2 y 0.162 g de H2O. a) ¿Qué
porcentaje del compuesto inicial es carbono?, b) ¿Qué masa de H tiene el
compuesto inicial? ; c) ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?
18. El análisis elemental de un compuesto indicó que contiene 5.217 g de C, 0.9620 g
de hidrógeno y 2.478 g de oxígeno determine la composición porcentual del
compuesto.
19. Calcule el porcentaje de carbono en la aspirina (C9H8O4).
20. El indicador colorante fluoresceína contiene 2 átomos de Na por molécula. El
porcentaje de sodio en la fluoresceína es de 12.22 %. ¿Cuál es la masa molar del
indicador?
21. Un compuesto contiene 24.7 % de calcio, 1.2 % de hidrógeno, 14.8 % de carbono y
59.3 % de oxígeno. Determine la fórmula empírica del compuesto.
22. Un compuesto contiene 87.19 % de carbono y 12.81 % de hidrógeno. Su masa
molecular es aproximadamente 220 g/mol. Calcule la fórmula molecular del
compuesto.
13
23. El análisis elemental de un hidrocarburo indicó 4.71 g carbono y 0.79 g hidrógeno.
La densidad del hidrocarburo es 1.28 g/L a 21 ºC y 1.1 atm. Determine su fórmula
molecular.
24. Determine la fórmula molecular de un compuesto que contiene 30.43 % de N y el
resto es oxígeno. El peso molecular del compuesto es 92 g/mol.
25. Tiene 120 mL de hidrógeno a 740 mmHg y 24 ºC, calcule el volumen en
condiciones estándar a 0ºC y 1 atm.
26. ¿Cuántos gramos de nitrógeno ocuparán un volumen de 7.5 L en condiciones
estándar a 0ºC y 1 atm?
27. ¿Cuál es el peso molecular de un gas si 0.63 g ocupan 250 mL en condiciones
estándar a 0ºC y 1 atm?
28. Tiene un balón rígido de 10 L con CO2 a 21 ºC y 750 mmHg, ¿Cuál es la presión si
coloca el balón al congelador a una temperatura de 5 ºC?
29. Calcule la densidad a 22 ºC y 1.5 atm de NH3 (PM=17 g/mol).
30. Equilibre según la ley de conservación de la materia las ecuaciones siguientes:
a) .... NaCl + .... H2  .... HCl + .... Na
b) .... H3PO3  .... H3PO4 + .... PH3
c) .... Ca3(PO4)2 + .... SiO2 + ....C  .... CaSiO3 + .... CO + .... P
d) .... CaCl2 + .... H3PO4  .... Ca3(PO4)2 + .... HCl
e) .... NH3 + .... CuO  .... N2 + .... Cu + .... H2O
f) .... NH3 + .... CH4 + ....O2  .... HCN + .... H2O
31. Escriba las siguientes ecuaciones equilibradas:
a) Fósforo sólido (P4) reacciona con cloro gaseoso (Cl2) para formar pentacloruro
de fósforo (PCl5).
b) Amoniaco (NH3) reacciona con oxígeno molecular para formar monóxido de
nitrógeno y agua.
c) Combustión de isooctano (C8H18) para generar dióxido de carbono y agua.
d) Reducción del Fe2O3 con monóxido de carbono, para generar hierro metálico y
dióxido de carbono.
32. La producción anual de dióxido de azufre (SO2), a partir de la combustión del
azufre presente en el carbón y en los combustibles fósiles, es de 2.36x1010 Kg.
¿Cuánto es la cantidad de azufre en los materiales originales?
33. Según la ecuación: 3 NO2 + H2O  2 HNO3 + NO
¿Cuántos gramos de dióxido de nitrógeno se requieren para producir 5 g de ácido
nítrico?
34. Una muestra de N2O5 produce 1.618 g de oxígeno, de acuerdo a la ecuación:
2 N2O5  4 NO2 + O2
¿Cuántos gramos de NO2 se forman?
35. En la combustión de 42 g de butano (C4H10) y 16 g de oxígeno se producen 10 g de
dióxido de carbono. Calcule el rendimiento de la reacción.
36. De acuerdo a la ecuación: 2 FeCl3 + 3 Na2S  Fe2S3 + 6 NaCl
Se hacen reaccionar 100 g de cloruro férrico (PM=162.20 g/mol) con un exceso de
sulfuro de sodio, a) ¿Cuántos gramos de sulfuro férrico (PM=207.90 g/mol) se
14
obtienen?, b) Si se obtienen 50 g de sulfuro férrico, ¿Cuál es el porcentaje de
rendimiento de la reacción?
37. Si el porcentaje de rendimiento de la siguiente reacción es de un 76 %. ¿Cuántos
gramos de HF (PM=20.006 g/mol) se necesitarán para producir 100 g de producto
(PMproducto= 122.159 g/mol)?
38. Considere la reacción: 2 Mg + O2  2 MgO
¿Bajo cuáles de las siguientes condiciones de reacción el Mg será el reactivo
limitante?
a) 400 átomos de Mg y 300 moléculas de O2.
b) 0.16 moles de Mg y 0.16 moles de O2.
c) 100 g de Mg y 100 g de O2.
d) 0.12 moles de Mg y 0.08 moles de O2.
39. Para la reacción: CO + 2 H2  CH3OH
Calcule el peso de metanol obtenido cuando se hacen reaccionar 35.4 g de monóxido de
carbono y 10.2 g de hidrógeno.
40. La siguiente es una reacción lateral en la producción de fibra a partir de pulpa de
madera:
3 CS2 + 6 NaOH  2 Na2CS3 + Na2CO3 + 3 H2O
Al reaccionar 88 mL de CS2 líquido (d=1.26 g/mL; PM=76.139 g/mol) y 3.12 moles
de NaOH, a) ¿Cuál es el reactivo limitante?, b) ¿Cuántos gramos de Na2CS3
(PM=154.179 g/mol) se forman?
41. Se hacen reaccionar 2.36 moles de etileno con 7.31 moles de oxígeno, verificándose la
reacción: 2 C2H6 + 7 O2  4 CO2 + 6 H2O
a) ¿Cuántos moles de dióxido de carbono se formarán?
b) ¿Cuántos gramos de agua se producirán?
c) ¿Cuántos moléculas de etileno quedan sin reaccionar?
d) ¿Qué volumen de oxígeno, medido a 22 °C y 1 atm, debería agregar para que los
reactivos se consumieran totalmente?
RESPUESTAS
1.
Elemento
O
Fórmula
PM
48
S8
H2
H
P
123.88
2. a) átomos ; b) Verdadero ; c) Estequiometría ; d) Igual que ; e) Falso ; f) Hay un
reactivo limitante
2. a) 64.12 g/mol ; b) 108.01 g/mol ; c) 98.08 g/mol ; d) 116.16 g/mol ;
e) 241.44 g/mol ; f) 170.96 g/mol
4. a) 0.250 moles ; b) 0.342 moles ; c) 0.204 moles ; d) 0.524 moles ; e) 0.500 moles
e) 3.32x103 moles
5. a) 2.484x1024 moléculas ; b) 1.683x1021 moléculas ; c) 1.506x1024 moléculas
d) 1.807x1021 moléculas ; e) 1.232x1024 moléculas ; f) 1.032x1024 moléculas
6. a) 41.272 g ; b) 0.243 g ; c) 17.075 g ; d) 2.989x1023 g ; e) 24.31 g ;
f) 6.88x1022 g
7. a) 12.046x1023 átomos Ca ; b) 48 átomos C ; c) 3.764x1024 átomos O
d) 2.241x1023 átomos O
8. a) 8 ; b) 9 ; c) 0.2 ; d) 8 mol P y 20 mol H ; e) 3
15
9. 8.364x1021 átomos
10. En 42.34 g de Sc hay 5.673x1023 átomos contra 5.451x1023 átomos en 10.87 g de C
11. Masa de HCl=2274.1 g
12. Por cada 100 g fertilizante el (NH2)2CO proporciona 46.64 g de N al suelo, contra
34.998 g que proporciona NH4NO3.
13. 4.626x1015 moléculas.
14. a) nSi= 2.022x104 moles ; b) NSi=1.218x1020 átomos
15. PAX = 181.307 u.m.a.
16. Peso de O = 3.099 g
17. a) % de C = 72.05 ; b) masa H = 0.0181 g ; c) C6H12O
18. % de C = 60.26 ; % de H = 11.11 ; % de O = 28.62
19. % de C = 60.00
20. PMFluoesceína = 376.25 g/mol
21. CaH2C2O6
22. C16H28
23. C2H4
24. N2O4
25. V = 0.107 L
26. Peso N2 = 9.385 g
27. PM = 56.413 g/mol
28. P = 0.8995 atm
29. d = 1.054 g/L
30. a) 2 NaCl + H2  2 HCl + 2 Na
b) 4 H3PO3  3 H3PO4 + PH3
c) Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 + 5 C 3 CaSiO3 + 5 CO + 2 P
d) 3 CaCl2 +2 H3PO4  Ca3(PO4)2 + 6 HCl
e) 2 NH3 + 3 CuO  N2 + 3 Cu + 3 H2O
f) 2 NH3 + 2 CH4 + 3 O2  2 HCN + 6 H2O
31. a) P4(s) + 10 Cl2(g)  4 PCl5
b) 4 NH3 + 5 O2(g)  4 NO + 6 H2O
c) C8H18 + 25/2 O2(g)  8 CO2(g) + 9 H2O
d) Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3CO2
32. masa=1.1811x1013 g de S
33. masa=5.476 g NO2
34. masa=9.305 g NO2
35. Rendimiento 73.85 %
36. a) masa=64.09 g de Fe2S3 ; b) Rendimiento 78.02 %
37. masa=43.098 g de HF
38. El Mg es reactivo limitante en las condiciones a) , b) y d)
39. masa=49.12 g de metanol
40. a) Reactivo limitante el CS2 ; b) masa=149.648 g de Na2CO3
41. a) n=4.18 moles de CO2
b) masa=56.44 g de agua
c) 1.635x1023 moléculas de H2O
d) Voxígeno = 22.98 L
SOLUCIONES
1. Seleccione de las sentencias siguientes las que sean verdaderas para una solución:
a) El soluto es siempre una sustancia sólida; b) Debe ser homogénea; c) Puede
contener varios solutos; d) La evaporación de solvente cambiará la solución; e) El
soluto se mantiene inmóvil en el solvente; f) La distribución del soluto es constante
en todo el cuerpo de solvente; g) La concentración es la cantidad de soluto en un
solvente.
2. Se agregan 10 g de una sal a una cierta cantidad de agua. Si luego de agitar la
mezcla se observan pequeñas cantidades de sal al fondo del matraz; se dice que la
mezcla obtenida es: a) Saturada; b) No saturada; c) Sobresaturada; d) Es imposible
decir nada.
16
a) En una solución la cantidad de soluto se encuentra en una proporción fija o
variable .................... ; b) Una forma de lograr la dilución es agregando o
removiendo soluto desde una solución .................; c) Es verdadero o falso que en
una solución el soluto no puede ser filtrado ................; d) El agua destilada debe o
no debe ………….. conducir la electricidad; e) Habitualmente en una solución el
agua es el soluto o el solvente .............; f) En una solución tanto el soluto como el
solvente mantienen o pierden su identidad química......................; g) En una
solución el que disuelve se llama .....................; h) Un electrolito es un soluto que
en una disolución
acuosa se encuentra como molécula o como ión
…………………………
a) Si el calor de solución en agua de NaCl es endotérmico (consume calor), esto
implica que la solubilidad aumentará o disminuirá ……………………. con un
aumento de la temperatura. b) Para un soluto al estado gas, la solubilidad aumenta
o disminuye ……………….. con la temperatura; c) El comportamiento extraño y
no usual del agua se explica debido a que en sus moléculas existen tres átomos
enlazados o a que entre sus moléculas existen dos tipos de fuerzas de
atracción………………………………; d) De las soluciones: (I) KBr(ac)  K+(ac)
+ Br(ac) ; (II) CH3OH(l)  CH3OH(ac), la que es conductora de electricidad es
……………..; e) El propanol (CH3-CH2-CH2-OH) es o no es ........... soluble en
agua; f) Si en una solución ya no es posible disolver más soluto, se dice que la
solución está ..................................
5. La solubilidad de CuCl2 es de 77g/100 g de agua a 20 ºC y de 91.2 g/100 g de agua
a 60ºC. De acuerdo a la información anterior indique si las sentencias siguiente son
correctas o incorrectas: a) El proceso de disolución consume calor, b) Una solución
saturada es más concentrada a 20 ºC, c) No es posible disolver 91.2 g de CuCl2 en
100 g de agua a 20 °C, d) Una solución no saturada a 90 ºC debe contener 91.2 g de
CuCl2.
6. La solubilidad de azúcar (sacarosa) en agua a 20 ºC es 210g/100 g de agua; si a 55 g
de azúcar se añaden 20 g de agua a 20 ºC, ¿Cuántos gramos de azúcar no se
disolverán?
7. Una solución saturada contiene 54.5 g de Cs2SO4 en 30 mL de agua (dagua,25°C=1
g/mL)a 25 °C. ¿Cuál es la solubilidad del Cs2SO4 a 25 °C en g/100 g de agua?
8. La tabla siguiente informa la solubilidad de distintos solutos en agua (g/100 g agua)
a diversas temperaturas:
Temperatura
0 °C
10 °C
20 °C
30 °C
40 °C
50 °C
KI
127.5
136
144
152
160
168
KCl
27.6
31
34
37
40
42.6
NaHCO3
6.9
8.15
9.6
11.1
12.7
14.45
a) ¿Cuál debería ser la temperatura mínima de 200 g de agua para que pueda
disolver 70 g de KCl?
b) ¿Cuál de los solutos es posible disolver 60 g de él en 100 g de agua a 30 °C?
c) A 20 °C, ¿Cuál de las soluciones saturada será más concentrada?
d) ¿Qué masa de soluto quedará sin disolver cuando mezcla 35 g de NaHCO3 en
200 g de agua a 40 °C?
e) Si tiene 200 g de solución saturada de KCl a 30 °C, ¿Qué masa de soluto
cristaliza si se evaporara 50 mL de agua?
f) Tiene 200 g de solución saturada de KI a 40 °C, ¿Qué volumen de agua debe
agregar para que al bajar la temperatura a 10 °C se mantenga la solución
saturada?
17
g) ¿Cuánta agua contiene 50 g de solución saturada de NaHCO3 a 0 °C?
h) ¿Cuál de los solutos tiene menor solubilidad a 0°C?
9. Según la National Drinking Water el estándar de plomo en las aguas para beber no
debe superar 0.015 mg/L. Si una empresa purificadora encuentra que la
concentración de plomo en una muestra de agua potable es de 2.5x107 moles en 5
L, ¿Es adecuada la muestra para bebida?
10. ¿En cuál de las soluciones siguientes la concentración de iones Br es 0.40 M?
a) MgBr2 0.1 molar , b) NaBr 0.2 molar ; c) CaBr2 0.2 molar ; d) AlBr3 0.2 molar
11. El contenido de ion calcio (Ca2+) en la sangre es de 0.096 mg en 1 mL. ¿Cuál es la
molaridad del ion calcio en la sangre?
12. ¿Qué masa de KMnO4 (PM=158.04 g/mol) obtendría si evapora todo el agua desde
87.75 mL de solución 1.27 M?
13. Se dispone de solución 1 M. ¿Qué volumen de esta solución se necesitan para
preparar 100 mL de solución 0.75 M?
14. A 10 mL de una solución de NaOH 6 M, se agrega suficiente agua hasta completar
100 mL. En la solución final el número de moles de NaOH es .................... que en la
(menor/igual/mayor)
solución inicial.
15. ¿Qué volumen de solución de salina fisiológica puede preparar con 27 g de NaCl
(PM= 58.44 g/mol)? (La solución salina fisiológica tiene una concentración 0.15 M
de NaCl)
16. Cuando se burbujea cloro gaseoso (Cl2) en solución de KBr se obtiene como
producto KCl y Br2. Si se burbujea Cl2 en 100 mL de solución 0.25 M de KBr,
¿Cuál es el volumen de bromo gaseoso obtenido, medido a 27 °C y 825 mmHg?
17. Se tiene 44.84 g de C2H6O (PM= 46.07 g/mol) en 1620 mL de solución, calcule la
molaridad de la solución.
18. ¿Qué volumen de solución 0.32 M de LiI (PM= 133.841 g/mol) se requiere para
tener 4252 g de soluto?
19. ¿Cuántos gramos de soluto hay en 3.29 L de solución 0.18 M de CaCl2 (PM=
119.98 g/mol)?
20. El ácido nítrico comercial tiene una densidad de 1.42 g/mL y su concentración es
69.8 % p/p. ¿Qué volumen de ácido contiene 250 g de HNO3 (PM=63.02 g/mol)?
21. Tiene 5 g de cafeína (C8H10N4O2 ; PM=194.2 g/mol) con 250 mL de agua; la
solución final tiene una densidad de 1.05 g/mL. Calcule la molaridad, el % p/p, la
fracción molar del soluto y la molalidad de la solución.
22. Una solución se prepara disolviendo 50 g de CsCl (168..35) en 50 g de agua, su densidad es
1.58 g/mL. Calcule la molaridad y la molalidad de la solución.
23. En 50 g de una solución salina hay 15 g de NaCl, calcule el % p/p de la solución.
24. Tiene 400 g de solución de KNO3 al 3 % p/p; ¿Qué masa de soluto contiene la
solución?
25. Tiene una solución de KBr al 3.82 % p/p; si mezcla 79 g de ésta solución con 230
mL de agua (dagua=1 g/mL), ¿Cuál será el % p/p de la solución obtenida?
18
26. Una solución se prepara disolviendo 23.7 g de CaBr2 (PM= 199.88 g/mol) en 375 g
de agua. La densidad de la solución resultante es 1.16 g/mL. Calcule la molaridad,
la molalidad y el % p/p de la solución resultante.
27. Una solución 0.553 M de NaHCO3 (PM= 84.008 g/mol) tiene una densidad de
1.032 g/mL. Calcule el % p/p y la molalidad de la solución.
28. Una solución acuosa está formada por 1.08 g de KOH (PM= 56.108 g/mol), 15.6 g
de glicerol (C3H8O3 ;PM= 92.094 g/mol) y 357 mL de agua (dagua = 1 g/mL).
¿Cuál es la fracción molar de KOH y de C3H8O3 en la solución?
29. Una solución contiene 0.292 g de NaCl (PM= 58.44 g/mol) en 200 mL de agua
(dagua= 1 g/mL). Calcule la molalidad y la fracción molar del soluto.
30. Una solución 9.9 M de etanol (C2H5OH ; PM=46.07 g/mol) en agua contiene 50 %
en peso de etanol. ¿Cuál es la densidad de la solución?
31. Una solución de HNO3 (PM= 63.018 g/mL) que contiene 386 g soluto por litro de
solución, tiene una densidad igual a 1.32 g/mL. a) Calcule la molaridad de la
solución , b) ¿Qué volumen de agua le agregaría a esta solución para diluirla a un
tercio?
32. Una solución de H2SO4 (PM= 98.086 g/mol) al 53 % p/p tiene una densidad de
1.41 g/mL. a) Calcule la molaridad de la solución , b) ¿Qué volumen de agua
evaporaría de esta solución para su concentración sea 12.5 molar?
33. La solución de ácido fosfórico (H3PO4 ; PM= 97.994 g/mol) concentrado tiene un
85 % p/p y su densidad es 1.70 g/mL. ¿Qué volumen de esta solución ocuparía para
preparar 250 mL de solución 2 M?
34. Se tiene 250 mL de solución 0.22 M de HI (PM=127.908 g/mol). ¿Qué masa de
soluto debe agregar para que la solución tenga una molaridad igual a 0.75 mol/L?
(Suponga que no hay variación del volumen al agregar soluto)
35. Tiene 300 g de solución de HCl (PM= 36.458 g/mol) al 37 % p/p, cuya densidad es
1.19 g/mL. ¿Qué volumen de agua debería agregar para que la concentración de la
solución sea 1 Molar?
36. Se mezclan 15 mL de H2SO4 12 M con 250 mL de H2SO4 1.5 M. Para la solución
final calcule: a) El volumen , b) los moles de soluto , c) La molaridad
37. Se mezclan 250 g de solución de HF al 30 % p/p cuya densidad es 1.101 g/mL con
1.5 L de solución de HF 3.5 M. Calcule la molaridad de la mezcla final. (PMHF=
20.008 g/mol)
38. Cuando se disuelven 2.60 g de un compuesto que se sabe contiene indio y cloro, en
50 g de cloruro de estaño(IV), se obtiene una solución cuya temperatura de
ebullición es 116.3 °C. Para el cloruro de estaño(IV) su constante ebulloscópica es
9.43 °C/molal y su temperatura de ebullición normal es 114.1 °C. Calcule el peso
molecular del compuesto y determine su probable fórmula molecular.
39. El sistema de refrigeración de un automóvil se llena con solución que contiene 3.08
L de agua (d=1 g/mL) y 1.92 L de etilénglicol (C2H6O2, d=1.12 g/mL ; PM=
62.068 g/mol). Calcule la temperatura de congelación de la solución. (kc,agua=1.86
°C/molal , Te,agua=0°C)
40. (Sólo para Ingeniería Civil) La presión de vapor del agua a una cierta temperatura
es de 218 mmHg. ¿Cuál será la presión de vapor de una solución acuosa, a la misma
temperatura, cuya concentración es de 12.3 % p/p de etilénglicol (C2H6O2 ;
19
PM=62.068 g/mol)?
41. (Sólo para Ingeniería Civil) Una solución se prepara disolviendo 6 g de un no-electrolito
desconocido en suficiente agua hasta tener 1 L de solución. La presión osmótica de la
solución es 0.750 atm a 25 °C. ¿Cuál es el peso molecular del soluto desconocido?
42. (Sólo para Ingeniería Civil) La presión de vapor de etanol (C2H6O) puro a 60 °C es
de 349 mmHg. Calcule la presión de vapor de una solución que contiene 10 moles
de naftaleno (no-volátil y no-electrolito) en 90 moles de etanol, a la misma
temperatura.
43. (Sólo para Ingeniería Civil) Una solución que contiene 0.0182 g de una enzima
desconocida en 207 mL de solución tiene una presión osmótica de 0.768 mmHg a
298 K. ¿Cuál es el peso molecular de la enzima?
44. Calcule la temperatura de congelación de una solución que contiene 5.00 g de
bifenilo (C12H10 ; PM=154.20 g/mol) y 7.50 g de naftaleno (C10H8 ; PM=128.16
g/mol) disueltos en 200 g de benceno (Tc,benceno = 5.5 °C y kc,benceno=5.12 °C/molal )
45. A partir de 100 g de acetona se quiere obtener una solución cuyo aumento en la
temperatura de ebullición sea de 0.17 °C (ke,acetona = 1.71°C/molal) ¿Qué masa de
un soluto no volátil cuyo PM=452.65 g/mol debe utilizar?
Respuestas
1. b) ; c) ; d) ; f)
2. c)
3. a) Variable ; b) Removiendo ; c) Verdadero ; d) No debe ; e) Solvente ; f) Mantienen
g) Soluto ; h) Ion
4. a) Aumentará ; b) Disminuye ; c) Que entre sus moléculas existen dos tipos de
fuerzas ; d) (I) ; e) Es soluble ; f) Saturada
5. a) Correcto ; b) Incorrecto ; c) Correcto ; d) Incorrecto
6. masa sin disolver = 13 g
7. Solubilidad = 181.67 g/100 g de agua
8. a) 30 °C ; b) KI ; c) La de KI ; d) 9.6 g ; e) 18.50 g ; f) 13.58 g ;
g) 46.77 g ; h) NaHCO3
9. Es adecuada porque la Pb = 0.0104 mg/L
10. c)
11. M=2.40x103 mol/L
12. Masa=17.61 g
13. Volumen=75 mL
14. Igual
15. Volumen=3.08 L
16. Volumen=0.283 L
17. M=0.60 mol/L
18. Volumen=99.28 L
19. Masa=71.05 g
20. Volumen=252.23 mL
21. M = 0.106 mol/L ; % p/p = 1.96 % ; Xsoluto = 0.0019 ; m = 0.103 mol/Kg
22. M = 4.693 mol/L ; m = 5.94 mol/Kg
23. % p/p = 30 %
24. 12 g
25. % p/p = 0.977 %
26. M = 0.345 mol/L ; m = 0.316 mol/Kg ; % p/p = 5.94 %
27. % p/p = 4.50 % ; m = 0.58 mol/Kg
28. XKOH = 9.623x104 ; Xglicerol= 8.468x103
29. m = 0.025 mol/Kg ; Xsoluto=4.49x104
30. 0.912 g/mL
31. a) 6.125 mol/L ; b) 2.0 L
20
32. a) 7.618 mol/L ; b) 27.70 mL
33. 33.91 mL
34. 16.948 g
35. 762.80 mL
36. a) 265 mL ; b) 0.555 moles ; c) 2.094 mol/L
37. 5.21 mol/L
38. PM = 222.891 g/mol ; Fórmula Molecular probable InCl3
39. 20.92 °C
40. 209.48 mmHg
41. 195.49 g/mol
42. 314.1 mmHg
43. 2126 g/mol
44. 3.17 °C
45. 4.50 g
EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Seleccione de las sentencias siguientes todas las que sean correctas cuando se
alcanza el equilibrio químico: a) Tanto la reacción directa como la inversa se han
detenido. b) La reacción directa ocurre al mismo tiempo que la inversa. c) La
reacción directa y la inversa ocurren a igual velocidad. d) No hay cambios netos en
la concentración de reactivos y de productos. e) La reacción inversa se ha detenido.
f) La concentración de productos continúa aumentando. g) La reacción directa se
ha completado. h) La concentración de productos ya no continúa aumentando.
2. Indique si las sentencias siguientes son verdadera o falsa: a) Cuando el valor de la
constante de equilibrio es muy grande, esto significa que la concentración de
productos en el equilibrio es más grande que la de los reactivos......; b) El papel de
un catalizador es desplazar el equilibrio a los productos ......; c) En principio, todas
las reacciones químicas son reversibles.......; d) El valor de la constante no es
afectado por cambios en las condiciones de reacción tales como temperatura,
presión.....; e) La teoría de la colisiones supone “sólo son efectivas las colisiones
entre moléculas de reactivo que tienen energía de activación” .....; f) Si el valor de
una constante de equilibrio es muy pequeña, entonces es probable que dicha
reacción no ocurra .............; g) Sólo es factible que ocurran reacciones que tienen
valores de constante de equilibrio muy grandes …….;
3. Seleccione de las sentencias siguientes todas las que sean correctas para la
constante de equilibrio: a) Es la razón de la concentración molar en equilibrio de
productos y reactivos elevadas a sus coeficientes de la ecuación balanceada… ; b)
Es mayor a 1 si el equilibrio favorece la formación de productos…. ; c) Es mayor a
1 si en el equilibrio desaparecen los reactivos… ; d) Es menor a 1 cuando hay
presente catalizador…. ; e) No es afectada por cambios en la concentración
realizados después de alcanzar el equilibrio…..
4. Seleccione de las sentencias siguiente todas las que sean correctas para una
reacción química cuyo valor de Kc=1x1018. a) El equilibrio se alcanza
rápidamente….. ; b) Es imposible con la información entregada predecir la
velocidad de la reacción…. ; c) Los reactivos son más estables que los productos…..
; d) En el equilibrio hay exclusivamente moléculas de productos….. ; e) En el
equilibrio predominan las moléculas de productos…….. ; f) Es imposible saber si en
el equilibrio habrá mayor cantidad de moléculas de reactivos o de productos ………
5. Escriba la expresión de la ley de acción de masa para las reacciones:
a) 2 HCl(ac) + CaCO3(s)  CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(l)
b) Pb(NO3)2(s)  PbO(g) + 2 NO2(g) + ½ O2(g)
c) 4 NH3(g) + 5 O2(g)  4 NO(g) + 6 H2O(g)
d) C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4 H2O(l)
e) CO2(g) + 4 H2(g)  CH4(g) + 2 H2O(g)
21
f) 2 P(s) + 3 Cl2(g)  2 PCl3(g)
g) 2 P(s) + 5 O2(g)  2 P2O5(s)
6. De acuerdo a la información:
I) COCl2(g) CO(g) + Cl2(g)
K = 2.2 x1010
(298 K)
2
II) 2 NO2(g)  N2O4(g)
K = 2.15 x10
(298 K)
31
III) H2(g) + Cl2(g)  2 HCl(g)
K = 4 x 10
(300 K)
IV) CO(g) + 3 H2(g)  CH4(g) + H2O(g) K = 4
(350 K)
a) La reacción en la cual la concentración de productos en el equilibrio es mayor es
……… ; b) La reacción en la cual la concentración de reactivos en el equilibrio es
mayor es ….. ; c) A 298 K la reacción de mayor rendimiento es …… ; d) La
reacción en la que la concentración de productos es similar a la de reactivos en el
equilibrio es …. ;
7. De acuerdo a la información: 2 HBr(g)  H2(g) + Br2(g)
Kc=1.26x1012 a 500 K,
complete las sentencias siguientes: a) La concentración de productos será mayor o
menor que la de reactivos en el equilibrio……………….. ; b) El valor de la
constante para la reacción ½ H2(g) + ½ Br2(g)  HBr(g) es .................
8. Para la reacción: 2 NO2(g)  2 NO(g) + O2(g) ; los valores de la constante de
equilibrio (Kc) son 1.26x1012 a 500 K y 8.99x1018 a 298 K. a) ¿A qué
temperatura se obtendría un mayor rendimiento? ; b) ¿La reacción es endotérmica o
exotérmica?
9. Para la reacción: HCOOH + CN  HCN + HCOO Kc=5x105
Calcule la constante de equilibrio para la reacción inversa.
10. En una de las reacciones involucradas en la lluvia ácida participa el SO2, uno de los
productos de la combustión de combustible fósiles, y el agua de la atmósfera:
SO2(g) + ½ O2(g) + H2O(l)  H2SO4(ac)
Calcule la constante de equilibrio de la reacción anterior a 25 °C sabiendo:
2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g)
K298 K= 6.8x1024
H2SO4(ac)  SO3(g) + H2O(l) K298 K=2.1x1053
11. Los átomos de Cl(g) producidos en la alta atmósfera por la descomposición de los
tetraclorofluorcarbonos, participan en la descomposición del ozono según las
siguientes reacciones:
Cl(g) + O3(g)  ClO(g) + O2(g)
K= 1.1x1023
ClO(g) + O(g)  O2(g) + Cl(g)
K= 7.7x1045
Calcule la constante de equilibrio de la reacción: O3(g) + O(g)  2 O2(g)
12. Para la reacción: N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
Kc = 6.2 x 1014 a 2000 °C
Al analizar el contenido al interior del reactor de 5 L se encuentran: 0.0520 moles
de nitrógeno, 0.0124 moles de oxígeno y 0.0020 moles de monóxido de nitrógeno;
a) Calcule las concentraciones de todas las especies. b) La reacción en ese
momento, ¿ocurre con mayor velocidad hacia los productos o hacia los reactivos?
13. Para la reacción: 2 C2H2(g) + 5 O2(g)  4 CO2(g) + 2 H2O(g)
Si Ud. coloca inicialmente 0.4 moles de C2H2 y 0.2 moles de O2 en reactor de 10
L, complete la tabla siguiente:
C2H2 M
O2 M
CO2 M
H2O M
Inicial
Equilibrio
22
14. Para la reacción
CO(g) + H2O(g) CO2(g) + H2(g)
Complete la tabla siguiente,
CO M
H2O M
Inicial
0.01
0.01
Equilibrio
Kc = 23.2
CO2 M
a 600 K
H2 M
15. Para la reacción CH3COOC2H5(ac) + H2O(l)  CH3COOH(ac) + C2H5OH(ac) Kc=
0.10
Si la concentración en el equilibrio de [CH3COOC2H5] = 0.90 M, calcule las
concentraciones de las otras especies.
16. Para la reacción: N2(g) + O2(g)  2 NO(g) a 2130 °C el valor de la constante de
equilibrio (Kc) es 2.5 x 103. a) Compruebe si la mezcla, contenida en un reactor
de 20 L, de 1x102 moles de N2, de 1x103 moles de O2 y de 2x102 moles de NO;
está o no en equilibrio. b) Calcule la constante de equilibrio para la reacción 2
NO(g)  N2(g) + O2(g)
17. El cloruro de amonio sólido se descompone en amoniaco y ácido clorhídrico
(ambos gaseosos). A una cierta temperatura la mezcla en equilibrio contenida en
un reactor de 5 L está formada por: 0.243 moles de NH3, 1.12 g de NH4Cl y 0.683
moles de HCl. a) Escriba la reacción de descomposición del cloruro de amonio. b)
Calcule Kc para la reacción.
18. Para la reacción: 2 SO3(g)  O2(g) + 2 SO2(g)
Inicialmente la concentración del reactivo es 0.350 M, al alcanzar el equilibrio a 832
K la concentración de oxígeno es 0.093 M; calcule la constante de equilibrio (Kc).
19. Un reactor contiene inicialmente 0.0297 M de NH3. Cuando el sistema alcanza el
equilibrio, a una cierta temperatura, la concentración de NH3 ha disminuido a
0.0064 M. Calcule Kc para la reacción que transcurre al interior del reactor:
2 NH3(g)  N2(g) +3 H2(g)
20. Para la reacción: 2 NH3(g)  N2(g) + 3 H2(g) Kc= 1.92x104 a 25 °C
¿Qué masa de amoniaco debe colocar en un reactor de 25 L para que en el
equilibrio las concentraciones sean [N2]= 2.5 M y [H2]=7.5 M?
21. Para la siguiente reacción: CO(g) + 2 H2(g)  CH3OH(g)
Las concentraciones a 500 K en el equilibrio son: [CO] = 0.0911 M, [H2] = 0.0822
M, [CH3OH] = 0.00892 M. Calcule el valor de la constante en equilibrio (Kc) a
500 K.
22. Para la reacción: SO2(g) + Cl2(g)  SO2Cl2(g) Kc= 3
Calcule las concentraciones en el equilibrio cuando la concentración inicial de
dióxido de azufre es 0.1 M y la de cloro 0.2 M.
23. Para la reacción: H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
a) Cuando la reacción comienza con 0.2 M de H2 y 0.1 M de I2, al alcanzar el
equilibrio se alcanza un 48 % de consumo de H2. Calcule Kc para la reacción.; b) A
otra temperatura, cuando se comienza con 0.45 M de H2 y 0,35 M de I2, al alcanzar
el equilibrio se encuentra que el 30 % de I2 ha reaccionado. Calcule el valor de Kc.
24. (Sólo para Ingeniería Civil) Una de las reacciones de “fijación del
nitrógeno”(sustancia poco reactiva como el nitrógeno forma un compuesto
químico), desarrollada por Haber, se representa por la ecuación: N2(g) + 3 H2(g) 
2 NH3(g)
Kp,298 K= 291
23
Calcule la constante de equilibrio Kc a 298 K.
25. (Sólo para Ingeniería Civil) Cuando se calienta cloruro amónico, se alcanza el
equilibrio con amoniaco y cloruro de hidrógeno:
NH4Cl(s)  NH3(g) + HCl(g)
Para el sistema en equilibrio a 500 ºC en un recipiente de 5.0 L se encuentra 2.0
moles de amoniaco, 2.0 moles de HCl y 1 mol de cloruro de amonio. a) Calcule las
concentraciones de todas las especies en el equilibrio. b) Calcule la presión parcial
de todas las especies en el equilibrio. c) Calcule la presión total para el sistema en
equilibrio. d) Calcule los valores de Kc y Kp para la reacción.
26. (Sólo para Ingeniería Civil) En un experimento se quiere preparar fosgeno usando
la siguiente reacción: CO(g) + Cl2(g)  COCl2(g)
Se mezclan 0.69 atm de monóxido de carbono y 1.1 atm de cloro a 700 K. Después
de alcanzar el equilibrio la presión total al interior del reactor es 1.61 atm. Calcule la
constante Kp de la reacción.
27. (Sólo para Ingeniería Civil) Para la reacción 2 SO3(g)  O2(g) + 2 SO2(g)
Cuando la concentración inicial de SO3 es 0.350 M , al llevar el reactor a 832 °C y
alcanzar el equilibrio su concentración disminuye a 0.164 M. a) Calcule el valor de
la constante de equilibrio (Kc) a 832 °C. b) Calcule el valor de Kp a 832 °C.
28. (Sólo para Ingeniería Civil) Para la reacción: N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) Kp=15.2
Si en un reactor se encuentra que las presiones parciales son: 12.0 atm para N2, 3.0
atm para H2 y 1 atm para NH3. a) ¿Se alcanzó o no el equilibrio? ; b) ¿Hacia dónde
debe proceder la reacción para alcanzar el equilibrio?
29. (Sólo para Ingeniería Civil) Bajo cierta concentración inicial de reactivo, a 294 °C
el porcentaje de disociación de PCl5 es 46.7 %;
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
En el equilibrio la presión total dentro del reactor es de 30.297 atm. Calcule Kp para
la reacción a 294 K.
30. De acuerdo al principio de Le Chatelier:
a) Un aumento de la concentración de reactivos desplazará el equilibrio a
.....................
b) Un aumento en la concentración de productos desplazará el equilibrio a
....................
c) El valor de la constante de equilibrio se afectará con
..................................................
d) Al extraer reactivos el equilibrio se desplaza a ………………………………
e) Al extraer productos el equilibrio se desplaza a ………………………….
f) Al agregar catalizador el equilibrio …………………………………..
31. Cuando se aumenta la temperatura de un sistema que alcanzó el equilibrio, de
acuerdo al principio de Le Chätelier, indique si las sentencias siguientes son
correcta o incorrecta: a) Aumenta el valor de K en reacciones endotérmicas ….; b)
En reacciones endotérmicas desplaza el equilibrio a los reactivos …..; c) En
reacciones exotérmicas desplaza el equilibrio a los reactivos…..; d) Disminuye el
valor de K en reacciones exotérmica ….; e) No altera el valor de K en reacciones
exotérmicas ni endotérmica….
32. (Sólo para Ingeniería Civil) Para la reacción: 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) (°<0)
¿La concentración de trióxido de azufre disminuirá o aumentará al efectuar las
alteraciones siguientes después de haber alcanzado el equilibrio? a) Aumentar la
presión parcial de dióxido de azufre; b) Disminuir la presión parcial de oxígeno, c)
Aumentar la temperatura, d) Disminuir la temperatura, e) Aumentar el volumen del
reactor, f) Disminuir el volumen del reactor, g) Agregar He, gas inerte a la reacción.
24
33. Dada la información: 2 H2(g) + C(s,grafito) CH4(g) H° = 74.85 kJoule
a) Marque con X la dirección de desplazamiento del equilibrio de acuerdo a lo
informado en la primera columna:
Hacia productos
Hacia reactivos No hay cambios
Añadir carbono
Enfriar el sistema
Aumentar la presión total
Agregar metano
Extraer hidrógeno
Añadir catalizador
b) ¿Cuál de los cambios anteriores variará el valor de la constante de equilibrio?
34. Dada la información: 3 N2(g) + 4 H2O(g)  2 N2H4(l) + N2O4(g) °= 1077 KJoule
¿Cómo altera la posición del equilibrio?: a) Agregar N2H4 ………………..; b)
Agregar H2O……………….; c) Extraer N2O………..…; d) Extraer N2
……………..; e) Aumentar la temperatura…………..; f) Disminuir la
temperatura……………
35. Conteste las sentencias siguientes: a) El pH de una solución es igual a
......................... ; b) De las soluciones: café (pH= 5.0), jugo de tomate (pH=4.2),
blanqueador (pH =11.5) y leche (pH=6.4) son básicas: ……………….. c) Los
ácidos débiles se ionizan total o parcialmente en agua ……………. ; d) En una
solución acuosa de una base débil existen moléculas y/o iones
……………………; e) Si en una solución la concentración de H+ es igual a la
concentración inicial del ácido entonces se trata de un ácido fuerte o
débil………..; f) Si la H+=0.04 M, la OH en la solución es …………; g) El
valor de Kw para el agua a la temperatura del cuerpo humano es 2.4 x 10-14 , luego
el pH de una solución neutra a 37 °C es ......... ; h) Dados los valores de las
constante de ionización: HF (Ka= 6.8x104), HNO2 (Ka=4.5x104), HCNO
(Ka=2.2x10-4), la base conjugada más fuerte es ........ ; i) Los valores de las
constantes de ionización de HPO42 y HSO3 son 4.8x1013 y 6.3x108
respectivamente, la especie que actuará como ácido más fuerte en la siguiente
disociación es ....... ; j) Según la ecuación: CH3CO2H + H2O  CH3CO2 + H3O+ ;
para aumentar la disociación del ácido acético agregaría o evaporaría solvente de
la solución …………….. ; k) Según la reacción: HOBr(ac) + H2O(l)  OBr(ac) +
H3O+(ac) ; la adición de NaOBr desplazará o no el equilibrio …………….. ;
36. (Sólo para Ingeniería Civil) Conteste las sentencias siguientes de acuerdo a la teoría
ácido-base de Brönsted-Lowry: a) Las especies que actúan como ácido en la
ecuación:
HCO3(ac)
+
HS(ac)

CO32(ac)
+
H2S(ac)
son
………………………………. ; b) Identifique un par ácido-base en la ecuación:
HSO4(ac) + HPO42(ac)  SO42(ac) + H2PO4(ac) …………………………….. ; c)
Escriba la base conjugada del ácido para-aminobenzoico (protector solar)
(C7H7NO2) ………….. ; d) Las especies que actúan como base en la ecuación:
H3O+(ac) + NH3(ac)  H2O(l) + NH4+(ac) son …………… ; e) Identifique el ácido y
la base en la reacción directa: NH3(ac) + HOAc(ac)  NH4+(ac) + OAc(ac)
………………………….
37. Dado los valores de Ka 1.8x104 y 6.8x104 para HCO2H y HNO2 respectivamente,
calcular la constante de equilibrio para la siguiente reacción.
HCO2H(ac) + NO2(ac)  HCO2(ac) + HNO2(ac)
25
38. Indique si la sentencias son correcta o incorrecta: a) El H2O es un anfótero ….. ; b)
A mayor concentración de H+, mayor es el pH …… ; c) Los valores de H+ y
OH a 25 °C se relacionan por H+xOH=1x1014 …… ; d) Una solución cuya
H+ es 8.5x105 M tiene un pOH igual a 9.93 …… ; e) Los ácidos fuertes no se
disocian totalmente en agua ……….. ; f) La ecuación de disociación del ácido
cítrico (H3C6H5O7) es: H3C6H5O7(ac) H+(ac) + H2C6H5O7(ac) ……….... ; g) Si en
una solución la concentración de iones OH es mayor que la concentración de iones
H+, quiere decir que en la solución se encuentra disuelta una base……….. ; h) El pH
de una solución que contiene H2CO3 es menor a 7 …………. ; i) Los ácidos fuertes
tienen base conjugada débil ….. ; j) Los ácidos tienen constante de ionización
Ka=1x107 ……….; k) Los ácidos tienen H+ mayor que OH en agua…. ; l) Las
bases neutralizan otra base … ; m) En una solución básica la concentración OH
es menor 1x107 M……..;
39. Calcule el pH de : a) Agua de mar cuya H+=7.1x109 M ; b) Solución 2 M de
ácido fórmico (HCOOH, Ka= 1.8x104) ; c) Solución 0.2 M de Ba(OH)2 (base
fuerte) ; d) Solución obtenida al mezclar 30 mL de HCl 0.5 molar con 5 mL de
NaOH 0.35 molar ; e) Solución obtenida al disolver 11.5 g de HCNO (PM=43.026
g/mol) (Ka= 2.2 x 10-4) en suficiente agua hasta obtener 500 mL de solución ; f)
Solución obtenida al mezclar 25 mL de NaOH 0.15 molar con 5 mL de HCl 0.003
M ; g) Solución 2 M de piridina (C5H5N) que se disocia según la reacción:
C5H5N(ac) + H2O(l)  C5H5NH+(ac) + OH(ac) Kb=1.7x109 ; h) De solución 0.1
molar de ácido oxálico (H2C2O4) cuyas constantes de disociación son Ka1 =
5.6x102 y Ka2 = 5.4x105 ; i) De solución obtenida al diluir 450 mL de HCl 1.03
M con suficiente agua hasta obtener 1550 mL.
40. ¿Qué volumen de solución 0.15 M de HCl se requiere para que el pH de 10 mL de
NaOH 2 molar sea neutro?
41. Para la reacción: Ni2+(ac) + 2 H2O(l)  Ni(OH)+(ac) + H3O+(ac) Ka=5x1010 ; calcule
el pH de solución acuosa 0.04 M de ión niquel.
42. Calcule el pH y el porcentaje de disociación de las siguientes soluciones: a) Acido
tricloroacético 0.03 M; CCl3CO2H(ac)  H+(ac) + CCl3CO2(ac) Ka=1.3x101 a
25oC;
b) Acido acético 0.5 M; CH3COOH(ac) H+(ac) + CH3COO(ac)
Ka=1.8x105 a 25oC; c) Amoniaco 0.8 M, NH3(ac) + H2O(l) NH4+(ac) + OH(ac)
Kb=1.8x105 a 25oC.
43. El hidróxido de talio es una base fuerte, calcule la concentración de Tl+ y OH en
una solución preparada disolviendo 1 g de TlOH (PM=221.41 g/mol) en suficiente
agua hasta completar 250 mL.
44. Calcule el peso de ácido que debe disolver para obtener 15 L de solución de HF
(PMHF= 20.006 g/mol ; Ka = 7.2 x 104) de pH igual 3.87.
45. El ácido benzoico (C6H5-COOH) es un ácido débil, una solución 1.648x102 M del
ácido tiene un pH igual a 3.13. a) Escriba la ecuación de la disociación del ácido
en agua; b) Calcule las concentraciones en el equilibrio de C6H5-COOH, C6H5COO, H+ y OH; c) Calcule Ka ; d) Calcule el porcentaje de disociación del ácido.
46. Una muestra de 20 mL de NaOH 0.30 M neutraliza completamente 30 mL de
solución de HNO2, ¿Cuál es la concentración del ácido nitroso?
26
47. Calcule los moles del reactivo en exceso en la neutralización: a) De 25 mL de
CH3CO2H 0.10 M con 10.0 mL de 0.10 NaOH M ; b) De 30 mL de Sr(OH) 2
0.5 M con 25 mL de HCl 0.3 M.
48. Se titulan 25 mL de solución 0.15 molar de HClO4 (Acido fuerte) con solución
0.05 molar de NaOH. a) Calcule el pH cuando se han agregado 10 mL de base ; b)
Calcule el pH cuando se termina la neutralización.
49. Indique si las sentencias siguientes son correctas o incorrectas cuando se va a
neutralizar un ácido agregándole una base: a) Se forma una sal …………… ; b) Se
forma H2O ………… ; c) El pH inicial es mayor a 7 ………
50. Efectúa la titulación de dos ácidos distintos, A es un ácido monoprótico débil
(Ka=1x105) y B es HCl, ambos se encuentran en igual volumen y tienen igual
concentración; utiliza para la neutralización solución de NaOH 0.1 M. Conteste las
sentencias siguientes: a) Al comienzo el pH es mayor para el ácido …… ; b) El
volumen de base gastada en el punto de equivalencia es menor para el ácido
……… ;
51. El ácido HCNO tiene una constante de disociación igual a 3.5x104. a) Escriba la
ecuación de la disociación del ácido en agua ; b) Calcule el pH de una solución
0.20 molar del ácido ; c) Calcule el porcentaje de disociación del ácido ; d) Calcule
el volumen de NaOH 0.08 molar necesario para neutralizar 150 mL de ácido.
52. (Sólo Ingeniería Civil) Indique si las sentencias siguientes son correcta o incorrecta
para una solución buffer: a) Contiene un ácido con una base…. ; b) Contiene un
ácido débil con su sal …. ; c) Resiste cambios de pH cuando se añade ácido o base
…. ; d) Cambia el pH de una solución cuando se agregan ácidos o bases fuertes.
53. (Sólo para Ingeniería Civil) Seleccione de las mezclas siguientes las que podrían
actuar como buffer: a) 0.1 mol de Ba(OH)2 con 0.1 mol de HNO3 ; b) 0.1 mol de
HNO2 con 0.1 mol de F ; c) 0.1 mol de F con 0.1 mol de HF ; d) 0.1 mol de
HNO2 con 0.2 mol de NO2
54. (Sólo para Ingeniería Civil) Una solución buffer se prepara agregando 4 g de
NH4Cl (PM=53.49 g/mol, Ka=5.6x1010) a 155 mL de NH3 0.20 molar. ¿Cuál es el
pH del buffer?
NH4(ac)  NH3(ac) + H+(ac)
55. (Sólo para Ingeniería Civil) Una solución buffer se prepara disolviendo 0.10 moles
de HCOOH (Ka=1.585x104) y 1.0 moles de HCOONa (formato de sodio) en
suficiente agua hasta tener 1 L de solución. ¿Cuál es el pH del buffer?
Respuestas
1. b) ;c) ; d) ; h)
2. a) V ; b) F ; c) V ; d) F ; e) V ; f) F ; g) F
3. a) ; b) ; e)
4. b) ; e)
5. a) K= CaCl2CO2  HCl2
c) K=NO4H2O6  NH34O25
e) K = CH4H2O2CO2H24
g) K=1  O25
6. a) III ; b) I ; c) II ; d) IV
7. a) Menor ; b) 8.91x105
8. a) 500 K ; b) Exotérmica
b) K=PbONO22O21/2
d) K=CO23  C3H8O25
f) K=PCl32  Cl23
27
9. Kc=2x106
10. Kc=1.24x1065
11. Kc=8.47x1068
12. N2=0.0104 M , O2=0.0025 M , NO= 0.0004 M ; b) Hacia los reactivos
13.
C2H2 M
O2 M
CO2 M
H2O M
Inicial
0.04
0.02
0
0
Equilibrio
4X
2X
0.04 2X
0.025X
14.
Inicial
Equilibrio
CO M
H2O M
0.0017
0.0017
CO2 M
0
0.0083
H2 M
0
0.0083
15. CH3COOH = C2H5OH = 0.3 M
16. a) No está en equilibrio ; b) Kc=400
17. a) NH4Cl(s)  NH3(g) + HCl(g) ; b) Kc=6.639x103
18. Kc=0.1196
19. Kc=1.21x102
20. Masa NH3=2224.6 g
21. Kc=14.49
22. SO2= 0.067 M , Cl2= 0.167 M , SO2Cl2=0.033 M
23. a) Kc=88.62 ; b) Kc=0.522
24. Kc=1.74x105
25. a) NH3=HCl=0.4 M ; b) Pamoniaco=PHCl=25.354 atm ; c) Ptotal=50.71 atm
d) Kc=0.16 , Kp=642.85
26. Kp=0.384
27. a) Kc=0.12 ; b) Kp=10.84
28. a) No se ha alcanzado el equilibrio ; b) A los productos
29. Kp=8.45
30. a) Los productos ; b) Los reactivos ; c) La variación de temperatura ; d) Los
reactivos ; e) Los productos ; f) No se altera el equilibrio
31. a) C ; b) I ; c) C ; d) C ; e) I
32. a) Aumentará ; b) Disminuirá ; c) Disminuirá ; d) Aumentará ; e) Disminuirá ; f)
Aumentará ; g) Aumentará
32. a)
Hacia productos
Hacia reactivos
No hay cambios
X
X
X
X
X
X
b) Enfriar el sistema
34. a) Lo desplaza a los reactivos ; b) Lo desplaza a los productos ; c) Lo desplaza a los
productos ; d) Lo desplaza a los reactivos ; e) Lo desplaza a los productos ; f) Lo
desplaza a los reactivos
35. a) logH+equilibrio ; b) Blanqueador ; c) Parcialmente ; d) Moléculas y iones ; e)
Fuerte ; f) 2.5x1013 M ; g) 6.81 ; h) CNO ; i) HSO3 ; j) Agregaría ; k) Si, a los
reactivos
36. a) HCO3 y H2S ; b) HSO4SO42 (H2PO4  HPO42); c) C7H6NO2 ; d) NH3 y
H2O ; e) AcidoHOAc , baseNH3 ;
37. K=0.265
38. a) C ; b) I ; c) C ; d) C ; e) I ; f) C ; g) C ; h) C ; i) C ; j) I ; k) C ; l) I ; m) I
39. a) 8.15 ; b) 1.72 ; c) 13.60 ; d) 0.42 ; e) 1.97 ; f) 11.57 ; g) 9.77 ; h) 1.27 ; i) 0.52
40. 133 mL
28
41. 5.35
42. a) pH=1.52 , %=100 % ; b) pH=2.52 , %=0.60 % ; c) pH=11.58 , %=0.47 %
43. Tl+ = OH = 0.0181 molar
44. 7.58x103 g
45. a) C6H5-COOH(ac)  C6H5COO(ac) + H+(ac) ; b) C6H5-COOH=1.57x102 M ,
OH=1.35x1011 M ,  C6H5COO= H+=7.41x104 M ; c) Ka=3.49x105 ; d)
%=4.50 %
46. 0.20 M
47. a) 0.0015 mol de ácido ; b) 0.0113 mol de base ;
48. a) 2.49 ; b) 7.00
49. a) C ; b) C ; c) I
50. a) B ; b) A
51. a) HCNO(ac)  H+(ac) + CNO(ac) ; b) 2.09 ; c) % = 4.10 % ; d) 375 mL
52. a) I ; b) C ; c) C ; d) I
53. c) y d)
54. 8.87
55. 2.80
OXIDO-REDUCCION
(1 Faradio = 96485 Coulombs)
1. Asigne el estado de oxidación de cada uno de los elementos presentes en las
siguientes sustancias: a) C2O42 ; b) FeBr3 ; c) CoCl63 ; d) K2SO4 ; e) MgO, f)
K2Cr2O7 , g) P4; h) P2O5 ; i) H2SO3 , j) KIO3 ; k) NO2+ ; l) Na3PO3 ;
2. Conteste la preguntas siguientes: a) ¿En cuál de las especies siguientes el número de
oxidación del nitrógeno es mayor: N2, NH3 , NO2, N2O?.... ;b) ¿Cuál de los
cambios en los números de oxidación representa una reducción: (I) 1 a +1 , (II) 1
a 2 , (III) 1 a 0? .....; c) El cambio de Mn7+ a Mn+2, ¿ocurre por ganancia o
pérdida de electrones? .......................
3. En la reacción: 2 ClO3−(ac) + 3 Mn2+(ac)  2 Cl(ac) + 3 MnO2(s)
a) ¿Cuál es la especie que tiene el menor estado de oxidación? ; b) ¿Cuál es el
elemento que se reduce? ; c) ¿Cuál es la especie que actúa como agente reductor? ;
d) ¿Cuántos electrones gana la especie que se reduce?
4. En la reacción: Ca(s) + NiCl2(ac)  CaCl2(ac) + Ni(s) ; a) La especie que aumenta su
estado de oxidación es ........; b) El cambio del estado de oxidación de níquel es
desde ...... a ......; c) ¿Ocurre cambio del estado de oxidación del cloro durante la
reacción? ........... ; d) El agente oxidante es .........;
5. Seleccione entre las siguientes reacciones las que sean de óxido-reducción:
a) 2 MnO4 (ac) + 5 Cu(s) + 16 H+(ac)  2 Mn2+(ac) + 5 Cu2+(ac) + 8 H2O(l)
b) Cr2O3(s) + Al(s)  Cr(s) + Al2O3(s)
c) 2 BF3(ac) + 3 H2O(g)  B2O3(s) + 6 HF(g)
d) 4 NH3(g) + 5 O2(g)  4 NO(g) + 6 H2O(l)
e) 5 Fe2+(ac) + MnO4(ac) + 8 H+(ac)  5 Fe3+(ac) + Mn2+(ac) + 4 H2O(l)
f) 6 NO3(ac) + S(s) + 6 H+(ac)  NO2(g) + H2SO4(ac) + 2 H2O(l)
g) 2 I(ac) + PbO2(s) + 4 H+(ac)  I2(s) + Pb2+(ac) + 2 H2O(l)
h) 3 Sn2+(ac) + 2 MnO4(ac) + 4 H2O(l)  3 Sn4+(ac) +2 MnO2(s) + 8 OH(ac)
i) H2PO4(ac) + OH(ac)  HPO42(ac) + H2O(l)
j) H+(ac) + H(ac)  H2(g)
29
6. Para la la semireacción: Al3+(ac) + 3 e  Al(s) ; indique si las sentencias siguientes
son correcta o incorrecta: a) Representa una semireacción de reducción …. ; b) El
reactivo aumenta su estado de oxidación …; c) El Al3+ actúa como reductor… ; d)
Ocurre en el cátodo de una pila …; e) El símbolo 3 e equivale a 3 F …..; f) Por
cada mol de Al producido se requieren 3 electrones ….;
7. Equilibre las reacciones siguientes:
a) Cr(s) + Sn4+(ac)  Cr3+(ac) + Sn2+(ac)
b) Cu(s) + O2(g)  CuO(s)
c) Br2(l) + I2(s)  IBr3(s)
d) Cr3+(ac) + Cl(ac)  Cr(s) + Cl2(g)
e) IO3(ac) + H2S(ac)  I2(ac) + SO32(ac)
f) CO(g) + O2(g)  CO2(g)
g) Br2(l) + SO32(ac)  Br(ac) + SO42(ac)
h) Al(s) + H+(ac)  Al3+(ac) + H2(g)
i) IO3(ac) + ClO3(ac) + H+(ac)  I2(ac) + ClO4(ac) + H2O(l)
j) HIO4 (ac) + HI (ac) +  I2(s) + H2O(l)
k) H2SO4(ac) + HI(ac)  H2S(ac) + I2(ac) + H2O(l)
l) HClO3(ac)  HClO4(ac) + ClO2(g) + H2O(l)
8. En la reacción: Zn(s) + 2 HCl(ac)  ZnCl2(ac) + H2(g) ; a) El oxidante es ……. ; b) El
reductor es ….. ; c) El que aumenta su estado de oxidación es …….. ; d) El que
disminuye su estado de oxidación es …; e) El electrodo que se ubica en el ánodo es
.... ;
9. Para la celda: Sn2+/Sn4+//Cr+3//Cr ; a) El electrodo negativo es ……………. ; b) El
electrodo donde ocurre la reducción es …………….. ; c) El Oxidante es ………..;
d) Los moles de electrones involucrados son ………. ; e) El flujo de electrones es
desde el electrodo de ………….. hasta el electrodo de ………… ;
10. En la reacción: H+(ac) + 2 MnO4(ac) + 5 H2SO3(ac)  2 Mn+2(ac) + 5 HSO4(ac) + 3
H2O(l) a) El reductor es .............. ; b) El oxidante es ............ ; c) La cantidad de
electrones que gana el oxidante es ..........; d) La cantidad de electrones que pierde
el reductor es ..... ; e) Escriba la semireacción de oxidación
................................................. ;
11. Considere la siguiente celda voltaica:
Fe/Fe2+//Hg2+/Hg ; a) Escriba la
semireacción catódica ; b) ¿Cuál es el electrodo negativo? ; c) Escriba la reacción
global de la pila ; d) ¿Cuántos electrones intercambian Fe y Hg2+? ; e) Usando la
información de la tabla del problema 17, determine la factibilidad de obtener
corriente eléctrica con la pila.
12. Dada la ecuación: 3 Mg(s) + 2 Fe3+(ac)  3 Mg2+(ac) + 2 Fe(s) ; a) Escriba la notación
simplificada de la pila ................................................... ; b) La concentración de
Fe3+ aumenta o disminuye ......................con el uso de la pila; c) La concentración
de Mg2+ aumenta o disminuye ......................con el uso de la pila ; d) El peso del
ánodo aumenta o disminuye ......................... con el uso de la pila ; e) El peso del
cátodo aumenta o disminuye ..................... con el uso de la pila ;
13. En la pila: Fe(s)/Fe2+(ac)//Sn2+(ac)/Sn4+(ac) (Pt)
a) El electrodo de hierro es el cátodo o el ánodo ................; b) En el electrodo de
estaño ocurre la reducción o la oxidación ...................; c) El Sn4+ se consume o se
produce.......
30
14. Responda las sentencias siguientes: a) Una reacción redox cumple o no cumple con
la ley de conservación de la materia ….. ; b) Los moles de electrones involucrados
en la transformación: I2 2 IO3 son ….. ; c) El faraday es la carga de un mol de
… ; d) En la reducción hay ganancia o pérdida de electrones……; e) El aumento
del estado de oxidación lo experimenta el que se oxida o reduce………....; f) En la
reacción: 2 Al(s) + 6 H+(aq)  2 Al3+(aq) + 3 H2(aq) , los moles de electrones que pierde
un mol de Al son ……. ; g) En una celda el reductor se ubica en el ……………….
y el oxidante en el …………… ; h) En una celda voltaica el electrodo negativo se
llama ……...... y allí ocurre la semireacción de ………….; i) Para que una celda
voltaica produzca corriente eléctrica debe cumplir con ……….. ; j) En una celda
galvánica la función del puente salino es …………….. ; k) De las semireacciones:
(I) F2(g) +2 e  2 F(ac) y (II) H2(g)  2 H+(ac) +2 e; la que representa una oxidación
es .....; l) La especie que da electrones a otra sustancia se llama agente ....; m) En la
corrosión del hierro, el hierro se oxida o se reduce .......; n) En la combustión de la
glucosa: C6H12O6(ac) + 6 O2(g)  6CO2(g) + 6 H2O(l), la glucosa actúa como ..............
y el oxígeno como ............,
15. Para el potencial estándar de un electrodo complete las sentencias siguientes: a) Se
mide a una temperatura de ........ ; b) Se mide a una concentración del electrolito
igual a ........; c) Para reactivos gaseosos, se mide a una presión igual a.........; d) Se
mide en comparación al electrodo de ..............; a éste último se le asigna, bajo
condiciones estándar, un voltaje de 0 Volt.
16. Dados los potenciales de reducción de distintos electrodos: °Al3+/Al= 1.68 V ;
°Fe2+/Fe= 0,45 V ; °Tl+/Tl= 0.336 V ; °Cu2+/Cu=0.339 V ; °Au3+/Au=1.498 V
a) El potencial de oxidación del electrodo de cobre es …..; b) El electrodo de
mayor potencial de reducción es ….. ; c) El electrodo de mayor potencial de
oxidación es .….; d) El potencial de electrodo para la semireacción: 3 Tl1++ 3 e
 3 Tl es .................. ; e) Entre Fe y Tl el de mayor habilidad para reducir el Cu2+
es …..... ; f) Escriba la notación simplificada de la pila que podría formar entre los
electrodos de oro y cobre ……………………………….................................. ; g)
El mejor electrodo para reducir espontáneamente oro es ……; h) Los electrodos
que no pueden reducir Fe2+ son ……………… ; i) El mejor reductor es
……………. ; j) El mejor oxidante es …..….. ; k) Los metales que reaccionarán
espontáneamente con el ión Tl+ son ………............ ; l) Prediga la dirección en la
cual podría efectuar espontáneamente la reacción: Al+3(ac) + Fe(s)  Fe+2(ac) + Al(s)
....................... ; m) ¿Cuál combinación de electrodos le permite obtener la pila de
mayor voltaje? .................................................
17. Dados los siguientes potenciales estándar de electrodos:
Mn2+(ac) + 2 e  Mn(s) °= 1.18 Volt Cu+(ac) + e  Cu(s)
°= 0.153 Volt
2+
2+


Zn (ac) + 2 e  Zn(s) °= 0.76 Volt Cu (ac) + 2 e  Cu(s)
°= 0.337 Volt
2+



Fe + 2 e  Fe(s)
°= 0.45 Volt I2(s) + 2 e  2I (ac)
°= 0.535 Volt
3+
+


Fe (ac) + 3 e  Fe(s) °= 0.32 Volt Ag (ac) + e  Ag(s)
°= 0.799 Volt
2+
2+


Co (ac) + 2 e  Co(s) °= 0.282 Volt Hg (ac) + 2 e  Hg(l)
°= 0.854 Volt
2 S(s) + 2 e  S2(ac) °= 0.14 Volt
Br2 + 2 e  2 Br(ac)
°= 1.065 Volt
4+
2+


Sn (ac) + 2 e  Sn (ac) °=0.15 Volt Cl2 + 2 e  2 Cl (ac)
°= 1.359 Volt
a) Escriba la notación simplificada de la pila formada por los electrodos de
manganeso y azufre ; b) Calcule el voltaje de la pila formada por los electrodos de
cobalto y plata ; c) Escriba la notación simplificada de la pila de mayor rendimiento
que podría formar con los electrodos de cinc, yodo y mercurio ; d) Calcule el
voltaje producido en la reacción: Fe(s) + 3 Ag+(ac)  Fe3+(ac) + 3 Ag(s) ; e) ¿Es
posible medir voltaje en una pila formada por los electrodos de bromo y cloro? ;
31
f) ¿Cuál de los halógenos reacciona espontáneamente con Hg2+? ; g) ¿Cuál de los
electrodos de Cu o Ag sería mejor para prevenir la corrosión del Fe a Fe2+? ; h) Para
la pila Cu/Cu2+//Pd2+/Pd el voltaje es 0.650 Volt, calcule el potencial de reducción
del electrodo de paladio ; i) Calcule el voltaje que puede obtener al efectuar la
siguiente reacción en una celda voltaica: I2(s) + H2S(ac)  S(s) + 2 H+(ac) + 2I(ac) ; j) De
las celdas voltaicas: (I) Fe/Fe3+//Sn4+/Sn2+ y (II) Cu/Cu+//Cu2+/Cu , ¿Cuál de ellas
proporciona mayor voltaje? ; k) ¿Cuál de los electrodos de hierro, es más eficiente para
reaccionar con Zn? ; l) De las reacciones (I) Mn(s) + Co2+(ac)  Mn2+(ac) + Co(s) , (II)
S2(ac)+Hg(l)  S(s)+ Hg2+(ac) , ¿Cuál de ellas no ocurre espontáneamente? ; m) ¿El
electrodo de bromo reacciona con mayor o menor espontaneidad que el electrodo de
cloro en la oxidación del cobalto?
18. Considere la siguiente celda voltaica: Al/Al3+// Pb2+/Pb °=1.554 Volt
a) Escriba la semireacción anódica ; b) ¿Cuántos moles de Al requiere para que
reaccionen 25 moles de Pb2+? ; c) Si °Al3+/Al= 1.68 V; ¿Cuál es el potencial de
oxidación del electrodo de plomo?
19. Para la reacción:
2 Fe(OH)3(s) + NO2(ac)  NO3(ac) + H2O(l) + 2 Fe(OH)2(s)
°= –0.551 V
a) El número de oxidación de oxidación del reductor cambia desde ... hasta ...... ;
b) La cantidad de electrones que se pierden en la oxidación son ....... ; c) La
cantidad de electrones que se ganan en la reducción son ....... ; d) En la reducción
de 10 moles de Fe(OH)3 se producen ........ moles de agua ; e) Escriba la notación
simplificada de la pila ................................................................ ; f) El potencial
estándar del electrodo de hierro es (°Fe3+/Fe2+) 0.773 Volt, calcule el potencial de
oxidación del electrodo de nitrógeno.............. ;
20. Dados los potenciales estándar de electrodos:
Ce4+(ac) + e  Ce3+(ac)
°= +1.61 Volt
+
2+


MnO4 (ac) + 8 H (ac) + 5 e  Mn (ac) + 4 H2O(l)
° = +1.51 Volt
La reacción química que ocurre al interior de una celda galvánica es:
Mn2+(ac) + Ce4+(ac) + 4 H2O(l)  MnO4(ac) + Ce3+(ac) + 8 H+(ac)
a) Escriba la notación simplificada de la celda ; b) Calcule el voltaje suministrado
por la pila.
21. Dados los potenciales estándar de electrodos:
AuBr4(ac) + 3 e  Au(s) + 4 Br(ac)
°= 0.858 Volt
IO(ac) + H2O(l) + 2 e  I(ac) + 2 OH(ac)
°= +0.490 Volt
a) Escriba la reacción neta de la pila que funcione espontáneamente con dichos
electrodos; b) Calcule el voltaje que proporciona la pila.
22. Dada la pila: Ni/Ni2+(ac)// VO2+(ac)/VO2+(ac)(C) , calcule su voltaje usando la
información:
Ni2+(ac) + 2 e Ni(s)
° = 0.25 Volt
2+
+
2+

VO (ac) + 2 H (ac) + e  VO (ac) + H2O(l)
° = +1.00 Volt
23. Indique si las sentencias siguientes son correcta o incorrecta cuando ocurre la
electrólisis de una celda que contiene cloruro de cobre (II) fundido (CuCl2): a) Los
iones cobre migran hacia el electrodo positivo ... ; b) Los iones cloruro migran
hacia el electrodo positivo .......; c) Los iones cloruro se dirigen al ánodo......; d) Los
iones cobre se dirigen al cátodo......; e) Los iones cobre se reducen ....... ; f) Los
iones cloruro se reducen ... ;
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24. Respecto de la electrólisis de AuF3, complete las sentencias siguientes: a) La
reacción es espontánea o no espontánea .....................; b) El ° es mayor o menor
........ a cero; c) El ánodo tiene polaridad .........; d) El cátodo tiene polaridad
.............; e) La semireacción catódica es ..........................; f) La reacción global es
.........................................................; g) El producto anódico es ..........; h) El
producto catódico es ...............;
25. Dada la información:
2 H2O + 2 e  H2 + 2 OH °=  0.83 V 2 H2O  O2 + 4 H+ + 4 e °= 1.23 V
Li+ + e  Li
°= 3.04 V
2 Br  Br2 +2 e
°= 1.065 V
Por una solución acuosa de bromuro de litio (LiBr) se hace circular una corriente
eléctrica variable; a) Escriba la reacción neta que podría ocurrir si el voltaje
aplicado por la corriente eléctrica externa fuera de 2 Volt ; b) Escriba la reacción
neta que podría ocurrir si el voltaje aplicado por la corriente eléctrica externa fuera
de 3 Volt ;
26. Se efectúa la electrólisis de FeI3 fundido; a) ¿Qué se produce en el cátodo? ; b)
Escriba la semireacción anódica; c) ¿Qué intensidad de corriente debe utilizar
para depositar 1 g de Fe por minuto? (PAFe=55.85)
27. Se pasa una corriente de 1.5 Ampere por una celda electrolítica que contiene
solución acuosa 0.1 molar de CuF2, usando electrodos inertes, hasta que se
deposita 1.54 g de cobre. a) ¿El cobre se deposita en el ánodo o en el cátodo? , b)
¿Cuántos minutos tuvo que circular la corriente eléctrica para obtener este
depósito? , c) Suponiendo que no ocurre electrólisis del agua, ¿Qué gas se produce
en el otro electrodo y qué volumen, medido en condiciones estándar, de este gas se
producen? (PACu=63.55 ; PAF= 19))
28. Una celda electrolítica está formada por electrodo de cobre sumergido en solución
0.3 molar de Cu(NO)2 y por electrodo de cromo sumergido en solución 0.3 molar de
Cr(NO3)3. La reacción que ocurre en la celda es: 3 Cu(s) + 2 Cr3+(ac)  3 Cu2+(ac) + 2
Cr(s) a) Si los potenciales estándar de los electrodos son °Cu2+/Cu=0.337 V y
°Cr3+/Cr= 0.744 V, calcule el voltaje mínimo que debe suministrar la batería que
utilizará para efectuar la reacción ; b) Si utiliza batería de 4 Ampere durante 10 h,
con una eficiencia del 80 %, calcule la carga (Coulomb) que circula ; c) Calcule el
peso de cromo y de cobre obtenido. (PACu=63.55 ; PACr=52)
29. Se realiza la electrólisis de una sal fundida de un metal desconocido (MCl 4),
utilizando una corriente de 0.50 Ampere. Durante 30 minutos del proceso se
generan en el cátodo 0.213 g del metal. a) Escriba la semireacción catódica de
obtención del metal; b) Determine el peso atómico del metal.
30. Efectúe los cálculos siguientes: a) ¿Cuántos minutos se demorará una corriente
eléctrica de 3.64 Ampere depositar todo el cobre desde 740 mL de solución acuosa
0.25 molar de CuSO4? (PACu=63.55) ; b) ¿Cuántos Faraday se requieren para
reducir 0.25 g de Nb5+ a metal? (PANb=92.9) ; c) Calcule la intensidad de corriente
necesaria para depositar 0.89 g de tungsteno metálico en 45 minutos desde
solución de WO42. (PAW=183.85) ; d) En la electrólisis de un ion complejo de
oxitungsteno se utiliza una corriente de 1.1 Ampere durante 40 minutos para
producir 0.838 g de tungsteno, ¿Cuál es la carga del tungsteno en el material?
(PAW=183.85) ; e) Para obtener estaño metálico se efectúa la electrólisis a 0.50 L
de solución 0.60 molar de SnSO4, para ello se utiliza durante 2 h una corriente de
4.60 Ampere, ¿Cuál es la concentración remanente de Sn2+ en la solución?
(PASn=118.69) ;
33
31. f) Una corriente eléctrica circula en serie por dos celdas electrolíticas que
contienen soluciones de AgNO3 y Cr(NO3)3, ¿Cuántos gramos de Cr se depositan
en la segunda celda, si en la primera celda se depositaron con la misma corriente
0.575 g de plata? (PACr=52 , PAAg=107.87) ; g) Se efectúa la electrólisis de MgCl2
fundido, ¿Cuántos litros de Cl2(g), medido en condiciones estándar de presión y
temperatura, se producen al mismo tiempo que se depositan 10 g de Mg?
(PACl=35.45 , PAMg=24.31)
32.El aluminio metálico se extrae de bauxite fundida (Al2O3x2H2O) usando
electrólisis. Se añade criolita (AlF3) para disminuir el punto de fusión del mineral y
disminuir el gasto de energía del proceso. a) Escriba la semireacción de obtención
del aluminio metálico a partir del mineral ; b) ¿Qué masa de aluminio metálico se
produciría si se aplica una corriente de 30 Ampere durante 1 h? (PAAl=26.98); c) El
fundido contiene además una mezcla de aniones que consiste principalmente de O2
y F. Escriba las ecuaciones que experimentarían estos aniones si se oxidaran
durante el proceso.
Respuestas
1. a) C3+ , O2 ; b) Fe3+ , Br ; c) Co3+ , Cl ; d) K+ , S+6 , O2 ; e) Mg2+ , O2 ; f)
K+ , Cr6+ , O2 ; g) P° ; h) P5+ , O2 ; i) H+ , S4+ , O2 ; j) K+ , I5+ , O2 ; k) N5+ ,
O2 ; l) Na+ , P3+ , O2
2. a) NO2 (4+) ; b) II ; c) Ganancia
3. a) O2 ; b) Cl6+ ; c) Mn2+ ; d) 7 moles/mol de Cl6+
4. a) Ca ; b) 2+ a 0 ; c) No ; d) Ni2+
5. a) , b) , d) , e) , f) , g) , h) , j)
6. a) Correcta , b) Incorrecta , c) Incorrecta , d) Correcta , e) Correcta , f)
Incorrecta
7. a) 2 Cr + 3 Sn4+  2 Cr3+ + 3 Sn2+
b) 2 Cu + O2  2 Cu2+ + 2 O2
c) 3 Br2 + I2  6 Br + 2 I3+
d) 2 Cr3+ + 6 Cl  2 Cr + 3 Cl2
e) 6 I5+ + 5 S2  3 I2 + 5 S4+
f) 2 C2+ + O2  2 C4+ + 2 O2
g) Br2 + S4+  2 Br + S6+
h) 2 Al + 6 H+  2 Al3+ + 3 H2
i) 2 I5+ + 5 Cl5+  I2 + 5 Cl7+
j) 2 I7+ + 14 I  8 I2
k) S6+ + 8 I  S2 + 4 I2
l) 3 Cl5+  Cl7+ + 2 Cl4+
8. a) H+ (HCl); b) Zn ; c) Zn ; d) H+ ; e) Zn/Zn2+
9. a) Sn4+/Sn2+ ; b) Cr3+/Cr ; c) Cr3+ ; d) 6 moles ; e) Estaño ...... Cromo
10. a) S4+ (H2SO3) ; b) Mn7+ (MnO4) ; c) 5 moles/mol de reductor ; d) 2 moles/mol
oxidante ; e) S4+  S6+ + 2 e
11. a) Hg2+ + 2 e  Hg ; b) Fe/Fe2+ ; c) Fe + Hg2+  Fe2+ + Hg ; d) 2 moles ; e) Si
es factible (°=1.304 V)
12. a) Mg/Mg2+//Fe3+/Fe ; b) Disminuye ; c) Aumenta ; d) Disminuye ; e)
Aumenta
13. a) Anodo ; b) Reducción ; c) Se produce
14. a) Cumple ; b) 10 moles ; c) Electrones ; d) Ganancia ; e) Oxida ; f) 3 moles;
g) Anodo .... Cátodo ; h) Anodo .... Oxidación ; i) °>0 ; j) Permitir la
migración de iones ; k) II ; l) Reductor ; m) Oxida ; n) Reductor .... Oxidante
15. a) 25 °C ; b) 1 molar ; c) 1 atm ; d) Hidrógeno (H2/2H+)
16. a) 0.339 Volt ; b) Oro (Au3+/Au) ; c) Aluminio (Al/Al3+) ; d) 0.336 Volt ;
e) Hierro(Fe/Fe2+) ; f) Cu/Cu2+//Au3+/Au ; g) Al/Al3+ ; h) Tl/Tl+ , Cu/Cu2+,
Au/Au3+ ; i) Al° ; j) Au3+ ; k) Al y Fe ; l) Fe2+ + Al  Al3+ + Fe ; m)
Al/Al3+//Au3+/Au ;
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17. a) Mn/Mn2+//S/S2 ; b) °=1.081 Volt ; c) Zn/Zn2+//Hg2+/Hg ; d) °=1.119
Volt ; e) Si (°=0.294 Volt) ; f) I ; g) Ag+/Ag ; h) °Pd2+/Pd=0.987 Volt ; i)
°=0.395 Volt ; j) I (°=0.47 Volt) ; k) Fe3+/Fe ; l) II (°= 0.94 Volt) ; m)
Con menor
18. a) Al  Al3+ + 3 e ; b) 16.67 moles ; c) °Pb/Pb2+=0.126 Volt
19. a) 3+ ...5+ ; b) 2 moles/mol reductor ; c) 1 mol/mol oxidante ; d) 5 moles ; e)
N3+/N5+//Fe3+/Fe2+ ; f) °N3+/N5+= 1.324 Volt
20. a) Mn2+/Mn7+//Ce4+/Ce3+ ; b) °=0.1 Volt
21. 2 Au + 8 Br + 3 IO + 3 H2O  2 AuBr4 + 3 I + 6 OH ; b) °=1.348 Volt
22. °=1.25 Volt
23. a) Incorrecta ; b) Correcta ; c) Correcta ; d) Correcta ; e) Correcta ; f)
Incorrecta
24. a) No espontánea ; b) °<0 ; c) Positiva ; d) Negativa ; e) Au3+ + 3e  Au
; f) 2 Au3+ + 6 F  3 F2 + 2 Au ; g) F2 ; h) Au
25. a) 2 Br + 2 H2O  Br2 + H2 + 2 OH (°= 1.895 Volt) ;
b) 6 H2O  O2 + 2 H2 + 4 H+ + 4 OH (°=2.06 Volt) ;
26. a) Fe ; b) 2 I  I2 + 2 e ; c) 86.38 Ampere
27. a) Cátodo ; b) 51.96 min ; c) F2 , V=0.543 L
28. a) °= 1.081 Volt ; b) 115200 Coulomb ; c) wCr=20.70 g , wCu=37.94 g
29. a) M4+ + 4 e  M ; b) PAM=91.34
30. a) 163.46 min ; b) 0.014 F ; c) 1.04 Ampere ; d) 6+ ; e) 0.128 mol/L ; f)
wCr=0.092 g ; g) Vcloro=9.21 L
31. a) Al3+ + 3e  Al ; b) wAl=10.07 g ; c) 2 O2  O2 + 4e ; 2 F  F2 + 2 e
35

guía de ejercicios para ingeníeros civiles y ejecuciones

Transcripción

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