Química General - GUÍA TRAB PRACTICOS 2011

Facultad de Ciencias de la Salud
Química General
Guía teórico-práctica de estudio
Profesora Titular:
Dra. Cecilia D. Di Risio
Jefe de Trabajos Prácticos:
Lic. María Teresa Guasco
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ESTRUCTURA ATÓMICA Y MAGNITUDES ATÓMICO-MOLECULARES
Cuestionario:
1) Indique qué partículas constituyen un átomo, y cuáles son sus
características.
2) Defina nucleido, e indique cuándo dos nucleidos son isótopos entre sí.
3) Indique cuál es la unidad de masa atómica, y su equivalencia en gramos
y en kilogramos.
4) Cantidad de materia. Defina mol y constante de Avogadro (NA).
5) Indique qué es la masa molecular y qué es la masa molar, y cuáles son
sus respectivas unidades.
6) Indique a qué se denomina atomicidad. De ejemplos de sustancias
simples con diferente atomicidad.
Ejercitación:
1) Indicar con la notación adecuada:
a) La especie atómica que contiene 6 protones y 7 neutrones
b) La especie atómica que contiene 10 protones y 13 neutrones
c) La especie que contiene 8 protones, 8 neutrones y 10 electrones
d) La especie catiónica monovalente que contiene 11 protones y 13
neutrones
e) La especie aniónica divalente que tiene 8 protones y 8 neutrones
2) Completar el siguiente cuadro:
Li
Ca
N
Cl
K
Al
Si
Pb
Z
3
N
20
8
19
14
16
A
7
N° de electrones
20
15
35
39
17
13
30
208
82
3) Dados los nucleídos: 49X (Z=24); 18E (Z=9); 60R (Z=27); 50T (Z=23);
59
Q(Z=26), 40J (Z=19);
a) determinar en cada caso, usando la Tabla Periódica, a qué elemento
corresponden
b) indicar el número de neutrones que posee cada especie
c) indicar el número de partículas constituyentes de las especies: X3+ ,
R2+ , Q3+ y E-.
d) escribir, indicando su símbolo químico, al catión monovalente
isoelectrónico con E-
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e) escribir, indicando su símbolo química, al anión monovalente
isoelectrónico con J +
Los restantes ejercicios recomendamos resolverlos sin usar la Tabla Periódica.
Al pie de la serie figuran datos de masas atómicas.
4) Calcular la masa molecular y la masa molar de:
a) ácido nitroso, HNO2
b) hidróxido de calcio, CaOH
c) ácido (orto)fosfórico, H3PO4
d) sulfato de potasio, K2SO4
e) butano (C4H10)
f) glucosa (C6H12O6)
5) Calcular la masa, expresada en gramos, de:
a) 0,3 moles de ácido acético (C2H4O2);
b) 0,2 moles de ácido sulfúrico (H2SO4);
c) 3 moles de P2O5
6) Calcular cuántos moles de la sustancia hay en 8,56 g de P2O5 y en 980 g de
H2SO4.
7) Calcular cuántos gramos de S hay en:
a) 4,8 g de SO;
b) 0,64 g de SO2;
c) 160 g de SO3.
8) Calcular el número de átomos y de moléculas que hay en:
a) 25,0 g de CO;
b) 5,00 g de O2;
c) 3,0 g de Cu.
9) Calcular qué masa de cloro tienen 6,02.1025 moléculas. Indicar cuál es la
masa de una molécula de cloro.
10) Calcular qué masa de cloro tiene el mismo número de átomos que una
muestra de 5,00 g de oxígeno.
11) Calcular el número de moléculas de nitrógeno que tienen la misma masa
que 0,10 moles de cloro.
12) Una cierta cantidad de bicarbonato de sodio (NaHCO3), utilizado como
antiácido estomacal, contiene 2,71.1024 átomos de oxígeno. ¿Cuántos moles
de NaHCO3 hay en dicha masa?
13) Calcular cuántos moles de CaSO4.10H2O que hay en una muestra de 10,4
g de dicha sustancia.
14) Calcular cuántos gramos de carbono hay en 8,80 g de CO2. Indicar qué
masa de CO contiene esa misma masa de carbono.
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15) Sabiendo que la masa molecular de la molécula de azufre es 256 u, y que
la masa de un átomo es 5,32.10-23 g, calcular el número de átomos en la
molécula de Sn.
16) Si una persona debe ingerir 18 mg de hierro por día en su dieta, indicar el
número de átomos de hierro que debe incluir en su dieta diaria.
17) Indicar si las siguientes proposiciones son o no correctas, y justificar la
respuesta:
a) 120 g de la sustancia amoniaco (NH3) contienen el mismo número de
átomos de nitrógeno que 120 g de la sustancia ácido nitroso (HNO2).
b) una molécula de H2O está formada por 10 electrones.
c) el número de protones que están presentes en una molécula de etanol
(C2H6O) es siempre 26.
d) un mol de moléculas de ácido sulfúrico (H2SO4) contiene 6,02.1023
moles de átomos de azufre (S).
Masas atómicas (u): C=12 O=16 H=1 S=32
Cu=63,5 Cl=35,5 N=14 Na=23 Fe=55,5
P=31
Ar=40
Ca=40
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ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS
CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
Cuestionario:
1)
2)
3)
4)
Explique brevemente el modelo atómico de Bohr y el modelo orbital.
Indique qué es un orbital atómico.
Explique qué son los números cuánticos.
Indique cómo se construye la Tabla Periódica de los Elementos, y
diferencie los elementos representativos, los de transición y los de
transición interna.
5) Discuta la definición del radio atómico. Explique cómo varía el radio
atómico a lo largo de un período de la Tabla.
6) Defina energía de ionización y electronegatividad, e indique cómo
varían para los distintos elementos en la Tabla Periódica.
Ejercitación:
1) Escribir las configuraciones electrónicas para los átomos de los elementos
de Z=1 a Z=10. Caracterizar al último electrón (indicando todos los números
cuánticos correspondientes).
2) Escribir las configuraciones electrónicas de los átomos de los elementos de
Z= 30, 48 y 80. Señalar cuántos electrones tienen en los últimos subniveles s.
3) Para los átomos de los elementos de Z = 21, 39, 57 y 89, indicar cuáles son
las configuraciones electrónicas más probables. Indicar qué analogías
presentan dichas configuraciones.
4) Escribir las configuraciones electrónicas de los nucleidos cuyas
configuraciones electrónicas externas corresponden a la forma ns2 np4. Cuáles
son los valores de Z?
5) Escribir las configuraciones electrónicas de los siguientes nucleidos, e
indicar el número de protones, electrones y neutrones que posee cada uno:
a) 19F – 37Cl
b) 40Ar – 85Kr
c) 7Li – 23Na – 42K
6) Escribir la configuración electrónica de la especie X2-, sabiendo que 32X tiene
16 neutrones en su núcleo. Identificar al elemento con su símbolo.
7) Escribir las configuraciones electrónicas para los siguientes átomos y sus
iones: O; O2- - Ca; Ca+2 - Sn; Sn4+ - I; I -.
8) Utilizando la Tabla Periódica, determinar el número de neutrones y el
símbolo X para la especie 126X, sabiendo que su configuración electrónica
externa es 5s 2 5p4.
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9) Identificar con su nombre el grupo o familia de los elementos cuyas CEE
son: a) ns1 – b) ns2 – c) ns 2 np5 – d) ns 2 np6
10) Indicar a qué período y grupo pertenece el átomo del elemento que tiene 3
protones más que el cuarto halógeno, y caracterizarlo con su nombre y
símbolo.
11) Ordenar los siguientes elementos según radio atómico creciente,
justificando la respuesta:
a) Mg – S – Sr
b) Rb – Cl – K
c) O – Ca – Se
d) Te – Rb – C
12) Indicar cuál es el elemento cuyo átomo presenta la mayor
electronegatividad. Comparar la electronegatividad de los átomos de sodio,
magnesio, calcio, azufre y cloro.
13) Indicar, para los átomos de los elementos X y Z, cuyas CEE son:
X: 4s 2
Z: 3s2 3p5
a) Cuál de ellos tiene mayor energía de ionización
b) Cuál es el de menor radio atómico
c) Cuál presenta mayor tendencia a formar aniones
Justificar las respuestas.
14) Dados los átomos de los elementos Ca, S, Cs y P:
a) Simbolizar los iones de dichos átomos que sean isoelectrónicos entre sí.
b) Indicar el número másico y el número atómico del nucleido del elemento
fósforo que posee 17 neutrones.
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UNIONES QUÍMICAS – TIPOS DE COMPUESTOS QUÍMICOS
GEOMETRÍA MOLECULAR Y FUERZAS INTERMOLECULARES
Cuestionario:
1) Indique los tipos de unión química, explicando brevemente las
características de cada una.
2) Indique qué se entiende por polaridad de un enlace químico.
3) Indique qué es el número de oxidación, y cómo se lo determina.
4) Explique brevemente en qué consiste la Teoría de Repulsión de
Pares Electrónicos de Valencia, y cuál es su utilidad.
5) Indique cuáles son las interacciones intermoleculares más comunes,
y a qué se debe cada una de ellas.
6) Construya un cuadro-resumen para simbolizar los diferentes
compuestos químicos “inorgánicos” y “orgánicos”. En el caso de los
compuestos del carbono, identifique las funciones químicas
correspondientes.
Ejercitación:
1) Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos binarios:
NaI, CO2, K2O, SO3, SO2, MgO
2) Escribir la estructura de Lewis de los siguientes compuestos:
a) CHCl3 b) HClO4 c) NH3 d) CH3-CH3 e) H2SO4 f) NaNO2
h) CH3-CH2-NH2
g) CH3OH
3) Dados los siguientes compuestos, dar la fórmula de los mismos. Asignar a
cada uno de los átomos el número de oxidación correspondiente.
a) hidróxido de sodio b) bromuro de magnesio c) óxido ferroso d) cloruro
cobáltico (cloruro de cobalto(III)) e) óxido clórico f) ácido nitroso g) ácido
sulfúrico h) nitrato de aluminio i) carbonato ácido de litio (hidrógenocarbonato
de lítio) j) bicarbonato de sodio (hidrógenocarbonato de sodio) k) sulfito de
potasio l) ácido perbrómico m) sulfato ferroso (sulfato de hierro(II)) n) cloruro
de sodio
4) Dados los siguientes compuestos dar la fórmula de los mismos. Asignar a
cada uno de los átomos el número de oxidación correspondiente.
a) óxido de cloro(III) b) hidróxido de aluminio c) hidróxido de hierro(II) d)
bromato de hidrógeno e) cloruro de hidrógeno f) sulfato de calcio g) sulfuro
de hidrógeno h) nitrato de amonio i) bromuro de cobre(II) j) cianuro de
sodio k) hidrógenosulfato de magnesio l) carbonato de potasio m) hidruro de
litio n) nitrato de potasio
5) Escribir las estructuras de Lewis y nombrar los siguientes compuestos
cuaternarios. Asignar el número de oxidación correspondiente a cada átomo.
a) Fe(HSO4)2
b) LiHSiO3
c) Na2SeO4
6) Nombrar a los siguientes hidrocarburos, o escribir su fórmula
semidesarrollada dado el nombre, y simbolizar sus fórmulas de esqueleto.
Identificar cuáles son saturados y cuáles no.
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a) CH3CH(CH3)CH(CH3)CH3
b) (CH3CH2CH2)3CH
c) CH3C(CH3)2CH2CH3
d) 2,3 dimetilbutano
e) ciclopentano
f) 1,2 dietilciclohexano
g) CHC-CH3
h) Benceno
i) Ciclohexeno
j) 1,2 dimetilbenceno
k) 1,3 pentadieno
l) 3-etil-2metilheptano
7) Escribir las fórmulas semidesarrolladas y las fórmulas de esqueleto de
los siguientes compuestos:
a) el éter de fórmula C2H6O.
b) un alcohol primario y un alcohol secundario de fórmula C4H10O.
c) un alcohol primario que sea isómero del 3-pentanol.
d) un aldehído de 4 carbonos.
e) la cetona de menor número de carbonos, y un isómero de
función de la misma.
f) una amina primaria que contenga 5 átomos de carbono.
g) una amina secundaria de fórmula C4H11N.
h) una amina terciaria que sea isómero del compuesto g).
8) Escribir las fórmulas semidesarrolladas, o nombrar los siguientes
compuestos. Escribir sus fórmulas de esqueleto.
a) 3-cloro-2,5-dimetilhexano.
b) 3-metil-2-butanol.
c) 1,3-hexanodiol.
d) butanoato de metilo.
e) 2,3-dietilhexanal.
f) butanamida.
g) CH3 -CH2-CH2-CH(CH3)-COOH
h) CH3-CH2-CH2 -COOCH3
i) CH3-CH(OH)-CH2-CONH2
j) CH3-(CH2)4-CH2-NH2
9) Dados los siguientes compuestos, escribir sus fórmulas semidesarrolladas y
de esqueleto, e indicar si son isómeros y de qué tipo: 1-hexanol, 2-butanol,
butanal, dipropiléter, 1-butanol, 3-metilpentano, 2-metilpentano, butanona
3-pentanona.
10) Utilizando la TRePEV, predecir la geometría molecular de las siguientes
moléculas: a) metano
b) etino
c) dióxido de azufre
d) tetracloruro de carbono
e) CO2
f) metanal
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g) amoníaco
h) óxido de azufre(VI), trióxido de azufre
i) H2O
11) Indicar cuáles de los siguientes compuestos presentan interacción
hidrógeno entre sus moléculas en estado líquido:
a) H2S b) 1,2 dicloroetano c) H2O d) CH3-NH2 e) HF f) C3H8
12) Indicar qué tipo de fuerzas intermoleculares espera encontrar en los
siguientes sistemas: H2 (g), I2 (s), HCl (g), SO2 (g), H2O (l), CO2 (g).
13) Indicar cuáles de las siguientes sustancias serán más solubles en agua y
cuáles lo serán más en CCl4:
nitrato de sodio - etanol - 2-metilhexano - cloruro de potasio
14) Dados los siguientes compuestos: n-butano - 1-hexanol - ácido butanoico:
Escribir sus fórmulas desarrolladas y sus fórmulas de esqueleto.
a) Indicar y justificar cuál es el compuesto que tiene momento dipolar distinto
de cero, cuyo punto de ebullición es 164 oC, y que no tiene isómeros de
posición.
b) Indicar y justificar cuál es el compuesto que tiene momento dipolar cercano
a cero, y cuyo punto de ebullición es 0,3 oC.
c) Indicar y justificar cuál es el compuesto que tiene momento dipolar distinto
de cero, cuyo punto de ebullición es 156 oC, y que tiene isómeros de
posición. Escribir y nombrar dichos isómeros.
15) Dados los compuestos:
a) 2-pentanol
b) butanoato de etilo
c) trans-2-hepteno
i) Escribir sus fórmulas desarrolladas y decir qué tipo de compuestos son
ii) Escribir y nombrar un isómero de cadena y uno de función del compuesto a)
iii) Escribir un isómero (de cualquier tipo) del compuesto c), e indicar el tipo de
isomería
16) Dados los compuestos:
a) 3-metil-2 pentanona
b) propanoato de etilo
c) 2-hexeno
d) 1,3 dibromo benceno
i) Escribir sus fórmulas desarrolladas y decir qué tipo de compuestos son.
ii) Escribir y nombrar un isómero de cadena y uno de función del compuesto a)
iii) Escribir un isómero (de cualquier tipo) del compuesto c), e indicar el tipo de
isomería
iv) Escribir todos los isómeros del compuesto d).
17) Nombrar los siguientes compuestos, o escribir su fórmula dado el nombre:
a) Fe2S3
b) KClO4
c) CH3-CHOH-CH2-COOH
d) H2SO3
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e) CH3-CH2-CH2-CO-CH3
f) hidruro niqueloso, hidruro de níquel(II)
g) etanoato de metilo
h) dietil-propil-amina
Escribir un isómero de función del compuesto c), uno de cadena del compuesto
e), y un isómero del compuesto h). Indicar cuáles de esos compuestos (c, e, h,
y sus isómeros) presentan interacción por puente de hidrógeno en estado
líquido.
18) Dados los compuestos:
a) 3-metil-2-pentanona
b) ácido hexanoico
i) Escribir sus fórmulas desarrolladas y decir qué tipo de compuestos son
ii) Escribir y nombrar un isómero de cadena y uno de función del compuesto a)
iii) Escribir y nombrar dos isómeros del compuesto b), e indicar el tipo de
isomería
iv) Indicar cuál de los compuestos es más soluble en agua, justificando su
respuesta.
19) Dados los elementos: 20Ca - 13Al - 16S - 8O
a) Escribir la configuración electrónica del más electronegativo.
b) Indicar la configuración electrónica externa del catión del elemento que
tiene mayor tendencia a formar cationes
c) Considerando la formación de compuestos entre estos elementos, escribir:
i)
un compuesto iónico
ii)
un compuesto covalente, e indicar si es o no polar, justificando la
respuesta.
20) Dados los elementos de Z = 35, 20 y 8
a) Identificarlos con sus símbolos y escribir su configuración electrónica.
b) Escribir su CEE, e indicar a qué grupo y período pertenecen, y por qué.
c) Escribir la fórmula de un compuesto binario iónico que se pueda formar entre
dichos elementos. Nombrarlo.
d) Escribir la fórmula de un compuesto ternario que se pueda formar entre
dichos elementos. Dar la estructura de Lewis de ese compuesto
21) Escribir la fórmula semidesarrollada de:
a) una amina de seis carbonos que presente actividad óptica
b) el ácido carboxílico óptimamente activo de menor masa molecular
c) un diol de cuatro carbonos que no presente carbono quiral
d) dos aldehídos isómeros entre sí, uno ópticamente activo y el otro no
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GASES
Cuestionario:
1) Describa brevemente la Teoría Cinética de los Gases.
2) De acuerdo con los postulados de la Teoría Cinética, defina gas ideal
y gas real.
3) Escriba la ecuación de los gases ideales, y discuta brevemente su
aplicación.
4) Discuta las condiciones en las cuales los gases no se comportan
como ideales. Escriba la ecuación de Van der Waals y explique el
significado de sus términos.
5) Explique los fundamentos de la ley de Dalton de las presiones
parciales.
Ejercitación:
1) Calcular el volumen molar de un gas que se comporta como ideal cuando
está sometido a una presión de 5,50 atm, a 25,0 ºC. Calcular el volumen en
CNPT.
2) Una masa gaseosa de 0,20 g ocupa, a 20 oC y 736 mm de Hg, un volumen
3
de 40,9 cm . Suponiendo que se comporte como gas ideal,
a) Calcular a qué temperatura se deberá llevar para que ocupe un
3
volumen de 100 cm a 1,50 atm.
b) Calcular la masa molar del gas.
.
3) Sin hacer cálculos detallados, indicar cuál de los siguientes gases tiene
mayor densidad en condiciones normales de P y T: cloro, bromo, trióxido de
azufre, monóxido de carbono.
4) Indicar el volumen que ocupan 75,2 g de CO2 (g) a 40 ºC y 730 mm de Hg.
5) Calcular la densidad del SO2 a 1 atm y 350 K.
6) Un recipiente de volumen constante (75 L), que contiene 2,25 mol de gas
nitrógeno, se calienta hasta que la presión medida es 3,50 atm. Calcular la
temperatura final del sistema, expresada en °C.
7) Una masa de 0,231 g de un hidrocarburo gaseoso ocupa un volumen de 102
mL, a 23 ªC y 749 mm de Hg. Calcular la masa molar del compuesto.
8) La densidad del vapor de fósforo a 310 ºC y 775 mm de Hg es de 2,64
g.dm-3. Indicar cuál es la fórmula molecular.
9) Se mezclan 0,60 g de H2 con 1,2 moles de N2. Calcular:
a) las fracciones molares de los componentes
b) la presión parcial de cada componente si la presión total es de 0,80 atm
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10) Indicar qué volumen ocupa una mezcla de 20,5 g de neón y 80 g de gas cloro
a 1,80 atm de presión y 25ºC.
11) Un recipiente rígido contiene una mezcla gaseosa a 30,0 °C. La mezcla, cuya
densidad es 3,82 g /dm3, está compuesta por 2,00 moles de CO2 (g) y una cierta
masa de CO (g) que contiene 3,01.1023 átomos de oxígeno. Calcular el volumen
del recipiente, y la presión parcial del CO (g).
12) Un recipiente de 12,0 L contiene una cierta masa de NO2 (g) y 4,00 g de CH4
(g). La temperatura del sistema es de 30,0 ºC y la presión de 2,10 atm. Calcular el
número total de moles de moléculas contenido en el recipiente y la fracción molar
del metano en el sistema.
13) Un recipiente de volumen constante contiene 15 moles de O2 (g), a 2,50 atm y
30,0ºC. Manteniendo constante la temperatura, se agregan 220 g de CO2 (g).
Calcular la presión final en el recipiente. .
14) En un recipiente de 9,00 dm3 se colocan, a 25 ºC, 0,540 mol de cloro gaseoso
y 42,0 g de otro compuesto gaseoso XO2. La presión del sistema es 3,15 atm.
Calcular la masa molar del compuesto gaseoso XO2. .
15) Un recipiente rígido que se encuentra a 300 K y cuya presión es de 1,00 atm
contiene una cierta masa de NO (g) y 3,50 moles de NO2 (g). La presión parcial
del NO2 es de 0,700 atm. Calcular la masa de NO contenida en el cilindro.
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SOLUCIONES
Cuestionario:
1) Defina solución. Explique el concepto de solución saturada y el de
solubilidad.
2) Indique el significado de las siguientes formas de expresión de
concentración de una solución: porcentaje m/m y m/V, molaridad,
molalidad, partes por millón, fracción molar.
3) Explique qué es un electrolito y cuál es el proceso por el cual un
electrolito se disuelve para formar una solución acuosa.
4) Indique qué entiende por presión de vapor y cómo varía la misma con
la temperatura.
5) Indique cuáles son las propiedades coligativas y dé un ejemplo de
ellas, aplicado a la vida cotidiana.
6) Indique cuál es la ley de Henry, y cómo se aplica a la presencia de
oxígeno en la sangre.
7) Defina factor i de Van’t Hoff y dé ejemplos.
Ejercitación:
1) Calcular el % m/m de una solución que se obtiene a partir de 7,0 g de soluto
y 23 g de solvente.
2) Indicar qué masa de solución debe tomarse para tener 80 g de soluto, si la
concentración de la solución es 20 g de soluto/100 g de solvente.
3) Una solución es 10% (m/V). Calcular qué masa de soluto hay en 4,5 L de
solución.
4) Indicar qué volumen de solución 0,60 M debe tomarse para obtener 0,50
moles de soluto.
5) Cuál es la molaridad de una solución que se prepara disolviendo 0,90 moles
de un soluto en 450 mL de agua?
6) Cuál es el volumen de solución 3,00 M que contiene 12 moles de soluto?
7) Se disolvieron 0,50 moles de soluto en 150 g de solvente. Calcular la
molalidad de la solución resultante.
8) Una solución es 0,010 m. Indicar cuántos moles de soluto están disueltos
en 25 mg de solvente.
9) Una solución se prepara disolviendo 7,30 g de HCl en 180 g de agua.
Calcular la fracción molar del soluto y la del solvente.
10) Calcular cuántos gramos de NaCl hay en una solución que tiene 1,80 g de
agua, si la fracción molar del NaCl es 0,6.
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11) Se prepara una solución con 70,0 g de agua y 10,0 g de HCl; si la densidad
de la misma es 1,06 g/mL, expresar su concentración como: % (m/m), M, m.
12) El ácido sulfúrico concentrado es 98% (m/m) y su densidad es 1,84 g/mL.
Calcular M, m, y fracción molar del soluto.
13) Una solución acuosa de NaCl es 3% (m/m). Si a 200 g de la misma se le
agregan 50 g de agua, indicar cuál es la nueva concentración de la solución
obtenida.
14) Se añadieron 150 mL de agua a 450 mL de una solución acuosa de NaOH
0,02 M. Si se consideran los volúmenes aditivos, indicar cuál es la
Molaridad de la solución resultante.
15) Calcular qué volumen de solución 0,25 M se puede preparar con 50,0 g de
NaOH.
16) El valor normal de concentración de colesterol (C27H45OH) en el suero
sanguíneo está entre 130 y 200 mg de colesterol/100 cm3. Si el análisis de
colesterol de una persona indica que posee una concentración de 8,0.10-3 M,
indicar si este valor corresponde al rango normal esperado.
17) Una muestra de agua mineral contiene 272 ppm de sodio y 7,20 ppm de
potasio. Expresar las concentraciones de los iones en % m/V y en molaridad.
Considerar que la densidad del agua mineral es 1,00 g cm-3.
18) Escribir las ecuaciones correspondientes a la disociación que se produce
cuando se disuelven en agua los siguientes compuestos:
CaOH – NaCl – K2SO4 – NaHCO3 – KNO3
19) Una solución de cloruro de calcio es 0,09 M en dicho soluto. Expresar la
concentración de cationes y de aniones en Eq/L y mEq/L.
20) Una solución contiene 0,38 g de NaHCO3 en 100 mL. Calcular la
concentración en mEq/L de los iones presentes en la solución.
21) Se prepara una solución disolviendo 5,45 g de un compuesto en 50,0 g de
etanol. Si el punto de congelación de la solución resulta ser de -120,5 oC,
calcular la masa molar del compuesto.
Datos: Kf (etanol) = 1,99 oC/m - Tf (etanol) = - 117,3 oC
22) Una solución acuosa que contiene 80,0 g de hemoglobina en 1000 mL de
solución tiene una presión osmótica de 0,0260 atm a 4 ºC. Calcular el Mr de la
hemoglobina.
23) Se disuelven 2,0.10-2 kg de 1,2-diclorobenceno en 6,5 dm3 de benceno
(cuya densidad es 8,79.10-1 g/cm3). Determinar la temperatura de ebullición de
la solución, sabiendo que Keb del benceno es 2,63 ºC/ m, y que la temperatura
de ebullición del benceno es 80,1 °C.
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24) Se desea preparar una mezcla refrigerante de etilenglicol cuya temperatura
de fusión sea de -10 °C. Calcular cuántos gramos de etilenglicol deberán
agregarse a 1,00 L de agua para obtener dicha mezcla. Kf agua=1,86 ºC/ m
25) Una solución acuosa que contiene 5,0 g de una proteína en 200 cm3 de
solución, ejerce una presión osmótica de 2,37.10-2 atm, a 27 °C. Determinar la
masa molar de la proteína.
26) La presión osmótica de la sangre es 7,65 atm, a 37 °C. Calcular cuánta
glucosa (C6H12O6) deberá usarse para preparar 1,00 L de una solución para
una inyección intravenosa isoosmótica con la sangre.
27) Indique si es verdadero o falso:
a) la constante ebulloscópica es directamente proporcional a la masa molar
del soluto
b) la presión osmótica es directamente proporcional a la concentración del
soluto
c) en una solución cuyo soluto se disocia parcialmente, el factor i de Van’t
Hoff adquiere valores entre 0 y 1
28) Si se disuelven 10,0 g de glucosa (masa molar: 180 g/mol) en 400g de
etanol, se eleva el punto de ebullición en 0,1428 °C. Al disolver 2,0 g de una
sustancia desconocida en 100 g del mismo solvente, el punto de ebullición se
eleva en 0,1250 °C. Calcular la masa molar de la sustancia desconocida.
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REACCIONES QUÍMICAS Y CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS
Ejercitación:
1) Igualar las siguientes ecuaciones químicas:
a) Ca(OH)2 + H2SO4  CaSO4 + H2O
b) H2 + N2  NH3
c) H2O2  H2O + O2
d) C4H10 + O2  CO2 + H2O
e) ioduro de potasio + nitrato de plomo(II)  ioduro de plomo(II) +
nitrito de potasio
2) Dadas las siguientes reacciones redox, igualarlas e indicar en cada una de
ellas el agente oxidante y el reductor:
a) Zn + HCl

ZnCl2 + H2
b) KClO3 + I2 + H2O
 KCl + HIO3
c) trióxido de azufre + hidrógeno  dióxido de azufre + agua
d) MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2
e) bromo + agua  ion hipobromito + ion bromuro + protones
f) I - + IO3 - + H+ 
I2 + H2O
3) Dada la reacción
Na + O2  Na2O , indicar:
a) cuántos moles de sodio son necesarios para reaccionar con 5 moles
de oxígeno
b) cuántos moles de oxígeno que reaccionan con 3 moles de Na
c) cuántos moles de óxido se obtienen a partir de 7 moles de sodio
d) cuántos moles de óxido se obtienen si reaccionan 6 moles de
oxígeno
4) Dada la reacción
CaCO3 + HCl  CaCl2 + H2O + CO2
, indicar:
a) cuántos moles de HCl reaccionaron con 7,4 moles de CaCO3
b) cuántos moles de agua se formaron a partir de 2,5 moles de ácido
c) si se formaron 6 moles de cloruro de calcio, cuántos moles de CO2 se
obtuvieron en esa reacción
d) cuántos moles de CaCO3 son necesarios para formar 1,4 moles de
agua
5) Dada la reacción
4 Zn +10 HNO3  4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
a) qué masa de Zn reacciona con 6,3 g de HNO3
b) qué masa de ácido reacciona con 13 g de Zn
c) qué masa de agua se formó al reaccionar 12,6 g de ácido
d) qué masa de Zn se necesita para obtener 800 g de nitrato de amonio
e) qué masa de Zn(NO3)2 se obtuvo, si se formaron 1.8 g de agua
Masas Molares (g/mol): Zn=65 HNO3=63 Zn(NO3)2=189 NH4NO3=80 H2O=18
6) Para la reacción
Si + NaOH + H2O  Na2SiO3 + H2
Si se partió de 400 mg de NaOH, calcular:
a) qué masa de cada reactivo fue necesaria
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b) qué masa de cada producto se formó
7) Dada la reacción
Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O
Si se parte de 6,3 g de ácido nítrico y 8,0 g de Zn, indicar:
a) cuál es el reactivo limitante
b) qué masa de cada producto se formó
8) Luego de la reacción Mg3N2 + H2O  Mg(OH)2 + NH3
Se obtuvo 0,10 moles de amoníaco, y se verificó que 1,80 g de agua no
reaccionaron. Indicar cuáles eran las masas iniciales de cada reactivo.
9) Partiendo de 4,60 g de Na y exceso de oxígeno se obtuvo 5,60 g de óxido de
sodio. Calcular el rendimiento de la reacción:
Na + O2  Na2O
10) Una muestra de NaCl tiene un 90% de pureza. Si 200 g de la muestra se
hacen reaccionar con Pb(NO3)2, indicar cuántos g de PbCl2 se obtienen, si la
reacción es:
Pb(NO3)2 + NaCl  PbCl2 + NaNO3
11) Considerar la hemoglobina, cuyo Mr es 65600 (simbolizada en la reacción
que sigue como Hb).
Si el rendimiento de la reacción
Hb + O2  HbO2 es del 60%, y
suponiendo que un adulto normal tiene 750 g de Hb e inspira 0,500 L de
oxígeno (a una temperatura de 25 oC y 0,300 atm de presión), calcular
a) cuántos moles de HbO2 se formarán
b) qué masa de reactivo en exceso queda sin reaccionar
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EQUILIBRIO QUÍMICO
Cuestionario:
1) Indique qué se entiende por equilibrio dinámico.
2) De un ejemplo de equilibrio homogéneo, y uno de equilibrio
heterogéneo.
3) Explique qué se entiende por una reacción endotérmica, y qué por
una exotérmica.
4) Enuncie el principio de Le Chatelier. Simbolice una reacción química
y aplique el principio a la misma.
5) Explique con reacciones el mecanismo de la intoxicación con
monóxido de carbono.
6) Indique cuáles pueden ser las causas de la presencia de CO en la
sangre.
7) Desde el punto de vista de la aplicación biológica, indique qué se
entiende por una reacción reversible y por una irreversible. Busque
ejemplos de una y otra.
Ejercitación:
1) Escriba la expresión para la constante de equilibrio para las siguientes
reacciones.
2NO (g)
a) N2 (g) + O2 (g)
b) CaCO3 (s)
CaO (s) + CO2 (g)
c) S (s) + 3 F2(g)
d) 2 CO (g) + O2 (g)
SF6 (g)
2CO2 (g)
e) CO (g) + 1/2 O2 (g)
CO2 (g)
f) 2 NO2 (g)
N2O4 (g)
g) N2O4 (g)
2 NO2 (g)
2) La siguiente reacción corresponde a un método para la obtención de
metanol:
CO (g) + 2H2 (g)
CH3OH (g)
En condiciones de equilibrio a una dada temperatura, se encuentra que las
concentraciones son: [H2]= 0,072 M; [CO]= 0,020 M; [CH3OH]= 0,030 M.
Calcular el valor de la constante de equilibrio a dicha temperatura
3) Para la reacción H2 (g) + CO2 (g)
CO (g) + H2O (g) ,
a 986°C, la constante de equilibrio es 1,6.
Si se mezclan en un recipiente de 5 litros a dicha temperatura, 1 mol de
hidrógeno, 2 moles de CO2, 3 moles de vapor de agua y 4 moles de CO, indicar
si el sistema está en equilibrio y si no lo está, hacia dónde se desplazará.
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4) En un recipiente cerrado de 25,00 dm3 se encuentran en equilibrio, a 350 K,
0,500 moles de CO (g), 1,00 moles de O2 (g) y 0,2500 moles de CO2 (g).
Calcular el valor de Kc a dicha temperatura para la reacción:
2 CO (g) + O2 (g)
2 CO2 (g)
5) Un sistema gaseoso tiene, a una dada temperatura T, la siguiente
composición inicial [SO2] = [O2] = [SO3] = 2,00 M.
Considerando la reacción 2 SO3 (g)  2 SO2 (g) + O2 (g) [Kc (T) = 13,0],
indicar hacia dónde evolucionará el sistema, a temperatura constante.
6) Dada la reacción exotérmica entre NO y O2:
2 NO (g) + O2 (g)
2 NO2(g)
Indicar qué sucede con la concentración de NO2 en el equilibrio si:
a) se agrega O2
b) se quita NO
c) se aumenta la temperatura
¿Qué sucede con la constante de equilibrio Kc en cada caso?
7) Dada la reacción endotérmica: 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) ↔ 4 HCl (g) + O2 (g)
Si se parte del sistema en equilibrio, explicar:
a) qué ocurre con el número de moles de H2O si se agrega O2
b) qué ocurre con el número de moles de HCl si se agrega O2
c) qué ocurre con el número de moles de HCl si se aumenta la temperatura
d) qué ocurre con la Keq si se agrega Cl2
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EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Cuestionario:
1) Defina ácido según la teoría de Bronsted e indique cuál es la
diferencia entre un ácido fuerte y uno débil.
2) Ïdem para una base.
3) Dé por los menos dos ejemplos de ácidos presentes en el cuerpo
humano. Escriba las reacciones de ionización correspondientes.
4) Explique qué es un sistema regulador de pH y cómo está formado.
5) Escriba la ecuación de Hendersson, explique el significado de sus
términos, y comente la validez de la misma.
6) Mencione dos sistemas buffer presentes en el organismo humano, y
describa cómo funcionan.
Ejercitación:
1) Escribir la ecuación correspondiente a la reacción ácido - base en solución
acuosa, para las siguientes especies, y marcar los pares ácido/base
conjugados:
a) Cloruro de hidrógeno
b) Ácido etanoico (acético)
c) Amoníaco
d) Metilamina
e) Acido nitroso
f) Ácido sulfúrico
2) Calcular el pH de las soluciones cuyas concentraciones son:
a) [H3O+] = 0,005 M
b) [H3O+] = 1,40 x 10-11 M
c) [OH-] = 10-3 M
d) [OH-] = 7,80 x 10-4 M
3) Una solución acuosa tiene un pH de 6,80.
a) Calcule las concentraciones de H+ y OH- a esa temperatura.
b) Ídem para una solución de pH= 10,7.
4) a) Indicar cuál de las siguientes soluciones es la más ácida:
A: pH = 2,00
B: [H3O+] = 10-13 M
C: pOH = 3,00
b) Indicar cuál de las siguientes soluciones es la más básica:
A: pH = 6,00
B: pOH = 11,00
C: [H3O+] = 10-4 M
5) Calcular el pH de una solución 0,00010 M de HNO3 (ácido fuerte). Indicar si
una solución de igual concentración de HNO2 (ácido débil) tiene mayor o menor
pH, y justificar la respuesta. Plantear la expresión de la constante de acidez del
ácido débil.
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6) Se prepara un solución disolviendo 0,400 g de NaOH en agua, hasta un
volumen final de 500 cm3. Calcular el pH de dicha solución.
7) Dada una solución acuosa de NH3:
a) Sabiendo que la concentración de iones H3O+ de dicha solución es
3,0.10-12 M, indicar cuál es el pH y cuál el pOH de la solución.
b) Aplicando el principio de Le Chatelier, explicar qué ocurre cuando al
sistema en equilibrio se le agrega una pequeña cantidad de HCl.
c) En el caso descripto en b), indicar cómo se modifica el pH de la solución.
8) Dados los siguientes ácidos: HF (pKa=3,20), HCN (Ka=4,80.10-10), ácido
acético (pKa=4,74), y ácido bórico (pKa=9,23)
a) ordenarlos de menor a mayor de acuerdo con su fuerza como ácido.
b) escribir la fórmula de la base conjugada del HCN, e indicar si es una
base más fuerte ó más débil, que la base conjugada del HF.
9) 100 cm3 de una solución acuosa contienen 7,30.10-3 g de HCl. Calcular el
pOH de dicha solución.
10) Si en un recipiente que contiene una solución de HNO2 (débil) se agrega
una pequeña cantidad de nitrato (III) de sodio, y en otro que contiene HNO3
(fuerte) se agrega una pequeña cantidad de nitrato (V) de sodio, indicar qué se
observa respecto del pH en uno y otro recipiente. Ilustrar con las reacciones
correspondientes.
11) Una solución reguladora equimolar en ácido láctico (C2H4OHCOOH) y
lactato de sodio, tiene un pH=3,85
a) ¿Cuál es el pKa del ácido láctico?
b) ¿Cuál sería el pH si la solución tuviese el doble de concentración de
la sal?
12) Se tiene una solución reguladora de pH=5,20 formada por ácido
propanoico (Ka=2,51.10-5) y su sal de sodio. Calcular la relación de
concentraciones molares correspondiente al par ácido-base (ácido
propiónico)/(ion propionato)
13) Si se quiere trabajar en un rango de pH cercano a 7,20 ¿cuál de los
siguientes pares ácido- base conjugados elegiría? Justifique su respuesta.
a) bicarbonato/carbonato (Ka = 5,5. 10-10)
b) fosfato diácido/ fosfato monoácido ( Ka = 6,20. 10-8)
c) amonio/ amoníaco (pKa = 9,26)
14) Indique en qué rango de pH tendrán buen poder regulador los buffer de los
problemas 10 y 11.