Problemario Curso Quimica 13I

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MANUAL DE EJERCICIOS PARA EL CURSO DE QUIMICA

DE LA LICENCIATURA EN BIOLOGIA MOLECULAR

ENERO DE 2013

UNIDAD 1

ESTRUCTURA DE LA MATERIA ESTRUCTURA ATÓMICA

1. a) Escribe los postulados de la teoría atómica de Dalton. b) Marca los errores y los aciertos que tiene cada postulado.

2. Explica: a) la ley de las proporciones múltiples; b) la ley de la composición constante; c) la ley de la conservación de la materia; y d) explica cómo fueron utilizadas estas leyes por Dalton en la postulación de su teoría atómica.

3. Escribe las contribuciones más importantes a la determinación de la estructura atómica de:

a) J. J. Thomson b) R. A. Millikan c) W. Roentgen d) H. Becquerel e) M. Curie f) E. Rutherford g) E. Marsden h) J. Chadwick.

4. Describe el experimento de Rutherford.

5. a) Utiliza el isótopo del carbono-12 para definir número atómico y número de masa. b) ¿Por qué

se puede conocer el número de electrones presentes en un átomo neutro a partir del número atómico? c) ¿Por qué no se puede utilizar el número de masa?

6. a) ¿Por qué todos los átomos de un elemento contienen el mismo número atómico, pero pueden

tener diferente número de masa? b) ¿Por qué podemos decir que tenemos átomos del mismo elemento cuando éstos tienen diferente número de masa?

7. a) ¿Cuál es el número de masa de un átomo de hierro que contiene 28 neutrones? b) ¿Cuántos

neutrones tiene el Pu-239?

8. Completa la siguiente tabla:

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RADIACIÓN ELECTROMAGNÉTICA Y TEORÍA CUÁNTICA

9. Algunos elementos emiten luz de un color específico al arder. Históricamente los químicos emplearon “la prueba de la flama” para determinar si había elementos específicos en una muestra. Las longitudes de onda características de algunos elementos son:

a) Sin necesidad de realizar cálculos, indica cuál elemento emite la radiación de

mayor energía y cuál la de menor energía. b) Cuando arde una muestra de una sustancia desconocida emite luz de frecuencia

6.59x1014

s-1

, ¿cuál de los elementos arriba mencionados se encuentra probablemente presente en la muestra?

10. Una luz de neón emite radiación con una longitud de onda de 616 nm. ¿Cuál es la frecuencia de esta radiación? Con la ayuda de un esquema del espectro electromagnético indica el color asociado a esta longitud de onda.

11. La unidad de tiempo en el SI de unidades es el segundo, que se define como 9 192 631 770 ciclos (tip: recuerde la definición de frecuencia) de la radiación asociada a un cierto proceso de emisión en el átomo de cesio. Calcula la longitud de onda de esta radiación e indica en qué región del espectro electromagnético se encuentra esta longitud de onda.

12. Cierta película fotográfica requiere una energía de radiación mínima de 80 kJ/mol para

que se produzca la exposición. ¿Cuál es la longitud de onda de la radiación que posee la energía necesaria para exponer la película? ¿Se podría utilizar esta película para fotografía infrarroja?

13. Ordena las radiaciones electromagnéticas siguientes en orden creciente de su longitud

de onda: a) Radiación de una estación de FM de radio en el 89.7 del cuadrante. Recuerda

que la frecuencia de las estaciones de radio de FM está dada en MHZ. b) La radiación de una estación de AM de radio en el 1640 del cuadrante.

Recuerda que la frecuencia de las estaciones de radio de AM está dada en kHz.

c) Los rayos X utilizados en el diagnóstico médico. d) La luz roja de un diodo emisor de luz, como el utilizado en las pantallas de las

calculadoras.

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14. ¿Qué son los fotones? ¿Qué es el efecto fotoeléctrico? ¿Quién explicó el efecto

fotoeléctrico?

15. Indica si cada una de las siguientes aseveraciones sobre el efecto fotoeléctrico son verdaderas o falsas. Justifica tu respuesta.

a) El número de electrones emitidos es proporcional a la intensidad de una luz incidente cuya frecuencia es mayor a la frecuencia de umbral.

b) La función trabajo, también llamada energía de amarre, de enlace o ligazón, de un metal depende de la frecuencia de la luz incidente.

c) La máxima energía cinética de los electrones emitidos es directamente proporcional a la frecuencia de la luz incidente.

d) La energía de un fotón es directamente proporcional a su frecuencia.

16. Sólo una fracción de la energía eléctrica suministrada a un foco de tungsteno se convierte en luz visible. El resto de la energía se manifiesta como radiación infrarroja (calor). Un foco de 75 W convierte 15% de la energía suministrada en luz visible (supón que la longitud de onda de la luz visible emitida por el foco es de 550 nm) ¿cuántos fotones emite el foco por segundo? (1 W = 1 J/s).

17. La intensidad mínima de luz que el ojo humano puede percibir es de aproximadamente 1x10

-10 W/m

2 (1 W = 1 J/s).

a) ¿Cuántos fotones de longitud de onda igual a 600 nm interactúan con la pupila en un segundo si la intensidad de la luz es la mínima para ser percibida? (Área de la pupila ≈ 0.5x10

-4 m

2).

b) ¿La cantidad de fotones calculada en el inciso anterior es mayor o menor a un mol de fotones?

18. La clorofila absorbe luz azul con λ = 460 nm, y emite luz roja con λ = 660 nm. Calcula el

cambio de energía neto en el sistema clorofílico (en kJ/mol) cuando se absorbe un mol de fotones de 460 nm y se emite un mol de fotones de 660 nm.

19. Cuando el cobre es bombardeado con electrones de alta energía, se emiten rayos X. Calcula la energía (en joules) asociada a los fotones si la longitud de onda de los rayos X es 0.154 nm.

20. La energía cinética del electrón emitido en el experimento del efecto fotoeléctrico es:

a) Mayor que la energía de la luz incidente. b) Menor que la energía de la luz incidente. c) Igual que la energía de la luz incidente. d) Independiente de la energía de la luz incidente.

21. Al realizar un experimento de efecto fotoeléctrico y graficar la energía cinética de los

electrones emitidos como una función de la frecuencia de la luz incidente, ¿cuál es la forma de la función? Si ahora en el eje x se grafica la longitud de onda, ¿qué forma tiene la función?

22. Cuando una luz de longitud de onda de 400 nm choca con una superficie metálica de calcio, la energía cinética de los electrones emitidos tiene un valor de 6.3 x10

-20 J.

Calcula la energía de unión de los electrones en el calcio, la frecuencia mínima y la longitud de onda máxima de la luz requerida para producir este efecto fotoeléctrico.

23. Se ha propuesto como fuente de hidrógeno la fotodisociación del agua

4

La energía requerida para disociar el agua, esto es transformarla en H2(g)

y O2(g)

, es 285.8 kJ por

mol de agua descompuesto. Calcula la máxima longitud de onda (en nm) de la radiación que suministraría la energía necesaria para que la reacción se efectúe. ¿Es factible utilizar luz solar como fuente de energía en este proceso?

24. Para descomponer una molécula de monóxido de carbono (CO) en sus elementos se requiere de

una energía mínima de 1.76 aJ (1 aJ = 1x10-18

J). ¿Cuántos fotones y de qué longitud de onda se necesitan para romper un mol de moléculas de CO?

25. La energía necesaria para extraer un electrón del sodio es de 2.3 eV (1 eV = 1.6x10-19

J). a) ¿Presenta el sodio efecto fotoeléctrico para luz amarilla con longitud de onda de 5 890

Å? b) Calcula la longitud de onda umbral del sodio.

26. Se realizó un experimento fotoeléctrico al iluminar con un láser de 450 nm (luz azul) y otro de

560 nm (luz amarilla) la superficie limpia de un metal y midiendo el número y la energía cinética de los electrones liberados. Supón que en la superficie del metal se libera la misma cantidad de energía con cada láser y que la frecuencia de la luz láser es superior a la frecuencia umbral. ¿Cuál luz liberaría electrones con mayor energía cinética? ¿Cuál luz generaría más electrones?

MODELO DE BOHR Y ECUACIÓN DE DE BROGLIE

27. ¿Una característica bien conocida en el espectro de emisión del hidrógeno es la línea de Balmer que proviene de la transición entre los estados n

i = 3 y n

f = 2. Encuentra la diferencia de energía

(en kJ/mol) entre estos dos estados y determina la frecuencia de la línea espectral.

28. ¿Qué es un nivel energético? Explica la diferencia entre el estado fundamental (o basal) y el estado excitado.

29. El electrón del átomo de hidrógeno hace una transición desde un estado energético de número

cuántico principal ni al estado n = 2. Si el fotón emitido tiene una longitud de onda de 434 nm,

¿cuál es el valor de ni?

30. Considera los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético:

E4 _________________ - 1.0 x 10

-19 J,

E3 _________________ - 5.0 x 10

-19 J,

E2 _________________ - 10 x 10

-19 J,

E1 _________________ - 15 x 10

-19 J.

a) ¿Cuál es la longitud de onda (en nm) del fotón requerido para excitar un electrón del nivel E

1 al nivel E

4?

b) ¿Cuál es la energía (en joules) que debe tener un fotón para excitar un electrón del nivel E

2 al nivel E

3?

c) Cuando un electrón baja del nivel E3

al nivel E1

se dice que el átomo experimenta una

emisión. Calcula la longitud de onda del fotón emitido en este proceso.

31. La energía necesaria para remover un electrón de un átomo es su energía de ionización. En términos del modelo atómico de Bohr, la ionización puede considerarse como el proceso en el

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que el electrón se mueve a una órbita de radio infinito. Por tanto, podemos calcular la energía de ionización de un átomo de hidrógeno en estado basal suponiendo que el electrón sufre una transición del estado n

i = 1 al estado n

f = infinito.

a) Calcula la energía de ionización del átomo de hidrógeno (en kJ/mol). b) Determina la longitud de onda máxima de la luz que podría causar la ionización del

átomo de hidrógeno. c) ¿Se absorbe o se emite luz durante el proceso de ionización? d) Calcula la energía de ionización (en kJ/mol) de un átomo de hidrógeno en estado

excitado con ni = 2.

32. Calcula la energía, frecuencia y longitud de onda de la radiación asociada a cada una de las

siguientes transiciones electrónicas en el átomo de hidrógeno: a) De n = 5 a n = 2. b) De n = 4 a n = 1. c) De n = 2 a n = 6.

Indica la naturaleza de cada transición (absorción o emisión).

33. El electrón del átomo de hidrógeno en un estado excitado puede regresar al estado fundamental de dos formas distintas: a) por una transición directa en la cual se emite un fotón de longitud de onda �

1 y, b) a través de un estado excitado intermedio que se alcanza por la emisión de un fotón

de longitud de onda �2. Este estado intermedio decae luego al estado fundamental al emitir otro

fotón de longitud de onda �3. Desarrolla una ecuación que relacione �

1 con �

2 y �

3.

34. Explica el significado del enunciado: la materia y la radiación tienen “naturaleza dual”.

35. ¿A cuál de las siguientes partículas corresponde la mayor longitud de onda?

a) Una partícula � (átomos de helio completamente ionizados) moviéndose con v = 106

cm/s.

b) Un protón (átomos de hidrógeno completamente ionizados) moviéndose con v = 106

cm/s.

36. Calcula la longitud de onda asociada a:

a) Un electrón (masa = 9.11x10-28

g) moviéndose a 100 km/s. b) Un colibrí de 10 g moviéndose a 100 cm/s. c) Una persona de 85 kg esquiando a 60 km/hr.

d) Un átomo de helio (masa = 4 g/mol) que tiene una velocidad de 1.5 x 105 m/s.

e) Considerando que longitudes de onda menores a 10-12

(rayos gamma) son no detectables, ¿que longitudes de onda de las arriba calculadas son detectables?

37. La difracción de neutrones es una técnica importante para determinar las estructuras de las

moléculas. Calcula la velocidad de un neutrón (masa = 1.0087 g/mol) que tiene una longitud de onda característica de 0.88 Å.

38. Los neutrones térmicos son neutrones que se mueven a velocidades comparables a las de las moléculas del aire a temperatura ambiente. Estos neutrones son los más efectivos para iniciar

una reacción nuclear en cadena entre los isótopos de 235

U. Calcula la longitud de onda (en nm)

asociada a un rayo de neutrones que se mueven a 7.00 x 102

m/s (La masa de un neutrón es = 1.0087 g/mol).

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39. En condiciones apropiadas, el molibdeno emite rayos X que tienen una longitud de onda

característica de 0.771 Å. Estos rayos X se emplean en experimentos de difracción para determinar las estructuras de moléculas. ¿Con qué rapidez tendría que moverse un electrón

(masa = 9.11x10-28

g) para tener la misma longitud de onda que estos rayos X? MECÁNICA CUÁNTICA Y ÁTOMOS HIDROGENOIDES

40. ¿Qué es un orbital atómico? ¿En qué difiere un orbital atómico de una órbita?

41. ¿Cuál es: a) El valor mínimo de n para l=3? b) La letra usada para designar el subnivel con l=3? c) El número de electrones en un subnivel con l=3? d) El número de diferentes subcapas cuando n=4?

42. ¿A cuáles subcapas corresponden los siguientes conjuntos de números cuánticos y cuál es el

número de electrones permitido para ocupar esas subcapas? a) n=2, l=1. b) n=3; l=2. c) n=4, l=3. d) n=2, l=1, m

l=0.

43. Indica el número total de:

a) Electrones p en el átomo de F (Z=9). b) Electrones s en el átomo de P (Z=15). c) Electrones 3d en el átomo de Co (Z=27).

44. Dar los valores de los números cuánticos (n, l, m

l) y el número de orbitales en cada subnivel

para: a) 3p. b) 3d. c) 2d. d) 5f.

45. Contesta lo siguiente:

a) Escribe los valores posibles de y m cuando n = 4.

b) Indica qué significa cada término de la expresión 3d7.

c) ¿Qué subcapa está indicada por el siguiente conjunto de números cuánticos: n = 5, = 3, m

= -2?

d) ¿Cuál de las siguientes combinaciones de números cuánticos no es posible? i) 3p ii) 2d iii) 1s

ÁTOMOS POLIELECTRÓNICOS, ESPIN Y CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

46. ¿La teoría de Bohr explica el espectro de emisión de átomos polielectrónicos? ¿Por

qué?

47. ¿Cuáles de los cuatro números cuánticos determinan la energía de un electrón en un átomo de hidrógeno y en un átomo polielectrónico?

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48. ¿Cuáles de las siguientes porciones de diagramas de orbital que representan las

configuraciones electrónicas del estado fundamental de ciertos elementos violan el principio de exclusión de Pauli y/o la regla de Hund?

49. ¿Qué significa el término “apantallamiento de electrones” en un átomo? Utiliza el átomo de Li como ejemplo y describe el efecto pantalla en la energía de los electrones en un átomo.

50. Explica el significado de diamagnético y paramagnético. Menciona un ejemplo de un átomo que sea diamagnético y uno que sea paramagnético. ¿Qué significa la expresión los electrones están apareados?

51. ¿Cuál de las especies siguientes tiene más electrones no apareados? S+, S, o S

-.

Explica cómo llegaste a la respuesta.

52. Indica cuál de los siguientes conjuntos de números cuánticos son inaceptables en un átomo y explica por qué:

a) (1,0,½,½), b) (3,0,0,+½), c) (2,2,1,+½), d) (4,3,-2,+½), e) (3,2,1,1).

53. Los siguientes conjuntos de números cuánticos corresponden a cinco electrones

distintos del mismo átomo. Ordénalos por energía creciente. En caso de que dos tengan la misma energía escribe primero el que tenga el menor valor para m

a) 3, 2, -1, +½, b) 1, 0, 0, +½, c) 2, 1, 1, -½, d) 3, 2, 1, +½, e) 2, 0, 0, +½.

54. La configuración electrónica de un átomo neutro es 1s

22s

22p

63s

2. Escribe un conjunto

completo de números cuánticos para cada uno de los electrones. Identifica el elemento.

55. Asigna un conjunto de cuatro números cuánticos a: a) Cada electrón del átomo de carbono. b) El electrón 4s del potasio. c) Todos los electrones p del azufre. d) Todos los electrones 3d del cobalto.

56. Un átomo puede absorber un cuanto de energía y promover uno de sus electrones a un

orbital de mayor energía. Cuando esto ocurre, se dice que el átomo está en un estado excitado. A continuación se proporcionan las configuraciones electrónicas de algunos átomos excitados. Identifica estos átomos y escribe sus configuraciones electrónicas en el estado fundamental:

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a) 1s12s

1,

b) 1s22s

22p

23d

1,

c) 1s22s

22p

64s

1,

d) [Ar] 4s13d

104p

4,

e) [Ne] 3s23p

43d

1.

57. Las configuraciones electrónicas siguientes corresponden a las especies hipotéticas A,

B, D y E: a)

3A: 1s

22p

1,

b) 16

B: 1s22s

22p

63s

23p

4,

c) 6D: 1s

22s

22p

12d

1,

d) 8E: 1s

22s

12p

5,

¿Cuáles son los estados electrónicos de A, B, D y E (estado excitado, estado fundamental de un átomo o estado imposible)?

TABLA PERIÓDICA Y CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

58. Los elementos químicos que aparecen en la tabla periódica se han clasificado en metales, no metales y metaloides. ¿En que se basa esta clasificación? Dibuja un esquema general de una tabla periódica. Indica dónde se localizan los metales, los no metales y los metaloides. Compara las propiedades físicas y químicas de los metales y de los no metales.

59. ¿Qué es un elemento representativo? Menciona el nombre y símbolos de al menos cinco elementos representativos (diferentes a los citados en el problema 6).

60. ¿Qué son los electrones de valencia? Para los elementos representativos, el número

de electrones de valencia de un elemento es igual al número del grupo al que pertenece. Demuestra que esto se cumple para los siguientes elementos: Al, K, Cl, P, O, C.

61. Para el átomo de Mg (12 electrones):

a) Indicar la configuración electrónica en su estado basal. b) ¿Es paramagnético o diamagnético el átomo? c) Indicar un conjunto completo de números cuánticos (n, , m

, m

s) para cada uno

de los electrones externos (de valencia). 62. De la configuración electrónica de B, Br, B

+3, Br

-1.

a) ¿Cuál de las especies es paramagnética? b) ¿Cuantós electrones no apareados tiene cada uno de los átomos e iones

anteriores? c) ¿Cuáles tienen configuración de gas noble? ¿De que gas noble son

isoelectrónicos?

63. De los siguientes elementos señala cuáles de ellos son paramagnéticos y el número de electrones no apareados que contiene cada uno de ellos:

a) Mg, b) P, c) Cl, d) Mn.

9

64. Escriba el símbolo del gas noble que sea isolectrónico con cada una de las siguientes especies: i) Br

-, ii) Mg

2+.

65. Dadas las configuraciones electrónicas de ciertos elementos identifique a que periodo

de la tabla periódica (sin consultarla) pertenecen: a) [Xe]6s

2,

b) [Ar]4s23d

1,

c) [Kr]5s24d

105p

5.

66. Dadas las configuraciones electrónicas de ciertos elementos identifique, sin consultar la

tabla periódica, cual es un gas noble, cual es un halógeno, cual es un elemento de transición y cual es un alcalino:

a) [Ar]3s1,

b) 1s22s

22p

6,

c) [Ne]5s24d

105p

5,

d) [Ar]4s23d

2.

67. Escribe la fórmula (símbolo y carga) para cuatro átomos o iones que sean

isoelectrónicos con cada uno de los siguientes iones: a) Br

-,

b) S2-

, c) Xe, d) Mg

2+,

68. Agrupa las configuraciones electrónicas de los electrones de valencia de ciertos

elementos dadas en cada inciso, de acuerdo a la similitud en sus propiedades químicas:

a) 1s2, 2s

22p

6, 4s

23d

10, 5s

24d

10, 5s

25p

4.

b) 2s2, 2s

22p

4, 2s

22p

5, 4s

24p

4, 5s

2.

c) 1s2, 2s

22p

6, 4s

24p

3, 6s

26p

3, 3s

23p

3.

d) 2s1, 3s

23p

3, 3s

23p

4, 5s

25p

3, 4s

1.

69. Para cada uno de los siguientes elementos nuevos o no descubiertos, indica en qué

grupo estarían y cuál sería la configuración electrónica para los electrones más externos (de valencia):

a) 106, b) 114, c) 118.

70. El elemento con Z=110 será:

a) Un halógeno. b) Un actínido. c) Un gas inerte. d) Un metal de transición.

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UNIDAD 2

CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

CAPAS ELECTRÓNICAS Y TAMAÑO DE LOS ÁTOMOS 1. De acuerdo al modelo atómico propuesto por la mecánica cuántica, ¿consideras que tiene sentido

hablar de un radio bien definido para un átomo? Justifica tu respuesta. 2. La longitud del enlace entre el átomo de arsénico y el átomo de yodo medida experimentalmente en

triyoduro de arsénico, AsI3, es de 2.55 Å. ¿Qué tan cercano es este valor al que se predice con base

en los radios atómicos de los elementos? 3. ¿Cómo cambian los tamaños de los átomos conforme nos movemos:

a) De izquierda a derecha en una fila de la tabla periódica? b) De arriba hacia abajo en un grupo de la tabla periódica?

4. ¿Por qué el átomo de He tiene un radio más pequeño que el de H? ¿Por qué el átomo de He es más pequeño que el de Ne? Define radio iónico.

5. ¿Cómo cambia el tamaño de un átomo cuando se convierte en: a) un anión y b) un catión? Justifica tus respuestas.

6. Explica por qué, para iones isoelectrónicos, los aniones son mayores que los cationes. 7. Ordena los siguientes elementos de acuerdo a radio atómico creciente:

a) O, P, Si , Ge. b) Mg, K, Na, Rb. c) F, O, Ne, S. d) Ca, Al, Mg, Ba.

8. Acomoda en orden decreciente de radio iónico a las especies K+, Cl

-, S

2-, y Ca

2+.

9. Indica el orden creciente de radio iónico para las especies O2-

, Na+

, F- y Mg

2+.

10. ¿Qué tendencia debemos esperar en el tamaño iónico de una familia dada? Discútelo para los alcalinos y los halógenos. ¿Qué sucede a lo largo de un periodo? Analízalo para los elementos representativos.

11. En cada par de átomos ¿cuál tiene el mayor radio atómico? a) Na o K. b) K o Ca. c) Cl o Br. d) Br o Cr.

12. Dadas las configuraciones electrónicas siguientes:

E1: 1s22s

22p

63s

2,

E2: 1s22s

22p

63s

1,

E3: 1s22s

22p

6,

E4: 1s22s

22p

5,

E5: 1s22s

22p

4.

Di si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El elemento con mayor radio atómico es E5. b) El elemento con menor radio iónico es E1, cuando todos son isoelectrónicos con E3. c) El elemento con menor radio atómico es E3.

ENERGÍA DE IONIZACIÓN Y AFINIDAD ELECTRÓNICA 13. Define energía de ionización. ¿Por qué la segunda energía de ionización siempre es mayor que la

primera energía de ionización para cualquier elemento?

11

14. Dibuja un esquema de la tabla periódica y muestra las tendencias de la primera energía de ionización de los elementos en un grupo y en un periodo. ¿Qué tipo de elementos tienen las mayores energías de ionización y qué tipo de elementos tienen las menores energías de ionización?

15. Se sabe que dentro de cada periodo, la primera energía de ionización aumenta con el número atómico, y que dentro de un grupo, la primera energía de ionización disminuye cuando el número atómico crece. Sin utilizar los valores de las energías de ionización, dibuja una gráfica que represente este comportamiento. ¿Por qué solo se observa esta tendencia con la primera energía de ionización y no se observa con la segunda, la tercera o la cuarta energía de ionización? ¿Encuentras alguna tendencia periódica en los valores de la segunda energía de ionización?

16. En general, la energía de ionización aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un determinado periodo. Sin embargo, el aluminio tiene una energía de ionización menor que el magnesio. Explica esta tendencia de comportamiento.

17. Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s22s

22p

6 y 1s

22s

22p

63s

1. La primera

energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol, y la del otro es 496 kJ/mol. Asigna cada valor de energía de ionización a cada una de las configuraciones propuestas. Justifica tu elección. Identifica los elementos a los que corresponden dichas configuraciones electrónicas.

18. Entre el Na y el Mg, ¿cuál tendrá la mayor energía de segunda ionización? Justifica tu respuesta. 19. a) La cuarta energía de ionización del aluminio es 11600 kJ/mol, mientras que la cuarta energía de

ionización del silicio es 4354 kJ/mol. ¿Cómo se puede explicar esta gran diferencia? b) Para el magnesio, los valores sucesivos de las energías de ionización (en kJ/mol) son 738, 1450 y 7730. ¿Cómo puedes explicar estos valores?

20. Con los valores que se presentan en la siguiente tabla construya una gráfica. ¿Encuentras alguna tendencia periódica? En caso afirmativo, ¿cómo lo explicas? ¿Algún elemento o elementos se desvían de la tendencia observada?

21. La primera energía de ionización del potasio (Z = 19) es de 100 kcal/mol, mientras que la del berilio

(Z = 4) es de 214 kcal/mol. ¿Cuál de las segundas energías de ionización de estos elementos será mayor y por qué?

22. Define afinidad electrónica. La energía de ionización siempre es una cantidad positiva en tanto que la afinidad electrónica puede ser positiva o negativa. ¿Por qué? Justifica tu respuesta.

23. Especifica para cuál de los siguientes elementos se esperaría una mayor afinidad electrónica: He, K, Co, S, o Cl.

24. Considerando los valores de afinidad electrónica de los metales alcalinos, ¿sería posible que estos

metales formaran un anión M-, donde M representa un metal alcalino?

25. Para la mayor parte de los átomos neutros y para los iones con carga positiva, se desprende energía cuando se adiciona un electrón, por lo que la afinidad electrónica es negativa. ¿Cómo puede explicar que se desprenda energía cuando se adiciona un electrón? Si la afinidad electrónica es negativa, mientras más negativo sea su valor, ¿será mayor o menor la atracción de los electrones?

26. Para un átomo cuyo valor de energía de ionización es elevado determina si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) La afinidad electrónica es baja. b) Los electrones de valencia están débilmente unidos.

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c) El elemento tiene propiedades metálicas. d) Los electrones de valencia están fuertemente unidos.

27. Dadas las configuraciones electrónicas siguientes:

E1: 1s22s

22p

63s

2,

E2: 1s22s

22p

63s

1,

E3: 1s22s

22p

6,

E4: 1s22s

22p

5,

E5: 1s22s

22p

4.

Di si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La menor primera energía de ionización corresponde al elemento E5. b) La primera afinidad electrónica más exotérmica, esto es que libera más energía,

corresponde al elemento E4. c) El elemento de mayor primera energía de ionización es el E3.

28. Acomode en orden creciente de a) primera energía de ionización, b) afinidad electrónica exotérmica los siguientes átomos: O, F, Na, Mg.

29. ¿Cuál miembro de cada par tiene la mayor afinidad electrónica exotérmica? (a) Ar o Cl; (b) F u O; (c) Br o Ge; (d) Al o Mg.

30. En el planeta Zerk, la tabla periódica de los elementos es ligeramente diferente de la nuestra. En Zerk, existen sólo dos orbitales p, por lo que una subcapa p mantiene sólo 4 electrones. Hay sólo 4 orbitales d por lo que una subcapa d sólo retiene 8 electrones. Todo lo demás es igual que en la tierra, como por ejemplo el orden de llenado (1s,2s, etc.), así como lo característico de los gases nobles, metales y no metales. Construye una tabla periódica zerkiana utilizando los números para elementos hasta el elemento número 50. Luego, responde las siguientes preguntas:

En el segundo período hay ___________ elementos. En el cuarto período hay ___________ elementos. Los números atómicos de los gases nobles al final del tercer y cuarto período son __________ y _________, respectivamente. El elemento número 12 tendrá un radio atómico ___________ que el elemento número 13. El elemento número 6 tendrá un radio atómico ___________ que el elemento número 12. El elemento número 15 tendrá una energía de ionización ___________ que el elemento número 14. La afinidad electrónica del elemento número 8 será __________ que la afinidad electrónica del elemento número 10.

METALES, NO METALES Y METALOIDES. 31. De los siguientes elementos: Li, Mg, As, O, F, Ar, V, y Nb, ¿cuáles esperarías que fueran buenos

conductores del calor y la electricidad? 32. El arreglo de Al, Si y P en orden de su habilidad para conducir electricidad es:

a) Si>Al>P, b) Al>Si>P, c) Si>P>Al, d) Al>P>Si.

33. Si la configuración electrónica de un elemento es: 1s22s

22p

63s

23p

64s

23d

104p

1. ¿Cuáles de las

siguientes propiedades se le pueden asociar? a) Lustre. b) Baja conductividad eléctrica. c) Mal conductor del calor. d) Alta conductividad eléctrica.

34. Dados tres elementos con las siguientes configuraciones i) [Ne]3s23p

4, ii) [Ne]3s

23p

2 iii) [Ne]3s

2

indique: a) ¿Cuál no es lustroso?

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b) ¿Cuál es maleable? c) ¿Cuál es un semiconductor eléctrico?

35. Los átomos de un cierto grupo A se caracterizan porque sus electrones más externos (los electrones de valencia) ocupan la subcapa s. Los átomos de un grupo B se caracterizan porque sus electrones de valencia ocupan la subcapa p. Determine lo siguiente:

a) ¿Los compuestos obtenidos al hacer reaccionar los átomos del grupo A con los del grupo B serán de tipo iónico o de tipo molecular?

b) ¿Cuál grupo de átomos forma exclusivamente compuestos moleculares? 36. La siguiente figura representa solamente un esquema de la tabla periódica y obedece la ley periódica

cumpliendo con todas sus características.

Los elementos han sido representados con letras y solamente debe observarse la posición entre estas para responder a lo siguiente, marcando con una X el paréntesis que corresponda a cada uno de los planteamientos:

37. Explica, en términos de configuraciones electrónicas, por qué el hidrógeno exhibe propiedades

similares tanto a las de Li como a las de F.

14

UNIDAD 3

ENLACE QUIMICO SÍMBOLOS DE LEWIS Y REGLA DEL OCTETO 1. ¿Qué es un símbolo de Lewis? ¿A qué elementos se aplica principalmente? 2. Escribe los símbolos de Lewis para los átomos de los elementos Ca, N, Na, O y Cl. ¿Qué información

puedes obtener a partir de los símbolos de Lewis con respecto al tipo de enlace que predominantemente formarían al unirse a otro átomo cualesquiera?

3. Escribe los símbolos de puntos de Lewis para los siguientes iones: a) Be2+. b) I-. c) S2-. d) Al3+. e) P3-. f) Mg2+. g) Pb4+. h) N3-. 4. Utiliza símbolos de Lewis para representar la reacción de formación del sulfuro de hidrógeno. Indica

cuales pares de electrones en el H2S son enlazantes y cuáles son pares solitarios. 5. Con la información proporcionada por las estructuras atómicas de Lewis, indica la fórmula molecular

más probable para compuestos formados al reaccionar: a) Silicio y cloro. b) Arsénico e hidrógeno. c) Flúor y azufre. 6. Dibuje las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas: a) BH4

-. b) CO2. c) NH3. ENLACE IÓNICO 7. Explica qué es un enlace iónico. 8. ¿Por qué la energía de ionización y la afinidad electrónica determinan que los elementos se combinen

entre sí para formar compuestos iónicos? 9. ¿En cuál de los siguientes estados el KCl podría conducir electricidad? a) Sólido. b) Fundido. c) Disuelto en agua. Justifica tus respuestas. 10. El MgF2 es un compuesto iónico, ¿cuál de las afirmaciones siguientes es incorrecta? a) El número de electrones que se transfieren del Mg a los átomos de F son dos. b) Al formarse el compuesto el átomo de Mg gana dos electrones. c) Los átomos de flúor están como iones F-. d) La atracción que une a los iones de flúor con el átomo de magnesio es de naturaleza electrostática. 11. Escribe la fórmula química del compuesto iónico formado por los siguientes pares de elementos: a) CayF. b) NayS. c) YyO. d) LiyCl. 12. Por medio de los símbolos de Lewis, representa la reacción entre los siguientes pares de átomos y

15

predice la fórmula química del compuesto iónico formado: a) K y S. b) Ba y O. 13. Define el término energía de red. ¿Qué papel desempeña la energía de red en la estabilidad de los

compuestos iónicos? ¿Qué factores determinan la magnitud de la energía de red de un compuesto iónico?

14. Explica las siguientes tendencias en la energía de red: a) MgO > MgS. b) LiF > CsBr. c) CaO > KF. 15. ¿El compuesto que tiene la mayor energía de red es? a) CaBr2, b) CaCl2, c) CaO, d) CaS, e) RbF. ENLACE COVALENTE 16. Explica qué es un enlace covalente. ¿Cuál es la contribución de Lewis para entender el enlace

covalente? 17. Compara las propiedades físicas y químicas de los compuestos iónicos y los compuestos covalentes. 18. ¿En qué difieren los enlaces del Cl2 de los del NaCl? 19. Utilizando símbolos de Lewis representa la reacción entre: a) Átomos de calcio y oxígeno para formar CaO. b) Átomos de Al y F. c) Átomos de P y H para formar PH3. Indica si los compuestos formados son iónicos o covalentes. 20. ¿El compuesto que tiene el enlace más covalente, o menos iónico es? a) AlCl3, b) MgCl2, c) NaCl, d) BCl3, e) KCl. 21. Define longitud de enlace y distingue los enlaces sencillo, doble y triple en una molécula y escribe un

ejemplo de cada uno. Para los mismos átomos enlazados, ¿cómo cambia la longitud de enlace de un enlace sencillo a uno doble y a uno triple?

22. Utilizando una representación tipo Lewis determine el número de enlaces sencillos, dobles o triples en:

a) CO2. b) NH3. c) N2. d) H2O. e) NF3.

23. Construye una estructura de Lewis para el O2 en la que cada átomo alcance un octeto de electrones. Explica por qué es necesario formar un doble enlace en la estructura de Lewis. El enlace O-O en el O2 es más corto que en los compuestos que contienen un enlace sencillo. Explica esta observación.

ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD DE ENLACE

24. ¿Qué significa el término electronegatividad? En la escala de electronegatividad establecida por Pauling, ¿cuánto abarca la gama de valores de electronegatividad de los elementos? ¿Qué elemento tiene la electronegatividad más alta? ¿A cuál elemento corresponde la electronegatividad más baja?

16

25. ¿Existe alguna relación entre la electronegatividad y el tipo de enlace que un átomo “x” forma con un átomo “y”?

26. ¿Qué es un enlace covalente polar? 27. De acuerdo a la polaridad predicha por la electronegatividad de los átomos (consulta tablas si es

necesario) que forman el enlace, ordena en forma creciente de polaridad los enlaces de las siguientes series:

a) Si-O, C-Br y As-Br. b) H-Se, P-Cl y N-Cl. c) H-F, O-F y Be-F. d) C-S, B-F y N-O e) O-Cl, S-Br y C-P.

Indica las cargas parciales (δ+, δ-) que corresponden a cada uno de los átomos. 28. Las longitudes de los enlaces de los halogenuros de hidrógeno H-F, H-Cl, H-Br y H-I son 0.92 Å, 1.27

Å, 1.41 Å y 1.61 Å, respectivamente. a) Calcule el momento dipolar en debyes (D) para cada uno de estas moléculas considerando que el enlace es iónico puro (ideal). b) Los momentos dipolares experimentales para esta serie de halogenuros son 1.82 D, 1.08 D, 0.82 D, 0.44 D, respectivamente. ¿Que puede decir acerca de la magnitud de las cargas parciales que producen los momentos dipolares experimentales con respecto a las cargas que usó para calcular los momentos dipolares en el inciso anterior, son mayores o menores? Recuerde que 1 D = 3.34 x 10-30 coulombs-metro (C-m) y que la carga del electrón es 1.6 x 10-19 C.

29. a) Considera los datos del problema 28 para determinar la magnitud de la carga parcial (con respecto a la carga del electrón) del H que produce el momento dipolar experimental en cada uno de los halogenuros de hidrógeno. b) Grafica las cargas obtenidas en el inciso anterior con respecto a las diferencias en la electronegatividad entre el hidrógeno y el halógeno correspondiente (consulta una tabla de electronegatividades para tal fin). ¿Qué relación observas entre las cargas parciales y la diferencia en la electronegatividad?

REPRESENTACIÓN DE LAS ESTRUCTURAS DE LEWIS, CARGAR FORMAL Y ESTRUCTURAS RESONANTES

30. Escribe las estructuras de Lewis para las moléculas siguientes: a) ICl. b) P4 (cada P está enlazado a otros tres átomos de P). c) H2S. d) N2H4. e) COBr2 (el átomo de C es el átomo central). f) NO+. g) (NH4)+. h) (PO4)3-.

31. Utilice los conceptos de carga formal y electronegatividad para explicar por qué la mejor estructura de Lewis para el BF3 es la que tiene menos de un octeto alrededor del boro.

32. Explica en que consiste la resonancia y define el término “estructura de resonancia”. 33. Escribe las estructuras de resonancia para las especies siguientes:

a) SO3. b) (NO2)-. c) HNO3. d) H3CNO2 (C es el átomo central y los dos O están unidos al N). e) O3. f) CO3

2-. g) HCO2

- (el H y ambos átomos de O están unidos al C). 34. El ácido acético tiene la siguiente estructura:

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9V

Los dos enlaces entre C y O tienen longitudes diferentes. Cuando la molécula del ácido acético pierde el H del grupo OH para formar el ión acetato, los dos enlaces C-O son de igual longitud. Explica tal situación.

35. ¿Qué son las cargas formales y cuál es su utilidad? 36. Los átomos en la molécula de N2O5 están enlazados de forma tal que cada átomo de nitrógeno está

unido a tres átomos de oxígeno, y uno de los átomos de oxígeno está unido a los dos átomos de nitrógeno. Utilice el criterio de las cargas formales para seleccionar la(s) fórmula(s) de Lewis para este compuesto. Se sabe que las longitudes de enlace N-O pueden ser de 118 pm o de 136 pm. De acuerdo a las estructuras de Lewis que propusiste, indica a cuales de los enlaces les asignarías estas distancias.

37. ¿Cuál de las siguientes estructuras será mas estable? ¿Por qué?

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9V

38. Determina las cargas formales del átomo de C en cada unos de los siguientes compuestos:

a) CO32-.

b) CO2. c) CO. d) CS2. 39. El compuesto S2N2 tiene una estructura tal que los átomos de S y N se encuentran alternados en los

vértices de un cuadrado. Dibuja todas las estructuras de resonancia en las que los átomos cumplan con la regla del octeto. De éstas, selecciona aquellas en las cuales la carga formal de todos los átomos sea cero.

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO 40. ¿Cuál es la excepción más común a la regla del octeto? Escribe la estructura de Lewis para cada

una de las especies siguientes: XeF2, XeF5+, TeF6, I3-, BH3, SO2, AsF6

-, O2-, BrF5 y SO3

2-. Identifica los que no obedecen la regla del octeto y explique por qué no lo hacen.

41. El compuesto S2N2 tiene una estructura tal que los átomos de S y N se encuentran alternados en los vértices de un cuadrado. Dibuja todas las estructuras de resonancia en las que el átomo de azufre presente un octeto expandido. De éstas, selecciona aquellas en las cuales la carga formal de todos los átomos sea cero.

42. Las fórmulas de los fluoruros formados por los elementos del tercer periodo son NaF, MgF2, AlF3, SiF4, PF5, SF6 y ClF3, respectivamente. a) Clasifica cada uno de estos compuestos como iónico o covalente y escribe la fórmula de Lewis correspondiente. b) ¿Alguna de las estructuras de Lewis no obedece la regla del octeto? c) ¿Observas alguna tendencia en el tipo de enlace formado conforme se avanza de izquierda a derecha en el periodo? d) ¿A qué propiedad o propiedades periódicas atribuyes la tendencia observada? e) ¿Qué propiedades químicas esperaría para tales fluoruros?

43. Utiliza el criterio de cargas formales para seleccionar la estructura de Lewis que describa adecuadamente la distribución electrónica en las moléculas SOF2, HClO2, POCl3, ClO2F (considera que los átomos centrales en estas moléculas pueden extender su octeto).

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UNIDAD 4

ENLACE QUÍMICO (Continuación…) MODELO DE REPULSIÓN DE PARES

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UNIDAD 4

MODELO DE REPULSIÓN DE PARES !

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UNIDAD 5

FUNDAMENTOS DE ESTEQUIOMETRIA

Problemario de Talleres de Transformaciones Químicas. DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del !"#$%&$'"(&)!"*+,-'-.$

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. Revisión 2011.

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Unidad 2

ECUACIONES QUÍMICAS 1.- Balancea las siguientes ecuaciones:

a) H2O2(ac) H2O(l) + O2(g). b) Fe(s) + Cl2(g) FeCl3(s). c) Na2CO3(ac) + Ca(OH)2(ac) CaCO3(s) + NaOH(ac). d) Cu(NO3)2(ac) + Fe(s) Cu(s) + Fe(NO3)2(ac). e) KClO3(s) KCl(s) + O2(g). f) CO(g) + O2(g) CO2(g). g) CuSO4(ac) + Al(s) Al2(SO4)3(ac) + Cu(s). h) Pb(NO3)2(ac) + H2SO4(ac) PbSO4(s) + HNO3(ac). i) NH3(g) + O2(g) N2(g) + H2O(l).

2.- Escribe ecuaciones químicas balanceadas para la reacción que se efectúa cuando:

a) C6H12(l) se quema en el aire. b) CH3CO2C2H5(l) entra en combustión con el aire. c) Se adiciona Li(s) al agua formándose el hidróxido correspondiente. d) Se descompone Pb(CO3)2(s) al calentarse. e) C6H5NO2(l) arde en presencia de oxígeno. f) HCl se neutraliza con NaOH.

ABUNDANCIA ISOTÓPICA Y MASA MOLAR 3.- La masa atómica del Cl35

17 es 34.968 uma (unidad de masa atómica), mientras que la masa atómica del

Cl3717 es 36.956 uma. La abundancia relativa de ambas especies es 75.530% y 24.470%, respectivamente. Con estos datos, calcula la masa atómica promedio del cloro.

4.- Las masas atómicas del Li6

3 y del Li73 son 6.015 uma y 7.016 uma, respectivamente. Calcula la abundancia

relativa de ambos isótopos. La masa atómica promedio del litio es 6.941 uma. CONVERSIÓN ENTRE MOLES, MASA Y NÚMERO DE PARTÍCULAS 5.- a) ¿Qué es una unidad de masa atómica? b) ¿Por qué es necesario introducir esta unidad? c) ¿Qué

información se requiere para calcular la masa atómica promediada de un elemento? d) ¿Por qué la masa atómica del carbono reportada en la tabla periódica es 12.01 uma y no es exactamente 12.00 uma?

6.- a) Define el término mol. b) ¿En qué unidades se expresa el mol? c) ¿Cuál es la relación entre el mol y la

decena? d) ¿Cuál es la relación entre el mol y la molécula? e) ¿Qué representa el número de Avogadro? 7.- Se tienen dos muestras, una con 1.5 gramos de O2 (oxígeno) y otra con 2.0 gramos de O3 (ozono). ¿En cuál

de las dos hay mayor cantidad de átomos? ¿En cuál hay más moléculas? 8.- En la formación de monóxido de carbono (CO) se encuentra que 2.445 gramos de carbono se combinan con

3.257 gramos de oxígeno. Con esta información, calcula la masa atómica del oxígeno, sabiendo que la masa atómica del carbono es 12.011 uma.

9.- El gas cloro se prepara a partir de cloruro de sodio mediante una reacción conocida como electrólisis. El

cloro tiene un olor muy irritante y es venenoso; fue usado como arma en la Primera Guerra Mundial. A partir de la información de la tabla periódica:

a) ¿Cuál es la masa de un átomo de cloro (Cl)? b) Calcula la masa en gramos de una molécula de HCl. c) Calcula la masa de un átomo de hidrógeno a partir de los resultados de los incisos anteriores.

23

Problemario de Talleres de Transformaciones Químicas. DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del !"#$%&$'"(&)

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. Revisión 2011.

10

10.- El yoduro de zinc (ZnI2) puede prepararse a través de la combinación directa de sus elementos. Los químicos pueden calcular las cantidades exactas de yodo (I) y zinc (Zn) para producir 6.5x10-2 moles de ZnI2. a) ¿Cuántos gramos de ZnI2 hay en esta cantidad de moles?; b) calcula la masa de yodo y zinc que debieron combinarse para formar este número de moles.

11.- La densidad del amoniaco (NH3) líquido a 40.0 oC es de 6.9x10-1 g/mL, y su masa molar es de 17.034

g/mol. Con esta información, calcula: a) el número de moles en 12.0 gramos de amoniaco líquido. b) el volumen de 5.6 moles de amoniaco líquido. c) la masa de 1.6x10-5 moles de amoniaco líquido.

12.- Calcula: a) la masa en gramos de un átomo de hidrógeno (H); b) el número de átomos de magnesio (Mg)

contenidos en una muestra de 1.0x10-6 gramos; c) la masa en gramos de un átomo de sodio (Na). 13.- Si un inversionista paga 36 000.00 pesos por 1.00 kg de oro (Au): a) ¿cuánto paga por cada átomo?;

b) ¿cuánto paga por unidad de masa atómica? 14.- a) ¿Cuántos átomos hay en 4.0 g de Fe (hierro)? b) ¿Cuál es la masa en gramos de 1x1011 átomos de

plomo (Pb)? c) ¿Cuántos gramos de plata (Ag) hay en 15.0 moles de plata? d) ¿Cuántos moles de átomos de cobalto (Co) hay en seis mil millones de átomos de este elemento? e) ¿Cuántos átomos hay en 5.0 moles de selenio (Se)? f) ¿Cuántos átomos en 5.0 moles de cobre (Cu)?

15.- ¿En dónde hay más átomos, en 1.1 g de átomos de hidrógeno o en 15.0 g de átomos de cromo (Cr)? ¿ En

dónde hay más masa, en 2 átomos de plomo o en 5x10-23 moles de helio (He)? 16.- Calcula la masa molar y la masa de una molécula de: a) Li2CO3; b) CS2; c) CHCl3; d) C6H8O6; e) KNO3;

f) Mg3N2; g) CH4; h) NO2; i) SO3; j) C6H12O6; k) NaCl; l) Ca3(PO4)2; m) Cu(NO3)2; n) Na2SO4. 17.- Un alambre de hierro (Fe) tiene 0.100 cm de diámetro ¿Cuántos metros de este alambre contendrán

1.000 mol de átomos de hierro? La masa molar del hierro es 55.845 g/mol y su densidad es 7.860 g/cm3. 18.- ¿Cuántos cortes por la mitad habría que hacerle a una hoja de papel aluminio de tamaño carta para

obtener trozos del tamaño de un átomo (considerando un modelo de esferas, el radio de un átomo de aluminio es de 1.82x10-10 m)?

COMPOSICIÓN PORCENTUAL 19.- La hemoglobina, el portador de oxígeno en los glóbulos rojos de la sangre, tiene cuatro átomos de hierro

(Fe) por cada molécula y contiene 0.34% en masa de Fe. Con esta información, calcula la masa molar de la hemoglobina.

20.- El formaldehído (CH2O) es un gas tóxico de olor penetrante. Grandes cantidades de este compuesto se

consumen en la manufactura de plásticos; en la preservación de especimenes biológicos se utiliza una disolución acuosa de CH2O. Calcula la composición porcentual elemental del formaldehído.

21.- El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, particularmente en la fabricación de jabones y

cosméticos. La fórmula molecular de este alcohol es C9H10O. a) Calcula la composición porcentual en masa de C, H y O del alcohol cinámico (C9H10O). b) ¿Cuántas moléculas de alcohol cinámico contiene una muestra de 0.469 gramos? c) ¿Cuántos moles de alcohol cinámico contiene la misma muestra?

22.- Uno de los principales minerales del cobre es la malaquita, un mineral verde brillante cuya fórmula más

simple es Cu2CO5H2. a) ¿Cuál es el porcentaje en masa de cobre en la malaquita? b) ¿Cuántos gramos de cobre pueden obtenerse a partir de 340 gramos de malaquita?

23.- La fórmula más simple de la mica es NaAl13Si3H2O12. a) ¿Cuáles son los porcentajes en masa de los

elementos de la mica? b) ¿Cuántos gramos de aluminio podrían extraerse de 1.00 kg de mica?

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Problemario de Talleres de Transformaciones Químicas. DCBI/UAM-I . Obra Colectiva del !"#$%&$'"(&)

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24.- Las sustancias que se listan a continuación son utilizadas como fertilizantes. ¿En cuál de ellas el porcentaje en masa de nitrógeno es mayor? Urea (NH2)2CO; nitrato de amonio (NH4NO3); guanidina [HNC(NH2)2]; amoniaco (NH3).

FÓRMULAS MÍNIMA Y MOLECULAR 25.- Se analiza un compuesto de nitrógeno y oxígeno. Una muestra de 1.587 gramos contiene 0.483 gramos de

N y 1.104 gramos de O. ¿Cuál es el porcentaje en masa de los elementos en el compuesto? ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?

26.- El metal cromo forma compuestos de varios colores (la palabra cromo viene del griego croma, que significa

color). El dicromato de sodio es el más importante de los compuestos de cromo, ya que sirve como punto de partida para formar otros compuestos de cromo. El dicromato de sodio es una sustancia cristalina de color naranja brillante. Un análisis de este compuesto dio la siguiente composición porcentual (en masa): Na (17.5%); Cr (39.7%); O (42.8%). ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?

27.- El compuesto responsable del olor característico del ajo contiene la siguiente composición expresada como

porcentaje en masa: C (44.40%); H (6.21%); S (39.50%) y O (9.86%). La masa molar de este compuesto es 162.28 g/mol. Con estos datos determina la fórmula empírica y la fórmula molecular del compuesto y averigua su nombre en la literatura.

28.- El glutamato monosódico es un realzador del sabor. Su composición expresada como porcentaje en masa

es la siguiente: C (35.53%); H (4.77%); O (37.85%); N (8.29%); Na (13.60%). ¿Cuál es su fórmula molecular si su masa molar es 169.11 g/mol?

29.- La muestra de un compuesto de cloro y oxígeno reacciona con un exceso de hidrógeno (H2) para dar

0.233 g de HCl y 0.403 g de H2O. Determina la fórmula empírica del compuesto. 30.- Determina la fórmula empírica de los compuestos que corresponden a las siguientes composiciones

elementales: a) C (38.7%); H (9.7%); O (51.6%). b) K (60.1%); C (18.4%); N (21.5%).

ESTEQUIOMETRÍA 31.- El tetracloruro de silicio (SiCl4) se puede obtener a través de la siguiente reacción:

Si(s) + Cl2(g) SiCl4(l). Si en una reacción dada se producen 0.507 moles de SiCl4.

a) ¿Cuántos moles de cloro gaseoso y cuántos moles de silicio se utilizaron en la reacción? b) ¿Cuántos gramos de tetracloruro de silicio se obtuvieron y cuántos gramos de cloro y de silicio se

consumieron? 32.- ¿Cuántos gramos de azufre elemental (S8(s)) reaccionarán completamente con 500 g de mercurio metálico

(Hg(l)) para formar sulfuro de mercurio (II) (HgS(s)segura los derrames de mercurio.

33.- Cuando el polvo para hornear (NaHCO3) se calienta, desprende dióxido de carbono (CO2) en forma de gas.

Por esta razón se utiliza en la preparación de pasteles y galletas. a) Escribe una ecuación balanceada de la descomposición del NaHCO3 (los otros productos son H2O y

Na2CO3). b) Calcula la masa máxima de CO2 que se produce al descomponer 2 cucharaditas ( 10.0 g) de

NaHCO3.

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34.- La fermentación es un proceso químico mediante el cual se convierte glucosa (C6H12O6) en etanol (C2H5OH). Este proceso se utiliza en la preparación de vino y se representa mediante la siguiente ecuación química:

C6H12O6 C2H5OH + CO2. Si se tienen 500.6 g de glucosa, ¿cuál es la cantidad máxima (en gramos) de etanol que se puede obtener?

35.- Una forma de recobrar el oro del mineral que lo contiene, es extraerlo mediante la siguiente reacción:

KAu(CN)2(ac) + KOH(ac) Au(s) + KCN(ac) + O2(g) + H2O(l). ¿Cuál es la mínima cantidad de KOH, en gramos, que se necesita para extraer 30.0 g de oro?

36.- El óxido nitroso (N2O) se puede obtener por la descomposición térmica del nitrato de amonio (NH4NO3),

formándose además agua (H2O). Con estos datos, escribe la ecuación química balanceada que representa a la reacción y calcula cuántos gramos de óxido nitroso se forman, si se utilizan 0.460 moles de NH4NO3.

37.- Una forma común de preparar oxígeno gaseoso es mediante la descomposición térmica del clorato de

potasio (KClO3(s)). Calcula cuántos gramos de oxígeno gaseoso se producen a partir de 46.0 g de clorato de potasio. Los productos de la reacción son KCl(s) y O2(g).

REACTIVO LIMITANTE 38.- Explica a qué se refieren los términos reactivo limitante y reactivo en exceso. ¿Cuál es la importancia del

reactivo limitante? ¿Puede haber reactivo limitante si sólo hay un reactivo en la reacción? 39.- El óxido nítrico (NO) reacciona con el oxígeno gaseoso (O2) para formar el dióxido de nitrógeno (NO2).

Escribe la ecuación química balanceada para este proceso. Si en un experimento se mezclan 0.886 moles de NO con 0.503 moles de oxígeno gaseoso, identifica al reactivo limitante y calcula el número de moles de dióxido de nitrógeno producidos.

40.- El ozono (O3) reacciona, en la estratosfera, con el óxido nítrico (NO) de acuerdo a la siguiente ecuación

química balanceada: O3 + NO O2 + NO2.

Si 0.740 g de ozono se mezclan con igual cantidad de NO, calcula cuántos gramos de dióxido de nitrógeno (NO2) se producen y cuántos gramos quedan del reactivo en exceso.

41.- El propano (C3H8) es el componente principal del gas que se utiliza para cocinar en las estufas, en donde

se produce la siguiente reacción de combustión: C3H8 + O2 CO2 + H2O. a) Indica cuál es el reactivo limitante y calcula cuántos gramos de dióxido de carbono se producen a

partir de 4.5 g de propano y 20.0 g de oxígeno. b) Si el rendimiento de la reacción fuera del 84.0%, ¿cuánto dióxido de carbono se produciría?

42.- Considera la siguiente reacción: MnO2(s) + HCl(ac) MnCl2(s) + Cl2(g) + H2O(l).

a) Si se mezclan 3.4x10-1 moles de MnO2 con 43.2 g de HCl, indica cuál es el reactivo limitante y cuántos gramos de cada uno de los productos se generan.

b) Calcula también la masa sin reaccionar del reactivo en exceso. c) Si el rendimiento experimental de la reacción fuera del 75.0%, ¿cuánto cloro se produciría?

43.- ¿A qué se debe el hecho de que el rendimiento de la reacción se calcule siempre con base en el reactivo

limitante? ¿Por qué el rendimiento experimental de una reacción es siempre menor que el rendimiento teórico?

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RENDIMIENTO 44.- La nitroglicerina (C3H5N3O9) es un poderoso explosivo. Su descomposición se puede expresar de la forma

siguiente: C3H5N3O9(l) N2(g) + CO2(g) + H2O(g) + O2(g).

Esta reacción genera una gran cantidad de calor y de gases como productos. Las explosiones se producen por la rápida formación de estos gases, aunada a una rápida expansión.

a) Calcula la cantidad máxima de oxígeno en gramos que se pueden obtener de 2.0x102 gramos de nitroglicerina.

b) Calcula el rendimiento (en porcentaje) si la cantidad de oxígeno producida es de 6.6 g. 45.- El óxido de titanio (IV) (TiO2) se obtiene al reaccionar un mineral de titanio con ácido sulfúrico, de acuerdo a

la siguiente ecuación química: FeTiO3 + H2SO4 TiO2 + FeSO4 + H2O. En un proceso, se obtuvieron 3.67x103 kg de TiO2 a partir de 8.00x103 kg de FeTiO3. Calcula el rendimiento experimental de la reacción.

46.- El etileno (C2H4) se obtiene al calentar el hexano (C6H14) como se representa en la siguiente ecuación:

C6H14 C2H4 + otros productos. Si el rendimiento experimental durante la producción de etileno es del 42.5%, calcula a masa de hexano que se necesita para obtener 481.0 g de etileno (considera que una mol de hexano produce una mol de etileno).

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UNIDAD 6

SOLUCIONES Y EQUILIBRIO QUÍMICO


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Unidad 3

DISOLUCIONES Y UNIDADES DE CONCENTRACIÓN 1.- Define qué es un soluto, un disolvente y una disolución. Describe el proceso de disolución con un ejemplo. 2.- a) Calcula la masa en gramos de KI, yoduro de potasio, que se necesita para preparar 2.50x102 mL de una

disolución 3.40 M. b) Si se disuelven 6.8 g de KI en suficiente cantidad de agua hasta completar un litro, ¿cuál será la molaridad de la disolución?

3.- Calcula el número de moles y la cantidad de gramos presentes en:

a) 120.00 mL de una disolución 0.20 M de CaCl2. b) 40.00 mL de una disolución 0.10 M de C6H12O6. c) 2.00 mL de una disolución 0.50 M de NaOH.

4.- Calcula la molaridad de las siguientes disoluciones:

a) 30.0 g de etanol (C2H5OH) en 645.0 mL de disolución. b) 23.8 g de cloruro de potasio (KCl) en 126.5 mL de disolución. c) 43.5 g de glucosa (C6H12O6) en 90.5 mL de disolución. d) 42.1 g de benceno (C6H6) en 98.5 mL de una disolución de naftaleno (C10H8). e) 120.5 g de ácido clorhídrico (HCl) en 1.0x103 mL de disolución.

5.- Calcula el volumen en mL que se necesitan para obtener:

a) 2.14 g de bromuro de sodio (NaBr) a partir de una disolución 0.27 M. b) 4.30 g de etanol (C2H6O) a partir de una disolución 2.50 M. c) 0.1 g de nitrato de sodio (NaNO3) a partir de una disolución 1.0 M. d) 0.10 g de nitrato de sodio (NaNO3) a partir de una disolución 1.00 M. e) 3.00 moles de cloruro de sodio (NaCl) a partir de una disolución 0.30 M. f) 2.5x10-3 moles de ácido nítrico (HNO3) a partir de una disolución 0.1 M. g) 5.00 moles de ácido bromhídrico (HBr) a partir de una disolución 0.05 M.

DILUCIONES 6.- a) ¿Cómo se prepara 1.000 L de una disolución 0.646 M de NaCl a partir de una disolución 2.000 M de

NaCl? b) ¿Cómo se preparan 60.09 mL de una disolución 0.20 M de ácido nítrico a partir de una disolución 4.00 M de ácido nítrico?

7.- a) A 0.025 L de una disolución 0.866 M de nitrato de potasio (KNO3) se le añade agua hasta completar

0.500 L. Calcula la concentración de la disolución. b) A 0.200 L de una disolución 0.789 M de nitrato de plomo se le añade agua hasta completar 0.300 L. Calcula la concentración de la disolución.

8.- a) Si tienes 0.500 L de una disolución 0.125 M de ácido clorhídrico y la quieres diluir para tener una

disolución 0.100 M, ¿cuánta agua tienes que agregar? b) Si tienes 0.2 L de una disolución 3.4 M de cloruro de sodio y la quieres diluir para tener una disolución 2.0 M, ¿cuánta agua tienes que agregar?

9.- a) 46.200 mL de una disolución 0.568 M de nitrato de calcio [Ca(NO3)2] se mezclan con 80.500 mL de

una disolución 1.396 M de nitrato de calcio. Calcula la concentración de la disolución final. b) 50.300 mL de una disolución 0.485 M de nitrato de plomo [Pb(NO3)2] se mezclan con 103.200 mL de una disolución 0.987 M de nitrato de plomo. Calcula la concentración de la disolución final.

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ESTEQUIOMETRÍA DE REACCIONES CON SOLUCIONES Y OTRAS FASES 10.- En un experimento se pone a reaccionar un alambre de cobre con 25.00 mL de ácido nítrico 0.50 M. El

alambre de cobre pesa 5.00 g. a) ¿Cuántos gramos de Cu(NO3)2 se producirán? b) Si el rendimiento experimental de la reacción es del 80.00%, ¿cuántos gramos de Cu(NO3)2 y de NO2 se obtendrán? La reacción es la siguiente: Cu(s) + HNO3(ac) Cu(NO3)2(ac) + H2O(l) + NO2(g).

11.- a) ¿Cuántos gramos de agua se forman cuando reaccionan 50.0 mL de una disolución 0.1 M de ácido

sulfúrico con 2.0 g de hidróxido de sodio? b) Si el rendimiento experimental de la reacción es del 95.0%, ¿cuántos gramos de agua se formarán? La reacción es: H2SO4(ac) + NaOH(ac) Na2SO4(ac) + H2O(l).

12.- Considere la reacción:

2 HCl + Pb(NO3)2 PbCl2 + 2 HNO3 a) ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico (HCl) 0.6 M se requiere para reaccionar con 0.1 moles de Pb(NO3)2 para formar PbCl2? b) ¿Cuántos gramos de PbCl2 se obtienen, si el rendimiento experimental de la reacción es del 89.0 %?

13.- a) ¿Qué volumen de una disolución de H3PO4 0.20 M se requiere para reaccionar completamente con

0.22 moles de hidróxido de sodio (NaOH) para formar Na3PO4? El otro producto es H2O. b) ¿Cuántos gramos de Na3PO4 se obtienen, si el rendimiento experimental de la reacción es del 75.00%?

14.- De acuerdo a la reacción:

2 AgNO3 (ac) + CaBr2 3)2 (ac) Determine la masa de AgBr que se forma al mezclar 50.0 cm3 de una disolución 0.180M de AgNO3 con 1.0 g de CaBr2.

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UNIDAD 7

EQUILIBRIO QUIMICO


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Unidad 6

EQUILIBRIO QUÍMICO Y CONSTANTE DE EQUILIBRIO 1.- a) Define con tus propias palabras el concepto de equilibrio químico. b) ¿Cuál es la importancia del equilibrio

químico en el estudio de las reacciones químicas? 2.- Para el sistema 3A B, elabora un esquema del cambio en las concentraciones de A y B con

respecto al tiempo, para las condiciones siguientes: a) al inicio sólo hay A; b) sólo hay B inicialmente; c) al principio hay tanto A como B, siendo la concentración de A mayor. En cada caso, considera que en el estado de equilibrio la concentración de B es mayor que la de A.

3.- Describe qué es el equilibrio homogéneo y qué es el equilibrio heterogéneo. Da un ejemplo de cada uno. 4.- a) ¿Qué representan los símbolos Kc y Kp?; b) ¿cómo es la mezcla final de una reacción cuyo valor de Kc es

grande? 5.- a) ¿En cuál de las siguientes reacciones el equilibrio se desplaza hacia la izquierda (hacia reactivos)? b)

¿En cuál reacción el equilibrio se desplaza hacia la derecha (hacia productos)? a) O2(g) + 2H2(g) 2H2O(g). K = 1.7x1027. b) N2(g) + O2(g) 2NO(g). K = 5.0x10-31. c) Cl2(g) + H2(g) 2HCl(g). K = 3.2x1016. d) 2HF (g) F2(g) + H2(g). K = 1.0x10-13. e) 2NOCl(g) Cl2(g) + 2NO(g). K = 4.7x10-4.

6.- Escribe las expresiones de las constantes de equilibrio Kc y Kp, según sea el caso, para las siguientes

reacciones: a) 2ZnS(s) + 3O2(g) 2ZnO(s) + 2SO2(g). b) C(s) + CO2(g) 2CO(g). c) N2O5(g) 2NO2(g) + 1/2O2(g). d) C6H5COOH(ac) C6H5COO-

(ac) + H+(ac).

7.- Escribe las expresiones de las constantes de equilibrio Kc y Kp, según sea el caso, para las siguientes

reacciones: a) 2CO2(g) 2CO(g) + O2(g). b) 2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g). c) HCOOH(ac) H+

(ac) + HCOO-(ac).

d) 3O2(g) 2O3(g). e) H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g).

EVALUACIÓN Y MAGNITUDES DE LAS CONSTANTES DE EQUILIBRIO 8.- Un análisis indica que hay, en equilibrio, 2.50 moles de H2, 1.35x10-5 moles de S2 y 8.70 moles de H2S en un

recipiente de 12.00 L, para el siguiente proceso a 700.00 °C: 2H2(g) + S2(g) 2H2S(g).

Calcula la constante de equilibrio Kc. 9.- Para la reacción N2(g) + O2(g) 2NO(g), ¿cuál es el valor de Kp si las presiones parciales de equilibrio

del N2, O2 y NO son 0.15 atm, 0.33 atm y 0.50 atm, respectivamente, a 2200.00 °C?

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10.- Un recipiente de reacción contiene NH3, N2 y H2 en equilibrio a determinada temperatura. Las concentraciones de equilibrio son [NH3] = 0.25 M, [N2] = 0.11 M y [H2] = 1.91 M. Calcula la constante equilibrio Kc para la síntesis del amoniaco si la reacción se representa mediante:

a) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). b) 1/2N2(g) + 3/2H2(g) NH3(g).

11.- Si el valor de la constante de equilibrio de la reacción: A(g) + 2B(l) C(g), es 1.25x10-1 a 25.00 oC,

calcula el valor de la constante de equilibrio para la reacción: 2C(g) 2A(g) + 4B(l), a la misma temperatura.

12.- La constante de equilibrio de la reacción: 2HCl(g) H2(g) + Cl2(g), es 4.17x10-34 a 25.00 °C. ¿Cuál es el

valor de la constante de equilibrio para la reacción: H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g), a la misma temperatura? 13.- Se determinaron las constantes de equilibrio para las siguientes reacciones a 1123.0 K

C(s) + CO2(g) 2CO(g) Kp = 1.3x1014. CO(g) + Cl2(g) COCl2(g) Kp = 6.0x10-3.

a) Formula las expresiones de la constante de equilibrio Kp, para cada una de las reacciones anteriores. b) Calcula Kp a 1123.0 K para la siguiente reacción:

C(s) + CO2(g) + 2Cl2(g) 2COCl2(g). 14.- Plantea la ecuación que relaciona Kc con Kp y define todos sus términos. ¿Pueden Kp y Kc ser iguales? 15.- El pentacloruro de antimonio (SbCl5) se descompone en fase gaseosa a 448.00 °C según:

SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g). Una mezcla en equilibrio en un matraz de 5.00 L contiene 3.84 g de SbCl5,, 9.14 g de tricloruro de antimonio

(SbCl3) y 2.84 g de cloro (Cl2). Calcula Kc y Kp a 448.00 °C. 16.- La constante de equilibrio Kc para la reacción: I2(g) 2I(g), es 3.8x10-5 a 727.0 °C.

Calcula Kc y Kp para el equilibrio: 2I(g) I2(g). 17.- La presión de la mezcla reaccionante en el equilibrio: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g), es 0.105 atm. Calcula

Kp y Kc a 25.000 °C para esta reacción. CÁLCULO DE LA DIRECCIÓN DE LAS REACCIONES Y DE LAS CONCENTRACIONES EN EQUILIBRIO 18.- Para la disociación del tetróxido de dinitrógeno (N2O4): N2O4(g) 2NO2(g). La constante de equilibrio Kc

es 4.630x10-3 a 25.000 °C. Si se inicia con 0.100 mol de N2O4 en un recipiente de 5.000 L, calcula las concentraciones de N2O4 y de NO2 (dióxido de nitrógeno) en el equilibrio.

19.- A una temperatura, T, el sistema NH3(g) + H2S(g) NH4HS(s), tiene un valor de Kc de 400.0. Si en un

recipiente de 10.0 L, a esa temperatura, se coloca 1.0 mol tanto de NH3 (amoniaco) como de H2S (ácido sulfhídrico), ¿cuántos moles de NH4HS (sulfuro ácido de amonio) estarán presentes en el equilibrio?

20.- Inicialmente había 2.50 moles de NOCl (cloruro de nitrosilo) en un reactor de 1.50 L a 400.00 °C. Después

de haber alcanzado el equilibrio, se encontró que se había disociado el 28.00% del NOCl, según la reacción: 2NOCl(g) 2NO(g)+ Cl2(g). Calcula la constante de equilibrio Kc y Kp.

21.- Se coloca una mezcla de 3.0 moles de Cl2 y 3.0 moles de CO en un matraz de 5.0 L a 600.0 °C. En el

equilibrio se ha consumido el 3.3% del Cl2, según la reacción: CO(g) + Cl2(g) COCl2(g). Calcula Kc y Kp de la reacción a 600.0 °C. 22.- El carbamato de amonio, NH4CO2NH2, se descompone según la reacción:

NH4CO2NH2(s) 2NH3(g) + CO2(g). Si se inicia la reacción únicamente con el sólido, se encuentra que la presión final (una vez alcanzado el equilibrio) de la mezcla de los gases (NH3 y CO2), a 40.00 °C, es de 0.36 atm. Calcula la constante de equilibrio Kp.

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23.- La Kc de la siguiente reacción a 448.0 °C es 50.0:

H2 (g) + I2 (g) 2HI(g). Si se mezcla 1.0 g de H2 con 127.0 g de I2 en un matraz de reacción de 10.0 L, contesta las siguientes preguntas:

a) ¿Cuál es el valor de Kp a 448.0 °C? b) ¿Cuál es la presión total de equilibrio en el matraz? c) ¿Cuántos moles y gramos de I2 quedan sin reaccionar en el equilibrio? d) ¿Cuál es la presión parcial de cada sustancia en la mezcla de equilibrio?

24.- a). Define el cociente de reacción. b) ¿En qué difiere de la constante de equilibrio? 25.- La constante de equilibrio, Kp, para la reacción: 2NO(g) + Cl2(g) 2NOCl(g), es de 6.5x104 a 35 °C. En un

experimento se mezclan 2.0x10-2 moles de NO, 8.3x10-3 moles de Cl2 y 6.8 moles de NOCl, en un recipiente de 2.0 L. ¿En qué dirección se desplazará el sistema para alcanzar el equilibrio?

26.- La descomposición del bicarbonato de sodio (NaHCO3) sigue la ecuación:

2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g), con Kc = 2.50x10-14 a 100.00 oC. En un matraz de 2.00 L a 100.00 oC se colocaron 2.50 moles de NaHCO3, 0.15 moles de Na2CO3, 2.50x10-2 moles de CO2 y 4.00x10-2 moles de H2O. Por consiguiente:

a) Nunca se alcanzará el equilibrio. b) Para alcanzar el equilibrio se formará más NaHCO3. c) Se ha alcanzado el equilibrio. d) Para alcanzar el equilibrio se formará más Na2CO3, CO2 y H2O.

27.- Las concentraciones de equilibrio a 686.000 °C para la reacción:

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g). son [CO] = 0.500 M, [H2] = 0.045 M, [CO2] = 0.086 M y [H2O] = 0.040 M.

a) Calcula Kc para la reacción a 686.000 °C. b) Si la concentración de CO2 se elevara a 0.500 mol/L por adición de CO2, ¿cuáles serían las

concentraciones de todos los gases cuando se restableciera el equilibrio? PRINCIPIO DE LE CHÂTELIER 28.- a) Explica el principio de Le Châtelier. b) Utiliza el principio de Le Châtelier para explicar, ¿por qué aumenta

la presión de vapor de un líquido al aumentar la temperatura? 29.- a) Menciona cuatro factores que pueden desplazar el equilibrio químico de una reacción. b) ¿Cuál de estos

factores hace variar el valor de la constante de equilibrio? 30.- Considera la reacción: 2CO(g) + O2(g) 2CO2(g), con H = -567 kJ/mol. ¿Cómo se podría obtener mayor producción de CO2?

a) Bajando la temperatura y la presión. b) Elevando la temperatura y la presión. c) Elevando la temperatura y bajando la presión. d) Bajando la temperatura y elevando la presión

31.- Dada la reacción: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g), H = -92 kJ/mol.

¿Cómo afectarán al equilibrio cada uno de los siguientes estímulos? a) Aumento de la temperatura. b) Aumento de la presión. c) Aumento de la concentración de NH3. d) Aumento en la concentración de N2.

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32.- Dada la reacción: 2N2O(g) + N2H4(g) 3N2(g) + 2H2O(g) con H < 0, ¿cuál de las siguientes afirmaciones es verdadera para Kp?

a) Será negativa. b) Disminuirá su valor al incrementarse T. c) Tendrá el mismo valor a cualquier T. d) Dependerá del número de moles de N2O agregados al recipiente.

33.- Considera la reacción en equilibrio del ejercicio anterior. Si la presión se incrementa al reducir el volumen a

la mitad, manteniendo la temperatura constante: a) El número de moles de N2O aumentará. b) La constante de equilibrio disminuirá. c) El número de moles de agua se incrementará. d) La concentración molar de N2H4 disminuirá.

34.- La Kc es 1.69 para la reacción CO2(g) + H2(g) H2O(g) + CO(g), a 990.00 °C; además se sabe que la

reacción es endotérmica. ¿Cuál de los factores siguientes aumentaría el número de moles de CO en el equilibrio?

a) El aumento del volumen del recipiente a T constante. b) Agregando agua en forma de gas. c) Aumentando la temperatura a 1200.00 °C. d) El aumento de la presión al reducir el volumen a temperatura constante.

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UNIDAD 8

ACIDOS Y BASES


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Unidad 7

CLASIFICACIÓN DE ÁCIDOS Y BASES 1.- Elabora un cuadro en donde compares las definiciones de ácidos, bases y anfóteros de acuerdo con las

teorías de Brønsted y Arrhenius ¿Cuál es la más general? Justifica tu respuesta. 2.- Clasifica a las siguientes especies como ácidos, bases o anfóteros de Brønsted en solución acuosa: a) HI;

b) H3COO-; c) H2PO4-; d) PO4

3-; e) ClO2-; f) NH4

+; g) HCO3-; h) H2O; i) HBr; j) HCN; k) CN-; l) CO3

2-; m) OH-; n) H3O+.

PARES CONJUGADOS 3.- Identifica los pares conjugados ácido-base en cada una de las siguientes reacciones:

a) NH2-(ac)+ NH3(ac) NH3(ac) + NH2

-(ac).

b) CH3COO-(ac) + HCN(ac) CH3COOH(ac) + CN-

(ac). c) HF(ac) + NH3(ac) NH4

+(ac) + F-

(ac). d) HClO(ac) + NH3(ac) NH4

+(ac) + ClO-

(ac). e) H2O(l) + H2O(l) H3O+

(ac) + OH-(ac).

4.- a) Escribe las fórmulas de los ácidos conjugados de: H2O; Cl-; SO4

2-; NH3; CN-; b) escribe las fórmulas de las bases conjugadas de: H2O; HBr; NH4

+; CH3COOH. CÁLCULOS DE CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO Y pH 5.- El NaOH es una base fuerte. a) Escribe su reacción de disociación; b) calcula la concentración de iones OH-

en una solución 0.2 M de NaOH; c) calcula el pOH y el pH de la misma solución. 6.- a) Investiga si el HNO3 es un ácido fuerte o débil; b) escribe su reacción de disociación; c) calcula la

concentración de iones OH- y H+ en una solución 0.05 M de HNO3; d) calcula el pOH y el pH de la misma solución.

7.- ¿A cuál de las siguientes reacciones se refiere el término "Ka

a) H2O(l) + NH3(ac) NH4+

(ac) + OH-(ac).

b) H3O+(ac) + NH3(ac) NH4

+(ac) + H2O(l).

c) H2O(l) + NH4+

(ac) NH3(ac) + H3O+(ac).

d) OH-(ac) + NH4

+(ac) NH3(ac) + H2O(l).

8.- La Ka del ácido benzoico (C6H5COOH) es 6.5x10-5. a) ¿Es un ácido débil o fuerte?; b) escribe la reacción de

disociación del ácido benzoico; c) si la concentración de una solución de ácido benzoico es 0.1 M, ¿cuáles son las concentraciones de todas las especies al equilibrio?; d) ¿Cuál es el pH de la solución?

9.- Calcula las concentraciones de todas las especies en el equilibrio y el pH de una solución de ácido acético

0.06 M (para el ácido acético la Ka = 1.80x10-5). 10.- Calcula la concentración de H+, OH- y los valores de pH y pOH de las siguientes soluciones (investiga la Ka

o Kb, si es necesario). a) 1.00x10-3 M de HCl. b) 0.20 M de NH3. c) 0.01 M de CH3COOH. d) 0.02 M de hidróxido de potasio. e) 0.05 M de anilina. f) H2O pura a 25.00 oC.

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11.- Calcula la concentración de protones en una: a) clara de huevo fresco común, con pH 7.8; b) solución de HCl, con pH 2.0; c) muestra de sangre, que normalmente tiene un pH de 7.4; d) solución de NaOH con pH 12.0; e) muestra de vinagre con pH 3.5.

12.- a) El pH de una solución 0.06 M de un ácido monoprótico débil es 3.44. Calcula Ka del ácido. b) El pH de

una disolución de una base débil 0.30 M, es 10.66. ¿Cuál es la Kb? 13.- Se prepara una solución disolviendo 18.40 g de HCl en 662.00 mL de agua. a) ¿Cuál es la concentración

de HCl en la solución?, supón que el volumen de la solución es igual al del agua. b) Calcula el pH de la solución.

14.- ¿Qué masa de NaOH se necesita para preparar 500 mL de una solución con un pH de 10? 15.- ¿Cuál es la molaridad inicial de una solución de ácido fórmico (HCOOH) cuyo pH es 3.26? 16.- ¿Hasta qué volumen deben diluirse 20.0 mL de una solución de HCl 1.0 M para producir una solución con

pH de 1.3? HIDRÓLISIS 17.- Escribe las ecuaciones balanceadas, ilustrando qué pasa cuando las siguientes sustancias se disuelven en

agua pura. En cada caso, etiqueta el ácido, la base, el ácido conjugado, la base conjugada y establece si la solución resultante será ácida, básica o neutra.

a) KBr. b) NH3. c) NaCN. d) NaCl. e) CH3COONa. f) CaCl2. g) HCOOK.

18.- Calcula la concentración de H+, OH- y los valores de pH y pOH de las siguientes soluciones (investiga la Ka

o Kb, si es necesario): a) 0.05 M de NaCN. b) 0.2 M de CH3COONa.

19.- ¿Cuál de las siguientes soluciones 1.0 M tendrá el pH más elevado?

a) HCl. b) NaCl. c) NH4Cl. d) NaC2H3O2 (acetato de sodio). e) NaF.

20.- ¿Cuál de las siguientes sustancias, al añadirse al agua, no cambiará el pH?

a) NaHCO3. b) NH4Cl. c) KCN. d) KCl. AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA 21.- A 0 °C la constante de hidrólisis del agua es de 1.14x10-15. A esta temperatura ¿cuál sería el pH del agua?

¿Cuál es la relación entre [H+] y [OH-]? 22.- La constante del producto iónico del agua es 1.0 x10 -14 a 25.0 °C y de 3.8 x 10 -14 a 40.0 °C:

a) ¿El proceso de autoionización del agua es exotérmico o endotérmico? b) ¿Cuál sería el pH de agua pura a 40.0 °C? c) Calcula el número de moléculas de agua que se encuentran ionizadas en 18.0 mL de agua pura, a

25.0 °C y a 40.0 °C. RELACIÓN ENTRE Ka Y Kb 23.- Escribe la ecuación que relaciona la Ka de un ácido débil con la Kb de su base conjugada. Usa la base NH3

y su ácido conjugado NH4+ para deducirla.

24.- La Ka del ácido butírico es 2.0x10-5. Calcula la Kb del ion butirato.

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25.- El pH de una solución 0.072 M de ácido benzoico es de 2.680.

a) ¿Cuál es la concentración de todas las especies en el equilibrio? b) ¿Cuál es el valor de la constante de acidez para el ácido benzoico? c) ¿Cuál es el valor de la constante de basicidad para el anión benzoato?

26.- El ácido cítrico (Ka = 8.4x10-4) es un aditivo utilizado frecuentemente en la preparación de gelatinas y otros

alimentos: a) Calcula el pH de una solución 0.1 M de este ácido. b) ¿Qué concentración de ácido cítrico es necesaria para obtener un pH de 3.0? c) Calcula el porcentaje de ionización del ácido cítrico en cada uno de los casos anteriores. d) ¿Cuál es el valor de Kb para el ion citrato (la base conjugada del ácido cítrico)? e) ¿Cuál es el pH de una solución 1.0x10-2 M de citrato de sodio? f) ¿Qué concentración de citrato de sodio se requiere para obtener un pH de 8.0?

PORCENTAJE DE IONIZACIÓN O DISOCIACIÓN 27.- Medidas de conductividad eléctrica revelan que una solución 0.01 M de amoniaco está 4.30% ionizada a

25.00 °C. Encuentra el pH de esta solución y evalúa la Kb para el amoniaco. 28.- Calcula el porcentaje de ionización del ácido fluorhídrico a las siguientes concentraciones: a) 1.0 M;

b) 0.6 M; c) 0.08 M; d) 0.0046 M; e) 0.00028 M. Comenta la tendencia observada. 29.- Una solución 1.0x10-2 M de una base tiene un porcentaje de ionización del 10.0%.

a) Calcula su Kb y el pH de la solución. b) ¿Cuál sería el pH de la solución y el porcentaje de ionización de la base si la solución fuera diluida a

la mitad? ¿Y si se diluyera mil veces? c) ¿Qué valores límite se esperan para el caso de una dilución infinita?

NEUTRALIZACIÓN 30.- Completa y balancea las siguientes ecuaciones químicas; todas ellas se llevan a cabo en solución acuosa.

Indica cuál es el ácido y cuál es la base en cada una. a) HBr(ac) + NH3(ac) b) H2CO3(ac) + NaOH(ac) c) KOH(ac) + CH3COOH(ac) d) Ba(OH)2(ac) + H3PO4(ac)

31.- Completa las siguientes reacciones; todas ellas se llevan a cabo en solución acuosa. Indica cuál es el ácido

y la base en cada caso: a) HCl + NaOH b) HCN + NH3 c) HCl + Ca(OH)2 d) CH3COOH + NH3 e) CH3COOH + NaCN

32.- El vinagre consiste esencialmente de una solución de ácido acético en agua. Se encontró que 22.30 mL de

una solución 0.24 M de NaOH neutralizaron (reaccionaron completamente) 50.00 mL de una muestra de vinagre. ¿Cuál es la concentración de ácido acético en este vinagre?

33.- Una reacción típica entre un antiácido y el ácido clorhídrico en el jugo gástrico es:

NaHCO3(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O(l) + CO2 (g). Calcula el volumen de CO2 (en litros) generado por la reacción de 0.35 g de NaHCO3 con un exceso de jugo gástrico, a 1.00 atm y 37.00 °C. Determina el trabajo involucrado en el proceso.

Problemario Curso Quimica 13I

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