guia ejercicios qui 104 2012

Universidad Andres Bello Facultad de Ciencias Exactas Departamento de Ciencias Químicas

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Guía de Ejercicios

Química General

QUI 104

2012


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INDICE

Guía de Ejercicios Página

1. Materia y Mediciones ………………………………………………….…… 3 2. Átomos, Moléculas, Iones y Nomenclatura……………………………….. 9 3. Estequiometria…………………………………………………………….. 16 4. Gases……………………………………………………………………….. 25 5. Soluciones………………………………………………………………….. 30 6. Equilibrio Químico………………………………………………………… 37 7. Equilibrio Iónico en Solución Acuosa I…………………………..……….. 45

Equilibrio Ácido-Base

8. Equilibrio Iónico en solución Acuosa II……………………………………. 52 Amortiguadores y Kps

9. Electroquímica……………………………………………………………... 60 10. Cinética Química………………………………..………………………… 67

Apéndice Apuntes de Nomenclatura…………………………………………………... 76 Tablas y Datos Generales…………………………………………………… 79

Referencias Bibliográficas……….…………………………………..………. 86


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GUIA DE EJERCICIOS # 1 Materia y Mediciones

Temas

- Clasificación y propiedades de la materia - Unidades de medición. Sistema internacional - Escalas de temperatura - Uso de prefijos, conversión de unidades

Ejercicios Resueltos 1. El siguiente experimento es una forma de determinar la densidad de algunos sólidos. Una pieza de plata cuya masa es de 194,3 g se pone en una probeta que contiene 242,0 mL de agua. Al sumergirse la pieza de plata el nivel del agua llega a 260,5 mL. A partir de los datos calcule la densidad de la plata. Desarrollo Primero debemos determinar el volumen de agua desplazado por la pieza de plata que corresponde al volumen del sólido:

Volumen = Vfinal – Vinicial = 260,5 mL - 242,0 mL = 18,5 mL El resultado de esta operación, debe tener el mismo número de decimales que el número con menor cantidad de decimales, en este caso 1 decimal. Luego, reemplazando los valores en la expresión de densidad,

mdv

=

194,3 10,503 /18,5

gd g mLmL

= =

El resultado de esta operación, se debe expresar con el número de cifras significativas igual al de la cantidad con el menor número de cifras significativas, en este caso 3.

Resultado: d = 10,5 g/mL, ó bien d = 10,5 g/cm3, ya que 1 mL = 1 cm3

2. Un trozo de papel de aluminio mide 12,0 pulg por 15,5 pulg y tiene una masa de 5,175 g. El aluminio tiene una densidad de 2,70 g/cm3. Calcule el espesor del papel de aluminio en milímetros. Desarrollo Como se muestra en la figura, el papel es una lámina cuya altura corresponde al espesor de la misma:


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El volumen del papel viene dado por V = ancho x largo x espesor Así, la altura o espesor se calcula a través de:

Vespesor =ancho x largo

El volumen del papel se determina utilizando la densidad y la masa del aluminio. Como la densidad es el cuociente entre la masa y el volumen, d = m / V, el volumen se obtiene como,

3

5,1752,70 /

AlAl

Al

m gVd g cm

= =

Considerando la cantidad con menor número de cifras significativas, el resultado es:

V = 1,92 cm3

Para el cálculo del espesor en mm se deben transformar todas las cantidades a mm. Como 1 pulg = 25,4 mm, el ancho y el largo son iguales a:

25,4mm12,0pulg x = 304,8mm1pulg

25,4mm15,5pulg x = 393,7mm1pulg

Ahora el volumen lo expresaremos en mm3. Para ello consideramos que 1cm = 10mm. Entonces (1cm)3 = (10 mm)3 de donde 1cm3 = 1000 mm3 = 1x103 mm3

3 3

3 3 33

10 mm1,92cm x = 1,92 10 mm1cm

×

Con esto, el espesor es: 3 3

21,92 x 10 1,60 x 10304,8 x 393,7

mmespesor mmmm mm

−= =


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El resultado se informa con el mismo número de cifras significativas que tiene la cantidad menos precisa, en este caso 3.

Resultado: Espesor = 1,60 x 10-2 mm

Ejercicios 1. En el siguiente listado identifique cuáles son sustancias puras y cuáles son una mezcla: a) aire; b) CO2; c) cloruro de sodio en agua; d) gasolina; e) agua; f) ozono 2. Dé un ejemplo para cada uno de las siguientes descripciones: a) una sustancia pura que esté compuesta por solamente un tipo de átomos b) una sustancia pura que esté compuesta de más de un tipo de átomos c) una mezcla heterogénea d) una mezcla homogénea 3. Entre las siguientes propiedades del yodo separe las físicas de las químicas: a) posee brillo; b) soluble en alcohol; c) no combustible; d) gránulos negro grisáceo; e) venenoso; f) densidad = 4,93 g/cm3 4. Clasifique como procesos químicos o físicos: a) fusión del hielo; b) pulverización de una aspirina; c) digestión de una golosina; d) corrosión de aluminio sólido; e) explosión de nitroglicerina 5. Se realizan las siguientes observaciones con el objeto de caracterizar una sustancia: es un metal de color blanco plateado que se funde a 649 °C, su punto de ebullición es 1105 °C y su densidad a 20 °C es de 1,738 g/cm3. La sustancia arde en el aire produciendo una luz blanca intensa. Reacciona con cloro formándose un sólido blanco. Es buena conductora de la electricidad y se puede estirar formando alambres. Indique las características que son propiedades físicas y las que son propiedades químicas. 6. Separe en propiedades extensivas e intensivas: a) color del sulfato cúprico; b) longitud de un alambre de cobre; c) temperatura a la cuál se derrite el hielo; d) densidad del alcohol etílico 7. Realice los siguientes cálculos expresando los resultados con el número correcto de cifras significativas: a) 8,71x 0,03019/0,056 = b) 934 x 0,00435 + 107 = c) 3,46x103 x 0,087 x 15,26 x 1,0023 = d) 44,92 – 1,395 + 324,1 – 112,67 = 8. Realice las siguientes conversiones con el número correcto de cifras significativas: a) 12 nm a cm; b) 0,65 Kg a mg; c) 9,0 μL a mL 9. Calcule la capacidad en litros de una caja de 0,6 m de largo por 10 cm de ancho y 50 mm de


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profundidad. 10. Un cubo de hierro tiene una masa de 29,31 g. Si cada lado del cubo tiene dimensiones de 1,55 cm, ¿cuál es la densidad del hierro? 11. La temperatura requerida para fundir el NaCl es 528 °C. Calcule esta temperatura en: a) Kelvin b) Grados Fahrenheit 12. Al tratar una lámina de cobre de 0,0370 g con ácido nítrico se constató que pesaba 1,17 mg menos después del tratamiento con el ácido. Exprese la pérdida de peso de la lámina en porcentaje. 13. El petróleo se esparce sobre agua en lo que se llama “capa de petróleo”. Calcule el área en m2 que puede cubrir un volumen de 200 cm3 de petróleo si el espesor de la capa es de 0,5 mm. 14. Un átomo de litio tiene un radio de 152 pm. Considerando el átomo como una esfera calcule el volumen en cm3 del átomo de litio. Recuerde que Vesfera= 4/3π r3 y 1 pm= 10-12 m. 15. Calcule los kilogramos de etanol que hay en 25 litros de una solución de “gasohol” que contiene 90% de gasolina y 10% de etanol en masa. La densidad del gasohol es de 0,71 g/mL. Respuestas 1. Sustancia pura: b) e) f); Mezcla: a) c) d) 2. a) Sustancias puras de un elemento: Na, O2, I2, O3, Cl2, Mn, etc.

b) Sustancias puras con más de un tipo de átomo: H2O, NH3, Al2O3, etc. c) Mezclas heterogéneas: Limaduras de hierro con arena; agua con aceite. d) Mezclas homogéneas: Cloruro de sodio disuelto en agua, bronce, aire.

3. Propiedades físicas: a) b) d) f); Propiedades químicas: c) e) 4. Procesos físicos: a) y b); Procesos químicos: c) , d) y e) 5. Propiedades físicas: blanco plateado, punto de fusión, punto de ebullición, densidad, se

estira formando alambres, buena conductora electricidad. Propiedades químicas: arde en el aire; reacciona con cloro 6. Propiedades intensivas: a) c) d); Propiedades extensivas: b) 7. a) 4,7 b) 111 c) 4,6 x 103 d) 254,9 8. a) 1,2 x 10-6 cm b) 6,5 x 105 mg c) 9,0 x 10-3 mL 9. 3 L 10.7,87 g/cm3 11. a) 801 K b) 982 ºF 12. 3,16 % 13. 4 x 105 m2

14. 1,47 x 10-23 cm3

15. 1,8 Kg Preguntas de pruebas solemnes y exámenes anteriores 1. De un ejemplo de: mezcla heterogénea, mezcla homogénea, compuesto y elemento. Señale en cada caso una característica que justifique su ejemplo. 2. El volumen de un cilindro de radio r y altura h es πr2h. (a) Calcule el volumen en cm3 de un cilindro de radio 1,65 x 10-1 m y una altura de 2,23 x 10-1 m. (b) Calcule la masa de mercurio


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en kg necesaria para llenar este cilindro. La densidad del mercurio es de 13,6 g/cm3. (c) Se encuentra que este cilindro se llena con 15,050 kg de etanol. Calcule la densidad del etanol. 3. Un trozo de papel de aluminio mide 12,0 pulg por 15,5 pulg y tiene una masa de 5,175g. Si el aluminio tiene una densidad de 2,70 g/cm3, calcule el espesor del papel en milímetros. Datos: 1 pulg = 25,4 mm , V= l x a x a, 1cm = 10 mm 4. La dosis recomendada de elixofilina, un fármaco empleado para el tratamiento del asma es de 6 mg de medicamento por kg de masa corporal. Calcule la dosis apropiada para un individuo de 150 lb. Dato: 1 Kg = 2,21 lb.


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GUÍA DE EJERCICIOS # 2 Átomos, Moléculas, Iones y Nomenclatura

Temas

- La teoría atómica. Protones, electrones, neutrones - Tamaño de los átomos. Número atómico, número de masa, isótopos - Nomenclatura inorgánica básica

Ejercicios Resueltos 1.¿Cuál de los siguientes átomos tiene un mayor número de neutrones?

31

15 P b) 30

14 Si c) 34

16 S Desarrollo En el símbolo de un elemento, a la izquierda abajo, se escribe el número atómico Z y a la izquierda arriba el número másico. El número atómico Z, representa el número de protones en el núcleo del átomo y el número másico es la suma de protones más neutrones, en el núcleo del átomo. El número de neutrones se calcula restando al número másico el Z:

- número de protones: 15 número de neutrones: 31 - 15 = 16

- número de protones: 14 número de neutrones: 30 - 14 = 16

- número de protones: 16 número de neutrones: 34 - 16 = 18 Resultado: La respuesta es que 34

14 Si contiene el mayor número de neutrones 2. El litio es un elemento que consta de dos isótopos estables litio-6 y litio-7. El litio-6 tiene una masa atómica de 6,01512 uma y una abundancia de 7,49 %. El litio-7 una masa atómica de 7,01600 uma y una abundancia de 92,51 %. ¿Cuál es la masa atómica promedio del litio? Desarrollo La masa atómica promedio se calcula considerando todos los isótopos. En este caso tenemos dos isótopos:

masa atómica isótopo1 x % abundancia + masa atómica isótopo 2 x %abundancia 100 100

Reemplazando: 6,01512 uma x 7,49% + 7,01600 uma x 92,51% = 6,94 uma 100 100

Resultado: la masa atómica del litio es de 6,94 uma. Ejercicios 1. Escriba el símbolo atómico indicando el número de masa (A) y el número atómico (Z) para los siguientes elementos: a) Un átomo del elemento contiene 28 protones y 31 neutrones


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b) El elemento contiene átomos con 8 electrones y 8 neutrones c) Un átomo de bromo con 46 neutrones d) 72

32 X 2. El número atómico del elemento Titanio es 22. ¿En cuántos neutrones se diferencian los isótopos Ti-48 y Ti-50? ¿Cuántos neutrones hay en cada uno? 3. Complete la siguiente Tabla:

Símbolo 54 226 Fe +

protones 5 79 86 neutrones 6 16 117 136 electrones 5 18 79

Z 86 A 31

carga neta -3 0 4. Un elemento consta de dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su masa atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento? 5. La plata tiene una masa atómica media de 107,87 uma. Si un 48,18% de Ag existe como Ag-109 con una masa de 108,9047 uma.¿Cuál es la masa atómica del otro isótopo, Ag-107? 6. Identifique utilizando la tabla periódica de los elementos: a) Tres elementos alcalinos b) Tres elementos alcalinotérreos c) Tres elementos halógenos d) Tres elementos calcógenos e) Tres gases nobles 7. Escriba el símbolo de los siguientes elementos; localícelos en la tabla periódica e indique si es metal; metaloide ; no-metal. a) plata b) helio c) fósforo d) cadmio e) calcio f) bromo g) arsénico h) estroncio i) silicio j) azufre k) antimonio 8. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto iónico que se forma al unirse los siguientes iones? a) Ca2+ y S2 - b) Ca2+ y Br- c) Na+ y CO3

2- d) Mg2+ y NO3- e) Ba2+ y OH-

f) Fe3+ y O2- g) K+ y SO42- h) Al3+ y C2H3O2

- i) NH4+ y PO4

3- 9. Nombre los siguientes hidróxidos: a) NaOH b) Ca(OH)2 c) Fe(OH)3 d) Cu(OH)2 e) Al(OH)3 10. Nombre los siguientes ácidos: a) HCl b) HNO3 c) HCN d) H2CO3 e) H2SO4 f) H3PO4 g) H2S h) HClO4 i) C2H3O2H


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11. Nombre las siguientes sales binarias: a) CaF2 b) K2S c) FeCl3 d) CsI e) CuBr f) PbI2 g) ZnS 12. Escriba la fórmula de los siguientes óxidos: a) óxido de cinc b) óxido de litio c) óxido de aluminio d) óxido de níquel (III) e) óxido de plata 13. Nombre las siguientes sales terciarias: a) BaSO4 b) Pb(NO3)2 c) Na2CO3 d) K2Cr2O7 e) LiClO4 f) KMnO4 g) Cr(NO2)2 14. Complete la siguiente tabla:

Nombre Fórmula Catión Anión ácido clorhídrico H+ Cl-

H2S NaOH

óxido perclórico K+ ClO4

- hidróxido cúprico

K2Cr2O7 NH4

+ Cl- fosfato de calcio

K+ IO3-

Ni2(SO4)3 ácido nítrico

CuS Fe3+ SO4

2- HClO4

permanganato de potasio Na+ CN- Ba(HCO3)2

ácido nitroso Na+ NO2

- Al2O3

15. Escriba la fórmula química de cada sustancia mencionada en los procesos químicos siguientes: a) El carbonato de zinc puede calentarse para formar óxido de zinc y dióxido de carbono b) Al tratarse con ácido fluorhídrico, el dióxido de silicio forma tetrafluoruro de silicio y agua c) El dióxido de azufre reacciona con agua para formar ácido sulfuroso d) El ácido perclórico reacciona con cadmio formando perclorato de cadmio(II)

Respuestas 1. a) 28

59Ni b) 816º c) 35 81Br d) Ge 2. En dos; 26 y 28 neutrones 3. Tabla


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Símbolo B 54 226 Fe + P3- Au Rn

protones 5 26 15 79 86 neutrones 6 28 16 117 136 electrones 5 24 18 79 86

Z 5 26 15 79 86 A 11 80 31 196 222

carga neta 0 +2 -3 0 0 4. 114,8 uma 5. 106,9 uma 6. a) Li, Na, K b) Be, Mg, Ca c) F, Cl, Br d) O, S, Se e) He, Ne, Ar 7. Metal: Ag Cd Ca Sr Metaloide: As Si Sb No-Metal: He P Br S 8. a) CaS b) CaBr2 c) Na2CO3 d) Mg(NO3)2 e) Ba(OH)2 f) Fe2O3

g) K2SO4 h) Al(C2H3O2)3 i) (NH4)3PO4 9. a) hidróxido de sodio b) hidróxido de calcio c) hidróxido de hierro(III)

d) hidróxido de cobre(II) j) hidróxido de aluminio 10. a) ácido clorhídrico b) ácido nítrico c) ácido cianhídrico d) ácido carbónico

e) ácidosulfúrico f) ácido fosfórico g) ácido sulfhídrico h) ácido perclórico i) ácido acético

11.a) fluoruro de calcio b) sulfuro de potasio c) cloruro de hierro(III) d) yoduro de cesio e) bromuro de cobre(I) f) yoduro de plomo(II) g) sulfuro de cinc

12. a) ZnO b) Li2O c) Al2O3 d) Ni2O3 e) Ag2O 13. a) sulfato de bario b) nitrato de plomo(II) c) carbonato de sodio

d) dicromato de potasio e) perclorato de litio f) permanganato de potasio g) nitrito de cromo(II)

14. Tabla

Nombre Fórmula Catión Anión ácido clorhídrico HCl H+ Cl- ácido sulfhídrico H2S H+ S2-

hidróxido de sodio NaOH Na+ OH- óxido perclórico Cl2O7 No ioniza No ioniza

perclorato de potasio KClO4 K+ ClO4-

hidróxido cúprico Cu(OH)2 Cu2+ OH- dicromato de potasio K2Cr2O7 K+ Cr2O7

2- cloruro de amonio NH4Cl NH4

+ Cl- fosfato de calcio Ca3 (PO4)2 Ca2+ PO4

3-

yodato de potasio K IO3 K+ IO3-

sulfato de níquel(III) Ni2(SO4)3 Ni3+ SO42-

ácido nítrico HNO3 H+ NO3-

sulfuro cuproso CuS Cu2+ S2- sulfato férrico Fe2(SO4)3 Fe3+ SO4

2-


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ácido perclórico HClO4 H+ ClO4-

permanganato de potasio KMnO4 K+ MnO4-

cianuro de sodio NaCN Na+ CN- bicarbonato de bario Ba(HCO3)2 2Ba+ HCO3

-

ácido nitroso HNO2 H+ NO2-

nitrito de sodio NaNO2 Na+ NO2-

óxido de aluminio AI2O3 No ioniza No ioniza 15. a) ZnCO3 , ZnO , CO2 b) HF, SiO2, SiF4, H2O c) SO2, H2O, H2SO3 d) HClO4, Cd, Cd(ClO4)2 Preguntas de pruebas solemnes y exámenes anteriores 1. A. Escriba la fórmula química de cada uno de los compuestos siguientes: a) óxido de aluminio b) peróxido de potasio c) hidróxido de magnesio d) nitrato de cinc f) carbonato de hierro(III) 1.B. Prediga la fórmula empírica del compuesto iónico formado por: a) Ca y Br b) amonio y CO3

2- c) Al y C2H3O2- d) K y S e) Mg y PO4

3- 2. Complete la siguiente tabla según corresponda.

Nombre Iones Molécula Ca(OH)2 K+ y Cr2O7

= cianuro de sodio

Ba3(PO4)2 sulfuro de hierro III

Ag+ y CrO4=

nitrato de amonio 3.A. Sólo se presentan dos isótopos de Boro en la naturaleza:

10B de masa = 10,013 uma y

abundancia = 19,78%, y 11

B de masa = 11,009 uma y abundancia = 80,22%.. Calcule la masa atómica promedio del boro. 3.B. Complete la siguiente tabla con la información adecuada

Símbolo 52 324 Cr + 130I-

Ag Sn As

protones 47 33 neutrones 76 60 69 42 electrones 21 46 48 carga total 2+ 3-


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GUIA DE EJERCICIOS # 3 Estequiometria

Temas

- Ecuaciones químicas - Masas atómicas y moleculares. Escala de masas atómicas - El mol y el número de Avogadro - Masas molares. Fórmulas empíricas y moleculares - Cálculos con fórmulas químicas y ecuaciones - Reactivo limitante. Rendimiento de una reacción

Ejercicios Resueltos 1.Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico, compuesto que contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno, se quemó en corriente de oxígeno obteniéndose 17,1g de CO2, 3,50 g de H2O y 0,777 g de N2. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido? Desarrollo Todo el carbono, hidrógeno y nitrógeno existentes en la muestra inicial se hallan ahora en el CO2, H2O y N2 obtenidos como productos. Por lo tanto para calcular los moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno se necesita conocer los moles de CO2, H2O y N2, respectivamente. Como 1 mol de CO2 contiene 1 mol de C, los moles de C son iguales a los moles de CO2, por lo tanto:

2CO17,1gn 0,389mol

44,01g / mol= =

moles de C = 0,389 Como 1 mol H2O contiene 2 moles de H, los moles de H son 2 x moles H2O.

2H O13,5gn 0,194mol

18g / mol= =

moles de H = 2 x 0,194 mol = 0,389 Como 1 mol de N2 contiene 2 moles de N, los moles de N = 2 x moles N2.

2N0,777gn 0,0278mol

28g / mol= =

moles de N = 2 x 0,0278 mol = 0,0556 mol Los moles de oxígeno que forman parte del ácido se obtienen por diferencia entre la masa total quemada y la masa de C, H, N que ahora calcularemos. Así: masa C : 0,389 mol x 12,01 g/mol = 4,67 g de C masa H : 0,389 mol x 1,01 g/mol = 0,39 g de H masa N : 0,0556 mol x 14 g/mol = 0,78 g de N


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masa (C + H + N) = 5,84 g masa oxígeno = masa muestra – masa (C + H + N )

masa oxígeno = 7,61 g – 5,84 g = 1,77 g Entonces los moles de O son:

O1,77gn 0,111mol

16g / mol= =

El menor valor de moles obtenido es del N (0,0556). Ahora, dividiendo los moles de cada elemento por este valor, es decir, 0,0556, se determina la proporción en moles más simple entre los elementos, obteniéndose así, los subíndices de la fórmula empírica:

C: 0,389 mol / 0,0556 mol = 6,996 se aproxima a 7 H: 0,389 mol / 0,0556 mol = 6,996 se aproxima a 7 N: 0,0556 mol / 0,0556 mol = 1 O: 0,111 mol / 0,0556 mol = 1,996 se aproxima a 2

Resultado: la fórmula empírica (F.E.) del ácido p-aminobenzoico es C7H7NO2.

2. La disminución del ozono en la estratósfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Se piensa que el ozono puede reaccionar con el óxido nítrico NO proveniente de las emisiones de los aviones a propulsión que circulan a elevadas alturas. La reacción es:

O3 (g) + NO (g) O2 (g) + NO2 (g) Si 74,0 g de O3(g) se hacen reaccionar con 67,0 g de NO(g)

a) ¿Cuál de los reactivos limita la reacción? b) ¿Cuál es el rendimiento teórico de NO2 en gramos? c) ¿Cuántos gramos quedan en exceso? d) Si en la práctica se obtienen 61g de NO2 calcule el porcentaje de rendimiento de la

reacción Desarrollo Lo primero es verificar si la ecuación está balanceada, ya que NO se puede realizar ningún cálculo a partir de una ecuación no balanceada. O3 (g) + NO (g) O2 (g) + NO2 (g) En nuestro caso, ésta se encuentra equilibrada. a) La ecuación química nos indica (círculos rojos) que 1 mol de O3 (equivalente a 48 g de O3) reacciona exactamente con 1 mol de NO (equivalente a 30 g de NO) produciendo 1 mol de O2 (equivalente a 32g de O2) y 1 mol de NO2 (equivalente a 46 g de NO2). Para hacer este álculo, primero debemos determinar cuál de los dos reactivos limita la reacción, el O3 o el NO.


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Esto se puede obtener de dos manera, ya sea utilizando la cantidad de moles o la cantidad de masa (g) de cada reactivo. i) calculo en moles Esto se hace comparando los moles de reactivos dados en el problema, con los moles obtenidos de la ecuación química balanceada. De acuerdo con los datos del problema: 74,0 g de O3 (g) se hacen reaccionar con 67,0 g de NO(g), por lo tanto:

O3 : 3O

74gn 1,54mol48g / mol

= =

NO : NO67gn 2,23mol

30g / mol= =

Luego, para cada reactante se calcula el cociente entre el número de moles obtenido a partir de los datos del problema (1,54 moles de O3 y 2,23 moles de NO) y el número de moles dado por la ecuación química (1mol de O3 y 1 mol de NO). El cociente menor, corresponde al reactivo limitante: O3 :

problema

ecuación

mol 1,54 1,54mol 1

= =

NO: problema

ecuación

mol 2,23 2,23mol 1

= =

De aquí podemos obtener que le reactivo limitante y el reactivo que está en exceso.

- Reactivo limitante = RL = O3 (menor cantidad) - Reactivo en exceso = RE = NO (mayor cantidad)

Entonces, serán los 1,54 mol de ozono los que limiten la cantidad de producto a obtener, pues es el que está en menor cantidad, y por lo tanto, reaccionarán completamente con NO para dar los productos correspondientes. ii) calculo en masa (g) Para hacer este cálculo, necesitamos determinar cómo los reactivos reaccionan entre sí. Para esto, necesitaremos nuevamente usar la ecuación química, la cual nos indica que 1 mol de O3 (equivalente a 48 g de O3) reacciona exactamente con 1 mol de NO (equivalente a 30 g de NO). Con esta equivalencia podemos establecer qué cantidad de reactivo se necesita para que reaccione con una cantidad determinada del otro reactivo. O3

3 348gO 74gO30gNO xgNO

= x = 46,3 g de NO

Esto significa que 74 g de O3 reaccionarían con 46, 3 g de NO. De acuerdo con los datos del


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problema, se tienen 67 g de NO, por lo tanto, sobrarían 20,7 g de NO. - Reactivo limitante = RL = O3 - Reactivo en exceso = RE = NO

Este cálculo también se puede hacer a partir del otro reactivo, es decir, NO. NO

3 348gO xgO30gNO 67gNO

= x = 107,2 g de O3

Esto significa que 67 g de NO reaccionarían con 107,2 g de O3. De acuerdo con los datos del problema, se tienen 74 g de O3, por lo tanto, faltarían 40,2 g de O3.

- Reactivo limitante = RL = O3 - Reactivo en exceso = RE = NO

b) Calcular el rendimiento teórico significa calcular la máxima cantidad posible de producto que se podría obtener, en base a la ecuación química balanceada. El cálculo se hace con aquel reactivo que reacciona todo, o sea, el limitante, el cual se relacionará con el producto NO2.

O3 (g) + NO (g) O2 (g) + NO2 (g) Al igual que ene le caso anterior, se puede trabajar con el número de moles o la masa. i)calculo en moles De acuerdo con la ecuación química la relación en moles entre O3 y NO2 es:

1 mol de O3 produce 1 mol de NO2 Entonces planteamos que,

3 3

2 2

1molO 1,54molO1molNO xmolNO

= x = 1,54 mol de NO2

Este resultado, nos da la cantidad en moles que tendremos del producto NO2 a partir de 1,54 molde O3 (reactivo limitante). Este valor, corresponde al rendimiento teórico de NO2 en moles. Si ahora, se quiere saber a qué cantidad de masa corresponden 1,54 moles de NO2, se tiene que usar la siguiente relación:

masamolMasaMolar

= o m(g)nM

=

Por lo tanto, la masa será:

m(g) n M= ×


- 17 -

= 1,54 mol x 46 g/mol = 70,8g de NO2 Este valor, corresponde al rendimiento teórico de NO2 en gramos. ii) cálculo en gramos: Nuevamente, desde la ecuación química sabemos que 1 mol de O3 (equivalente a 48 g de O3) produce 1 mol de NO2 (equivalente a 46 g de NO2), por lo tanto la relación que se establece ahora es:

3 3

2 2

48gO 74gO46gNO xgNO

= x = 70,9 g NO2

70,9 g de NO2 corresponde al rendimiento teórico expresado en gramos. c) De acuerdo a los cálculos realizados en el punto a) 74 g de O3 (RL), reaccionarían con 46,3 g de NO. De acuerdo con los datos del problema, se tienen 67 g de NO, por lo tanto, lo que queda en exceso corresponde a la diferencia:

67,0 g – 46,3 g = 20,7 g de NO Es decir, 20,7 g de NO quedan en exceso o sea, sin reaccionar.

d) El porcentaje de rendimiento de una reacción relaciona el rendimiento real o experimental (RR) con el rendimiento teórico (RT). En el caso de este problema, se obtuvieron 61 g de NO2, por lo que el rendimiento real será:

RT 100%RR x%

=

70,9g 100%61,0 x%

= x = 86 %

Ejercicios 1. Calcule las masas molares de los siguientes compuestos: a) LiBr b) Na2 SO4 c) Cu (NO3)2 d) C12H22O11 e) Al2 (SO4)3 f) CuSO4 x 5 H2O 2. Realice los siguientes cálculos: a) El número de moles en 39g de selenio b) El número de moles en 0,41 g de vanadio c) La masa de 0,15 mol de níquel d) La masa de 0,085 mol de oxígeno gaseoso e) La masa de 0,50 mol de sulfuro de hierro (II)


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3. Calcule el número de moles de zinc que contienen 3 monedas que pesan 2,46 g si su composición es un 97 % de Zn y un 3,0 % de Cu. 4. Determine la composición porcentual de la gema conocida como esmeralda Be3 Al2 Si6 O18 5. Cuántos átomos hay presentes en: a) 0,50 moles de Na b) 14 g de N c) un cubo de hierro (densidad =7,87 g/cm3) de 3,00cm de arista 6. Calcule el número de moléculas que hay en: a) 2 moles de O2 b) 0,039 moles de H2O c) 1g de O3 7. Si 5,00g de un compuesto molecular desconocido contiene 4,55 x 1022 moléculas, ¿cuál es su masa molar? 8. Una muestra de L-carnitina, C7H15NO3, sustancia que se ingiere como suplemento dietético para reducir la fatiga muscular contiene 4,0 x 1022 átomos de carbono. Al respecto determine: a) El número de moléculas contenidas en la muestra b) La masa molar del compuesto L-carnitina c) El número de moles de la muestra d) La masa en gramos de la muestra e) El número de átomos de hidrógeno en la muestra 9. La cafeína, una sustancia que es estimulante del sistema nervioso autónomo, tiene una masa molar de 194 g/mol. Su composición porcentual en masa es 49,47 % de C, 5,20 % de H, 28,84 % de N y 16,48 % de O. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular de la cafeína? 10. Una muestra de 0,25 g de un compuesto orgánico que contiene C, H, O y N se quemó, obteniéndose 0,6151 g de CO2, 0,1628 g de H2O y 0,0378 g de NO2. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? 11. El análisis de una muestra de ácido ascórbico cuya masa es 1,274 g entregó la siguiente composición: 0,521 g de C; 0,058 g de H y el resto de oxígeno. Encuentre la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176 g/mol. 12. Equilibre las siguientes ecuaciones químicas: a) __ Al(OH)3 (s) + __ H2SO4 (ac) ___ Al2(SO4)3 (ac) + __ H2O(l) b) __ Mg(OH)2 (s) + __HCl (ac) ___ MgCl2 (ac) + __H2O (l)


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c) __ Cu (s) +__ HNO3 (ac) __Cu(NO3)2 (ac) +__NO2(g) +__ H2O(l)

d) __C8H18 (l) + __ O2 (g) ___CO2 (g) +__ H2O(l) 13.El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico según la reacción (no balanceada):

Na2CO3 (s) + HCl (ac) NaCl (ac) + CO2 (g) + H2O(l) ¿Qué masa de CO2 se produce a partir de la reacción de 2,94 g de carbonato de sodio con un exceso de ácido clorhídrico? 14. ¿Qué masa de carbón reacciona totalmente con 17,8 g de SiO2 según la ecuación siguiente? SiO2 (s) + 3 C (g) SiC (s) + 2 CO (g) 15. Para la siguiente reacción no balanceada: C2H2 + O2 CO2 + H2O Si se hacen reaccionar 125 g de C2H2 con 125 g de O2 a) Balance de la reacción b) ¿Cuál es el reactivo limitante en la reacción? c) ¿Cuál es la masa de agua producida? d) ¿Cuál es la masa en gramos que reacciona del reactivo en exceso? e) Calcular la masa del reactante que queda en exceso. 16. ¿Cuántos moles de Fe2O3 (s) se pueden producir de la reacción de 0,45 mol de Fe con 0,30 mol de O2 (g)? Escriba y equilibre la reacción. 17. Se hace reaccionar 37 g de Fe3O4 con 18 g de NaH, hidruro de sodio, para obtener hierro metálico según la ecuación: Fe3O4 + 4 NaH 3 Fe + 4 NaOH a) Calcule el rendimiento teórico de la reacción en gramos b) Determine la masa del reactante que queda en exceso c) Si experimentalmente se obtienen 22,8 g de hierro, calcule el porcentaje de rendimiento de la reacción

18.Se hace reaccionar 33,5 g de N2H4 con 80,3 g de H2O2 según la ecuación: N2H4 + 2 H2O2 N2 + 4 H2O Si la reacción tiene un rendimiento de 78,2 %: a) ¿Cuál sería el rendimiento experimental de N2 en gramos? b) Calcular la masa del reactante que queda en exceso


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Respuestas 1. a) 86,85 g/mol b) 142,04 g/mol c) 155,56 g/mol d) 342,30 g/mol e) 342,14 g/mol f) 249,7 g/mol 2 a) 0,49 mol de Se b) 8,0 x 10-3 mol de V c) 8,8 g de Ni d) 2,7 g de O2 e) 44,0 g de FeS 3.0,037 mol de Zn 4. 5,02 % Be ; 10,05 % Al ; 31,35 % Si ; 53,58 % O 5.a) 3,01 x 1023 átomos de Na

b) 6,02 x 1023 átomos de N c) 2,29 x 1024 átomos de Fe

6. a) 1,20 x 1024 b) 2,34 x 1022 c) 1,25 x 1022

7. 66,4 g/mol 8. a) 5,71 x 1021 moléculas

b) 161,2 g/mol c) 9,48 x 10-3 mol d) 1, 53 g e) 8,57 x 1022 átomos

9. C4 H5 N2 O ; C8 H10 N4 O2 10. C17 H22 NO4 11. C6H8O6 12. a) 2,3,1,6 b) 1,2,1,2 c) 1,4,1,1,2 d) 2,25,16,18 13. 1,22 g 14. 10,7 g 15. a) 2 C2H2 + 5 O2 4 CO2 + 2 H2O

b) O2 c) 28,2 g d) 40,7 g e) 84,3 g

16. 0,2 mol 17. a) 26,8 g de Fe b) 2,6 g de NaH c) 85 % 18. a) 22,9 g b) 9,2 Preguntas de pruebas solemnes y exámenes anteriores 1.La L-Dopa, un fármaco usado para el tratamiento de la enfermedad de Parkinson, tiene 54,82% de C, 5,62 % de H, 7,10% de N y 32,46% de O. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto? 2. La dimetilhidrazina, el combustible usado en el módulo de descenso lunar Apolo está compuesto por C 39,98 %, H 13,44 % y N 46,58 %. a) Determine la fórmula empírica de este compuesto b) Si la masa molar es 60,10 g/mol determine la fórmula molecular. 3. El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando óxido de silicio, SiO2, y carbono, C, a altas temperaturas:


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SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cual es el reactivo en exceso si se permite que reaccionen 3,0 g SiO2 de y 2,26x1023 átomos de C? b) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse? c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el reactivo limitante ? 4. La disminución del ozono en la estratósfera ha sido tema de gran preocupación entre los científicos durante los últimos años. El ozono puede reaccionar con el oxido nítrico (NO), proveniente de las emisiones de los aviones de propulsión que viajan a gran altura, de acuerdo a la siguiente ecuación química: O3 (g) + NO (g) O2 (g) + NO2 (g) Suponga que se hacen reaccionar 0,670 g de O3 con 0,980 g de NO. Indique y calcule lo siguiente: a) ¿Cuál de los dos compuestos es el reactivo limitante? Justifique con cálculos su respuesta b) Calcule el rendimiento teórico en gramos de NO2 c) Si el rendimiento de la reacción es de un 85% ¿cuántos gramos de NO2 se obtienen? d) Calcule el número de moles de reactivo en exceso que se recuperan al finalizar la reacción.


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GUÍA DE EJERCICIOS # 4 Gases

Temas

- Características generales de los gases - Presión de gases y el manómetro - Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro - Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases - Peso Molecular y densidad de los gases - Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton - Cálculos estequiométricos simples de reacciones que involucren gases ideales

Ejercicios Resueltos 1.¿Qué volumen de O2 (g) medido a 17,7ºC y 0,978 atm reacciona con 15,1g de C4H10 (g) para producir CO2 (g) y H2O (l)? Desarrollo La reacción es la siguiente: C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) La ecuación química balanceada queda:

2C4H10 (g) + 13O2 (g) 8 CO2 (g) + 10 H2O (l) En esta ecuación, vemos que 2 mol de C4H10 reaccionan con 13 mol de O2. Ahora debemos calcular los moles de O2 que reaccionan con 15,1 g de C4H10. Los 15,1 g de C4H10 expresado en moles son:

4 10C H

m(g) 15,1gn 0,26molM 58,14g / mol

= = =

Por lo tanto,

4 10 4 10

2 2

2molC H 0,26moldeC H13molesO xmolO

= x = 1,69 moles de O2

Ahora, sabemos que 15,1 g de C4H10 que equivalen a 0,26 mol de C4H10, reaccionan con 1,69 moles de O2. Como debemos calcular el volumen que ocupan los 1,69 moles de O2 gaseoso que se encuentra a 17,7 ºC y 0,978 atm, haremos uso de la ecuación de estado del gas ideal,

P x V = n x R x T

En esta expresión, la temperatura debe ser expresada en la escala Kelvin, por lo tanto se debe transformar la temperatura en oC a esta escala.


- 23 -

Kelvin = ( 17,7 + 273,15) = 290,85 K

Despejando el volumen de la ecuación de gases ideales y usando el valor apropiado para la constante R, tenemos que:

nRT 1,69mol 0,082atmL / molK 290,5KVP 0,978atm

× ×= =

V = 41,2 L de O2

Esto significa que los 1,69 moles de O2 que reaccionaron con los 0,26 moles de C4H10, equivalen a 41,2 L. 2. La reacción de ácido clorhídrico con zinc metálico libera gas hidrógeno según la reacción:

Zn(s) + 2 HCl(ac) ZnCl2(ac) + H2(g) El gas producido es recogido sobre agua. Si se recolectan 156 mL de H2 a 19ºC y 769,0 mm Hg de presión total ¿Cuál es la masa de hidrógeno obtenida? Desarrollo Al ser recogido sobre agua, el hidrógeno queda mezclado con vapor de agua; la presión total estará dada por la suma de las presiones parciales (Ley de Dalton),

2 H O2total H vapP p p= +

Despejando la presión parcial del H2, nos queda que:

2 H O2H total vapp P p= −

La presión de vapor del agua a 19ºC es 16,5 mm Hg (dato que aparece en tabla) y la presión total es de 769,0 mm Hg, reemplazando estos valores resulta:

2Hp 769,0mmHg 16,5mmHg= −

2Hp 752,5mmHg= Con la presión del H2 y utilizando la ecuación de los gases ideales podemos calcular los moles de hidrógeno haciendo previamente las conversiones de unidades de P, T y V:

P ⇒ 1atm752,5mmHg 0,990atm760mmHg

× =


- 24 -

T ⇒ (19 + 273) K = 292 K

V ⇒ 1L156mL 0,156L1000mL

× =

Despejando número de moles y reemplazando valores:

PV 0,990atm 0,156LnRT 0,082atmL / molK 292K

×= =

×

n = 6,45x10-3 mol de H2 Para obtener la masa de gas H2 producida por la reacción multiplicamos los moles por la masa molar del gas:

m(g) n M= × = 6,45 x 10-3 mol x 2,02 g/mol = 0,0130 g

Resultado: masa de hidrógeno = 0,0130 g

Ejercicios 1. Ordene en forma creciente las siguientes presiones: 623 mm Hg, 133 kPa y 0,155 atm.

(Dato:1 atm = 760 mm Hg = 101,325 kPa) 2. Una masa de aire correspondiente a 330L y sometida a 750 mm Hg de presión se bombea dentro de un neumático cuya capacidad es de 15L.Calcule la presión final del neumático en atm. 3. Un cilindro firmemente sellado de 5,0 L contiene gas Argón a 19°C. La presión en el cilindro es de 781 mm Hg. Se calienta el cilindro hasta que se duplica la presión. ¿Cuál es la temperatura del gas a esa presión?

4. Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32ºC. El globo se pone en nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza -132°C. Asumiendo que la presión permanece constante ¿Cuál será el volumen de este globo enfriado? 5. Si 3,67 g de CO2 (g) se introducen en un cilindro vacío de 2,50 L a 65 °C, cuál será la presión dentro del cilindro? 6. La presión en un recipiente cerrado de 20,0 L es de 0,512 atmósferas a 72°C. ¿Cuántos moles de gas contienen dicho recipiente?


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7. Un cilindro de 50,0 L con Ar (g) tienen una presión de 137 atm a 25°C. ¿Qué masa de Ar está dentro del cilindro? 8. Calcular la densidad (en g/L) del gas Kriptón a 308 K y 527 atm 9. Para determinar la masa molar de un compuesto desconocido se calientan 1,351 g del mismo hasta 120ºC ,en un volumen de 1,26 L .Como gas ejerce una presión de 1007 mm Hg. ¿Cuál es la masa molar del compuesto?

10. Una muestra de gas que consiste en 14 g de N2, 4 g de O2 y 8 g de H2 se encuentra en un recipiente de 15 Litros a una temperatura de 50ºC. Para esta mezcla calcule:

a) La presión total en el recipiente b) La fracción molar de cada gas en la mezcla c) La presión parcial que cada gas ejerce

11. Un hidrocarburo gaseoso desconocido contiene un 85,63% de C. Si su densidad es 0,426g/L a 0,465 atmósferas y 373 K. ¿Cuál es la fórmula molecular de dicho hidrocarburo? 12. ¿Qué volumen de O2(g), medido a 91.2 °C y 743 mm Hg , será producido por la descomposición de 4,88 g de KClO3? La reacción de descomposición es:

2 KClO3 (s) 2 KCl (s) + 3 O2 (g) 13. El oxido nítrico, NO (g), precursor en la preparación industrial del ácido nítrico,HNO3, se forma al reaccionar amoníaco,NH3 (g), con oxígeno,O2(g),en presencia de un catalizador, de acuerdo a la siguiente ecuación:

____NH3 (g) + ____ O2 (g) ____ NO(g) + ____ H2O(g)

a) Equilibre la ecuación y b) Encuentre cuantos litros de NH3(g) son necesarios para reaccionar con 1,76 moles de O2(g) a 5,38 °C y 3,55 atm.

14. Si 4,00 g de S8 reaccionan con 4,25 L O2 a 39 °C y 1,00 atm, cuál es la masa máxima de

SO3 producido? S8(s) + 12 O2(g) 8 SO3(g)

15.La nitroglicerina (masa molar 227,1 g/mol) se descompone según la reacción:

4 C3H5N3O9(l) 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O (g) + O2(g) Qué volumen total de gases se produce a 65 °C y 744 mm Hg por descomposición de 5,00 g de nitroglicerina?


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Respuestas 1. 0,155 atm ,623 mmHg,133 KPa 2. 21,7 atm. 3. 311ºC 4. 1,49 L 5. 0,925 atm 6. 0,36 mol 7. 1,12 x 104 g 8. 2,3 g/L 9. 26,1g /mol 10. a) 8,1 atm; b) XN2 = 0,11 XO2 = 0,0272 XH2 = 0,863; c) pN2 = 0,88 atm pO2 = 0,22

atm pH2 = 6,99 atm 11. C2H4 12. 1,83 L 13. a) 4, 5, 4, 6 ; b) 9,0 L 14. 8,9 g 15. 4,52 L Preguntas de pruebas solemnes y exámenes anteriores 1. El cobre reacciona con el ácido sulfúrico según la ecuación: 2 H2SO4(ac) + Cu(s) → SO2(g) + CuSO4(ac) + 2 H2O(l) Si se tienen 30 g de cobre y 200 g de H2SO4, calcular: a) ¿Qué reactivo está en exceso y en qué cantidad? b) El volumen de de SO2 que se desprende a 35ºC y 740 torr. c) Masa de CuSO4 que se forma. 2. El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando óxido de silicio, SiO2, y carbono, C, a altas temperaturas:

SiO2(s) + 3C(s) → SiC(s) + 2CO(g)

a) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso si se permite que reaccionen 3,0 g SiO2 de y 2,26x1023 átomos de C?; b) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse? c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el reactivo limitante?. Si se obtienen sólo 3,1 L de CO a 1 atm y 200ºC ¿cuál es el rendimiento de la reacción? 3. Los botes salvavidas de los barcos llevan recipientes conteniendo fosfuro de calcio (Ca3P2 MM 182,00 g/mol). Al arrojar los botes por la borda se abren pequeños agujeros por los que penetra el agua a los recipientes con fosfuro de calcio. La reacción que ocurre produce fosfina (PH3 MM 34,00 g/mol), según la siguiente reacción


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Ca3P2 (s) + H2O(l) → Ca(OH)2(s) + PH3 (g)

a) Balancee la ecuación b) Determine el volumen de fosfina producido cuando reacciona 1,00 kg de fosfina, si la

reacción ocurre a 15ºC y a una presión de 760mm de Hg Datos potencialmente útiles: PV = nRT ; R = 0,08205 L atm / (K mol) Masas Molares (g mol-1): C = 12,00; H = 1,01; N = 14,00; Cl = 35, 45; O = 16,00 1 atm = 760 mmHg


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GUIA DE EJERCICIOS # 5 Soluciones

Temas

- Composición de soluciones. - Unidades de concentración de las disoluciones % m/m, % m/v, ppm, M, m. - Diluciones. - Electrólitos fuertes y débiles: bases, ácidos y sales. - Reacciones en solución: reacciones ácido-base, reacciones de precipitación. - Propiedades coligativas de no-electrolitos: descenso del punto de congelación, descenso de

la presión de vapor. Aumento del punto de ebullición, presión osmótica: soluciones isotónicas e hipotónicas.

- Reacciones químicas en solución: cálculos estequiométricos. Ejercicios Resueltos 1. Se prepara una disolución disolviendo 54,35 g de KOH en 489,30 g de agua. La densidad es 1,087 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en:

a) % en masa (ó % p/p) b) molalidad c) Molaridad

Desarrollo El % m/m se define como:

soluto

solución

masa (g)%m / m100 (g)

=

Para calcularlo necesitamos la masa de soluto y la masa de solución. La masa de la solución es,

masa solución = masa soluto + masa solvente = 54,35 g + 489,30 g = 543,65 g Por lo tanto, el %m/m es:

masa soluto

solución solución

x (g)54,35gKOH543,65g 100(g)

= x = 9,99 %m/m x = 10 %m/m

Esto significa que la solución es al 10 % en masa. b) La molalidad se define como:

soluto

solvente

molmmasa (kg)

=


- 29 -

Para calcular la molalidad, necesitamos conocer los moles de soluto y la masa del solvente. Los moles de soluto se calculan como:

KOHmasa 54,35gnM 56g / mol

= =

n = 0,97 mol de KOH La masa de solvente es 543,65 g, la cual expresada en kg es,

masa ⇒ 1kg489,30g 0,4893g1000g

× =

Finalmente, la molalidad es:

0,97molm0,4893kg

=

m = 1,98 kg/solvente = 1,98 molal

Es importante hacer notar que la molalidad, es la única unidad para medir concentraciones de las soluciones que está referida al solvente, todas las demás están referidas a la solución. c) La molaridad se define como:

soluto

solución

molMvolumen (L)

=

Entonces, para calcular la molaridad necesitamos conocer los moles de soluto (calculados en la letra b) y, el volumen de la solución. Como se tiene la masa de solución, por lo que necesitamos transformar la masa en volumen, y para ello necesitamos la densidad de la solución (1,087 g/mL).

masadensidadvolumen

=

mdv

= de aquí el volumen será

m 543,65gvd 1,087g / mL

= =

v = 500,1 mL v ⇒ 1L500mL 0,5L1000mL

× =


- 30 -

Por lo tanto 543,65 g de solución equivalen a 500 mL de solución, o bien a 0,5 L. Ahora calculamos la molaridad :

0,97molM0,5L

=

= 1,94 mol/L = 1,94 molar 2. Si se requieren 37,5 mL de una solución 0,25 molar de HCl para neutralizar una solución de Ca(OH)2 ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio hay en la solución? 2HCl(ac) + Ca(OH)2 (ac) CaCl2 (ac) + 2 H2O(l) Desarrollo Este tipo de ejercicios es una mezcla de estequiometria y soluciones. Lo primero es ver si la ecuación química, se encuentra balanceda. Par calcular el número de moles que se ocupó en la neutralización del Ca(OH)2, se usa la fórmula de molaridad.

soluto

solución

molMvolumen (L)

=

n = M x V = 0,25 mol/L x 0,0375 L n = 0.0094 mol n = 9,4x10-3 mol

De la ecuación química 2HCl(ac) + Ca(OH)2 (ac) CaCl2 (ac) + 2 H2O(l) Podemos obtener la relación que 2 moles de HCl reaccionan con 1 mol de Ca(OH)2, por lo tanto:

3

2 2

2molesHCl 9,4x10 molHCl1molCa(OH) xmolCa(OH)

−

= x = 4,7x10-3 mol de Ca(OH)2

Esto significa, que 9,4x10-3 mol de HCl neutralizan 4,7x10-3 mol de Ca(OH)2. Pero como me preguntan por la masa, necesito transformar el número de moles de Ca(OH)2 en masa, para ello.

2Ca(OH)masan

M=

2Ca(OH)masa n M= ×

m = 4,7x10-3 mol x 74 g/mol m = 0,3478 g de Ca(OH)2 Osea, en la solución existen 0,3478 g de Ca(OH)2 .


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Ejercicios 1. Se mezclan 28 g de soluto (masa molar 95,21 g/mol) y 250 g de agua formando una disolución. La densidad de la mezcla homogénea es 1,18 g/mL. Exprese la concentración de la disolución en:

a) % p/p o en masa b) % p/V c) molalidad d) Molaridad

2. Calcule los gramos de Na2CO3 (masa molar 106 g/mol) que se deben pesar para preparar 100 mL de disolución de concentración 0,2 mol/L 3. ¿Qué masa en gramos se necesita para preparar 500 mL de disolución 50 ppm de fluoruro de sodio, sustancia que es utilizada para prevenir las caries? 4. ¿Cuál es la concentración molar de una solución preparada disolviendo 7 g de KOH (masa molar: 56,11g/mol) en agua y completando en matraz de aforo hasta un volumen de 250 mL. 5. Si la concentración de cloruro de potasio (masa molar: 74,55 g/mol) en agua es 113 ppm y considerando la densidad de la solución como 1,0 g/mL¿cuál es la molaridad de la solución? 6. ¿Qué volumen se debe medir de una solución de HCl 6,0 Molar para preparar por dilución, 50 ml de otra disolución de HCl cuya concentración sea 0,6 mol/L? 7. El ácido sulfúrico concentrado que se vende comercialmente es al 98 % (p/p) siendo su densidad 1,836 g/mL. Si la masa molar del ácido es 98,08 g/mol ¿Cuál es su concentración molar? 8. Si se miden 10mL del H2SO4 descrito en la pregunta anterior, y se vacían a matraz de aforo de 100 mL, completándose el volumen total con agua¿Cuál es la molaridad de esta disolución? 9. ¿Cuál es la presión parcial de equilibrio del vapor de agua sobre una mezcla homogénea de 48,0 g de etanol, CH3CH2OH, en 24,0 g de H2O a 25°C ? La presión parcial del agua pura a 25,0 °C es 23,8 mmHg. Asuma comportamiento ideal para la solución. 10. Calcule el punto de ebullición de una solución que contiene 2,33 g de cafeína, C8H10N4O2 , disuelta en 15,0 g de benceno. El punto de ebullición del benceno es 80,1ºC y su constante ebulloscópica Keb es 2,53 ºC/m. 11. ¿Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 4,78 gramos de naftalina (masa molar = 128,2 g/mol) disuelta en 32,0 gramos de p-dicloro-benceno? El punto de congelación del p-dicloro-benceno puro es 53,0°C y la constante de disminución del punto de congelación, Kf es -7,10 °C/m. 12. ¿Cuál es la masa molar de un compuesto si 6,21 gramos se disuelven en 24,0 gramos de cloroformo para formar una solución que tiene un punto de ebullición de 68,04°C? El punto de ebullición del cloroformo puro es 61,70 °C y su constante ebulloscópica, Keb es 3,63 °C/m.


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13. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en suficiente agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27 °C.¿Cuál es la masa molar del soluto? (R = 0,08206 L·atm/mol·K) 14. Identifique en las siguientes reacciones cuál corresponde a una reacción ácido-base y cuál es una reacción de precipitación: a) HCl (ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + HNO3(ac) b) H2SO4 (ac) + Mg(OH)2 (ac) MgSO4(ac) + 2 H2O(l) c) Ba(OH)2(ac) + Na2SO4(ac) BaSO4(s) + 2 NaOH(ac) 15. Escribir la ecuación molecular, ecuación iónica y ecuación iónica neta para las siguientes reacciones que ocurren en solución acuosa: a) hidróxido de litio acuoso y ácido nítrico acuoso b) hidróxido de potasio acuoso y ácido acético acuoso c) nitrato de plomo(II) acuoso con bromuro de sodio acuoso 16.Cuántos mL de solución de H2SO4 14,2 Molar se necesitan para que reaccionen completamente 50 g de zinc? Zn(s) + H2SO4 (ac) ZnSO4 (ac) + H2(g) 17. Al neutralizarse una muestra de 10 ml de HCl con una solución de NaOH de 0,2M, se gastaron exactamente 17 mL de la solución básica. Determine la concentración molar de la solución ácida. Cl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) 18. ¿Qué volumen de NaCl 0,30 Molar se requiere para precipitar todo el ión Pb2+ presente en 25,0 ml de Pb(NO3)2 0,44 molar? Pb(NO3)2(ac) + 2 NaCl (ac) PbCl2(s) + 2 NaNO3(ac) 19. Una disolución de hidróxido de sodio concentrado es 19,4 Molar lo que corresponde a 50,5% en masa ¿Cuál es la densidad de esta disolución? Respuestas 1. a) 10,1 %m/m b) 11,9 %m/v c) 1,18 m d) 1,25 mol/L 2. 2,1 g 3. 0,025 g 4. 0,5 mol/L 5. 1,52 x 10-3 mol/L


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6. 5 mL 7. 18,3 mol/L 8. 1,83 mol/L 9. 13,4 mm Hg 10. 82,1ºC 11. 44,7ºC 12. 148 g/mol 13. 119 g/mol 14. a) reacción de precipitación b) reacción ácido-base c) reacción de precipitación 15. a) HNO3(ac) + LiOH(ac) H2O(l) + LiNO3(ac) H+

(ac) + NO3-(ac) + Li+

(ac) + OH-(ac) H2O(l) + Li+

(ac) + NO3-(ac)

H+(ac) + OH-

(ac) H2O(l) b) CH3CO2H (ac) + KOH(ac) KCH3CO2(ac) + H2O(l) H+

(ac) + CH3CO2-(ac) + K+

(ac) + OH-(ac) CH3CO2

-(ac) + K+

(ac) + H2O(l) H+

(ac) + OH-(ac) H2O(l)

c) Pb(NO3)2(ac) + 2 NaBr(ac) PbBr2(s) + 2NaNO3(ac) Pb2+

(ac) + 2NO3-

(ac) + 2 Na+(ac) + 2 Br-

(ac) PbBr2(s)+ 2Na+(ac)+2 NO3-

(ac) Pb2+

(ac) + 2 Br-(ac) PbBr2(s)

16. 53,87 mL 17. 0,34 molar 18. 73,3 mL 19. 1,54 g/mL Ejercicios de solemnes y exámenes anteriores 1. A una taza con 225 g de agua, se le agregan 40,0 g de sacarosa (C12H22O11). La solución resultante posee una densidad de 1,09 g/mL. Al respecto calcular: a) concentración % p/p. b) la Molaridad de la solución 2. Una solución de ácido nítrico al 69% p/p, tiene una densidad de 1,41 g/mL a 20ºC. a) ¿Qué masa de ácido nítrico concentrado se necesitan para preparar 100 mL de ácido 6 M? b) ¿Qué volumen de ácido nítrico concentrado se necesitan para preparar 2000 mL de ácido 0,5 M? c) ¿Cuantos μmoles están contenidos en 10 mL de la solución b) d) ¿Qué cantidad de milimoles están contenidos en 50 mL de la solución b) 3. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en suficiente agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27,0 °C. Calcule la masa molar del soluto.


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4. Cuántos gramos de hidróxido de magnesio se requieren para neutralizar (reaccionen completamente) 10 ml de solución de HCl al 32%m/m y densidad=1,16 g/ml Mg(OH)2 (ac) + 2HCl (ac) → MgCl2 (ac) + 2H2O(l) 5. La densidad del acetonitrilo (CH3CN) es d= 0,786 g/mL y la densidad de metanol (CH3OH) es d = 0,791 g/mL. Si preparamos una solución al disolver 15,0 mL de metanol en 90,0 mL de acetonitrilo. a) ¿Cuál es la fracción molar (Χ) de metanol en la solución? b) ¿Cuál es la molalidad (m) de la solución? c) Asumiendo que los volúmenes son aditivos, cual es la Molaridad (M) de metanol en la solución?


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GUÍA DE EJERCICIOS # 6 Equilibrio Químico

Temas

- Velocidad de reacción y equilibrio químico - La constante de equilibrio - Relación entre Kc y KP - Cálculo de constantes de equilibrio y de las concentraciones en equilibrio - Principio de Le Chatelier : cambios de concentración, presión y temperatura

Ejercicios Resueltos 1. El trióxido de azufre se descompone en un recipiente cerrado 2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2(g) El recipiente se carga inicialmente, a 1000 K , con SO3 (g) a una presión parcial de 0,500 atm.En el equilibrio la presión parcial de SO3 (g) es de 0,200 atm. Calcule el valor de la constante de equilibrio a 1000 K Desarrollo La expresión de la constante de equilibrio se escribe en función de las presiones parciales de equilibrio:

2

2 2p 2

3

p SO pOKp SO

=

Haremos una tabla con presiones iniciales, el cambio que ocurre y presiones de equilibrio: 2SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g) piniciales 0,500 atm 0 atm 0 atm cambio -2X 2X X pequilibrio (0,500 – 2X) atm (2X) atm (X) atm El enunciado dice que peq SO3 = 0,200 atm, lo que nos permitirá encontrar el valor de X reemplazando en:

peq SO3 = (0,500 – 2X) = 0,200 atm por lo tanto, despejando el valor de X,

2X (0,200 0,500)atm− = − 2X 0,300atm=

X 0,15atm= Con el valor de X se encuentran las presiones de SO2 y O2: Peq SO2 = 2X = 2 x0,15 = 0,3 atm 2X (0,200 0,500)atm− = − Peq O2 = X = 0,15 atm


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Reemplazando el valor de las presiones de equilibrio en la expresión de Kp, nos queda:

2

p 2

(0,3) (0,15)K 0,338(0, 2)×

= =

La constante de equilibrio Kp a 1000 K tiene un valor de 0,338. 2. Se introduce una mezcla de 0,20 mol de CO2 , 0,10 mol de H2 y 0,16 mol de H2O en un recipiente de 2,00 L. Se establece el equilibrio siguiente a 500 K:

CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) En el equilibrio pH2O = 3,51 atm a) Calcule la constante de equilibrio de la reacción. b) Calcule las presiones parciales de equilibrio de CO2, H2 y CO. Desarrollo a) Cálculo de las concentraciones molares iniciales, considerando que le volumen es 2,00 L:

soluto

solución

molMvolumen (L)

=

CO2 ⇒ 0, 20molM 0,10M2,00L

= =

H2 ⇒ 0,10molM 0,05M2,00L

= =

H2O ⇒ 0,16molM 0,08M2,00L

= =

Planteando la tabla con las concentraciones molares iniciales, el cambio y las concentraciones molares de equilibrio: CO2(g) + H2(g) CO(g) + H2O(g) Ciniciales 0,10 M 0,05 M 0 M 0,08 M cambio - X - X X X Cequilibrio (0,10 – X)M (0,05 – X)M (X) M (0,08 + X)M El valor de X lo podemos obtener considerando que en el equilibrio pH2O = 3,51atm. Sabiendo que PV = nRT, tenemos que

nRTPV

=

Como n/V es concentración,

P CRT=


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P CRT=

P 3,51atmCRT 0,082atmL / molK 500K

= =×

C = 0,0855 M es la concentración molar del agua en el equilibrio

Como la concentración de equilibrio del agua es (0,08 + x) = 0,0855 M Despejando, el valor de x resulta x = 5,55 x 10-3

Reemplazando el valor de X, en las concentraciones de equilibrio planteadas en la tabla: [CO2] = (0,10 – x) = 0,0944 M [H2] = (0,05 – x) = 0,0444 M [CO] = (x) = 0,00555 M [H2O] = (0,08 + x) = 0,0855 M

La expresión de la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares de equilibrio es:

2c

2 2

[CO][H O]K[CO ][H ]

=

3 2

c 2 2

(5,55 10 ) (8,55 10 )K(9, 44 10 ) (4, 44 10 )

− −

− −

× × ×= =

× × × 0,11

El valor de la constante es Kc = 0,11 b) Las presiones parciales se calculan a través de P V = n R T,

P CRT= PCO2 ⇒ 2P 9,44x10 mol / L 0,082atmL / molK 500K 3,87atm−= × × = PH2 ⇒ 2P 4,44x10 mol / L 0,082atmL / molK 500K 1,82atm−= × × = PCO ⇒ 3P 5,55x10 mol / L 0,082atmL / molK 500K 0,23atm−= × × = Ejercicios 1. Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kc y Kp para las siguientes reacciones: a) 2 HBr (g) H2(g) + Br2(l) b) CS2(g) + 3 Cl2(g) S2Cl2(g) + CCl4(g) c) 2 Hg2O(s) 4 Hg(s) + O2(g) 2. Escriba una ecuación química equilibrada en la que tanto los reactivos como los productos son gases, que corresponda a la siguiente expresión de constante de equilibrio:


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4 53 2

c 4 62

[NH ] [O ]K[NO] [H O]

=

3. ¿Cuál es la relación entre Kp y Kc para la reacción siguiente?

CS2(g) + 3 Cl2(g) S2Cl2(g) + CCl4(g)

4. La oxidación del dióxido de azufre produce trióxido de azufre: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) Calcule el valor de Kc conociendo Kp = 2.8 x 102 a 999 K. (R = 0,082 L·atm / mol·K) 5. A una temperatura dada, una mezcla en equilibrio contiene las concentraciones siguientes de gases: [SO3] = 0,054 M, [SO2] = 0,0047 M, y [O2] = 0,58 M. a) ¿Cuál es la constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción?

2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) b) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) ? 6. Se adicionan 0,0774 moles de N2O4(g) a un recipiente de 1,00 L a una temperatura dada. Después de alcanzado el equilibrio, la concentración de NO2(g) es 0,0068 M. Cuál es el valor de Kc para la reacción siguiente?

N2O4(g) 2 NO2(g) 7. A un tubo se adicionan 1,07 atmósferas de PCl5 a 500 K y se cierra herméticamente. El PCl5 se descompone hasta que se establece el equilibrio siguiente:

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) La presión total en el equilibrio en el tubo es 1,54 atmósferas. Calcule Kp. 8. Una mezcla gaseosa de NO2 y N2O4 está en equilibrio. Si la concentración de N2O4 es 7,1x 10-4 M, cuál es la concentración de NO2?

2 NO2(g) N2O4(g) Kc = 170 9. A 25°C la descomposición del tetraóxido de dinitrógeno: N2O4(g) 2 NO2(g) tiene una constante de equilibrio Kp de 0,144. En el equilibrio, la presión total del sistema es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio? 10. La constante de equilibrio Kc para la reacción:

PCl 3 (g) + Cl2 PCl5 (g) es Kc = 49 a 230ºC Si se agregan 0,50 moles de cada reactivo: PCl3 y Cl2 a un recipiente de 5,0 L ¿Cuales son las concentraciones de PCl5 , PCl3 y Cl2 en el equilibrio a la misma temperatura?


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11. El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y bromo gaseosos:

COBr2(g) CO (g) + Br2(g) Kc es igual a 0,19 a 73 ºC. Si una concentración inicial de COBr2 de 0,63 M se calienta a 73°C hasta que alcance el equilibrio,¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr2, CO, y Br2? 12. a) El yoduro de hidrógeno puede descomponerse en hidrógeno y yodo gaseosos.

2 HI (g) H2(g) + I2(g) Kp = 0,016 Si 0,820 atmósferas HI(g) se adicionan a un recipiente, a)¿cuál es la presión de cada gas cuando se establece el equilibrio? b) ¿Cuál es el valor de Kc? 13. La siguiente reacción tiene una constante de equilibrio Kc = 3,07x10-4 a 24ºC 2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g) Calculando el cociente de reacción Qc compruebe si las concentraciones [NOBr] = 0,181 M; [NO] = 0,0123 M; [Br2] = 0,0201 M corresponden a una mezcla en equilibrio, si no hubiese alcanzado aún el estado de equilibrio indique la dirección en que está procediendo la reacción. 14. Considere el equilibrio siguiente entre óxidos de nitrógeno: 3 NO(g) NO2(g) + N2O(g) ΔHº = -155,7 kJ a) ¿Aumenta o disminuye con un aumento de temperatura la constante de equilibrio de la

reacción? b) A temperatura constante, alteraría un cambio en el volumen del recipiente la fracción de

productos de la mezcla de equilibrio? 15. Si la siguiente reacción química está en el equilibrio: I2(g) + Cl2(g) 2 ICl (g) + 26.9 kJ A 25 ºC su constante de equilibrio Kp = 2.0 x 105. ¿Qué consecuencias tendrá en Kp bajar la temperatura a 5 ºC? 16. Considere el equilibrio que sigue en el cual ΔH < 0: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) ¿Cómo afectará cada uno de los cambios siguientes a una mezcla de equilibrio de los tres gases? a) Se agrega O2(g) al sistema b) Se calienta la mezcla de reacción c) se duplica el volumen del recipiente d) se agrega un catalizador a la mezcla e) se aumenta la presión total del sistema agregando un gas noble f) se extrae SO3(g) del sistema.


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17. Considere la reacción A (g) 2 B (g) donde Kp = 5,0 a 25 °C. Si 0,50 mol de A y 2,0 mol de B se introducen en un recipiente de 1,0 L a 25°C y se les permite reaccionar ¿qué cambio ocurrirá en las concentraciones de A y de B? 18. Cuando se pone NH4HS sólido en un matraz cerrado a 28°C, el sólido se disocia según la ecuación:

NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) La presión total de la mezcla en equilibrio es de 0,766 atm. Determine la Kp a esta temperatura. 19. El bromuro de nitrosilo se descompone según la ecuación química siguiente:

2 NOBr (g) 2 NO(g) + Br2(g) Cuando 0,260 atmósferas de NOBr se inyectan en un recipiente hermético y se les permite alcanzar el equilibrio, el 22% de NOBr se descompone. ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio Kp para la reacción? Respuestas 1. a) Kc = [H2] / [HBr]2 ; Kp

= p H2 / p2 HBr b) Kc = [S2Cl2] [CCl4] / [CS2] [Cl2]3 ; Kp = p S2Cl2 p CCl4 / p CS2 p3 Cl2 c) Kc = [O2] ; Kp = pO2 2. 4 NO(g) + 6 H2O(g) 4 NH3(g) + 5 O2(g) 3. Kc = (RT)2 Kp 4. 2,3 x 104 a) 4,4 x 10-3 b) 227,3 5. 6,2 x 10-4 6. 0,37 7. 2,0 x 10-3 8. 0,20 atm de NO2 y 0,28 atm de N2O4 9. [PCl3] = [Cl2] = 0,036 M; [PCl5] = 0,064M 10. [COBr2] = 0,37 M, [CO] = 0,26 M, [Br2] = 0,26 M 11. a) HI = 0,654 atm, H2 = 0,083 atm, I2 = 0,083 atm b) Kc = Kp = 0,016 13. Como Qc es menor que Kc la reacción procede hacia la derecha 14. a) La reacción es exotérmica, por lo tanto la constante de equilibrio disminuye al aumentar

la temperatura. b) Δn no es igual a cero, entonces un cambio de volumen a temperatura constante influye en

la fracción de productos en la mezcla de equilibrio. 15. La reacción procederá en la dirección directa y Kp aumentará 16. a) desplaza el equilibrio a la derecha b) reduce el valor de K c) desplaza el equilibrio a la izquierda d) no afecta e) no afecta f) desplaza el equilibrio a la derecha 17. [A] aumentará y [B] disminuirá 18. Kp = 0,147 19. Kp = 2,3 x 10-3


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Ejercicios de solemnes y exámenes anteriores 1. El fosgeno (COCl2), gas tóxico usado en la síntesis de una gran variedad de compuestos orgánicos, se descompone de acuerdo a:

COCl2(g) CO(g) + Cl2(g) ΔH = 177,8 KJ/mol Una muestra de COCl2 de concentración inicial 0,500 M, se calienta a 527ºC en un recipiente de reacción. En el equilibrio, la concentración de CO es 0,046 M. Determine a) El valor de la constante de equilibrio (Kc) para la reacción a 527 ºC b) El valor de Kp a 527ºC c) Si al sistema se le adiciona calor ¿qué le ocurre al valor de la constante, explique brevemente? 2. La disociación de bromo molecular (Br2) a 600°C ocurre de acuerdo a la siguiente ecuación: Br2(g) 2Br(g). Se introducen 0,2 moles de Br2(g) en un recipiente de 0,5 L a 600 °C. En estas condiciones el bromo se disocia en 0,8%. a) Calcule las concentraciones de Br2(g) y Br(g) en el equilibrio. b) Calcule la constante de equilibrio Kc. c) Calcule la constante de equilibrio Kp. 3. Una mezcla de 2,0 mol de H2 y 2,0 mol de I2, ambos gaseosos, se coloca en un recipiente de 4,00 litros a 25°C. Cuando se alcanza el equilibrio se encuentra que la concentración de HI (g) es 0,76 Molar. La ecuación química que representa este equilibrio es: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Al respecto: a) Calcule Kc b) Calcule Kp c) Hacia donde se encuentra desplazado el equilibrio? Justifique su respuesta d) Si retira hidrógeno del sistema ¿cómo se vería afectada la concentración de I2 (g)? 4. Considere el siguiente equilibrio químico:

2SO2(g) + O2(g) 2SO3(g) En qué forma cada uno de los siguientes cambios afectara el equilibrio de esta reacción: a) Si agregamos O2(g) al sistema b) Si duplicamos el volumen del matraz c) Si agregamos un catalizador d) Si removemos SO3(g) del sistema


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GUÍA DE EJERCICIOS # 7 Equilibrio Iónico en solución acuosa (I)

Equilibrio Ácido-Base Temas

- Ácidos y bases; definición de Brönsted-Lowry - Producto iónico del agua y escala de pH - Ácidos y bases, fuertes y débiles

Ejercicios Resueltos 1. La constante de disociación ácida del ácido hipocloroso es Ka = 3,0 x 10-8. Para una disolución 0,0075M de HClO en agua, calcule: a) las concentraciones de H3O+, ClO-, HClO en el equilibrio b) el porcentaje de disociación del ácido c) el pH de la disolución ácida Desarrollo Escribimos la ecuación para la reacción de disociación en iones del ácido débil en agua y la situación de concentraciones iniciales, cambio y concentraciones “finales” que son las de equilibrio: HClO + H2O H3O+ + ClO-

Cinicial 0,0075M 0M 0M cambio - X X X Cequilibrio (0,0075 – X) M (X) M (X) M a) Debemos encontrar la x para responder cuáles son las concentraciones de equilibrio. Para ello planteamos la expresión de Ka en función de las concentraciones molares de equilibrio de reactivos y productos:

3a

[H O ][ClO ]K[HClO]

+ −

=

Ka = 3,0 x 10-8 Reemplazando las concentraciones del equilibrio en Ka,

aX XK

(0,0075 X)×

=−

= 3,0 x 10-8

Resolviendo, queda la siguiente ecuación de segundo grado:

X2 + 3,0 x 10-8X - 2,25 x 10-10 = 0 que se resuelve con

X = 2 4

2b b ac

a− ± −


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X = 8 8 2 103,0 10 (3,0 10 ) 4(2,25 10 )

2x x x− − −− ± −

X 1 = - 1,5 x 10-5

X 2 = 1,5 x 10-5

El valor negativo no tiene sentido físico, por lo que el valor de X es 1,5 x 10-5. Ahora respondemos cuales son las concentraciones molares de todas las especies presentes en el equilibrio:

[HClO] = (0,0075 – X)M = (0,0075 - 1,5 x 10-5 ) = 7,485 x 10-3 M [H3O+] = [ClO-] = (X)M = 1,5 x 10-5M

b) % de disociación 3

inicial

[H O ] 100[HClO]

+

= ×

% de disociación 1,5x10 5 1000,0075

−= × =

c) pH = - log [H3O+] = - log (1,5 x 10-5) = 4,8 Antes de resolver la ecuación cuadrática, se puede comprobar si la X del denominador en la expresión de Ka se puede despreciar. Si se cumple que:

4aK 1,0x104 C

−≤×

X es despreciable en el denominador, quedando la expresión para Ka de la siguiente ecuación:

aX XK

(0,0075 X)×

=−

Por lo tanto Ka queda como:

2

aXK

0,0075=

En el caso de nuestro ejemplo

863,0x10 1,0x10

4 0,0075

−−=

×


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Como 1,0x10-6 < < 1,0x10-4 , podríamos haber despreciado la X en el denominador facilitando el cálculo y cometiendo un mínimo error en el valor obtenido de la X. 2. Una disolución de ácido fenilacético HC8H7O2 tiene un pH de 2,68. Sabiendo que en la disolución este ácido débil está disociado un 2,47%, calcule: a) la constante de disociación Ka del ácido fenilacético b) la concentración inicial de la disolución del ácido. Desarrollo A partir del pH se obtiene la concentración molar de iones hidronio H3O+: Si pH = - log [H3O+] La concentración molar de iones hidronio es:

[H3O+] = 10-pH = 10-2,68 = 2,1 x 10-3 M Por otro lado, la ecuación de disociación del ácido es: HC8H7O2 + H2O H3O+ + C8H7O2

- Cinicial X 0 M 0M cambio - 2,1 x 10-3 M 2,1 x 10-3 M 2,1 x 10-3 M Cequilibrio (Y – 2,1 x 10-3)M (2,1 x 10-3) M (2,1 x 10-3) M La expresión de la constante Ka es:

3 8 7 2

a8 7 2

[H O ][C H O ]K[HC H O ]

+ −

−=

Reemplazando las concentraciones molares de equilibrio:

3 3

a 3

2,1x10 2,1x10K(Y 2,1x10 )

− −

−

×=

−

En este caso, para obtener el valor de Ka sólo falta saber el valor de Y que corresponde a la concentración inicial del ácido fenilacético y que podemos calcular a partir del % de disociación:

% de disociación 3

8 7 2 inicial

[H O ] 100[HC H O ]

+

= ×

2,47 3

8 7 2 inicial

2,1x10 100[HC H O ]

−

= ×


- 45 -

Despejando [HC8H7O2] inicial nos queda

3

8 7 2 inicial2,1x10[HC H O ] 100

2, 47

−

= ×

= 0,085 M = Y Reemplazando ahora en la expresión de Ka:

3 3

a 3

2,1x10 2,1x10K(0,085 2,1x10 )

− −

−

×=

−

Ka = 5,3 x 10-5

Ejercicios 1.Según la definición de Brönsted-Lowry de un ácido como dador de protones y de una base como aceptor de protones identifique en las siguientes reacciones pares conjugados ácido-base: a) HCO3

-(ac) + H2O (l) CO32-(ac) + H3O+(ac)

b) HF (aq) + HPO42-(aq) F-(aq) + H2PO4

-(aq) c) HSO4

- (ac) + HS- (ac) SO42- (ac) + H2S (ac)

2. Indique la base conjugada de las siguientes especies:

a) H3O+ b) HCl c) H2O d) H2PO4- e) NH4

+

3. Indique el ácido conjugado de las siguientes especies: a) OH- b) SO4

2- c) HS- d) NO3- e) NH2

-

4. De las siguientes especies ¿cuáles son anfóteras?

a) CN- b) HCO3- c) HS- d) NH3 e) HCO2

-

5. Clasifique los siguientes ácidos como fuertes o débiles: a) HCl b) HNO2 c) H2SO4 d) HNO3 e) HF f) CH3CO2H g) HClO4

6. A temperatura ambiente (25ºC) una solución acuosa contiene 7,7 x 10-8 M en iones hidróxido ¿Cuál es la concentración molar en iones H3O+ ?¿Cuál es el pH de esta solución?

7. A 25ºC la constante de ionización del agua es Kw = 1,0 x 10-14 y las concentraciones de [H3O+ ] = [OH-] = 1,0 x 10-7M en agua neutra. Su pH es 7. A 15º C su valor es Kw = 4,5 x 10-15 ¿Cuál es la concentración molar de H3O+ en agua neutra a esta temperatura? ¿y el pH? 8. Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas de ácidos o bases fuertes: a) 0,16 mol de HNO3 disueltos en agua ,completando un volumen de 1,5 L de solución


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b) 0,014 g de NaOH (masa molar = 40 g/mol) disueltos en 350 mL de solución c) una solución acuosa con pH 3,0 que se diluye desde 2 L hasta 4,0 L. d) 0,25 g de Ba(OH)2 (masa molar = 171,36 g/mol) en 100 mL de solución

9. ¿Cuál es la concentración molar de iones H3O+ en las siguientes soluciones?

a) solución acuosa que tiene un pH de 12,17 b) solución acuosa de NaOH 0,044 M c) solución acuosa con pH de 10,60 se diluye desde 1,0 L hasta 1,5 L d) solución acuosa con pOH de 2,55

10. Escriba la ecuación de disociación en iones, o de ionización, de los siguientes ácidos débiles al ser disueltos en agua y la correspondiente expresión de su constante de disociación ácida Ka :

a) HNO2 b) HCO2H c) HPO42-

11. Dadas las constantes de disociación ácida para los ácidos :

ÁCIDO Ka HNO2 4,5 x 10-4 HCO2H 1,8 x 10-4 HPO4

2- 3,6 x 10-13 a) ¿Cuál de los tres es el más débil? b) ¿Cuál es el valor del pKa de cada ácido? c) ¿Cuál tiene la base conjugada más débil?

12. ¿Cuál es el pH y el porcentaje de disociación del ácido benzoico C6H5CO2H en solución acuosa 0,015 M?La constante de disociación del ácido es Ka = 6,3 x 10-5 13. El ácido láctico (HC3H5O3) tiene un hidrógeno ácido. Una disolución 0,10 M del ácido tiene un pH de 2,44.Calcule Ka para el ácido láctico. 14. El pH de una disolución acuosa 0,10 M de la base débil propilamina C3H7NH2 es de 11,86. ¿Cuál es la constante de disociación de la base Kb? 15. Un ácido débil monoprótico está disociado un 5,0 % en una solución acuosa que se preparó 0,010 M. Encuentre la constante de disociación Ka y la concentración de equilibrio del ácido. 16. ¿Cuántos moles de HF (Ka = 6,8 x 10-4) deben utilizarse para formar 0,500 L de disolución con un pH de 2,70? 17. El ingrediente activo de la aspirina es el ácido acetilsalicílico (HC9H7O4) un ácido monoprótico con Ka = 3,3 x 10-4 a 25ºC ¿Cuál es el pH de una disolución obtenida disolviendo dos tabletas de aspirina con 500 mg de ácido acetilsalicílico cada una en 250 mL de agua? 18. ¿Quién tiene un pH más bajo? :


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a) Una disolución 0,1M de un ácido fuerte o una disolución 0,1M de un ácido débil b) Una disolución 0,1M de un ácido con Ka= 2 x 10-3 u otra 0,1M de un ácido con Ka= 8 x 10-6 c) Una disolución 0,1M de una base con pKb= 4,5 o de una base con pKb= 6,5 Respuestas 1. a) HCO3

- y CO32- ; H2O y H3O+

b) HF y F- ; HPO42- y H2PO4

- c) HSO4

- y SO42- ; HS- y H2S

2. a) H2O b) Cl- c) OH- d) HPO42- e) NH3

3. a) H2O b) HSO4- c) H2S d) HNO3 e) NH3

4. b) HCO3- c) HS- d) NH3

5. ácidos fuertes: HCl, HNO3, HClO4, H2SO4 (en su primera ionización) ácidos débiles: HNO2 , HF, CH3CO2H

6. [H3O+] = 1,3 x 10-7 M ; pH = 6,9 7. [H3O+] = 6,7 x 10-8 M ; pH = 7,2 8. a) 0,97 b) 11,0 c) 3,3 d) 11,5 9. a) 6,8 x 10-13 M b) 2,3 x 10-13 M c) 3,8 x 10-11 M d) 3,5 x 10-12 M 10. a) HNO2 (ac) + H2O (l) NO2

-(ac) + H3O+(ac) Ka = [NO2-] [H3O+]/[ HNO2]

b) HCO2H (ac) + H2O (l) HCO2-(ac) + H3O+(ac) Ka =[HCO2

-] [H3O+]/[HCO2H] c) HPO4

2- (ac) + H2O (l) PO43-(ac) + H3O+(ac) Ka =[PO4

3-] [H3O+]/[HPO42-]

11. a) ión hidrógeno fosfato HPO42- es el más débil

b) 3,35 ; 3,74 ; 12,44 ; c) HNO2

12. a) pH = 3,03 b) 6,22 % 13. Ka = 1,4 x 10-4

14. Kb = 5,6 x 10-4

15. Ka = 2, 5 x 10-5 ; 9,5 x 10-3 M

16. 3,9 x 10-3 mol de HF 17. pH = 2,6 18. a) Una disolución 0,1M de un ácido fuerte

b) El ácido con Ka = 2 x 10-3 c) La base con pKb = 6,5


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Ejercicios de solemnes y exámenes anteriores 1. Se tienen tres ácidos diferentes:

i) HA tiene una concentración 0,1 M ii) H2X tiene una concentración 0,1 M iii) HY tiene una concentración 0,1 M (Ka = 5,1x 10-6)

Calcule el pH para cada ácido y ordene en forma creciente de acuerdo a su acidez 2. Se disuelven 12,8g de ácido fórmico (HCOOH) en agua completando 500 mL de solución.

La constante de disociación del ácido es Ka = 2,14x10-4 a 25º C. a) Escriba la reacción de disociación del ácido en agua y la expresión de Ka b) Calcule el pH de la disolución c) Obtenga el % de disociación del ácido

3. El ácido fórmico (HCOOH) tienen una Ka = 1,7 x10-4.

a) Escriba la ecuación de disociación de esta especie en agua. b) Calcular las concentraciones de todas las especies presentes en una disolución de ácido

de pH = 3. c) Que masa de ácido Fórmico (HCOOH) de masa molar 46,03g/mol, se requiere para

preparar 250mL de la disolución de pH = 3. 4. Se prepara una solución disolviendo 1,50 g de KOH en 250 mL de agua. De esta solución

se toman 5 mL y se completa con agua hasta un volumen final de 500 mL. Calcule la molaridad y el pH de ambas soluciones.


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GUÍA DE EJERCICIOS # 8 Equilibrio Iónico en Solución Acuosa (II)

Amortiguadores y Kps Temas

- Propiedades ácido-base de las soluciones salinas. - Efecto del ión común; soluciones amortiguadoras - Solubilidad y Equilibrios de solubilidad.

Ejercicios Resueltos 1.El ácido furoico (HC5H3O3) tiene un valor de Ka de 6,76 x 10-4 a 25ºC. a) Calcule el pH de una disolución amortiguadora preparada mezclando 30,0 mL de HC5H3O3 0,250 M y 20,0 mL de furoato de sodio (NaC5H3O3 ) 0,22 M y diluyendo a un volumen total de 125mL. b) Calcule la variación de pH que se producirá cuando se agrega 0,010 mol de NaOH a un litro de disolución amortiguadora que contiene de ácido acético 0,100 M y acetato de sodio 0,100 M . Ka = 1,82 x 10 – 5 c) Calcule el pH que resultaría al agregar 0,01 moles de NaOH a 1 litro de agua pura (no tome en cuenta el cambio de volumen) Desarrollo a) Se debe calcular la concentración molar del ácido débil y de la sal que forman esta disolución amortiguadora. Como partimos de soluciones de concentración conocida y además sabemos el volumen final de la solución amortiguadora, podemos calcular las nuevas conecntraciones aplicando la fórmula de las diluciones, es decir,

2211 VCVC ×=× Entonces, para el ácido furoico tenemos que: V1 = 30 mL C1= 0,25 M V2= 125 mL C2 = ? 1253025,0 2 ×=× C C2 = 0,06 M

Entonces, para el furato de sodio tenemos que: V1 = 20 mL C1= 0,22 M V2= 125 mL C2 = ? 1252022,0 2 ×=× C C2 = 0,0352 M


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Ahora para el cálculo de pH de la disolución tampón, aplicamos la relación de Henderson-Hasselbach:

[ ][ ]acidobasepkapH log+= o bien, [ ]

[ ]baseácidopkapH log−=

Ka es 6,76 x 10-4, por lo tanto pKa será:

pKa = -logKa pKa = -log (6,76 x 10-4)

pKa = 3,17 Reemplazando los valores en la ecuación de Henderson-Hasselbach:

06003520log173,

,,pH +=

pH = 2,94 Como se podrán dar cuenta, la concentración de la base que se ocupó en la ecuación de Henderson-Hasselbach, corresponde a la concentración de sal. Esto se explica por las siguientes ecuaciones:

a) NaC5H3O3 Na+ + C5H3O3 –

b) C5H3O3

- + H2O HC5H3O3 + OH -

La ecuación a) muestra la disociación de la sal la cual corresponde aun electrolito fuerte, por lo tanto se encuentra completamente disociado, generando iones sodio y la base conjugada del ácido débil (C5H3O3

–). La ecuación b) muestra el equilibrio de la base conjugada en medio acuoso y como se han generado los iones hidroxilos (OH-) en los productos. Es la presencia de éstos iones hidróxilos, los que provocan que el pH de la solución acuosa de la sal correspondiente (NaC5H3O3), sea mayor que 7, es decir, básico. b) Debemos recordar que una base fuerte al igual que un ácido fuerte se clasifica como electrolito fuerte, por lo tanto se disocia completamente en medio acuoso, tal como se muestra en la siguiente ecuación: NaOH Na+ + OH- Necesitamos conocer la cantidad de iones OH- que aporta la base fuerte (NaOH) al tampón, como su concentración es 0,010 M tenemos que,

NaOH Na+ + OH-

inicial 0,010M 0 0 final 0 0,010M 0,010M


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Como a la solución amortiguadora de HAc/NaAc, le agregamos una base (NaOH), se altera el siguiente equilibrio: HAc + H2O H3O+ + Ac- Los iones OH- neutralizan a los H3O+, por lo tanto se produce un aumento de la concentración de Ac - y una disminución de la concentración de HAc. La ecuación de Henderson- Hasselbach, quedará entonces:

[ ][ ] NaOH

NaOH

CacidoCbase

pkapH−+

+= log

De acuerdo a los datos del problema, se tiene 1 L de solución y Ka= 1,82x10-5 pKa = 4,74 [Ac-] = 0,100 M

[HAc] = 0,100M [NaOH] = 0,010 M

MMpH

)010,0100,0()010,0100,0(log74,4

−+

+=

pH = 4,83

La variación de pH (ΔpH) será entonces:

ΔpH = 4,83-4,74 = 0,09 c) Como se tiene 1 L de disolución podemos decir que 0,01 mol de NaOH aportan 0,01 mol de OH- , por lo tanto:

pOH = -log OH- = -log 0,01 = 2 pH + pOH = 14 pH = 14 - pOH pH = 14-2 pH = 12 ΔpH = 12-7 = 5

En este caso el Ph varío en 5 unidades a diferencia de la solución amortiguadora del ejercicio anterior donde solo varió 0,09 unidades. En conclusión en una solución amortiguadora las variaciones de pH son muy pequeñas. 2. Se añade lentamente nitrato de plata, AgNO3, a una disolución que es 0,020 M en iones Cl- y 0,020 M en iones Br-. Calcule la concentración molar de los iones Ag+ necesaria para iniciar: a) la precipitación de AgBr (Kps= 5,0 x 10-13) y


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b) la precipitación de AgCl (Kps = 1,6 x 10-10) c) ¿Cuál de las sales precipita primero? Desarrollo a) En el caso del bromuro de plata, la constante del producto de solubilidad queda expresada como: AgBr(s) Ag+

(ac) + Br-(ac)

Kps = [Ag+] [Br-]

Como [Br-] = 0,020 M calcularemos la concentración de iones plata que deben sobrepasarse para que comience la precipitación del AgBr :

[ ] [ ]BrK

Ag ps=+ [ ] 1113

105,2020,0100,5 −

−+ == xxAg

Esto significa que con una concentración de iones plata superior a 2,5x10-11 M precipitará AgBr b) Para la precipitación de AgCl:

AgCl(s) Ag+

(ac) + Cl-(ac)

Kps = [Ag+] [Cl-]

Como [Cl-] = 0,020 M calcularemos la concentración de iones plata que deben sobrepasarse para que comience la precipitación del AgCl:

[ ] [ ]ClK

Ag ps=+ [ ] 910

100,8020,0106,1 −

−+ == xxAg

Por lo tanto se necesita una [Ag+] > a 8,0 x 10-9 M para que comience la precipitación de AgCl. c) Con estos resultados se puede ver que AgBr precipita primero ya que necesita una concentración menor de iones plata que AgCl. Ejercicios 1. ¿Cuáles de las siguientes sales da reacción de hidrólisis en agua? a) CaCl2 b) NaBr c) KCN d) NaCH3CO2 e) NH4Cl 2. Escriba la reacción de hidrólisis que ocurre al disolver acetato de sodio (NaCH3CO2) en agua


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3. Calcule el pH de una disolución de acetato de sodio (NaCH3CO2) 0,3 mol/L. Considere Ka (HCH3CO2) = 1,8 x 10-5

4. Escriba la reacción de hidrólisis que ocurre al disolver cloruro de amonio (NH4Cl) en agua. 5. Calcule el pH de una disolución acuosa de cloruro de amonio (NH4Cl) 0,25 mol/L si Kb NH3 = 1,8 x 10-5

6. Una solución acuosa formada por amoníaco (NH3) y cloruro de amonio (NH4Cl) es una solución amortiguadora de pH ¿qué sucede cuando a una solución acuosa de amoníaco se le añade cloruro de amonio? 7. Indique cómo está formada una disolución reguladora o amortiguadora de pH y cuál es la función que cumple. 8. Calcule el pH de una disolución acuosa que es 0,30M en HF y 0,15M en F- (Ka = 7,2 x 10-4) a) ¿Cuál es el pH después de agregar 0,01 mol de HCl a 1,0 L de solución? b) ¿Cuál es el pH al agregar 0,01 mol de NaOH a 1,0 L de solución? 9. Queremos obtener una disolución amortiguadora con pH = 5. Para ello preparamos un litro de disolución 0,2 M de un ácido HA cuya Ka=5 x 10-6. ¿Cuántos moles de sal NaA debemos añadir? 10. Calcule el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH3 y 8,0 g de NH4Cl se disuelven en agua completando un volumen de 0,5 L.(Kb NH3 = 1,79 x 10-5)

11. La constante Ka del ácido hipocloroso HClO es 3,5 x 10-8¿Cuál es la relación [ClO-]/ [HClO] necesaria para tener una solución buffer con pH 7,7? 12. La constante Ka del ácido cianhídrico es 4,9 x 10-10 ,calcule el pH de una disolución amortiguadora preparada mezclando 30 mL de HCN 0,05 M con 70 mL de disolución de cianuro de sodio 0,030 M. Considere volúmenes aditivos. 13. Se pone cromato de plata sólido, Ag2CrO4, en agua pura a 25ºC hasta obtener una disolución saturada de la sal. Los iones presentes son Ag+ y CrO4

2-. Un análisis muestra que la concentración de ión plata es 1,3 x 10-4M. Calcule la constante del producto de solubilidad Kps del Ag2CrO4. La ecuación de equilibrio entre el sólido sin disolver y los iones disueltos en solución es:

Ag2CrO4(s) 2 Ag+(ac) + CrO4

2-(ac)

14. La Kps del Ba(IO3)2 a 25ºC es de 6,0 x 10-10. ¿Cuál es la solubilidad molar del Ba(IO3)2? 15. A una disolución 2,0 x 10-4M de Ag+ y 1,5 x 10-3M de Pb+2 se le agrega iones yoduro, I- ¿Qué precipitará primero AgI (Kps = 8,3 x 10-17) o PbI2 (Kps = 7,9 x 10-9)? Indique la concentración molar de ión I- necesaria para iniciar la precipitación.


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16. La presencia de un ión común con la sustancia que se está disolviendo en una disolución, influye en su solubilidad. Calcule la solubilidad molar del AgBr (Kps= 5,0 x 10-13) en: a) agua pura b) disolución de AgNO3 3,0 x 10-2 M c) disolución de NaBr 0,10 M 17. La solubilidad de algunas sustancias depende del pH de la disolución. Calcule la solubilidad molar del hidróxido de hierro (II) Fe(OH)2 a) en disolución a pH = 10,00 y b) en una disolución a pH = 8,00 18. El pH de una disolución saturada de un hidróxido metálico MOH es de 9,68. Calcule la constante del producto de solubilidad Kps del compuesto. Respuestas 1. - KCN (sal de base fuerte y ácido débil, se hidroliza el anión generando OH- en la solución)

- Na CH3CO2 (sal de base fuerte y ácido débil, se hidroliza el anión generando OH- en la solución) - NH4Cl (sal de base débil y ácido fuerte, se hidroliza el catión generando H3O+ en la solución)

2. NaCH3CO2 Na+ + CH3CO2- (electrolito fuerte disocia al disolverse en agua)

CH3CO2- + H2O HCH3CO2 + OH- (anión que reacciona con agua, formando ácido

débil y produciendo iones OH-, el pH aumenta: hidrólisis básica) 3. pH = 9,1 4. NH4Cl NH4

+ + Cl- (electrolito fuerte disocia al disolverse en agua)

NH4+

+ H2O NH3 + H3O+ ( catión que reacciona con agua, formando base débil y produciendo iones H3O+ , el pH disminuye : hidrólisis ácida)

5. pH= 4,9 6. Por efecto del ión común(NH4

+) agregado, el equilibrio NH3 + H2O NH4+ + OH-

se desplaza hacia la izquierda, el grado de disociación del amoníaco disminuye, baja la concentración de OH- y por lo tanto disminuye el pH.

7. Una disolución reguladora, llamada también amortiguadora, tampón o buffer, es aquélla cuyo pH permanece prácticamente constante frente a pequeñas adiciones de un ácido o de una base, y también si se diluyen. Pueden estar formadas por ácido débil y su sal en este caso se calcula su pH como pH=pKa+log([sal]/[ácido]) o formada por base débil y su sal y se obtiene su pOH con pOH=pKb+log([sal])/[base]) y después su pH con pH = 14 - pOH

8. a) pH = 2,84 b) pH = 2,80 c) pH = 2,88 9. 0,1 mol de NaA 10. pH = 9,45 11. [ClO-]/[HClO] = 1,8 12. pH = 9,46 13. Kps= 1,1 x 10-12 14. 5,3 x 10-4 mol/L 15. AgI con [I-] = 4,2 x 10-13 M 16. a) 7,1 x 10-7 mol/L es la solubilidad de AgBr en agua pura b) 1,7 x 10-11 mol/L. La presencia del ión común Ag+ hace que disminuya la solubilidad

de AgBr por desplazamiento del equilibrio de solubilidad hacia la izquierda


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c) 5,0 x 10-12 mol/L.La presencia del ión común Br- hace que disminuya la solubilidad de AgBr por desplazamiento del equilibrio de solubilidad hacia la izquierda.

17. a) 1,6 x 10-6 M b) 0,016 M a pH mas bajo hay más iones H+ que capturan iones OH- . Desplazando el equilibrio de solubilidad hacia la derecha y logrando una mayor solubilidad del Fe(OH)2

18. Kps = 2,3 x 10-9

Ejercicios de solemnes y exámenes anteriores 1. Se dispone de 500 mL de una solución buffer compuesta por ácido acético (CH3COOH) y acetato de sodio (CH3COONa) que tiene un pH de 4,33. Si la concentración de CH3COONa es 0.102 M, calcule: a) ¿cuántos gramos de ácido acético contiene la solución buffer? b) El pH de la solución después de agregar 0,005 mol de NaOH. Suponga que la adición no produce cambio de volumen de solución. 2. Una disolución acuosa tiene, en idénticas concentraciones, iones cloruro (Cl-), yoduro (I-) y cromato (CrO4

-2), que pueden precipitar con el ion plata (Ag+). ¿En qué orden precipitarán las correspondientes sales de plata al ir agregando paulatinamente una disolución acuosa de nitrato de plata? Justifique su respuesta en base a los siguientes datos: Los equilibrios de solubilidad y los Kps son:

AgCl(s) Ag+

(ac) + Cl-(ac) Kps =1,7x10

-10

AgI(s) Ag+

(ac) + I-(ac) Kps =1,5x10

-16

Ag2CrO4(s) 2Ag+

(ac) + CrO42- (ac) Kps =1,9x10

-12.

3. Cuando se adiciona sulfato de magnesio, MgSO4, (una sal soluble en agua) a una solución de una base débil como la hidrazina (N2H4) 0,25 M, se forma un precipitado de hidróxido de magnesio, Mg (OH)2. Calcule la concentración del ión Mg2+, para cuando se inicia la precipitación del hidróxido de magnesio.(Kps para el Mg(OH)2 = 1,8 x 10-11). Considere que la hidrazina reacciona con el agua para dar N2H5

+ y OH- mediante la reacción: N2H4 (aq) + H2O N2H5

+ (aq) + OH- (aq) Kb = 1,7 x 10-6


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GUÍA DE EJERCICIOS # 9 Electroquímica

Temas

- Reacciones de óxido-reducción - Balance de ecuaciones redox (medio ácido y básico) - Celdas galvánicas, potenciales de reducción estándar, predicción de reacciones. - Baterías: Pilas secas, celda acumulador de plomo, baterías Ni- Cd - La ecuación de Nernst. Constante de equilibrio para ecuaciones redox - Electrólisis - Corrosión

Ejercicios Resueltos 1. Para la siguiente reacción de celda:

Cr2O72- (ac) + 14H+ (ac) + 6I- (ac) → 2Cr3+ (ac) + 3I2 (s) + 7H2O (l)

a. Calcule el potencial de la celda en condiciones estándar b. Calcule el potencial de la celda cuando las concentraciones son las siguientes: [Cr2O7

2-] = 2,0 M [H+] = 1,0 M [I -] = 1,0 M y [Cr3+] = 1,0 x 10-5 M Desarrollo a) Se separa en semi-reacción de oxidación en el ánodo y semi-reacción de reducción en el cátodo y se agregan los electrones que balancean las cargas: Ánodo 6I- (ac) → 3I2 (s) + 6e-

Cátodo Cr2O7

2- (ac) + 14H+ (ac) + 6e- → 2Cr3+ (ac) + 7H2O (l) Con los valores de los potenciales estándar de reducción (en tabla) de ambas semi-reacciones se calcula el potencial estándar de la celda Eº:

Eºcelda = Eºred(cátodo) - Eºred(ánodo) Eº celda = 1,33 - 0,54 = 0,79 V b) Con la Ecuación de Nernst se calcula el potencial de celda en condiciones no estándar

E = Eº - 0,0592 log Q n El potencial de celda estándar de la reacción es Eº = 0,79 V. El número de electrones que participan en la reacción, n = 6. El cociente de reacción, Q, se obtiene reemplazando los


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valores de las concentraciones de productos y reactivos:

Q = [Cr3+]2 = (1,0 x 10-5)2 = 5,0 x 10-11 [Cr2O7

2-][H+]14[I-]6 (2,0)(1.0)14(1,0)6 Reemplazando n y Q en la Ecuación de Nernst : E = Eº - 0,0592 log Q n E = 0,79 V - 0,0592 V log (5,0 x 10-11) 6 E = 0,79 V - 0,0592 V (-10,30) 6 E = 0,79 V + 0,10 V E = 0,89 V es el potencial de celda en las condiciones dadas 2. Calcule la masa de cobre producido al reducirse iones Cu+2 por el paso de 2,5 amperes de corriente, por una solución de sulfato cúprico, CuSO4, durante un tiempo de 45 minutos. Desarrollo La semi-reacción de reducción de los iones Cu+2 en el cátodo es:

Cu+2 (ac) + 2e- Cu (s) En ella vemos que por cada 2 moles de e- se deposita 1 mol (63,5g) de cobre sólido. Calculemos la cantidad de carga eléctrica transportada Q, en Coulomb. La cantidad de carga en Coulomb es igual a la intensidad de la corriente en Amperes (C/s) multiplicada por el tiempo transcurrido en segundos Q (C) = I(A) x t(s) Como Ampere = C/s debemos transformar los minutos a segundos:

ss 2700min160min45 =×

Ahora, reemplazando: Q(C) = 2,5 c/s x 2700 s = 6750 C Con la constante de Faraday, que nos da la cantidad de carga eléctrica de 1 mol de electrones: 1F = 96500 C/mol, se calcula el número de moles de electrones:

1 mol de e- = x mol e- 96500 C 6759 C x = 0,07 mol e-


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y ahora se relaciona el número de moles de electrones con los moles de Cu que se forman: 2 mol e- = 0,07 mol e- 1 mol de Cu x mol de Cu x = 0,035 mol de cobre Masa Cu = 0,035 mol x 63,5 g/mol = 2,22 g de cobre son los que se producen Ejercicios 1. En las ecuaciones balanceadas de óxido-reducción siguientes identifique los elementos que

sufren cambios en el número de oxidación, e indique la magnitud del mismo en cada caso: a) I2O5 (s) + 5 CO(g) I2 (s) + 5 CO2 (g) b) 2 Hg2+ (ac) + N2H4 (ac) 2 Hg(l) + N2(g) + 4H+

(ac) c) 3 H2S (ac) + 2H+

(ac) + 2NO3- (ac) 3S (s) + 2NO (g) + 4H2O(l)

2. Complete y balancee las semirreacciones siguientes. Indique en cada caso si hay oxidación

o reducción: a) Sn2+

(ac) Sn4+(ac)

b) TiO2(s) Ti2+ (ac) en medio ácido c) ClO3

- (ac) Cl- (ac) en medio ácido d) SO3

2- (ac) SO42- (ac) en medio básico

3. Complete y balancee las siguientes ecuaciones e identifique los agentes oxidante y reductor: a) Cr2O7

2- (ac) + I- (ac) Cr3+ (ac) + IO3- (ac) medio ácido

b) As2O3 (s) + NO3- (ac) H3AsO4 (ac) + N2O3(ac) medio ácido

c) MnO4-

(ac) + Br- (ac) MnO2 (s) + BrO3

- (ac) medio básico

4. Se construye una celda voltaica, en la cual una semicelda consiste en una lámina de plata

inmersa en una disolución de AgNO3 y la otra contiene una lámina de hierro en disolución de FeCl2.Ambas están unidas por un puente salino que contiene una disolución de un electrolito. La reacción global de la celda es:

Fe (s) + 2 Ag+ (ac) Fe2+ (ac) + 2Ag (s)

a) Escriba las semi-reacciones que ocurren en las semiceldas b) ¿Cuál electrodo es el ánodo y cuál el cátodo? c) ¿Fluyen los electrones del electrodo de plata al electrodo de hierro o viceversa? d) ¿En qué sentido se desplazan los cationes y aniones del puente salino? e) Escriba la notación de la celda galvánica 5. Con base en los potenciales estándar de reducción determine si las siguientes reacciones son

espontáneas o no espontáneas: a) 2Fe3+ (ac) + Sn2+ (ac) → 2Fe2+

(ac) + Sn4+ (ac) b) Cr2O7

2- (ac) + 6Fe2+ (ac) + 14 H+ → 2 Cr+3 + 6Fe3+ (ac) + 7 H2O


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6. Las semi-reacciones de una celda voltaica son las siguientes (o su inversa):

Sn4+ (ac) + 2e-

Sn2+ (ac) MnO4

- (ac) + 8H+ (ac) + 5e- Mn2+(ac) + 4 H2O (l)

a) Consulte la tabla de potenciales estándar de reducción y elija el proceso de reducción más

favorable b) Indique cuál reacción ocurre en el ánodo y cuál en el cátodo c) Escriba una ecuación balanceada de la reacción global de la celda d) Obtenga el potencial estándar de la celda 7. Se construye una celda voltaica que emplea la reacción siguiente y opera a 298 K

Zn (s) + Ni2+ (ac) Zn2+ (ac) + Ni(s)

a) Calcule el potencial de celda en condiciones estándar b) Cuál es el potencial de celda cuando las concentraciones son[Ni2+] = 3,00 M y [Zn2+] =

0,100 M 8. Una celda voltaica emplea la reacción siguiente y opera a 298 K :

4Fe2+(ac) + O2(g) + 4H+

(ac) 4Fe3+ (ac) + H2O(l) a) ¿Cuál es la fem de esta celda en condiciones estándar? b) ¿Cuál es la fem de la celda cuando [Fe2+] = 3,0 M [Fe3+] = 0,010 M, pO2 = 0,50 atm y el pH

de la disolución en el cátodo es 3,00? 9. Calcule el pH de la disolución en el cátodo, de la celda:

Zn (s) + 2H+(ac) Zn2+ (ac) + H2 (g)

si la fem de la celda medida a 298 K es de 0,684 V cuando [Zn2+] = 0,30 M y pH2 = 0,90 atm 10. Con base en los potenciales estándar de reducción calcule la constante de equilibrio de

cada una de las reacciones siguientes: a) Fe (s) + Ni2+ (ac) Fe2+ (ac) + Ni (s) b) Co (s) + 2H+ (ac) Co2+ (ac) + H2 (g) 11. Los marcapasos cardíacos funcionan con baterías de litio y cromato de plata (se les llama

de “botón”).La reacción global de la celda es:

2Li(s) + Ag2CrO4(s) Li2CrO4(s) + 2Ag(s) a) El litio metálico es el reactivo de uno de los electrodos de la batería ¿Es el ánodo o el

cátodo? b) Seleccione las dos semi-reacciones involucradas en la reacción de esta batería en tabla de

potenciales de reducción y calcule el potencial estándar que generaría una celda voltaica basada en estas semi-reacciones.


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12. Se electroliza una disolución de cloruro de níquel, empleando una corriente de 1,48 A. El proceso anódico consiste únicamente en la liberación de cloro, pero en el cátodo se deposita níquel y se desprende además hidrógeno. Si en el cátodo se depositan 1,926 g de níquel, calcular: a) El tiempo en horas que ha durado la electrólisis b) El volumen de hidrógeno a 18ºC y 738 mmHg que se ha desprendido en el mismo tiempo 13. Suponga que 1,5 Ampéres de corriente fluyen a través de una solución que contiene Ag+ durante 15,0 minutos. El voltaje es tal que se deposita Ag(s) en el cátodo. Determine la masa en gramos, de plata depositada. 14. Se electroliza una disolución de Cr3+ (ac) ¿qué amperaje se requiere para depositar 0,250 mol de Cr en un período de 8,00 h.? 15. En la electrólisis de NaCl acuoso, a)¿cuántos litros de Cl2 (g) bajo condiciones normales de presión y temperatura, genera una corriente de 15,5 A en un período de 75,0 min? b) ¿Cuántos moles de NaOH se forman en la disolución en este período? 16. El recubrimiento de cromo se aplica por electrólisis a objetos suspendidos en una disolución de dicromato,de acuerdo con la siguiente semi-reacción no balanceada:

Cr2O72- (ac) + e- + H+ (ac) Cr(s) + H2O(l)

¿Cuánto tiempo en horas tomaría recubrir con cromo, de un grosor de1,0 x 10-2 mm, un parachoques de auto cuya área superficial es de 0,25 m2,en una celda electrolítica con una corriente de 25,0 A? La densidad del Cr(s) es 7,19 g/cm3. 17. a) Escriba las reacciones anódica y catódica que provocan la corrosión del hierro metálico a Fe2+ acuoso. b) Escriba las semi-reacciones que intervienen en la oxidación del Fe2+

(ac) a Fe2O3 x 3 H2O por la acción del aire. 18. ¿Cómo protege el revestimiento de zinc del hierro galvanizado al hierro que está debajo? ¿Por qué se le llama protección catódica a la protección que brinda el zinc? Respuestas 1. a) I de +5 a 0 y C de +2 a +4 b) Hg de +2 a 0 y N de -2 a 0 c) N de +5 a +2 y S de -2 a 0 2. a) Sn2+

(ac) Sn4+(ac) + 2 e- oxidación

b) TiO2(s) + 4H+ (ac) +2 e- Ti+2 (ac) + 2H2O(l) reducción c) ClO3

- (ac) + 6H+(ac) + 6 e- Cl- (ac) + 3H2O (l) reducción

d) SO32- (ac) + 2 OH- SO4

2- (ac) + H2O (l) + 2 e- oxidación


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3. a) Cr2O7

2- (ac) + I- (ac) + 8 H+(ac) 2 Cr3+ (ac) + IO3

- (ac) + H2O (l) agente oxidante : Cr2O7

2- agente reductor: I- b) As2O3 (s) + 2 NO3

- (ac) + 2 H2O (l) 2 H3AsO4 (ac) + N2O3(ac) agente oxidante : NO3

- agente reductor: As2O3 c) 2) MnO4

- (ac) + Br-

(ac) + H2O (l) 2 MnO2 (s) + BrO3-

(ac) + 2OH- agente oxidante: MnO4

- agente reductor: Br-

4. a) Ag+ (ac) + e- Ag (s) Fe (s) Fe2+ (ac) + 2 e- b) Fe(s) ánodo , Ag(s) cátodo c) Los electrones fluyen desde el electrodo de Fe(-) hacia el electrodo de Ag(+) d) Los cationes migran hacia el cátodo de Ag y los aniones hacia el ánodo de Fe e) Fe(s)/Fe2+

(ac)//Ag+ (ac)/Ag(s) 5. a) Reacción espontánea (Eº = 0,617 V) b) Reacción espontánea (Eº = 0,559 V) 6. a) MnO4

- (ac) + 8H+ (ac) + 5e- Mn2+ (ac) + 4 H2O (l) Eºred=1,51 V

b) en el cátodo la semi-reacción de a) en el ánodo Sn2+ (ac) Sn4+ (ac) + 2e-

c) 5 Sn2+ (ac) + 2 MnO4

- (ac) + 16 H+ 5 Sn4+ (ac) + 2 Mn2+ (ac) + 8 H2O (l)

d) Eºcelda= 1,36 V

7. a) Eº = 0,48 V b) E = 0,53 V 8. a) Eº = 0,46 V b) E = 0,42 V 9. Eº = 0,763 V ; pH = 1,6 10. a) Eº = 0,16 V Keq = 2,54 x 105 b) Eº = 0,277 V Keq = 2,3 x 109

11. a) el ánodo b) Eº = 3,50 V 12. a) 1,25 h b) 41,3 mL 13. 1,51 g 14. 2,51 A 15. a) 10,5 L de Cl2(g) b) 0,940 mol de NaOH 16. 2,2 h 17. a) Ánodo: Fe (s) Fe+2 (ac) + 2e-

Cátodo : O2(g) + 4 H+ (ac) + 4 e- 2 H2O(l) b) 2Fe2+ (ac) + 3 H2O(l) + 3 H2O(l) Fe2O3 x 3 H2O (s) + 6H+ (ac) + 2 e- O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4 e- 2 H2O(l) 18. El Zn2+ tiene un potencial de reducción más negativo que el Fe+2, si están los dos, Zn y Fe

expuestos al O2 se oxidará el Zn y no el Fe. El Zn protege al Fe porque hace que el Fe sea el cátodo en el proceso electroquímico.


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Ejercicios de solemnes y exámenes anteriores 1. Para la siguiente reacción:

Cr2O7

2-(ac) + 6 I –(ac) + 14 H+

(ac) → 2Cr3+(ac) + 3 I2(s) + 7H2O(l)

a) Indique las semi-reacciones anódica y catódica b) Calcule el potencial estándar de la celda galvánica c) Calcule la fem de esta celda electroquímica a 25ºC cuando [Cr2O7

2-] = 0,020 M, [ I- ] = 0,015 M, [Cr 3+] = 0,20M y [H+] =1,0 M.

Datos: Eº Cr2O72-/ Cr3+ = 1,33 v , Eº I2/ I- = 0,54 v

2. Calcule la cantidad en gramos de Cr metálico depositado en un cátodo de hierro y la cantidad de Cl2 liberado en gramos en un ánodo de grafito, sumergidos en una solución que contiene CrCl3 cuando por esa solución pasa durante 52 minutos una corriente de 11 Amperes.

CrCl3 (ac) → Cr+3(ac) + 3 Cl-

(ac) Datos: E = Eo - (0,0592/n) log Q Eo = (0,0592/n) log K F = 96484 C/mol 3. Durante la obtención del “cobre electrolítico” se hace pasar corriente por un electrodo de Cu metálico (Cuº) que pesa 2,00 Kg sumergido en una solución que contiene Cu2+. Se le aplica una corriente de 20,0 Amperes y después de un tiempo, el electrodo de Cuº tiene una masa de 2,50 Kg. ¿durante cuánto tiempo circuló la corriente? 4.En la siguiente reacción redox:

CN- + MnO4- → CNO- + MnO2 (en disolución básica)

Asumiendo que el estado de oxidación del nitrógeno en el CN- es -5 y que en el CNO- es -3: a) Ajuste la reacción por el método de las semi-reacciones b) Indique semi-reacción de oxidación y de reducción c) Indique agente oxidante y agente reductor


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GUIA DE EJERCICIOS # 10 Cinética Química

Temas

- La velocidad de una reacción - Factores que influyen en la velocidad de reacción - Velocidad de reacción y estequiometria - La ley de velocidad - Reacciones de primer y segundo orden - Ecuación de Arrhenius y energía de activación

Ejercicios Resueltos 1. Considere la reacción de combustión de gas hidrógeno:

2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g)

Si el hidrógeno se quema a una velocidad de 4,6 mol/s ¿Cuál es la velocidad de consumo de O2? ¿Cuál es la velocidad de formación de vapor de agua? Desarrollo Para determinar la velocidad de consumo de oxígeno se debe establecer primero la relación que existe entre las velocidades de desaparición de ambos reactivos:

V= - 1 Δ [H2] = - Δ [O2] 2 Δ t Δt Como se conoce la velocidad con que desaparece el hidrógeno - Δ [H2] = 4,6 mol/s Δt se puede calcular la velocidad con que desaparece el oxígeno:

Δ [O2] = 1 ( 4,6 mol/s) = 2,3 mol/s Δt 2

Para determinar la velocidad de formación del vapor de agua se puede proceder del mismo modo que para el oxígeno pero se puede obtener el resultado de una manera más sencilla. Resultado: La ecuación indica que cuando reaccionan dos moles de H2 se forman dos moles de agua, por lo tanto la velocidad de formación de agua es igual a la velocidad de desaparición del H2 o sea 4,6 mol/s. 2. Se tiene la siguiente reacción A + 2B C. Se ha determinado experimentalmente la velocidad de reacción inicial en función de las concentraciones de A y de B a 25 ºC, cuyos resultados fueron:


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Determine la ley de velocidad y la constante de velocidad k de la reacción. Desarrollo Para encontrar la ecuación o ley de velocidad es necesario determinar los exponentes de cada término de concentración x e y en la expresión de la ley: v = k [A] X [B]Y

Para determinar el valor de x se escoge dos experimentos donde la concentración de A sea diferente y la de B se mantenga constante y se reemplazan los datos en la expresión para la velocidad. Utilizando los datos de los experimentos 1 y 2, reemplazando y dividiendo, se tiene:

( ) ( )( ) ( )

xx

yx

yx

kk

vv

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛=⎟

⎠

⎞⎜⎝

⎛===

××

= −

−

21

200,0100,0

100,0200,0100,0100,0.

41

1020,21050,5

5

6

2

1

Vemos que 14

= 12

x⎛ ⎞⎜ ⎟⎝ ⎠

sólo si x = 2

Para encontrar el valor de y se utilizan los experimentos 4 y 5 donde cambia la concentración de B y se mantiene invariable la concentración de A. Al dividir la velocidad del experimento 4 por la velocidad del experimento 5, se obtiene:

y

⎟⎠⎞

⎜⎝⎛=

21

21 igualdad que se cumple sólo si y =1.

Para encontrar el valor de k, reemplazamos x e y en la expresión de la ley de velocidad con los datos del experimento 1: ( ) ( )126 100,0100,01050,5 kx =− Resultando la constante de velocidad k = 5,50 x 10-3. Por lo tanto, la ley de velocidad es: v = 5,50 x 10-3 [A]2 [B]

Experimento [A] inicial, M [B] inicial, M Velocidad inicial, M/s 1 0,100 0,100 5,50 x 10-6 2 0,200 0,100 2,20 x 10-5

3 0,400 0,100 8,80 x 10-5

4 0,100 0,300 1,65 x 10-5

5 0,100 0,600 3,30 x 10-5


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Ejercicios 1. a) ¿Qué significa el término velocidad de reacción? b) Nombre tres factores que afectan la velocidad de reacción de una reacción química. c) ¿Qué información es necesaria para relacionar la velocidad de desaparición de reactantes

con la velocidad de aparición de productos? 2. Para la reacción siguiente, indique como se relaciona la velocidad de desaparición de cada

reactivo con la velocidad de aparición de cada producto:

B2H6 (g) + 3 O2 (g) B2O3 (s) + 3 H2O(g)

3. Considere la combustión de hidrógeno gaseoso

2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)

Si el hidrógeno se está quemando a una velocidad 0,85 mol/s a) ¿Cuál es la velocidad de consumo de oxígeno? b) ¿Cuál es la velocidad de formación de vapor de agua? 4. En la reacción de combustión del metano han desaparecido 24 mol/litro del mismo en 10

segundos. Calcular la velocidad de reacción en ese intervalo de tiempo, referida a los reactivos y a los productos.

CH4 (g) + O2(g) → CO2 (g) + H2O (g)

5. Considere la siguiente reacción hipotética en fase acuosa A (ac) → 2B (ac)

En un matraz se ponen 0.065 moles de A en un volumen total de 100.0 ml. Los siguientes datos fueron obtenidos:

Tiempo (min) 0 10 20 30 40 Moles de A 0.065 0.051 0.042 0.036 0.031

a) Calcule el número de moles de B en cada uno de los tiempos indicados, suponiendo que no hay moléculas de B en el tiempo cero

b) Calcule la velocidad promedio de desaparición de A para cada intervalo de 10 min en mol/s.

c) Cuál es la velocidad promedio de aparición de B en el intervalo de t =10 min a t =30 min en mol/s. Suponga que el volumen de la disolución es constante

6. Una reacción A + B C obedece la siguiente ecuación de velocidad Velocidad = K [A]2 [B] a) Si se duplica [A] ¿cómo cambia la velocidad? ¿Cambia la constante de velocidad? b) ¿Cuáles son los órdenes de reacción de A y B? ¿Cuál es el orden de reacción global? 7. La descomposición del N2O5 se lleva a cabo como sigue:

2 N2O5 → 4 NO2 + O2


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La ecuación de velocidad es de primer orden respecto al N2O5. A 45°C la constante de velocidad es 6.08 x 10-4 s-1.

a) ¿Cuál es la velocidad de la reacción cuando [N2O5] = 0.100 M ? b) ¿Qué le ocurre a la velocidad cuando se duplica la concentración de N2O5 a

0.200 M? 8. Considere la reacción siguiente: CH3Br(ac) + OH-

(ac) CH3OH(ac) + Br -(ac) La ecuación de velocidad de esta reacción es de primer orden respecto a CH3Br y de primer

orden respecto a OH-.Cuando [CH3Br] es 5,0 x 10-3M y [OH-] 0,050M,la velocidad de reacción a 298K es de 0,0432 M/s, a)¿Cuál es el valor y unidades de la constante de velocidad?b)¿Qué le ocurriría a la velocidad si se triplicara la concentración de OH-?

9. Se obtuvo datos de velocidad inicial de la reacción siguiente:

A(g) + 2B(g) → C(g) + D(g) [A], mol/L [B], mol/L velocidad

Experimento inicial inicial inicial 1 0.15 0.10 4.5 x 10-1 2 0.30 0.10 1.8 3 0.15 0.20 9.0 x 10-1

¿Cuál es la ecuación de velocidad de la reacción? 10. Los compuestos del tipo NxOy son uno de los mayores contaminantes atmosféricos, estos

reaccionan con la luz incidente (smog fotoquímico) y también con otros componentes de la atmósfera. Se estudió la cinética de la siguiente reacción:

2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

Y se obtuvieron los siguientes datos para la velocidad de desaparición de NO(g)

Experimento [NO]o(M) [O2]o(M) Velocidad inicial (M/s) 1 0.0126 0.0125 1.41x10-2 2 0.0252 0.0250 1.13x10-1 3 0.0252 0.0125 5.64x10-2

Con estos datos determine: a) ¿Cuál es la ley de velocidad para la reacción? b) ¿Cuál es el valor promedio de la constante de velocidad k? 11.Se determina que la ecuación de velocidad de cierta reacción A + B C

Tiene la forma de velocidad v = k [A]x ¿Cuál es el valor de x si:


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a) la velocidad se triplica cuando se triplica [A] b) la velocidad aumenta ocho veces cuando se duplica [A] c) la velocidad no cambia cuando se triplica [A] ? 12. Con los siguientes datos de velocidad para la reacción entre F2 y ClO2 :

F2 (g) + 2 ClO2 (g) 2 FClO2 (g) Experimento [F2]o(M) [ClO2]o(M) Velocidad inicial (M/s) 1 0.10 0.010 1.2 x10-3 2 0.10 0.040 4.8 x10-3 3 0.20 0.010 2.4 x10-3

a) Deduzca la ley de velocidad para la reacción b) Calcule la constante de velocidad c) Calcule la velocidad de la reacción cuando [F2] = 0,010 M y [ClO2]= 0,020 M 13. Considere la reacción del ión peroxidisulfato:

S2O8= (ac) + 3I-(ac) → 2 SO4

=(ac) + I3(ac) .

A una temperatura determinada, la velocidad de esta reacción varía con las concentraciones de los reactivos en la forma siguiente:

Experimento [S2O8 =] (M) [I-] (M) t

] O[S 82

ΔΔ

−=

(M /s)

1 0,038 0,060 1,4 x 10 -5 2 0,076 0,060 2,8 x 10-5

3 0,076 0,03 1,4 x 10-5 a) Escriba la ecuación para la velocidad de desaparición de S2O8

= b) ¿Cuál es el valor de k para la desaparición de S2O8 =? c) ¿Cuál es la velocidad de desaparición de S2O8

= cuando [S2O8 =] = 0,025 M y [I-] = 10,10 M?

d) ¿Cuál es la velocidad de aparición de SO4=(cuando [S2O8 =] = 0,025 M y [I-] = 3,00 M?

14. La descomposición del dióxido de nitrógeno en nitrógeno y oxígeno es una reacción de

segundo orden con una constante de velocidad k = 12,5 M-1s-1. Calcule la vida media de la reacción si [NO2]0 = 0,00260 M.

15. Cierta reacción de primer orden tiene una constante de velocidad k = 1,75 x 10-1 s-1 a 20ºC.

Si la energía de activación Ea = 121 KJ /mol ¿Cuál es el valor de k a 60ºC?


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Respuestas 1. a) Velocidad de reacción es el cambio en la cantidad de productos. b) Las velocidades dependen de la concentración de reactivos, el área superficial de reactivos,

la temperatura y la presencia de un catalizador c) Se debe conocer la estequiometría de la reacción, (proporciones molares de reactivos y

productos) para correlacionar la velocidad de desaparición de los reactivos con la velocidad de aparición de los productos

2. v = - Δ [B2H6] = - 1 Δ [O2] = Δ [B2O3] = 1 Δ [H2O] Δ t 3 Δ t Δ t 3 Δ t 3. a) - ∆[O2]/ ∆t = 0,43 mol/s b) ∆[H2O]/ ∆t = 0,85 mol/s 4. V CH4 = 2,4 mol/Lx s; V O2 = 4,8 mol/Lx s; V CO2 = 2,4 mol/L x s; V H2O = 4,8 mol/Lxs. 5. a) b)

Tiempo (min) 0 10 20 30 40 Velocidad mol/s 2,3 x 10-4 1,5 x 10-4 1,0 x 10-4 0,8 x10-4

Δ[B]/Δt = 1,3 x 10-4 mol/s 6. a) Si [A] se duplica la velocidad cambia por 22 o sea aumenta por un factor de 4, la

constante de velocidad K no cambia a menos que la temperatura cambie. b) la reacción es de segundo orden respecto a A,de primer orden respecto a B y de tercer orden

global. 7. a) 6,08 x 10-5 s-1 b) se duplica 8. a) k = 1,7 x 102 M-1s-1 b) si se triplica [OH-],la velocidad se triplica 9. velocidad = k [A]2 [B] 10.a) velocidad = k [NO]2[O2] b) Kprom = 7,11 x 103 M-2s-1

11.a) x = 1 b) x = 3 c) x = 0 la velocidad no depende de [A] 12.a) v = k [F2] [ClO2] b)1,2 M-1s-1 c) 2,4 x 10-4 M/s

13.a) t

] O[S 82

ΔΔ

−=

= k [S2O8 =] [I-]

b) k = 6,14 x 10-3 M-1 s-1 c) 1,55 x 10-3 Ms-1

d) t

] O[S 82

ΔΔ

−=

= 9,2 10-4 Ms-1

14. 30, 8 15. 68, 3 s-1

Tiempo (min) 0 10 20 30 40 Moles de B 0.000 0.014 0.023 0.029 0.034


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Preguntas de solemnes y exámenes anteriores 1. Para la siguiente reacción:

2HgCl2(ac) + C2O4-2(ac) → 2Cl-(ac) + 2CO2(g) + Hg2Cl2(s)

Se midió la velocidad inicial de la reacción a distintas concentraciones de los reactivos de acuerdo a la Tabla:

Exp [HgCl2] (M) [C2O42-] (M) v

1 0,105 0,150 1,8x10-5 2 0,105 0,300 7,1x10-5 3 0,052 0,300 3,5x10-5 4 0,052 0,150 8,9x10-5

a) Encuentre la ley de velocidad para esta reacción b) Indique el valor de la constante de velocidad para esta reacción c) Cuál es la velocidad de la reacción si [HgCl2] = 0.080M y [C2O4

2-] = 0.10M si la temperatura es la misma para obtener los datos anteriores

d) Indique el orden global de la reacción


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APÉNDICE Apuntes de Nomenclatura Estados de Oxidación (EO) Es la carga eléctrica neta que presenta el átomo o un ión. Las siguientes reglas ayudan a asignar el EO de los elementos. 1.- Sus valores pueden ser positivos o negativos. 2.- Un elemento puede tener uno ó más EO. Todos los metales alcalinos (Grupo IA) tienen EO + 1. Todos los metales Alcalinos Térreos (Grupo II A) tienen EO + 2. El aluminio siempre tiene O + 3 en todos sus compuestos. 3.- En los elementos libres (que no están combinados) el EO es cero. 4.- En una molécula neutra, la suma de los EO de todos los átomos debe ser cero. 5.- Para los iones formados por un sólo átomo el EO es igual a la carga del ión. Así para Li+ su EO es +1 y O-2 su EO –2 6.- En un ión poliatómico la suma de los EO de todos los elementos debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio NH4

+;N(-3), H (+1). Así la suma de los EO es –3 + 4 (+1)= +1, que es la carga neta del ión. 7.- El EO del oxigeno en la mayoría de sus componentes es –2 excepto en los peróxido donde actúa con su EO-1 8.- El EO del hidrógeno en la mayoría de sus compuestos es +1 excepto cuando está formando hidruros (unido a un metal) donde actúa con su EO-1


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Estados de oxidación más usuales

Nombre y fórmula de algunos ácidos inorgánicos

Nombre Fórmula Anión (es) Nombre del anión Ácido clorhídrico HCl Cl- Cloruro

Ácido bromhídrico HBr Br- Bromuro Ácido fluorhídrico HF F- Fluoruro Ácido sulfhídrico H2S HS- Sulfuro ácido

S-2 Sulfuro Ácido cianhídrico HCN CN- Cianuro

Ácido nítrico HNO3 NO3- Nitrato

Ácido nitroso HNO2 NO2- Nitrito

rupo I A II A III

A IV A V A VIA VII A

H 1 Be 2 B 3 C 4,2 N 3, 5, 4,2 O -2 F -1 Li 1 Mg 2 Al 3 Si 4 P ±3, 5, 4 S ± 2, 4, 6 Cl ± 1, 3, 5, 7 Na 1 Ca 2 Ga 3 Ge 4 As ±3,5 Se -2, 4, 6 Br ±1, 5 K 1 Sr 2 In 3 Sn 4,2 Sb ±3, 5 Te -2, 4, 6 I ±1, 5, 7 Rb 1 Ba 2 Tl 3,1 Pb 4,2 Bi 3,5 Po 2, 4 At ±1, 3, 5, 7 Cs 1 Ra 2 Fr 1

Grupo IB IIB IIIB IVB VB VIB VII

B

Cu 2, 1 Zn 2 Sc 3 Ti 4, 3 V 5, 4 3, 2 Cr 6, 3, 2 Mn 7, 6, 4, 2, 3 Ag 1 Cd 2 Y 3 Zr 4 Nb 5, 3 Mo 6, 5, 4, 3, 2 Tc 7 Au 3, 1 Hg 2, 1 La 3 Hf 4 Ta 5 W 6, 5, 4, 3, 2 Re 7, 6, 4, 2

Ac 3

Fe 2, 3 Ru 2, 3, 4, 6, 8 Os 2, 3, 4, 6, 8 Co 2, 3 Rh 2, 3, 4 Ir 2, 3, 4, 6 Ni 2, 3 Pd 2, 4 Pt 2, 4


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Ácido sulfúrico H2SO4 SO4 -2 Sulfato

HSO4- Sulfato ácido

Ácido sulfuroso H2SO3 SO3-2 Sulfito

HSO3- Sulfito ácido

Ácido hipocloroso HClO ClO- Hipoclorito Ácido cloroso HClO2 ClO2

- Clorito Ácido clórico HClO3 ClO3

- Clorato Ácido perclórico HClO4 ClO4

- Perclorato Ácido fosfórico H3PO4 PO4

-3 Fosfato HPO4

-2 Fosfato ácido H2PO4

- Fosfato diácido Ácido fosforoso H3PO3 PO3

-3 Fosfito HPO3

-2 Fosfito ácido H2PO3

- Fosfito diácido Ácido Carbónico H2CO3 CO3

-2 Carbonato HCO3

- Carbonato ácido Ácido Acético C2H3O2H C2H3O2

- Acetato Las siguientes especies son aniones también de uso frecuente. Lo especial de estos aniones es que sólo son estables estas especies y no el posible ácido del cual podrían proceder.

Anión Nombre del anión MnO4

- Permanganato CrO4

- Cromato Cr2O7

-2 Dicromato Funciones Químicas Inorgánicas

Tipo de Función Nombre de la Función Formada por Binaria Óxido (Anhídrido) Oxígeno, Metal (No Metal)

Peróxidos

Grupo Peróxido y metales del Grupo 1ª y 2ª, además del

Hidrógeno Hidruros Metal e Hidrógeno

Hidrácidos No Metal e Hidrógeno Sal Binaria Metal y No Metal

Hidróxidos Metal e Hidróxido

Terciarias Oxácidos Hidrógeno, No Metal y Oxígeno Sal Terciaria Metal, No Metal y Oxígeno


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TABLAS Y DATOS GENERALES

PRESIONES DE VAPOR Y DENSIDADES DEL AGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS

Temp. Pres Vap Densidad Temp Pres Vap Densidad (°C) (torr) (glcm3) (°C) (torr) (glcm3)

E,, 1 x 10--5

E,, 1 x 10--5

~10 (hielo) 1.95 0.99815 29 30.04 0.99597 -.5 (hielo) 3.01 0.99930 30 31.82 0.99567 0 4.58 0.99987 31 33,70 0.99537 1 4.93 0.99993 32 35.66 0.99505 2 5.29 0.99997 33 37.73 0.99473 3 5.69 0.99999 34 39.90 0.99440 4 6.10 1.00000 35 42.18 0.99406 5 6.54 0.99999 36 44.56 0.99371 6 7.01 0.99997 37 47.07 0.99336 7 7.51 0.99993 38 49.69 0.99299 8 8.05 0.99988 39 52.44 0.99262 9 8.61 0.99981 40 55.32 0.99224 10 9.21 0.99973 45 71.88 0.99025 11 9.84 0.99963 50 92.51 0.98807 12 10.52 0.99952 55 118.04 0.98573 13 11.23 0.99940 60 149.38 0.98324 14 11.99 0.99927 65 187.54 0.98059 15 12.79 0.99913 70 233.7 0.97781 16 13.63 0.99897 75 289.1 0.97489 17 14.53 0.99880 80 355.1 0.97183 18 15.48 0.99862 85 433.6 0.96865 19 16.48 0.99843 90 525.8 0.96534 20 17.54 0.99823 95 633.9 0.96192 21 18.65 0.99802 100 760.00 0.95838 22 19.83 0.99780 105 901.0 ---- 23 21.07 0.99756 110 1074.6 0.9510 24 22.38 0.99732 150 3750.5 0.9173 25 23.76 0.99707 200 11660 0.8628 26 25.21 0.99681 250 29820 0.794 27 26.74 0.99654 300 64430 28 28.35 0.99626


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POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN


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Tabla 1.2 Unidades SI básicasCantidad fundamental Nombre de la

unidadSímbolo

Longitud metro mMasa kilogramo kgTiempo segundo sCorriente eléctrica ampere ATemperatura kelvin KCantidad de sustancia mol molIntensidad luminosa candela cd

Tabla1.3 Prefijos utilizados con unidades SIPrefijo Símbolo SignificadoTera- T 1012

Giga- G 109

Mega- M 106

Kilo- k 103

Deci- d 10-1

Centi- c 10-2

Milli- m 10-3

Micro- μ 10-6

Nano- n 10-9

Pico- p 10-12


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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

• Química. Raymond Chang 9ª Edición. 2007 • Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª

Edición 2004. • “Química General” Kenneth W. Whitten, Raymond E. Davis, Ed. Mc Graw Hill. 5ª

Edición 1998 • Química General Darrrell D. Ebbing Ed. Mc Graw Hill. 5ª Edición 1997

guia ejercicios qui 104 2012

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