Guía de Ejercicios

UNIVERSIDAD CENTRAL DE VENEZUELA
FACULTAD DE AGRONOMÍA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA Y TECNOLOGÍA
CÁTEDRA DE QUÍMICA
Maracay, octubre de 2010
1
INTRODUCCIÓN
El desarrollo de la QUÍMICA ha tenido un notable impacto en la vida moderna. La comprensión
de la naturaleza química de procesos naturales ha conducido a un mejor control de los mismos y a
poder sintetizar una gran cantidad de productos de utilidad práctica.
En la Agronomía, la química no solo ayuda a la comprensión de los procesos naturales
relacionados con la vida vegetal, sino que también proporciona las bases para elaborar y usar
productos que contribuyen a mejorar e incrementar la producción agrícola, tales como fertilizantes
y plaguicidas. Para el aprovechamiento industrial de los productos agropecuarios, la química aporta
principios básicos presentes en las metodologías de procesamiento y conservación. La química se
encuentra presente en la actividad agronómica en sus diferentes ramas: analítica, inorgánica,
bioquímica, fisicoquímica, etc.
El objetivo general de la asignatura de QUÍMICA I es lograr que al finalizar el curso el estudiante
sea capaz de enunciar, analizar, interpretar y aplicar los principios, leyes y conceptos involucrados en
la estructura electrónica de los átomos, la clasificación periódica de los elementos químicos, el
enlace químico, soluciones, estequiometría y equilibrio químico. Esto le permitirá al estudiante lograr la
base necesaria para la comprensión y estudio de los diversos aspectos científicos y tecnológicos
involucrados en la Agronomía.
Es por esto que se ha concebido la presente publicación, como un recurso que la Cátedra de
Química I coloca a la disposición del estudiante, con el fin de que a través de la ejecución de las
actividades, bien sea en forma individual o grupal, el alumno pueda llevar a cabo el análisis de los
contenidos del programa y lograr de esta manera el cumplimiento de los objetivos del mismo.
2
ESTRUCTURA ATÓMICA
1. Describa la contribución de cada uno de los siguientes científicos al conocimiento actual de
la estructura atómica.
a. J. J. Thomson
b. Ernest Rutherford
c. Niels Bohr
2. Defina:
a.
b.
c.
d.
e.
Electrón
Neutrón
Protón
Orbital
Número Másico
f.
g.
h.
i.
j.
Espectro
Número Atómico
Principio de Incertidumbre
Número Cuántico
Isótopo
3. ¿En qué porcentaje contribuyen los isótopos 107 y 109 en el peso atómico de la Plata (Ag),
cuyo valor es de 107,87?
R: isótopo 107 = 56,5%; isótopo 109 = 43,5%.
4. ¿En qué porcentaje contribuyen los isótopos 140 y 142 en el peso atómico del Cesio (Cs), cuyo
valor es de 140,12?
R: isótopo 140 = 94%; isótopo 142 = 6%.
5. El Cobre tiene dos formas isotópicas, cuyas masas son 63 y 65. La abundancia relativa es de
73% y 27%, respectivamente. Calcular el peso atómico promedio del Cobre.
R: 63,54
6. Cuando una corriente de Sodio (11Na) gaseoso, pasa a través de los polos de un imán,
experimenta una división en dos corrientes. Explique según los conceptos de paramagnetismo
y diamagnetismo este fenómeno. En base a esto que esperaría usted, si la corriente fuera de
Calcio (20Ca).
7. Complete la siguiente tabla:
Z
16
8
A
Protones
Neutrones
Electrones
O
238
92
U
235
92
U
23
11
14
7
N
15
7
N
Na
56
26
Fe
37
17
Cl
35
17
1
2
1
Cl
40
19
K
8. Describa la función de cada uno de los números cuánticos
3
9. Escriba los números cuánticos según se indique:
a. Para el último electrón del potasio.
b. Para el último electrón del Hierro.
c. Para el 10mo electrón del Cromo.
10 .Un átomo de Flúor tiene 9 electrones. Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de los 9
electrones en su estado fundamental.
11. En cuál de las siguientes transiciones electrónicas de un átomo de hidrógeno se emitirán fotones
de mayor energía. (No se requiere ningún cálculo.)
a. n = 3
n=2
b. n = 2
n=1
c. n = 3
n=1
d. n = 1
n=3
12. Explique según la teoría de los números cuánticos, cuáles de las siguientes secuencias (n, l, m ) son
imposibles para un orbital atómico:
a. (3,-1,1)
b. (1,0,2)
c. (5,3,-3)
d. (0,1,-1)
e.(3,2,0)
13. Escriba la configuración electrónica de los siguientes elementos:
1
1
H ; 49 Be ; 37 Li ;
35
17
Cl ;
40
18
Ar ;
20
10
23
11
Na ;
27
13
Al ;
12
6
C;
39
19
K;
85
37
Rb ;
133
55
Cs ; 24 He ;
34
12
Mg ;
11
5
B;
14
7
N;
16
8
O;
19
9
F;
28
14
Si ;
Ne .
31
14. ¿Cuál de las configuraciones electrónicas siguientes es la correcta para el Fósforo ( 15 P )? ¿Por qué
es incorrecta cada una de las otras?
3s
3p
a.
b.
c.
d.
15. Deduzca a partir de las configuraciones electrónicas, cuál de las siguientes especies tiene más
electrones no apareados. S+, S ó S—. (Nro. Atómico S =16 )
TABLA PERIÓDICA
1) Escriba la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 9, 12, y 55.
a) Señale el grupo y período al cual pertenecen cada elemento.
b) Identifique cada elemento e indique su símbolo.
c) Clasifíquelos en metal, no-metal y metaloide.
d) Ordénelos en orden creciente de su radio atómico.
e) ¿Cuál de estos elementos tiene mayor afinidad electrónica? ¿cuál de estos elementos tiene
mayor potencial de ionización?. Justifique sus respuestas.
2) Escriba la configuración electrónica de los elementos correspondientes al cuarto período de la
Tabla Periódica.
3) ¿Por qué se llena el orbital 5s antes del orbital 4d?
4
4) Explique por qué las configuraciones electrónicas en el estado fundamental en el Cromo y Cobre,
son diferentes de las que se esperarían.
5) Agrupe las siguientes
configuraciones en parejas que puedan representar átomos con
propiedades químicas semejantes:
a)
b)
c)
d)
e)
f)
1s2 2s2 2p5
1s2 2s1
1s2 2s2 2p6
1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
-
Determine su ubicación en la Tabla Periódica
(Grupo o familia y Período)
Indique su símbolo químico
Clasifique dichos elementos
6) Agrupe los siguientes elementos por pares según sus propiedades químicas semejantes: K, F, P, Na,
Cl y N.
7) ¿Qué es el potencial de ionización? ¿Cómo puede explicar el cambio de potenciales de
ionización en un grupo y período de la Tabla Periódica?
8) ¿Cómo puede explicar la diferencia en potenciales de ionización entre los siguientes pares de
átomos, basándose en la información aportada por la tabla periódica:?
a. Na y Cl
b. Li y Be
c. Be y B
9) Especifique cual de los siguientes elementos se esperaría que tuviera mayor afinidad electrónica: K,
Co, S, Cl. Justifique su respuesta.
10) Con base en su ubicación en la tabla periódica explique la diferencia en afinidades electrónicas
entre los siguientes pares de átomos:
a. Cl y F
b. O y F
11) Consultando la tabla periódica ordene los siguientes átomos en orden creciente de su radio:
(a) P, Si, N
(b) C, Li, Be
12) ¿Cuál es el ión más grande en cada uno de los siguientes pares? Explique cada caso:
a. Li+ y Be2+
b. Li+ y Na+
c. F- y Na+
13) ¿Por qué el Sr (Z=38) y el Cd (Z=48) no están en la misma familia aunque su capa de electrones de
valencia sea idéntica?
14) Investigue la primera energía de ionización del Mg, Na y Al. ¿Por qué la primera energía de
ionización del Magnesio es más grande que la del Sodio y también más grande que la del Aluminio?
15) Explique por qué el cobalto (Z=27) tiene más cantidad de partículas subatómicas que el escandio
(Z=21), y en cambio menor radio atómico.
16) ¿Por qué mientras en el primer período del Sistema Periódico hay sólo dos elementos y en el
segundo ocho, existen tantos elementos en los periodos siguientes?
5
17) Sabiendo que los tres primeros potenciales de ionización medidos en e.V., del Na y Mg son:
Elemento
I1
I2
I3
11
Na
5,1
47,3
71,7
12
Mg
7,6
15,0
80,1
Explique razonadamente por qué:
a) Para un mismo elemento aumenta los sucesivos potenciales de ionización.
b) La mayor diferencia entre ellos ocurre en el sodio entre I 1 y I2, mientras que en el
magnesio entre I2 y I3.
18) Ordene en forma creciente en tamaño los iones siguientes: Cl -, Na+, S-2, Mg+2, Al+3.
19) Explique razonadamente por qué para el calcio la diferencia entre la segunda y tercera energía
de ionización es mucho mayor que la que existe entre la tercera y cuarta.
20) Ordene de mayor a menor tamaño los siguientes átomos: Ba, Cl, Si, O, K.
21) Escriba las configuraciones electrónicas del cloro (Z=17) y del potasio (Z=19), y de los iones más
estables a que darían lugar. Razona cuál de esos iones tendrá menor radio.
22) Escriba la configuración electrónica para los elementos 12X y 20Y. Indique el grupo y período al cual
pertenece cada uno de ellos. Señale cuál de ellos tiene mayor radio atómico.
23) Responda: ¿Cómo varía la afinidad electrónica en la tabla periódica? Ordene en orden creciente
de su Afinidad electrónica: Sb, Te, I, Cs.
24) Explique mediante la carga nuclear la diferencia de tamaño entre el N y el F.
25) Fundamentado en el conocimiento de la Tabla Periódica, responda la siguiente pregunta:
¿Cuál es el nombre y símbolo del halógeno con mayor electronegatividad? Justifique
su respuesta.
26) En la tabla que se muestra a continuación se observan los valores en Ángstrom (Å) de los radios de
los elementos del período 2 y 3 de la Tabla Periódica. En atención a estos valores describa la
influencia de la carga nuclear en el tamaño de los átomos de los elementos que integran un período
de la Tabla Periódica.
Período 2
Radio (Å)
Período 3
Radio (Å)
3Li
4Be
5B
6C
7N
8O
9F
1,23
0,90
0,80
0,77
0,74
0,73
0,72
11Na
12Mg
13 Al
14Si
15P
16S
17Cl
1,54
1,36
1,18
1,11
1,06
1,02
0,99
27) A partir de la información de la siguiente tabla, explique la influencia de la carga nuclear en el
tamaño de los elementos que integran un grupo de la Tabla Periódica.
GRUPO IA
3Li
11Na
19K
1,23
1,54
2,03
GRUPO VIIA
9F
17Cl
35Br
0,72
0,99
1,14
37Rb
2,16
53I
1,33
6
28) Para cada uno de los iones de los elementos en los grupos IA y VIIA se le indica el valor del radio,
de acuerdo a esta información, explique la variación del tamaño de los mismos cuando se compara
con el radio del átomo del elemento en estado fundamental.
GRUPO IA
3Li+
11Na+
19K+
0,60
0,95
1,33
GRUPO VIIA
9F17Cl35Br-
1,36
1,81
1,95
37Rb+
1,48
53I-
2,18
Los potenciales de ionización para el H, Li y Na son respectivamente 13,6; 5,36 y 5,14 eV. Explique las
variaciones del potencial de ionización de estos elementos.
ENLACE QUIMICO
Electronegatividad y tipo de enlace
1. Ordene los siguientes enlaces en orden creciente según su carácter iónico: CarbonoHidrógeno; Flúor- Hidrógeno; Bromo-Hidrógeno; Sodio-Yodo; Potasio-Flúor; Litio-Cloro.
EC = 2.5, EH = 2.1, EF = 4.0, EBr = 2.8, ENa = 0.9, EI = 2.5, EK = 0.8, ELi = 1.0, ECl = 3.0
2. Enumere en orden creciente los siguientes enlaces según su carácter iónico: Cesio-Flúor; CloroCloro; Bromo-Cloro; Silicio-Carbono.
ECs = 0.7, ESi = 1.8
3. Clasifique los siguientes enlaces como iónico, covalente polar o covalente puro y justifique sus
respuestas:
a) Enlace CC en H3CCH3
e) Enlace SiSi en Cl3SiSiCl3
b) Enlace KI en KI
f)
c) Enlace NB en H3NBCl3
g) Enlace CaF en CaF2
d) Enlace CF en CF4
h) Enlace NH en NH3
Enlace SiCl en Cl3SiSiCl3
EN = 3.0, EB = 2.0, ECa = 1.0
4. Clasifique los siguientes enlaces como iónicos, covalentes polares o covalentes puros, justifique
su respuesta.
a) El enlace HCl
b)El enlace KF
d) El enlace NN en H2NNH2
e) El enlace en H2S
c) El enlace en CsCl
5. Cuatro átomos se designan arbitrariamente como D, E, F y G. Sus electronegatividades son D =
3,8 E = 3,3 F = 2,8 y G = 1,3. Si los átomos de los elementos forman las moléculas DE, DG, EG y DF.
¿Cómo se podrían ordenar estas moléculas en orden creciente de acuerdo con su carácter de
enlace covalente?
7
6. Clasifique las siguientes sustancias como compuestos iónicos o compuestos covalentes: CH 4, KF,
SiCl4, BaCl2, RbCl, PF5, BrF3, KO2, Cl4.
7. Describa algunas propiedades físicas de un compuesto iónico como KF, que pudieran
distinguirlo de un compuesto covalente como el benceno C6H6.
Estructuras de Lewis
8. Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los átomos de los siguientes elementos: Be, K, Ca,
Ga, O, Br, N, I, As, F, Si, Mg, Al
9. Con los símbolos de puntos de Lewis muestre la transferencia de electrones entre los siguientes
átomos para formar cationes y aniones:
a) Na y F
c) Ba y O
b) K y S
d) Al y N
10. Dibuje la estructura de Lewis para las siguientes moléculas
a) ICl
d) H2S
b)
e)
PH3
NF3
c)
f)
N2H4
CCl4
g) COBr2 (El C esta enlazado a los átomos de O y Br)
11. Dibuje las estructuras de Lewis para:
a) CO
d)
ClO3-
b) NF3
e)
PH3
c) NO-
f)
f)….NH4+
12. Dibuje las estructuras de Lewis para las siguientes especies (La estructura básica esta
indicada por la forma en que esta escrita la molécula)
a) SCN-
b) ClNO2
c) O2N-NO2
d) FN-NF
e) F2N-NF2
Geometría molecular
13. Prediga la geometría de cada una de las especies dadas en
CO
R = Lineal
NF3
R = Trigonal piramidal
NH3
R = Trigonal piramidal
SO3
R = Trigonal plana
14. Dibuje la forma de una molécula triatómica lineal, una molécula plana trigonal y una
molécula tetraédrica. Indique los ángulos de enlace en cada caso.
8
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN
I.- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos:
COMPUESTO
MOLECULAR
FÓRMULA
COMPUESTO
MOLECULAR
Oxido de plata
Cloruro de Cobalto
Fluoruro de plata
Cloruro de sodio
Ácido sulfúrico
Hidróxido de aluminio
Nitrato de amonio
Monóxido de carbono
Oxido de Estroncio
Hidruro de plata
Ácido clorhídrico
Ácido carbónico
Sulfato de calcio
Peróxido de hidrógeno
Carbonato de calcio
Dióxido de azufre
Cloruro de hierro III
Ácido yodhídrico
Ácido hipocloroso
Hidruro de calcio
FÓRMULA
II.- Nombre los siguientes compuestos:
CaO
Cl2O7
PH3
KBr
BaS
KOH
HNO3
H2CO3
HIO
Fe(NO3)3
Fe(OH)3
KHCO3
ZnCl2
NaOH
Ca3(PO4)2
H3PO4
MgH2
CaO2
NH3
III.- Formule los siguientes iones:
Ion Aluminio
Ion Amonio
Ion Sulfato
Ion Hierro II
Ion Potasio
Ion Carbonato
Ion Dicromato
Ion Cianuro
Ion Nitrato
Ion Cloruro
Ion Permanganato
Ion Hidrógeno
Ion Calcio
Ion Hidróxido
Ion Fluoruro
Ion Tiocianato
Ion Sulfuro
Ion Hidrógeno fosfato
Ion Peróxido
Ion Cobalto II
IV.- Nombre los siguientes iones:
CrO42HCO3ICr3+
Zn2+
SO32NO2PO43ClO3NH4+
HSO4HO2N3Fe2+
HPO42HSO32CNCr2O72CO3-2
9
V.- Separe los siguientes compuestos en los iones que corresponda, señalando la correspondiente
carga:
Compuesto
Cu(NO3)2
KH2PO4
NH4ClO3
FeCl2
Li2SO3
Ca3(PO4)2
NaNO3
AlPO4
CaS
BaH2
Ca(OH)2
H3PO4
HCl
H2SO4
KMnO4
NH4NO3
HClO4
NH4SCN
Fe(CN)3
H2O
Catión
Nombre del ion
Anión
Nombre del ion
VI.- Para los siguientes compuestos, indique el número de átomos de oxígeno y de hidrógenos
presentes en la molécula, según sea el caso:
Compuesto
KMnO4
Al(OH)3
NH4NO3
H2SO4
K2Cr2O7
CaO
Fe3(PO4)2
Al2 (SO4)3
Ca(ClO4)2
Cl2O7
CaSO4.2H2O
Na2SO3.10H2O
Nombre
Nro. Átomos de O
Nro. Átomos de H
VII.- Escriba la fórmula y nombre de los siguientes compuestos caseros:
Compuesto casero
Sal de mesa
Ácido bórico
Polvo de hornear
Leche de magnesia
Fórmula
Nombre
VIII.- Resuelva los siguientes problemas:
1.- Calcule la masa en gramos de (a) un átomo de carbono (MA = 12 ) y (b) una molécula de agua
(MM=18 ).
R= (a) = 1,99X10-23g C (b) = 2,99X10-23g H2O
2.- ¿Cuántos átomos de hierro hay en 5,8 moles de Fe (MA=56)?
R= 3,49X1024 átomos Fe
10
3.- ¿Cuántos átomos de nitrógeno hay en (a) 5,3 mol NH 3 (MM= 17) y (b) 4,5 Kg de úrea (NH2)2CO
(MM= 60)?
R= (a) = 3,19X1024 átomos de N (b) =9,03X1025 átomos de N
Nota: MA = Masa Atómica = Peso Atómico (PA)
MM = Masa Molar o Molecular = Peso Molecular (PM)
4.- El cuerpo humano contiene 65% en masa de oxígeno, 18% de hidrógeno y 10% de nitrógeno.
¿Cuántos átomos de cada unos de estos elementos contiene un adulto de masa promedio 60 Kg?
Masas átomicas: O= 16, H=1 y N=14.
R = 1,46X1027 átomos de oxígeno
R = 6,50X1027 átomos de hidrógeno
R = 2,58X1026 átomos de nitrógeno
5.- Una moneda de oro tiene una masa de 2,64 onzas (1 onza = 28,4 g ) . Calcule el número de
átomos de oro que contiene la moneda. MA Au = 197.
R = 2,29X1023 átomos de Au.
SOLUCIONES
EJERCICIOS DE DENSIDAD
a. Un estudiante encuentra que en el laboratorio un reactivo no tiene expresada su densidad. Toma
un volumen de 4 mL y observa que pesa 3,28 g. ¿Cuál es su densidad?
R 0,82 g / mL
b.
Se dispone en el laboratorio de un ácido comercial (HCl), cuya densidad es 1,25 g / mL. ¿Cuánto
pesaran 25 litros de éste ácido? (Expresar el resultado en Kg).
R = 31,25 Kg
c. Un estudiante necesita 25 g de una solución de HCl. Si dispone de una solución cuya densidad es
1,25 g / mL, ¿qué volumen debe medir?
R= 20 mL
EJERCICIOS DE SOLUCIONES
1. Para alcalinizar un suelo, se prepara una solución disolviendo 30 g de CaO en 600 mL de agua.
Calcular el % p/p de la solución.
R: 4,76%
2. En un análisis de agua para uso industrial se encontró que en 75,68 g de una muestra había 3,6 g
de NaOH y 9,26 g de Na2CO3. Hallar la concentración de NaOH y Na2CO3 en la muestra expresadas
en % p/p.
R: 4,75% de NaOH; 12,23% Na2CO3
3. Para preparar un encurtido se requieren 12 g de NaCl por cada 300 mL de agua. ¿Cuál será el
porcentaje en peso de la solución salina si la dH2O =1 g/mL?
R: 3,85%
gsol = gsto + g ste = 12 g + 300 g = 312 g sol
% p/p = gsto x 100 = 12 g x 100 = 3,85 % p/p
g sol
312g
11
4. ¿Cuál es el % p/v de una solución que contiene 103,8 g de sacarosa (C 12H22O11) en 800 g de agua y
tiene una d= 1,038 g/ml a 20ºC?
R: 11,92% p/v
5. Se mezclan 30 mL de etanol puro con 200 mL de agua destilada. Calcule el % v/v de la solución
resultante.
R: 13,04% v/v
6. Preparamos una solución añadiéndole agua a 32,86 g de C2H5OH hasta un volumen total de 100
mL; si la densidad del C2H5OH puro es de 0,781 g/mL. ¿Cuál será la concentración de la solución
expresada en porcentaje de C2H5OH en volumen?
R: 42,07% v/v
7. Para una solución que se prepara disolviendo 1 volumen de C 2H5OH (d=0,781 g/mL y PM=46 g/mol)
en 4 volúmenes de agua ¿Cuál será la concentración en: a) Molaridad b) % p/p c) % v/v d) % p/v?
R: a) 3,39 M b) 16,3% p/p c)20% v/v d)15,6% p/v
8. En el proceso de refinación de aceite de ajonjolí se requieren 30 g de KOH para neutralizar los
ácidos grasos libres presentes en una muestra de aceite crudo. Si se dispone de una solución de KOH
cuya densidad es de 1,21 g/mL y concentración de 16% p/p. ¿Qué volumen de la solución debe
utilizarse en el proceso de neutralización?
R: 155 mL
9. ¿Cuántos gramos de sulfato de magnesio (MgSO4) hay en 180 g de una solución al 20% p/p?
R: 36g
10. Se tiene una solución de NaCl cuya concentración es 3% p/v, la cual después de un cierto
período de tiempo se evapora hasta la mitad de su volumen inicial ¿Cuál es la nueva concentración?
R = 6% p/v
11. Determinar la nueva composición porcentual p/p de KCl en la solución resultante al añadir 6 g de
KCl a 80 g de una solución al 12% en peso de la misma sal.
R: 18,14% p/p
12. A 10 mL de una solución al 10% p/p de NaCl cuya densidad es 1,1 g/mL se le añaden 30 mL de
agua. Calcule la concentración de la nueva solución en %p/v, %p/p y la nueva densidad.
R: 2,75% p/v, 2,68%p/p, 1,025 g/mL
13. La solubilidad en agua del NaCl a 20 ºC es 36 g/100 g agua. Diga si una solución que tiene 14 g
de NaCl disueltos en 40 g de agua está saturada, insaturada o sobresaturada. Fundamente su
respuesta.
Solubilidad: 36 g NaCl / 100 g H2O (solución saturada)
Solución problema: 14 g NaCl / 40 g H2O
36 g NaCl
100 g H2O
X
40 g H2O
X = 14,40 g NaCl
La máxima cantidad que podría disolverse en 40 g de agua serían 14,40 g de soluto, como la
cantidad presente en la solución es menor que ésta, la solución está insaturada.
14. La solubilidad del PbCl2 en agua es 0,98 % p/p. Diga si una solución que tiene 0,3 g de PbCl 2
disueltos en 90 g de agua está insaturada, saturada o sobresaturada. Fundamente su respuesta.
R: insaturada
12
15. Si se agregan 25 g de KNO3 al 10% p/v y de densidad 1,12 g/mL a 800 mL de solución de KNO3 al
6,5% p/v y con densidad de 1,3 g/mL. Calcule el % p/p de la solución resultante.
R: 5,09% p/p
16. Calcule el % p/p de la solución resultante cuando se mezclan 400 g de solución de HNO 3 al 14% y
de densidad 1,2 g/mL con 600 mL de HNO3 al 24% y de densidad 1,3 g/mL.
R: 20,6 %
17. Se tiene una harina de maíz precocida con 8% de proteínas y harina de garbanzos con 18% de
proteínas. Si se mezclan 270 g de HMP con 50 g de HG ¿Cuál será el porcentaje de proteínas en la
mezcla.
R: 9,56%
18. Si se dispone de harina de cebada con 4,58% de proteínas y harina de arroz con 1,74% de
proteínas y se mezclan 150 g de harina de arroz y 120 g de harina de cebada. ¿Cuál es el porcentaje
de proteínas en la mezcla?
R: 3%
19. ¿Cuál será la concentración en mg/l de una solución acuosa que contiene 2,2 mg de iones
fluoruro (F-) en 500 mL?
R: 4,4 mg/l
20. Los compuestos de mercurio que se ingieren, se acumulan en el organismo, por lo que la
reglamentación internacional establece un límite máximo de Hg en los alimentos de 0,5 ppm. Si se
analizan 25 g de un alimento enlatado y se encuentra que contiene 15 g de Hg. Diga si el alimento
debe ser confiscado. Fundamente su respuesta
R: 0,6 ppm 0,5 ppm; SI debe ser confiscado
21. 50 kg de sal de mesa contienen 1 mg de yodo. Exprese el contenido de yodo en ppm y en ppb.
R: 2x10-2 ppm, 20 ppb
ppm
mgsto
Kgsol
ppm( I )
1mgI
= 2x10-2 ppm
50 kgsal
ppb ( I ) = ppm ( I- ) x 1000 = 2x10-2 ppm x 1000 = 20 ppb
22. ¿Cuántos gramos de cloruro de amonio se necesita disolver en 100 mL de agua a fin de obtener
una solución 0,05 m a 20ºC?
PM NH4Cl =53,59g/mol
R: 0,268 g
23. Al analizar una muestra de 50 g de camarones congelados, se encontró que poseía 1,5x10 -2 mg
de cadmio (Cd). La Ley establece un máximo de 0,75 ppm para este tipo de alimento. De acuerdo a
sus cálculos el lote debe o no confiscarse.
R: 0,3 ppm 0,75 ppm; NO debe ser confiscado
24. ¿Cuál será la concentración en ppm de una solución acuosa que contiene 0,18 mg de iones
cloruro en 800 mL?
R: 0,225 ppm
25. Calcular la Molaridad de una solución que contiene 15,6 g de sulfuro de sodio (PM=78 g/mol) en
100 mL de solución.
R: 2 M
26. Calcular la Normalidad de una solución que contiene 3 g de BaCl 2 en 200 mL de solución. PM
BaCl2= 208,34 g/mol
R: 0,144 N
13
N
nº equivalentes
V (l ) solución
nº equivalentes
PE
PM
a
g
PE
PE
N
0,0288 equivalentes
0,2l
n º equivalentes
3g
104 ,17 g / eq
208 ,34 g / mol
104 ,17 g / eq
2eq / mol
Calcular la Molaridad de carga de una solución que contiene 3 g de BaCl 2 en 200 ml de solución. PM
BaCl2 = 208,34 g/mol
n º molesdec arg a 0,0288
= 0,1440 Mc
V ( L) solución
0,2 L
3g
gsto
=
= 0,0288 molc
nº molesc arg a
PMc 104 ,17
PM
208,34 g / mol
PMc =
=
= 104,17 g / molc
2molc / mol
a
Mc
27. ¿Cuántos moles de carga hay en 73 g de HCl? PM HCl= 36,5 g/mol
R: 2 molesc
28. Determinar el número de equivalentes de soluto que están presentes en cada una de las
siguientes soluciones:
a) 200 ml de solución 0,2M de Ca(OH)2
b) 0,5 l de solución 0,1M de Al2(SO4)3
c) 250 ml de solución 0,4M de H3PO4
R: a) 0,08 eq; b) 0,3 eq; c) 0,3 eq
29. Se dispone de una solución 0,69 M de HCl. Para una determinada reacción de neutralización se
necesitan 0,0525 moles de HCl. ¿Cuánta solución se debe tomar?
R: 0,0760 l
30. Durante la preparación de un Licor de Fehling para ser utilizado en la determinación de azúcares
en un jugo de frutas, se disuelven 35 g de CuSO4 en agua suficiente para hacer 500 ml de solución.
Calcule la Molaridad y la Normalidad de la solución.
PM CuSO4 = 159,5 g/ mol
R: 0,44 M; 0,88 N
31. Para ser utilizado en la descontaminación de sorgo con aflatoxinas, se prepara una solución de
hidróxido de calcio, disolviendo 1,2 g de Ca(OH)2 en agua suficiente para obtener 3 litros de solución.
Calcule la Molaridad y la Normalidad de la solución.
PM Ca(OH)2 = 74 g/mol
R: 5,41 x 10-3 M ; 1,08 x 10-2 N
32. 50 mL de una solución de d= 1,32 g/mL contienen 0,2 g de aspirina (C9H8O4). ¿Cuál es la Molalidad
de la solución? P at: C= 12; H =1; O= 16
R: 1,67x10-2 m
9 C x 12 u.m.a. = 108
C9 H8 O 4 
8 H x 1 u.m.a. = 8
4 O x 16 u.m.a. = 64
180 g / mol = PM C9H8O4
14
m = n° moles sto
=
Peso ( Kg ) ste
0,0011 moles = 1,67x 10-2 m
65,8 x 10-3 Kg ste
N° moles sto = g sto = 0,2 g
= 0,0011 moles
PM
180 g / mol
d=m
msol = d x v = 1,32 g / mL x 50 mL = 66 g sol
v
gsol = gsto + g ste
g ste = gsol -gsto
gste= 66 g - 0,2 g = 65,8 g ste = 65,8 x 10 -3 kg ste
33. Calcule la Molaridad y la Normalidad de una solución de H 3PO4 de 89% de pureza y d= 1,75 g/mL.
PM H3PO4 = 98 g/ mol
R: 15,9 M; 47,7 N
34. Calcule la Molaridad y la Molaridad de carga de una solución de H 3PO3 de 30% de pureza y
d= 1,15 g/mL. PM H3PO3 = 82 g/ mol
R: 4,21 M y 12,63 Mc
35. Calcule la Molaridad y la Molaridad de carga una solución de H 2SO4 de 85% de pureza y d = 1,82
g/mL. PM H2SO4 = 98 g/ mol
R: 15,22 M y 30,44 Mc
36. Una mezcla gaseosa está constituida por 1 g de NO, 1,5 g de CO y 2,3 g de CO 2. ¿Cuál es la
fracción molar de cada componente en la mezcla?
Pat: N= 14 ; O= 16 ; C= 12
R: XNO = 0,237
XCO = 0388
XCO2 = 0374
37. El smog industrial está constituido por una mezcla de contaminantes como: NO = 0,96 g ,
NO2=0,43 g, SO2= 0,13 g y CO = 17 g
Calcule la fracción molar de cada componente en la mezcla.
R: XNO = 0,049
XNO2 = 0,014
XSO2 = 0,003
XCO = 0,934
38. El aceite de oliva contiene: 84,4% de ácido oleico (PM 282), 4,6% de ácido láurico (PM 200), 2,3%
de ácido esteárico (PM 284), 6,9% de ácido palmítico (PM 256) y 1,8% de ácido mirístico (PM 228).
Calcule la fracción molar de cada componente en la mezcla.
R: XAO = 0,819; XAL = 0,063; XAP = 0,074; XAE = 0,022 ; XAM = 0,022
39. El aceite de algodón contiene:
33,2% de ácido oleico (PM 282)
39,4% de ácido láurico (PM 200)
1,9% de ácido esteárico (PM 284) 6,4% de ácido mirístico (PM 228)
19,1% de ácido palmítico (PM 256)
Calcule la fracción molar de cada componente en la mezcla.
R: XAO = 0,278; XAL = 0,464 ; XAP = 0,176 ; XAE = 0,016; XAM = 0,066
40. En un túnel de viento para la experimentación con feromonas sexuales de insectos, se tiene la
siguiente composición: 3,86 moles de O2, 480 g de N2; 0,2 g de CO2 y 0,005 moles de 2-7 dodeceno-1lo-acetato (análogo sintético de la feromona). Con base en esta información, calcular la fracción
molar de cada uno de los componentes de la mezcla.
Pat: O = 16 N = 14 C = 12
R: XO2 =0,1837; XN2=0,8158; XCO2=2,14x10-4 ; X2-7 =2,86x10-4
41. La fracción molar del soluto en una solución es 0,2. ¿Cuál es la fracción molar del solvente?
R: 0,8
15
42. Una solución acuosa que contiene 100 g de C2H5OH por litro de solución, tiene una densidad de
0,984 g/mL. ¿Cuál es la fracción molar del etanol y del agua? PM C 2H5OH = 46 g/mol
PM H2O = 18
g/mol
R: X C2H5OH =0,042
XH2O= 0,958
43. ¿Cuál será la fracción molar del cloruro de sodio en una solución al 20% p/p en agua?, ¿Cuál será
la fracción molar del agua? PM NaCl = 58,5 g/mol; PM H2O= 18 g/mol
R: XNaCl =0,071 XH2O =0,929
X NaCl =
n1
n1 + n2
n° mol Nacl = 20 g =
58,5 g/mol
n° mol H2O = 80 g
=
18 g / mol
X Nacl =
X H 2O =
0,3419 mol Nacl
n1 + n2
4,4444
= 4,78 63 mol
mol H2O
0,3419 mol = 0,071
4,7863 mol
4,4444 mol = 0, 929
4,7863 mol
44. Calcular la molalidad de una solución acuosa de metanol (CH 3OH) cuya fracción molar es 0,5. PM
H2O=18 g/mol
R: 55,5 m
45. Se tiene un ácido sulfúrico (H2SO4) al 96% y d=1,589 g/mL. Expresar su concentración en:
a) Molaridad
b) Normalidad y Molaridad de carga
c) Molalidad
d) ppm
e) Fracción molar
R: a) 15,56 M; b) 31,12 N y 31,12 Mc; c) 244,9 m; d) 9,6x10-5 ppm; e) X H2SO4=0,82; XH2O= 0,18
46. Una solución acuosa al 40% p/p de sulfato de amonio (NH 4)2SO4 tiene una densidad de 1,23 g/mL.
Calcule la molalidad y la molaridad de la solución. PM (NH 4)2SO4=132 g/mol
R: 5,05 m y 3,72 M
N° moles sto =
gsto = 40 g =
0,3030 mol
PM
132 g/ mol
gsol = g sto + g ste
g ste = gsol - g sto = ( 100 - 40 ) g = 60 g
m = N° moles sto = 0,3030 mol = 5,05 m
Kg ste
0,06 kg
d = m
V
V = m
d
M = N° moles sto =
V (L)
=
100 g = 81,3008 ml
1,23 g / mL
0,0813 l
0,3030 mol = 3,726 M
0,0813 l
47. ¿Cuál será la concentración en % p/v de una solución acuosa 3N de sulfato de aluminio? PM
Al2(SO4)3 =342 g/mol
R: 17,1% p/v
48. ¿Cuál será la composición porcentual p/v de una solución acuosa 3 M c de sulfato de aluminio?
PM Al2(SO4)3 =342 g/mol
R: 17,1%
16
49. Sea un recipiente que contiene una solución de ácido sulfúrico 2M, cuya densidad es 1,44 g/mL.
Se pregunta: a) Molalidad de la solución; b) gramos de soluto en 200 gramos de solución
R: a) 1,61 m b) 27,22 g
50. En un laboratorio se encuentra un recipiente que contiene una solución de H 2SO4. La etiqueta de
dicho recipiente dice: Ácido sulfúrico al 33% en peso y Densidad = 1,25 g/mL. Exprese la
concentración de dicha solución en cada una de las siguientes unidades:
a) Molalidad;
b) Molaridad
c) Fracción molar
R: a) 5,03 m b) 4,21M c) 8,3x10-2
51. La solubilidad del azúcar (C12H22O11) en agua a 30ºC es de 22 g/100 mL de agua. Calcular la
molalidad y el porcentaje en peso para una solución saturada si la densidad del agua a 30ºC es 1
g/mL.
R: 0,64 m y 18,03% p/p
52. En un laboratorio de análisis de alimentos se dispone de un frasco de ácido sulfúrico (H2SO4) que
tiene en su etiqueta la siguiente información: d H 2SO4=1,27 g/mL, conc.=36% p/p y PM=98 g/mol.
Determine la Molaridad de la solución.
R: 4,66 M
53. En un laboratorio de análisis de alimentos se dispone de un frasco de ácido fosfórico (H3PO4) que
tiene en su etiqueta la siguiente información: d H 3PO4=1,27 g/mL, conc.=36% p/p y PM= 98 g/mol.
Determine la Molaridad de la solución.
R: 4,66 M
54. ¿Cuál será la Normalidad de una solución de hidróxido de amonio (NH 4OH) 4M?
R: 4 N
55. La solubilidad de la úrea ( CO(NH2)2 ) en etanol (C2H5OH) es de 15,8 g por 100 mL de etanol a
20ºC. La densidad del etanol a 20ºC es de 0,789 g/mL. ¿Cuál es la molalidad de una solución
saturada de úrea en etanol? PM CO(NH2)2 =60 g/mol
R: 3,34 m
56. Una solución acuosa al 40% p/p de sulfato de amonio tiene una densidad de 1,13 g/mL. Calcule la
Molaridad y la Molaridad de carga de la solución. PM (NH 4)2SO4 =132 g/mol
R: 3,42 M y 6,84 Mc
57. Para la determinación del poder diastásico de una harina, se prepara una solución diluyendo 10
mL de H2SO4 al 40% en peso y d= 1,3 g/mL hasta un volumen de 100 mL. ¿Cuál es la Molaridad y la
Normalidad de la solución resultante? PM H2SO4= 98 g/mol
R: 0,53 M y 1,06 N
58. Para la preparación de la curva estándar en el análisis de residuos de un plaguicida en material
agrícola, se dispone de una solución de dicho plaguicida en concentración 0,1% p/v. De esta
solución se transfieren 1mL, 2 mL y 3 mL a balones aforados de 100 mL, enrasando con agua destilada
y etiquetándolas: solución A, solución B y solución C, respectivamente. Exprese la concentración de
las soluciones A, B y C en mg/l.
R: A= 10 mg/L B= 20 mg/L C= 30 mg/L
59. A 25 mL de una solución 0,3 Mc de FeCl3 se le añaden 60 mL de agua destilada. ¿Cuál es la
Molaridad de carga de la nueva solución?
Mc 1 x V1 = moles de carga 1  0,3 Mc x 25mL = 7,5 mol c 1
n mol c 1 = n mol c 2
17
Al añadir a la solución original 60 mL de agua destilada tendríamos una nueva solución cuya
molaridad de carga sería:
MC2
M C1.V1
V2
0,30 M C .25 ml
85 ml
0,0882 M C
60. La solubilidad del plaguicida Lindano (C6H6Cl6) en agua a 20ºC es de 7,5% en peso. ¿Cuál es la
molalidad de una solución saturada de Lindano a 20ºC? PM C6H6Cl6 = 291 g/mol
R: 0,28 m
m C6 H6 Cl 6 = N° mol sto
= 0,0258 mol
= 0,28 m
Kg ste
0,0925 Kg
% p/p =
g sto x 100
gsol
7,5 % p/p x g sol = g sto
gsto = 7,5% x 100 = 7,5 g sto
100
100
N° moles sto = gsto = 7,5 g sto
PM
191 g / mol
100 g sol
7,5 g sto
92,5 g ste
= 0,0258 mol
61. La solubilidad del Na2CO3 en agua a 18ºC es de 19,4% p/v. Diga si una solución 3M de Na 2CO3 a
1a misma temperatura está saturada, insaturada ó sobresaturada. Fundamente su respuesta.
Pat: Na= 23 ; C =12 ; O = 16
R: sobresaturada
62. La solubilidad del K2SO4 en agua a 25ºC es de 108 g/l. Diga si una solución de sulfato de potasio 0,6
M a la misma temperatura, está saturada, insaturada ó sobresaturada. Fundamente su respuesta.
Pat: K= 39 ; S= 32 ; O = 16
R: insaturada
63. La solubilidad del Na2SO3 en agua a 20ºC es de 25% p/v. Diga si una solución 2N de sulfito de sodio
está saturada, insaturada ó sobresaturada. Fundamente su respuesta
Pat: Na= 23 ; S= 32 ; O= 16
R: insaturada
64. La solubilidad de un insecticida es de 0,4% p/v en agua destilada a 25ºC. Calcule los gramos de
insecticida necesarios para preparar 250 mL de solución saturada a esa temperatura.
R: 1 g
0,4 % p/v
0,4 g sto
100 mL sol
gsto = ? V = 250 mL
X
250 mL
X=1g
65. Supóngase que se mezclan 3,65 l de NaCl 0,105 M con 5,11 litros de NaCl 0,162 M. Si los volúmenes
son aditivos, es decir que el volumen después de la mezcla es 8,76 l. ¿Cuál será la concentración de
la solución final?
R: 0,138 M
66. Calcule la cantidad de FeSO4 que es necesario agregar para obtener 20 kg de harina de maíz
con un aporte de 4,6 ppm de Fe+2. Pat: Fe= 56 S= 32 O= 16
R: 249,7 mg
67. Calcular la cantidad de NaNO2 sólido, de 90% de pureza, que se necesita para preparar 500 mL
de solución de NaNO2 0,25M. PM NaNO2= 69 g/ mol
R: 9,6 g
18
68. Se desea preparar 250 g de una solución de Mg(NO3)2 0,6 m. Calcule la cantidad de Mg(NO3)2 de
95% de pureza que necesita para preparar la solución. PM Mg(NO3)2 = 148 g/mol
R: 21,46 g
69. Se desea preparar 250 g de una solución de úrea (CH 4N2O, PM 60 g/mol) 0,4 m. Calcule la
cantidad de úrea de 85% de pureza necesaria.
R: 6,89 g
70. ¿Cuántos mL de disulfuro de carbono (CS2) serán necesarios para preparar 70 mL de una solución
0,5 M en cloroformo (CHCl3). d CS2 = 1,26 g/mL
R: 2,11 mL
71. Calcule el volumen de HNO3 de 65% y d=1,4 g/mL que necesita para preparar 250 mL de solución
de HNO3 1,5M. PM HNO3= 63 g/mol
R: 25,8 mL
72. Para ser utilizada en la determinación de micotoxinas en arroz, se necesitan 250 mL de solución de
citrinina de 20 g/l. Calcule la cantidad de citrinina de 80% de pureza que necesita para preparar la
solución.
R: 6,25 g
73. Se necesita preparar 45 mL de una solución de NaCl al 23% p/p y de d= 1,8 g/mL que será
utilizada en la preparación de una salmuera que será adicionada a una cuajada para la elaboración
de queso llanero. Calcular la cantidad de NaCl que es necesario pesar. Pat: Na= 23
Cl=35,5
R: 18,63 g
74. Se quiere preparar 100 mL de NH4SCN 1 M a partir de NH4SCN 98% p/p (PM= 76,12 g/mol). Calcular
el peso de dicho compuesto necesario para tal fin.
R: 7,77 g
75. Se dispone de CuSO4.5H2O cuya pureza es del 95% p/p (PM = 249,68 g/mol) y se quiere preparar
100 mL de solución de CuSO4 3M. ¿Cuánto se debe pesar de la sal hidratada?
R: 78,8 g
76. Para controlar una maleza en una superficie de 10 hectáreas, se dispone de un herbicida cuyas
recomendaciones para su uso son 500 L por hectárea de una solución de 16 mg/l. Determine qué
cantidad del herbicida debe pesarse para asperjar todo el terreno.
R: 80 g
77. ¿Cuantos gramos de cloruro de amonio (NH 4Cl) se necesita disolver para obtener 100 mL de una
solución 0,05 Mc ?. PM NH4Cl = 53,5 g/ mol
R: 0,27 g
nº molc = Molc x V (l) = 0,05 molc x 0,1 l = 5x 10-3 molc
PMc = PM = 53,5 g/ mol = 53,5 g/ molc
a
1 molc / mol
g sto = nº molc x PMc = 5x 10-3 molc x 53,5 g / molc = 0,2675 g NH4Cl
78. Calcule el volumen de solución de Fe(NO3)3 4 M que necesita medir para preparar 100 mL de una
solución de Fe(NO3)3 3Mc. PM Fe(NO3)3 = 242 g/mol.
R: 25 mL
79. ¿Qué volumen de HNO3 6,00 M se requiere para preparar 500 mL de HNO3 0,1 M?. PM HNO3= 63
g/mol.
R: 8,3 mL
19
80. Para la determinación del poder germicida de un producto comercial, se necesitan 125 mL de
solución de NaClO en concentración de 50 mg/l. Calcule el volumen de solución de NaClO de 500
ppm que debe medirse para preparar la solución.
R: 12,5 mL
81. ¿Qué volumen se necesita para preparar 1 litro de solución de glucosa en agua al 10% p/v
partiendo de una solución de glucosa al 50% p/v?
R: volumen de solución concentrada a medir = 200 mL
82. Realice los cálculos necesarios para preparar 500 ml de una solución de etanol (C 2H5OH) en agua
a una relación 1:10, a partir de una solución al 40% v/v
R: 125 mL de solución al 40% y diluir a 500 mL
83. Calcule el volumen de solución de Mg(NO3)2 0,35M que es necesario medir para preparar 125 mL
de solución de Mg(NO3)2 0,08N.
R: 14,3 mL
84. Para la determinación de celulosa en un cereal, se necesitan 500 mL de ácido acético 0,2Mc.
¿Qué volumen de CH3COOH de 80% y d= 1,4 g/mL debe medirse para preparar la solución?. PM
CH3COOH = 60 g/mol
R: 5,3 mL
85. Para la digestión de materia orgánica con fines de determinación de metales pesados en una
muestra de arroz, se necesitan 200 ml de solución de H2SO4 3N. Si se dispone de ácido sulfúrico de 40%
y d=1,3 g/mL, ¿Qué volumen de ácido concentrado debe medirse para preparar la solución? PM
H2SO4= 98 g/mol
R: 56,6 mL
86. Se desea preparar 1,5 l de una solución 0,5 M de H2SO4 a partir de una solución concentrada de
H2SO4 para la determinación de proteínas en una muestra de queso madurado, a partir de una
solución de una pureza de 96 % p/p y una densidad de 1,82 g/mL. Calcule el volumen de la solución
concentrada de H2SO4 necesario para preparar la solución 0,5 M de H2SO4. PM H2SO4= 98 g/mol
R: 0,04 L
87. ¿Cuántos mL de ácido sulfúrico comercial (H2S04) de 98% p /p y densidad = 1,8 g/ mL se necesitan
para preparar 2 litros de solución 3 M?
R: 333,3 mL
88. Sea una solución de HCl concentrado que contiene 32,2% p/p de HCl y su densidad es 1,16 g/mL.
Calcular el volumen de esta solución que se requiere para preparar 3 litros de una solución 2M de
dicho ácido. PM HCl= 36,5 g/mol
R: 586,5 mL
89. ¿Cuántos mL de ácido clorhídrico (HCl) comercial (98% p/p y d=1,8 g/mL) se necesitan para
preparar 2 litros de una solución 3M?. PM HCl =36,5 g/mol
R: 124,1 mL
90. Se tienen 300 mL de una solución de NaCl 3M y se mezclan con 400 mL de solución de NaCl al 15%
p/p y densidad= 1,2 g/mL. ¿Cuál es la Molaridad de la solución resultante?
PM NaCl= 58,5
g/mol
R: 3,04 M
91. Si se dispone de 3 litros de ácido clorhídrico 6 M c y 3 litros del mismo ácido 1,5 Mc para acidificar
un medio para la cría de levaduras. ¿Qué Molaridad de carga tendrá una solución que se prepare
mezclando esos dos ácidos si se considera que los volúmenes son aditivos?
R: 3,75 Mc
20
PROPIEDADES COLIGATIVAS
1.- ¿Cuál será la disminución de la presión de vapor de 120 g de agua (PM=18 g/mol), cuando en
ésta se disuelven 3 g de sacarosa (C12H22011, PM = 342 g/mol) a 25ºC, si la presión de vapor del agua
pura a 25ºC es de 23,8 mmHg?
DATOS
3 g de C12H22011
PM = 342 g/mol ( soluto )
120 g de H20
PM = 18 g/mol ( solvente )
Presión de vapor del agua pura (P1) = 23,8 mm Hg
INCÓGNITA → Disminución de la presión de vapor del agua (AP)
FORMULAS:
P = X2*P1.
Donde:
n2
Donde:
X2
n2
n1
n2
gramos soluto
PM del soluto
Y
P= Disminución de la presión de vapor del
solvente en la solución. (mm Hg)
X2= Fracción molar del soluto.
P1= Presión de vapor del solvente puro. (mm Hg).
n2= moles del soluto.
n1= moles del solvente.
n1
gramos solvente
PM del solvente
CÁLCULOS:
n2
3g
342 g/mol
n1
120 g
18 g/mol
X2
P
8,77x10- 3 moles de C12H22 O11
6,66 moles de H2O
8,77x10 3 mol
8,77x10 3 mol 6,66 mol
X 2 * P1
0,001313
0,001313* 23,8 mm Hg
0,03126mm Hg
La disminución de la presión de vapor del solvente, en este caso agua (H20) en la solución es de
0,03126 mm Hg, a 25ºC.
2.- La presión de vapor de agua a 20ºC es 17,54 mm Hg. Cuando se disuelven 114 g de sacarosa (PM
= 342 g/mol) en 1000 g de agua (PM = 18 g/mol) para preparar una solución correctora del nivel de
dulzor de una bebida carbonatada, es de esperar una reducción de la presión de vapor. ¿En que
cantidad se reduce?
R = 0,1045 mm Hg
3.- ¿Cual será la presión de vapor de una solución de 5 gramos de Yodo (I 2, PM= 254 g/mol) en 60
gramos de tetracloruro de carbono (CCl4, PM = 154 g/mol), si a 23ºC la presión de vapor del CCl 4 puro
es de 0,132 atm?
DATOS
5g de I2
PM =254g/mol (soluto)
60 g de CCl4
PM = 154 g/mol (solvente)
Presión de vapor del CCl4 puro (P1) = 0,132 atm
21
INCÓGNITA → Presión de vapor de la solución (P1) =?
FORMULAS:
º
P = P1 – P1
donde: P = Descenso de la presión de vapor. (atm)
P1º = Presión de vapor del solvente puro. (atm)
P1 = Presión de vapor de la solución. (atm)
º
P = X2 · P1
X2
n2
n1
n2
n2
gramos soluto
y n1
PM del soluto
gramos solvente
PM del solvente
CÁLCULOS:
5g
0,0196 moles de I2
254 g/mol
60g
n1
0,3896 moles de CCl4
154 g/mol
0,0196 mol
X2
0,04789
0,0196 mol 0,3896 mol
º
P = X2 · P1 = 0,04789 · 0,132 atm = 0,00632 atm
n2
º
P = P1 – P1 despejando P1 nos queda:
º
P1 = P1 – P = 0,132 atm – 0,00632 atm = 0,1256 atm
La presión de vapor de la solución de I 2 en CCl4 es de 0,1256 atm a 20ºC.
También se puede resolver el problema con la fórmula:
º
P1 = X1 · P1 donde: X1 = Fracción molar del solvente.
X1 =
n1
n1
n2
ó
X1 =1 – X2
CÁLCULOS:
0,3896 mol
0,9521
0,3896 mol 0,0196 mol
º
P1 = X1 · P1 = 0,9521 · 0,132 atm = 0,1256 atm
X1
4.- Determine la presión de vapor de una solución a 25ºC , si la misma fue preparada disolviendo 10 g
de un soluto no volátil de peso molecular 146 g/mol en 30 g de un solvente volátil de peso molecular
120 g/mol y presión de vapor de 70 Torr a 25ºC.
(1 Torr = 1 mmHg)
R = 55 Torr
5.- Se añade azúcar a cierta cantidad de agua hasta que la fracción molar del agua sea igual a
0,75. Determine la presión total de vapor de la solución a 25ºC si la presión de vapor del agua pura a
esa temperatura es de 23,8 Torr.
R = 17,9 Torr
6.- Sea una solución acuosa 0,6 m de azúcar (C12H22O11). Determinar la presión de vapor de esta
solución a 28ºC, si la presión de vapor del agua a esa temperatura es de 28,35 Torr.
R = 28,07 Torr
22
7.- La solución A contiene 1,03 g de úrea CO(NH2)2, PM = 60 g/ mol) disueltos en 170 mL de agua, la
solución B, 1,03 g de sacarosa (C12H22011, PM = 342 g/mol ) disueltos en 170 mL de agua. ¿Cuál de las
dos soluciones tiene mayor presión de vapor?. Fundamente su respuesta.
R = La solución B
8.- La constante molal del punto de ebullición del agua es 0,512ºC.Kg/mol. Calcular el punto de
ebullición de una solución 0,2 m de un soluto no volátil en agua. Tb H2O = 100ºC.
DATOS
KbH2O = 0,512ºC Kg/mol
Concentración del soluto = 0,2 molal
Tbº H2O = 100ºC
INCÓGNITA → Punto de ebullición de la solución (Tb)
FORMULAS:
Tb = kb · m
Tb = Tb – Tbº
Donde: Tb = Aumento del punto de ebullición (ºC).
Kb = Constante molal del punto de ebullición (C.Kg/mol)
m = molalidad de la solución (mol/ Kg)
Tb = Punto de ebullición de la solución. (ºC)
Tbº = Punto de ebullición del solvente puro (ºC).
CÁLCULOS:
Tb = Kb · m = 0,512 ºC Kg/mol · 0,2 mol/Kg = 0,1024 ºC
Tb = Tb – Tbº despejando Tb nos queda:
Tb = Tb + Tbº = 0,1024ºC + 100ºC = 100,1024ºC
El punto de ebullición cte la solución es 100,1024ºC.
9.- ¿Cuál será el punto de ebullición normal de una solución que contiene 8,52 g de glucosa (C 6H12O6,
PM= 180 g/mol) en 175,8 g de agua. Para el agua: Tbº = 100ºC; Kb= 0,512ºC. Kg/mol.
R = 100,14 ºC
10.- ¿Cual es el punto de congelación de una solución que contiene 3,42 g de azúcar (PM = 342
g/mol) en 100 g de agua? Kc = 1,86 ºC. Kg/mol Tcº = 0ºC
R =-0,186ºC
11.- Se disuelven 5 g de glucosa (C6H12O6, PM = 180 g/mol) en 500 g de agua. ¿Cuál será el punto de
congelación de la solución?
R = -0,103 ºC
12.- Determine y calcule los puntos de ebullición de dos soluciones la primera formada disolviendo 100
g de glicerina (C3H8O3, PM= 92 g/mol) en 1000 g de agua y la segunda, disolviendo 100 g de glucosa
(C6H12O6, PM= 180 g/mol) en 1000 g de agua. Para el agua Kb = 0,512ºC. Kg/mol, Tbº = 100ºC
R =100,56 ºC y 100,28 ºC
13.- Calcule el punto de ebullición y el punto de congelación de una solución que contiene 9,75
gramos de úrea CO(NH2)2 , PM = 60 g/mol) en 250 g de etanol. Para el etanol Tbº = 78,5 ºC, Kb = 1,22
ºC Kg/mol, Tcº = -117,3ºC y Kc = 1,99 ºC. Kg/mol.
R = Tb = 79,29 ºC
Tc = -118,59 ºC
14.- ¿Cuál es el punto de ebullición y de congelación de una solución preparada disolviendo 2,4 g de
bifenilo (C12H10) en 75 g de benceno? PM del bifenilo: 154g/mol
Para el benceno: Kb = 2,53 ºC Kg/mol Kc = 5,12ºC Kg/mol
23
Tbº= 80,1 ºC
Tcº = 5,5 ºC
R= Tb = 80,61 ºC
Tc = 4,48 ºC
15.- Calcular la presión osmótica de una solución que contiene 46 gramos de glicerol (C 3H8O3 , PM =
92 g/mol) en 4 litros de solución acuosa a 10 ºC. Constante universal de los gases: 0,08206 atm. L / ºK.
mol.
DATOS:
46 g de glicerol (soluto) PM = 92 g/mol
4 litros de solución
Temperatura: 10ºC
R= 0,08206 atm. L/ ºK. mol
INCÓGNITA → Presión osmótica de la solución ( )
FORMULAS:
= M·R·T
= Presión osmótica de la solución (atm)
Donde:
R = Constante universal de los
moles de soluto
(atm·L/ºK·mol)
M
T = Temperatura (ºK)
litros de solución
M = Molaridad de la solución (mol/L)
gases
46 g
0,5 moles de soluto
92 g/mol
0,5 mol de glicerol
0,125 mol/L
4,0 litros de solución
moles de soluto
M
= M·R·T
= 0,125 mol/L . 0,08206 atm.L/ºK mol.283ºK
= 2,9 atm
La solución tiene una presión osmótica de 2,9 atm.
16.- Hallar la presión osmótica a 18 ºC de una solución que contiene 1 g de glucosa (C 6H12O6) en 20
mL de solución. PM C6H12O6 = 180 g/mol y R = 0,08206 atm·L/ºKmol.
R = 6,63 atm
REACCIONES QUIMICAS - ESTEQUIOMETRIA

1.
Reacciones químicas
Clasifique las siguientes reacciones químicas según el reacomodo de los átomos.
a) CO(g) + ½ O2(g)
CO2(g)
b) H2O (l) + SO3(g)
H2SO4(l)
c) AgNO3(ac) + HCl(ac)
AgCl(s) + HNO3(ac)
d) CaCO3(s)
CaO(s) + CO2(g)
e) CH3-CH2-CH2-Br + OH-CH3-CH2-CH2-OH + Br—
f) CH3- COOH (ac) + NaOH(ac)
CH3- COONa(ac) + H2O (l)
2.
Complete las siguientes ecuaciones, balancéelas y escriba las ecuaciones moleculares
correspondientes:
a) AgNO3 (ac) + Na2 SO4 (ac)
b) BaCl2 (ac) + ZnSO4(ac)
c) Na2S (ac) + ZnCl2 (ac)
d) HBr (ac) + NH4OH (ac)
e) CH3COOH (ac) + KOH (ac)
24
f) HNO3 (ac) + Ba(OH)2 (ac
g) ) FeCl3(ac ) NH 4SCN( ac )
h) Fe (NO3 )3(ac )
NH 4OH( ac )
3.
Prediga el resultado de las reacciones representadas por las siguientes ecuaciones, por medio
de la serie de actividad, y balancee las ecuaciones.
+ Activo
- Activo
Serie de actividad de los metales
Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Pt Au
Serie de actividad de los halógenos
+ Activo
- Activo
F2 Cl2 Br2 I2
a)
b)
c)
d)
e)
Cu(s) + HCl (ac)
I2(s) + NaBr (ac)
Mg (s) + CuSO4 (ac)
Cl2(g) + KBr (ac)
Na(s) + FeSO4 (ac)
 Determinación del Número de Oxidación
4.
Determine el número de oxidación del N en las siguientes especies:
HNO3, N2 , NO , NO2 , N2O5
5.
R: +5, 0 , +2, +4, +5
Deduzca el número de oxidación:
a) Del Azufre en las siguientes especies químicas
H2S, H2SO4, H2SO3, S, Na2S2O3, Na2S4O6
R: -2, +6, +4, 0, +2, +2,5
b) Del Manganeso en las siguientes especies químicas
MnCl2 , MnO2 , NaMnO4
R: +2, +4, +7
c) Del Fósforo en los siguientes ácidos
HPO3, H3PO2 , H3PO3, H3PO4 , H4P2O7 , H5P3O10
R: +5,+1,+3,+5,+5,+5
6. Deduzca el número de oxidación de los elementos subrayados en las siguientes moléculas e iones:
CH4 , C2H2 , K2CrO4, K2Cr2O7 , KMnO4, NaHCO3, CaI2, Al2O3, SnF2
R:-4,-1,+6,+6,+7,+4,+2,+3,+2
NH4+ , CO3-2 , C2O4-2 , MoO4-2 , SO3-2, PO4-3, SO4-2, MnO4- , Cr2O7-2, NO2R: -3,+4,+3,+6,+4,+5,+6,+7,+6,+3
25
 Determinación Agente Oxidante y Agente Reductor
Ejemplo:
Fe(S) + HCl(G)
0
FeCl2(S)
+2 -1
+2 -2
+1 -1
Reducción +1e
+
H2(G)
Agente Reductor: Fe
0
Agente Oxidante: HCl
-
Oxidación –2e-
7. Para las siguientes reacciones redox, identifique al agente oxidante y al agente reductor
a)
b)
c)
d)
e)
f)
Sr + O2
Li + H2
Cs + Br2
Fe + O2
Cl2 + NaBr
H2 + Cl2
SrO
LiH
CsBr
Fe2O3
NaCl + Br2
HCl
R: A. Red:
R: A. Red:
R: A. Red:
R: A. Red:
R: A. Red:
R: A. Red:
Sr; A.Ox: O2
Li; A.Ox: H2
Cs; A.Ox: Br2
Fe; A.Ox: O2
NaBr; A.Ox: Cl2
H2; A.Ox: Cl2
 Calculo peso equivalente
Ejemplos:

Calcule el peso equivalente del agente oxidante y del agente reductor.
KMnO4 + NaHSO3 + H2SO4
+7
K2SO4 + Na2SO4
+6
+4
Oxidación cede -2e
Reducción capta +5e

+ MnSO4
+2
-
-
Calcule el peso equivalente del NaOH en la siguiente reacción.
Agente Oxidante : KMnO4
Agente Reductor : NaHSO 3
HCl
+1 -1
+
Peq
PM Ag. Ox
N 0 e cap.
158 g / mol
5 eq/mol
PM Ag. Red
N 0 e lib.
Peq
NaOH
+1 -2+1
NaOH Peq
104 g / mol
2 eq/mol
NaCl
+1 -1
PM NaOH
N 0 OH
31,6 g/eq
40 g / mol
1eq/mol
52 g/eq
+ H2O
+1 -2
40 g/eq
8. Calcule el peso equivalente del agente oxidante y del agente reductor en las siguientes
ecuaciones:
a) FeSO4 + KMnO4 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + MnSO4 +K2SO4 + H2O
P at: Fe = 56 S = 32 O = 16 K = 39 Mn = 55 H = 1
b)
FeCl3 + H2SO3 + H2O
FeCl2 + H2SO4
+ HCl
P at: Fe = 56 Cl = 35,5 H = 1 S = 32 O = 16
Respuesta
a) Peq. AOx = 31,6 g/eq ; Peq. A Red = 152 g/eq
b) Peq. AOx = 162,5 g/eq ; Peq. A Red = 41 g/eq
26
9. Calcule el peso equivalente del KMnO4 y del H2C2O4 en la siguiente ecuación:
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O
PM KMnO4 = 158 g/mol, PM H2C2O4 = 90 g/mol
Respuesta: Peq. KMnO4 = 31,6 g/eq ; Peq. H2C2O4 = 45 g/eq
10. Calcule el peso equivalente del HNO3 en cada una de las siguientes reacciones químicas:
a)
Cu + HNO3
Cu(NO3)2 + NO + H2O
b)
NaOH + HNO3
NaNO3 + H2O
PM HNO3 = 63 g/mol
R: a) 21 g/eq b) 63 g/eq
11. Calcule el peso equivalente del NaHSO3 en cada una de las siguientes reacciones químicas:
a) KMnO4+NaHSO3+ H2SO4
K2SO4 + Na2SO4 +MnSO4 + H2O
b) KCl + NaHSO3
KHSO3 + NaCl
Pat: Na =23 H = 1 S =32 O =16
R: a) 52 g/eq b) 104g/eq
12. Calcule el peso equivalente del AgNO3 en cada una de las siguientes reacciones químicas:
a)
Cu + AgNO3
Cu(NO3)2 + Ag
b)
AgNO3 + HCl
AgCl + HNO3
Pat: Ag = 107,8 N = 14 O =16
R: a) 169,8 g/eq b) 169,8 g/eq
13. Calcule el peso equivalente del HCl en cada una de las siguientes reacciones químicas:
a)
HCl + Mg
MgCl2 + H2
b)
HCl + NaOH
NaCl + H2O
Pat: H =1 Cl = 35,5
R: a) 36,5 g/eq b) 36,5 g/eq
14. Calcule el peso equivalente del NaMnO4 en cada una de las siguientes reacciones químicas:
a)
NaMnO4 + Na2S2O3 + H2SO4
Na2SO4 + MnSO4 + H2O
b)
NaMnO4 +
ZnCl2
Zn(MnO4)2
+ NaCl
Pat: Na =23 Mn = 55 O =16
R: a) 28,4 g/eq b) 142
g/eq
Cálculo estequiométrico
Ejemplo.
Todos los metales alcalinos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido del
metal alcalino correspondiente. Una reacción común es la que ocurre entre el litio y el agua:
Li (s)
+
H2O (l)
LiOH (ac)
+
H2(g)
a) ¿Cuántos moles de H2 se formarán al completarse la reacción de 6,23 moles de Li en
agua?
b) ¿Cuántos gramos de H2 se formarán al completarse la reacción de 80,57 g de Li en
agua?
Pat Li: 6,93 H: 1
Solución
1. Balancear la ecuación
2 Li (s)
+
2 H2O (l)
2 LiOH (ac)
+
H2(g)
2. Establecer la relación estequiométrica en moles (Parte a)
2 moles Li -------------1 mol H2
6,23 moles Li ------------- X
X = 3,12 moles H2
27
3. Establecer la relación estequiométrica en gramos (Parte b)
2 moles Li -------------1 mol H2
13,86 g Li ------------ 2 g H2
13,86 g Li ------------ 2 g H2
80,57 g Li ------------
X = 11,62 g H2
X
g Li = 2 moles x 6,93 g/mol = 3,86 g
15. Calcular la cantidad de NaClO3 que se obtiene a partir de 65 g de Ca(ClO3)2 de 70 % de pureza,
de acuerdo a la siguiente ecuación:
Ca(ClO3)2 +
Pat: Ca= 40
Na2SO4
Cl= 35,5
O = 16
Ca2SO4
Na=23
+
NaClO3
S=32
R: 46,8 g
16. Para determinar el contenido de cadmio en una muestra de cerveza, se hace burbujear H2S en
200 ml de muestra, obteniéndose 2 g de sulfuro de cadmio. Calcule el %p/v de Cd(NO 3)2 en la
muestra
Cd(NO3)2
+
Pat: Cd= 112
H2S
N= 14
O = 16
CdS
H=1
+
HNO 3
S=32
R: 1,64 % p/v
17. La úrea es un compuesto que se utiliza como fertilizante en muchos cultivos, debido al hecho de
ser una fuente nitrogenada, la misma se hidroliza en el suelo de acuerdo a la ecuación:
(NH2)2CO (s) + H2O (l)
2 NH3(g)
+
CO2(g)
Tomando en cuenta las relaciones estequiométricas existentes:
a) Deduzca el número de moles de amoníaco que puede obtenerse si aplicamos a un suelo en
donde se siembra maíz, 400 kg/Ha de este fertilizante con 90% de pureza.
b) ¿Qué cantidad de nitrógeno pueden aportar esos moles de amoníaco?
Pat: N=14 H=1 O=16 C=12
R: A) 12000 moles NH3/ha; b) 168 kg Nitrógeno
18. ¿Cuántos gramos de FeCl3 son necesarios para producir 2 moles de CaCl 2 de acuerdo a la
siguiente ecuación?
FeCl3
+
CaCO3
Fe2(CO3)3
+
CaCl2
Pat: Fe=56 Cl=35,5 Ca=40 O=16
R: 216,12 g
19. En la reacción de combustión del butano:
C4H10
+
13/2 O2
4 CO2
+
5 H2O
Pat: C=12 H=1 O=16
a) ¿Cuántos kg de oxígeno se necesitan para quemar 11,6 kg de butano?
b) ¿Cuántos moles de butano producen 3,8 moles de CO2?
R: a) 41,6 kg b) 0,95 moles
20. Para la reacción :
NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
+
H2O
Calcule los gramos de NaOH que reaccionan con 26 g de H 2SO4
PM NaOH = 40 g/mol,
PM H2SO4 = 98 g/mol
R: 21,22 g
28
21. El aluminio metálico reacciona con una solución acuosa de HCl, generando hidrógeno gaseoso.
Al
+
HCl
AlCl3
+
H2
a) ¿Cuántos moles de hidrógeno se desprenden al reaccionar 5,2 moles de aluminio con un exceso
de ácido clorhídrico acuoso?
b) ¿Cuántos gramos de hidrógeno resultan de la reacción de 5,2 moles de aluminio con un exceso
de HCl?
Pat Al= 27 H=1 Cl=35,5
R:a) 7,8 moles, b) 15,6 g
22. Para la reacción:
CaCO3
Pat: Ca= 40 C= 12
+ H3PO4
O = 16
H=1
Ca3(PO4)2
P=31
+
CO2
+ H2O
a)
Calcule en número de moles de CO2 que se forman a partir de 5 moles de H3PO4
b)
Calcule los gramos de H2O que se producen a partir de 30 gramos de CaCO3
c)
Calcule los gramos de agua que se producen a partir de 30 gramos de CaCO3 de 80 % de pureza
R: a) 7,5 moles b) 5,4 g c) 4,32 g
 Reactivo Limitante
Ejemplo:
La úrea [(NH2)2CO] se prepara por la reacción de amoníaco con dióxido de carbono:
2 NH3(g) + CO2(g)
(NH2)2CO(ac)
+ H2O(l)
En un proceso, se hicieron reaccionar 637,2 g de NH3 con 1.142 g de CO2
a) ¿Cuál de los dos reactivos es el reactivo limitante?
b) ¿Calcúlese la masa de (NH2)2CO que se formará?
c) ¿Cuánto del reactivo en exceso (en gramos) quedó sin reaccionar al finalizar la reacción?
PM NH3 : 17,03 g/mol
PM CO2 : 44,01 g/mol PM (NH2)2CO : 60,06 g/mol
Solución:
2 moles NH3 -------------1 mol CO2
g NH3 ------------ 44,01 g CO2
g NH3 = 2 moles x 17,03 g/mol= 34,06 g
Para el NH3
Para el CO2
34, 06 g NH3 ------------ 44,01 g CO2
637,2 g NH3 -----------X
34, 06 g NH3 ------------ 44,01 g CO2
X
------------ 1.142 g CO2
X = 823 g CO2
Requiero = 823 g CO2
Dispongo = 1.142 g CO2
X = 883,81 g NH3
Requiero = 883,81 g NH3
Dispongo = 637,2 g NH3
Tengo Exceso de CO2
Reactivo en exceso : CO2
Excedente = 1.142 g – 823 g = 319 g
Reactivo Limitante: NH3
a)
c)
b) ¿Cantidad de (NH2)2CO que se formará? (Se calcula a partir del reactivo limitante)
2 moles NH3 ------ 1 mol (NH2)2CO
34, 06 g NH3 ------ 60,06 g (NH2)2CO
637,2 g NH3 -----X
34, 06 g NH3 ------ 60,06 g (NH2)2CO
X = 1.123 g (NH2)2CO
29
23. En la reacción de combustión del butano:
C4H10
+
13/2 O2
4 CO2
+
5 H2O
¿Cuántos gramos de agua se obtienen a partir de 350 g de C4H10 y 100 g de O2? Pat: C=12 H=1
O=16
R: 43,27 g
24.
Para la reacción:
CaCO3 + H3PO4
Ca3(PO4)2
+
CO2 + H2O
Calcule los gramos de Ca3(PO4)2 que se forman cuando reaccionan 50 gramos de CaCO3 y 36
gramos de H3PO4. Pat: Ca= 40 C= 12 O = 16
H=1
P=31
R: 51,67 g
25. Calcule la cantidad de Cu(OH)2 que se obtiene al reaccionar 23 g de nitrato de cobre (II) con 20
g de hidróxido de potasio, de acuerdo con la siguiente ecuación:
Cu(NO3)2
+
KOH
Cu(OH)2
+
KNO3
Pat:
Cu= 63,5
N= 14
O = 16
H=1
K=39
R: 11,96g; Reactivo limitante = Cu(NO3)2
26. Se mezclan 10 gramos de yodo con 10 gramos de galio para formar un compuesto cristalino
amarillo de GaI3. ¿Cuáles especies se encuentran al final del proceso y en que cantidades?
2 Ga + 3 I2
2 GaI3
Pat: Ga=69,7
I= 127
R: 8,17 g Ga; 11,83 g GaI 3
 Rendimiento
Ejemplo:
El titanio, un metal fuerte, ligero y resistente a la corrosión; se utiliza en la construcción de naves
espaciales, aviones, en sus motores y para la construcción de bicicletas. Se obtiene por la reacción
de cloruro de titanio (IV) con magnesio fundido, a una temperatura entre 950 ° C y 1150° C:
TiCl4 (g)
+ 2 Mg (l)
Ti (s)
+ 2 MgCl2 (l)
En cierta operación industrial 3,54 x 107 g de TiCl4 reaccionan con 1,13 x 107 g de Mg.
a) Calcule el rendimiento teórico de Ti, en gramos.
b) Calcule el porcentaje de rendimiento si realmente se obtienen 7,91 x 106 g de Ti.
PM TiCl4: 189,7 g/mol
Pat Mg: 24,31 g/mol
Pat Ti: 47,88 g/mol
Solución:
A partir de la ecuación balanceada :
1 mol TiCl4 ------------- 2 moles Mg
189,7 g TiCl4 ------------ 48,62 g Mg
g = 2 moles x 24,31 g/mol= 48,62 g
Determinación del reactivo limitante:
Para el TiCl4:
189,7 g TiCl4
------------ 48,62 g Mg
3,54 x 107 g TiCl4 ----------
X
Reactivo Excedente Mg.
Exceso = 2.230.000 g
X = 9,07 x 106 g Mg
Requiero = X = 9,07 x 106 g Mg
Dispongo = 1,13 x 107 g de Mg.
30
Para el Mg:
189,7 g TiCl4 ------------ 48,62 g Mg
X
----------- 1,13 x 107 g Mg
X = 4,4 x 107 g de TiCl4
Requiero = X = 4,4 x 107 g de TiCl4
Dispongo = 3,54 x 107 g de TiCl4
Reactivo Limitante TiCl4
a) Rendimiento teórico ( Se calcula a partir del reactivo limitante)
A partir de la ecuación balanceada:
1 mol TiCl4
189,7 g TiCl4
------ 1 mol Ti
------ 47,88 g Ti
b)
% Rendimiento =
% Rendimiento =
189,7 g TiCl4
------ 47,88 g Ti
3,54 x 107 g de TiCl4. ------- X
X = 8,93 x 106 g Ti (Rendimiento Teórico)
Rend. Real
x 100
Rend. Teórico
7,91 x 106 g de Ti
x 100 =
8,93 x 106
88,52 %
27. En la combustión de 20 g de C4H10 se obtienen en el laboratorio 50 g de CO2. Calcule el
porcentaje de rendimiento de la reacción.
C4H10
+
13/2 O2
4 CO2
+
5 H2O
Pat: C=12 H=1 O=16
R: 82,4%
28. El aluminio metálico, al reaccionar con rutilo (una forma cristalina del óxido de titanio) se
transforma en alúmina y en titanio metálico, de acuerdo a la ecuación:
Al + TiO2
Al2O3 +
Ti
Pat: Al= 27 Ti= 48 O = 16
¿Cuál fue el rendimiento de la reacción, si se produjeron 2,5 moles de Ti cuando reaccionaron 130
gramos de Al con exceso de rutilo?
R: 69,23 %
29.
Cuando reaccionan 50 g de CaCO3 y 36 g de H3PO4
reacción:
,
resultan 51,67 g de Ca3(PO4)2 según la
CaCO3 + H3PO4
Ca3(PO4)2 +
CO2 + H2O
Si en lugar de obtener 51,67 g se obtienen experimentalmente 48 g de Ca 3(PO4)2 . Calcule el
rendimiento de la reacción.
Pat: Ca= 40 C= 12 O = 16
H=1
P=31
R: 92,89%
30.
El peso del oxígeno obtenido por calentamiento de 16,93 g de CO2 es 3,42 g. ¿Cuál será el valor
teórico del O2 y el rendimiento de la reacción?
CO2
CO + O2
Pat C=12 O=16
R: 6,16 g O2; 55,52 %
31
31. Una muestra de 15,6 g de C6H6 reacciona con HNO3 en exceso y origina 18 g de nitrobenceno
(C6H5NO2). ¿Cuál será el rendimiento de la reacción con respecto al nitrobenceno?
Pat: C=12 O=16 H=1 N=14
C6H6 + HNO3
C6H5NO2 + H2O
R: 73,15%
 Estequiometría de soluciones
o Ejemplo N°1
En una titulación, un estudiante encuentra que se necesitan 0,5468 g de HCl para neutralizar
completamente 23,48 mL de una solución acuosa de Ba(OH)2. ¿Cuál es la concentración (en
Molaridad) de la disolución de Ba(OH)2?
HCl + Ba(OH)2
BaCl2 +
H2O
 Balanceando la ecuación
2HCl + Ba(OH)2
BaCl2 +
2 H 2O
A partir de la ecuación balanceada:
0,5468g
36,5 g / mol
0,0149moles
0,00749 moles
0,02348 L
0,3190 M
moles HCl
M Ba(OH)2
2 moles HCl ------------ 1 mol Ba(OH)2
0,0149 moles HCl ---------X
X = 0,0074 moles Ba(OH)2
 Sin balancear la ecuación
A partir de la ecuación no balanceada:
1 equivalente HCl -------- 1 equivalente Ba(OH)2
36,5 g HCl ------------ 85,67 g Ba(OH)2
0,5468 g HCl
----------X
X = 1,2834 g Ba(OH)2
moles Ba(OH)2
M Ba(OH)2
o
1,2834 g
171,34 g / mol
0,00749 moles
0,02348 L
Peq HCl
Peq Ba(OH)2
36,5 g / mol
36,5 g / eq
1 eq / mol
171,34 g / mol
85 ,67 g / eq
2 eq / mol
0,00749 moles
0,3190 M
Ejemplo N°2
¿Cuántos ml de una disolución 0,610 M de NaOH se requieren para neutralizar completamente 20
mL de una disolución 0,245 M de H2SO4?
NaOH
+
H2SO4
Na2SO4
+
H2O
 Balanceando la ecuación
moles H 2 SO4
0,245 mol / Lx 0,02 L
moles H 2 SO4
0,0049 moles
M NaOH
VNaOH
2 NaOH + H2SO4
molesNaOH
V NaOH
0,0098moles
0,610mol / L
V NaOH
0,0160l
molesNaOH
M NaOH
16mL
Na2SO4 + 2 H2O
A partir de la ecuación balanceada :
2 moles NaOH ------------ 1 mol H2SO4
X
---------- 0,0049 moles H2SO4
X = 0,0098 moles NaOH
32
 Sin balancear la ecuación
A partir de la ecuación no balanceada:
1 equivalente H2SO4 -------1 equivalente NaOH
N eq ácido = N eq base
VA x NA = VB X NB
VNaOH
0,020 l x 0,49 eq / L
0,610 eq / L
N H 2SO 4
0,245 mol / L x
2
eq / mol
N H 2SO 4
0,49
N NaOH
0,610 mol / L x 1 eq / mol
N NaOH
0,610 eq / L
eq / L
0,016 L 16 mL
32. ¿Cuál es la Normalidad de una solución de KOH si 20 mL de la misma reaccionan con 23 mL de
H2SO4 0,25 M?
R: 0,575 N
33. ¿Cuál será la Normalidad de una solución de HCl si 20 mL de la misma requieren 10 mL de NaOH
0,2 N para neutralizar dicha solución ácida?
R: 0,1 N
34. Una muestra de leche cruda de vaca pesa 2,28 g y contiene 1,2% de NaCl. ¿Qué volumen de
solución de AgNO3 0,123 N se requiere para precipitar todo el cloruro presente?
Pat: Na = 23 Cl = 35,5 Ag = 108 O = 16 N = 14
R: 3, 8 mL.
35. Calcule el volumen de Al2(SO4)3 0,15 M que reacciona con 20 mL de Na3PO4 0,3 N
R:6,7 mL .
36. Calcule el volumen de solución de BaCl2 0,3 M que reacciona con 35 mL de Na2SO4 0,1 N.
R: 5,8 mL
37. Hallar la cantidad en gramos de solución concentrada de 36,2% en peso de HCl que se necesita
para neutralizar una solución que contiene 125 g de hidróxido de sodio. PM NaOH = 40 g/mol; PM HCl
= 36,5 g/mol
R: 315,08 g
38. ¿Cuántos gramos de Ag2CrO4 se forman cuando se hacen reaccionar 250 mL de K2Cr2O4 0,862 M
con 5 litros de AgNO3 0,106 N?
AgNO3 + K2Cr2O4
Ag2CrO4
+
KNO3
Pat: Ag = 108 Cr = 52 O = 16 K = 39
R: 71,55 g
39. a) Escriba la ecuación química balanceada que represente la reacción entre AgNO 3 y K2Cr2O4.
b) ¿Qué volumen de solución de AgNO3 0,106 M reaccionará con 250 mL de K2Cr2O4 0,862 M
para precipitar todo el cromato?
c) Elabore un dibujo esquemático donde pueda visualizar el proceso para lograr la precipitación
d) Calcule el número de moles y el número de equivalentes de K2Cr2O4 requeridos en el proceso
R: b) 4,06 L ; d) 0,215 moles; 0,430 eq
33
 Reacciones Redox
 Ejemplo N° 1
Calcule el volumen de solución de agente reductor 0,5440 M que reacciona con 0,3442 g de agente
oxidante, según la siguiente ecuación:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4
Fe2(SO4)3 + K2SO4
+2
+7
+ MnSO4 + H2O
+3
+2
Oxidación cede -1eReducción capta +5e-
Agente Reductor : FeSO 4
Peq
Agente Oxidante : KMnO4
Peq
PM Ag. Red
N 0e lib.
PM Ag. Ox
N 0e cap.
152 g / mol
1 eq/mol
158 g / mol
5 eq/mol
152 g/eq
31,6 g/eq
A partir de la ecuación no balanceada:
1 equivalente FeSO4 ------------ 1 equivalente KMnO4
152 g FeSO4 ------------ 31,6 g KMnO4
X
----------- 0,3442 g KMnO4
X = 1,6556 g FeSO4
NFe2SO4 = M Fe2SO4 x a
N Fe2SO4 = 0,5440 mol/L x 1 eq/mol
N Fe2SO4 = 0,5440 eq/L
N0equivalente FeSO4
1,6556g
152 g / eq
N 0 eq
V
N FeSO4
0,0108eq
N 0 eq
N
VFeSO4
0,0108eq
0,5440eq / l
0,020 l
20 ml
o Ejemplo N° 2
Cuantos ml de una disolución 0,206 M de HI se necesitan para reducir 22,5 mL de una disolución 0,374
M de KMnO4 de acuerdo con la siguiente ecuación
KMnO4 + HI
+ H2SO4
I2
K2SO4
+ MnSO4 + H2O
0
-1
+7
+
+2
Oxidación cede -1eReducción capta +5e
-
Agente Oxidante = KMnO4
N KMnO4
0,374 mol / L x
N KMnO4
1,87 eq / L
Agente Reductor = HI
5 eq / mol
N HI
0,206 mol / L x 1 eq / mol
N HI
0,206 eq / L
N eq Agente Ox = N eq Agente Red.
VAO x NAO = VAR X NAR
VHI
1,87eq / l 0,0225L
0,206eq / L
0,204L 204mL
34
40. Cuántos gramos de agente oxidante reaccionan con 30 mL de agente reductor 1,3 N de
acuerdo a la siguiente ecuación:
MnO2
+
HCl
MnCl2
+ Cl2 + H2O
Pat: Fe = 56 S = 32 O = 16 K = 39 Mn = 55 H = 1
R: 1,7 g
41. Calcular cuántos gramos de agente reductor reaccionan con 18 mL de agente oxidante 0,25
N, de acuerdo a la siguiente ecuación:
H2C2O4 + HNO3
CO2 + NO2 + H2O
Pat: C = 12 H = 1 O = 16 N = 14
R: 0,203 g
42.
Calcular cuántos gramos de agente oxidante reaccionan con 26 mL de agente reductor
0,45 N, de acuerdo a la siguiente ecuación:
Cr(OH)3 + H2O2 + NaOH
Pat: Cr = 52 O = 16 H = 1 Na = 23
Na2CrO4
+
H2O
R: 0,199 g
43. Cuántos gramos de H2C2O4 harían falta para reducir 7,83 x 10 -4 equivalentes de KMnO4
en la reacción:
KMnO4 + H2C2O4 + H2SO4
K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O
R: 0,0352 g
44. ¿Cuántos gramos y equivalentes se requieren del agente reductor, para que reaccionen con
300 ml de una solución 0,11 M del agente oxidante?
Según la siguiente ecuación:
Pb +
HNO3
Pb(NO3)2 + NO + H2O
R: 10,25 g; 0,099 eq
45. ¿Cuál será la Normalidad de un agente reductor si 22,5 mL del mismo reducen exactamente a
Mn+2 , 28 mL de una solución 0,1 M de KMnO4 en medio ácido?
R: 0,622 N
46. Calcule el volumen de solución de agente reductor 0,13 N que reacciona con 25 g de agente
oxidante, de acuerdo a la siguiente ecuación:
FeSO4 + HBrO + HCl
FeCl3 + HBr + H2SO4 + H2O
Pat: Fe = 56 S = 32 H = 1 O = 16 Br = 80 Cl = 35,5
R : 41 mL
47. Una muestra de plomo que pesa 0,5 gramos reacciona con HNO3 según la siguiente ecuación:
Pb +
HNO3
Pb(NO3)2 + NO + H2O
¿Cuántos ml de solución de HNO3 1 N se requieren?
PM HNO3 = 63 g/mol; Pat Pb = 207,19
R: 4,83 mL
48. Calcule el volumen de agente reductor 0,9 N necesario para reaccionar con 0,45 g del
agente oxidante, según la siguiente ecuación:
KMnO4 +
HCl + Na2S
MnCl2 + S + KCl + H2O + NaCl
PM KMnO4 = 158 g/mol; PM Na2S =78 g/mol
R: 15,8 mL
35
EQUILIBRIO QUÍMICO
1.- Escriba la expresión de la Ley de Equilibrio químico para las reacciones químicas representadas por
las siguientes ecuaciones:
a) CaCO3 (s)
Solución:
CaO (s) + CO2 (g)
Kc = [CO2]
b) C(s) + H2O(l)
c) N2(g) + 3H2(g)
d) 2SO2(g) + O2(g)
e) PbI2(s)
CO(g) + H2(g)
2 NH3 (g)
2SO3(g)
Pb+2(ac) + 2 I-(ac)
f) CH3COOH(ac)
CH3COO-(ac) + H+(ac)
g) CaC2(s) + 2 H2O(l)
Ca(OH)2(s) + C2H2 (g)
h) P4(s) + 5 O2(g)
P4O10 (s)
2. Se analizó un litro de una mezcla en equilibrio y se encontró que contenía 0,3 mol de CO 0,2 mol de
Cl2 y 0,5 mol de COCl2 (fosgeno). Calcule el valor de la constante de equilibrio Kc para la reacción:
CO(g) + Cl2(g)
COCl2 (g)
R: 8,33 L/mol
3. En un recipiente se determinan las siguientes presiones parciales en un sistema en equilibrio a 25ºC:
4 HCl(g) + O2(g)
2 Cl2(g) + 2 H2O(g)
Datos: R = 0,08206 L atm/mol ºK
PO2 = 1x10-2atm
PHCl = 2x10-3 atm
P Cl2 = 3x10-3 atm
PH2O = 2x10-2 atm
Calcule Kp y Kc.
Solución: la expresión para el cálculo de la constante de equilibrio en base a las expresiones parciales
de los reactivos y productos (Kp) es:
Kp =
(PCl2)2(PH2O)2
(PHCl)4(PO2)
Sustituyendo los datos:
(3 x 10-3atm)2(2 x 10-2 atm)2
Kp =
(2 x 10-3atm)4(1 x 10-2 atm)
=
3,6 x 10-9atm4
1,6 x 10-13atm5
Kp = 22500 = 2,25x104 (l/atm)
La relación entre Kc y Kp es: Kp = Kc x (RT)∆n
36
Donde ∆n = (moles de producto – moles de reactivo)fase gaseosa
Para el problema: ∆n = (4 – 5) = -1
Despejando Kc y sustituyendo los valores:
22500 L/atm
→ Kc = 5,5x105 L/mol
Kc =
(0,08206 L atm/ºK mol x 298 ºK)-1
4. Para la reacción: CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2(g)
En una mezcla en equilibrio a 300ºK, las concentraciones de CO (g), H2O(g) CO2(g)
respectivamente:1x10-3 ; 2,5x10-2 ;1,5x10-2 y 1x10-4. (R=0,08206 L.atm/ºK mol)
Calcule Kc
e
H2(g)
son
R: Kc= 6x10-2
5. Para el sistema 2 NO(g) + Br2(g)
2 NOBr(g)
se ha encontrado que en el equilibrio a 350ºC las concentraciones son:
NO = 0,24 mol/L
Br2 = 0,11 mol/L
NOBr = 0,037 mol/L
(R=0,08206 L.atm/ºK mol)
Calcular Kc
R: Kc= 0,216
Factores que afectan el equilibrio químico. Principio de Le Chatelier
Cambios en la concentración:
 Si un sistema químico se encuentra en el equilibrio y añadimos una sustancia (Reactivo o
Producto) la reacción se desviará en el sentido en que se consume la sustancia que se ha
agregado, de forma de alcanzar nuevamente el equilibrio.
 Por el contrario, extraer una sustancia provocará un movimiento en la reacción en la
dirección que tiende a formar mayor cantidad de sustancia.
Ejemplo: Para el sistema N2O4 (g)
Cambio
en
concentración
Adición N2O4
Adición NO2

la Dirección
Desplazamiento
2NO2 (g)
Cambio
en
concentración
Extracción N2O4
Extracción NO2
la Dirección
Desplazamiento
Cambio de presión y volumen
 Si un sistema se encuentra en el equilibrio y la presión total se aumenta reduciendo el
volumen, el sistema responde desplazándose en el sentido que ocupe el volumen más
pequeño. El desplazamiento ocurre en el sentido que disminuye el número de moles de
gas.
 Al disminuir la presión aumentando el volumen se provoca un desplazamiento en el sentido
en el que se producen más moles de gas.
Ejemplo: Para el sistema N2O4 (g)
Cambio
Aumento de la Presión
Disminución del Volumen
Disminución de la Presión
Aumento del Volumen
2NO2 (g)
Dirección Desplazamiento
Cambios en la temperatura
Los cambios de concentración, volumen y presión pueden alterar la posición del equilibrio, pero no el
valor de K. Solo un cambio de temperatura puede alterar esta constante.
37
Cuando se agrega color a presión constante a un sistema en equilibrio, éste se desplaza en el
sentido que absorbe calor. Se favorece la reacción endotérmica.
 Si se le quita calor a un sistema que se encuentra en equilibrio, este se desplaza en el sentido
que se libera calor. Se favorece la reacción exotérmica.
Ejemplo 1
Endotérmica
N2O4 (g)
2NO2 (g) ∆Hº = 58 KJ
Exotérmica
Cambio
Desplazamiento del equilibrio
Variación del valor K
Se
favorece
la
reacción Kc = [NO2]2
endotérmica
[N2O4]
T
[NO2]
K
Se
favorece
la
reacción Kc = [NO2]2
T
exotérmica
[N2O4]
[N2O4]
K
Ejemplo 2
Exotérmica
H2 (g) + I2 (g)
2HI(g)
∆Hº =-13 KJ
Endotérmica
Se
favorece
la
reacción Kc =
[HI]2
endotérmica
[H2][I2]
T
[H2][I2] K
T
Se
favorece
la
reacción Kc =
[HI]2
T
exotérmica
[H2][I2]
[HI]
K

Catalizadores
Un catalizador aumenta la velocidad de una reacción al disminuir la energía de la activación de la
reacción. El catalizador disminuye la energía de activación tanto de la reacción directa como de la
inversa. La presencia de un catalizador no altera la constante de equilibrio, como tampoco desplaza
la posición de un sistema en equilibrio.
6. Dada la siguiente reacción:
2CO(g) + O2(g)
2CO2(g) + calor
Para producir un sistema en equilibrio con una gran concentración de CO 2, indicar si se aumentaría o
disminuiría:
a) La presión externa
b) La temperatura
c) La concentración de O2
R: a) Se aumentaría b) Se disminuiría c) Se aumentaría
7. Para la siguiente reacción en equilibrio:
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
H =92,5 kJ
1) Predecir la dirección del desplazamiento del equilibrio cuando:
a) Se eleva la temperatura.
b) Se agrega cloro gaseoso a la mezcla en equilibrio.
c) Se aumenta la presión externa.
d) Se retira algo de PCl3(g) de la mezcla.
e) Se agrega un catalizador negativo.
2) ¿Cómo afectan a, b, c, d, y e el valor de Kc?
R: 1) a y d: Hacia los productos
b y c: Hacia los reaccionantes
e: el sentido neto de la reacción no se ve afectado
2) Sólo la temperatura (d) lo afecta, aumentándolo.
38
8. Para la siguiente reacción:
CO(g) + 3 H2(g)
CH4(g) + H2O(g)
H=
32 kcal
Diga cómo se modifica la CH4 si se:
a) Agrega H2O al sistema
b) Agrega CO al sistema
c) Extrae H2 del sistema
d) Aumenta la temperatura del sistema
e) Disminuye el volumen del sistema
f) Disminuye la presión sobre el sistema
g) Agrega un catalizador positivo
R: a,c,d y f : disminuye ; b y e : aumenta ; g : permanece igual.
9. Para la reacción 2Cl2(g) + 2H2O(g)
4HCl(g) + O2(g)
H= + 27 kcal
Indique si la concentración de cloro aumenta, disminuye o permanece igual si:
a) Se agrega oxígeno al sistema.
b) Se extrae ácido clorhídrico del sistema.
c) Se disminuye la temperatura.
d) Se aumenta la presión sobre el sistema.
R: a, c y d: aumenta; b: disminuye.
39