Guía Teorico

Guía Teórico – práctica
Química General
E.T. Nro. 27 Hipólito Yrigoyen
QUÍMICA GENERAL
Guía de ejercicios Nro. 0: Revisión
A. Estructura Atomica
1) Completar el cuadro con todos los datos que faltan. Realizar las configuraciones electrónicas de los elementos eléctricamente neutros. Indicar para cada uno de ellos grupo y
período al cual pertenecen.
Elemento Símbolo
Z
Aluminio
13
Be
Nro. De
Nro. de
protones electrones
Nro. De
neutrones
14
4
Bi
Calcio
9
10
Plata
47
61
92
12
Boro
5
Sr
S
45
38
2-
38
Ag
47
201
9
Kr
Cesio
Nitrógeno
10
36
84
55
133
7
7
17
Fe
35
26
30
Potasio
20
Cu
2+
29
31
31
1
39
63
25
Ni
trivalente
75
80
-
Catión
93
54
Cl
108
41
Xenón
F
16
49
+
Hg
divalente
88
18
Cd
Catión
5
16
35
2+
monovalente
24
8
Estroncio
Anión
146
Magnesio
2+
0
12
Fluor
Br
No
20
6
O
Cant. De cargas
126
20
U
Tipo de
ion
9
83
C
A
Depto. de Qca. General e Inorgánica
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QUÍMICA GENERAL
B. Magnitudes Atomico Moleculares
1) El átomo neutro de un elemento gana un electrón. El ión resultante posee 18 electrones
y su núcleo contiene 18 neutrones. Con estos datos calcular:
A) Nro. Atómico del elemento
B) Nro. Másico.
C) El ión formado ¿es catión ó anión, cual será el signo y la magnitud de su carga?
2) Con las masas atómicas correspondientes, calcular las masas moleculares correspondientes.
F2
O2
Na2O
Cl2
I2
Ba2O
Br2
N2
Sr2O
H2
Cl2O
3) Calcular los masas moleculares con las respectivas masas atómicas:
Na2SO4
Al2(SiO3)3
H2SO4,
LiH2PO4
CuSO4 .5H2O
Ca3(PO4)2
Na2B4O7 .10H2O
4) Que masa tiene:
i.
0.3 moles de ácido acético
iii. 5 moles de H2O
(C2H4O2)
iv. 4,6 moles de HCl
ii.
0.2 moles de ácido sulfúrico
v. 3 moles de pentóxido de fósforo (P2O5)
(H2SO4)
vi. 1,2 moles de Cl2
5) Cuantos moles hay en:
i.
10 gr de H2O
iv.
8,56 gr de P2O5
ii.
30 gr de NaCl
v.
980 gr de H2SO4
iii.
4,5 gr de N2
vi.
10,4 gr de CaSO4 .4H2O
6) Que masa de azufre hay en:
i.
4,8 gr de SO
ii.
0,64 gr de SO2
iii.
160 gr de SO3.
7) Que masa de Cl2 tienen 6,02 x 1025 moléculas?
8) Cuantos átomos y/o moléculas hay en:
i.
2 gr de Ar
ii.
5 gr de O2
iii.
3 gr de Cu
9) Cuantos gramos de carbono hay en:
a. 0,01 mol de H2CO3
c. 0,14 gr de CO
b. 8,8 gr de CO2
d. 3,1 gr de H2CO3
10) Que masa de O2 tiene el mismo número de moléculas que 2 gr de Cl2?
11) Que masa deCl2 tiene el mismo número de átomos que 500 gr de O2?
12) Que masa de N2 tiene el mismo número de moléculas que 25 gr de He?
13) Cuantos moles de He tienen la misma masa que 0,2 moles de O2?
14) Cuantas moléculas de N2 tienen la misma masa que 0,10 moles de Cl2?
15) La masa atómica relativa del Na es 23, que masa posee un átomo de Na?
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16) La masa molecular relativa del O2 es 32, cuánto pesa una molécula de O2?
17) Cuantos átomos hay en 10 gr de Au?
18) Cuantas moléculas hay en 1 lts de agua?
19) Calcular el número de moléculas presentes en:
i) 10 gr de CO2
ii) 8 moles de CO2
20) Clasificar los siguientes enunciados en verdaderos o falsos justificando la elección:
i. 32 gr de azufre (S) contiene el mismo número de átomos que 1 gr de H2
ii. 10 gr de H2 y 10 gr de O2 contienen el mismo número de átomos.
iii. La masa atómica de un elemento es la masa en gramos de un átomo de ese
elemento.
iv. El número de átomos que hay en 10 gr de N2 es igual al número de moléculas
que hay en 5 gr del mismo.
v. 1 gr de azufre (S) contiene menos átomos que 1 gr de potasio (K).
21) Un mol de I2 (iodo) posee una masa de 254 gr, si su molécula es diatómica, cuanto pesa
un átomo de iodo.
22) La masa del átomo de un elemento de molécula tetra atómica es de 5,15 x 10-23, ¿cuánto pesa un mol?
23) Cuantos moles de átomos y moles de moléculas que hay en 142 gr de Cl2.
24) Qué peso tiene 3/4 moles de P4
25) Se tienen 1,34 x 1024 moléculas de H2O (agua). Calcular:
A) Masa molecular absoluta del agua.
B) Numero de moles, numero de átomos de H2.
26) Cuantos átomos y moles de átomos hay en:
i) 46 gr de Na
ii) 135 gr de Al
iii) 112 gr de Fe.
27) Cuantos gramos de Sulfato cúprico (CuSO4) deben tomarse para obtener:
i) 8 x 1014 moléculas de dicha sal
ii) 6 x 1036 átomos de oxígeno.
28) Se tienen 1,5 moles de metano (CH4). Calcular:
i) Masa de metano
ii) Masa de C e H2 hay
iii) Moléculas de metano.
29) Calcular el número de moles correspondiente a:
i) 100 g de CO2
ii) Mil millones de moléculas de una sustancia.
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31) Calcular la masa correspondiente a: 3.1023 moléculas de O2
32) Cuáles de los siguientes items representa mayor masa de NH3. Justificar
i) 6.1023 moléculas
ii) 18,7 g
iii) 0,9 moles
C. Ejercicios sencillos de estequiometria
1) ¿Cuántos gramos de bromuro de plata, AgBr, se pueden obtener si se hacen reaccionar
50 g de bromuro de magnesio, MgBr2, con 100 g de nitrato de plata, AgN03? ¿Cuántos
gramos el reactivo en exceso permanecen sin reaccionar?
Resp.: 102 g de AgBr, 7,7 g de AgN03
2) Se preparó tetracloruro de carbono, CCl4, haciendo reaccionar 100 g de disulfuro de
carbono, CS2, con 100 gramos de cloro gaseoso elemental, Cl2. Según estos datos, calcule el porcentaje de rendimiento si se obtuvieron 65,0 g de CCl4.
Resp.: 89,9%
3) ¿Cuántos moles de P205 pueden obtenerse a partir de 2,00 g de fósforo y 5,00 g de oxígeno?
Resp.: 0,0323 mol
4) Un método de laboratorio para preparar 02 (g) es el siguiente:
a) ¿Cuántos moles de oxígeno se producen cuando se descomponen 32,8 g de KCl03?
b) ¿Cuántos gramos de KCl03 deben descomponerse para obtener 50,0 g de oxígeno?
c) ¿Cuántos gramos de KCl se forman al descomponerse el KCl03 y producir 28,3 g de
oxígeno?
R: (a) 0,401 mol (b) 128 g (c) 44 g
5) ¿Cuántos gramos de Ag2C03 deben haberse descompuesto si se obtuvieron 75,1 g de
plata según la ecuación:
R: 96,0 g
6) La caparazón de las tortugas contiene el mineral malaquita cuya fórmula es
CuC03.Cu(0H)2. Entonces,
a) ¿Cuál es el porcentaje de cobre en la malaquita?
b) ¿Qué masa de malaquita deberá procesarse para obtener 100 g de Cu?
R: (a) 57,48% (b) 173,98 g
7) Un tubo de ensayo que contiene KClO3 se calienta hasta que se descompone totalmente, según la reacción:
R: 19,23 g
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8) ¿Cuántos gramos de NO pueden producirse a partir 1,0 mol de amoníaco y oxígeno?
R: 24,0 g
a) ¿Cuál sería el rendimiento de la reacción si a partir de 10 kg de óxido férrico y 10 Kkg
de CO, se obtienen 2,5 kg de Fe?
R: (a) 23,67 kg de CO (b) 531,57 g de Fe (c) 6,99 kg de
Fe (d) 35,7 %.
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Guía Teorico - practica Nro. 1: Disoluciones
Contenidos
1) Soluciones
a) Definiciones.
i) Soluto – Solvente
b) Concentración de las soluciones
i) Expresión de las concentraciones
ii) % (m/m), % (m/v), %(v/v)
iii) Molaridad, Molalidad, Normalidad
iv) ppm, ppb
c) Diluciones
i) Expresión de diluciones, preparación de diluciones
Objetivos
Para aprobar este tema deberás:
a) Calcular porcentajes (m/m), (m/v) y (v/v)
Contenidos previos
Sistemas materiales, Composición porcentual, Cálculo de porcentajes, Magnitudes
atómico moleculares, concepto de mol, concepto de equivalente gramo.
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A. Introducción
Las soluciones son mezclas homogéneas de sustancias en iguales o distintos estados de
agregación. La concentración de una disolución constituye una de sus principales características.
En la naturaleza, la materia se presenta, con mayor frecuencia, en forma de mezcla de sustancias puras. Las disoluciones constituyen un tipo particular de mezclas.
Las soluciones forman parte de los hechos cotidianos, están presentes al respirar, ya que el
aire es una solución de varios gases, al ingerir agua potable, ya que siempre contiene una
serie de sustancias disueltas; cuando se utilizan aleaciones como bronce, latón, acero, en
los fluidos que recorren nuestro organismo transportando los nutrientes necesarios para la
vida.
Combinación, Mezcla Y Disolución
Conceptos fundamentales
La separación de un sistema material en los componentes que lo forman puede llevarse a
cabo por métodos mecánicos o por métodos químicos. Los primeros incluyen una serie de
operaciones tales como filtración, destilación o centrifugación, en las cuales no se produce
ninguna alteración en la naturaleza de las sustancias, de modo que un simple reagrupamiento de los componentes obtenidos tras la separación dará lugar, nuevamente, al sistema
primitivo.
Los segundos, sin embargo, llevan consigo cambios químicos; la materia base sufre transformaciones que afectan a su naturaleza, por lo que una vez que se establece la separación,
la simple reunión de los componentes no reproduce la sustancia original.
Las mezclas son sistemas materiales que pueden fraccionarse o separarse en sus distintos
componentes por métodos físicos.
En cierto tipo de mezclas la materia se distribuye uniformemente por todo el volumen constituyendo un sistema homogéneo. Cuando una sustancia sólida se mezcla con un líquido de
tal forma que no puede distinguirse de él, se dice que la sustancia ha sido disuelta por el
líquido.
A la mezcla homogénea así formada se la denomina disolución (sl). En este caso la sustancia sólida recibe el nombre de soluto (st) y el líquido se denomina disolvente (sv). La
noción de disolución puede generalizarse e incluir la de gases en gases, gases en líquidos,
líquidos en líquidos o sólidos en sólidos. En general, el soluto es la sustancia que se encuentra en menor proporción en la disolución y el disolvente la que se encuentra en mayor
proporción. Cuando dos sustancias líquidas pueden dar lugar a mezclas homogéneas o disoluciones, se dice que son miscibles.
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QUÍMICA GENERAL
Los esquemas que siguen son modelos de cuatro soluciones formadas por los mismos
componentes, los círculos negros representan al soluto y los blancos al solvente, indicar si
las soluciones son iguales y justificar.
Puntos blancos:
Puntos negros:
Relaciones:
St/Sl =
St/Sv =
Puntos blancos:
Puntos negros:
Relaciones:
St/Sl =
St/Sv =
Puntos blancos:
Puntos negros:
Relaciones:
St/Sl =
St/Sv =
Puntos blancos:
Puntos negros:
Relaciones:
St/Sl =
St/Sv =
A la relación que existe entre la cantidad de soluto y de solvente o entre la cantidad de soluto y solución, se llama concentración Dichas cantidades se pueden expresar en unidades
de masa o de volumen.
La composición de las soluciones
Formas de expresar la concentración
Existen diferentes formas dé expresar la concentración de una disolución. Las que se emplean con mayor frecuencia supone el comparar la cantidad de soluto con la cantidad total
de disolución, ya sea en términos de masas, ya sea en términos de masa a volumen o incluso de volumen a volumen, si todos los componentes son líquidos. En este grupo se incluyen
las siguientes:
Porcentaje en masa.
Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien gramos de disolución. Su
cálculo requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente siendo la
masa de la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente.
% ( m / m) =
masa de soluto
× 100
masa de solución
Porcentaje en volumen.
Expresa la masa en gramos de soluto disuelta por cada cien cm3 de disolución. Su cálculo
requiere considerar separadamente la masa del soluto y la del disolvente siendo la masa de
la disolución la suma de la del soluto y la del disolvente. Para calcular el volumen a que
equivale dicha masa se utiliza la densidad, sabiendo que la densidad es:
δ = mv
% (m / v) =
8
masa de soluto
× 100
volumen de solución
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1.
QUÍMICA GENERAL
Leer atentamente el texto y responder:
El bronce y el oro 18 kilates son ejemplos de soluciones sólidas de metales
denominadas aleaciones.
El bronce es una aleación formada por
cobre y estaño. El oro 18 kilates es una
aleación de oro y cobre, aunque también
puede estar formado por oro y plata o
por oro y platino.
El valor 24 es la unidad de medida de comercialización para el oro. Así “oro 24 kilates” significa que por 24 pares de ese material, 24 son de oro. De la misma manera,
“oro 18 kilates” expresa que por cada 24
partes de ese material, solo 18 son de oro.
El resto, es decir, 6 partes son de cobre o
de plata.
El oro 24 kilates es oro puro, es decir se
trata de una sustancia pura y no de una
solución sólida.
A. ¿Cual es el soluto y cual es el solvente del oro 18 kilates?
B. Calcular el % m/m del oro 18 kilates.
C. Averiguar la masa de oro que habrá en un anillo de oro 18 kilates de 6 g.
2.
La siguiente tabla resume los datos obtenidos en una experiencia cuando se agregan
distintas masas de sulfato cúprico a 1000 g de agua a 25°C y 1 atm de presión.
Completar, analizar los datos y sacar conclusiones.
Masa de
sulfato cúprico inicial
(gr)
Masa de
agua (sv)
(gr)
Masa de
solución (sl)
(gr)
Masa de
sulfato cúprico disuelta (st) (gr)
Masa de
sulfato cúprico sin disolver (gr)
A
50
0
B
190
0
C
210
D
300
90
E
450
240
1000
% m/m
0
Los grados Gay Lussac indican la concentración de alcohol en % m/v. Calcular la masa de alcohol
existente en un vaso de cerveza de 250 cm3 sabiendo que la graduación alcohólica es de 4°GL.
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QUÍMICA GENERAL
Aplicación: cálculo de concentraciones
1. Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una
disolución cuya densidad a 20 ºC es de 1,060 g/cm3. Calcúlese:
a) El % (m/m)
b) El % (m/v)
c) La concentración en gramos por litro
Resolución:
a) Se trata de calcular el número de gramos de soluto por cada cien gramos de solución, es decir:
b) Calculamos el volumen correspondiente a 40 g de solución
δ = m v ⇒ v = mδ
v = 40 g
1,060 g / cm 3
= 37,7cm 3
Ahora calculamos el número de gramos de soluto por cada 100 cm3 de solución.
g de HCl
5,00 g
⋅ 100 cm 3 =
⋅ 100 cm 3 = 13,26 % (m / v) de HCl
3
cm de disolución
37,7 cm
3
c)
Habiendo calculado la masa de soluto que hay por cada 100 cm3 de solución, es sencillo calcular la masa de soluto que hay por cada 1000 cm3 de solución:
g de HCl
5,00 g
3
⋅
=
⋅ 1000 cm 3 = 132,6 % (m / v) de HCl
1000
cm
3
3
cm de disolución
37,7 cm
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Molaridad.
QUÍMICA GENERAL
Es la forma más frecuente de expresar la concentración de las disoluciones en química. Indica el número de moles de soluto disueltos por cada litro de disolución; se representa por la
letra M. Una disolución 1M contendrá un mol de soluto por litro, una 0,5 M contendrá medio
mol de soluto por litro, etc.
Molaridad =
Nro. de moles de soluto
Litros de solución
Molalidad.
Indica el número de moles de soluto disuelto en cada kilogramo de disolvente:
molalidad =
Nro. de moles d soluto
Kgr. de solvente
Aplicación: Cálculo De Concentraciones
Se mezclan 5,00 g de cloruro de hidrógeno (HCI) con 35,00 g de agua, formándose una disolución cuya densidad a 20 ºC es de 1,060 g/cm3. Calcúlese:
a) molaridad.
b) molalidad.
Molaridad.
m
Mr
n = nro. de moles ⇒ n =
Molaridad =
m Mr
Nro. de moles de soluto
=
litros de solución
litros de solución
Sustituyendo resulta:
M =
5 g 36,5
= 3,63M
0,03774lts
donde 36,5 es la masa molecular del HCI y, por tanto, la masa de su mol expresada en gramos.
Molalidad.
De acuerdo con su definición:
Molalidad =
m Mr
Nro. de moles de soluto
=
Kg de solvente
Kg de solvente
sustituyendo se tiene:
M =
11
5 g 36,5
= 3,91m
0,035 Kg
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QUÍMICA GENERAL
Partes por millón (ppm)
Es una unidad de medida de concentración. Se refiere a la cantidad de unidades de la sustancia (agente , etc) que hay por cada millón de unidades del conjunto.
Por ejemplo en un millón de granos de arroz, si se pintara uno de negro, este grano representaría una (1) parte por millón. Se abrevia como "ppm".
Es un concepto análogo al de porcentaje, sólo que en este caso no es partes por ciento sino
por millón (tanto por mil). De hecho, se podría tomar la siguiente equivalencia:
10.000 ppm = 1%
Es decir que 10.000 ppm equivalen al uno por ciento. De lo anterior, se puede deducir que
esta unidad es usada de manera análoga al porcentaje pero para concentraciones o valores
mucho más bajos.
Por ejemplo cuando se habla de concentraciones de contaminantes en agua o en aire, disoluciones con muy bajas concentraciones o cantidad de partículas de polvo en un ambiente,
entre otros.
Un ejemplo podría ser las mediciones de concentración de un contaminante en el aire del
ambiente cuyo valor máximo permisible sea 500 ppm. Tratar de escribir eso en porcentaje
sería poco práctico pues sería mucho menor a 1%.
En el caso de disoluciones acuosas, una parte por millón (1 ppm) equivale a un miligramo de
soluto por litro de disolución. O lo que es lo mismo, un microgramo de soluto por mililitro:
Un concepto análogo se utiliza para "Partes por billón"
Dilución
Es muy frecuente preparar disoluciones a partir de otras disoluciones preparadas previamente, y de concentración conocida, por dilución.
En un proceso de dilución se conserva el número de moles de soluto
moles de soluto en la disolución inicial = moles de soluto en la disolución final
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Ejemplos:
QUÍMICA GENERAL
¿Qué volumen de una disolución de glucosa(aq) 0,25 M se necesita para preparar 750 ml
de otra disolución 0,013 M por dilución?
•
Podemos despejar la fórmula:
¿Que concentración tiene la disolución resultante de diluir 39 ml de disolución de glucosa(aq) 0,25 M hasta 750 ml?
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QUÍMICA GENERAL
1) El Caristop® es una pasta dental bifluorada que contiene 2.500 ppm de ión flúor, F-(ac).
Calcule la concentración de fluoruro en la disolución, expresada en g/L.
Resp: 2,5 g/L
2) La concentración del agua lavandina s de 3.5 %m/v de hipoclorito de sodio. ¿Cuál la
masa de hipoclorito de sodio que contiene un envase de 5 litros de lavandina.
Resp.:
3) Un médico ordena inyectar a un paciente suero glucosado. La solución utilizada posee
una concentración de 5.5 g de glucosa/100 cm3 de solución y el enfermo requiere 1.72 g
de glucosa por hora. ¿Cuál es el tiempo que debe demorar en pasar un frasco de suero
que contiene 250 cm3 de solución fisiológica.
Resp.:
4) Calcular las concentraciones en %m/m de las siguientes soluciones:
a) 30g de st en 350g de sv.
Resp.:
b) 120g de st en 2.5Kg de sl.
Resp.:
c) 2800g de sv en 3200g de sl
Resp.:
5) Indicar como puede prepararse 2500g de una solución de concentración 35% m/m
6) Calcular en qué masa de cada una de las soluciones habrá 120g de soluto:
a) Sl. A 30% m/m
Resp.:
b) Sl. B 5% m/m
Resp.:
7) 1 cm3 de solución acuosa de cloruro de sodio, cuya densidad es de 1,15 g/cm3 contiene
disueltos 0,23 g de sal. Calcule la concentración de la solución. En:
a) gr de soluto/100 g de solución
b) gr de soluto/100 g de disolvente.
Rta.: a.- 20 g
b.- 25 g
8) Calcular la masa en gramos de Na2CO3 es necesario para preparar 0.5 litros de solución
35%
Rta.:
9) Calcular la concentración en %(m/m) de una solución preparada disolviendo 500 mg de
glucosa en 0.50 Kg de agua.
Rta.:
10) Con 40 g de cloruro de amonio se desea preparar una solución acuosa al 18% en peso.
Calcule
a) Masa de sl que puede prepararse.
b) Volumen de agua en que deberá disolverse la masa de sal.
Rta.: a.- 222,2 g
b.- 182,2 cm3
11) Calcule el porcentaje en peso de soluto en una solución acuosa de ácido nítrico que contiene 354 g de ácido/dm3 de solución y cuya densidad es 1,18 g/cm3.
Rta.: 30%
12) Se disuelven 24gr de glucosa en 60gr de agua. Calcular la composición de la solución
resultante expresada en:
a) Gramos de soluto /100gr de solución.
b) Gramos de soluto /dm3 de solvente.
Rta.: a) 28.6gr
b) 400gr
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QUÍMICA GENERAL
13) La composición de una solución acuosa de cloruro de níquel(ll) es 320,0gr de sal /dm3
de solución. Su densidad es de 1.280gr/cm3. Expresar la composición de esa solución
en:
a) Gramos de soluto /100gr de solución.
b) Gramos de soluto /dm3 de solvente.
Rta.: a)25gr b) 33.3gr
14) Se desean preparar 500 cm3 de una solución de cloruro cúprico en agua al 30% en peso
(densidad 1,36 g/cm3)
a) Calcule las masas de sal y de agua necesarias.
b) Expresar dicha composición en g de sal/dm3 de solución.
Rta.: a) 204 gr de sal y 476 g de agua b) 408 g/dm3
15) Calcule qué volumen de una solución acuosa de metanol al 20% en peso cuya densidad
es 0,97 g/cm3, contiene 300 g de dicho alcohol.
Rta.: 1546,4 cm3
16) Se tiene una solución acuosa de ácido ortofosfórico que contiene 25gr de ácido en
100gr de agua y cuya densidad es 1.11gr/cm3. Expresar la composición en:
a) Gramos de soluto /dm3 de solución
b) Gramos de soluto /100gr de solución.
Rta.: a) 222.4gr
b) 20gr
17) Una sl acuosa de H2SO4 de concentración 10% tiene una densidad de 1,04 g/cm3. Calcular su concentración en:
a) g de st/100 g de sl.
c) g de st/100 cm3 de sl
b) g de st/100 cm3 de sv
d) g de st/1000 cm3 de sv
Rta.:
3
18) Se quiere preparar 500 cm de sl aq. de H2SO4 al 30% densidad 1,20 g/cm3. Calcular la
concentración expresada en:
a) g de st/100 g de sl.
c) g de st/100 cm3 de sl
b) g de st/100 cm3 de sv
d) g de st/1000 cm3 de sv
Rta.:
19) Una solución de sal en agua posee una densidad de δ= 1,085 g/cm3 contiene 20 g de sal
en 80 g de solución. Expresar la concentración en
a) gr de sal/100 g de agua.
c) % (m/v)
b) % (m/m)
d) gr de sal/100 ml de agua.
Rta.:
20) Una solución acuosa de cloruro de amonio contiene 10.07 g de sal por litro de solución.
Su densidad es de δ= 1,007 g/cm3. Expresar la concentración en:
d) gr de sal /1000 g de agua
a) % (m/m)
e) gr de sal /100 cm3 de agua
b) gr de sal /100 g de agua
c) % (m/v)
Rta.:
15
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QUÍMICA GENERAL
21) Una sl de 7 gr de HCl en 500 gr de agua tiene una densidad de δ= 1.06 g/cm3. Expresar
la concentración en:
a) Gr de ácido por litro de sl.
c) Gr de ácido por 100 g de sv
b) Gr de ácido por litro de sv
d) Gr de ácido por 100 cm3 de sv
Rta.:
22) Una solución de KCl en agua tiene 2.5 g de sal en 40 g de sl. Expresar la concentración
en:
a) % (m/m)
b) Cuantos gramos de sal y agua se deberá añadir a la sl para obtener 100 g de sl de la
misma concentración?
Rta.: a) 6.25%
b) 3.75 g de sal y 56.25g de agua
3
23) Se tiene una solución al 5% de densidad δ= 1.05 g/cm . Expresar su concentración en:
a) Gr de st/ 100 gr de sv
c) Gr de st/ 100 cm3 de sl
b) Gr de st/ 100 cm3 de sv
d) Gr de st/ 100 gr de sl
Rta.:
24) Hallar la concentración en %(m/v) de una solución ácida al 30% siendo la densidad de la
solución de 1.20 g/cm3.
Rta.: 36% (m/v)
25) Calcular las concentraciones en %(m/m) de las siguientes soluciones
a) 40 g de st en 250 g de sv
Rta.:
b) 100 g de st en 2500 g de sl
Rta.:
c) 2500 g de sv en 3800 g de sl
Rta.:
26) calcular las masas de soluto y solvente existentes en 250 g de una solución cuya concentración es de 35% m/m
Rta.:
27) Calcular en que masas de cada una de las siguientes soluciones habrá 120 g de st.
a) 30%
b) 5%
Rta.:
28) Se tiene una sl de ácido nítrico comercial al 63%, que posee una densidad δ = 1.2 g/cm3.
Calcular:
a) Gr de st/ 100 gr de sv
c) Gr de st/ 100 cm3 de sl
d) Gr de st/ 100 gr de sl
b) Gr de st/ 100 cm3 de sv
29) Calcular la molaridad de la solución de HCl preparada diluyendo a 25ml una porción de
10ml de una solución 38.32% de HCl densidad 1.19gr/ml
30) ¿Cuántos gramos de Na2HPO4 . 12H2O se necesitan para preparar 500ml de solución
1M?
31) ¿Cuál es el porcentaje de H2SO4 en una solución 10M cuya densidad es de 1.29gr/ml?
¿Y en una solución 1M de densidad 1.03gr/ml?
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32) Determinar si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas y justificar:
a) Un recipiente que contiene una solución 2M de sacarosa siempre tiene mayor masa
de soluto que otro que contiene una solución 1M de la misma.
b) Un recipiente que contiene 1lt de solución acuosa 0,50M siempre tiene el doble de la
masa de soluto que otro recipiente que contiene 1lt de solución acuosa 0,25M
c) Para expresar la Molaridad conociendo la Molalidad, el único dato que se necesita es
el Mr del soluto.
d) Decir que una solución tiene una densidad de 1,085gr/cm3 significa que 1085gr de
soluto ocupan un volumen de 1000 cm3.
e) Al evaporar parte del solvente de una solución de un soluto no volátil disminuye la
concentración.
f) Si se tiene una solución 1,00M de cloruro de sodio, para obtener una solución 0.50M
deben agregarse 500 cm3 de solvente.
33) Señalar y justificar cuales de las siguientes soluciones de hidróxido de sodio es la mas
concentrada:
a) 0,0020M
d) 0,551gr/250cm3 de solución
3
b) 1,008gr/dm de solución
e) 0,005gr/ml de solución
3
c) 1,001gr/100cm de solución
Rta.: el ítem c)
34) Se dispone de una solución alcohólica 2,00M de soluto de Mr = 84,0. Determinar que
masa de soluto hay presente en:
a) 500cm3 de solución
b) 1000ml de solución
c) 3,00lt de solución
Rta.: a) 84.0gr b) 168.0gr
c) 504.0gr
35) ¿Cuántos ml de sl de HNO3, δ = 1,409 g/cm3, 69%, se necesitan para preparar 10 dm3
de HNO3 0,5 M?
36) Determinar a qué volumen debe diluirse 200 cm3 de una sl 1 M de sulfato de sodio para
obtener una sl 0,5 M
37) Tengo una sl de ácido Fosfórico (H3PO4) 0,84M de densidad 1,0055 g/cm3 Expresar la
concentración de dicha solución en:
a) % (m/m)
c) Molalidad
b) %(m/v)
d) Masa de st/1000 g de sv
38) Se disuelven 180 g de NaOH en 400 g de agua. La densidad de la sl resultante es de
1,34 g.cm-3. Calcular
a) % m/m.
c) Molaridad
b) G st/lt de sl
d) Molalidad
Rta.: a) 10.74 %
b) 415.9 g
c) 10.4 M
d) 10.4 N
e) 11,25 m
3
39) Se dispone de ácido sulfúrico concentrado de densidad δ= 1.24 g/cm y 92 % de ácido.
Calcular:
a) El volumen de este ácido que hay que tomar para preparar 500 cm3 de un ácido 0.5N
b) Cuanto hay que diluir el ácido concentrado para obtener un ácido 2m
Rta.: a) 10.74 ml
b) 17.4 ml
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Ejercitación de diluciones
1) A 60 gr de una sl al 25% de NaCl se la quiere llevar a una sl al 5%. Que cantidad de solución se puede preparar?
Rta.: 300 gr
2) ¿Cuántos gramos de st se necesitan para preparar 20 cm3 de sl 5% (m/v)? ¿Qué Molaridad y normalidad tiene la solución obtenida si el soluto es CaCl2?
Rta.:
3) Calcule la masa de solución de cloruro de aluminio al 16% en peso habrá que diluir con
agua para obtener 2 Kg. de una solución al 3% en peso de dicha sal.
Rta.: 375 g
4) ¿Cuántos gramos de Na2HPO4 . 12H2O se necesitan para preparar un litro de solución al
10% si la densidad seria de 1,09gr/cm3. Calcular también el volumen de agua necesaria
para preparar dicha solución. (densidad del agua = 1gr/cm3)
Rta.:
5) ¿Cuántos gramos de Na2HPO4 . 12H2O se deben disolver en un litro de agua para obtener una solución al 10%?
Rta.:
6) Cuantos ml de agua hay que agregar a 800ml de solución de HNO3 65%, densidad
1.40gr/ml para obtener las siguientes soluciones:
a) 10%
b) 12M densidad 1.35gr/ml
Rta.:
7) Calcular:
a) ¿Cuántos gr de KCl hay que disolver para preparar 1Lt de solución de concentración
1mg Cl-/ml?
b) ¿Cuál es la concentración de iones potasio en la solución (mg K+/ml)?
c) ¿Cuántos equiv. gr de K+ hay en 25ml de solución?
Rta.:
8) Si se toman 50 ml de una solución NaCl 0,4M y se llevan a un volumen final de 1l ¿Cuál
es la concentración final?
9) ¿Qué volumen de HCl 6M debe usarse para preparar 500 ml de una solución de HCl 5
mM?
10) ¿Cuál sería la concentración final de una solución preparada al diluir 45,0 ml de KOH 4,2
M en un volumen final de 300 ml?
11) Si se cuenta con una solución 2,2 M de NaCl, ¿Cuántas diluciones seriadas 1/10 deben
realizarse para llegar a una solución de concentración 22 μM? Indique que volúmenes
utilizaría si las diluciones se realizan en tubos eppendorfs con Vfinal=1,5ml.
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Ejercicios varios
12) Se quieren preparar 2,5 litros de una solución de HCl 10,0% m/v y se dispone de una
solución del mismo soluto 30,0% m/v. Indicar qué volumen de la solución más concentrada se necesita y qué volumen de agua es necesario agregar para obtener la solución
deseada.
13) En el laboratorio se necesita preparar 400 ml de una solución 10,0% m/m de HCl, cuya
densidad es 1,02 g/ml.
a) ¿Cuáles son las masas de soluto y solvente necesarias?.
b) ¿Cuál es la concentración en gramos de soluto/100 g de solvente?
c) ¿Cuál es la concentración en % m/v?
d) ¿Cuál es la molaridad?
14) Se tiene una solución acuosa de glucosa 20,0% m/m, calcular:
a) La masa de soluto que contiene 400 g de solución.
b) La masa de soluto que se encuentra disuelta en 400 g de solvente.
c) Si se preparan 550 ml de la solución de glucosa 20% m/m y luego se derraman 100
ml por descuido del laboratorista sobre la mesada, ¿qué ocurre con la concentración
de la solución que quedó dentro del recipiente?
15) ¿Cuántos gramos de permanganato de potasio (KMnO4) estarán disueltos en 200cm3
de una disolución acuosa con una concentración de 5,2 g/l?
a) Cuantos ml de agua hay que agregar a 800ml de solución de HNO3 65%, densidad
1,40gr/ml para obtener las siguientes soluciones:
b) 10%
c) 12M densidad 1.35gr/ml
16) ¿En qué volumen de solución de HCl al 20,4% p/p y densidad 1,1 g/mL hay 12,24 g de
ácido clorhídrico?
17) Un vinagre tiene 6.02% m/m de ácido acético CH3CO2H. ¿Cuántos gramos de ácido
acético hay en una botella de vinagre de 355 ml?. Suponga una densidad de 1.01 g/ml
18) Se recomienda que el agua potable contenga 0.0016 ppc de fluoruro para prevenir las
caries dentales. Si un depósito contiene 1000 dm3 de agua ¿cuántos gramos de fluoruro
se necesitan para que su concentración sea la correcta?
19) A 300 g de una solución 8 % P/P se le agregan 100 g de agua. Calcula el porcentaje p/p
de la solución final.
20) Una muestra de cloruro de sodio, NaCl, que pesa 0.0678 g se coloca en un matraz volumétrico de 25.0 ml y se afora con agua destilada. ¿Cuál es la molaridad de la disolución
resultante?
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21) ¿Cuántos mililitros de NaCl 0.163 M se requieren para obtener 0.0958 g de cloruro de
sodio?
22) Se tiene una solución acuosa de glucosa 20,0% m/m, calcular:
a. La masa de soluto que contiene 400 g de solución.
b. La masa de soluto que se encuentra disuelta en 400 g de solvente.
c. Si se preparan 550 ml de la solución de glucosa 20% m/m y luego se derraman 100
ml por descuido del laboratorista sobre la mesada, ¿qué ocurre con la concentración de la solución que quedó dentro del recipiente?
23) ¿Cuántos moles de cloruro de sodio deben colocarse en un matraz volumétrico de 50 ml
para obtener una disolución 0.15 M de NaCl? ¿A cuántos gramos de cloruro de sodio
equivalen?
24) El ácido acético glacial, CH3COOH tiene una concentración 99.5% m/m y una densidad
de 1.05 g/cm3. Determina la concentración molar, normal y % m/v de este ácido. ¿Qué
volumen es necesario para preparar 1 litro de solución al 30%?
25) Una solución se preparó disolviendo 16.0 g de cloruro de calcio, CaCl2 en 72.0 g de
agua, y tiene una densidad de 1.180 g/ml. ¿Cuál es la concentración % m/m y % m/v, M
y m de la disolución?
26) ¿Cuántos gramos de NaOH húmeda* se necesitan pesar para preparar 250 ml de una
disolución 1.5M? (*)La sosa contiene 10% en masa de agua.
27) Se quiere preparar un volumen de 8dm3 de una disolución de KNO3 al 20% en masa y
una densidad de 1.1326 g/ml a 20°C.
28) ¿Qué volumen de agua y qué masa de nitrato de potasio se debe mezclar?
29) ¿Cuál es la molaridad y cuál es la molalidad de la disolución preparada?
30) ¿En cuántos ml de la disolución hay 0.0025 moles de nitrato de potasio?
31) Dos disoluciones acuosas “A” y “B” de nitrato de calcio tiene una concentración diferente.
a. ¿Cuántos gramos de nitrato de calcio puro hay en 200 ml de la disolución “A”?. Se
sabe que la densidad y % en masa para esta disolución son 1.1636 g/ml y 20% respectivamente.
b. ¿Cuál es la densidad, % en masa, molalidad y molaridad de la disolución “B”?. Se
sabe que 400 ml de esa disolución tienen una masa de 504 gramos y que por cada
kilogramo de disolvente hay 2.61 moles de nitrato de calcio.
2) En un litro de una disolución hay 200 g del soluto “X”. Si la disolución contiene 18%
en masa de “X”, ¿Cuál es la densidad de la disolución, expresada en g/ml?
20
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3) ¿Qué cantidad de fósforo contiene el esqueleto humano, sabiendo que por término
medio pesa 11 kilogramos, y que su contenido en fosfato de calcio es 58%?
32) Completa la siguiente tabla para disoluciones acuosas de ácido sulfúrico.
Densidad
g/rnl
Molaridad
M
1.24
1.30
1.60
1.15
4.08
Molalidad
rn
% en masa
% en masa
del ácido
del agua
sulfúrico
39.19
53.65
79.18
33) En los siguientes enunciados indique con una F si la oración es falsa y con una V si es
verdadera. Justifique su respuesta anexando los cálculos realizados.
a) Si se tiene una disolución con una concentración 25% m/m, eso quiere decir que
se tuvo que disolver una masa de 25 g del soluto en 100 ml del disolvente (suponga que el disolvente es agua) ____________
b) Si se pesaron 0.7 g de NaCl y se disolvieron en 100 ml de agua, la concentración
de la disolución es de 0.7% m/v ____________
c) Se pesaron 14.8 g de acetato de sodio y se disolvieron en 125 ml de agua, por lo
tanto tenemos una concentración de 11.84% v/v y de 10.59% m/v
_____________
d) Se disolvieron 25 ml de un soluto que tiene una densidad de 1.25 g/ml en 200 ml
de agua. La concentración es de 15.61% v/v y de 18.5 % m/m _____________
e) Se disolvieron 3 g de un compuesto líquido que tiene una densidad de 1.31 g/ml
en 25 ml de agua. Su concentración es de 9.15 % v/v ___________
f)
Para calcular la concentración porcentual no es necesario conocer la masa molar
del soluto. ____________
34) Complete el siguiente cuadro. Incluya los cálculos realizados.
Soluto
H2SO4
HCl
NaOH
KOH
H2CO3
H3PO4
Ca(OH)2
HBr
21
Masa del
soluto
(g)
30
25
45
75
Vol. de
Molaridad Normalidad
disolución
M
N
(ml)
233
0.5
50
0.1
350
0.01
0.75
2500
350
1000
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35) Calcule el volumen de H2SO4 que se necesita para preparar 300 ml de una disolución
0.75N. Considere que el H2SO4 tiene una densidad de 1.4 g/ml y 80% de pureza.
36) Se tomaron 5 ml de H2SO4 cuya densidad es de 1.8 g/ml y 90% de pureza, y se aforaron hasta un volumen final de 500 ml, calcule la concentración de la disolución en %
m/m, molaridad y normalidad.
37) Se tienen 160 g de una disolución de NaCl al 11.25% m/m. La disolución tiene una densidad de 1.33 g/ml. Calcule:
a) Molaridad
b) Molalidad
c) %p/v
d) Volumen de la disolución
38) Una disolución de H2SO4 que contiene 487.6 g de H2SO4 por cada litro de disolución
tiene una densidad de 1.329 g/ml. Calcule:
a) la molaridad
b) la molalidad
c) la normalidad
d) ¿Qué volumen de la disolución anterior se debe tomar para
preparar 100 ml de una disolución 0.1M?.
39) Se disuelven 3 g de nitrato de sodio en agua hasta llegar a 250 ml de disolución. La densidad de esta disolución es igual a 1.12 g/ml. Determine la concentración:
a) molar
b) normal
c) porciento en peso
d) molal
40) Para preparar la disolución A se pesa 1 g de NaOH y se afora hasta un volumen final de
20ml. Para preparar la disolución B se toman 10 ml de la disolución A y se llevan a un
volumen final de 25ml. Para preparar la disolución C se toman 10 ml de la disolución B y
se llevan a un volumen final de 25ml. Calcule la concentración de las soluciones A, B y
C.
41) En el laboratorio se prepara una disolución (a la que llamaremos disolución A) pesando 5
g de cromato de potasio y agregándole agua hasta llegar a 1 l de disolución. De esta disolución A, se toma una alícuota de 100 ml y se coloca en un matraz aforado de 250 ml,
agregándole agua hasta la marca de aforo (disolución B). Finalmente, de la disolución B
se toma una alícuota de 25 ml y se coloca en un vaso de precipitado.
a.
b.
c.
d.
¿Cuál es la concentración molar de la disolución A?
¿Cuál es la concentración normal de la disolución B?
¿Cuál es la concentración en porcentaje en peso de la disolución A?
¿Cuántos moles de cromato de potasio hay en la disolución A, en la disolución B y en el vaso de precipitado donde se colocó la alícuota final?
e. ¿Cuál es la concentración molar de la disolución que se encuentra en el vaso
de precipitado que contiene la alícuota final?
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Guía Teórico - practica Nro. 2: Leyes de los gases
Teoría cinética de los gases
Es un modelo que intenta dar respuesta al comportamiento de los gases a partir de las siguientes hipótesis:
Los gases están formados por partículas pequeñas, tan alejadas entre sí que el volumen de las mismas es despreciable con respecto al espacio vacío entre ellas.
No existen fuerzas de interacción entre ellas.
Las partículas se mueven continuamente al azar y en línea recta, chocando entre sí y
contra las paredes del recipiente que las contiene. Estos choques determinan la presión que el gas ejerce dentro del recipiente.
Ley de Boyle – Mariotte
 Si a temperatura constante reducimos el volumen de una masa gaseosa, las partículas
poseen menor espacio por donde moverse y entonces chocan mas frecuentemente contra las paredes del recipiente, por lo que la presión observada es mayor.
Es decir que:
a T = cte, la presión es inversamente proporcional al volumen
P *V = k (m, T )
Ley de Charles – Gay lussac
 Al aumentar la temperatura de una masa de gas, si mantengo el volumen constante, las
partículas se mueven con mayor energía chocando mas frecuentemente y violentamente
contra las paredes del recipiente, originando mayor presión.
Es decir que:
a V = cte, la presión es directamente proporcional a la temperatura
P
= k (m, V )
T
 La otra ley se expresa
a P = cte, el volumen es directamente proporcional a la temperatura
V
= k (m, P)
T
Explicarla según la teoría cinética de los gases.
Estas tres relaciones se pueden combinar obteniendo una generalización llamada Ec. De
estado del gas ideal
P *V
= k ( m)
T
Un gas que cumple esta relación se denomina gas ideal.
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Guía de ejercitación
1) Un gas ocupa un volumen de 500lts a 10atm de presión. Si la temperatura Permanece
constante, ¿cuál será su volumen si la presión disminuye a 2.4atm?.
Rta: 2083.33lts.
2) En un recipiente se encuentra cierta masa de un gas a una temperatura de -10°C y una
presión de 1.6atm. Si el volumen se mantiene cte. Y la temperatura se eleva a 35°C,
¿cuál será la presión soportada?
Rta: 1.87atm
3) Un recipiente contiene 10lts de oxígeno a 5°C. ¿A qué temperatura se duplicara el volumen del gas si se mantiene la presión constante?
Rta: 556K
4) Un gas ocupa un volumen de 100lts a una presión de 6atm y una temperatura de 21°C.
¿Cuál será su volumen si se lo somete a una presión de 10atm calentándose a 48°C?
Rta:65.51lts
5) Un recipiente contiene 54lts de nitrógeno medidos a 3atm de presión y 40°C de temperatura. ¿Cuál será su volumen en CNPT. ?
Rta: 141.29lts
6) A 0°C y 2atm de presión, un gas ocupa un volumen de 40lts. ¿Cuál será la presión que
soportara si se lo lleva a un volumen de 50lts calentándolo simultáneamente a una temperatura de 430K?
Rta. : 2.52atm
7) Cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 80lts a 15°C y 2atm. ¿A que temperatura en
°C habrá que llevarlo para que su volumen sea 94lts si la presión en el estado final es de
2.54atm?
Rta. : 156.76°C
8) Hallar el número de moles de moléculas del gas del ejercicio anterior.
Rta. : 6.8 moles
9) Para un cierto estado de un gas, la expresión P.V/T vale 4.1lt. atm/K. ¿Cuántos moles de
moléculas constituyen la masa gaseosa?
Rta. : 50 moles
10) En un recipiente una masa de hidrogeno ocupa un volumen de 200cm3 a 27°C y
1000mmHg de presión, ¿Cuál será el volumen que ocupa a 97°C y una presión de
500mmHg?
Rta. :
11) ¿Que volumen ocupara un mol de hidrogeno a 27°C y 2atm de presión?
Rta. :
12) ¿Qué volumen ocupan 2.5moles de amoniaco a 177°C y 1.5atm de presión?
Rta. :
13) 12lts de una gas soportan una presión de 1.2atm. ¿Cuál será el volumen que ocupara la
misma masa de gas si manteniéndose la temperatura constante se la lleva a una presión
de 1.8atm?
Rta. :
24
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QUÍMICA GENERAL
14) Una gas ocupa un volumen de 50ml medidos a una temperatura de 20°C. ¿Qué volumen
ocupará a 5°C si se mantiene la presión constante?
Rta. :
15) Cierta masa de gas ocupa un volumen de 40ml medidos a 15°C. Expresar en °C la temperatura a la que deberá ser llevada esa misma masa gaseosa para que su volumen se
reduzca a la mitad si la presión es constante.
Rta. :
16) A 20°C una cierta masa gaseosa soporta una presión de 8atm. Si se calienta hasta llegar
a una temperatura de 80°C, ¿Cuál será la presión suponiendo que el volumen permanece constante?
Rta. :
17) Un gas ocupa un volumen de 80lts medidos a 3atm de presión y 19°C de temperatura.
¿Cuál será su volumen cuando se lo someta a una presión de 7atm y se lo calienta a
una temperatura de 25°C?
Rta. :
18) ¿A qué temperatura se hallan 12 moles de moléculas de una gas sometido a una presión
de 4atm en un recipiente de 21lts. ?
Rta. :
19) Un compuesto gaseoso tiene la formula C8H18. Calcular el volumen que ocupara 1gr de
dicho compuesto a 735mmHg y 99°C.
Rta. :
20) Calcular cuántos moles de nitrógeno contiene un tanque de 500lts de dicho gas a 117°C
y 700mmHg.
Rta.
21) Calcular el volumen que ocupa 0.7moles de gas a 27°C y 1.5atm
Rta.
22) Calcular la masa molecular relativa de un compuesto, sabiendo que 3gr del mismo ocupan 5lts medidos a la presión de 1.2atm y 142°C.
Rta.
23) Calcular cuántos gramos de dióxido de carbono hay en 2.5lts de dicho gas medido a
72°C y 2atm de presión.
Rta.
24) Si el volumen molar de un gas en CNPT es de 22.4lts, ¿cual será el volumen molar a
25°C y 1atm?
Rta.
25) ¿Qué volumen ocupa 8gr de oxígeno en CNPT?. Idem para 64gr de CH4
Rta.
26) En un recipiente de 25lts, se colocaron 2 moles de hidrogeno a 17°C. ¿Qué presión se
obtuvo?
Rta.
27) ¿Qué presión ejercerá 21.5gr de nitrógeno en un recipiente de 20lts a 27°C?
Rta.
25
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28) En un recipiente de 4lts hay argón a 0.80atm y 27°C. ¿Cuántos moles de argón hay?
Rta.
29) ¿Qué temperatura tiene el sistema formado por 65gr de oxigeno que ocupa 68.4lts y
ejerce una presión de 700mmHg?
Rta.
30) Si una masa de 20gr de un gas ocupa un volumen de 15lts a 1atm y 25°C, ¿cuál es la
masa molecular de dicho gas?
Rta.
31) La densidad de una sustancia gaseosa es 1.15gr/lt a 27°C y 1.10atm ¿Cuál es la masa
molecular?
Rta.
32) Si la masa molecular relativa del metano es 16, ¿cuál es su densidad en CNPT?
Rta.
33) La densidad de un gas en CNPT es de 1.25gr/lt. ¿Cuál es la densidad a 1.20atm y
25°C?
Rta.
34) 1.120gr de una sustancia pura se transforma en vapor a una temperatura de 120°C a la
presión normal. El volumen del vapor en esas condiciones es de 175ml. Calcular:
a) Masa molecular de la sustancia.
b) Numero de moléculas contenidas dentro del recipiente.
c) Masa molecular absoluta de la sustancia.
Rta.
35) Calcular la densidad del oxígeno en:
a) En CNPT.
b) A 100°C y 3atm.
Rta.
36) En CNPT una cierta masa de un gas ocupa un volumen de 40lts. Calcular la temperatura
en °C a que debería llevarse una masa doble del mismo gas para que la presión ejercida
sea de 700mmHg siendo el volumen constante.
Rta.
37) Un recipiente de 2.5lts contiene 1.520gr de una sustancia simple constituida por moléculas diatómicas en estado gaseoso a una temperatura de 273°C y 740mmHg. Calcular:
a) Masa molecular de dicho gas.
b) Numero de moles contenidos en el recipiente.
c) Masa atómica absoluta del elemento que constituye dicha sustancia. Simple.
Rta
38) Calcular la masa de un litro de hidrogeno si:
a) El volumen se mide a 127°C y 2atm de presión.
b) El volumen se mide en CNPT.
c) Calcular el número de moléculas de dicho gas contenido en los ítems anteriores.
Rta
39) Se encontró que un gas posee una densidad 2.5 veces mayor que la del oxígeno en
iguales condiciones de presión y temperatura. ¿Cuál es la masa molecular relativa de dicho gas?
Rta
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40) Una masa de 0.13gr de un gas ocupa un volumen de 0.20lts a una temperatura de 27°C
a presión normal. Se lo lleva a una temperatura T2 permaneciendo la presión constante y
ocupa un volumen doble. Calcular:
a) Valor de T2.
b) Numero de moles de gas que contiene el recipiente.
c) Masa molecular relativa de dicho gas.
d) Densidad en CNPT.
e) Masa molecular absoluta.
Rta
41) Una vasija abierta cuya temperatura es de 10°C se calienta a presión constante hasta
400°C. Calcular la fracción del peso del aire inicialmente contenido en la vasija, que es
expulsado.
Rta
42) ¿Cuántos globos esféricos de goma de 6lts de capacidad, pueden llenarse en CNPT con
el hidrogeno procedente de un tanque que contiene 250lts del mismo a 20°C y 5atm de
presión?.
Rta
43) Una mezcla de oxígeno y nitrógeno ocupan un recipiente de 2lts a 27°C ejerciendo una
presión de 0.8atm. ¿Cuántos moles hay en total?. Si hay el doble de moles de oxigeno
que de nitrógeno, ¿cuántos moles hay de cada gas?.
Rta
44) En un recipiente de volumen fijo de 4lts se colocan 0.20 moles de hidrogeno y 0.40 moles de nitrógeno. La temperatura es de 27°C, ¿qué presión ejercería cada gas si el otro
no estuviera en el recipiente? ¿Cuál es la presión ejercida por los gases?
Rta
45) En un recipiente de 10lts se colocan 0.60 moles de Ar y 0.40 moles de H2 a una temperatura de 17°C. ¿Cuál es la presión soportada por el recipiente?
Rta
46) Una solución gaseosa tiene 2.0gr de He y 4.0gr de Ne Si el volumen es de 15lts y la
temperatura de 27°C, ¿cuál es la presión que ejerce cada gas y cual es la presión total?
Rta
47) Dentro de un globo hay 0.40 moles de oxígeno y 1.20 moles de nitrógeno a una temperatura de 30°C, la presión ejercida por el oxígeno es de 0.60atm. Calcular:
a) Volumen del globo.
b) La presión total.
c) La presión que ejerce el nitrógeno.
Rta
48) En un tanque hay 4gr de hidrogeno y 64gr de oxigeno. La presión total es de 1.2atm a
25°C de temperatura. Calcular las presiones parciales de cada componente.
49) Un matraz de volumen 1500cm3 contiene 400mgr de oxigeno y 60mgr de hidrogeno a
una temperatura de 100°C. Calcular:
a) Presión total dentro del matraz.
b) Presión parcial del oxigeno
50) . Una masa de aire a15°C, ocupa un volumen de 5,5 m3 ejerciendo una presión de
0,86kgf/cm2. ¿Cuál será su volumen a 30°C si ejerce una presión de 1,02kgf/cm2?
Rta. : 4,878 m3
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51) Un gas ocupa un volumen de 2 litros en un cilindro a presión constante y a 27°C, calcular
el volumen de ese gas a 252°C.
Rta. : 3,5 litros
52) Sobre un gas que se encuentra dentro de un recipiente hermético y que está a 57°C, se
ejerce una presión de 152 cmHg, Suponiendo que el volumen no varía, determinar la
presión que actuará sobre dicho gas, si la temperatura aumenta hasta 180°C.
Rta. :208,6 cmHg
53) Un gas que se encuentra en un recipiente ocupa un volumen de un litro a una presión
de, dos atmósferas y una temperatura de -13°C. Calcular el volumen en litros que ocupará dicho gas, si la presión aumenta a 5 atm y la temperatura se eleva hasta 97°C.
Rta. 0,569 litros
54) El volumen de un gas es de 500cm3 y está contenido en un recipiente a una presión de
80cmHg y O°C de temperatura. Determinar cuál será la presión en atmósferas que adquiere dicho gas, si el volumen disminuye a 1/4 de litro y la temperatura es 37°C.
Rta. 2,31 atm
55) Un gas a 18°C y 750 mmHg ocupa un volumen de 150 cm3. ¿Cuál será su volumen a
65°C si se mantiene constante la presión?
Rta. 174,2 crTi3
56) Una masa de hidrógeno en CNPT. ocupa un volumen de, 50 litros ¿Cuál será el volumen
a 28°R y 720 mmHg?
Rta, 59,5 litros
57) Un recipiente contiene 80 dm3 de gas a una presión de 20 atm, manteniendo T cte.,
¿Qué presión será necesaria para disminuir el volumen a 16 dm3?
Rta.: 100 atm
58) Un cilindro contiene aire a 760 mmHg. Luego se hunde un pistón de radio 5 cm hasta
que la presión del aire encerrado es de 120 mmHg. ¿Cuánto vale la fuerza ejercida sobre el pistón?
Rta. : 128 Kgf
59) Un recipiente contiene 5 dm3 de aire a P = 1 atm. ¿Qué volumen ocupará si se lo comprime a una P de 10 atm a T = cte.?
Rta. : 0,5 dm3
60) ¿Cuánto vale la fuerza ejercida por la presión atmosférica sobre el pistón del problema 2.
Rta. : 81 Kgf
61) ¿Cuánto vale la fuerza aplicada para hundir el pistón del problema 2.
Rta. : 47 Kgf
62) Un tubo cilíndrico vertical se tapa a la presión atmosférica de 750 mmHg con un émbolo
que se desliza hasta que la presión del aire encerrado lo detiene. La superficie De la tapa es de 200 cm2 y pesa 10 Kgf. ¿Qué presión tiene el aire encerrado?
Rta. : 786,8 mmHg
63) En una pistola de aire comprimido, se comprime 100 cm3 de aire a 1 atm de presión
hasta un volumen de 20 cm3. ¿Qué fuerza ejerce el aire comprimido sobre el proyectil
de sección 5 mm2?
Rta. : 0,258 Kgf
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64) Un recipiente de 1340 cm3 se cierra a una presión de 760 mmHg y se lo abre en otro
lugar donde la presión es de 720 mmHg a la misma temperatura. ¿Entra ó sale aire?.
¿Cuánto aire entra ó sale? ¿Cuál es el ρ del aire del segundo lugar si la ρ del primer lugar es de 1,3 gf/dm3?
Rta. : salen 74,4 cm3; ρ = 1,23 gf/dm3
65) A 765 mmHg se llena de aire un cilindro de 15 dm3. ¿Qué volumen ocupará a 2,5 atm y a
la misma temperatura?
Rta. : 6 dm3
66) ¿Cuál es el ρ del aire comprimido del problema anterior?
Rta. : 3,25 gf/dm3
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Guía de ejercicios Nro. 3: Estequiometria
Para realizar los problemas de esta serie, se requiere
• Estar familiarizado con los conceptos de masa atómica relativa, masa
molecular relativa. mol, masa molar y volumen molar.
• Saber utilizar la Tabla Periódica de los Elementos.
• Conocer la ecuación general de los gases ideales y reconocer su ámbito
de aplicación.
• Reconocer las distintas formas de expresar la concentración de una solución y cómo convertirlas entre si.
• Manejar la nomenclatura de las sustancias químicas inorgánicas (IUPAC
y tradicional).
• Saber igualar ecuaciones químicas.
• Comprender la información cuantitativa que proporciona una ecuación
química.
• Reconocer en una reacción química el reactivo limitante.
• Comprender los conceptos de pureza de un reactivo y de rendimiento de
una reacción, y su aplicación en cálculos estequiométricos.
Una reacción química se produce cuando hay una modificación en la identidad química de
las sustancias intervinientes; esto significa que no es posible identificar a las mismas sustancias antes y después de producirse la reacción química, los reactivos se consumen para
dar lugar a los productos.
A escala microscópica una reacción química se produce por la colisión de las partículas que
intervienen ya sean moléculas, átomos o iones, aunque puede producirse también por el
choque de algunos átomos o moléculas con otros tipos de partículas, tales como electrones
o fotónes.
Este choque provoca que las uniones que existían previamente entre los átomos se rompan
y se facilite que se formen nuevas uniones. Es decir que, a escala atómica, es un reordenamiento de los enlaces entre los átomos que intervienen. Este reordenamiento se produce
por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, sin embargo
los átomos implicados no desaparecen, ni se crean nuevos átomos. Esto es lo que se conoce como ley de conservación de la masa, e implica los dos principios siguientes:
El número total de átomos antes y después de la reacción química no cambia.
El número de átomos de cada tipo es igual antes y después de la reacción.
En el transcurso de las reacciones químicas las partículas subatómicas tampoco desaparecen, el número total de protones, neutrones y electrones permanece constante. Y como los
protones tienen carga positiva y los electrones tienen carga negativa, la suma total de cargas no se modifica.
Esto es especialmente importante tenerlo en cuenta para el caso de los electrones, ya que
es posible que durante el transcurso de una reacción química salten de un átomo a otro o de
una molécula a otra, pero el número total de electrones permanece constante. Esto que es
una consecuencia natural de la ley de conservación de la masa se denomina ley de conservación de la carga e implica que:
La suma total de cargas antes y después de la reacción química permanece
constante.
Las relaciones entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y por lo tanto pueden ser determinadas
por una ecuación (igualdad matemática) que las describa. A esta igualdad se le llama ecuación estequiométrica.
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1) Dada la siguiente reacción química:
Hidrógeno( g ) + Nitrógeno( g ) → Amoníaco( g )
a) Escribir e igualar la reacción química correspondiente.
b) Identificar los enlaces o uniones que se rompen, y aquellos que se forman.
c) Establecer una relación cuantitativa entre las masas de las sustancias que intervienen en la reacción.
d) ¿Qué ley gravimétrica se verifica?
e) ¿Cómo se denominan este tipo de reacciones, en las que se obtiene una sustancia
compuesta a partir de otras?
2) Con el objeto de interpretar el significado estequiométrico de la ecuación
2ZnS + 3O2 ( g ) → 2 ZnO + 2 SO2 ( g )
Completar el siguiente cuadro:
Magnitud
REACTIVOS
PRODUCTOS
Cantidad de sustancia
(moles)
Cantidad de sustancia
Masa (g)
Volumen (dm3)
en CNPT
3) Si 0.5 moles de ortofosfato de potasio (K3PO4) reaccionan con cloruro de calcio (CaCl2),
calcular:
a) Gramos de CaCl2 que reaccionan.
b) Los moles de cada uno de los productos que se obtienen.
4) Se quiere obtener 30gr de cobre tratando óxido cúprico con amoniaco. La reacción es la
siguiente:
CuO + NH 3 
→ N 2 + H 2 O + Cu
a) Equilibrar la reacción.
b) Calcular los gramos de reactivos que deben utilizarse.
5) 4 moles de cobre reaccionan con 16gr de ácido nítrico según la ecuación:
→ Cu ( NO3 ) 2 + NO + H 2 O
Cu + HNO3 
a) Equilibrar la reacción.
b) Calcular los moles de todas las sustancias que están presentes cuando se completa
la reacción.
6) Calcular cuántos gramos, moles y litros medidos en CNPT pueden obtenerse por la
combustión de 10gr de carbono.
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QUÍMICA GENERAL
7) 289gr de fósforo reacciona con suficiente oxígeno a 27°C 800 mmHg, obteniéndose
P4O10.
a) Escribir la ecuación balanceada que interpreta el proceso.
b) Calcular el volumen de oxigeno que se consume medidos en las condiciones del
problema.
8) Se desea obtener sulfato de aluminio mediante neutralización.
a) Calcular la masa de hidróxido de aluminio que debe neutralizarse.
b) El numero de moles de ácido sulfúrico que debe agregarse.
9) Calcular los gramos y los moles de ácido clorhídrico necesaria para neutralizar 0.5 moles
de:
a) Hidróxido de aluminio.
b) Hidróxido de sodio.
c) Hidróxido de calcio.
10) Se hacen reaccionar nitrato de plata con 10gr de cromato de potasio obteniéndose 3gr
de nitrato de potasio según la reacción:
AgNO3 + K 2 CrO 4 
→ KNO3 + Ag 2 CrO 4
Sabiendo que el cromato de potasio se halla en exceso, calcular:
a) ¿Cuantos gramos de nitrato de plata reaccionan?
b) ¿Cuantos gramos de cromato de potasio quedan sin reaccionar?
c) ¿Cuantos gramos de cromato de plata se obtienen?
11) Calcular cuántos gramos de Zn reaccionan con 150gr de ácido sulfúrico para dar sulfato
de Zn e hidrogeno.
12) Con los datos del problema anterior, calcular cuántos moles de sulfato de Zn e hidrogeno
se obtienen.
13) Se combinan S y O2 en presencia de un catalizador, obteniéndose 50gr de anhídrido
sulfúrico. Calcular:
a) Gramos de azufre que reaccionan.
b) Litros de oxigeno consumido en CNPT.
14) Se hacen reaccionar bromo liquido con carbonato de sodio obteniéndose bromato de
sodio, bromuro de sodio y anhídrido carbónico gaseoso. En el proceso se recogen 20 litros de CO2 medidos a 27°C y 1140mmHg.
a) ¿Escribir la ecuación química que representa al proceso?
b) ¿A cuántos litros de CO2 medidos en CNPT corresponden?
c) ¿Cuántos ml de bromo reaccionaron. Densidad del bromo=3,12 gr/ml
d) ¿Cuantos moles de bromuro de sodio se formaron?
e) Cuántos gramos de carbonato de sodio debieron reaccionar?
15) Se combina nitrógeno con oxígeno en presencia de un catalizador para dar anhídrido
nítrico. ¿Cuántos moles de nitrógeno se necesitan para obtener 40 litros de anhídrido nítrico a 27° y 2 atmósferas de presión?
16) Reaccionan totalmente 12gr de C con suficiente cantidad de oxígeno. Calcular los litros
que se obtienen de anhídrido carbónico y el volumen de oxigeno consumido si ambos se
determinan a 37°C y 770 mmHg.
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QUÍMICA GENERAL
17) Se neutralizan 200gr de ácido sulfúrico con hidróxido de sodio. Calcular:
a) Moles y gramos de sulfato de sodio formado
b) Moles y gramos de hidróxido de sodio que reaccionan
18) Calcular los gramos de hidróxido de calcio y ácido nítrico que se necesitan para obtener
2Kgr de nitrato de calcio.
19) Calcular el volumen de ácido sulfúrico (pureza 98%, densidad 1,8 gr/ml) necesario para
obtener 100gr de sulfato de aluminio.
20) ¿Cuantos gramos de ácido fosfórico e hidróxido de calcio se necesitan para obtener 50gr
de fosfato monoácido de calcio?
21) Se neutralizan 15gr de ácido clorhídrico con hidróxido de sodio, calcular:
a) Gramos y moles de cloruro de sodio formado.
b) Gramos y moles de hidróxido de sodio que reaccionan.
22) Calcular los gramos de ácido carbónico e hidróxido de sodio necesarios para obtener
300gr de bicarbonato de sodio.
23) En un erlenmeyer se coloca 50gr de ácido nítrico y 50gr de hidróxido de sodio. Calcular:
a) Reactivo en exceso.
b) Gramos de nitrato de sodio que se forma.
c) Gramos del reactivo en exceso que queda sin reaccionar.
24) Se mezclan 10gr de ácido carbónico con 10gr de hidróxido de calcio. Calcular la composición final del sistema.
25) Calcular los gramos de óxido de calcio necesarios para obtener 50gr de carbonato de
calcio.
26) Sabiendo que 32gr de azufre se combinan con 56gr de hierro, calcular:
a) Calcular cuántos gramos de azufre se combinan con 30gr de Fe.
b) ¿Qué masa de sulfuro de hierro se formará?
27) Se hacen reaccionar 4 moles de ácido fosfórico con hidróxido de aluminio.
a) Escribir la reacción balanceada.
b) Calcular los gramos de sal formada.
c) Indicar los moles de base necesarios para la reacción.
d) Calcular los gramos necesarios para la reacción.
28) Cuando se hace reaccionar 109,5gr de ácido clorhídrico con cinc, se obtiene cloruro de
cinc y se desprende hidrogeno.
a) Escribir la ecuación balanceada correspondiente.
b) Calcular la cantidad de cinc que reaccionaria con el ácido presente.
c) Calcular los gramos de cloruro de cinc formados.
d) Calcular el volumen de hidrogeno desprendido en CNPT.
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29) Dada la ecuación:
Se pide:
K + H 2 O → KOH + H 2
a)
b)
c)
d)
Equilibrar la ecuación.
Calcular el peso de agua que reacciona con 195gr de potasio.
Calcular los gramos de KOH formados.
Calcular el volumen de hidrogeno desprendido en CNPT.
30) Se necesita obtener 1,775gr de cloro en estado gaseoso a partir de:
MnO2 + ClH → Cl2 + MnCl2 + H 2O
a)
b)
c)
d)
Equilibrar la ecuación
Calcular los gramos de dióxido de manganeso necesarios.
El volumen de cloro desprendido en CNPT.
Calcular los gramos de agua obtenidos.
31) 24 moles de ácido nítrico reaccionan con cantidad suficiente de carbonato de potasio
desprendiéndose CO2 y obteniendo la sal correspondiente y agua. Calcular
a) Moles de carbonato de potasio que reaccionan.
b) Masa de sal obtenida.
c) Numero de moléculas de agua originadas por la reacción.
d) Volumen de dióxido de carbono desprendidos a 27°C y 912 mmHg de presión.
32) Calcular:
a) el número de moles de átomos de Mg que se combinan con HCl cuando se forman
19,06gr de cloruro de Mg.
b) El volumen de hidrogeno que se desprende si se lo mide a 836 mmHg y temperatura
normal.
33) Se quiere obtener 18,3gr de anhídrido carbónico, calcular la masa de carbono y los moles y volumen de oxigeno necesarios.
34) Calcular el volumen de oxigeno que se desprende en CNPT. al calentar 100gr de nitrato
de potasio por reducción a nitrito de potasio y oxígeno.
28) La soda cáustica se prepara comercialmente haciendo reaccionar carbonato de sodio
con Ca(OH)2 (cal apagada). ¿Cuántos gramos de NaOH se obtienen tratando 1Kgr de
carbonato de sodio con hidróxido de calcio?
35) La ecuación de obtención de fósforo mediante un horno eléctrico es:
Ca 3 ( PO4 ) 2 + SiO 2 + C → CaSiO3 + CO + P4
Determinar:
a) Numero de moles de moléculas de fósforo obtenidos por cada mol de moléculas de
fosfato de calcio usado.
b) Masa de fósforo obtenido por cada mol de moléculas de fosfato de calcio usado.
c) Masa de fósforo obtenido por cada gramo de fosfato de calcio usado.
d) Numero de moles de moléculas de SiO2 y C necesarios por cada mol de moléculas
de fosfato de calcio usado.
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36) 24 moles de ácido nítrico reaccionan con cantidad suficiente de carbonato de potasio
desprendiéndose CO2 y obteniendo la sal correspondiente y agua. Calcular
a) Moles de carbonato de potasio que reaccionan.
b) Masa de sal obtenida.
c) Numero de moléculas de agua originadas por la reacción.
d) Volumen de dióxido de carbono desprendidos a 27°C y 912 mmHg de presión.
37) Se descompone clorato de potasio obteniéndose cloruro de potasio y oxígeno. Calcular:
a) Cantidad de clorato de potasio necesario para obtener 400 ml de oxigeno medidos a:
21° y 640mmHg.
b) Moles de moléculas de cloruro de potasio formados simultáneamente.
38) Reaccionan óxido férrico y ácido clorhídrico. Calcular:
a) Masa de óxido que reaccionara con 50ml de solución de ácido clorhídrico de conc.
4% de densidad: 1.02gr/ml.
b) Masa de cloruro férrico formado.
c) Números de equivalentes gramos e cloruro férrico correspondiente a la masa calculada en "b".
d) Suponiendo que el volumen final de la solución de sal fuera 100ml, calcular la normalidad.
39) Se hacen reaccionar 408gr de óxido de aluminio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Calcular:
a) Numero de moles de moléculas de reactivos.
b) Masa de sal formada.
c) Volumen de una solución al 20%, densidad: 1.23gr/ml que se pueden preparar a partir del sulfato de aluminio formado.
d) Molaridad y normalidad de la solución anteriormente formada.
40) Se hacen reaccionar Fe con 100ml de solución de sulfato cúprico 0.5N. Calcular:
a) Numero de equivalentes gramos de sal reaccionante.
b) Masa de hierro Sulfato cúprico que reaccionaron.
c) Numero de moles de iones cúprico que se transformaron en Cu metálico.
41) Calcular la masa de sulfuro ferroso de 94,5% de pureza que reaccionan con ácido clorhídrico para obtener 1,6lts de hidrogeno medido a 27° y 1 atm de presión.
42) De acuerdo al problema anterior, calcular la normalidad de la solución de cloruro ferroso
resultante si su volumen es de 1500ml.
43) Calcular la masa de caliza de riqueza en carbonato de calcio 88.2% se necesitan para
obtener por calcinación 150lts de dióxido de carbono en CNPT si el rendimiento de la
reacción es del 96%.
44) Se mezclan dos soluciones conteniendo respectivamente: 25gr de carbonato de sodio y
0,4 equiv. Gr de ácido clorhídrico. Calcular:
a) Masa de reactivo en exceso.
b) Normalidad de la solución de cloruro de sodio obtenida, si su volumen es de 800ml.
c) Volumen de CO2 desprendido medidos a 27° y 1 atm de presión.
45) Se hacen reaccionar 19.6gr de H2SO4 con 80gr de Zn. Determinar reactivo en exceso y
limitante y cantidad de cada uno.
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46) Dada la ecuación
SO2 + O2 → SO3
Calcular:
a) Volumen de O2 que reaccionan con 8 moles de moléculas de SO2 trabajando en
CNPT
b) La masa de SO3 obtenido
47) Un volumen de 30litros de Cl2 reacciona con H2 para dar HCl. Calcular:
a) Masa de H2 empleada.
b) Volumen de HCl obtenido en CNPT.
c) Numero de moles de moléculas de H2 empleados
48) Una masa de 20gr de ácido nítrico reacciona con hidróxido de sodio. Calcular:
a) La masa y numero de moles de sal obtenida.
b) Masa de hidróxido empleada.
c) Numero de moles de moléculas de agua que se obtienen.
49) Se quieren obtener 200gr de Na2SO4. Calcular:
a) La masa de ácido sulfúrico empleada.
b) Numero de moles de molécula de base consumidas.
50) Una masa de 750gr de carbonato de calcio se descompone según la siguiente reacción:
CaCO3 → CaO + CO2
a) Calcular el volumen de CO2 desprendidos a 27° y 5atm.
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51) Se hacen reaccionar un mol de moléculas de ácido perclórico con 32gr de hidróxido de
magnesio. Calcular la cantidad de reactivo en exceso expresándolo en moles y masa.
52) ¿Cuantos gramos de amoniaco se obtienen a partir de 15 moles de moléculas de H2?
53) ¿Qué masa de O2 se combina con 460gr de sodio para formar el respectivo óxido?
54) Calcular cuántos dm3 de O2 medidos en CNPT se necesitan para la combustión completa del metano CH4 produciendo CO2 y H2O.
55) Se hacen reaccionar 12dm3 de H2 medidos en CNPT. Con la cantidad necesaria de N2.
¿Cuál es el volumen de NH3 medidos en CNPT se obtienen?
56) Si se quiere preparar 0.02 moles de hidróxido de potasio, calcular:
a) ¿Que masa de cada reactivo será necesario?
b) ¿Cuantos moles de moléculas se requieren?
c) ¿Cuantas moléculas de agua reaccionan?
57) En un proceso para obtener amoniaco gaseoso, se tratan 25 kg de cal (80% de pureza
en hidróxido de calcio) con exceso de cloruro de amonio. La ecuación correspondiente
es
Ca (OH ) 2 + 2 NH 4 Cl → 2 NH 3 + CaCl 2 + 2 H 2 O
Calcular
a) el volumen de amoniaco en m3, obtenido a 27 °C y 1 atm
b) la masa de agua formada, en kg.
Respuesta: a) 13.3 m3 b) 9,70 kg
58) Industrialmente se puede obtener dióxido de azufre (gaseoso) por oxidación de sulfuro
de cinc, según la ecuación química del problema 2.
Si se quiere obtener 33,6 dm3 de dióxido de azufre en CNPT mediante este proceso, calcular:
a) La masa de sulfuro de cinc que debe emplearse
b) El volumen de oxígeno en CNPT que reaccionará.
c) La cantidad de óxido de cinc, en moles, que se obtendrá
d) La masa de blenda (mineral que contiene un 73% de ZnS) que debería usarse para
obtener el volumen indicado de dióxido de azufre.
e) La masa de ácido sulfúrico que podría obtenerse, por oxidación con oxígeno de ese
volumen de dióxido de azufre a trióxido de azufre, y posterior reacción de éste con
agua.
59) Al reaccionar soda Solvay técnica (91 % de pureza en Na2CO3) con suficiente cantidad
de HCI se obtuvieron 50 dm3 de CO2 (g) a 27 °C y 1 atm. La ecuación que representa el
proceso es
Na 2 CO3 + HCl → NaCl + CO2 ( g ) + H 2 O
Calcular
a) la masa de soda Solvay empleada, expresada en g
b) las cantidad de HCI consumida, expresada en moles
c) la masa de agua obtenida, expresada en g
d) el número de iones Na+ contenido en el NaCI obtenido.
Respuesta: a) 236,7 g ; b) 4,06 moles ; c) 36,5 g ; d) 2,44. 1024 iones.
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QUÍMICA GENERAL
60) En un recipiente de 45,0 dm3 lleno de F2 (g) en CNPT, se introducen 28,0 g de Li (s) (75
% de pureza). Se hacen reaccionar, obteniéndose LiF(s) a 27 °C. Despreciando los volúmenes ocupados por los sólidos, calcular:
a) la presión en atmósferas que soporta el recipiente luego de la reacción.
b) la masa de LiF obtenida, expresada en g.
Respuesta: a) 0,27 atm; b) 78,0 g
61) Se hacen reaccionar 6,35 g de Cu con exceso de ácido sulfúrico, según
Cu ( s ) + H 2 SO4 → CuSO4 (aq ) + SO2 ( g ) + H 2 O
62) ¿Cuántos gramos de hierro deben quemarse en una atmósfera de oxigeno para formar
4,85 g de Fe2O3?
a) ¿Cuántos moles de oxígeno se consumen?
63) Un tanque contiene 70,0 kg. de amoníaco para utilizarlo como fertilizante; si para su obtención se partió de la siguiente reacción:
AlN + H2O → NH3 + Al(OH)3
Calcular:
a) ¿Qué masa de AlN se necesita?
b) ¿cuántos moles de Al(OH)3 se forman?
64) El PCl3 puede prepararse haciendo reaccionar P4 con Cl2 gaseoso de acuerdo a la siguiente ecuación:
P4(s) + Cl2(g) → PCl3(g)
a) ¿Cuántos moles de fósforo son necesarios para preparar 5,49 g de PCl3?
b) ¿Qué volumen de Cl2 (CNPT) se consumirá en el proceso?
c) ¿Qué masa de PCl3 se obtendrá a partir de 10,0 g de fósforo?
65) ¿Cuántos moles de oxigeno se necesitan para preparar 142 g de P4O10(s) a parte de
fósforo blanco (P4)?
a) ¿A qué masa de oxígeno corresponde?
b) ¿Cuál es el volumen de oxígeno necesario medido a 540 mm de Hg y 14,0°C?
Resp.: a) 2,50 mol; b) 80 g; c)83 dm3
66) Un tubo de ensayo que contiene clorato (V) de potasio se calienta hasta la descomposición total de esta sustancia según la reacción:
clorato (V) de potasio → cloruro de potasio + oxígeno (g)
El tubo (más su contenido inicial) tenía una masa de 21,68 g, y la pérdida de masa ha sido
de 0,960 g. ¿Cuál es la masa de sustancia que reaccionó y cuál es la masa del tubo de ensayo?
67) Se hacen reaccionar 197 g de MnO2 y 6,00 moles de HCl disueltos en agua según la
reacción:
MnO2 + HCI → MnCl2 + Cl2 + H2O
a)
b)
c)
d)
Nombrar cada uno de los compuestos según la nomenclatura moderna.
¿Cuál de los reactivos se consume totalmente?
¿Qué masa de cloro se forma?
¿Cuántos moles de aniones cloruro origina la reacción?
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QUÍMICA GENERAL
68) Luego de completarse la reacción:
Mg3N2+H2O → Mg(OH)2+NH3
se obtuvieron 0,100 mol de amoníaco y sobraron 1,80 g de agua. Calcular:
a) Las masas iniciales de cada reactivo.
b) El volumen de amoníaco obtenido, medido a 20,0°C y 2,00 atmósferas.
69) ¿Cuántos gramos de SO3 (g) pueden prepararse a partir de 24 g de SO2 (g) y 8,0 g de
O2 (g)?
70) Se hace reaccionar 1,0 mol de HClO4 con 32,0 g de Mg (OH)2.
HClO4 + Mg(OH)2→ Mg (CIO4)2 + H2O
Calcular:
a) La cantidad de reactivo que está en exceso, expresada en gramos y en moles.
b) El número de moles de Mg(CIO4)2 que se forman.
71) El motor de un cohete se alimenta con butano (C4H10). ¿Cuántos kg. de oxígeno se consumen por cada 1,00 kg de butano para una combustión total de éste?
C4H10+O2 → CO2+H2O
72) Se obtuvieron 27,216 toneladas de (NH4)2SO4 (para usar como fertilizante) según la
reacción:
NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
3
Si se utilizaron 9.500 m de amoníaco medido a 0 ° C y 1,000 atmósferas, calcular:
a) Si la reacción fuera total, la masa de sulfato (VI) de amonio que se debería obtener a
partir del volumen de amoniaco que reaccionó.
b) El rendimiento de la reacción.
73) La siguiente reacción tiene un rendimiento del 95 %.
Na2CO3 + Ca(OH)2 →CaCO3 + NaOH
Si se parte de 36,00 g de Na2CO3:
a) ¿Qué masa de NaOH se forma?
b) ¿Cuántos moles de Ca(OH)2 intervienen en la reacción?
c) Nombrar cada uno de los compuestos según la nomenclatura moderna.
74) Se hace reaccionar 80,0 dm3 de SO3 (a 27,0° C y 2,00 atmósferas) con 400 g de
Ca(OH)2 para obtener CaSO4 y H2O. La reacción tiene un rendimiento del 84 %.
a) Nombrar cada una de las sustancias según la nomenclatura moderna,
b) ¿Cuál es el reactivo en exceso y en qué cantidad?
c) ¿Qué masa de CaSO4 se obtiene?
d) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en la masa de agua obtenida?
75) Se hace reaccionar 150,0 g de AgNO3 con un exceso de HCl. Si se producen 122,1 g de
AgCl, ¿cuál es el rendimiento de la reacción?
AgNO3 + HCI → HNO3 + AgCl
R: 96,5 %
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76) Se mezclan 2 soluciones que contienen 7,00 g de CaCl2 y 14,0 g de AgNO3 respectivamente. El rendimiento de la reacción es del 80,0 %.
a) Si alguno de los reactivos está en exceso, ¿cuál es y en qué cantidad respecto de la
relación estequiométrica?
AgNO3 + CaCl2 → Ca(NO3)2 + AgCl
77) Según la siguiente reacción:
Na2CO3 + Ca(OH)2 → NaOH + CaCO3
Se desea obtener NaOH para ser utilizado en la preparación de jabones. Si se hace llegar a un apagador de cal 900 kg de una muestra de Na2CO3 que posee una pureza del
90 %, junto con el otro reactivo, calcular:
a) La masa de la muestra que reacciona con el Ca(OH)2
b) La masa de CaCO3 que precipita.
c) El número de moles de NaOH que se obtienen.
78) ¿Cuántos cm3 de CS2 (93,0 % de pureza), cuya densidad es de 1,26 g/cm3, deben quemarse para obtener 12,8 g de SO2?
CS2(s) + O2(g) → CO2(g) + SO2(g)
79) Se desea fertilizar 30 hectáreas dedicadas a cultivo, con NaNO3. Son necesarios 13,608
kg de dicho fertilizante, que pueden obtenerse según la siguiente reacción:
HNO3 + NaCl → NaNO3+HCI
Calcular:
a) La masa de NaCl 90,0 % de pureza que necesita.
b) Los moles de HCl que se forman.
c) Nombrar cada uno de los compuestos según la nomenclatura moderna.
80) Se hizo reaccionar 40 g de KOH impuro con HCl, obteniéndose 40 g de KCl.
KOH + HCl → KCl + H2O
Calcular:
a) La masa de KOH puro que reaccionó con el ácido.
b) La pureza de la muestra.
c) El número de átomos de oxigeno que intervinieron en la reacción.
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QUÍMICA GENERAL
Guía teórico - práctica Nro. 4: Cinética y Equilibrio químico
Cinética Química
Para que un proceso químico sea observable es preciso que se produzca con cierta rapidez. Así, por ejemplo, a pesar de los elevados porcentajes de oxígeno y nitrógeno existentes en la composición del aire, la reacción:
N 2 + O2
2NO
tiene lugar con tal lentitud, que es prácticamente inobservable.
En ocasiones, por el contrario, una reacción puede verificarse con tal rapidez que se convierta en explosiva. La combustión del hidrógeno constituye un ejemplo típico de este tipo
de reacciones.
Una reacción química cuyo ritmo de transformación sea lento, no suele tener ningún interés en la industria química, ya que, por lo general, lo que se busca con la reacción es la
obtención de un determinado producto en cantidades apreciables.
Lo anterior pone de manifiesto la necesidad de conocer la rapidez con la que los reactivos
se transforman en productos en una reacción química, es decir, su velocidad.
La parte de la química que se preocupa del estudio de la evolución de las reacciones
químicas, de su velocidad y de la influencia de los diferentes factores que pueden afectarla recibe el nombre de cinética química.
VELOCIDAD DE LOS PROCESOS
El concepto de velocidad de reacción
Se define la velocidad v de una reacción, como la cantidad de reactivo que se consume, o
la de producto que se forma, por unidad de volumen en la unidad de tiempo.
Dado que la cantidad de sustancia por unidad de volumen en una disolución, se denomina
concentración, y teniendo en cuenta que, por lo general, tanto los reactivos como los productos se hallan en disolución, ya sea líquida, sólida o gaseosa, la velocidad de reacción
representa la variación de concentración de una cualquiera de las sustancias que intervienen en la reacción por unidad de tiempo.
Para una reacción del tipo:
A+B
C+D
donde A y B representan los reactivos y C y D los productos, la velocidad se puede expresar, recurriendo a la notación de incrementos, en la forma:
y se mide en mol/l s.
v=
∆[ ]
∆t
es la rapidez con que varía algo, la anterior expresión indica que v es, en efec-
to, la rapidez con la que varía (aumenta) la concentración ([ ]) del producto C con el tiempo. Junto con la anterior, son expresiones equivalentes de la velocidad:
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QUÍMICA GENERAL
dado que, si la masa se mantiene constante, la velocidad con la que aparecen los productos tiene que ser igual a la velocidad con la que desaparecen los reactivos.
El signo negativo se introduce para compensar el que corresponde a la disminución de la
concentración de los reactivos; de este modo, el valor de la velocidad resulta igual y positivo cualquiera que sea la sustancia A, B, C o D elegida.
Para una reacción como la de síntesis del yoduro de hidrógeno:
H2 + I 2
2Hl
por cada mol de hidrógeno molecular H2 que se consume, se producen dos moles de yoduro de hidrógeno Hl; como ambos procesos se dan al mismo tiempo, la velocidad de
aparición del producto es, en este caso, el doble de la de desaparición de uno cualquiera
de los reactivos. La velocidad de reacción ha de ser única y viene dada por cualquiera de
las ecuaciones siguientes:
Para una reacción más general, del tipo:
aA + bB
cC + dD
el resultado anterior puede expresarse en la forma:
Factores que modifican la velocidad de una reacción
Un modo de explicar el mecanismo mediante el cual las reacciones químicas se llevan a
efecto es admitiendo que tales procesos son el resultado del choque entre las moléculas
de las sustancias reaccionantes.
Sólo cuando dicho choque es suficientemente violento se romperán las moléculas y se
producirá la reordenación entre los átomos resultantes. El desarrollo riguroso de estas
ideas básicas constituye la llamada teoría de colisiones.
Nos apoyaremos, en lo que sigue, en esta interpretación de las reacciones químicas para
describir cómo intervienen diferentes factores en la modificación de la velocidad de reacción.
Efecto de la concentración
Por la misma razón que son más frecuentes los accidentes de tráfico en las, «horas punta», cuanto mayor sea el número de moléculas de los reactivos presentes en un mismo
volumen más fácilmente podrán colisionar.
Asimismo, cuanto mayor sea el número de colisiones que se producen en la unidad de
tiempo, tanto más probable será la realización de un choque eficaz, esto es, de un choque
que dé lugar a la transformación de las moléculas.
De esta forma se explica el hecho experimentalmente observado, de que al aumentar la
concentración de los reactivos aumente la velocidad de la reacción química.
Efecto de la temperatura
De acuerdo con la teoría cinético-molecular de la materia, las moléculas constituyentes de
cualquier tipo de sustancia se hallan en continua agitación vibrando o desplazándose con
una energía cinética que es directamente proporcional a la temperatura absoluta T a la
que se encuentre dicha sustancia.
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QUÍMICA GENERAL
Experimentalmente se observa que la velocidad de una reacción aumenta bastante rápidamente con la temperatura.
Considerando conjuntamente la teoría cinética y la teoría de colisiones es posible explicar
tal comportamiento. Al aumentar la temperatura, la energía cinética de las moléculas de
los reactivos aumenta, con lo que los choques son más violentos poniéndose en juego en
un mayor número de ellos la energía suficiente como para superar esa barrera que constituye la energía de activación.
El efecto conjunto de estos procesos individuales se traduce en que una mayor cantidad
de reactivos se transforma en la unidad de tiempo, es decir, la velocidad de reacción aumenta notablemente.
Efecto del catalizador
Se entiende en química por catalizador toda sustancia que incrementa la velocidad de una
reacción sin verse ella misma alterada al final del proceso.
El efecto del catalizador es, en cierto sentido, inverso al efecto de temperatura; en vez de
aumentar la energía cinética de las partículas para poder salvar la cresta de la energía de
activación, rebaja la altura de ésta, con lo cual hace más sencillo el proceso de transformación, pudiéndose en ocasiones llevar a cabo incluso a temperatura ambiente.
El catalizador se combina con alguno de los reactivos, dando lugar a un producto intermedio de vida transitoria que reacciona con el resto con mayor facilidad. Una vez concluida la
reacción se recupera, pudiendo ser nuevamente empleado.
Efecto del grado de división
Cuando el sistema está constituido por reactivos en distinto estado físico, como sólido y
líquido por ejemplo, el grado de división del reactivo sólido influye notablemente en la velocidad de la reacción.
Ello es debido a que, por verificarse la reacción a nivel de la superficie del sólido, cuanto
más finamente dividido se encuentre éste, tanto mayor será el número de moléculas expuestas al choque y, por consiguiente, el número de choques eficaces aumentará.
Equilibrio Químico
La idea de reacción química lleva a veces a suponer que el proceso progresa de los reactivos hacia los productos, y que se detiene cuando se agota el reactivo que se encuentra
en menor proporción.
Este tipo de reacciones se denominan irreversibles. Sin embargo, con mayor frecuencia
sucede que, a medida que los productos van haciendo su aparición en la reacción, tanto
mayor es su capacidad para reaccionar entre sí regenerando de nuevo los reactivos.
Cuando esto es posible en una reacción química, se dice que es reversible y se representa mediante una doble flecha, indicando así que la reacción puede llevarse a efecto tanto
en un sentido como en el inverso:
Reactivos
Reacc. directa
Reacc. inversa
Productos
Cada proceso posee una velocidad propia que va variando con el tiempo. Así, en los comienzos, la velocidad de la reacción directa es mucho mayor que la de la reacción inversa, debido a la diferencia de concentraciones entre reactivos y productos; pero a medida
que estos últimos se van formando los reactivos van desapareciendo, con lo cual ambas
velocidades se aproximan hasta hacerse iguales.
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QUÍMICA GENERAL
A partir de tal instante sucede como si la reacción estuviera detenida, pues las proporciones de reactivos y productos se mantienen constantes. Se dice entonces que se ha alcanzado el equilibrio químico.
El equilibrio químico tiene un carácter dinámico, pues no implica que la reacción se paralice en ambos sentidos como podría pensarse, sino que, en cada unidad de tiempo, se
forman y desaparecen el mismo número de moléculas de cualquiera de las sustancias
que intervienen en el proceso.
Si algunos de los productos pueden desprenderse y abandonar el sistema, se rompe el
equilibrio y la reacción se verifica sólo en un sentido, hasta que los reactivos se hayan
transformado totalmente.
Por ejemplo, la reacción de oxidación del hierro por vapor de agua a alta temperatura, es
reversible cuando se lleva a cabo en un recipiente cerrado:
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2
Pero debido a que el hidrógeno es un gas más ligero que el aire, si se abre el recipiente,
lo abandonará, con lo cual ya no será posible el proceso inverso y el equilibrio quedará
definitivamente roto.
La reacción de formación o síntesis de yoduro de hidrógeno (HI) a partir de sus elementos:
H2 + I 2
2HI
constituye otro ejemplo de reacción reversible. Para estudiarla en el laboratorio se emplean recipientes cerrados de modo que la cantidad total de materia no varíe.
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Modificaciones del equilibrio
El principio de Le Chatelier
La composición de un sistema gaseoso en equilibrio depende de la presión, la temperatura, el volumen y las cantidades iniciales de las sustancias reaccionantes. Si se altera algunos de los factores que influyen en el equilibrio, la composición del sistema cambiará
hasta alcanzar un nuevo estadio de equilibrio.
Existe un principio muy general que determina las posibilidades de variación de los equilibrios químicos. Fue propuesto a finales del siglo pasado por el químico francés HenriLouis Le Chatelier (1850-1936), por lo que se conoce como principio de Le Chatelier. Se
puede enunciar en los siguientes términos:
«Cuando sobre un sistema químico en equilibrio se ejerce una acción exterior que modifica las condiciones del sistema, el equilibrio se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar la perturbación introducida.»
He aquí algunos casos concretos de aplicación. Si en un sistema en equilibrio químico se
aumenta la concentración de los reactivos, el equilibrio se desplazará hacia la derecha a
fin de provocar la transformación de aquéllos en productos y recuperar así la situación inicial.
La ruptura del equilibrio de la reacción:
3Fe + 4H2O
Fe3O4 + 4H2
provocada por la pérdida de H2, puede explicarse en términos análogos, ya que al disminuir la concentración de H2 la reacción se desplaza hacia la derecha para producir más
hidrógeno, oponiéndose, de este modo, a dicha perturbación.
Una modificación de la temperatura del sistema en equilibrio puede producir igualmente un desplazamiento del
mismo en un sentido o en otro. Así, por ejemplo, la
reacción:
N2O4 + calor
2NO2
es endotérmica, por lo que un aumento de la temperatura desplazará el equilibrio en el sentido de la reacción directa, pues es en el que absorbe calor.
La reacción inversa se verá favorecida por un enfriamiento, pues en este sentido se produce calor.
También los efectos de variaciones de presión, cuando
el sistema posee componentes gaseosos, repercuten
por análogas razones sobre el equilibrio. Así, por ejemplo, en la síntesis del amoníaco:
N2(g) + 3H2(g)
2NH3(g)
un aumento de presión desplazará el equilibrio hacia la
derecha, ya que el número de moléculas en el segundo
miembro es inferior y, por tanto, ejercerán una presión
menor sobre el recipiente.
Variación de la presión total o del volumen
Si a temperatura constante se produce un aumento de la presión externa, el volumen del
recipiente disminuye.
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QUÍMICA GENERAL
La ley del equilibrio químico
El principio de Le Chatelier permite predecir en qué manera se desplazará el equilibrio
químico de una reacción reversible, pero no en qué medida.
Una descripción cuantitativa del equilibrio fue efectuada por primera vez en 1870 por los
químicos noruegos Guldberg (1836-1902) y Waage (1833-1918), que la expresaron en
forma de ley. Así, para una reacción genérica del tipo:
aA + bB
cC + dD
la ley de Guldberg y Waage se expresa matemáticamente en la forma:
en la cual los coeficientes estequiométricos a, b, c y d que se obtienen tras ajustar la
reacción, aparecen como exponentes de las concentraciones de reactivos y productos; K
toma, para cada reacción, un valor constante y característico que sólo depende de la temperatura y que se denomina constante de equilibrio.
La ley de Guldberg y Waage se conoce también como Ley de acción de masas (L.A.M.)
debido a que, en el enunciado original, sus autores aludieron a conceptos tales como
«fuerzas de acción» y «masas activas».
Aunque el descubrimiento de esta ley fue el resultado de análisis de datos experimentales, algunos años más tarde pudo ser explicada teóricamente a partir de las leyes de la
termodinámica.
La Ley de acción de masas permite hacer cálculos y predicciones sobre el equilibrio. Así,
el efecto de la concentración puede explicarse como sigue: si en un sistema en equilibrio
se aumenta la concentración de un reactivo, [A] por ejemplo, la reacción ha de desplazarse hacia la derecha en el sentido de formación de los productos para que el cociente representado por K se mantenga constante.
APLICACIÓN DE LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS
La reacción:
2NO(g) + O2(g)
2NO2(g)
presenta una constante de equilibrio K = 6,45.105 (a 500 K de temperatura).
Determinar cuál ha de ser la concentración de oxígeno para que se mantenga el equilibrio
en un sistema en el que las concentraciones de NO y NO2 son iguales.
De acuerdo con la ley de acción de masas:
y dado que en el sistema considerado [NO2] = [NO], resulta:
es decir:
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QUÍMICA GENERAL
APLICACIÓN DE LA LEY DE ACCIÓN DE MASAS (II)
La constante de equilibrio, a 600 K, de la reacción de descomposición del amoníaco:
vale K = 0,395. Si en un recipiente de 1,00 l de capacidad y a 600 K se introducen 2,65 g
de NH3 a igual temperatura, calcular cuáles serán las concentraciones en el equilibrio.
La cantidad de NH3 inicial expresada en moles será:
y, puesto que el volumen del sistema es de un litro, la concentración inicial de NH3 será:
[NH3] = 0,156 mol/l
Pero conforme la reacción avance, la concentración irá disminuyendo hasta reducirse al
valor de equilibrio.
Si suponemos que se han descompuesto x moles/l de NH3, de acuerdo con la ecuación
química de partida, se habrán formado
Según la ley de acción de masas, se cumplirá la relación:
Inicial
Equilibrio
0.156 moles
0.156-x
0
½x
sustituyendo los valores de las concentraciones resulta:
Operando y sustituyendo el valor de K, se tiene:
que, reordenada, equivale a la ecuación de segundo grado:
2
1,30 x + 0,395 x - 0,0616 = 0
cuya solución aceptable es:
47
x = 0,114
Depto. de Qca. General e Inorgánica
0
3/2x
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QUÍMICA GENERAL
Por tanto, las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio serán las siguientes:
[NH3] = 0,156 - x = 0,156 - 0,114 = 0,042 mol/l
[N 2 ] = 1 / 2x = 1 / 2 ⋅ 0.114 = 0.057 mol / l
[H 2 ] = 3 / 2x = 3 / 2 ⋅ 0.114 = 0.171 mol / l
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QUÍMICA GENERAL
E j e r c i t a c i ó n
E q u i l i b r i o
Q u í m i c o
1. Siendo a 425°C las concentraciones de hidrogeno, yodo e Ioduro de hidrógeno en una reacción en equilibrio de 0,00114 M, 0,00114 M y 0,00841 M respectivamente, hallar el valor de la
constante de equilibrio
Respuesta: 0,0184
2. Para la reacción
I 2 + H 2 ↔ 2 HI
K= 62,5.
3. Al alcanzar el equilibrio se han hallado 0,4 mples de yodo y 3 moles de HI en un volumen total
de 25 lts.. ¿Cuántos moles de hidrógeno hay en el sistema?
Respuesta: 0,36 moles
4. A 425°C tenemos la siguiente reaccion
2 HI ↔ H 2+ I 2
K= 0,0184.
Si se colocan 0,018 moles de HI en un recipiente de 10 lts. ¿Cuántos moles de yodo hay en
equilibrio?
Respuesta: 2.10-3
5. En un recipiente de 10,0 dm3 se coloca cierta
cantidad de ozono a una temperatura T. El sistema evoluciona como se muestra en el gráfico,
alcanzando el equilibrio representado por
a. Calcular el valor de Kc a la temperatura T
b. El valor de Kc a la temperatura T ¿aumenta,
disminuye o no cambia con el aumento del
volumen del recipiente?
Respuesta: a) Kc = 43,2
6. En un recipiente rígido de 10,0 L se hacen reaccionar 10,0 moles de H2(g) con 10,0 moles de
N2(g) A cierta temperatura el sistema alcanza el equilibrio representado por
3H2(g) +
N2(g) 2NH3(g)
en el que la [NH3] es
0.500 M.
a. Representar gráficamente la concentración de cada sustancia en función del tiempo.
b. Calcular el valor de Kc a esa temperatura.
Respuesta: b) Kc = 21,3
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QUÍMICA GENERAL
7. En el gráfico se representan las concentraciones molares de reactivos y productos en
función del tiempo, para una determinada
reacción química, a una temp. T
a. Indicar cuál de las siguientes ecuaciones
simbólicas representa la reacción química.
a ) A( g ) ↔ B ( g ) + 2C ( g )
b) 2 A( g ) ↔ B( g ) + C ( g )
c) A( g ) ↔ B) g ) + C ( g )
b. Calcular el valor de Kc.
Respuesta a) ecuación a
b) Kc = 0,333
8. ¿Por qué se dice que el equilibrio químico es dinámico?
9. Escriba la expresión de K para cada una de las reacciones.
(1) 2 NO2 (g)
2NO(g) + O2 (g)
(2) CO(g) + H2O(g)
CO2 (g) + H2 (g)
(3) 2 H2S (g) + 3 O2 (g)
2 H2O (g) + SO2(g)
(4) PCl5 (g)
PCl3(g) + Cl2 (g)
10. Ordene las siguientes reacciones de acuerdo con su tendencia creciente a producirse:
a) H2O (g)
H2O (l) Kc = 782
b) F2(g)
2 F(g) Kc = 4.9 10 -21
c) C(grafito) + O2 (g)
CO2(g) Kc = 1.3 10 69
11. ¿Qué relación existe entre el cociente Q y K? ¿Por qué se compara K y Q?
12. Dado el siguiente equilibrio:
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g) Δ H= 22.1 kcal
¿Cómo afectarían al equilibrio cada uno de los siguientes estímulos?
(i) aumento de temperatura,
(ii) aumento de la presión,
(iii) aumento de la concentración de PCl5,
(iv) adición de un catalizador.
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QUÍMICA GENERAL
13. Se mezclan hidrógeno y yodo a 400 °C en un recipiente de 1.00 litro. Al alcanzarse el equilibrio
las concentraciones de las especies presentes son [HI] = 0.49 M [H2]= 0.08 M y [I2]= 0.06M. Si
se añaden 0.300 moles de HI en exceso ¿cuáles serán las concentraciones al restablecerse el
equilibrio?.
Rta.: [H2]= 0.113 M [I2]= 0.093 M [HI]= 0.724 M
14. A 25 C la constante de equilibrio Kc de la siguiente reacción vale 4.66 10-3. Si se inyectan 0.8
moles de N2O4 en un recipiente de 1.00 litros a 25°C. ¿Cuáles serán las concentraciones de
equilibrio de ambos gases? ¿Cuáles serán las nuevas concentraciones de equilibrio si se disminuye el volumen a la mitad y se mantiene la misma temperatura?
Rta.: [N2O4] = 0.77 M [NO2] = 6. 10-2 M [N2O4] = 1.56 M [NO2] = 0.086 M
15. La constante de equilibrio Kc de la disociación del pentacloruro de fósforo vale 4.0 10-2 a 250
C. ¿Cuántos moles y gramos de PCl5 deben colocarse en un matraz de 3.0 litros para obtener
una concentración de Cl2 0.15 M.
Rta.: 2.13 moles de PCl5 y 445.67 g
16. A 400 °C una mezcla gaseosa de hidrógeno, iodo y ioduro de hidrógeno en equilibrio contiene
0.0031 moles de H2, 0.0031 moles de I2, y 0.0239 moles de HI por litro. Calcular a) el valor de
la constante Kc, la presión total de la mezcla y las presiones parciales de cada uno de los
componentes, c) El valor de la constante Kp.
Rta.: Kc= 59.4
b) 1.661; 0.17 y 1.318 atm.
c) Kp= 59.4
17. Dado el equilibrio: se observa que a una temperatura determinada, añadiendo inicialmente 0.6
mol/litro de NO y Br2 la concentración de NOBr en el equilibrio es 0.18 mol/litro. Hallar el valor
de Kc a esa temperatura.
2 NO ( g ) + Br2 ( g ) ⇔ 2 NOBr ( g )
Rta.:Kc= 0.36
18. Al calentar pentacloruro de antimonio se disocia en tricloruro de antimonio y cloro. A 182 °C y
una atmósfera se disocia en un 29.2%
a. Calculen Kp y Kc para la disociación de dicho compuesto a la temperatura dada.
b. Averigüen la presión a la que se disociará en un 60%
SbCl 5 (g) ⇔ SbCl 3 (g) + Cl 2 (g)
Rta.: a) Kp 0.094
Kc= 2.5 .10-3 b) 0.166 atm.
19. Expliquen razonadamente el efecto sobre el equilibrio:
2 C (s) + O2(g)
2 CO(g) ∆H = -221 KJ
a. Si se añade CO.
b. Si se eleva la temperatura
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QUÍMICA GENERAL
20. Considerando el siguiente equilibrio:
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g)
a. Sugiéranse alguna forma de aumentar la presión del sistema de modo que en el equilibrio:
i. disminuya el número de moles de SO3(g)
ii. aumente el número de moles de SO3(g)
iii. permanezca invariable el número de moles de SO3(g)
21. A 300 C el valor de Kc para la reacción
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
Es 0.56. En un recipiente de 10 litros hay una mezcla formada por 0.9 moles de Cl2 , 1.8 moles de PCl3 y 0.24 moles de PCl5
a. ¿estará el sistema en equilibrio?
b. Si no lo está, en qué sentido evolucionará? Si no estuviera en el equilibrio recalcule las
concentraciones finales.
Rta.: a) Q= 0.67 , b) evolucionará en el sentido del PCl5
22. Considerando el siguiente equilibrio:
2 SO2(g) + O2(g)
2 SO3(g)
a. Sugiéranse alguna forma de aumentar la presión del sistema de modo que en el equilibrio:
i. disminuya el número de moles de SO3(g)
ii. aumente el número de moles de SO3(g)
iii. permanezca invariable el número de moles de SO3(g)
23. A 30 ºC el valor de Kc para la reacción
PCl5(g)
PCl3(g) + Cl2(g)
Es 0.56. En un recipiente de 10 litros hay una mezcla formada por 0.9 moles de Cl2 , 1.8 moles de
PCl3 y 0.24 moles de PCl5
a. ¿estará el sistema en equilibrio?
b. Si no lo está, en qué sentido evolucionará? Si no estuviera en el equilibrio recalcule las
concentraciones finales.
Rta.: Q= 0.67, b) evolucionará en el sentido del PCl5
24. En un recipiente de dos litros a 1800 ºC hay en equilibrio 0.6 moles de CO2, 0.6 moles de H2,
1.2 moles de CO, y 1,2 moles de vapor de agua. La reacción que se produce es:
CO2(g) + H2(g)
CO(g) + H20 (g)
a. Calcular Kc y Kp a 1.800 ºC
b. Averiguar el número de moles de CO2(g) que se deben añadir para aumentar la concentración de CO hasta 0.8 mol/litro.
Rta.: [CO]= 0.6 mol/litro [H2O] = 0.6 moles/litro; [CO2] =0.3 molar; [H2]= 0.3 molar/litro; Kc=Kp= 4
3 moles de CO2 (g)
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25. En un recipiente de 8 litros se introducen 0.58 moles de CO2 y 0.31 moles de H2, se calienta
hasta 1250 ºC y se establece el equilibrio de la reacción en fase gaseosa
CO 2 (g) + H 2 (g) ⇔ CO(g) + H 2O(g)
Analizando la mezcla se encuentra que hay 0.36 moles de CO2
a. Calcular las cantidades de los restantes gases en el equilibrio.
b. Determinar el valor de KC a dicha temperatura.
c. Una vez alcanzado el equilibrio y sin modificar la temperatura se añaden 0.18 moles
de H2. ¿Cuál será la composición de la mezcla una vez restablecido el equilibrio?
Rta.: a) 0.09 moles de hidrógeno 0.02 moles de CO y de H2O - Kc = 1.49
26. A 27 ºC y una atmósfera de presión el N2O4 se encuentra parcialmente disociado según:
N2O4(g)
2 NO2(g)
si en estas condiciones la densidad de la mezcla gaseosa es 3.12 g/litro, calcular Kc.
Rta.: 6.05 10-3
27. En un matraz de un litro, a 400 °C se introducen 0.03 moles de HI gaseoso y se cierra. Una
vez alcanzado el equilibrio el HI se ha disociado parcialmente en H2 y I2 gaseosos, siendo la
fracción molar de HI en la mezcla 0.8. Calcular:
a. el valor de la constante de equilibrio kc
b. La presión total de la mezcla y la presión total de cada gas
c. El valor de la constante de equilibrio Kp
Rta.: a) Kc = 0.0156 b) 1.65 atm; c) Kp = 1.56 10 -2
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Guía teórico - práctica Nro. 5: Equilibrio acido - base
Introducción
Los solutos que son solubles en agua pueden clasificarse como electrolitos y no electrolitos.
Electrolito: son aquellas especies que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica.
Presentan un comportamiento anormal respecto a las propiedades coligativas.
Los electrolitos fuertes son sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones
acuosas diluidas. Los electrolitos débiles conducen la electricidad muy poco en disoluciones acuosas. La corriente eléctrica se conduce a través de la disolución acuosa por movimiento de iones.
No electrolito: son aquellas especies que en disolución acuosa no conducen la corriente
eléctrica. Presentan comportamiento normal respecto de las propiedades coligativas.
La disociación es el proceso por el cual un compuesto iónico se separa en sus iones en
disolución, por ejemplo NaCl.
La ionización es el proceso por el cual un compuesto molecular se separa formando iones
en disolución, por ejemplo HCl.
En 1884 Svante Arrhenius presentó su teoría de disociación electrolítica, y enunció la teoría
de las reacciones ácido base, considerando ácido a las sustancias que contiene hidrógeno y
en disolución acuosa producen iones H+; y base a las sustancias que contienen el grupo
hidroxilo y producen iones HO- en disolución acuosa.
Aunque Arrhenius describió a los iones H+ en agua como iones aislados (protones), sabemos que en solución existen en forma de H(H2O)n en donde n es un número entero y pequeño (entre 1 y 6). Esto es debido a la atracción de los iones H+ sobre el oxígeno de las
moléculas de agua. Nosotros usaremos la expresión H+ por simplicidad, pero tendremos
presente que se halla hidratado.
En 1923 J. N. Brønsted y T. M. Lowry presentaron independientemente sus teorías ácido
base, pero como resultaron muy parecidas, la unificaron como la teoría de Brønsted y
Lowry.
En ese mismo año G. N. Lewis presentó una teoría ácido base más completa. Un ácido es
cualquier especie que puede aceptar compartir un par de electrones. Una base es cualquier
especie que puede donar un par de electrones.
Dado que muchas reacciones químicas importantes ocurren en disolución acuosa, o en contacto con el agua, usaremos la teoría de Brønsted y Lowry debido a que resulta especialmente útil.
Para resolver problemas de equilibrio, en los que se deba conocer las concentraciones de
las especies en el equilibrio, habrá que plantear un sistema de ecuaciones con tantas ecuaciones como especies existan en el equilibrio. Las ecuaciones del sistema proceden de:
a) Las constantes de equilibrio.
b) Los balances de masas.
c) El balance de cargas si es necesario.
El balance de cargas sólo será necesario en el caso de que no puedan plantearse suficientes balances de masas. Por ejemplo, en los equilibrios ácido-base, cuando entre las especies cuya concentración se deba determinar estén H+ y OH-. En este caso, otra alternativa
es plantear el balance de protones.
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QUÍMICA GENERAL
Los pasos para la resolución de los problemas de equilibrio pueden resumirse en:
a) Plantear los equilibrios que tienen lugar.
b) Identificar las especies.
c) Plantear las constantes de equilibrio.
d) Plantear los balances de masa.
e) Plantear el balance de carga si es necesario.
La resolución directa del sistema de ecuaciones obtenido nos conducirá a la solución del
problema. Sin embargo, el sistema suele ser muy complejo, por lo que se debe proceder a
reducir el número de ecuaciones, y realizar una serie de simplificaciones que dependerán
del tipo de problema y de las condiciones en el equilibrio.
Ejemplos
Determinación del pH de una disolución de ácido débil, HA, de constante ácida Ka y concentración c.
A. Plantear equilibrios y sus constantes
H++ A-
HA
K a = [H + ][A - ]/[HA] (1)
H+ + OH -
H2O
B. Especies: HA,
K w = [H + ][OH - ] (2)
A-, H+ y OH-.
C. Balance de masas:
c = [HA] + [A - ] (3)
D. Balance de cargas (es necesario pues H+ y OH- están entre las especies a determinar):
[H+] = [OH - ] + [A - ] (4)
E. Reducir el sistema de ecuaciones a una sola ecuación.
Considerando que la sl tendrá características acidas, considero
balance de carga (ec. 4) queda:
[OH-] << [H+], luego
el
[H+] = [A - ]
Luego, de la ec. 3 queda
c = [HA] + [H + ] entonces [HA] = c - [H + ]
reemplazando en la ec 1 queda:
K a = [H + ] 2 / c - [H + ]
-
Suponer que el ácido es débil y la disociación ha sido pequeña, por lo tanto [HA] >> [A ].
Si la concentración total es grande habrá bastante ácido sin disociar. Luego la ec 4 queda:
K a = [H + ] 2 / c
Despejando [H+] de la ec. anterior, queda:
2
[𝐻+ ] = √𝐾𝑎 ∙ 𝑐
Esta última ecuación es un buen medio para obtener una aproximación del pH para la disolución de un ácido débil.
Luego de calcular [H+] confirmo las apreciaciones realizadas, considerando que están correctamente hechas si:
c / [H + ] >> 10 2
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H+ / OH >> -10 2
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QUÍMICA GENERAL
Ejercitación Equilibrio Iónico
1. Ordena las siguientes frutas según su acidez creciente (justifica en cada caso las
respuestas):
a) manzana de pOH = 3
b) limón cuya concentración de iones hidronio es 0,01 M
c) pera de pH = 4
2. Calcule el pH de las siguientes soluciones acuosas
a) ácido clorhídrico 10% m/m = 1.08 g/cm3
b) NaOH 5 % m/m =1.02 g/cm3
c) HNO3 0.15M
d) KOH 0.05 molal =1.01 g/cm3
3. Calcula las concentraciones molares de las siguientes soluciones:
a) 600 ml de solución acuosa que contiene 0,5 moles de HCl.
b) 3,4 l de solución acuosa que contiene 0,58 g de hidróxido de magnesio
(Mg(OH)2)
c) 350 ml de solución acuosa que contiene 0,4 g de ácido perclórico (HClO4)
4. Calcula para las soluciones mencionadas en el ejercicio anterior el pH de cada una.
5. Calcula el pH y pOH de las siguientes soluciones:
a) solución 0,045 M de ácido clórico
b) solución 6,7.10-4 M de hidróxido de calcio.
6. Calcula el pH de una solución de ácido nitroso que contiene 3,5 g del ácido en 300
ml de solución.
7. Calcula el pH de una solución de hidróxido de bario que contiene 25 g de este soluto
en 2,5 l de solución.
8. Calcula la concentración de cada una de estas soluciones:
d) hidróxido de bario de pH=12,35
a) ácido clorhídrico de pH=2,3
e) ácido nítrico de pOH=11,9
b) hidróxido de potasio de pH=9,45
f) hidróxido de sodio de pOH=10,24
c) de ácido sulfúrico de pH=3,47
9. Calcula el pH y pOH de una solución que contiene 68 g de hidróxido de aluminio en
4,5 l de solución.
10. Calcula el pH y pOH de una solución 3,5 . 10-3 M de ácido ortofosfórico (H3 P O4).
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QUÍMICA GENERAL
11. Calcula la concentración en % m/m de una solución de ácido sulfúrico cuyo pH es
2,35
12. Calcula la concentración molar de una solución de hidróxido de calcio cuyo pH es
11,5.
13. Escribe las ecuaciones y las expresiones de la constante de acidez o basicidad correspondiente a la reacción ácido-base de cada una de las especies:
a) HAc
c) NH4
e) CH3NH2
b) HCN
d) NH3
14. El ácido benzóico es un ácido débil usado para la conservación de jugos de frutas.
Se disuelven 1,20 moles del ácido en agua hasta obtener 1500 cm3 de solución.
Calcular el pH de la misma sabiendo que Ka = 6,16. 10-5
15. Se tiene una solución de metilamina (CH3 NH2) 5 . 10-3 M. Calcula el pH de la solución y la concentración de metilamina en el equilibrio sabiendo que Kb = 4,17. 10-4
16. Se tiene una solución de ácido nitroso (HNO2) 0,031%m/v de pH 2,74.
a) Determinar Ka del ácido.
b) Calcular la concentración del ácido nitroso en el equilibrio
c) Calcular el porcentaje de ionización (α)
17. Si se colocan en un recipiente 30 ml de una solución de ácido sulfúrico 0,025M y 45
ml de otra solución de hidróxido de sodio 0.05 M. Calcula el pH de la solución final.
18. Si se colocan en un recipiente 250 ml de una solución de ácido nítrico 0,25M y 450
ml de otra solución de hidróxido de calcio 0.25 M. Calcula el pH de la solución final.
19. El ácido ascórbico es la vitamina (C5H7O4COOH). Escribir la ecuación de ionización
del mismo y calcular el pH de una solución de este ácido de concentración 0,001 M.
Ka= 7,94. 10-5
20. El pH de una solución de piridina de concentración 0,02M es 8,8. Indica si es una
base fuerte o débil
21. Una disolución acuosa de ácido metanoico (ácido fórmico), cuya constante de diso-4
ciación es Ka =1,77.10 , tiene un grado de disociación (α) = 0,0412. Calcule:
a) ¿Cuál es la concentración molar de dicho ácido?
b) ¿Cual es el pH de dicha disolución?
c) ¿Cuantos mililitros de ácido fórmico 1M habría que tomar para preparar100 ml de la sl original?
22. Calcúlese el pH y el grado de disociacion del acido benzoico en una disolucion de
100 ml que contiene 1,22 g de ácido benzoico y 2,88 g de benzoato sodico.
23. ¿Cuál será el pH después de añadir a la disolucion anterior 10 ml de acido clorhdrico
0,1 N? Ka = 6,3.10-5.
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QUÍMICA GENERAL
24. Calcule el pH de la disolucion y el grado de disociacion del acido nitroso, en una disolución obtenida al disolver 0,47 gramos de dicho acido en 100 ml de agua.
a) ¿Cuantos gramos de hidróxido de sodico se necesitaran para neutralizar 25
ml de la disolución anterior?
DATOS: Ka=5,0.10-4
25. El acido cloroacetico (ClCH2-COOH) en concentracion 0,01M y a 25ºC se encuentra
disociado en un 31 %. Calcule:
a) La constante de disociacion de dicho acido.
b) El pH de la disolucion.
26. Se añaden 7g. de amoníaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 ml
de disolucion. Calcule:
a) el pH de la disolucion resultante.
b) ¿que volumen de acido clorhídrico 0,1 N se necesitara para neutralizar a 250
ml de la disolucion anterior?
Datos: Constante de ionización del amoníaco: 1,5·10-5
27. La constante de disociacion del NH4OH, vale Kb = 1,8·10-15 y Kw = 10-14. Calcular:
a) La [H+] de una disolucion de NH4Cl, 1,8 M.
b) Calcular el pH de esta disolucion.
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Guía teórico - práctica Nro. 6: Hidrólisis de sales
Acido +Base
Sal +H2O
HX + MOH
MX + H2O
HX + B
BHX
Las ecuaciones ionicas son:
H+ + X- + M+ + OH-
M+ + X- + H2O
H+ + X- + B
+
Los iones M y
BH+ + X-
X- pueden o no reaccionar con las moléculas de agua.
Caso 1: Sal proveniente de ácido y base fuerte. En solución esta tendrá pH neutro
Caso 2: Sal proveniente de ácido débil y base fuerte
El anion
NaX
X- + Na+
2H2O
OH- + H3O
X- en sl acuosa, regenera el ácido en una reacción llamada hidrólisis.
X- + H2O
HX + OH- (1)
-
Luego, la solución acuosa tendrá reacción básica debido a los OH liberados.
La constate de la reacción (1) será:
[𝐻𝑋 ] ∙ [𝑂𝐻 − ]
[𝐻𝑋] ∙ [𝑂𝐻− ]
𝐾𝑐 = −
⇒ 𝐾𝑐 ∙ [𝐻2 𝑂] =
= 𝐾ℎ (2)
[𝑋 ] ∙ [𝐻2 𝑂]
[𝑋 − ]
HX + H2O
-
X + H3O
+
Trabajando un poco la expresión de Ka tenemos
Reemplazando en (2) queda
[𝐻3 𝑂+ ] [𝐻𝑋]
= −
[𝑋 ]
𝐾𝑎
[𝐻3 𝑂+ ] ∙ [𝑂𝐻 − ]
[𝐾𝑤 ]
= 𝐾ℎ =
𝐾𝑎
𝐾𝑎
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𝐾𝑎 =
[𝑋 − ]∙�𝐻3 𝑂+ �
[𝐻𝑋]
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Ejemplo: Calcular la concentración de H3O+ y el pH de una solución 10-3 M de una sal NaX
X- + Na+
NaX
2H2O
+ H3O+
X- + H2O
HX + OH-
[𝐻𝑋] ∙ [𝑂𝐻 −]
𝐾ℎ =
[𝑋 −]
𝐾𝑤 = [𝐻3 𝑂+ ] ∙ [𝑂𝐻 −]
-
En solución tenemos las siguientes especies: X ;
Na+: H3O+; OH-; HX
[X −] + [OH−] = [𝑁𝑎+] + [H3 O+]
BC
[X −] + [𝐻𝑋] = [𝑁𝑎+] = 𝑐𝑖 = 10−3
BM
Si la hidrólisis genera oxhidrilos, podemos considerar
Luego el BC queda:
[OH−] ⋙ [H3 O+] 𝑎𝑝𝑜𝑟𝑡𝑒 𝑑𝑒𝑙 𝑎𝑔𝑢𝑎 (𝑣𝑒𝑟𝑖𝑓𝑖𝑐𝑎𝑟)
[X −] + [OH−] = [𝑁𝑎+ ] = 10−3 𝑀
Igualando con el BM obtenemos:
[X− ] + [𝐻𝑋] = [X −] + [OH−]
Quedando
(1)
[𝐻𝑋] = [OH− ]
Y de (1)
[X− ] = 10−3 𝑀 − [OH −]
Reemplazando en la Kh obtenemos:
𝐾ℎ =
Datos:
[𝑂𝐻 −] ∙ [𝑂𝐻 −]
[𝑂𝐻 −]2
=
10−3 𝑀 − [OH− ] 10−3 𝑀 − [OH− ]
Ka= 10-8
Kw= 10-14
[𝐾𝑤 ]
[𝑂𝐻− ]2
−6
𝐾ℎ =
= 10 = −3
10 𝑀 − [OH− ]
𝐾𝑎
Considero ci >> [OH − ] por ser Kh pequeña, luego puedo despreciar [OH − ] del denominador
de la ec. anterior.
Despejando y realizando los cálculos, queda:
[𝐎𝐇 −] = 𝟑, 𝟏𝟔 ∙ 𝟏𝟎−𝟓
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QUÍMICA GENERAL
Se deben realizar las verificaciones correspondientes, son válidos los desprecios si sucede
que:
[𝑂𝐻 − ]
[ H3
Luego
O+ ]
> 100 (a)
De acuerdo a la ec.: a queda
De acuerdo a la ec.: b queda
𝑐𝑖
[𝑂𝐻 − ]
3,1∙10−5
3,2 ∙10−10
1∙10−3
3,1 ∙10−5
> 100 (b)
= 96875 ≫ 100
= 32,26 < 100 en este caso debo resolver la
ecuación cuadrática correspondiente, es decir
El resultado es:
10−9 − 10−6 ∙ [OH− ] − [𝑂𝐻 − ]2 = 0
[OH− ] = 3,11−5
Sal proveniente de ácido fuerte y base débil
Ejemplo:
Hallar el pH y [OH − ] de una disolución 0.01 M de NH4Cl.
El equilibrio de disociación sería:
NH4+ + Cl-
NH4Cl
2H2O
OH- + H3O+
NH4+ + H2O
NH4OH + H+
En este caso el balance de cargas sería:
[H3O+] + [NH4+] = [OH-] + [Cl-]
BC
Este balance difiere del visto en el ejemplo anterior debido a que el ácido está cargado. Pero
si tenemos en cuenta que:
[Cl-] = [NH4+] + [NH3] = 10-2
BM
Resolver:
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QUÍMICA GENERAL
Ejercitación de Hidrolisis de sales
1. A 25ºC una disolución acuosa de cloruro amónico tiene un pH = 6,21.
Calcular:
a) pOH
b) La constante de hidrólisis.
c) El grado de hidrólisis.
d) La molaridad de la disolución.
2. Calcular el pH y el porcentaje de hidrólisisexistente en las siguientes disoluciones:
a) 0,100M NaAc
b) 1.10-3M NaAc
c) 0,2M NH4Cl
d) 2.10-3M NH4CL
3. Los arándanos necesitan un suelo bastante ácido para prosperar. Razona cuál de los
siguientes fertilizantes nitrogenados es el más adecuado para cultivarlos:
a) Nitrato de amonio, NH4NO3.
b) Carbonato de amonio, (NH4)2CO3.
c) Disolución acuosa de amoníaco, NH3.
d) Nitrato de sodio, NaNO3.
Rta.: NH4NO3
4. El benzoato de sodio, NaC7H5O2, se utiliza como preservativo de los alimentos (código E-211). Calcula el pH de una disolución 0,30 mol L-1 de dicho compuesto. La
constante de acidez del ácido benzoico, HC7H5O2, es 6,5.10−5.
Rta.: pH = 8,83
.
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QUÍMICA GENERAL
Guía teórico - práctica Nro. 7: Soluciones Buffer
La capacidad reguladora de una solución es una medida de la resistencia al cambio de pH
que se produciría por el agregado de pequeñas cantidades de ácidos y /o bases fuertes, y
es máxima cuando Ca = Cb
Una solución que contiene concentraciones equimolares de un ácido débil y su base conjugada, tendrá un pH = pKa y en esa situación la variación de pH por el agregado de una pequeña cantidad de ácido o base fuerte, es mínima.
© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato
Muchas de las reacciones químicas que se producen en solución acuosa necesitan que el
pH del sistema se mantenga constante, para evitar que ocurran otras reacciones no deseadas.
Las soluciones reguladoras o “buffer” son capaces de mantener la acidez o basicidad de un
sistema dentro de un intervalo reducido de pH, por lo cual tienen múltiples aplicaciones, tanto en la industria como en los laboratorios.
Estas soluciones contienen como especies predominantes, un par ácido / base conjugado
en concentraciones apreciables. (Mayores que 10–2 M)
Se puede preparar disolviendo en agua cantidades adecuadas de un ácido débil y una sal
de su base conjugada, (o una base débil y una sal de su ácido conjugado); también se puede obtener una solución reguladora haciendo reaccionar parcialmente (por neutralización)
un ácido débil con una base fuerte, o una base débil con un ácido fuerte.
Una vez formada la solución reguladora, el pH varía poco por el agregado de pequeñas cantidades de un ácido fuerte ó de una base fuerte, y pierde su capacidad reguladora por el
agregado de agua (dilución).
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QUÍMICA GENERAL
Ecuación de Henderson - Hasselbach o Ecuación Buffer
Consideremos un ácido monoprótico débil: HA, de constante Ka, con una concentración Ca,
y una sal de su base conjugada NaA de concentración Cb.
Dado que la especie química A está presente en la solución como el anión A – y como el
ácido HA, se puede expresar la condición de conservación de materia:
Para que la solución funcione como reguladora efectiva, Ca y Cb deben ser mayores de 10–2
Ca
M y además se debe cumplir que 0,1 < < 10
Cb
En consecuencia se puede desestimar [H3O+] y [HO-] frente a Ca y Cb, por lo cual la expresión anterior se reduce a:
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QUÍMICA GENERAL
Ejemplo
El ácido sórbico, HC6H7O2, es un ácido monoprótico débil cuya Ka es 1,7.10−5. Una de
sus sales, el sorbato de potasio (KC6H7O2), se añade al queso, y a otros alimentos, para
evitar la formación de moho.
a) Calcula el pH de una disolución que contiene 27,8 g de sorbato de potasio en
0,500 L de disolución.
Los iones K+ no sufren hidrólisis, ya que proceden de una base fuerte. Sin embargo, los iones C6H7O2 tienen carácter básico, ya que son la base conjugada del ácido sórbico,
HC6H7O2, que es un ácido débil
Para que el cociente que aparece en la ecuación anterior sea 5,9.10−10, el valor de x debe
ser muy pequeño. Por tanto, podemos hacer la aproximación:
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Ahora te toca a vos
1. Calcule la variación de pH que se producirá por el agregado de 0,010 mol de NaOH
a un litro de solución reguladora 0,100 M de ácido acético y 0,100 M de acetato de
sodio. Ka = 1,82 x 10–5
2. ¿Cuántos moles de NH4Cl hay que agregar a un litro de solución 0,150 M de NH3 para obtener una buffer de pH 9,20?
a) ¿Cuál es la variación de pH si se agregan 0,010 moles de HCl?
b) ¿Cuál será el pH después de añadir a la disolución anterior 10 ml de ácido
clorhídrico 0,1 N? Ka = 6,3.10-5.
Datos: pKb = 4,74 pKw = 14,00
3. El acido acetico es un acido debil. Su constante de disociacion es aproximadamente
2·10-5
Calcular:
a) El pH de una disolucion de dicho acido 0,5 M.
b) El pH de una disolucion amortiguadora 0,5 M de acido acetico y 0,5 M de acetato sodico.
4. Calcular el pH de una solución que contiene ácido acético 0.2 M. (Ka=1.8·10-5) y su
sal acetato de sodio 0.3 M
Rta.: 4,91
5. Calcular el pH del sistema amortiguador NH3 0.15 m (Kb = 1,8·10-5) y NH4Cl 0,35 M
6. Cuál es el pH de una solución preparada por adición de 25 g de ácido acético (Ka =
1.8·10-5) y 25 g de acetato de sodio a suficiente agua para formar 4 L de solución.
Rta.: 4,6
7. Cuál es el pH de una solución formada por adición de 0,5 moles de cloruro de amonio y 0.03 moles de amoniaco (Kb = 1,8·10-5) a agua suficiente para formar 2.5 L de
solución
8. Cuál es la relación de HCO3- a H2CO3 en la sangre para que su pH sea de 6.4
Rta.: 1,1
9. Un buffer formado por cantidades iguales de sal y ácido tiene un pH 7.8. Determine
el pK del ácido.
Rta.: 7,8
10. Un litro de solución amortiguadora contiene 0.120 moles de ácido acético y 0.1 moles
de acetato de sodio.
a) Cuál es el pH de la solución tampón
Rta.: 4,66
b) Cuál es el pH después de añadir 0.01 moles de HNO3
Rta.: 4,58
c) Cuál es el pH después de añadir 0.01 moles de NaOH
Rta.: 4,74
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11. Calcular el pH y % de ionización de una solución de ácido benzoico C6H5COOH, sabiendo que en 100 ml de ella hay 6 g de ácido. Ka = 6,4·10-5
Rta.: pH=2,25
1,14%
12. Calcular el pH y % de ionización de una solución 0,2 M de amoníaco NH3.
Kb=1,75·10-5.
Rta.:pH=11,27
0,935%
13. A 25ºC una solución 10-3 M de NH3 está ionizada un 13%.Calcular la concentración
de todas las especies en el equilibrio, la constante de ionización del amoníaco y el
pH de la solución.
Rta.: [NH4+] = [OH-] = 1,3·10-4 M , [NH3] = 8,7·10-4 M
Kb = 1,9·10-5 , pH = 10,1
14. Se dispone de una solución 5,57·10-3 M de ácido fórmico HCOOH cuyo pH es 3. La
constante del ácido a 25ºC es Ka = 2,14·10-4.Calcule el % de ionización del ácido.
Rta.: 17,95%
15. Una solución amortiguadora contiene 0,1 mol de CH3COOH y 0,13 mol de
CH3COONa en 1 litro. Ka = 1,8·10-5. Calcule:
a) pH de la solución amortiguadora.
b) pH, después de agregar 0,02 mol de KOH
c) pH, después de agregar 0,02 mol de HNO3
Rta.: 4,86
Rta.: 5,0
Rta.: 4,71
16. Calcule los moles de NaBrO que se deben agregar a 1l de una solución 0,05 M de
HBrO para formar una solución buffer de pH= 9,15.
Rta.:0,18 mol
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