Guias de Problem as 2009 1ercuat

GUÍAS DE PROBLEMAS Y TRABAJOS PRÁCTICOS DE LABORATORIO DE

QUÍMICA GENERAL E INORGÁNICA

Departamento de Química

Facultad de Ingeniería

2009

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Química General e Inorgánica Guía Nº A/09: Fórmulas y nomenclatura

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GUIA A: FÓRMULAS Y NOMENCLATURA - Repaso 1) Nombre las siguientes especies y clasifíquelas de acuerdo a la función química

que representan:

NH3 HBr N2O5 SO3 CuO Cr2O3 MgO PbO2 As2O5 CO BaCl2 MnS HBrO4 Cu2O FeBr3 CrO3 ZnO NO2 Be(OH)2 Fe(PO4) H2SO3

Zn(OH)2 FeSO4 Na2CO3 KMnO4 HIO Ca(NO3)2 HPO2

2) Formule las siguientes especies:

Óxido plumboso Óxido de aluminio Peróxido de sodio Sulfuro de calcio Bromuro de hidrógeno

Óxido de azufre (IV) Óxido de mercurio (I)

Perclorato de sodio

Bromato (V) de litio Hidróxido de aluminio

Nitrito de magnesio Hipoclorito de potasio

3) Complete (y balancee) con fórmulas y/o nombres las ecuaciones siguientes: H2 (g) + O2 (g) ⇔ agua oxigenada (g) Calcio (s) + N2 (g) ⇔ nitruro de calcio (s) Trióxido de azufre (g) + H2O (l) ⇔ ácido sulfúrico (ac) FeO (s) + agua (l) ⇔ hidróxido de hierro (II) (s)

Sulfuro de hidrógeno (g) + PbCl2 (ac) ⇔ sulfuro de plomo (II) (s) + HCl (ac) Acido nítrico (ac) + .............. ⇔ Al(NO3)3 (ac) + agua (l) Casos Especiales 1. Nitrógeno (-3; +1; +2; +3; +4; +5). Hay varios óxidos de nitrógeno que

abarcan de +1 a +5. Todos estos óxidos son ácidos y algunos son los anhídridos ácidos de los oxácidos de nitrógeno. Con los estados de oxidación +1; +3 y +5 forma anhídridos que en agua producen el ácido hiponitroso (H2N2O2), ácido nitroso (HNO2) y el ácido nítrico (HNO3), respectivamente. Con los estados de oxidación +2 y +4 produce óxidos inertes llamados óxido nítrico (NO) y dióxido de nitrógeno (NO2).

2. Manganeso (+2; +3; +4; +6; +7). Con los estados de oxidación +2 y +3 actúa como metal y produce óxidos metálicos cuando se combina con el oxígeno mientras que con los estados de oxidación +4; +6 y +7 produce óxidos no metálicos.

3. Cromo (+2; +3; +6). Con los estados de oxidación +2 y +3 actúa como metal y produce óxidos metálicos cuando se combina con el oxígeno mientras que con el estado de oxidación +6 produce un óxido no metálico que en agua forma el ácido crómico (H2CrO4). Si se combinan dos moléculas de ácido crómico se pierde una molécula de agua y se obtiene el ácido dicrómico (H2Cr2O7). Los respectivos aniones pueden formar sales tales como cromato de sodio (Na2CrO4) o dicromato de potasio (K2Cr2O7).

4. Fósforo (+3; +5). Con los dos estados de oxidación forma óxidos no metálicos que son capaces de reaccionar con 1; 2 y 3 moléculas de agua dando los ácidos meta, piro u orto fosforoso para el estado de oxidación +3 y meta, piro u orto fosfórico para el estado de oxidación +5. Ejemplos:

P2O3 + 2H2O ⇔ H2P2O5 ácido piro-fosforoso P2O5 + 3H2O ⇔ H3PO4 ácido orto-fosfórico

Química General e Inorgánica Guía Nº B/09: Estequiometría

GUIA B: ESTEQUIOMETRÍA - Repaso 1) (a) ¿Qué principio o ley científica se aplica en el proceso de balancear

ecuaciones químicas? (b) ¿Qué símbolos se emplean para representar gases, líquidos, sólidos y soluciones acuosas en las ecuaciones químicas? (c) ¿Qué diferencia hay entre P4 y 4P en una ecuación química?

2) (a) Defina el término mol. (b) ¿Qué es el número de Avogadro y qué relación

tiene con el mol?

3) Explique claramente el significado de cada uno de los siguientes términos y aplíquelos al elemento cloro: (a) masa atómica; (b) masa molecular; (c) masa molar; (d) volumen molar.

4) El aminoácido metionina es indispensable en la dieta. Su fórmula es

C5H11NO2S. Determine (a) su masa molar; (b) el número de moles de átomos de H por mol de metionina; (c) el número de gramos de C por mol de metionina; (d) el número de átomos de C en 9,07 moles de metionina.

5) Las moléculas de azufre existen en diferentes condiciones como: S; S2; S4; S6

y S8. (a) ¿Es la misma la masa de un mol de cada una de estas moléculas? (b) ¿Es el mismo el número de moléculas en un mol de cada una de estas moléculas? (c) ¿Es la misma la masa de S en un mol de cada una de estas moléculas? (d) ¿Es el mismo número de átomos de S en un mol de cada una de estas moléculas?

6) La mezcla de hidrógeno y cloro que se ve en el diagrama a nivel molecular se

hace reaccionar para formar cloruro de hidrógeno. Moléculas de hidrógeno

Moléculas de cloro

Moléculas de cloruro de hidrógeno

(a) Trace un diagrama a nivel molecular de la mezcla que se producirá. (b) ¿cuántas moléculas de cloruro de hidrógeno se forman? (c) Identifique cuál es el reactivo en exceso. (d) ¿Cuántas moléculas quedan sin reaccionar?

7) (a) ¿Qué masa de carbonato de magnesio está contenido en 674 mg de un

mineral que tiene una pureza del 27,7%? (b) ¿Qué masa de impurezas está contenido en la muestra? (c) ¿Qué masa de magnesio está contenida en la muestra? (Suponer que no hay magnesio presente en la impurezas).

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8) Una muestra de un compuesto MSO4 que pesa 0,1131 g, reacciona con cloruro de bario y da 0,2193 g de BaSO4. ¿Cuál debe ser la masa atómica del metal M? (Sugerencia: todo el SO4

2- procedente del MSO4 aparece como BaSO4). 9) El carbonato de calcio (calcita) es el principal mineral de la roca caliza, de la

cual hay grandes depósitos en muchas partes del mundo. Es además el componente principal del mármol, el yeso, las perlas, los arrecifes de coral y las conchas de animales marinos como las almejas y las ostras. La forma de reconocer la presencia de calcita en las rocas es mediante la reacción con soluciones ácidas según la siguiente ecuación química:

CaCO3 (s) + HCl (ac) ⇔ CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g)

(a) Determine cuánto carbonato de calcio había presente en una roca si se obtuvieron 1,600 kg de cloruro de calcio. (b) Calcule el porcentaje de calcita presente en la roca si la roca pesaba 1,500 kg.

10) Alrededor de la mitad de la producción mundial de pigmentos para pinturas implica la formación de TiO2. En los Estados Unidos se hace a gran escala por el proceso del cloruro, partiendo de la mena que sólo contiene pequeñas cantidades de rutilo, TiO2. La mena se trata con cloro y carbono (coque). Esto produce TiCl4 y productos gaseosos.

2TiO2 (s) + 3C (s) + 4Cl2 (g) → 2TiCl4 (s) + CO2 (g) + 2CO (g)

El TiCl4 se convierte luego en TiO2 de alta pureza

TiCl4 (s) + O2 (g) → TiO2 (s) + 2Cl2 (g)

Suponga que el primer proceso puede realizarse con un rendimiento del 70% y el segundo del 93%. ¿Cuántos kilos de TiO2 podrán producirse partiendo de una tonelada métrica (1,00 x 106 g) de una mena con 0,75% de rutilo?

11) Se hacen reaccionar 15 g de nitrato de plata (80% de pureza) con 6 g de

cloruro de potasio (85% de pureza), obteniéndose 8 g de AgCl. Calcule el rendimiento de la reacción.

AgNO3 (ac) + KCl (ac) → AgCl (s) + KNO3 (ac) 12) El amoníaco puede obtenerse calentando juntos los sólidos cloruro de amonio

(NH4Cl) e hidróxido de calcio (Ca(OH)2), formándose también cloruro de calcio (CaCl2) y agua. Si se calienta una mezcla formada por 33 gramos de cada uno de los sólidos NH4Cl y Ca(OH)2, (a) ¿cuántos gramos de amoníaco se formarán? (b) ¿Qué reactivo queda en exceso y en qué cantidad? (c) Si la reacción ocurre con un 80 % de rendimiento ¿cuántos gramos de CaCl2 se formarán?

13) ¿Cuántos gramos de ácido acético comercial (C2H4O2) de 97% de pureza deben reaccionar con un exceso de PCl3 para obtener 75 g de cloruro de acetilo (C2H3OCl), si la reacción tiene un rendimiento del 78%?

C2H4O2 (ac) + PCl3 (g) → C2H3OCl (ac) + H3PO3 (ac)


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14) El ácido cianhídrico HCN, es un compuesto muy tóxico, se utiliza en la fabricación de fertilizantes de cianamida y en las cámaras de gas para ejecuciones. Se obtiene a partir de la reacción entre metano, amoníaco y oxígeno para dar como productos finales ácido cianhídrico y agua, todos en estado gaseoso. (a) Escriba y balancee la ecuación química correspondiente. (b) ¿Cuál es el reactivo limitante si se añaden 600 gramos de oxígeno a una mezcla de 400 gramos de amoníaco y 300 gramos de metano? (c) ¿Cuántos gramos de cianhídrico se pueden obtener en esas condiciones?

Química General e Inorgánica Guía Nº 1/09: Espontaneidad

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GUÍA 1: ESPONTANEIDAD 1) Explique las diferencias importantes entre cada una de las parejas siguientes:

(a) proceso espontáneo y no espontáneo; (b) el segundo y tercer principio de la termodinámica; (c) ∆G y ∆G°.

2) Indique si espera que la entropía del sistema aumente o disminuya en cada

una de los siguientes procesos. Si no puede indicarlo simplemente con la ecuación, explique por qué. (a) CCl4 (l) ⇒ CCl4 (g) (b) SO3 (g) + H2 (g) ⇒ SO2 (g) + H2O (g) (c) 2H2S (g) + 3O2 (g) ⇒ 2H2O (g) + 2SO2 (g)

3) Indique si cada uno de los siguientes cambios presenta un aumento o

disminución de la entropía del sistema y justifique su razonamiento: (a) la congelación del etanol; (b) la sublimación del hielo seco; (c) la congelación del agua.

4) Como se observa en el mundo que nos rodea, cada uno de los siguientes

procesos es espontáneo con excepción de: (a) una roca que cae colina abajo; (b) el desprendimiento de hidrógeno y oxígeno del agua en ebullición; (c) el enmohecimiento de un clavo de hierro; (d) quemar gas natural; (e) disolver sal (NaCl) en agua.

5) ¿Cuál de los siguientes cambios de una propiedad termodinámica son

verdaderas en la reacción: Br2 (g) ⇒ 2 Br (g) a cualquier temperatura? Justifíquelo. (a) ∆H < 0; (b) ∆S > 0; (c) ∆G < 0; (d) ∆S < 0.

6) Explique por qué:

(a) Algunas reacciones exotérmicas no se producen espontáneamente. (b) Algunas reacciones en las que aumenta la entropía del sistema tampoco

ocurren espontáneamente.

7) A partir de cada ecuación y de la variación de entalpía estándar prediga si el cambio será espontáneo a todas las temperaturas, espontáneo a bajas temperaturas pero no espontáneo a altas temperaturas, no espontáneo a bajas temperaturas pero espontáneo a altas temperaturas, o no espontáneo a ninguna temperatura: (a) I2 (s) → I2 (g) ∆Hº = 62,24 kJ

(b) 2SO2 (g) + O2 (g) ⇒ 2SO3 (g) ∆Hº = -197,78 kJ 8) Considere la vaporización de agua líquida a vapor a una presión de 1 atm. (a)

¿Es endotérmico o exotérmico este proceso? (b) ¿En qué intervalo de temperaturas es un proceso espontáneo? (c) ¿En qué intervalo de temperaturas es un proceso no espontáneo? (d) ¿A qué temperatura están en equilibrio las dos fases?

9) Prediga el signo de ∆G para una reacción que es (a) exotérmica y va

acompañada por un aumento de entropía; (b) endotérmica y va acompañada por un aumento de entropía. (c) ¿Puede un cambio de temperatura en (a) o en (b) afectar el signo de ∆G? Si la respuesta es afirmativa, ¿cómo la afecta?

Química General e Inorgánica Guía Nº 2/09: Gases Ideales y Reales

GUÍA 2: GASES IDEALES Y REALES 1) (a) Enunciar las leyes de Boyle-Mariotte y Charles y Gay-Lussac; expresarlas

matemáticamente; (b) indicar las consideraciones que se deben tener en cuenta con respecto a las variables; (c) representarlas gráficamente; (d) ¿qué unidades se pueden usar para los cálculos? (e) ¿La constante universal de los gases es adimensional? (f) Investigue los valores posibles de R.

2) En un gráfico P-V represente las siguientes transformaciones que se realizan en forma cíclica: (a) Disminuye la presión a temperatura constante. (b) Aumenta el volumen isobáricamente (P cte.). (c) Aumenta la presión isotérmicamente (T cte). (d) Disminuye el volumen a presión constante.

3) Muestre en un gráfico V-T las siguientes transformaciones que se realizan en forma cíclica: (a) Aumenta la temperatura isocóricamente (V constante). (b) Aumenta la presión isotérmicamente. (c) Disminuye la temperatura isobáricamente. (d) Aumenta el volumen isotérmicamente.

4) Marque en el gráfico P-T las siguientes transformaciones que se realizan en forma cíclica: (a) Aumenta la presión a volumen constante. (b) Aumenta el volumen a temperatura constante. (c) Disminuye la temperatura a volumen constante. (d) Aumenta la presión a temperatura constante.

5) Represente las siguientes transformaciones en gráficos V-T y T-P.

V 2

3

1

5

4

P

6) Sobre la base del siguiente gráfico indique cuáles de las afirmaciones son correctas:

P

1 2

43

5

• V3 es mayor que V5. • V2 es igual que V5. • El proceso 1→2 es isocórico. • Los procesos 2→3 y 4→5 son

expansiones isotérmicas.

T

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7) Explique las diferencias importantes entre cada pareja de términos: (a) gas

ideal y gas real; (b) ecuación de los gases ideales y ecuación de los gases reales; (c) difusión y efusión; (d) barómetro y manómetro; (e) temperatura Celsius y Kelvin.

8) Un tanque de acero que puede resistir hasta 10 atm de presión se carga con

aire a la presión de 1 atm y 25°C. ¿Hasta qué temperatura se puede calentar sin que estalle? Muestre los cambios en un gráfico P-T.

9) Para que un globo lleno de un gas ascienda en el aire, la densidad del gas del

globo debe ser inferior a la del aire. (a) Considere que el aire tiene una masa molar de 28,96 g/mol y calcule su

densidad a 25 °C y 1 atm, en g/L. (b) Demuestre mediante cálculos que un globo lleno de dióxido de carbono a

25 °C y 1 atm no puede elevarse en el aire a 25 °C.

10) Dos moles de un gas ideal sufren los cambios que se indican en el gráfico (P1 ≠ P5):

Complete la tabla con los parámetros faltantes e indique en cada caso el tipo de cambio involucrado. Muestre en gráficos P-V y V-T.

T

1

5

4 3

2

P (atm)

V (L) T (K)

1 10 6 2 3 20 4 1,5 137 5

P

11) El carbonato de calcio (calcita) es el principal mineral de la roca caliza. En la reacción de reconocimiento del mismo en una roca con soluciones ácidas se libera dióxido de carbono gaseoso:

CaCO3 (s) + HCl (ac) ⇔ CaCl2 (ac) + H2O (l) + CO2 (g) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtuvo a 25 ºC y 749 mmHg si se disolvieron completamente 500 g de una roca con 98,2% de carbonato de calcio?

12) Un fabricante embotella O2 a 10 °C y 5 atm de presión, usando recipientes de 22,4 L de capacidad. ¿Qué masa de KClO3 es necesaria para producir el O2 que va en cada tubo?

2KClO3 (s) ⇔ 2KCl (s) + 3O2 (g) 13) Se extraen 2,83 m3 de aire, medidos a 2 atm y 32 °C, de un tanque de 1,42

m3 de capacidad que inicialmente se encuentran a 7 atm de presión y 60 °C. (a) ¿Cuál es la presión del aire residual si la temperatura ha caído a 54 °C después de la extracción? Exprese el resultado en pascal (Pa) (b) Siendo el aire una mezcla de gases ¿porqué podemos considerarlo como un gas único ideal? (c) Determine la masa molar promedio del aire. (Dato: 1 atm = 101325 Pa).

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14) Una mezcla de 1,0 g de CO2 y 4,0 g de N2 está contenida en un tanque a una presión de 0,12 atm y a 17 °C. Calcule el volumen ocupado por la mezcla, la presión parcial de cada gas y la masa molar promedio.

15) Una muestra de O2 que ocupa 486 cm3 a 20 °C y 790 mmHg está saturada

con vapor de agua. ¿Cuál será el volumen del gas seco a 1,1 atm? Dato: PH2O = 17,5 mmHg a 20 °C.

16) Una mezcla de 4,0 g de H2 (g) y 10,0 g de He (g) se mantiene a 0 ºC en un

matraz de 4,3 L. (a) ¿Cuál es la presión total (en Pa) en el recipiente? (b) ¿Cuál es la presión parcial de cada gas?

17) Calcule el aumento de volumen que sufriría el aire en los pulmones del cuerpo

de un buzo que sube abruptamente a la superficie desde los 20 pies de profundidad (1 pie = 32 cm). Sugerencia: leer el artículo “Buceo profundo y las leyes de los gases” Chang.

18) (a) ¿Por qué cree usted que se debe disminuir la fracción molar del oxígeno

en los tanques que lleva un buzo cuando se sumerge a grandes profundidades? (b) ¿Por qué se reemplaza el nitrógeno por helio para evitar el efecto de narcosis que produce el N2 (g)?

19) ¿Cuáles son las razones de las velocidades de difusión de las siguientes

parejas de gases? (a) N2 y O2; (b) H2O y D2O (D = deuterio, 12H); (c) 14CO2 y

12CO2.

20) El uranio que se emplea como combustible en reactores nucleares es el isótopo 235U fisionable y durante el proceso productivo este isótopo debe ser separado de otro isótopo del uranio no fisionable (238U), que es mucho más abundante. Esto se logra separando al 235UF6 del 238UF6 por efusión de gases. El proceso de “enriquecimiento” requiere de aproximadamente 2.000 pasos del UF6 gaseoso formado por la mezcla de ambos isótopos a través de barreras porosas a altas temperaturas. Calcule la proporción entre la velocidad de efusión del 235UF6 respecto del 238UF6 sabiendo que hay una sola forma natural de flúor (19F). Las masas isotópicas son: 235,0439 uma para 235U; 238,0508 uma para 238U y 18,99840 uma para el 19F.

21) (a) ¿Cuál de los siguientes gases tendrá comportamiento casi ideal en las

mismas condiciones? H2, F2 o HF. (b) ¿Cuál se desviará más del comportamiento ideal? Justifique ambas respuestas.

22) Compare la presión que ejerce 1,00 mol de Cl2 (g) cuando se encuentra

ocupando un volumen de 2,00 L a 273 K considerando comportamiento de gas ideal y considerando comportamiento de gas real. Los valores de a y b correspondientes a la ecuación de Van der Waals son: a = 6,49 L2 atm mol-2 y b = 0,0562 L mol-1.

23) ¿Qué gas presenta una desviación mayor del comportamiento ideal: Cl2, CO o CO2, considerando las mismas condiciones que en el ejercicio anterior? Justifique. Los valores de a y b correspondientes a la ecuación de Van der Waals son: para el CO a = 1,49 L2 atm mol-2 y b = 0,0399 L mol-1 y para el CO2 a = 3,59 L2 atm mol-2 y b = 0,0427 L mol-1.

Química General e Inorgánica Guía Nº 3/09: Estado sólido

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GUIA 3: ESTADO SÓLIDO

1) Con sus propias palabras defina o explique los siguientes términos: (a) sólido cristalino; (b) celda unidad; (c) empaquetamiento compacto; (d) número de coordinación.

2) Explique las diferencias importantes entre cada par de términos: (a) sólido

amorfo y sólido cristalino; (b) celda unidad centrada en el cuerpo y en las caras.

3) Intente armar, con las esferas que le proporciona la cátedra, la geometría

correspondiente a las celdas: cúbica simple, centrada en el cuerpo y centrada en las caras. ¿Cuántos átomos contiene cada celda unidad?

4) Sobre la base de la forma de la celda unidad ¿qué otros sistemas cristalinos se

pueden presentar? Indique para cada caso como son los lados y los ángulos. 5) Según los tipos de fuerzas que hay entre sus partículas los sólidos se clasifican

en: iónicos, covalentes, moleculares y metálicos. Complete la siguiente tabla:

TIPO

PARTÍCULAS ESTRUCTURALES

FUERZAS MOLECULARES

PROPIEDADES

EJEMPLOS

Metálico

Iónico

Covalente

Molecular no polar

Polar

con enlace de

hidrógeno

6) El enlace covalente se forma tanto en los sólidos moleculares como en los

sólidos covalentes. Los primeros son relativamente blandos y tienen puntos de fusión bajos, mientras que los sólidos covalentes son duros y tiene puntos de fusión altos. ¿Por qué?

7) El diamante se utiliza con frecuencia como medio para cortar el cristal. ¿Qué

propiedad del diamante hace que esto sea posible? ¿Podría hacer esto también el grafito?


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8) Basándose en las fuerzas intermoleculares clasifique cada una de las

siguientes sustancias sólidas como iónica, covalente, molecular o metálica: (a) Au, (b) NO2, (c) CaF2, (d) I2, y (e) Cdiamante.

9) Tomando en cuenta las siguientes propiedades clasifique a cada uno de los

siguientes compuestos cristalinos:

Conductor eléctrico

Compuesto

Punto de

fusión (º C)

Punto de ebullición

(º C)

Sólido

Líquido

Tipo de Sólido

CsCl 848 1727 no sí Ti 1675 3260 sí sí

TiCl4 -25 136 no no FNO3 -175 -45,9 no no

B 2300 2550 no no MoF6 17,5 (a 406

torr) 35 no no

BN 3000 (sublima) ---- no no Pt 1769 3827 sí sí

RbI 642 1300 no sí 10) Clasifique las siguientes sustancias en el orden esperado de puntos de fusión

crecientes: KI, Ne, K2SO4, C3H8, CH3CH2OH, MgO, CH2OHCHOHCH2OH (glicerina).

11) El tetróxido de osmio se usa como colorante biológico. Es un sólido suave que

funde a 39,5 ºC. Ni el sólido ni el fundido conducen la electricidad ¿qué tipo de cristal forma el tetróxido?

12) El silicio y el carbono pertenecen al mismo grupo de la tabla periódica y tienen

la misma configuración electrónica externa, explique por qué el SiO2 tiene un punto de fusión mucho mayor que el CO2.

13) (a) La sílice amorfa tiene una densidad de 2,2 g/cm3 aproximadamente, en

tanto que la densidad del cuarzo cristalino es de 2,65 g/cm3. Explique esta diferencia en la densidad. (b) ¿Por qué flota el hielo en el agua? (c) ¿Será posible que el mercurio sólido flote en el mercurio líquido en el punto de congelamiento? Explique su respuesta. (d) Esquematice el diagrama de fases para cada caso.

14) Explique las diferencias importantes entre cada par de términos: (a) aleación

de sustitución e intersticial; (b) conductor de tipo-p y tipo-n. 15) El estaño existe en dos formas alotrópicas; el estaño gris tiene una estructura

de diamante y el estaño blanco tiene una estructura de empaque compacto. (a) ¿Para cuál de estas estructuras esperaría un carácter más metálico? (b) Explique por qué la conductividad eléctrica del estaño blanco es mucho mayor que la del estaño gris. (c) ¿Para cuál forma esperaría una distancia de enlace Sn-Sn más grande?


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16) (a) ¿Qué propiedades de los metales pueden explicarse mediante el modelo

del “mar de electrones”? (b) ¿Porqué la capacidad de conducir la corriente eléctrica de un metal disminuye al aumentar la temperatura?

17) De acuerdo a la teoría de las bandas, ¿en qué difieren los materiales aislantes

de los conductores? 18) Los metales como el cobre y el oro son buenos conductores del calor y de la

electricidad pero tienen cierta resistencia eléctrica. Investigue cuál es la pérdida de energía en calor que sufren estos materiales a medida que conducen la electricidad.

19) (a) ¿Qué características tiene un material denominado superconductor? (b)

¿A qué temperatura se manifiesta esta propiedad? (c) ¿Cuáles fueron los primeros superconductores ensayados? (d) ¿Qué aplicaciones industriales o prácticas podrían tener los materiales a los cuales los científicos le dedican muchas horas de investigación? Sugerencia: leer el artículo “Superconductores de alta temperatura”, Chang.

20) Dentro de los materiales desarrollados recientemente las denominados “fibras

ópticas” han encontrado un amplio campo de aplicación en electrónica y en comunicaciones. Describa: (a) ¿cuáles son las características estructurales que diferencian un vidrio común de la fibra óptica? y (b) enumere algunas aplicaciones de las fibras ópticas. Sugerencia: leer el artículo “Fibras ópticas”, Chang.

21) Cristales líquidos. (a) Describa qué tipo de moléculas pueden formar este

tipo de materiales. (b) ¿Qué significa que este tipo de materiales sean anisótropos respecto de los líquidos comunes que son isótropos? (c) Enumere algunas aplicaciones de los cristales líquidos. (d) Describa brevemente cómo afectan los cambios de la temperatura o la aplicación de campos eléctricos y magnéticos a los cristales líquidos.

Curiosidades interesantes del diamante 22) Complete el siguiente cuadro con lo que Ud. conoce acerca de éstos sólidos.

Material Tipo de sólido

Tipo de enlace

Estructura del sólido

Conductividad eléctrica

Conductividad térmica (W/mK)

Aluminio 220 Cobre 390 Plata 420 Diamante 2000

¿Esperaba encontrar estos datos de conductividad térmica para los elementos descriptos? Ahora lea atentamente el siguiente párrafo que explica el comportamiento particular del diamante “material natural de mayor dureza”. Conductividad térmica del diamante: El diamante como el vidrio y como el cuarzo es un aislante perfecto de la corriente eléctrica. Por lo tanto, es sorprendente escuchar que el diamante sea un excelente conductor del calor, a diferencia del vidrio y del cuarzo. De hecho, el diamante presenta la mayor


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conductividad del calor de todos los materiales naturales e incluso es mucho mejor conductor que los metales conocidos como excelentes conductores térmicos y eléctricos. ¿Cuál es la explicación a esta alta capacidad conductora? La razón de esta conductividad térmica asombrosamente alta es el enlace químico sp3 extremadamente fuerte entre los átomos de carbono en el cristal del diamante. Mientras que, la conductividad térmica de los metales depende de los "electrones libremente móviles" que también dan a los metales su alta conductividad eléctrica, en el enlace sp3 del diamante los electrones están fuertemente unidos a sus núcleos respectivos. Las vibraciones térmicas en un cristal de diamante se propagan a lo largo de los enlaces sp3 extremadamente rígidos. Esto da a los fotones (equivalente a cuantos de vibración térmica) una trayectoria de resistencia muy baja. Mientras que, la indisponibilidad de tener "electrones libremente móviles" hacen que el transporte de electricidad sea casi imposible.

Química General e Inorgánica Guía Nº 4/09: Estado Líquido

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GUIA 4: ESTADO LÍQUIDO

1) Describa brevemente cada uno de los siguientes fenómenos o métodos: (a) tensión superficial; (b) viscosidad; (c) presión de vapor; (d) sobreenfriamiento; (e) determinación del punto de solidificación de un líquido a partir de la curva de enfriamiento.

2) Explique las diferencias importantes entre cada par de términos: (a) fuerzas

de adhesión y cohesión; (b) vaporización y condensación; (c) punto triple y punto crítico.

3) Describa brevemente la naturaleza básica de las siguientes fuerzas

intermoleculares: (a) dipolo instantáneo/dipolo inducido; (b) dipolo/dipolo; (c) enlace puente hidrógeno.

4) La tensión superficial, viscosidad y presión de vapor están relacionadas de

alguna manera con las fuerzas intermoleculares. ¿Por qué la tensión superficial y la viscosidad disminuyen con el aumento de la temperatura mientras que la presión de vapor aumenta?

5) Explique porqué la viscosidad del tetracloruro de carbono (CCl4) es menor que

la del agua (H2O) y esta última es, a su vez, menor que la de la glicerina (C3H8O3).

6) En un gráfico de presión de vapor versus temperatura represente las curvas

de presión de vapor de dos líquidos A y B siendo B más volátil que A. Indique las temperaturas de ebullición normal para ambos líquidos.

7) ¿Cuál de los siguientes factores afecta a la presión de vapor de un líquido?

Explíquelo. (a) las fuerzas intermoleculares en el líquido; (b) el volumen del líquido en el equilibrio líquido-vapor; (c) el área superficial; (d) el tamaño del recipiente donde se encuentra la mezcla en equilibrio liquido-vapor; (e) la temperatura del líquido.

8) Los siguientes compuestos son líquidos a –10 °C y sus puntos de ebullición

son: A (-0,5 °C), B (78,3 °C) y C (110,6 °C). ¿Cuál de estos líquidos tendrá mayor presión de vapor y cuál la menor?

9) Sobre la base de los diagramas de fases, cada sustancia, ¿debe tener (a) un

punto de fusión normal; (b) un punto de ebullición normal; (c) un punto crítico? Explíquelo. (Sugerencia: ¿qué significa “normal” en estos casos?).

10) Un alpinista debe cocinar sus alimentos en la cima de la montaña que está

escalando. ¿Cuánto tiempo tardará en obtener un huevo duro en la cima? ¿será el mismo tiempo si lo prepara en la base de la montaña o en una olla de presión? Represente gráficamente en un diagrama de fases los puntos de ebullición hipotéticos que alcanzaría el agua en cada caso (no a escala). Sugerencia: leer el artículo “Cocimiento del huevo en la cima de una montaña, ollas de presión y patinaje sobre hielo”, Chang.

11) Explique porqué un patinador se puede deslizar suavemente sobre la superficie de hielo sólido cuando tiene patines y no cuando tiene calzado común. Indique


en un diagrama de fases el efecto de incrementar la presión sobre el estado físico del agua.

12) Represente gráficamente los diagramas de fases de: (a) agua (H2O), (b)

dióxido de carbono (CO2) y (c) dióxido de azufre (SO2) teniendo en cuenta los datos de la tabla. Indique el punto triple, el punto critico, temperaturas de fusión y ebullición. (d) ¿Cuáles son las similitudes y diferencias más significativas entre estas tres sustancias a temperatura ambiente y a 1 atm de presión? (e) ¿Cómo podría obtener CO2 líquido?

Punto Triple Punto Critico Compuesto P (atm) T (0C) P (atm) T (0C)

Tf (0C)

Teb (0C)

H2O 6x10-3 0,01 219 374 0 100

CO2 5,2 -57 73 31 -78,5 Tsublimación

SO2 1,65x10-3 -75,5 78 157 -72,7 -10

0

80

160

240

320

400

480

-50 0 50 100 150

Temperatura (ºC)

Pres

ión

(psi

a)

13) Una corriente de gas que contiene butano (H10C4) se encuentra a una temperatura de 110,45 ºC y a una presión de 300 psia. El flujo es de 46,92 m3/h. Esta corriente entra a un intercambiador de calor para ser enfriada hasta 80 °C. (a) Teniendo en cuenta los datos presentados en la tabla y en el gráfico decir el estado de agregación de la corriente de salida teniendo en cuenta que no hay caída de presión. (b) Calcular el caudal molar (moles/hora) y el caudal másico (kg/hora) de la corriente utilizando la ecuación de gases ideales. (c) Describa las fuerzas intermoleculares que pueden actuar entre moléculas de butano.

Presión (psia)

Temperatura de condensación

(°C) 12,11 -16,44 54,29 27,48 243,30 91,37 401,20 118,8

14) En el diagrama de fases del fósforo que se muestra a continuación (a) indique

las fases presentes en las regiones señaladas con un interrogante; (b) una muestra de fósforo rojo sólido no puede fundirse por calentamiento en un recipiente abierto a la atmósfera. Explique por qué; (c) señale los cambios de fase que tienen lugar cuando la presión sobre una muestra se reduce desde el punto A al B, a temperatura constante.

?

B ?

A P, sólido rojo

P (atm) 43 atm

15590 T (°C)


16

15) (a) ¿Cuál es la temperatura máxima a la que se puede encontrar un líquido?

(b) ¿Qué tipo de fluido se tiene en las cercanías del punto crítico? (c) ¿Cuáles son las principales características de este tipo de fluidos?

16) (a) Explique las ventajas que tiene descafeinar café utilizando como solvente

dióxido de carbono (CO2) en lugar de cloruro de metileno (CH2Cl2). (b) ¿Qué otras aplicaciones industriales tienen los fluidos supercríticos? Sugerencia: leer el artículo “Extracción con un fluido supercrítico”, Chang.

17) (a) ¿Cuáles de las sustancias incluidas en la siguiente tabla se pueden licuar a

la temperatura ambiente (25 ºC)? (b) ¿Cuáles de estas sustancias se pueden licuar a la temperatura del nitrógeno líquido (-196 ºC)?

Sustancia T crítica (K) P crítica (atm)

NH3 405,6 111,5 Ar 150,9 48,0 CO2 304,3 73,0 N2 126,1 33,5 O2 154,4 49,7 CCl2F2 (Freón-12) 384,7 39,6 H2O 647,6 217,7

18) A continuación se muestran varias mediciones de presión de vapor para el

mercurio a distintas temperaturas. Determine por medio de una gráfica el calor molar de vaporización del mercurio.

T (ºC) 200 250 300 320 340

P (mmHg) 17,3 74,4 246,8 376,3 557,9 19) Estime el calor molar de vaporización de un líquido cuya presión de vapor se

duplica cuando la temperatura se eleva de 85 ºC a 95 ºC.

Química General e Inorgánica Guía Nº 5/09: Soluciones

GUIA 5: SOLUCIONES SOLUCIONES

Pocas veces las sustancias se encuentran puras en la naturaleza, generalmente, se encuentran mezcladas. Estas mezclas pueden ser homogéneas (soluciones) o heterogéneas. Ejemplos: • El aire puro es una solución gaseosa formada por N2, O2 y otros gases. • El agua de mar es una solución líquida compleja con muchas sustancias

disueltas. • Una aleación es una solución sólida.

Una solución binaria es aquella que está formada por dos componentes, por ejemplo agua azucarada. Una solución ternaria está formada por tres componentes, por ejemplo agua azucarada y alcohol. En el estudio de las soluciones binarias es útil emplear los términos soluto y solvente, en general, suele llamarse solvente al componente que se encuentra en mayor proporción en masa. Ejemplo: una solución formada por 1,0 g de iodo y 200,0 g de cloroformo; soluto: iodo, solvente: cloroformo. Otro criterio es denominar solvente al componente cuyo estado de agregación concuerda con el de la solución formada. Ejemplo: 20 g de cloruro de sodio (sólido) y 100 g de agua (líquido); este último puede considerarse como solvente.

El soluto y el solvente son denominaciones que corresponden a razones de conveniencia práctica. Las soluciones que se utilizan en el laboratorio suelen ser líquidas y el solvente que se utiliza es el agua.

FORMAS DE EXPRESAR LA CONCENTRACIÓN DE UNA SOLUCIÓN

Llamamos concentración de una solución a la relación entre la cantidad de soluto y de solvente. De manera cuantitativa una solución puede ser clasificada en: • diluida • concentrada • saturada • sobresaturada

Todas estas categorías están relacionadas con la solubilidad del soluto, la cual se define como la máxima cantidad de soluto que admite un solvente a una temperatura dada. Por lo tanto, la solubilidad es la concentración de una solución saturada a esa temperatura y se expresa generalmente como g de soluto por cada 100 g de solvente. Las soluciones diluidas y concentradas tendrán cantidades más o menos alejadas del punto de solubilidad, mientras que una solución sobresaturada tiene mayor cantidad de soluto del que admite el solvente a esa temperatura y, por ende, es una situación inestable que no puede perdurar indefinidamente.

Existen además de la solubilidad otras formas diferentes de expresar la concentración de la: 1. Porcentaje en masa % (m/m): indica cuantos gramos de soluto están

disueltos en 100 g de la solución:

100..

/% xstedemasastodemasa

solutodemasamm+

=

17


Ejemplo: una solución al 20,0 % (m/m) de Na2SO4 contendrá 20,0 g de sal en 100,0 g de (80 g de H2O).

2. Porcentaje en masa/volumen % (m/V): indica cuantos gramos de soluto están disueltos en 100 mL de solución:

100/% xsolucióndeVolumen

solutodemasaVm =

Ejemplo: una solución al 5,0% (m/V) de NaCl contendrá 5,0 g de sal en 100,0 mL de solución.

3. Porcentaje en volumen % (V/V): indica cuantos mililitros de soluto están

disueltos en 100 mL de solución:

100)(

/% xmLsolucióndeVolumen

solutodemLVV =

Ejemplo: una solución al 12,0% (V/V) de etanol contendrá 12,0 mL de alcohol etílico en 100,0 mL de solución.

4. Partes por millón (ppm): son las partes de masa de soluto por un millón de

partes de masa de solución. Las unidades de masa de soluto y del solvente deben ser las mismas. Una solución cuya concentración de soluto es de 1 ppm contiene un g de soluto en cada millón (106) de gramos de solución o, lo que es equivalente, 1 mg de soluto por kilogramo de solución. Esta forma de expresar concentración se utiliza para soluciones muy diluidas. Si el solvente es agua las unidades son mg/L. Ejemplo: una muestra de agua contiene 4,2 ppm de iones de fluoruro, tiene 4,2 mg de iones de fluoruro en un litro de agua (dado que la densidad del agua es aproximadamente 1 g/mL en el rango de temperatura en que se trabaja podemos decir que 1 L de agua corresponde a 1 kg de agua o sea 106 mg).

. 5. Fracción molar (X): se define como la relación entre el número de moles de

dicho componente y el número de moles totales presentes en la solución. Es una unidad muy útil para soluciones formadas por más de 2 componentes sin hacer distinción soluto-solvente. Se utiliza habitualmente para soluciones gaseosas. Ejemplo: para una de tres componentes:

Xa nn n n

a

a b c

=+ +

Xb nn n n

b

a b c

=+ +

Xc nn n n

c

a b c

=+ +

∑Xi = 1

6. Molaridad (M): es la cantidad de moles de soluto por litro de solución:

solucióndeLitrosolutodemolesM =

Ejemplo: una solución 5,20 M de H2SO4 contiene 5,20 moles de ácido en 1 L de solución.

18


19

PROBLEMAS 1) El índice de alcoholemia (concentración de alcohol etílico en la sangre) según

las Leyes 24.449 y 24.788 de la Provincia del Neuquén estipulan que el límite tolerable de alcohol para conducir autos particulares es de 500 mg por litro de sangre, 200 mg para conducir ciclomotores y motos y no permite ningún tipo de ingesta alcohólica para quienes conducen transportes de pasajeros o cargas. En tanto que una concentración de 3 o 4 g/L produce la muerte del individuo. Considerando que una persona promedio tiene 5 litros de sangre y conociendo el grado alcohólico de bebidas comerciales comunes expresado en % (V/V) calcule qué volumen debe ingerir para superar el límite legal para la conducción de autos particulares. DATO: dalcohol etílico = 0,798 g/mL.

Bebida % (V/V) mL

Vino 13

Cerveza 4

Tequila 38

2) En la preparación de circuitos electrónicos se suele marcar la planchuela de

cobre con una solución de cloruro férrico (FeCl3) disuelta en ácido clorhídrico. El proceso se realiza de la siguiente manera: el circuito se marca con tinta y luego se sumerge la planchuela en la solución durante unos instantes. El catión férrico, que es un oxidante fuerte y se mantiene en solución gracias al ácido clorhídrico, ataca al cobre expuesto a la solución formando un óxido no conductor mientras que la zona protegida por la tinta conserva las propiedades eléctricas del metal puro. Sabiendo que la solución de FeCl3 se prepara disolviendo 3,2 g de sal en 100 mL de solución (a) calcule la molaridad de la misma; (b) porcentaje m/V.

3) Un acumulador de plomo en condiciones de operación normal contiene una

concentración de ácido sulfúrico del 38% (m/m) y una densidad aproximada de 1,2 g/cm3. Calcule la molaridad de la solución.

4) Una reacción que se utiliza para preparar dióxido de carbono en un laboratorio

químico es:

CaCO3 (s) + H2SO4 (ac) ⇔ CO2 (g) + CaSO4 (s) + H2O (l)

y es la misma reacción que ocurre cuando la lluvia ácida cae sobre la piedra caliza y el mármol. (a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 1,25 M se necesitan para reaccionar completamente con 45 g de carbonato de calcio? (b) Si la calcita tuviera un 85% de pureza, ¿qué masa de sulfato de calcio esperaría obtener con la misma cantidad de ácido sulfúrico?

5) En un tanque de 1,5 m3, en el cual se desarrollan peces, se ha detectado una

contaminación con 50 L de tetrahidroxoaluminato de sodio proveniente de una planta química lo cual provoca la muerte de los peces al atascar sus branquias. Si del análisis de una muestra de 200 mL del tanque resultan 2,5 x


20

10–5 g de Al3+ y la ley establece un límite máximo de 0,2 ppm de aluminio en los efluentes industriales ¿se encuentra esta planta en condiciones legales? (Recomendación: realice un esquema de la situación que le plantea el problema).

6) La solubilidad de Pb(NO3)2 a 20 °C es de 57 g de sal por 100 g de agua. (a)

Una solución 1,5% (m/m) de Pb(NO3)2 a 20 °C, ¿está saturada, sobresaturada o insaturada? (b) Dada una solución de Pb(NO3)2 cuya concentración se desconoce, ¿qué experimento podría usted realizar para determinar si la nueva solución está saturada, sobresaturada o insaturada?

7) El doble poder para contrarrestar la fatiga física y para incrementar el estado

de alerta y de vigilia es parte de la razón por la cual la cafeína se ubica como la droga estimulante más popular del mundo, muy por encima de otras como la nicotina y el alcohol. No sólo se compra en las fuentes de gaseosas o en los cafés, sino también en las píldoras para bajar de peso y en los analgésicos. Múltiples estudios han demostrado que la cafeína estimula el sistema nervioso central y mejora el rendimiento físico, ayuda a mitigar el dolor, levanta el ánimo, aumenta el estado de alerta y la velocidad de reacción entre otros. (a) ¿Cuál de las siguientes bebidas aportará mayor cantidad de cafeína por

cada 100 mL? (b) ¿Cómo puede explicar las diferentes cantidades de cafeína preparado con

el método express y el método de filtro tradicional?

Una taza de 30 mL de café express ............. 40 mg Una taza de 236 mL de infusión de té ............. 50 mg Una lata de 355 mL de Coca Cola ............. 34 mg Una lata de 250 mL de la bebida energética Red Bull ............. 80 mg Una taza de 355 mL de café no instantáneo ............. 200 mg

Fuente: Revista National Geographic en español, enero 2005.

8) Una muestra de 0,3664 g de un ácido monoprótico se disolvió en agua. Se consumieron 20,27 mL de una solución 0,1578 M de hidróxido de sodio para neutralizar el ácido. ¿Cuál es la masa molar del ácido?

9) En la siguiente figura se representan las curvas de solubilidad de varias sales

en agua en función de la temperatura. Responda los siguientes ítem analizando la figura: (a) Una solución preparada disolviendo 1,12 moles de NH4Cl en 150,0 g de H2O se lleva a una temperatura de 30 °C. Determine si la solución es no saturada o si cristalizará el exceso de soluto. (b) Identifique que tipo de soluciones representan los puntos 1 y 2 por encima y por debajo de la curva de solubilidad del KClO4. (c) Una solución que contiene 20,0 g de KClO4 en 500,0 g de agua se lleva a una temperatura de 40 °C. Analizando la figura (i) establezca si la solución es saturada o sobresaturada a 40 °C; (ii) ¿Aproximadamente qué masa, en gramos, de KClO4 debe añadirse para saturar la solución, si originalmente es no saturada, o qué masa de KClO4 puede ser recristalizada, si originalmente es sobresaturada? (d) Del análisis de las curvas de solubilidad representadas ¿cuál de las sales presenta mayor solubilidad y cuál menor a 10 ºC? ¿y a 40 ºC? Justifique la respuesta.


10) Sabiendo que las solubilidades en agua del carbonato de litio (Li2CO3) y del

clorato de potasio (KClO3) a diferentes temperaturas son:

Temperatura (ºC)

Solubilidad (g soluto/100 g H2O)

Li2CO3 KClO3

10 1,43 5,0 20 1,33 7,4 30 1,25 10,5 40 1,17 14,0 50 1,08 19,3

Construir las curvas de solubilidad y haciendo uso de ellas determinar: (a) ¿cuántos gramos de soluto se necesitan para preparar 200 g de solución saturada de carbonato de litio a 25oC?; (b) ¿a qué valor de temperatura la solubilidad de este soluto en agua es de 1,30 g de soluto/100 g de solvente?; (c) si se enfrían 250 g de solución saturada desde los 60oC a 10oC ¿precipita soluto? ¿porqué?; (d) ¿cómo es el comportamiento de las curvas de solubilidad del clorato de potasio y del carbonato de litio al aumentar la temperatura?

21


22

11) (a) ¿Por qué se forman burbujas cuando se destapa una botella de bebidas gaseosas. (b) ¿Qué efecto tiene sobre la cantidad de gas disuelto el aumento de temperatura del líquido? (c) ¿Por qué es importante cuidar la temperatura de los líquidos que se vierten en arroyos o ríos desde las industrias? (d) ¿Cuál es el efecto sobre la solubilidad de los gases del agregado de un soluto (sal o azúcar) a una bebida gaseosa? Sugerencia: leer el artículo “La botella de refresco, los “calambres” y la solubilidad de los gases”, Chang.

12) Defina los siguientes términos: (a) propiedades coligativas, (b) soluto no

volátil, (c) no electrolito, (d) electrolito. 13) Se prepara una solución disolviendo 396 g de sacarosa (C12H22O11) en 624 g

de agua. ¿Cuál es el presión de vapor de esta solución a 30 ºC? (la presión de vapor de agua es 31,8 mmHg a 30 ºC).

14) A 63,5 ºC, la presión de vapor de agua es de 175 mmHg y la del etanol

(C2H5OH) de 400 mmHg. Se prepara una solución mezclando masas iguales de agua y de etanol. (a) Calcule la fracción molar de etanol en la solución. (b) Suponiendo un comportamiento de solución ideal, calcule la presión de vapor de la solución a 63,5 ºC.

15) Considere dos soluciones, una formada por la adición de 10 g de glucosa

(C6H12O6) a 1 L de agua y otra formada por la adición de 10 g de sacarosa (C12H22O11) a 1 L de agua. ¿Las presiones de vapor sobre las dos soluciones son iguales? ¿Por qué si o por qué no?

16) Calcule la masa de propilenglicol (C3H8O2) que se debe agregar a 0,500 kg de

agua para reducir su presión de vapor en 4,60 mmHg a 40 ºC. La presión de vapor del agua a 40 ºC es de 55,3 mmHg.

Química General e Inorgánica Guía Nº 6/09: Cinética Química

23

GUIA 6: CINÉTICA QUÍMICA 1) (a) Mencione algunas reacciones químicas que tengan lugar en la vida

cotidiana o en la naturaleza en general. ¿En qué tiempo aproximado se desarrollan? (b) Defina los siguientes términos: (i) velocidad de una reacción química, (ii) velocidad media, (iii) velocidad instantánea. Represente gráficamente los distintos términos.

2) Dadas las siguientes ecuaciones:

4H+ (ac) + 4Fe2+ (ac) + O2 (g) → 4Fe3+ (ac) + 2H2O (l)

(a) Escriba las expresiones de la velocidad (en función de reactivos y productos) para cada una de las reacciones químicas dadas. (b) ¿Qué papel juegan los coeficientes estequiométricos en la expresión de la velocidad?

3) La velocidad de una reacción química puede ser explicada en términos de la

siguiente relación matemática v = k [A]x [B]y. Explique el significado de cada término en la ecuación.

4) Considere la reacción química A → B (a) ¿cómo deben ser los valores de la

velocidad a lo largo del tiempo si la reacción es de orden cero? (b) Represente gráficamente la velocidad en función de la concentración si el orden de la misma es cero, uno o dos (considere el mismo valor de velocidad específica).

5) Dada la siguiente reacción química A + 2B → AB2 calcule, usando los datos de

la tabla, (a) los órdenes parciales; (b) la constante específica de velocidad.

Experimento [A]inicial (M) [B]inicial (M) vinicial de formación de AB2 (M x s-1)

1 1,0 x 10-2 1,0 x 10-2 1,5 x 10-4

2 1,0 x 10-2 2,0 x 10-2 1,5 x 10-4

3 2,0 x 10-2 3,0 x 10-2 6,0 x 10-4

6) En función de los datos dados en la siguiente tabla, determine la ley de

velocidad para una reacción química como: 2A + B2 + C → A2B + BC.

Experimento [A]inicial

(M) [B2]inicial

(M) [C]inicial

(M) vinicial de formación de BC (M x min-1)

1 0,20 0,20 0,20 2,4 x 10-6

2 0,40 0,30 0,20 9,6 x 10-6

3 0,20 0,30 0,20 2,4 x 10-6

4 0,20 0,40 0,60 7,2 x 10-6

7) La siguiente reacción química en fase gaseosa sigue una cinética de primer

orden y la constante de velocidad específica (k) a una determinada temperatura es 0,00840 s-1.

2N2O5 (g) → 2N2O4 (g) + O2 (g)

Química General e Inorgánica Guía Nº 6/09: Cinética Química

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Si se colocan 2,5 moles de N2O5 en un recipiente de 5 litros a esa temperatura (a) ¿cuántos moles quedarán después de 1 minuto?; (b) ¿cuál será el tiempo de vida media para ese reactivo?

8) La vida media del isótopo radioactivo fósforo-32 es 14,3 días. ¿Cuánto tiempo necesita una muestra de fósforo-32 para perder el 99% de su radiactividad?

9) (a) Discuta con sus compañeros los significados de los términos A y Ea cuando

se explica una reacción química mediante la teoría de las colisiones y cómo afecta la variación de la temperatura el desarrollo de la misma. (b) Represente gráficamente la energía en función del grado de avance de una reacción endo y exotérmica. (c) Defina complejo activado.

10) La energía de activación para una reacción química puede ser calculada

mediante la ecuación de Arrhenius. Si la constante de velocidad de una reacción a 35 ºC es 0,0187 segundos-1 calcule la constante a 50 ºC sabiendo que Ea vale 12.000 cal x mol-1 y que R = 1,987 cal x mol-1 x K-1.

11) (a) Describa el funcionamiento del convertidor catalítico utilizado en los

caños de escape de los automóviles. ¿Qué tipo de catálisis es? (b) Mencione otros ejemplos de este tipo de catálisis. (c) Las enzimas son los catalizadores biológicos. Indague acerca de sus características e indique de qué tipo de catálisis se trata. Sugerencia: leer el artículo “Convertidores catalíticos”, Brown.

Química General e Inorgánica Guía Nº 7/09: Equilibrio Químico

GUÍA 7: EQUILIBRIO QUÍMICO

1) En un gráfico de concentración en función del tiempo represente la evolución de una reacción irreversible.

2) Explique lo que es incorrecto acerca de los enunciados siguientes: (a) En el equilibrio ya no se transforman reactivos en productos. (b) En el equilibrio la constante de velocidad de la reacción directa es igual a la de la reacción inversa. (c) En el equilibrio hay cantidades iguales de reactivos y productos.

3) En la siguiente tabla se encuentran los datos experimentales de tres situaciones diferentes para la evolución de la reacción química N2O4 (g) ⇔ 2NO2 (g). (a) Grafique concentración de reactivos y productos en función del tiempo y analice cada caso. (b) Calcule el cociente de reacción Qr para cada situación. ¿Se trata de un sistema en equilibrio? ¿Por qué?

Concentraciones en moles/L x 10-2, a temperatura constante situación número 1 situación número 2 situación número 3 Tiemp

o NO2 N2O4

Qr

NO2 N2O4 Qr NO2 N2O4 Qr

1 20,00 0,00 0,00 67,00 3,00 50,00 2 16,00 2,00 1,02 66,49 3,40 49,80 3 11,40 4,30 2,08 65,96 3,84 49,58 4 7,40 6,30 3,12 65,44 4,30 49,35 5 3,00 8,50 4,32 64,84 4,60 49,20 6 2,04 8,98 5,47 64,30 4,75 49,10 7 2,04 8,98 5,47 64,30 4,75 49,10 8 2,04 8,98 5,47 64,30 4,75 49,10

4) Las siguientes ecuaciones químicas (sin balancear) son ejemplos de sistemas homogéneos o heterogéneos que han alcanzado el equilibrio químico. Balancee y escriba las constantes de equilibrio para cada una de las reacciones que se dan a continuación: (a) CS2 (g) + H2 (g) ⇔ CH4 (g) + H2S (g) (b) ZnO (s) + CO (g) ⇔ Zn (l) + CO2 (g) (c) Ag2O (s) ⇔ Ag (s) + O2 (g)

5) Encuentre una relación entre Kp, la constante de equilibrio expresada en función de las presiones parciales, y Kc, la constante de equilibrio expresada en función de las concentraciones molares. Considere que los gases se comportan como ideales.

6) Para el equilibrio Kc = 4. Teniendo en cuenta la siguiente ilustración para la mezcla inicial, dibuje un diagrama a nivel molecular de la mezcla en el

equilibrio.

25⇔ +

Química General e Inorgánica Guía Nº 7/09: Equilibrio Químico

26

7) Una de las etapas en la fabricación del ácido sulfúrico es:

SO2 (g) + ½O2 (g) ⇔ SO3 (g)

Se coloca una mezcla de SO2 y O2 en un tanque a 627 °C con presiones parciales de 0,61 atm y 0,65 atm, respectivamente. (a) Calcule Kp sabiendo que la presión de SO3 cuando se ha alcanzado el equilibrio es 0,49 atm. (b) Determine el valor de Kc.

8) Indique cual/es de los siguientes enunciados es verdadero. Justifique su

respuesta. Para una reacción química: (a) El valor de la Kc depende de la concentración inicial de los reactivos. (b) La Kc es siempre la misma a cualquier temperatura. (c) A distintas presiones parciales iniciales la Kp es la misma a una temperatura constante. (d) Cuando se multiplican los coeficientes de una ecuación ajustada por un factor común (2; 3; ...), la constante de equilibrio se eleva a la correspondiente potencia.

9) Para la disociación de I2 (g) a 1200 ºC, I2 (g) ⇔ 2 I(g), Kc = 1,1 x 10-2. ¿Qué

volumen deberá tener el matraz si queremos que en el equilibrio haya 0,37 mol de I por cada 1,00 mol de I2?

10) ¿Cuál será el valor de la presión total en un tanque que contiene inicialmente

pentacloruro de fósforo a 0,27 atm y 250 °C cuando se alcance el equilibrio? Los productos son tricloruro de fósforo y cloro y Kp = 2,1 a esa temperatura.

11) El proceso Deacon permite obtener gas cloro a partir de cloruro de hidrógeno y

se utiliza cuando se dispone de HCl como subproducto de otros procesos químicos.

4 HCl (g) + O2 (g) ⇔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g) ∆H° = -114 kJ

Se deja que una mezcla de HCl, O2; H2O y Cl2 alcance el equilibrio a 400 °C. ¿Cuál es el efecto sobre la cantidad de Cl2 en el equilibrio de (a) añadir a la mezcla O2(g) a volumen constante; (b) extraer HCl(g) de la mezcla a volumen constante; (c) transferir la mezcla a un recipiente con un volumen doble; (d) añadir un catalizador a la mezcla de reacción; (e) elevar la temperatura hasta 500 °C.

Química General e Inorgánica Guía Nº 8/09: Equilibrio Iónico

27

GUÍA 8: EQUILIBRIO IÓNICO 1) Svante Arrhenius formuló en 1884 su teoría de disociación electrolítica que le

permitió caracterizar las reacciones ácido-base. (a) Defina ácido y base de acuerdo al concepto de Arrhenius y escriba la reacción de disociación para cada una de ellas. (b) ¿Cómo se denomina la reacción entre un ácido y una base? ¿Qué productos se obtienen de la misma? (c) Cuando una persona sufre de acidez estomacal ¿qué le aconsejaría tomar? ¿por qué?

2) Si bien, a partir de las reacciones propuestas por Arrhenius para la disociación

de ácidos se tienen protones en solución se sabe que esta especie no puede existir libre en la misma, por lo tanto, se hidrata. (a) Escriba la reacción de hidratación del protón utilizando las estructuras de Lewis para representarlo.

3) Defina ácidos y bases de acuerdo a la teoría que presentaron en forma

independiente Bronsted y Lowry en 1929. Indique cuáles son los pares conjugados en las siguientes reacciones y quién es el ácido de cada par: (a) H2SO3 (ac) + H2O (l) ⇔ H3O+ (ac) + HSO3

– (ac) (b) HF (ac) + OH– (l) ⇔ H2O (l) + F– (ac) (c) CN– (ac) + H2O (l) ⇔ OH– (ac) + HCN (ac)

4) (a) ¿Qué quiere decir el término autoionización? (b) ¿Qué significa que una sustancia sea anfótera? (c) Escriba la reacción de autoionización del agua. (d) Escriba el producto iónico del agua, Kw. ¿Porqué se omite [H2O] de esta expresión? (e) Defina los conceptos de pH, pOH y clasifique a las soluciones en función de su posición en la escala de pH.

5) (a) ¿Cuándo decimos que un ácido o una base son débiles? (b) Escriba la

ecuación química y la expresión de Ka para la ionización de un ácido débil (HA) en solución acuosa. (c) Escriba la ecuación química y la expresión de Kb para la disociación de una base débil (BOH) en acuosa.

6) Determine [H+], [OH–], pH y pOH de las siguientes soluciones de ácidos o

bases “fuertes”, indicando cuáles son ácidas. (a) Una solución de HNO3 0,6 M. (b) Una solución obtenida disolviendo 32,1 g de NaOH y 56,3 g de KOH con

agua hasta completar 1,75 L. (c) Una solución preparada adicionando 2,00 g de óxido de litio, Li2O, en

agua suficiente para completar 0,600 L de solución. (d) Una solución obtenida disolviendo 25,4 g de KOH y una solución que

contiene 25,4 g de HNO3. El volumen final de la mezcla es de 800 mL (aquí ocurre una neutralización).

7) El ácido fórmico (HCOOH), el agente irritante presente en las hormigas y la

ortiga, es un ácido débil con Ka = 1,9 x 10–4. Calcule el pH de una solución que contiene 42 g del ácido disueltos en 350 mL de agua.

8) El ácido cianhídrico (HCN), sustancia muy tóxica, es un ácido débil y tiene un

porcentaje de disociación en agua de 0,007% para una concentración inicial de 0,10 M a 25 ºC. (a) Calcule la concentración de protones en solución y el pH de la misma. (b) Determine el valor de la constante de disociación (Ka).


28

9) Encuentre el error. Una solución acuosa de ácido acético CH3COOH 0,10 M

es más ácida y tiene un pH más alto que una solución acuosa de ácido clorhídrico HCl 0,010 M.

10) El ácido sulfúrico es un ácido diprótico porque tiene dos protones. En su

primera ionización es considerado un ácido fuerte y presenta la siguiente reacción de ionización:

H2SO4 + H2O ⇒ H3O+ + HSO4-

y un ácido débil en la segunda ionización con un valor de la constante K2 = 1,2 x 10-2 para la reacción:

HSO4- + H2O ⇔ H3O+ + SO4

2-

Calcule el valor de [H3O+], [HSO4-] y [SO4

2-] y el pH de una solución de H2SO4 0,025 M.

11) (a) ¿Qué se entiende por “efecto nivelador del solvente”? (b) ¿Cómo se puede

determinar la fuerza relativa de ácidos y bases fuertes? (c) Ordene de menor a mayor la fuerza relativa de los ácidos fuertes inorgánicos más comunes cuando se usa ácido acético como solvente.

12) A continuación se presentan dos series de compuestos binarios: una

correspondiente a elementos del mismo grupo y la otra con elementos pertenecientes al mismo período de la tabla periódica. Sobre la base de los datos aportados y los que Ud. deberá calcular, analice y ordene las series según fuerza ácida creciente. Sugerencia: leer la sección del Petrucci

Ácidos de la

Serie 1

Energía de enlace (kJ/mol)

Polaridad del enlace (diferencia de

electronegatividad) HF H-F 568,2 HCl H-Cl 431,9 HBr H-Br 366,1 HI H-I 298,3

Compuestos de la

Serie 2

Energía de enlace (kJ/mol)

Polaridad del enlace (diferencia de

electronegatividad) CH4 C-H 414,0 NH3 N-H 393,0 H2O O-H 460,0 HF H-F 568,2

13) Indique para cada par cuál es el ácido más fuerte: (a) HClO2 o HClO3; (b)

H2CO3 o HNO3; (c) H2SiO3 o H3PO4. Justifique su respuesta. 14) Averigüe cuál es el pH que se desarrolla en el interior del estómago y que

contribuye al proceso de digestión de los alimentos. (a) ¿Qué puede producir la secreción excesiva de ácidos en el estómago? (b) ¿Cuáles son las sustancias más comunes que se venden en el mercado como antiácidos estomacales? Sugerencia: leer el artículo “Los antiácidos y el balance de pH en el estómago” Chang.

15) ¿A qué se le llama lluvia ácida? Sugerencia: leer el artículo “La lluvia ácida”

Chang.


29

Equilibrios de solubilidad (producto de solubilidad) 16) Escriba la expresión del producto de solubilidad de las siguientes sustancias:

(a) AgBr; (b) AgSCN; (c) Sb2S3; (d) Ca(OH)2. 17) Dadas sus solubilidades molares determine el valor de Kps para las siguientes

sustancias moderadamente solubles: (a) AgI, 9,1 x 10-1 M. (b) PbCrO4, 1,3 x 10-7 M.

18) Determine la solubilidad molar del hidróxido ferroso si su Kps = 8,0 x 10-16. 19) Calcule la solubilidad molar de cada una de las siguientes sustancias

moderadamente solubles en sus soluciones respectivas: (a) Cloruro de plata en una solución 0,20 M de cloruro de sodio (Kps cloruro de plata = 1,6 x 10-10).. (b) Hidróxido de hierro (II) en una solución de cloruro terroso 1,0 x 10-4 M (Kps

hidróxido ferroso = 8,0 x 10-16).

20) Cómo se compara la solubilidad de CaCO3 en agua pura contra la solubilidad de carbonato de calcio en (a) una solución que contenga una concentración bastante alta de cationes Ca2+? (b) ¿una solución a pH = 3? (c) ¿una solución a pH =11? (d) ¿una solución que contenga una concentración bastante alta de NaCl? Justifique sus respuestas.

Química General e Inorgánica Guía Nº 9/10: Electroquímica

30

GUÍA 9: ELECTROQUÍMICA Celdas galvánicas 1) Explique o defina con sus propias palabras los siguientes términos: (a)

oxidación; (b) agente reductor; (c) ánodo; (d) cátodo. 2) En las reacciones siguientes identifique la de oxidación y la de reducción,

indicando cuál es el átomo que sufre el cambio:

(a) Ca (s) ⇒ Ca2+ (ac) (e) Co3+ (ac) ⇒ Co2+ (ac) (b) OH– (ac) ⇒ O2 (g) (f) Cl2 (g) ⇒ ClO3

– (ac) (c) NO3

– (ac) ⇒ NO (g) (g) Fe2+ (ac) ⇒ Fe (s) (d) AuCl4

– (ac) ⇒ AuCl2– (ac) (h) Hg (l) ⇒ Hg2

2+ (ac) 3) Escriba las hemirreacciones de oxidación y reducción para cada uno de los

siguientes procesos; efectúe los balances de masa y carga correspondientes que le permitan balancear las ecuaciones globales e identifique quien es el agente oxidante y quien es el agente reductor. (a) Hg2+ (ac) + Cu (s) ⇒ Hg (l) + Cu2+ (ac) (b) Zn (s) + VO3

– (ac) ⇒ Zn2+ (ac) + V2+ (ac) (c) MnO2 (s) + Cl– (ac) ⇒ Mn2+ (ac) + Cl2 (g) (d) IO3

– (ac) + I– (ac) ⇒ I3– (ac)

(e) Plata que se disuelve en ácido nítrico formando nitrato de plata y dióxido de nitrógeno.

(f) Bromo que se reduce a bromuro, a la vez que yoduro se oxida a yodato.

4) Explique que sucederá cuando se haga burbujear oxígeno puro (P = 1 atm) en las siguientes soluciones ácidas: (a) FeBr2 1 M, (b) CuCl2 1 M, (c) PbI2 1 M, (d) CdBr2 1 M.

5) Para la reacción:

H2O2 (ac) + Mn2+ (ac) ⇒ MnO4- (ac) + H+ (ac) + H2O (l).

Determinar (a) ∆E°; (b) ∆G°; (c) Keq e indique si la reacción transcurre por completo en estas condiciones.

6) De las siguientes proposiciones acerca de las cédulas voltaicas sólo una es

correcta. Identifíquela y diga qué está equivocada en las restantes (a) los electrones se mueven desde el cátodo al ánodo; (b) los electrones se mueven a través del puente salino; (c) los electrones salen de la célula por el cátodo o por el ánodo dependiendo de qué electrodos se utilicen; (d) la reducción tiene lugar en el cátodo.

7) Describa brevemente cada una de las siguientes ideas, métodos o

dispositivos: (a) puente salino; (b) electrodo estándar de hidrógeno (EEH); (c) protección catódica; (d) célula de combustible.

8) Esquematice en un diagrama los principales componentes de la celda

galvánica que se representa por la siguiente notación Zn (s)/Zn+2 (ac) 1 M //

Cu2+ (ac) 1 M/Cu (s). Explique su funcionamiento considerando la dirección del flujo de los electrones, movimientos de los iones en las soluciones electrolíticas y dentro del puente salino.


31

9) Considere la siguiente reacción:

Cr (s) + H+ (ac) ⇒ Cr3+ (ac) + H2 (g)

(a) Calcule E°. (b) Escriba la ecuación de Nernst que le corresponde. (c) Calcule E en las siguientes condiciones: [Cr3+] = 0,1 M; pH = 3,00 y PH2 = 0,5 atm.

10) Una celda contiene una hemicelda que consiste en un hilo de plata sumergido

en solución de nitrato de plata, en tanto que la otra hemicelda posee un hilo de platino (inerte) en una solución de iones Fe2+ y Fe3+ y se usa NH4NO3 (ac) en el puente salino. (a) Escriba las reacciones que ocurrirán en forma espontánea y calcule E°. (b) Calcule el potencial para [Ag+] = 1,0 M; 0,1 M y 0,01 M si [Fe2+] = [Fe3+]

en todo momento. (c) Comente acerca de la espontaneidad para los casos del inciso (b).

11) Se construye una celda usando Pb2+ (ac)/Pb (s) y Ni2+ (ac)/Ni (s):

(a) ¿Cuál actuará mejor como reductor? (b) Escriba las reacciones que ocurrirán espontáneamente y calcule E°. (c) Identifique que electrodo actúa como cátodo. (d) Haga un diagrama e indique la dirección del flujo de electrones por el

circuito exterior. (e) Indique la dirección del flujo de aniones si se usa NaNO3 (ac) en el

puente salino.

12) Calcule el potencial de una celda construida por dos hemiceldas de Cu2+ (ac)/Cu (s) donde una de las soluciones es 100 veces más diluida en iones cúpricos que la otra (esta celda se denomina celda de concentración).

13) La pila seca es un dispositivo comúnmente encontrado en los domicilios

particulares que sirve para producir corriente eléctrica a través de una reacción química. (a) ¿Cuál es la reacción anódica en la pila seca? (b) ¿por qué se la clasifica en el grupo de las celdas primarias? (c) Calcule cuántas horas puede mantenerse funcionando si se extrae una corriente de 5 mA y originalmente hay 4,0 g de dióxido con un exceso de sal de amonio. La reacción catódica en la pila seca está dada por:

2MnO2 (s) + 2NH4

+ (ac) + 2e– ⇒ Mn2O3 (s) + 2NH3 (ac) + H2O (l) 14) Se construye una celda voltaica que emplea las siguientes reacciones de

media celda: Cu+ (ac) + e- ⇒ Cu (s) I2 (s) + 2e- ⇒ 2I- (ac)

La celda funciona a 298 K con [Cu+] = 2,5 M y [I-] = 3,5 M (a) Dibuje la celda, indique todas sus partes y escriba las hemirreacciones de

oxidación y reducción y la reacción iónica total. (b) ¿Cuál electrodo es el ánodo de la celda? (c) Determine el E de la celda con estas concentraciones.


32

(d) ¿Es la respuesta al inciso (b) la misma que si la celda funcionara en condiciones estándar?

(e) Si la [Cu+] = fuese igual a 1,4 M, ¿a qué concentración de I- tendría la celda un potencial de cero?

15) (a) ¿Cuál es el electrolito en una pila de níquel-cadmio? (b) Escriba la

reacción que ocurre en el ánodo cuando se está cargando la pila. 16) ¿Por qué las pilas alcalinas tienen mayor vida útil que las secas? ¿Dónde se las

utiliza? 17) ¿Por qué se prefiere la pila de plata para implantes médicos, audífonos,

marcapasos, cámaras fotográficas, etc.?

Electrólisis 18) ¿Cuáles de estas reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles pueden

llevarse a cabo sólo por electrólisis, suponiendo que todos los productos y reactivos en sus estados estándar? Para las reacciones que requieran electrólisis, ¿cuál es el voltaje mínimo requerido? (a) 2H2O (l) ⇒ 2H2 (g) + O2 (g) (en H+ (ac) 1 M) (b) Zn (s) + Fe2+ (ac) ⇒ Zn2+ (ac) + Fe (s) (c) 2Fe2+ (ac) + I2 (s) ⇒ 2Fe3+ (ac) + 2I- (ac) (d) Cu (s) + Sn4+ (ac ) ⇒ Cu2+ (ac) + Sn2+ (ac)

19) (a) Dibuje un diagrama de una celda para la electrólisis de una solución de

NiCl2 usando electrodos inertes. (b) Indique el sentido en que se mueven los iones y los electrones. (c) Proporcione las reacciones de electrodo. (d) Rotule el ánodo y el cátodo indicando cuál es el positivo y cuál es el negativo.

20) Se hace pasar una corriente de 0,45 A durante 1,5 horas en una cuba

electrolítica que tiene CaCl2 fundido. (a) Escriba las reacciones que ocurren en ambos electrodos y la reacción global de la electrólisis. (b) Calcule cuánto calcio metálico se obtiene y cuantos litros de gas cloro medido en CNPyT se liberan.

21) (a) Calcule la masa depositada cuando se hace circular una corriente de 15

mA a través de 500 mL de una solución de nitrato de plata durante 155 min. (b) Calcule la molaridad de la solución inicial si la masa depositada corresponde al 80% del contenido en plata.

22) El refinado de algunos metales se lleva a cabo por un proceso electrolítico.

Dibuje la celda que se utiliza para obtener cobre de alta pureza y escriba las reacciones que se llevan a cabo. Calcule la pureza de una barra de 30 g de

cobre que para su refinado electrolítico ha requerido la entrega de una cantidad de energía equivalente a 20 A-h.

23) La electrólisis del cloruro de sodio fundido (t ≅ 850 °C) se realiza por el

proceso Downs, obteniéndose cloro gaseoso y sodio líquido como productos. Calcule la producción diaria y el consumo en kw-h si se trabaja a 7 V y 30000 A, con un rendimiento del 85%.


33

24) El culombímetro de plata consiste en una celda donde ambos electrodos están hechos de plata metálica pura sumergidos en solución de nitrato de plata y se la ha usado para determinar el flujo de corriente. Una corriente que lo atraviesa durante 10 min produce un depósito de 0,089 g de plata. Calcule la masa de oro que se depositará en otra celda que contiene AuCl4– (ac) y por la que se hace circular la misma corriente.

25) Una corriente eléctrica constante fluye durante 3,75 h a través de dos celdas

electrolíticas conectadas en serie. Una, contiene una disolución de AgNO3 y, la segunda, una solución de CuCl2. Durante este tiempo una cantidad de 2,0 g de plata se depositó en la primera de las celdas. (a) ¿Cuántos gramos de cobre se depositaron en la segunda? (b) ¿Cuál es el flujo de corriente eléctrica (en A)?

26) En un cierto experimento de electrólisis se depositaron 1,44 g de plata en una

celda que contenía una solución de AgNO3, mientras que, en la otra cuba (en serie) que contenía una disolución de una sal de un metal desconocido (XCl3) se depositaron 0,120 g del metal (X). Calcule la masa molar de X.

27) El costo de electricidad para producir 1 tonelada de magnesio metálico es de

u$s 155. ¿Cuál es el costo en dólares para producir 10 toneladas de aluminio y para 30 toneladas de cobre?

Corrosión 28) (a) Escriba las reacciones anódica y catódica que causan la corrosión del

hierro metálico a hierro (II) acuoso. (b) Escriba las hemirreacciones balanceadas que intervienen en la oxidación con aire del Fe2+ (ac) a Fe2O3.3H2O.

29) Describa mediante palabras o con un esquema como espera que sea la

corrosión en los siguientes casos: (a) Un clavo de hierro en cuya cabeza y punta se han enrollado varias

vueltas de un alambre de cobre. (b) Un clavo de hierro en cuyo centro se ha hecho un profundo arañazo. (c) Un clavo galvanizado que sustituye a un clavo de hierro.

30) Se raspa un manubrio de bicicleta de acero recubierto con cromo. ¿La

oxidación del hierro del acero se favorecerá o retrasará por acción del cromo? 31) Cuando un objeto de hierro se recubre con estaño, ¿actúa el estaño como

ánodo de sacrificio al proteger contra la corrosión? Justifique.

Química General e Inorgánica Guía Nº 10/08: Química Nuclear

34

GUÍA 10: QUÍMICA NUCLEAR 1) Indique el número de protones y de neutrones de los siguientes núcleos: (a)

2555Mn; (b) 119Sn; (c) bario 141; (d) 201Hg.

2) Explique las diferencias importantes entre cada par de términos: (a) electrón

y positrón; (b) defecto de masa y energía de enlace nuclear; (c) fisión nuclear y fusión nuclear; (d) vida media y constante de desintegración.

3) Uno de los núclidos de cada uno de los siguientes pares es radiactivo. Prediga

cuál es radiactivo y cuál es estable: (a) 39K y 40K; (b) 209Bi y 208Bi; (c) magnesio 25 y neón 24. Justifique su respuesta.

4) Complete y balancee las ecuaciones nucleares siguientes agregando la

partícula faltante: (a) 16

32S + 01n ⇒ 11p + ?

(b) 11H + 511B ⇒ 3?

(c) 53122I ⇒ 54

122Xe + ?

(d) 96246Cm + ? ⇒ 102

254No + 501n

(e) ? + 11p ⇒ 1121Na + γ

(f) 1732Cl ⇒ 16

?? + ?

5) Las sustancias químicas nocivas se suelen destruir mediante tratamientos químicos. Si un ácido se neutraliza con una base, ¿porqué no se puede utilizar un tratamiento químico para destruir los productos radiactivos de un reactor nuclear?

6) Escriba las ecuaciones balanceadas de cada una de las siguientes reacciones

nucleares: (a) 92238U(α,n)94

241Pu; (b) 714N(α,p)817O; (c) 26

59Fe(α,β)2963Cu.

7) Se ha sugerido que el estroncio 90 (generado en los ensayos nucleares)

depositado en un desierto caluroso se desintegraría radiactivamente con más rapidez porque estaría expuesto a temperaturas medias mucho más altas. ¿Es razonable esta sugerencia?

8) El ión potasio está presente en los alimentos y es un nutriente indispensable

para el cuerpo humano. El potasio 40 tiene una abundancia natural de 0,0117% y una vida media igual a 1,28 x109años; sufre desintegración radiactiva de tres formas; el 98,2% por captura de electrones; el 1,35% por emisión beta y el 0,49% por emisión de positrones. (a) ¿Por qué es de esperar que el 40K sea radiactivo? (b) Escriba las ecuaciones nucleares de las tres formas de desintegración del 40K. (c) ¿Cuántos iones 40K+ están presentes en 1,00 g de KCl? (d) ¿Cuánto tiempo tarda el 1,00% del 40K de una muestra en sufrir desintegración radiactiva?

9) Una muestra de carbono de 250,0 mg de un trozo de tela recuperado por la

excavación de una tumba antigua en Nubia sufre 1,50 x 103 desintegraciones en 10,0 h. Si una muestra actual de 1,00 g de carbono sufre 921 desintegraciones por hora, ¿cuántos años tiene el trozo de tela?

Química General e Inorgánica Guía Nº 10/08: Química Nuclear

35

10) Sin duda alguna, el rey de los venenos de todos lo tiempos, utilizado con fines

criminales, ha sido el arsénico. Hasta ahora no había registros de que se hubiera usado una sustancia radiactiva con estos fines ya que éstas no son de fácil acceso y son muy costosas. Sin embargo, a finales de 2006 el ex espía ruso Alexander Litvinenko, quien estaba asilado en Inglaterra, fue envenenado con 210Po una sustancia radiactiva muy rara en la naturaleza. (a) Describa brevemente los efectos biológicos de la radiación. (b) Investigue cuál es la forma de desintegración del 210Po y escriba la ecuación nuclear correspondiente.

FIN

Química General e Inorgánica Respuestas 2009

36

RESPUESTAS a LOS PROBLEMAS Guía A: FÓRMULAS Y NOMENCLATURA – Repaso 1)

Nomenclatura Compuesto

Función química Tradicional Numerales de Stock Atomicidad

NH3 Hidruro no metálico

amoníaco -- --

PbO2 Óxido metálico Óxido plúmbico Oxido de plomo (IV) Dióxido de plomo FeBr3 Sal de

hidrácido Bromuro férrico Bromuro de hierro

(III) Tribromuro de hierro

Zn(OH)2 Hidróxido o base

Hidróxido de zinc -- --

HBr Hidruro no metálico o hidrácido

Bromuro de hidrógeno (g) Ácido bromhídrico (ac)

Bromuro de hidrógeno Bromuro de hidrógeno

As2O5 Óxido no metálico

Óxido arsénico Óxido de arsénico (V) Pentóxido de diarsénico

CrO3 Óxido no metálico

Anhídrido crómico Óxido de cromo (VI) Trióxido de cromo

FeSO4 Oxosal Sulfato ferroso Sulfato (VI) de hierro (II)

Tetraoxosulfato de hierro

N2O5 Óxido no metálico

Anhídrido nítrico Óxido de nitrógeno (V)

Pentóxido de dinitrógeno

CO Óxido no metálico

Monóxido de carbono

-- --

ZnO Óxido metálico Óxido de zinc -- -- Na2CO3 Oxosal Carbonato de sodio Carbonato (IV) de

sodio Trioxocarbonato de

disodio SO3 Óxido no

metálico Anhídrido sulfúrico Óxido de azufre (VI) Trióxido de azufre

BaCl2 Sal de hidrácido

Cloruro de bario -- Dicloruro de bario

NO2 Óxido no metálico

Anhídrido nitroso Óxido de nitrógeno (IV)

Dióxido de nitrógeno

K2MnO4 Oxosal Permanganato de potasio

Manganato (VI) de potasio

Tetraoxomanganato (VI) de potasio

CuO Óxido metálico Óxido cúprico Óxido de cobre (II) Óxido de cobre MnS Sal de

hidrácido Sulfuro manganoso Sulfuro de manganeso

(II) Monosulfuro de

manganeso Be(OH)2 Hidróxido Hidróxido de berilio -- --

HIO Oxoácido Ácido hipoiodoso Iodato (I) de hidrógeno

Oxoiodato de hidrógeno

Cr2O3 Óxido metálico Óxido crómico Óxido de cromo (III) Trióxido de dicromo HBrO4 Oxoácido Ácido perbrómico Bromato (VII) de

hidrógeno Tetraoxobromato de

hidrógeno Fe(PO4) Oxosal Fosfato férrico Ortofosfato (V) de

hierro (III) Tetraoxofosfato de

hierro Ca(NO3)2 Oxosal Nitrato de calcio Nitrato (V) de calcio Ditrioxonitrato de

calcio MgO Óxido metálico Óxido de magnesio -- -- Cu2O Óxido metálico Óxido cuproso Óxido de cobre (I) Óxido de dicobre H2SO3 Oxoácido Ácido sulfuroso Sulfato (IV) de

hidrógeno Trioxosulfato de

dihidrógeno HPO2 Oxoácido Ácido metafosforoso Metafosfato (III) de

hidrógeno Dioxofosfato de

hidrógeno


37

2) Nombre Fórmula Nombre Fórmula Bromato (V) de litio LiBrO3 Óxido de mercurio Hg2 O Dicromato de potasio

K2Cr2O7 Nitrito de magnesio Mg(NO2)2

Óxido de aluminio Al2O3 Óxido nítrico NO Óxido de azufre (IV)

SO2 Sulfuro de calcio CaS

Hidróxido de aluminio

Al(OH)3 Perclorato de sodio NaClO4

Sulfato de calcio CaSO4 Hipoclorito de potasio

KClO

Peróxido de sodio Na2 O2 Cloruro férrico FeCl3 3) H2 (g) + O2 (g) ⇔ H2O2 (g) 3 Ca (s) + N2 (g) ⇔ Ca3N2 (s) SO3 (g) + H2O (l) ⇔ H2SO4 (ac) FeO (s) + H2O (l) ⇔ Fe (OH)2 (s) H2S (g) + PbCl2 (ac) ⇔ PbS (s) + 2 HCl (ac) 3 HNO3 (ac) + Al (OH)3 ⇔ Al(NO3)3 (ac) + 3 H2O (l) CaCO3 (s) ⇔ CO2 (g) + CaO (s) GUÍA B: ESTEQUIOMETRÍA

ATENCIÓN!!! ASEGURESE QUE EL PROCEDIMIENTO ESTE BIEN ADEMÁS

DE OBTENER EL RESULTADO INDICADO 4) (a) 149 g; (b) 11 moles de átomos de Hidrógeno/mol metionina; (c) 60 g de Carbono/mol metionina; (c) 2,73 x 1025 átomos de C. 5) (a) No; (b) Sí; (c) No; (d) No 7) (a) 186,7 mg MgCO3; (b) 487,3 mg impurezas; (c) 53,8 mg Mg. 8) (a) 666,7 g SiC; (b) η = 89,2% 9) M = 24,34 uma 10) (a) 1,443 kg CaCO3; (b) 96,2 % 11) 4,882 kg TiO2 12) η = 81,6 % 13) (a) 10,5 g NH3; (b) 10,16 g Ca(OH)2; (c) 27,40 g CaCl2 14) 75,8 g de ácido acético comercial. 15) (b) El reactivo Limitante es el O2; (c) 337,5 g HCN GUÍA 2: GASES IDEALES Y REALES 8) Tmax = 2980 K 9) (a) δaire = 1,19 g/L; (b) δCO2 = 1,80 g/L 10) T1 = 365,8 K ; V2 = 3 L ; T3 = 182,9 K ; P4 = 14,98 K ; T5 = 274 K 11) 121,74 L CO2

12) 394,1 g KClO3

13) V = 32,9 L; PCO2= 0,016 atm ; PN2= 0,10 atm; MMpromedio=30,12 g 14) (a) P = 263,5 kPa; (c) Maire = 28,95 g/mol 15) VO2 = 0,449 L 16) (a) 2373,17 kPa; (b) PH2 = 1055,0 kPa; PHe = 1318,16 kPa


38

17) V2/V1 = 1,64 18) (a) VN2 / VO2 = 1,069; (b) VH2O / VD2O = 1,054; (c) V14CO2 / V12CO2 = 0,978 20) v1/v2 = 1,0043 21) Comportamiento más ideal = H2 ; Desviará más = HF 22) Pideal= 11,19 atm; Preal= 9,897 atm 23) El Cl2 GUÍA 4: ESTADO LÍQUIDO 13) caudal 30,97 kmoles/hora y 1,80 tn/hora 18) ∆Hvap = 59,81 kJ/mol 19) ∆Hvap = 75,6 kJ/mol GUÍA 5: SOLUCIONES 1) vino = 24,1 mL; cerveza = 78,2 mL; tequila = 8.25 mL 2) (a) 0,2 M; (b) 3,2 g/100mL 3) 4,65 M 4) (a) 360 mL; (b) 52,02 g CaSO4

5) No se encuentra en los límites legales. 6) (a) insaturada 7) café express = 133,3 mg; té = 21,2 mg; Coca Cola = 9,6 mg;

Red Bull = 32 mg; café no instantáneo = 56,3 mg 8) 114,5 g/mol 13) 30,8 mmHg 14) Xetanol = 0,2812; Pvsol = 238 mmHg 16) 192 g propilenglicol GUÍA 6: CINÉTICA QUÍMICA 5) y = 0; x = 2; (b) k = 1,5 M-1s-1

6) v = 0,0003 M-2min-1 [A]2[C] 7) 0,91 moles; (b) 41,3 s 8) t = 94,95 días 10) k50 ºC = 0,046 s-1

GUÍA 7: EQUILIBRIO QUÍMICO E IÓNICO 7) Kp = 6,42; Kc = 55,1 8) (a) F; (b) F; (c) V; (d) V 9) V = 12,43 L 10) Ptotal = 0,51 atm 11) (a) aumenta [Cl2]; (b) disminuye [Cl2]; (c) diminuye [Cl2]; (d) no se modifica la [Cl2]; (d) disminuye [Cl2] GUÍA 8: EQUILIBRIO IÓNICO 6)

[H+] [OH-] pH pOH solución (a) 0,6 1,7 x 10-14 0,22 13,80 ácida (b) 9,70 x 10-15 1,03 14 0 básica (c) 4,5 x 10-14 0,223 13,35 0,65 básica (d) 1,61 x 10-13 0,062 12,8 1,2 básica

7) pH = 1,65 8) (a) pH = 5,15; (b) Ka = 5,04 x 10-10

10) [H3O+] = 0,0318 M; [HSO4-] = 0,0182 M; [SO4

2-] = 6,84 x 10-3 M; pH = 1,49


39

17) (a) Kps = 0,828; (b) Kps = 1,69 x 10-14

18) s= 5,85 x 10-6 M 19) (a) s = 9 x 10-10 M; (b) s = 1,41 x 10-6 M GUÍA 9: ELECTROQUÍMICA 5) (a) Eo

celda = 0,285 V; (b) ∆Gº = - 275025 J; (c) Keq = 1,62 x 1048; (d) sí 9) (a) Eo

celda = 0,74 V; (c) Ecelda = 0,59 V 10) (a) Eo

celda = 0,028 V; (b) Cuando [Ag+] = 1,0 M Ecelda = 0,0284 V; [Ag+] = 0,1 M

Ecelda = -0,031 V; [Ag+] = 0,01M Ecelda

= -0,09 V; 11) (b) E0

celda= 0,154 V 12) ∆Eº = 0,0592 V 13) (a) t = 246,7 h 14) (b) yodo; (c) Ecelda

= 0,040 V; (d) no; (e) [I-] = 1,28 M 20) (b) 0,504 g Ca y 0,28 L Cl221) (a) 0,156 g Ag; (b) 3,6 x 10-3 M 22) 79 % pureza 23) 80,9 x 104 g Cl2; 5,25 x 105 g Na; 5040 kWatt-h 24) 0,054 g Au 25) (a) 0,59 g Cu; (b) 2,42 x107 A 26) X = Al 27) 2090,8 U$/10 toneladas Al; 1776,9 U$/30 toneladas Cu

Guias de Problem as 2009 1ercuat

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