Ejercicios de Química General I ( Octubre 2013) Conceptos generales 1.-Clasifique cada uno de los siguientes como un elemento, un compuesto o como una mezcla homogénea o heterogénea: a) dióxido de silicio b) pastel de frutas c) una moneda de oro puro d) gasolina e) latón f) leche g) azufre h) petróleo i) agua de mar 2.-Indique cuáles de los siguientes procesos son fisicos y cuáles químicos: combustión del metano fusión del hielo dilatación del hielo por el calor conversión del vino en vinagre sublimación del yodo 3.- Una sustancia blanca y pura se calienta y forma un gas incoloro y un sólido purpura. La sustancia ¿es un elemento o un compuesto? 4.-Al intentar caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones: La sustancia es un metal blanco y lustroso como la plata Funde a 649 °C y hierve a 1105°C Su densidad a 20°C es de 1,738 g/ml Arde al aire produciendo una luz blanca intensa Reacciona con el cloro para dar un sólido blanco quebradizo Puede ser laminada a hojas delgadas o estirarse como un alambre Es un buen conductor de la electricidad ¿Cuáles de estas propiedades son físicas y cuáles químicas?

5.- En la sangre hay unos 5,4 x109 glóbulos rojos por mL. El volumen de un glóbulo rojo es 90,0 x 10-12 cm3 y su densidad es 1,096 g/mL. ¿Qué volumen de sangre en L será necesario para obtener 0,5 Kg de glóbulos rojos?.

6.-Una unidad de masa que no es SI, utilizada en farmacia, es el grano (gr). Una tableta de aspirina contiene 5,0 gr de aspirina. Un paciente artrítico de 155 lb de peso toma dos tabletas de aspirina diarias:

a) ¿Qué cantidad de aspirina, expresada en miligramos, hay en las dos tabletas?

b) ¿Cuál es la dosis de aspirina expresada en miligramos por kilo de peso?

c) Con esta dosis diaria de tabletas de aspirina , ¿cuántos días tardaría en consumir 1,0 lb de aspirina? Dato: 1,0 g = 15 gr

7.- El magnesio (Mg) es un metal valioso que se usa en aleaciones, en acumuladores y en la fabricación de reactivos químicos. Se obtiene principalmente del agua de mar, que contiene casi 1,3 g de magnesio por Kg de agua. Sabiendo que la densidad del agua de mar es de 1,03 g/mL, calcule

el volumen total de agua de mar, en litros, necesarios para extraer 8,0 x 104 toneladas ( 1tn=907,19 Kg) de magnesio. R: 5,4 104 L

8.-El agua tiene una densidad de 0,997 g/cm3 a 25ºC; el hielo tiene una densidad de 0,917 g/cm3 a -10ºC. a) Si una botella de refresco, cuyo volumen es de 1,50 L, se llena completamente con agua y después se congela a -10ºC, qué volumen ocupa el hielo? b) ¿Puede mantenerse el hielo dentro de la botella? Atomos, moléculas e iones 6(bis).- Determine la masa atómica promedio del elemento litio sabiendo que sus dos isótopos presentan la siguiente abundancia: 6 7 Li = 7.5% ma= 6.01513 uma Li = 92.5% ma = 7.01601 uma R : 6,94 uma 3 7(bis).-El bromo tiene dos isótopos estables. Uno de ellos, el 79Br (bromo-79),tiene una masa molar atómica de 78,918336 g y una abundancia de 50,69%. En base a esto diga: a) ¿Cuál es la abundancia del otro isótopo? b) ¿Cuál debe ser la masa molar atómica del otro isótopo? Si se tienen 0.500 moles de Br2 c) ¿Cuántos moles totales de Br habrán? d) ¿Cuántos átomos del isótopo 79Br habrán? 8(bis).- ¿Cuàntos àtomos y moléculas hay en: a) 0.25 moles de carbonato de sodio b) 3,41x10-5 moles de nitrato de potasio c) 8,5 milimoles de hidròxido de aluminio 9.- ¿Cuàntos gramos y cuàntos àtomos hay en: a) 7.5 moles de silicio b) 3.8 moles de S8 c) 4.6 moles de àcido sulfhìdrico d)1.57x10-3 moles de disulfuro de carbono e) 3 milimoles de àcido sulfùrico 10.- Determine: a) el nùmero de àtomos que existen en 50 g de N2 b) la masa, en gramos, de 6.45 moles de O2 c) la masa, en Kg, de 5x1028 àtomos de Al d) el nùmero de moléculas de oxìgeno presentes en 24.0 g de O2 e)el nùmero de àtomos de oxìgeno presentes en 75.0 g de O2 la masa en gramos de un átomo de oxígeno 11.- Una mezcla contiene 35.0 % de cloruro de magnesio y 65.0% de cloruro de potasio. Determine el nùmero de àtomos de cloro que hay en 450 g de la mezcla.

12.- Un àtomo de un elemento tiene una masa de 9.786x10-23 g. a) ¿Cuàl es la masa molar atómica del elemento? b)¿Cuál es su masa atómica? 13.- 25 g de un compuesto contienen 0.4200 moles. ¿Cuàl es su peso molecular? 14.-¿ Cuàntos gramos de fòsforo hay en 0.150 moles de P2O5 ¿ 15.- ¿Cuàntos àtomos, moles, moles de O y moles de H hay en 10 g de H2SO4? 16.- Determine la composición centesimal del Fe2(SO4)3, sabiendo que las masas atòmicas del Fe, S y O son, respectivamente 55.847; 32.06 y 16.00 uma 17.- Complete los espacios en blanco de la siguiente tabla:

Fòrmulas quìmicas: 18.- Determine la fórmula empírica de un compuesto cuya composición centesimal es: 7.40% de Li, 11.53% de B y 81.07% de F R: LiBF4 19.-La quinina tiene 74.05 % C, 7.46% H, 9.86% O y 8.63 N. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? R: C10H12ON 20.-EL peso molecular del ácido cítrico es 192.13 y el compuesto contiene 37.51% de C, 58.29% de O y 4.20% de H. ¿Cuál es la fórmula molecular del ácido cítrico? R: C6H8O7

Simbolo

54 Fe +2 26

P 3- 15

Protones

5

79

86

Neutrones

6

16

117

136

35

Electrones

5

18

79

28

Carga neta

0

+2

Z Nº atòmico

A Número de masa

21.- En 8.5 g de un compuesto formado por N, O y Ag se encuentran 5.4g de Ag y 0.7g de N. ¿Cuál es su fórmula? R:AgNO3 22.-Una sustancia tiene como fórmula Na3XF6, dónde X es un elemento no determinado. El análisis de la sustancia arroja 54.28% de F y 32.86% de Na. ¿Cuál es el peso atómico de X? ¿Cuál es el elemento? R: 27.02 23.- Una muestra de un compuesto que contiene solamente C e H se quemó en oxígeno y se obtuvieron 9.24g de CO2 y 3.15g de H2O .a)¿Cuántos moles de átomos de C y cuántos de H contenía la muestra? b) ¿Cuál es la f´órmula empírica del compuesto? c)¿Cuál es la masa del compuesto que se quemó? R:a) 0.21; 0.35;b) C3H5;c)2.87 24.-Por calentamiento de 6.45 g de un hidrato de CuSO4.XH2O en el vacío, se eliminó el agua y quedaron 4.82g de CuSO4 anhidro. ¿Cuál es el valor de X en la fórmula del hidrato? R: X=3 25.- Una muestra de 6.2g de un compuesto que contiene vanadio y cloro se disolvió en agua. La adición de sal de plata soluble en agua precipita AgCl que es insoluble en agua.El proceso produjo 17.19g de AgCl. ¿Cuál es la fórmula empírica del cloruro de vanadio? R: VCl3 26.- El colesterol es un compuesto que contiene carbono,hidrógeno y oxìgeno. La combustión de una muestra de 9.50 g del compuesto producen 29,20 g de CO2 y 10.18g de H2O. ¿Cuàl es la composición porcentual del compuesto? R:83.9%C, 11.9% H, 4.2% O 27.-1.35 g de una sustancia que contiene C, H, O y N se quema en presencia de aire para producir 0.810 g de H2O y 1.32 g de CO2. En una reacción aparte, 0.735 g de la misma sustancia producen 0.28 g de NH3. ¿Cuàl es la FE de la sustancia? R: CH3NO Nomenclatura 28.-Dé los nombres de los siguientes compuestos iónicos: AlF3 I2Cl6 Fe(OH)2 (NH4)2HPO4 Cu(NO3)2 NaBrO Ba(ClO4)2 N2O5 Li3PO4 ClF3 Zn(H2PO4)2 K2CrO4 KMnO4 Mg(HCO3)2 Co(CN)2 Fe2(SO4)3 (NH4)2SO4 29.- Escriba la fórmula química para cada uno de los siguientes compuestos: óxido de cobre(II) Dicromato de potasio hidróxido de aluminio Oxalato de sodio carbonato de hierro(II) Sulfato de sodio decahidratado hipobromito de sodio Nitrito de estroncio peróxido de potasio Ácido sulhídrico nitruro de magnesio Hidóxido de amonio

hidruro de calcio acetato de cobre(I) ácido permangánico ácido yodhídrico hexafluoruro de de azufre 30.-Escriba el nombre de los siguientes compuestos: a) HIO4 b) Mg(HCO3)2 c)(NH4)2HPO4 d)Na2Cr2O7 e) CS2 f) KIO3 f) Fe(OH)2 g)HBrO3 h) HNO3 30(bis).-Escriba la fórmula de los compuestos formados entre cada uno de los iones de la primera fila con los iones de la primera columna: H+ Ba2+ NH4

+ Cr3+ Mg2+ Fe3+ CO3

2 - PO4

3 - SO3

2- NO3

- CrO4

2- C2O4 2- Ecuaciones quìmicas 31)a) ¿Cuántas moléculas de H3PO4 pueden obtenerse a partir de 100g de P4O10 si la reacción es: P4O10 + 6H2O 4H3PO4 b) ¿Cuántas moléculas de P4O10, en presencia de un exceso de agua, se necesitan para obtener 840 uma de H3PO4. 32) A partir de la siguiente ecuación: 2 NaNH2 + N2O NaN3 + NaOH + NH3 a) Determine el nùmero de gramos NaNH2 y de N2O que se necesitan para preparar 5 g de NaN3 b) ¿Cuàntos gramos de NH3 se producen? 33) a)Determine los gramos de OP(NH2)3 que pueden prepararse a partir de 7.00 gs de OPCl3 y 5.00 gs de NH3, segùn la reacción : OPCl3 + 6 NH3 OP(NH2)3 + 3 NH4Cl b) Si se obtuvieron 3.50 gs de OP(NH2)3 ¿cuàl es el % de rendimiento de la reacción?

34) Una muestra de 13.38 g de un material que contiene parte de As4O6 requiere 5.330 g de I2 para reaccionar de acuerdo a la siguiente reacción: As4O6 + 4 I2 + 4H2O 2 As2O5 + 8HI ¿Què masa de As4O6 reaccionò con el I2 suministrado? (R: 2,077 g) ¿Què % de la muestra es As4O6 (R: 15,53%) ¿Què % de la muestra es As? (R: 11,80%) 35) ) Se somete a fermentación 240 gs de glucosa (C6H12O6) al 84.0 % de pureza. a)Si se producen 2 moles de etanol por cada mol de glucosa, ¿cuántos g de etanol al 92.0% de pureza se podrían obtener si la glucosa reacciona completamente? b) ¿Cuántos gs, con la misma pureza, se obtienen si el % de rendimiento es de 90.0 %? 36) Una muestra de 1.2048 g de carbonato de sodio al 90.20 % de pureza se hace reaccionar con cloruro de calcio para producir carbonato de calcio y cloruro de sodio. a) ¿Cuál es el rendimiento teórico de la reacción si el cloruro de calcio está en exceso? b) ¿Cuál será el rendimiento real si la reacción ocurre con un 80 % de rendimiento? 37)Se hacen reaccionar masas iguales de KClO3 y S para producir KCl y SO2. Calcule el % de reactivo que quedó sin reaccionar. R= 61% 38) Una mezcla de Ag2C2O4 y Na2C2O4 pesó 5.000 gs y fue tratada hasta convertir toda la plata en AgCl, obteniéndose 1.889 de este compuesto.¿ Cuál es el % en peso de Ag2C2O4 y Na2C2O4 en la mezcla original? R= 60%; 40% 39) Cuando se calienta una mezcla de carbonato de magnesio y carbonato de calcio, se obtiene CO2, MgO y CaO. Si se calientan 10.00 gs de la mezcla hasta desprender todo el CO2 (gas), la masa de la muestra experimenta una pérdida de peso del 50%. ¿Cuál es la composición centesimal de la muestra original? R= 72.9% y 27.1% 40) Una mezcla de óxido de sodio( Na2O) y óxido de bario (BaO) que pesa 5.00 gs se disuelve en agua. Esta solución se trata con ácido sulfúrico diluido el cual convierte a los óxidos en sulfatos. El sulfato de bario( Ba SO4) precipita de la solución y el sulfato de sodio( Na2SO4) permanece disuelto. Se filtra el sulfato de bario dando una masa de 3.43 gs cuando está seco. ¿Qué % de la muestra original era óxido de bario? R= 54.9 % 41) Suponga que cada una de las siguientes reacciones consecutivas tiene un rendimiento del 92%. Si se parte de 112 g de CH4(g) y en presencia de un exceso de Cl2(g) ¿Cuántos gramos de CH2Cl2 se forman por la reacción (2)? 1) CH4 + Cl2 ------à CH3Cl + HCl

2) CH3Cl + Cl2 ------à CH2Cl2 + HCl Balanceo de ecuaciones redox 42) Balancee las siguientes reacciones redox por el método del ión electrón a) Mn +2 + H2O2 MnO2 + H2O ( medio básico)

b) Bi(OH)3 + SnO2 -2 SnO3-2 + Bi ( medio básico)

c) Cr2O7 2- + C2O4

-2 Cr +3 + CO2 ( medio ácido)

d) K2Cr2O7 + H2O + S SO2 + KOH + Cr2O3

e) MnO4-

+ CN-

MnO2 + OCN-

(medio básico) f) KMnO4 + H2SO4 + KCl K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O g) ICl IO3

- + I2 + Cl-

h) AsO2 - + MnO4

- AsO3- + Mn+2 + H2O ( medio ácido)

i) I2 + Na2S2O3

NaI + Na2S4O6 ( medio ácido)

j) CrI3 + KOH + Cl2 K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O

k) As2S3 (s) + NO3- (ac) AsO4

-3 + N2O3(ac)(ac) Preparación de soluciones 43)¿Cuántos gramos de HCl se necesitan para preparar 5.00 L de una solución de HCl 4.00M? R: 730 g 44) ¿Cuál es la Molaridad de una solución que contiene 5,3 gramos de Na2CO3 disueltos en 250 mL de agua? ( asuma que el volumen de solución es de 250 mL) R:0.20 M 45) a) ¿Qué volumen de una solución de KMnO4 1.00 M se necesita para preparar 1.00 L de solución de KMnO4 0.400 M? b) ¿Qué volumen de agua tendría que añadirse suponiendo que los volúmenes son aditivos? 46) ¿Cómo prepararía 2.00 x 10-2 mL de una disolución acuosa 0.866M de NaOH a partir de una disolución 5.07 M de NaOH? Reacciones en solución

47) Un volumen de 128 ml de Ba(OH)2 0.650 M se requiere para neutralizar completamente 50.0 ml de solución de HNO3. ¿ Cuál es la molaridad del ácido? 48) Se necesita un volumen de 16.42 ml de una solución 0.1327 M de KMnO4 para oxidar 20.00 ml de una solución de FeSO4 en medio ácido. ¿ Cuál es la molaridad de la solución de FeSO4? 49)Se mezclan 40 ml de una solución de KMnO4 0.25 M con 360 ml de una solución de NaOH 0.02 M. A la solución resultante se le añaden 1.261 g de KClO sin variación apreciable de volumen de solución. Se observa una reacción por la aparición de de un precipitado marrón de MnO2 y la presencia de iones ClO4

-. Determine: a)g de MnO2 formados b)concentración molar de iones K+

c)concentración molar de iones ClO4-

50)Una muestra de 0.9157 g que contiene solo NaBr y CaBr2 se disuelve en agua y la solución resultante se trata con AgNO3 formandose un precipitado de 1.6930 g de AgBr. Calcule el % de NaBr y CaBr2 en la muestra original. R: % NaBr = 55.8 % 51)Se disuelve una masa desconocida de H3PO4 al 90.00% de pureza en 4.100 L de agua.. Se toma una muestra de 150.0 ml de esta solución y se titula con NaOH 2.000 M, requiriendose 55.00 ml para su completa neutralización ( transformación completa a Na3PO4 y H2O ). En base a este resultado, diga cuál es la concentración molar de la solución original de H3PO4 y cuál es la masa de H3PO4 impuro que fue disuelta para su preparación. R: 109.1 g 52) El SO2 presente en el aire es el principal responsable del fenómeno de la lluvia ácida. Se puede determinar la concentración de SO2 al titularlo con una solución patrón de KMnO4 según la reacción siguiente:

SO2 + MnO4- + H2O SO4 2- + + Mn+2 + H+

Calcule el número de gramos de SO2 presentes en una muestra de aire, si en la titulación se requieren 7.37 ml de una solución 0.00800 M de KMnO4

52bis) Se disuelven 6,67 g de Sr(NO3)2 al 90% de pureza en agua para preparar 250 mL de disolución. De esta disolución se toma una muestra de 100mL y se hace reaccionar estequiométricamente con una disolución 0,046 M de Na2CrO4. La ecuación molecular es la siguiente:

Sr(NO3)2 + Na2CrO4 ----------------à SrCrO4 + 2NaNO3

¿Qué volumen de disolución de Na2CrO4 se necesita para precipitar todo el estroncio ( como SrCrO4) presente en la muestra de Sr(NO3)2 tomada?

53)Se añade una muestra sólida de Zn(OH)2 a 400 ml de una solución 0.55 M de HBr ocurriendo la siguiente reacción:

Zn(OH)2 + 2 HBr ZnBr2 + 2 H2O

La solución que permance después que ha ocurrido la reacción es aún ácida y es titulada con una solución de NaOH 0.5 M, requiriendose 165 ml de esta solución para llegar al punto de equivalencia. ¿ Cuál era la masa de Zn(OH)2 adicionada a la solución de HBr? R: 7 g 53 bis) Una muestra de 15,0 mL de una disolución de ácido oxálico (H2C2O4) requiere 25,2 mL de NaOH 0,149 M para su neutralización.a) Escriba la ecuación química balanceada para la reacción de neutralización. b) Calcule el volúmen necesario de una disolución de KMnO4 0,122 M para hacer reaccionar una segunda muestra de 15,0 mL de la disolución de ácido oxálico. La ecuación iónica neta correspondiente al segundo proceso es:

C2O4

2- (ac) + MnO4- (ac) --------à CO2(g) + Mn2+ (ac)

R: 6,15 mL

54) El mármol está formado principalmente por calcita, CaCO3. Se disuelve una muestra de marmol en 2,00L de una disolución de HCl 0,50 M y ocurre la siguiente reacción:

CaCO3(s) + 2HCl(ac) à CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(l) Si se toman 25 mL de la disolución resultante, que aún permanece ácida, y se neutralizan con 50.00 mL de solución de NaOH 0,20 M ¿cuál es la masa de de calcita que se disolvió? R= 10,0 g 54 bis) Se mezclan 100,0 mL de una disolución de KOH 0,200M con 200,0 mL de una disolución de NiSO4 0,150M y ocurre la siguiente reacción:

2KOH (ac) + NiSO4(ac) -à Ni(OH)2 (s) + K2SO4 (ac) a) Determine cuál es el reactive limitante b) Cuántos gramos de Ni(OH)2 se forman c) Cuáles iones permanecen en la solución al final de la reacción y cuál es su concentarción

molar

54 bis,bis) La siguiente reacción puede utilizarse en el laboratorio para preparar cantidades pequeñas de Cl2 (g) :

Cr2O7 2- + H+ + Cl- --à Cr3+ + H2O + Cl2(g)

Si se hace reaccionar una muestra de 62,9 g que tiene 98,5 % en masa de K2Cr2O7 con 325 mL de HCl de densidad 1,15 g/mL y 30,1 % en masa de HCl, ¿cuántos gramos de Cl2(g) se obtendrán? Estructura elecrónica de los átomos

54bis) Los microondas domésticos generan ondas microondas con una frecuencia de 2.450 GHz. ¿Cuál es la longitud de onda de esta radiación? 55) La luz anaranjada emitida por una lampara de sodio tiene una longitud de onda de 589 nm. a) ¿Cuál es la energía de un solo fotón de esta radiación? R: 3.4 x 10 -19 J b) ¿ Cuál es la energía de un mol de fotones? 56) a) ¿ Cuál cantidad de energía en Joules, pierde un átomo de hidrógeno cuando un electrón sufre una transición de un nivel n=3 a uno n=2 ? R: -3.03 x 10-19 J b) Cuál es la longitud de onda de la radiación asociada a esta transición? R: 656 nm 57) Cuando un átomo de Th-232 sufre una degradación radioactiva, una partícula alfa cuya masa es de 4.0 uma es expulsada del núcleo de thorio con una velocidad de 1.4 x 107 ms-1. ¿Cuál es la longitud de onda de De Broglie de la partícula alfa? R: 7.2 x 10-15 m 58) Un átomo de hidrógeno emite en la región del UV del espectro electromagnético a 95.2 nm. Esta longitud de onda corresponde a una transición de un nivel superior ni a n=1. ¿Cuál es el valor de ni? R: ni =5 59) La energía necesaria para retirar un electrón de un átomo es su energía de ionización. En términos del modelo de Bohr, la ionización ocurre cuando el electrón se mueve a una órbita de radio infinito. Por lo tanto podremos calcular la energía de ionización del átomo de hidrógeno, en el estado basal suponiendo que el átomo sufre una transición de n=1 a n=∞. a) Calcule la energía de ionización del átomo de hidrógeno. Exprésela en KJ/mol R: 1.31 x 103 KJ/mol b) Determine la longitud de onda máxima de la luz que podría causar esta ionización. R: 91,2 nm c) Diga si se absorbe o se emite luz en este proceso. d) Calcule la energía de ionización de un átomo de hidrógeno cuando este se encuentra en un estado excitado n=2. R: 5,45x10-19 J 60) Un electrón en un átomo de hidrógeno, en su estado basal, tiene una energía de 2.18x10-18 J. Por absorción de luz de longitud de onda de 976.4 A, pasa a un estado excitado. a) Cuál es el nº cuántico principal ( n ) que caracteriza al estado excitado? R : n=4 b) ¿Cuáles son las posibles combinaciones de números cuánticos que pueden describir al electrón en ese estado excitado? 61) Describa los puntos en los que el modelo de Bohr del átomo de hidrógeno, contradice al principio de incertidumbre. 62) Si el número cuántico principal de un electrón es n=2 ¿ cuáles valores podrían tener los números cuánticos l, ml y ms ? 62) Escriba la notación del orbital correspondiente al conjunto de números cuánticos a) n=4, l=2 y ml=0 b) n=3, l=1 y ml=1 63) Para los siguientes conjuntos de números cuánticos indique cuáles son incompatibles y por qué: a) (3,2,2) b) (2,2,2) c) (2,0,-1) 64) ¿Cuáles son los números cuánticos que describen al orbital 4f ?

65) Explique por qué la Z efectiva experimentada por un electrón 3s del Mg es mayor que la experimentada por un electrón 3s del Na. 66) Escriba las configuraciones electrónicas para los elementos e iones de la siguiente tabla. Marque con una x para indicar si son diamagnéticos(D) o paramagnéticos(P) y escriba el nº de electrones desapareados: Elemento Configuración electrónica P D elect desap Li Be Br -1

F Mg Mg+2 Sr Fe+2 Fe+3 Na S-2 67) Escriba las configuraciones electrónicas y los diagramas de orbitales para los electrones de valencia de cada uno de los siguientes elementos: a) As b) Te c) Sn d) Ag 68) a) Utilice la notación spdf y la del núcleo de gas noble para indicar la configuración electrónica del yodo. b) ¿Cuántos electrones tiene el yodo en la subcapa 3d? c) Escriba el diagrama de orbitales para la configuración electrónica de los electrones de valencia del yodo d) Escriba los números cuánticos que describen a esos electrones de valencia 69) Identifique los elementos con las siguientes configuraciones electrónicas: a) 1s22s22p63s23p5 b) [Ar]3d104s24p1

70) a)Diga cuáles de los siguientes iones: Rb+, Br-, Sr+2, Se-2 y As-3 son isoelectrónicos con un gas noble b) ¿Cuál es ese gas? 71) A continuación se muestran algunas configuraciones electrónicas de algunos átomos en estado excitado. Identifique a los átomos y escriba su configuración electrónica en su estado fundamental: a) 1s12s1 b) 1s22s22p23d1 c) 1s22s22p64s1 d) [Ar]4s13d104p4 72 a) Los números cuánticos que se listan a continuación corresponden a 4 electrones distintos del mismo átomo. Ordénelos en sentido de su energía creciente b) Indique si hay dos con la misma energía . a) (4,0,0,+1/2) b) (3,2,1.+1/2) c) (3,2,-2,-1/2) d) (3,1,1,-1/2)

Propiedades periódicas

73)Ordenar los siguientes iones en sentido decreciente de su radio: a) Se-2, S-2, Te-2, O-2 b) Mg +2, Ca+2

74)Ordena las siguientes especies isoelectrónicas en sentido de su radio creciente: Ne,F- Na+, O-2, Mg+2. 75) ¿Cuál de los siguientes elementos tiene menor radio atómico? Li, Na, Be, Mg 76) Escriba las ecuaciones que representan los siguientes procesos: a) La afinidad electrónica del S- b) La I3 del Ti c) La AE del Mg2+ d) La I1 del O2- 77) La energía de ionización, I1, es la que hay que suministrarle a un átomo para quitarle su 1er electrón, la I2, para quitarle el 2º electrón, etc. ¿Por qué es mayor la I2 que la I1? Explique 78) ¿Por qué la I1 para el Al es menor que para el Mg cuando la tendencia sería la contraria? 79) Entre cada uno de los siguientes pares de átomos indique cuál tiene mayor I1 y AE? a) S y P b) Al y Mg c) Ar y K d) K y Rb . Explique 80) Ordene los siguientes átomos en sentido creciente de sus I1: As, Sn, Br,Sr 81)Explique por qué los metales alcalinos( grupo 1A ), tienen mayor afinidad electrónica que los alcalino-térreos(grupo 2A). 82) Qué estará más cerca del núcleo: la densidad electrónica contenida en la capa electrónica n=3 del Ar o áquella contenida en la capa n=3 del Kr. Justifique 83) ¿Cuál átomo debería tener mayor I2, el Li o el Be? Explique claramente 84) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas: átomo nº 1: 1s22s22p6 átomo nº 2: 1s22s22p63s1 asigne los siguientes valores de energía de ionización: I1= 2080 KJ/mol e I1= 496 KJ/mol a cada uno de los átomos. Justifique 85) Explique por qué los elementos del grupo 1B ( Cu, Ag y Au) son más estables que los del grupo 1A (Na,K,Rb y Cs), a pesar de que ambos parecen tener la misma configuración electrónica externa ns, dónde n es el nº cuántico principal del último nivel? Termoquímica

86) La ecuación termoquímica para la combustión del propano es la siguiente: C3H8 (g) + 5O2 (g) 3CO2 (g) + 4H2O(l) H reacción = -2220 kJo

a) ¿Cuántos kJ de calor se desprenden cuando 0.5 moles de propano reaccionan? R: -1110 kJ

b) ¿Cuánto calor se desprende cuando 88.2 g de propano reaccionan? R: -4440 kJ

87) Usando los ΔHf

0 ( ver tablas), calcular el cambio de entalpía estándar para la combustión completa del etano ( C2H6). R: -1559,7 kJ C2H6 (g) + 7/2 O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (l) 88)a) A partir de las entalpías de formación estándar dadas, calcule el cambio de entalpía estándar para la combustión de 1 mol de etanol: C2H5OH (l) + 3O2(g) 2CO2 (g) + 3H2O(l) ΔHf

0 (C2H5OH) : -277,7 Kj/mol ΔHf 0(CO2) : -393,5) Kj/mol ΔHf

0(H2O) : -285,8 Kj/mol R: -1367 KJ/mol b)¿Cuál sería el ΔHº reacción si el H2O se forma en estado gaseoso? R: -1235 kJ C2H5OH (l) + 3O2 (g) 2CO2 (g) + 3H2O (g) ΔHº vaporización es de 44 kJ 89) A partir de los siguientes calores de combustión con fluor, calcule la entalpía estándar de formación del metano: R: -75.0 kJ

?Hºreacción = -1942 kJ

?Hºreacción = -933 kJ

?Hºreacción = -542 kJ

CH4 (g) + 4 F2(g) CF4 (g) + 4HF (g)

C (grafito) + 2F2 CF4 (g)

H2 (g) + F2 (g) 2HF (g)

90) Se tiene un recipiente el cual contiene 0,5 moles de metano. A dicho recipiente se le inyecta un exceso de oxígeno y se hace saltar una chispa para inducir la combustión completa del metano. Sabiendo que la entalpía de formación (ΔH°f) del Metano, Agua y CO2 es de -74.9 kJ/mol, -286 kJ/mol y -393,5 kJ/mol respectivamente, calcule el calor que se genera en esta reacción. R: -445,3 KJ

Enlace quìmico Enlace iónico- Energía reticular 91) A partir de la entalpía de formación del MgO y de los datos siguientes, determine la segunda afinidad electrónica (AE2)) para el oxígeno representada por la siguiente ecuación en el Ciclo de Born-Haber): (R: 881,8 KJ/mol)

O-1(g) + 1 e- ------------ O-2(g) AE2 =

Ilustre con ecuaciones cada proceso mencionado en los datos Datos: Para el oxígeno: Primera afinidad electrónica, AE1 = -141 KJ/mol Energía de enlace = 495 KJ/mol Para el magnesio: ΔH0

sublimacion = 146 KJ/mol Primera energía de ionización = 738 KJ/mol Segunda energía de ionización = 1451 KJ/mol Para el MgO : Δ H0

f = - 601.7 KJ/mol Energía reticular = 3925 KJ/mol R: 881,8 KJ/mol

92) Calcule la energía reticular del LiH sabiendo que el ΔHf° del mismo es -90.4 kJ/mol, el calor de sublimación del Li(s) es de 155,2 kJ/mol, la energía de ionización del Li(g) es de 520kJ/mol. Por otro lado, la energía de enlace del H2(g) es de 436 kJ/mol y la afinidad electrónica del H(g) es de -72,8 kJ/mol. 93) Para cada uno de los siguientes pares de compuestos iónicos, diga cuál tendrá mayor energía reticular y por qué: a) KCl o MgO b) LiF o LiBr c) Mg3N2 o NaCl 94) La energía de formación del tricloruro de aluminio sólido es de – 695.3 kJ / mol. A partir de este hecho y utilizando el ciclo de Born-Haber, determine la energía reticular del tricloruro de aluminio. Datos: Para el Aluminio Para el cloro I1 577.1 kJ / mol I2 1807.0 “ I3 2730.0 “

ΔH sublimación 342.2 “ Energía de disociación 241.0 kJ / mol Afinidad electrónica 364.5 “ R: 5419,5 KJ/mol Enlace covalente -Estructuras de Lewis. Estructuras de resonancia. Carga formal 95) Escriba estructuras de Lewis aceptables para las siguientes especies, incluidas todas las formas de resonancia( en los casos pertinentes). Muestre las cargas formales: a) PH3 b) HClO3 c) NOCl d) HNO3 e)NH4

+ f)HCO2־ g) CH2NO2־ h) HCN i) BF3 j) AlCl4

- k) N2O4

l) SF4

m) H2SO4

n) NCS- 95(bis) El óxido de dinitrógeno se utiliza a veces como anestésico. Las longitudes de enlace en la molécula de N2O son: enlace N-N = 113 pm; enlace N-O = 119 pm. Utilice estos datos para discutir la validez de las siguientes estructuras. ¿Cuàles cree Ud que contribuiran más al híbrido de resonancia? N N O:

¨: N N O: ¨

¨

..N N O:¨

..N O N: ¨..

::

1) 2) 3) 4) 96) El NO y el PCl5 no siguen la regla del octeto. ¿Cómo se desvían? ¿Por qué el tipo de desviación hallada en el PCl5 nunca se encuentra en los compuestos de nitrógeno? 97) Utilice las energías de enlace para estimar el ΔH de reacción de la siguiente reacción: R: -26 kJ/mol Cl2(g) + I2(g) 2ICl (g) EE(ICl) =210 kJ/mol EE(Cl2) =243 kJ/mol EE (I2) =151 kJ/mol 98) Dadas las energías de enlace para el N2 y el H2 y el cambio de energía estándar para la siguiente reacción: ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) ----------à NH3 (g) ΔHºreacción = -46.3 kJ/mol Calcule la energía de enlace promedio para el enlace N-H en el NH3.

EE (N2) = 941 kJ/mol EE (H2) = 436 kJ/mol R: 390KJ/mol 99) Ordene los siguientes enlaces en sentido creciente de su carácter iónico: a) H-O b) C-C c) Na-Cl d) Mg-Cl e) Mg-O Geometría molecular Teorías de enlace 100) Ordene los siguientes compuestos en sentido creciente de su momento dipolar: H2O, H2S, H2Te, 101) Dibuje las siguientes moléculas respetando la geometría, señalando los dipolos de enlace y los momentos dipolares resultantes: H2O, PCl3, XeF4, PCl5, SF6

102) ¿Cuál de las siguientes moléculas tiene momento dipolar? a)H2S b) CO2 c) AlCl4

- d) Cl2 d) BCl3 103) Describa la geometría molecular, la formación de los enlace σ y del enlace π en el etileno ( C2H4) mediante el método del enlace valencia. 104) Ordene los siguientes enlaces en sentido creciente de su carácter iónico: C-H, F-H, Na-Cl, Br-H, K-F 105) Utilizando la teoría RPECV, prediga la geometría de los siguientes compuestos: a) BH4־ b) XeF5

+ c) BeCl2 d) SbCl2+ e) SnCl3־ f) AsH3 g) TeF4 h) IF3 i) SiF5

-

Determine la hibridación del átomo central 106) ¿Cuál es la hibridización del átomo central en cada una de las siguientes especies?: a) BF4

- b)AsF4- c) PCl5 d) PH3 e) HCN f) BF3 g) ClF4

- 107) Escriba un diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares y establezca el órden de enlace para: a) H2 b) H2

+ c) HHe d) He2 e) He2+

108) El anión del carburo de calcio, CaC2, debería ser C2 a) Escriba el diagrama de niveles de .2־

energía de los orbitales moleculares para C2 y C2b) Determine el òrden de enlace para C2 y C2 2־

(c .2־¿Con cuál molécula neutra es C2

?isoelectrónica 2־ 109) a) Escriba un diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares para CO y NO b)Utilice este diagrama para determinar el órden de enlace en CO, CO+, CO־ , NO, NO+ y NO־ c) Cuál ( o cuáles ) de estas especies es ( o son ) paramagnética (s). d) Diga cuál de las especies en b) tiene mayor energía de enlace y cuál tiene la mayor distancia de enlace. 110) Ordene las siguientes especies en sentido de su estabilidad creciente: Li2, Li2

+, Li2־ . Justifique la elección con un diagrama de niveles de energía de orbitales moleculares. Diga cuál es paramagnético y cuál diamagnético.

111) a) Escriba la estructura de Lewis para el FNO2 b) Indique la hibridización del átomo de nitrógeno c) Describa los enlaces en términos de la teoría del orbital molecular 112) Explique, utilizando la teoría del orbital molecular, por qué no existe la molécula de Be2 113) El ión F2Cl־ es lineal pero el ión F2Cl+ es angular. Describa la hibridización del átomo de cloro central consistente con la diferencia de estructuras. Gases 114)Se tratan 10.0 g de carbonato de calcio (CaCO3) con suficiente solución de HCl para producir CO2 gaseoso. ¿ Cuál es el volumen del gas que se obtendrá si la presión es de 734.7 mmHg, la temperatura es de 27 °C y el gas se recoge sobre agua? R: 2.64 L 115) En un recipiente de volumen desconocido se recoge una muestra de nitrógeno a la presión de 728 mmHg. De este recipiente se retira una cierta cantidad de gas que ocupa 25.0 ml a la presión de 750 mmHg y se observa que la presión del recipiente original cae a 710 mmHg. Si todas las medidas se hicieron a la misma tempertura ¿ cuál era el volumen del recipiente original? R: 1.04 L 116) Un bulbo de 1.00 L con metano a una presión de 10.00 atm se conecta a otro de 3.00 L con hidrógeno a 20.00 atm. Ambos bulbos estan a la misma temperatura. Después que los gases se han mezclado.

a) ¿cuál es la presión total? b) ¿cuál es la fracción molar de cada componente en la mezcla?

117) Considere dos balones conectados por una válvula. El primer balón tiene un volumen de 1.2 Lt y contiene He a 0.63 atm. El segundo balón tiene un volumen de 3.4 L y contiene Ne a 2.8 atm Calcule las presiones parciales de cada gas ( He y Ne ) después de abrir la válvula. La temperatura permanece constante a 16 °C. 118) El % en masa de bicarbonato de sodio en una tableta de alka seltzer es de 32.5 %. Calcule el volumen (mL) de CO2 que se produce cuando una persona ingiere una tableta de 3,29 g a 37 °C. La reacción que ocurre en el estómago es la siguiente: NaHCO3 + HCl -------------à CO2(g) + H2O + NaCl 119) El polvo de hornear es fundamentalmente bicarbonato de sodio, que cuando se calienta libera CO2 (g) (responsable de que se inflen las galletas, tortas, panes etc), Na2CO3(s) y H2O(g). .

a) Calcule el volumen en L de CO2 cuando se calientan 5.0 g de NaHCO3 a 180°C y 1.3 atm b) ¿ Por qué el NH4HCO3 no puede usarse como polvo de hornear si tambien libera CO2

cuando se calienta?

120) Un buzo asciende rapidamente a la superficie del agua de una profundidad de 36 pies sin sacar el aire de sus pulmones. ¿En que factor aumentará el volumen de sus pulmones durante el ascenso? (Por cada 33 pies de agua de mar se ejerce una presión de 1 atm) 121) El óxido nitroso (NO) reacciona con el oxígeno molecular según:

2NO(g) + O2(g) à 2NO2(g) El NO se encuentra en un recipiente de 4,00 Lt a 0,500 atm y está conectado por una válvula a otro recipiente de 2,00 Lt que contiene O2 a 1,00 atm. Al abrir la válvula los gases se mezclan y reaccionan rápidamente. Determine cuáles gases permanecen al final de la reacción y calcule sus presiones parciales.La temperatura permanece constante a 25ºC. 122) Una mezcla de H2, O2 y He contenida en un recipiente de 3.0 L tiene una presión de 0,82 atm a 22ºC. Al hacer saltar una chispa dentro del recipiente se forman 0,18 g de H2O(l). Al finalizar la reacción , el exceso de oxígeno se hace reaccionar completamente con una tira de magnesio metálico para formar óxido de magnesio MgO (s).. La presión final en el recipiente después de las dos reacciones es de 0,65 atm, a la misma temperatura. a) Escriba la ecuación balanceada para cada proceso b) Calcule las presiones parciales de cada gas en el recipiente antes del chispazo. Nota: desprecie el volumen ocupado por el MgO(s) y el H2O(l) asi como la presión de vapor del agua 123) Algunas latas de aerosol explotan cuando su presión interna excede el valor de 3 veces la presión atmosférica. Si una lata tiene una presión de 2,2 atm a 24ºC y se calienta, diga a cuál temperatura explotará. 124) Se tienen conectados tres recipientes A, B , C . En el recipiente A de 75 L , hay CH4(g) a una temperatura de 25 ° C . En el B hay 35 L de SO2 ( g) a P = 0.88 atm y a 25 °C El tercer recipiente contiene 50 L de O2 (g) a 1,2 atm a 25 ° C . Al abrir las llaves los gases expanden, se equilibran y al aumentar la T a 127 ° C ocurre una reacción entre ellos generándose CO2 gaseoso y SO3 gaseoso según las siguientes reacciones: CH4 (g) + 2 O2(g) ----------------> CO2(g) + 2 H20(l) SO2(g) + 1/2 O2(g) ----------------> SO3(g)

Calcular: a. Gramos de CH4 que había en el recipiente A si solo el 70% del O2 en el recipiente C

reaccionó con todo el CH4.

b. Presión inicial del CH4 en A.

c. Fracción molar de cada gas después de abrir las válvulas y antes de la reacción.

d. Presión parcial de cada gas presente después de la reacción y una vez enfriado el sistema a 25ºC.

125) Usando la ecuación de los gases ideales, calcular la presión ejercida por 1 mol de H2(g) a 298 K y confinado a un volumen a) de 30.0 L, b) de 1,00 L, c) de 50,0 mL. Repita estos cálculos

utilizando la ecuación de van der Waals. ¿Qué indican estos resultados acerca de la confiabilidad de la ley de los gases ideales a diferentes presiones? 126) 0,473 de un compuesto gaseoso de FE= NH2, ocupa un volumen de 200 mL a 1,81 atm y 25ºC. a) ¿Cuál es la FM del compuesto? b) Dibuje su estructura de Lewis c) Si el amoníaco (NH3) efunde a través de un pequeño orificio en un envase de vidrio, a razón de 3,5 moles en 15 minutos a 200ºC, ¿cuánto compuesto efundirá a través de la misma ranura en 25.0 minutos a 200ºC? Fuerzas intermoleculares y diagramas de fase 128.- En cuáles de las siguientes molécula será la interacción dipolo-dipolo importante: a) CH4 b) CH3Cl c) CH2Cl2 d)CHCl3 e) CCl4 129.-Cuál es la diferencia entre momento dipolar permanente y momento dipolar temporal? Ilustre con ejemplos. 130.-Identifique el tipo de fuerzas intermoleculares que pueden establecerse entre moléculas de las siguientes sustancia: a) NO2 b) N2H4 c)HF d) CCl4 d) CH3OCH3 e) CH3OH 131.- Explique el incremento en los puntos de ebullición para los siguientes compuestos : Compuesto CH4 SiH4 GeH4 SnH4 Punto de ebullición -162°C -112°C -88°C -52°C 132.- Explique en función de las fuerzas intermoleculares: a) Por qué el NH3 tiene un punto de ebullición mayor el CH4 b) Por qué el KCl tiene un punto de fusión mayor que el I2 c) Por qué el o-nitrofenol tiene un punto de ebullición menor que el p-nitrofenol d) Por qué el cis-1,2 dicloroeteno tiene un punto de ebullición mayor que el trans-1,2 dicloroeteno 133.-Cuál compuesto de los siguientes pares tendrá mayor punto de ebullición. Justifique claramente: a) H2S o H2O b) NH3 o PH3 c)KBr o CH3Br d) CH4 o SiH4 134.-Una sustancia tiene las siguientes propiedades:Punto normal de fusión: 83,7°C ,Punto normal de ebullición: 177°C y Punto triple: 200mmHg y 38,6 °C

a) Dibuje el diagrama de fase aproximado e indique las fase sólidas, líquida y gaseosa asi como las curvas sol-líq, líq-gas y sól-gas.

b) Dibuje la curva de calentamiento aproximada para una muestra, a una presión constante de 500mmHg comenzando a 25°C y terminado a 200°C.

135.- a)Defina la presión de vapor de un líquido b)¿Cómo cambia con la temperatura? c)A presión atmosférica, ¿qué pasa con su presión de vapor a medida que la temperatura aumenta? A cuál valor llega cuando el líquido comienza a ebullir? d) Que pasa con el punto de ebullición de un líquido si la presión externa es : a) mayor a la atmosférica b) menor a la atmosférica

136.- En el siguiente diagrama de fases: a) Señale las zonas donde estan presentes las fases líquida, sólida y gaseosa b) Indique qué representan los puntos P1,P2, P3 y P4. c) Qué significan las temperaturas T1, T2, T3 y T4

137.- En el siguiente diagrama de fase para el CO2 describa el estado físico y los cambios de fase del CO2 a) a medida que se calienta de -78°C a 25°C a una presión de 2 atm b) a medida que se calienta de -78°C a 25°C a una presión 7 atm c) cuando la presión aumenta de 5,1 atm a 72,8 atm a una temperatura constante de 25°C d) Cuando la presión aumenta de 5,1 atm a 72,8 atm a una temperatura de 32°C

 

Pres

ión,

atm

Temperatura, °C

218

1.00

0.00603

T1 T2 T3 T4

P1

P2 P3

P4