Química Inorgánica

Facultad de Ciencias Exactas
y Naturales
Química Inorgánica
Series de ejercitación teórica y problemas
Profesores:
Mg. Liliana María Bertini
Dra. Gabriela Naranjo
Universidad de Belgrano
Facultad de Ciencias Exactas y Naturales
Química Inorgánica
Series de ejercitación teórica y problemas
Profesores: Mg. Liliana María Bertini
Dra. Gabriela Naranjo
Segundo Cuatrimestre,
Año 2011
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
Temas teóricos /prácticos a estudiar
Nota: Todos los temas teóricos se deben leer antes de la clase correspondiente
A continuación de informan los capítulos e ítems con respecto cada tema según el
libro sugerido por la cátedra: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley ,
8°edición, Edit Centage Learning
Se hace notar que además se sugieren problemas a resolver del libro para
completar los ya indicados en esta guía de problemas.
Tema: Equilibrio Acido Base
Cap 10 Reacciones en disoluciones acuosas I: ácidos, bases y sales
Item: 10.1 Propiedades de disoluciones acuosas de ácidos y bases
10.2 Teoría de Arrhenius
10.3 El ión hidrógeno hidratado
10.4 Teoría de Bronsted- Lowry
10.5 Autoionización del agua
10.6 Anfoterismo
10.7 Fuerza de ácidos,
10.8 Reacciones ácido-base en disoluciones acuosas,
10.9 Sales ácidas y sales básicas
10.10 La teoría de Lewis
10.11 Preparación de ácidos
Cap 11 Reacciones ácido base en medio acuoso
11.1 Cálculos donde interviene la molaridad
11. 2 Titulaciones
11.3 Cálculos en titulaciones ácido base
Cap 18 Equilibrio iónicos I : ácidos y bases
18.1 Repaso de electrolitos fuertes
18.2 Autoionización del agua
18.3 Las escalas pH y pOH
18.4 Constantes de ionización de ácidos y bases monopróticos débiles
18.5 Ácidos polipróticos
18.6 Solvólisis
18.7 Sales de bases fuertes y ácidos fuertes
18.8 Sales de bases fuertes y ácidos débiles
18.9 Sales de bases débiles y ácido fuertes
18.10 Sales de bases débiles y ácidos débiles
18 .11 sales que contiene cationes pequeños con carga grande
Cap 19 Equilibrios iónicos II: hidrólisis y valoraciones
19.1 Efecto de ión común y soluciones amorgiguadoras
19.2 Acción amortiguadora
19.3 Preparación de soluciones amortiguadoras
19.4 Indicadores ácido base
19.5 Curvas de valoración ácido fuerte- base fuerte
19.6 Curvas de valoración ácido débil- base fuerte
19.7 Curvas de valoración ácido débil –base débil
19.8 Resumen de cálculos ácido base
Tema 2: Equilibrio de precipitación o producto de solubilidad
Cap 20: Equilibrio iónicos III : el principio del producto de solubilidad
20.1 Constantes de solubilidad
20.1 Determinación de las constantes del producto de solubilidad
20.3 Usos de la constante del producto de solubilidad
20.4 Precipitación fraccionada
20.5 Eequilibrios simultáneos implicando compuestos ligeramente solubles
20.6 Disolución de precipitados
Tema 3 : Complejos : se da en clase la teoría correspondiente y se completa con el
libro
Capítulo 25 : Compuestos de coordinación
25.1 compuestos de coordinación
25.2 complejos animados
25.3 Términos importantes
25.4 Nomenclatura
25.5 Estructura
Tema 4 : Diagramas de fasesCap 13 líquidos y sólidos
13.1 Descripción cinético molecular de líquidos y sólidos
13.2 Atracciones intermoleculares y cambios de fase
El estado líquido
13.3 Viscocidad
13.4 Tensión superficial
13.5 Capilaridad
13.6 Evaporación
13.7 Presión de vapor
13.8 Puntos de ebullición y destilación
13.9 Transferencia de calor implicando líquidos (ecuación de Clausius Clayperon)
El estado sólido
13.10 Punto de fusión
13.11 Transferencia de calor en sólidos
13.12 Sublimación y la presión de vapor
13.13 Diagramas de fase (P frente a T)
13.14 Sólidos amorfos y sólidos cristalinos
13.15 Estructura de cristales
13.16 Enlaces en sólidos
13.17 Teoría de las bandas en metales
Tema 5 : Soluciones Diluídas- Ley de Raoult y Ley de Henry- Propiedades
coligativas- Coloides
Cap 14 Disoluciones
El proceso de disolución
14.1 Espontaneidad del proceso de disolución
14.2 Disolución de sólidos en líquidos
14.3 Disolución de líquidos en líquidos
14.4 Disolución de gases en líquidos
14.5 Rapidez de disolución y saturación
14.6 Efecto de la temperatura sobre la solubilidad
14.7 Efecto de la presión sobre la solubilidad (Ley de Henry)
14-8 Molalidad y fracción molar
Propiedades coligativas de las soluciones
14.9 Descenso de la presión de vapor y Ley de Raoult
14.10 Destilación fraccionada
14.11 Elevación del punto de ebullición
14.12 Descenso del punto de congelación
14.13 Determinación del peso molecular mediante el descenso del punto de congelación
o elevación del punto de ebullición
14.14 Propiedades coligativas y disociación de electrolitos (factor de Van´t Hoff)
14.15 Presión osmótica
Coloides
14.16 efecto Tyndall
14.17 Fenómeno de adsorción
14.18 Coloides hidrófilos e hidrófobos
Tema 6 : Electroquímica- Corrosión
Cap 11
11.4 Balanceo de ecuaciones redox
11.5 Adición de H+; OH- o H2O para balancear oxógeno e hidrógeno
11.6 Cálculo en titulaciones redox
Cap 21 Electroquímica
21.1 Conducción eléctrica
21.2 Electrodos
Celdas electrolíticas
21.3 La electrólisis del cloruro sódico fundido
21.4 La electrólisis del cloruro de sodio acuoso
21.5 La electrólisis del sulfato de sodio acuoso
21.6 Conteo d electrones: coulombimetría y ley de faraday de la electrólisis
21.7 Aplicaciones comerciales de las celdas electrolóticas
Celdas voltaicas o galvánicas
21.8Construcción de celdas voltaicas sencillas
21.9 Celda cinc-cobre
21.10 Celda cobre –plata
Potenciales normales de electrodo
21.11 El electrodo normal de hidrógeno
21.12La celda cinc-enh
21.13 La celda cobre-enh
21.14 Potenciales normales de electrodo
21.15 Usos de los potenciales normales de electrodo
21.16 Potenciales normales de electrodos para otras semi-reacciones
21.17 Corrosión
21.18 Protección contra la corrosión
Efecto de las concentraciones o presiones parciales sobre los potenciales de electrodo
21.19 La ecuación de Nernst
21.20 Uso de celdas electroquímicas para determinar concentracions
21.21 La relación entre Eº de celda con ΔGº y K
Tema 7 Cinética química
Cap 16 Cinética química
16.1 Velocidad de una reacción
Factores que afectan la velocidad de una reacción
16.2 Naturaleza de los reactivos
16.3 Concentraciones de los reactivos: la expresión de la ley de velocidad
16.4 Concentración frente al tiempo: la ecuación integrada de velocidad
16.5 Teoría de las colisiones de las velocidades de reacción
16.6 Teoría del estado de transición
16.7 Mecanismos de reacción y la expresión de la ley de velocidad
16.8 Temperatura: la ecuación de Arrhenius
16.9 Catalizadores
Tema 8 Orbitales moleculares
Cap 9 Orbitales moleculares y el enlace químico
9.1 Orbitales moleculares
9.2 Diagramas de niveles de energía de orbitales moleculares
9.3 Orden de enlace y estabilidad de enlace
9.4 Moléculas biatómicas homonucleares
9.5 Moléculas biatómicas heteronucleares
9.6 Deslocalización y formas de los orbitales moleculares
Tema 9 Química Nuclear
Capitulo 26
26.1 El núcleo
26.2 Relación neutrones- protones
26.3 Estabilidad nuclear y energía de enlace
26.4 Decaimiento Radiactivo
26.5 Ecuaciones de las reacciones nucleares
26,6 Núcleos con exceso de neutrones
26.7 Núcleos deficientes de neutrones
26.8 núcleos con número atómico mayor que 83
26.9 Detección de la radiación
26.10 Velocidad de decaimiento y vida media
26.11 Series de decaimiento
26.12 Usos de los radionucleídos
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 1
EQUILIBRIO ACIDO-BASE I
1.- Escribir la ecuación correspondiente a la reacción con agua, de cada una de las siguientes
e) CH3NH2 (metilamina)
especies: a) HCl b) CH3COOH (ácido acético) c) NH4+ d) NH3
f) CH3COO (ion acetato) ; Indicar en cada caso los pares ácido-base conjugados.
2.- Calcular el pH de las soluciones que poseen las siguientes concentraciones
iónicas:
a) [H3O+] = 0,012 M
b) [H3O+] = 2,5 .10-8 M
-5
c) [OH ] = 7,42 10 M d) [OH -] = 3 .10-10 M
3.- La orina es un sistema acuoso en el cual se encuentran diversas sustancias
disueltas, como proteínas, aminoácidos, glucosa, urea, ácido úrico, etc. Calcular la
concentración de iones OH- presentes en la orina sabiendo que su pH es 5,80.
Kw = 1,0.10-14
4.- Completar el siguiente cuadro:
Solución
Jugo gástrico
Jugo de limón
Soda de mesa
Bicarbonato de sodio
Jabón de tocador
Limpiador de metales
Destapador de cañerías
Dato: Kw = 1,0.10-14
[H3O+]
0,032 M
[OH-]
pH
pOH
5 .10-12M
4,20
4,80
1,58.10-10 M
12,1
0,160 M
5.- a) Ordenar las siguientes soluciones según su acidez creciente:
A: pH = 2
B: [H3O+] = 10-10 M
C: pOH = 1
b) Ordenar las siguientes soluciones según su basicidad creciente:
C: [H3O+] = 5. 10-6 M
A: pH = 3
B: [OH-] = 0,5 M
6.- a) Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH- en agua pura a 60 ºC
(Kw = 9,61.10-14).
b) Calcular el pH del agua pura a 60º C. ¿ Es ácida el agua a esa temperatura?
Explicar.
7.- La [H3O+] de una solución de NaOH es 3,5.10-12 M. Calcular
a) el pOH de la solución a 25ºC.
3
b) la masa de NaOH que hay disuelta en 12,5 dm de solución.
8.- Se tienen dos soluciones:
3
A: 250 cm de HNO3 0,1 M
B: 500 cm3 de HCl 0,05 M
Indicar la afirmación correcta:
a) pHA = pHB
b) pOHA < pOHB
c) pOHB < pOHA
d) pHA > pHB
9.- Se diluyen 50,0 cm3 de una solución de NaOH hasta 450 cm3 por agregado de
agua. El pH de la solución resultante es 9,4. Calcular
a) el pH de la solución original.
b) los moles de soluto disueltos en la solución.
10.- Escribir la expresión de la constante de equilibrio correspondiente a la reacción
ácido-base de cada una de las siguientes especies:
a) CH3COOH
b) HF
c) NH4+
d) NH3
e) CH3NH2 f) CN11.- Dadas las siguientes soluciones de igual concentración molar:
A: HNO2
B: HCl
C: HCN
Ordenarlas de acuerdo a
a) acidez creciente.
b) pH creciente.
Datos: Ka (HNO2) = 5,1.10-4
Ka (HCN) = 4,8.10-10.
12.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justificar:
a) En el proceso de ionización del amoníaco en agua, ésta se comporta como un
ácido.
b) Una solución de HF es menos ácida que una solución de HClO de igual
molaridad.
Datos: Ka (HF) = 6,7.10 –4 Ka (HClO) = 3.10-8
c) A 25 ºC, el pH de una solución de una base débil es siempre mayor que 7.
-8
d) El pH de una solución de HCl 1.10 M es 8,0.
e) El pOH de una solución de una base débil nunca puede ser igual al de una
solución de una base fuerte.
13.- Se tiene una solución de amoníaco 0,005 M. Calcular
a) el pH de la solución.
b) la concentración de NH3 en el equilibrio (Kb = 1,8 .10-5)
14.- El vinagre es una solución 5 % m/V de ácido acético (CH3COOH) en agua.
a) Calcular el pH del vinagre (Ka = 1,8 .10-5)
b) Si en la fabricación de 1000 dm3 de vinagre se midió un pH igual a 2,30, hasta
qué volumen habrá que diluir dicha solución para obtener la concentración
correcta?
15.- Calcúlese el pH de una solución de ácido nitroso 0.050 M. (Ka = 4,5.10 -4)
16.- El pH de una solución 0.100 M de un ácido monoprótico débil es de 2.85. ¿Cuál es
la Ka de dicho ácido?
17.- a) Calcúlese el porcentaje de ionización de una solución de ácido fluorhídrico ( HF)
0.60 M Ka = 7.1.10 -4 .
b) Compárese el porcentaje de ionización del HF a las concentraciones iniciales de
0.60 M y 0.0060 M.
18.- Calcúlese el pH de cada una de las siguientes soluciones:
a) amoníaco 0,10 M (Kb = 1,8. 10 –5)
b) piridina 0.050 M (Kb = 1,7. 10 –9 )
c) metilamina 0.260 M (Kb = 4,4 .10 –4 )
19.- ¿Cuál es la molaridad inicial de una solución de amoníaco cuyo pH es 11.22?
20- Se preparan 100 ml de una disolución de amoniaco diluyendo con agua 2 ml de amoniaco
del 30,0 % en peso y de densidad 0,894 g/ml. Calcular: a) la concentración de la disolución
diluida y b) el pH de esta disolución.
Datos: Masas atómicas: Nitrógeno = 14; Hidrógeno = 1.
Kb(amoniaco) = 1,8x10-5
21- Se desean preparar 500 mi de una disolución de amoniaco 1,20 M a partir de una
disolución de amoniaco del 27,3 % en peso y de 0,900 g/ml de densidad. Calcule: a) El
volumen que hay que tomar de la disolución del 27,3 %. b) El pH de la disolución preparada de
amoniaco.
Kb (amoniaco) = 1,8x10-5.
Masas atómicas: nitrógeno = 14; hidrógeno = 1.
22- En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36,23 % en
masa de HCl, densidad 1,180 g/cm3. Calcule: a) la molaridad y la fracción molar del ácido. b) El
volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar un litro de disolución 2 molar
Masas atómicas: H = 1,0; Cl = 35,5
23- Se dispone de una botella de ácido acético que tiene los siguientes datos: densidad 1,05
g/ml, riqueza en masa 99,2 %. a) Calcule el volumen que hay que tomar de esta disolución
para preparar 500 mi de disolución de ácido acético 1,0 M. b) Calcule el pH de la disolución
preparada.
Masas atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; hidrógeno = 1.
Ka (ácido acético) = 1,8.10-5.
(2,5 puntos)
24- Para preparar 0,50 litros de disolución de ácido acético 1,2 M se dispone de un ácido
acético comercial del 96 % de riqueza en peso y densidad 1,06 g/ml. Calcule:
a. El volumen de disolución de ácido acético comercial necesario para preparar la
disolución deseada.
b. el pH de la disolución obtenida.
c. El grado de disociación α del ácido acético en la disolución preparada
Ka (ácido acético) = 1,8 x 10 -5
Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16
25- Se dispone de un ácido clorhídrico comercial del 40% en masa y una densidad de 1,198
g/ml.
a) Calcule la molaridad de este ácido clorhídrico concentrado
b) Calcule la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 250 ml de este ácido con 500 ml
de ácido clorhídrico 3 M.
Masas atómicas; Cloro: 35,5; Hidrógeno: 1
RESPUESTAS
2.- a) 1,92 b) 7,60 c) 9,87 d) 4,48 ;
3.- 6,31.10 –9 M
+
5.- a) C<B<A
b) A<C<B
;
6.- [H3O ] = [ OH-] = 3,1.10-7 M b) pH = 6,51
7.- a) 2,54 b) 1,43 g ;
8.- “c” ;
9.- a) 10,4 b) 1,13.10 –5 moles
11.- a) HCN < HNO2 < HCl b) HCl < HNO2 < HCN
12.- a) V b) F c) V d) F e) F ;
13.- a) 10,5 b) 4,71.10-3 M
3
14.- a) 2,41 b) 1681 dm
15.- 2,34
16.- 2,0.10 -5
17.- a) 3.5 % b) 65 %
18.- a) 11,11 b) 8,96 c) 12,03
19.- 0.15 M
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage Learning
Capítulo 10
2,4,5,10,11,14,16,18,20,26,34,36, 37, 46, 68, 70, 72, 88, 90, 95
Capítulo 18
2,4,6,8,10, 12, 14, 16, 18, 20, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 34, 36, 38, 40, 44,46,48,50, 52,56
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 2
EQUILIBRIO ACIDO-BASE II
1.- Dadas las siguientes sales, predecir cuáles se hidrolizarán y cuáles no. En aquellas
que se hidrolicen, predecir si el pH de la solución será alcalino o ácido.
a) CH3COONa
b) NaNO3 c) KBr
d) NH4Cl
e) BaCl2
g) CH3COONH4
h) NaCN
f) NH4NO3
Datos: Ka (CH3COOH) = 1,8.10-5 Kb (NH3) = 1,8.10-5 Ka (HCN) = 4,8.10-10
2.- Calcular el pH de una solución de acetato de sodio 0,2 M a 25ºC.
Datos: Ka = 1,8.10-5
Kw = 1,0.10-14
3.- Calcular el pH de una solución de NH4Cl 0,15 M a 25ºC.
Kw = 1,0.10-14
Datos: Kb = 1,8.10-5
4.- Calcular la [H3O+] y el pH de una solución 0,010 M de KCN.
Datos: Ka = 4,8.10-10
Kw = 1,0.10-14
5.- Calcular el pH a 25ºC de una solución acuosa 0,20 M de:
a) C5H5NHCl (cloruro de piridonio)
Kb = 1,50.10-9
Kb = 4,17.10-4
b) CH3NH3Cl (cloruro de metilamonio)
c) (CH3)2NH2Cl (cloruro de dimetilamonio) Kb = 7,40.10-4
6.- a) Calcular el pH de una solución que contiene NH3 0,6 M y NH4Cl 0,8 M.
b) Calcular el pH de la misma solución si no estuviera presente la sal.
c) Calcular el pH de la solución original si se le agrega 0,1 moles de NaOH por
litro.
d) Calcular el pH resultante de agregar 0,1 moles de NaOH a un litro de agua pura.
Comparar con el resultado obtenido en c).
7.- Se prepara una solución reguladora mezclando 200 cm3 de una solución 1,20 M de
ácido acético con 300 cm3 de una solución 0,60 M de acetato de sodio. Suponer
que los volúmenes son aditivos.
a) Calcular el pH de la solución resultante. (Ka = 1,8.10-5)
b) Calcular el pH de la solución cuando se agrega 0,08 moles de HCl. Suponer que
el volumen total no cambia.
8.- Una solución reguladora de ácido acético y acetato de sodio tiene un pH = 5. La
concentración de ácido es 0,20 M. ¿Cuál será la concentración de la sal?
9.- Se quiere preparar una solución reguladora para mantener un pH de 9,4
aproximadamente, utilizando trimetilamina y cloruro de trimetilamonio. ¿Cuál
debe ser la concentración de la sal, si la de la base es 0,05M.
Dato: Kb = 7,4.10-5 (a 25ºC)
10.- a) Calcular el pH en la titulación de 25,0 ml de HCl 0,10 M con NaOH 0,10 M,
después del agregado de:
i) 0 ml
ii) 10 ml
iii) 24 ml
iv) 24,9 ml
v) 25,0 ml vi) 25,1 ml vii) 26 ml y viii) 35 ml de NaOH
b) Dibujar la curva de titulación.
c) Dados los siguientes indicadores:
A (pKa= 2,0)
B (pKa= 3,9)
C (pKa= 8,1)
D (pKa = 9,0)
¿cuál o cuáles podría usar para determinar el punto final de la titulación?
Justifique.
11.- a) Calcular el pH en la titulación de 20,0 ml de ácido acético 0,2 M con NaOH 0,2
M después del agregado de:
i) 0 ml ii) 10 ml iii) 20 ml y iv) 30 ml de NaOH
b) Dibujar la curva de titulación.
c) Dados los mismos indicadores mencionados en el problema anterior, indicar cuál
o cuáles se podrían utilizar para determinar el punto final.
12.- Durante una titulación se neutralizan 30 ml de una solución de H2SO4 con 21 ml de NaOH,
calcular:
a) Normalidad de la solución ácida.
b) Molaridad de la solución ácida.
13.- Si 10 ml de solución 2 N de HCl neutralizan exactamente a 12,5 ml de solución de
NaOH, calcular:
a) Normalidad de la solución básica.
b) Gramos de NaOH contenidos en dicho volumen de solución.
14.- a). Calcular la constante de disociación del fenol (un ácido débil monoprótico) si una
solución acuosa de éste 1,00 10 –2 M tiene un pH de 5,95
b). Calcular el pH de una solución preparada con un litro de la solución anterior a la que se la
agregó 0,02 moles de fenóxido de sodio (sal de sodio de fenol)
15.- Una solución reguladora de pH 5,30 se prepara a partir de ácido propiónico y
propionato de sodio. La concentración de de propionato de sodio debe ser de 0,50
M ¿Cuál es la concentración del ácido? Ka 1,3 10 -5
16.- a) Calcular el pH de una disolución que se prepara disolviendo 1,00 mol de ácido HA
(Ka =1,40.10-4) y 1,50 moles de de la sal de sodio NaA en agua y completando el volumen de
disolución hasta 500 mL.
b) Si posteriormente agregamos a la solución descripta en (a) 0,25 moles de HCl, calcular el
nuevo pH (Suponer que no hay cambio de volumen).
+
17.- Calcular la concentración de iones H3O y el pH de las siguientes soluciones
a) 10 ml de HCl 20 %m/m (densidad 1,1 g/ml) diluidos con agua hasta un volumen total de 500
ml ( Ar Cl : 35,5 Ar: H : 1
-5
b) 100 ml de una solución de ácido acético 0,2 M Ka : 1,8 10
c) una solución formada por 100 ml de una solución de ácido acético 0,2 M con 100ml de una
solución de acetato de sodio 0,1 M (considere volúmenes aditivos)
d) la solución de c a la que se agregan 0,01 mol de hidróxido de sodio ( NaOH) sin cambio de
volumen
RESPUESTAS
2.- 9,02 ;
3.- 5,04 ;
4.- [H3O+] = 2,2.10-11 M pH = 10,65
5.- a) 2,94 b) 5,66 c) 5,78 ;
6.- a) 9,13 b) 11,5 c) 9,26 d) 13
7.- a) 4,62 b) 4,24 ;
8.- 0,36 M
;
9.- 0,147 M
10.- a) i) 1 ii) 1,37 iii) 2,69 iv) 3,70 v) 7,0 vi) 10,3 vii) 11,3 viii) 12,2 c) C
11.- a) i) 2,72 ii) 4,74 iii) 8,87 iv) 12,6 c) D
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage
Capítulo 10 : 50, 53, 58, 62, 93, 94,
Capítulo 11 : 2, 6, 14, 16, 24, 26, 30, 34, 36, 38, 40, 44, 46,
Capítulo 18: 64,66, 68, 70, 72, 76, 78, 80, 82, 84, 86, 87, 88, 90, 94, 96, 100, 102,
108, 110, 112,
Capitulo 19: 2, 4, 6, 8, 10, 12,14, 16, 18, 20, 22, 24, 26, 32, 34, 36, 38, 40, 42, 44, 46,
48, 50, 52, 54, 56, 58, 60, 62, 66, 74, 77
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 3
EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN
1- Defina el concepto de solubilidad. Exprese la relación existente entre la solubilidad y el
producto de solubilidad para una sal AmBn.
2.- Se disuelven 2,5.10-5 moles de AgCl en 2,5 dm3 de agua a 25ºC. Indicar si la solución
obtenida está saturada o no. Dato: Kps (AgCl) = 1,69.10-10 (a 25ºC).
3.- La solubilidad del CaF2 a 25ºC es 0,0168 g por litro de solución, y la del CaC2O4, a
la misma temperatura, 0,0055 g por litro. Calcular los Kps de ambas sales.
4.- Determinar cuál de las siguientes sales es más soluble a 25ºC:
i) CaF2 (Kps = 4,0.10-11)
ii) AgCl (Kps = 1,69.10-10)
5.- Calcular la solubilidad molar del PbSO4 en
a) agua.
b) una solución de Pb(NO3)2 0,10 M (sal soluble).
c) una solución de Na2SO4 0,01 M (sal soluble).
Dato: Kps (PbSO4) = 1,7.10-8 (a 25ºC).
6- Se agregan 10,0 cm3 de Na2SO4 0,020 M a 10 cm3 de AgNO3 0,10 M.
a) Indicar si precipita o no Ag2SO4.
b) ¿Qué sucede si a la solución anterior se le agregan 20 cm3 de agua pura?
Dato: Kps (Ag2SO4) = 2,6.10-5
7- La expresión de la constante del producto de solubilidad del hidróxido de alumnio es Kps =
2,0 x 10-33. ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido en agua?
8- Una solución saturada de cloruro de plomo (II) contiene, a 25 °C, una concentración de iones
plomo(II) de 1,6 l0-2 mol /l. a) Calcule la concentración de iones cloruro de esta disolución. b)
Calcule la constante del producto de solubilidad del cloruro de plomo a esta temperatura.
9- Los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata son receptivamente:
1,6.10-11 y 1,8.10-18. Indíquese razonadamente: a) ¿Qué sal será más soluble en agua? b)
¿Cómo se modificará la solubilidad, si se las disuelve en una disolución de nitrato de plata?.
10.-Una disolución contiene iones calcio en concentración 0,010 M. Calcule:
La concentración de fluoruro mínima que hay que añadir para que comience la precipitación del
fluoruro cálcico.
b) La concentración de fluoruro que hay que añadir para que la precipitación sea total.
DATOS: Kps = 3.9.10-11 .
11- Calcule la solubilidad del hidróxido de plata y la solubilidad del hidróxido de cobalto (II).
Conocidas dichas solubilidades, calcule el pH de una disolución saturada de hidróxido de plata
y el pH de una disolución saturada de hidróxido de cobalto (II).
DATOS: Kps de hidróxido de plata = 2 .10 -8. KpS de hidróxido de cobalto (II) = 10-15 .
12- Se tiene una disolución saturada de carbonato cálcico en equilibrio con su sólido. ¿Cómo
se verá modificada la solubilidad del precipitado, al añadirle otra de carbonato sódico?
Razónese la respuesta.
13- A una cierta temperatura el Kps para el AgCl es 2,8 x 10-10 . Se desea saber la solubilidad
del AgCl en una disolución 0,010 molar de HCl a esa temperatura.
14- A 25 °C la solubilidad del yoduro de plomo (II), en agua pura, es 0,70 g/l. Calcule
a) El producto de solubilidad.
b) La solubilidad del yoduro de plomo (II), en moles/l en una disolución acuosa de yoduro de
potasio 0,50 M.
DATOS Mol de PbI2 = 461 g;
15- Calcule la solubilidad del Pb(IO3)2 en una solución de un litro que contiene 0,020 moles de
KIO3, sabiendo que el producto de solubilidad del primero es 3,2 .10-l3
Respuestas
3.- Kps(CaF2) = 4,0.10-11
Kps(CaC2O4) = 1,85.10-9
-4
-7
c) 1,7.10-6 M
5.- a) 1,3.10 M b) 1,7.10 M
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Capitulo 20: 2, 3, 4,5, 6, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 20, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 36, 48, 50,
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 4
EQUILIBRIO DE COMPLEJOS
1- Calcular las concentraciones de Cu 2+, Cu (NH3)4 2+ y de NH3 formadas al
agregar 0,2 moles de CuSO4 a una solución 2 M de amoníaco, siendo el volumen
final de un litro.
Kf (Cu (NH3)4) = 1.10 12
2 .- Calcular las concentraciones de Ni 2+, Ni (NH3)6 2+ y de NH3 formadas al agregar 0,1
moles de NiSO4 a una solución 2 M de amoníaco siendo el volumen final de un litro.
Kf (Ni (NH3)6 2+) = 6 .10 8
3 .- Calcular las concentraciones de Ag+ , Ag(NH3)2+ y de NH3 en solución que resultan
cuando se agregan 0.40 moles de NH3 a una solución que contiene 0.050 moles de
AgNO3, siendo el volumen final de solución de 1 litro.
Ki (Ag(NH3)2+) = 6,0 .10 -8
4- Se dispone de soluciones de Ag+, Cu2+ y Ni2+ todas de concentración 0,1 M. Calcular la
concentración libre de estos iones si se agrega NH3 tal que la concentración inicial sea 1 M.
Ki (Ag(NH3)2+) = 6,0. 10 -8
Kf (Ni (NH3)6 +2) = 6. 10 8
Kf (Cu (NH3)4 +2) = 1 .10 12
5- Calcular la concentración libre de iones Ni2+ en una solución inicialmente 1M en
etilendiamina (end) y 0,1 M en Ni2+.
Kf [Ni (end)3 2+] = 4. 10 18
6- Los líquidos de desecho de un proceso industrial de limpieza de superficies de cobre
contiene 200 mg /L de EDTA libre, expresado como sal disódica N2H2C10H12O8N2.2H2O
(peso fórmula 372) y 5,0 mg /l de Cu (II) total siendo el pH = 11.Calcule las concentraciones
de Cu (II) libre. A pH 11 el EDTA se encuentra como EDTA 4-.
Kf (Cu EDTA 2-) = 6,3. 10 18.
7- ¿Qué [Cu 2+] permanece en solución cuando se combinan 200 mL de solución de CuSO4
10 -3 M y 10 ml de amoníaco 0,5 M? Kf [Cu (NH3)4] 2+ = 1,1.1013
8-La concentración en el equilibrio del ión Hg+2 en una solución 10-2 M de Na2(HgCl4) es
1,27.10-4 M. Calcule la constante de inestabilidad del complejo [HgCl4]=.
9-La Ki del [Ag(CN)2]- es 1,8 . 10-19 . Calcule:
a) La concentración de Ag+ en una solución 0,01 M de [Ag(CN)2]b) La concentración de Ag+ en una solución 0,01M de [Ag(CN)2]- y 10-3 M de CN10- Una solución contiene [Ag(S2O3)2]-3 0,01 M y S2O32- 0,02 M. Calcular la concentración
molar de Ag+. Datos: Ki [Ag(S2O3)2]-3 = 1.10-13
RESPUESTAS
1.- [Cu 2+] = 9,6 .10 –14 M ; [Cu (NH3)4 2+] = 0,2 M ; [NH3] = 1,2 M
2.- [Ni 2+] = 2,2 .10 –11 M ; [Ni (NH3)6 2+] = 0,1 M ; [NH3] = 1,4 M
3.-[Ag+ ] = 3,3 .10 –8 M; [Ag(NH3)2+] = 0.050 M; [NH3] = 0,3 M
4.- [Ag+] = 9,4 .10 –9 M ; [Cu2+] = 7,7 .10 –13 M ; [Ni2+] = 4 .10 –8 M ,
5.- [Ni2+] = 7,3 .10 –20 M
6.- [Cu2+] = 2,34 10 –20 M
7- : 5,41.10–10 M
8- : 8.57.10-16
9. a. 7.66.10-8M b. 1.8.10-15M
10: 2.5 10-12M
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Capitulo 25: 1, 3, 4, 5, 6, 14 , 16, 18, 20, 22, 54, 55,
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 5
EQUILIBRIOS COMPUESTOS
1- En dos litros de agua se disuelven 3,38 g de AgNO3 y 0,2 moles de amoníaco. Se establece
el siguiente equilibrio:
Ag+ + 2NH3  Ag(NH3)2
Kf = 1,7.107
a) Calcular la [Ag+] en el equilibrio.
b) ¿Precipitará Ag2S si a la solución anterior se le agrega [S2-] = 10-2 M?
Kps Ag2S = 1,6.10-49
Rta: a) 9,12.10-8M; b) Q = 8,32.10-17 ppta. Ag2S
2- a) Calcular cuántos moles de NH4Cl sólido se deben agregar a 100 ml de solución 0,2 M de
NH3 para que el pH disminuya en tres unidades.
b) Calcular si en esta última solución precipita Mg(OH)2 cuando se disuelven 0,01 mol de MgCl2
por litro de solución. Kps Mg(OH)2 = 1,1.10-11.
3- Calcular si precipitará Co(OH)2 en 100 ml de solución 0,25 M de [Co(NH3)6]SO4
a la que se agregan 10-7 moles de KOH sin cambio de volumen.
Ki = 1,8.10-5 Kps = 1,3.10-15
4. Calcular si precipitará CdS en solución 0,01 M en K2[Cd(CN)4] si se satura con H2S(g)
manteniendo el pH en 8.
Ki = 1,41.10-19
PiH2S = 1,12.10-22 KpsCdS = 10-28
5. Qué concentración de H3O+ será necesaria para que no precipite ZnS en solución 10-3 M de
ZnSO4 que se satura con H2S(g).
Datos KpsZnS = 1,6.10-23 PiH2S = 1,12.10-22
6. Calcular si precipitará Fe(OH)3 en solución 10-3 M en FeCl3 y 0,1 M en NH4Cl.
Datos KbNH3 = 1,8.10-5
KpsFe(OH)3 = 6.10-38
7.Se tiene una solución 10-3 M de K4[Fe(CN)6], se satura con H2S(g), siendo el pH final de la
solución 6. Habrá algún precipitado?
Datos : Ki Fe(CN)6-4= 1,3.10-37 KPS FeS = 4,9.10-18 KPS Fe(OH)2 = 7,9.10-15
PiH2S = 1,12.10-22
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Capitulo 20: 42, 44, 46, 52, 56, 58,
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 6
EQUILIBRIO DE FASES- SOLUCIONES DILUIDAS- LEY
DE RAOULT- LEY DE HENRY-
1.- Prediga, en términos de desorden y de energías de interacción intermoleculares, los
signos para H y S en los siguientes procesos de cambio de fase, a P y T constantes:
a) A (s)  A (l)
b) A (l)  A (g)
c) A (s)  A (g)
¿Cómo se llaman estos procesos?
La congelación del agua líquida para dar hielo, ¿ocurre espontáneamente a -10ºC y 1
atm?
¿Qué signo tendrá S del sistema?¿Contradice este resultado el segundo principio?
2.- Para el proceso de vaporización del bromo líquido:
Br2 (l)  Br2 (g)
a 1 atm y 65ºC, la entalpía de vaporización es 30,7 kJ/mol y la entropía de vaporización
es 92,4 J/K.mol.
a) Indique si la vaporización del bromo es un proceso endo o exotérmico.
b) Calcule Gº de vaporización a 65ºC.¿Es espontánea la vaporización a 65ºC y 1
atm?
c) Suponiendo que Hvap y Svap varían poco con la temperatura, calcule la
temperatura de ebullición normal del bromo.
3.- Indique cuál de las siguientes variables influyen sobre la presión de vapor de una
sustancia:
a) volumen de muestra. b) temperatura. c) presión de aire sobre el líquido
(no se disuelve).
4.- Sabiendo que el calor de vaporización del CCl4 (l) es 31,0 kJ/mol y que su punto de
ebullición normal es 77ºC, calcular su presión de vapor a 25ºC.
5.- Las presiones de vapor del n-propanol en función de la temperatura son las
siguientes:
---------------------------------------------------------------------t (ºC)
40
60
80
100
pv (Torr)
50,2
147,0
376,0
842,5
---------------------------------------------------------------------a) Grafique pv vs. T.
b) Grafique ln pv vs. 1/T.
c) Calcule el Hvap y la temperatura de ebullición normal del alcohol y el Hvap.
d) Calcule la presión de vapor a 0ºC.
6.- En el siguiente diagrama de fases del CO2:
Presión
A x
C
D
X
B
Temperatura
a) Describa qué le sucede a una muestra de CO2 si:
i) inicialmente en el punto A, se disminuye la presión hasta el punto B, a T constante.
ii) inicialmente en el punto C, se aumenta la temperatura hasta el punto D, a P
constante.
b) Con los siguientes datos de presión de vapor y temperatura correspondientes al CO2
(s):
-----------------------------------------------------------------t (ºC) -85,7
-69,1
-61,0
-56,7
pv (atm) 0,53
2
1,3
5,0
-----------------------------------------------------------------determine gráficamente:
i) Hvolat.
ii) la temperatura de volatilización normal.
7.- Se hace vacío en un recipiente de 2 dm3 de capacidad que se encuentra
termostatizado y conectado a un manómetro de mercurio. La temperatura, 34,6ºC,
coincide con la de ebullición normal del éter etílico (C4H10O).
a) Se introducen 2,0 g de éter en el recipiente.¿Cuál será la presión indicada
por el manómetro? Suponga comportamiento ideal del vapor.
b) Si se introducen 8,0 g más de éter, ¿qué pasará?¿Qué presión se leerá en
el manómetro?
c) Al sistema del punto (b) se le agregan 200 cm3 de N2, medidos en CNTP.
Calcule las presiones parciales de N2, de éter y la presión total que indicará el
manómetro. Suponga que el N2 no es soluble en éter.
8.- Se han preparado distintas mezclas de bromobenceno (1) y clorobenceno (2), y se ha
determinado la presión total pt de equilibrio de las mismas a 155ºC, obteniéndose:
x1
pt (Torr)
p1
p2
y1
0,24
1197,2
0,41
1094,0
0,62
966,3
0,83
839,0
a) Sabiendo que la presión de vapor del clorobenceno es 1343 Torr y la del
bromobenceno 735,5 Torr (ambas a 155ºC), ¿cumplen estos dos líquidos la ley de
Raoult? ¿Hubiera esperado este comportamiento considerando los componentes de la
mezcla? Teniendo en cuenta su respuesta complete el cuadro anterior.
b) Represente en un mismo gráfico:
i) p1, p2 y pt vs. x1.
ii) idem vs. y1.
10.- El 1,2-dibromoetileno (1) (C2H4Br2, masa molecular 188) y el 1,2-dibromopropano
(2) (C3H6Br2, masa molecular 202) forman soluciones ideales. Las presiones de vapor
de estos líquidos a 85ºC son 173 Torr y 127 Torr respectivamente.
a) Calcule la presión parcial de cada componente y la presión total de una
solución de 10 g de C2H4Br2 y 80 g de C3H6Br2 a 85ºC.
b) Calcule la composición del vapor en equilibrio para la solución anterior,
expresada como fracción molar del componente 1 (y1).
c) Calcule la fracción molar del componente 1 en el líquido (x1) a 85ºC, que
está en equilibrio con un vapor que contiene un 50 % molar de cada componente.
11.- Representar gráficamente p vs x de una mezcla no ideal (no cumple la ley de
Raoult), para desviaciones positivas y negativas. Explicar cómo sería el gráfico para una
mezcla azeotrópica e indicar la posición del azeótropo.
12.- En una solución ideal de dos líquidos A y B a 25ºC, xA = 0,70. Si las presiones de
vapor a 25ºC son pºA = 100 mmHg y pºB = 50 mmHg:
a) calcular la presión total de la mezcla.
b) establecer cuál es el componente más abundante en el vapor y,
considerando que se cumple la ley de Dalton, calcular la fracción molar en el mismo.
13.- El sistema A-B presenta un diagrama de fases T vs. x con un azeótropo de
temperatura de ebullición máxima.¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son
correctas?:
a) A y B son estructuralmente muy semejantes.
b) Es imposible separar los componentes por destilación.
c) Las desviaciones a la ley de Raoult son negativas.
d) Las interacciones de A con B son repulsivas.
14.- Calcule la concentración de CO2 en la soda de mesa si a temperatura ambiente la
presión parcial del CO2 en el sifón es de 4 atm.
Dato: kH (CO2) = 0,023 M/atm
15.- La concentración mínima de O2 disuelto en agua para que un pez pueda vivir es de
4 mg/l. Determinar la mínima presión de O2 (g) y la mínima presión atmosférica
necesaria para que el pez no muera si la temperatura es de 20ºC.
0,21 atm
Datos: kH (O2) = 1,3.10-3 M/atm
presión parcial del O2 en aire =
16.- El siguiente diagrama de fases sólido-líquido corresponde al sistema binario del
metal A y el metal B
Explique detalladamente qué sucede cuando se enfría un líquido
representado por el punto h a lo largo de la linea a-b-c-d. Aplique, además, la regla de
las fases en los puntos A y B. (Se le indicarán los puntos correspondientes en la clase de
problemas)
17- Estime la composición de las fases sólida y líquidas de una mezcla de plomo y antimonio
((60% de antimonio) que es enfriada desde 700C hasta 500C, 400C, 300C y 200C.
Estime las temperaturas de líquidos y de sólidos para una mezcla 70% de plomo-30% de
antimonio. ¿Cuál es la composición del eutéctico?
Respuestas
2.- b) -0,53 kJ/mol
c) 332 K
4.- 118 mmHg
d) 3,87 Torr
5.- c) Hvap. = 45,9 kJ/mol Tºeb. = 370 K
6.- b) i) 26,0 kJ/mol ii) -78,2ºC
8.- a) 0,341 atm b) 1 atm c) Péter = 1 atm PN 2 = 0,113 atm PT = 1,113 atm
9.- a)
0,24
0,41
0,62
0,83
x1
pt (Torr)
1197,2
1094,0
966,3
839,0
p1
176,5
301,6
456,0
610,5
p2
1020,7
792,4
510,3
228,3
y1
0,147
0,276
0,472
0,728
10.- a) P1 = 20,4 Torr P2 = 112,0 Torr PT = 132,4 Torr
b) y1 = 0,154
c) 0,423
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Capítulo 13:
2,4,6, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 34, 36, 38, 40, 42, 44, 60, 62, 65,
66, 68, 72, 73,74, 76, 78, 80, 86, 106, 108, 112, 116, 118, 120,
Capítulo 14:
2, 4, 8, 14, 16, 17, 18, 24, 26, 36, 38, 40, 42, 43,44,
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 7
PROPIEDADES COLIGATIVAS- COLOIDES
1.- Se preparan soluciones a 20ºC usando 180 g de agua como solvente y 10 g de soluto
no volátil. Cuál será el descenso relativo de la presión de vapor si el soluto es:
a) sacarosa (masa molar: 342 g/mol)
b) glicerina (masa molar: 90 g/ mol)
c) dextrina (masa molar: 1091 g/mol)
2.- Si se disuelven 10,0 g de glucosa (masa molar: 180 g/mol) en 400 g de etanol, se
eleva el punto de ebullición en 0,1428ºC.
Al disolver 2,0 g de una sustancia desconocida en 100 g del mismo
solvente, el punto de ebullición aumenta en 0,1250 ºC. Calcular la masa molar de la
sustancia desconocida.
3.- El punto de congelación del benceno puro es de 5,51ºC y su constante crioscópica
(kc) es 4,9 K.kg/mol. Si se disuelven 3,73 g de fósforo amarillo en 7,50 g de benceno la
solución congela a 3,45ºC. Calcular la masa molar y la fórmula molecular del fósforo
amarillo disuelto en benceno.
4.- El análisis de la vitamina C revela que está formada por 40,9 % de carbono, 4,58 %
de hidrógeno y el resto de oxígeno. Una solución de 6,70 g de este compuesto en 50,0 g
de agua solidifica a -1,42ºC. Determine la fórmula molecular de la vitamina C.
Dato: kc (agua) = 1,86 K.kg/mol
5.- Sin hacer cuentas ordene los solutos NaCl, glucosa, metanol, AlCl3, CaCl2 y
CH3COOH por orden decreciente del punto de congelación de sus soluciones acuosas
de concentración 0,1 m, todas a igual temperatura. (CH3COOH es un electrolito débil).
6- Si la ósmosis fuera la única responsable del ascenso de la sabia en un árbol, calcular
la altura a la que podría llegar la sabia suponiendo que es equivalente a una solución
0,13 M de azúcar y que el agua del suelo contuviera sustancias disueltas equivalentes a
una solución 0,02 M. Datos: t = 20ºC agua/Hg = 0,0735 (Suponer t = 20ºC)
7.- Explique porqué:
a) para inyectar endovenosamente las sustancias, se diluyen en soluciones
isotónicas y no en agua.
b) en lugares donde se producen fuertes nevadas se arroja sal común sobre
las carreteras.
c) se agrega etilenglicol a los radiadores de los autos.
8.- La siguiente es la composición típica del agua de mar:
Cl-: 0,55 M
SO22-: 0,03 M
Na+: 0,46 M
+
2+
K : 0,01 M
Ca : 0,01 M
Mg2+: 0,06 M
Se desea obtener agua pura a partir de agua de mar a través del método
denominado “ósmosis inversa”. El dispositivo es el siguiente:
M
Agua
Pura
Presión
Agua de mar
La membrana (M) posee en su estructura química cargas eléctricas fijas que
retienen a los iones pero permiten el flujo del agua. Calcule la presión mínima que debe
ejercerse sobre la cámara conteniendo el agua de mar para obtener agua pura a 25ºC.
9.- La sangre tiene una presión osmótica de 7,7 atm. Si tuviera que ver un preparado de
glóbulos rojos en un microscopio, a 25ºC:
a) ¿Cuál sería la concentración analítica de la solución utilizada para hacer
el preparado si se emplea como soluto glucosa?¿Y si se usara NaCl?
b) ¿Qué fenómeno observaría en el microscopio si la concentración de la
solución fuera mayor o menor que la calculada?
10.- ¿Cuánto etilenglicol (C2H6O2) debe ser agregado a 1 kg de agua para que la
solución no congele por encima de -15ºC? kc(agua) = 1,86 K.kg/mol
11.- Una solución acuosa conteniendo 1,10 g de pepsina (enzima del tubo digestivo del
hombre) en 100 cm3 de solución, tiene una presión osmótica de 7,55.10-3atm a 20ºC.
a) ¿Cuál es la masa molar de dicha sustancia?
b) Calcule el descenso crioscópico que se hubiese obtenido usando la misma
solución. Suponga que la densidad de la solución es de 1 g/cm3. Compare el resultado
obtenido con la presión osmótica de la solución. Saque conclusiones.
Respuestas
1.- a) 2,92.10-3 b) 0,0110
c) 9,16.10-4
2.- 164,5 g/mol ;
3.- 1183 g/mol (P38)
4- C6H8O6
6..- 27 m
8.- 27,4 atm
9.- a) gluc.: 0,315 M NaCl: 0,158 M
10.- 500 g
11.- a) 35000 g/mol
b) 0,00059ºC
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Capítulo 14: 46, 48, 50, 52, 56, 62, 65, 66, 68, 72, 76, 78, 81, 84, 85,86, 91, 92, 94, 95, 96,
97, 102, 104, 120, 123, 125
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 8
ELECTROQUIMICA
A) CELDAS GALVANICAS
1.- Dar el número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes
compuestos o iones: Na2SO4, CaCO3, CO2, Cr2O3, K2CrO4, OF2, CoCl3, NO3-, SO32-y
MnO42-.
2.- Determinar cuáles de las siguientes ecuaciones (no balanceadas) corresponden a
reacciones redox. Indicar en c/u de ellas el agente oxidante y el reductor.
a) Mg + HCl  MgCl2 + H2
b) H2SO4 + KOH  K2SO4 + H2O
c) NaCl + AgNO3  AgCl + NaNO3
d) KClO3 + I2 + H2O  KCl + HIO3
e) Cl2 + H2O  HClO + HCl
f) K2CrO4 + HCl  KCl + H2O + K2Cr2O7
3.- En las siguientes ecuaciones, identificar los elementos que cambian su número de
oxidación e individualizar los agentes oxidantes y los reductores.
a) MnO2 + 4 HCl  MnCl2 + 2 H2O + Cl2
b) Al2O3 + 3 H2  2 Al + 3 H2O
c) 5 KI + KIO3 + 6 HCl  3 I2 + 3 H2O + 6 KCl
4.- Balancear, por el método del ion-electrón, las siguientes ecuaciones:
a) KMnO4 + KI + H2SO4  MnSO4 + I2 + H2O + K2SO4
b) CuS + HNO3  Cu(NO3)2 + S + NO + H2O
c) CoCl2 + KOH + H2O + KMnO4  Co(OH)3 + MnO2 + KCl
d) MnO4- + AsO2- + OH-  MnO2 + AsO43- + H2O
e) P4 + HNO3  H3PO4 + NO2 + H2O
5.- Ordenar las siguientes especies en orden creciente de fuerza como agentes
oxidantes: Sn2+, Ag+, Cu2+, Na+, Zn2+ y Co3+. Suponer que todas las especies están en su
estado estándar.
6.- Predecir qué sucederá si se añade Br2 a una solución conteniendo KI y KCl a 25ºC.
Suponer que todas las especies están en su estado estándar.
7.- Se arma una celda galvánica que consta de un electrodo de Zn sumergido en una
solución 1,0 M de Zn(NO3)2 y un electrodo de Ag en una solución 1,0 M de
AgNO3. ¿Cuál es la f.e.m. de esta pila a 25ºC?
8.- a) Predecir si la reacción representada por la siguiente ecuación procederá
espontáneamente a 25ºC en la forma que está escrita
Ni (s) + Fe2+(ac)  Ni2+(ac) + Fe (s)
cuando la [Fe2+] = 0,70 M y la [Ni2+] = 0,20 M.
b)¿Cuál es la relación [Ni2+]/[Fe2+] para la cual la reacción se invierte o deja de ser
espontánea?
9.- Se arma una pila de concentración con electrodos de Ag, inmersos en soluciones 1
M y 0,05 M de AgNO3 respectivamente. ¿Cuál es el potencial de esta pila? ¿En cuál
electrodo se produce la oxidación?. ¿Cuál es el cátodo?. ¿En qué sentido circulan los
electrones?
10.- Los valores de potenciales normales de reducción de las hemirreacciones de
reducción de Cu+ y Ag+ son 0,52 V y 0,80 V respectivamente. Si se arma una pila con
estos electrodos, ¿en cuál se producirá la oxidación?. ¿Cuál es la reacción espontánea
de la pila? ¿Cuál es el cátodo? ¿En qué sentido circulan los electrones?
11.- Calcular la diferencia de potencial de la pila en la que la reacción está representada
por
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
cuando la [Zn2+] = 0,3 M y la [Cu2+] = 0,03 M.
12.- Dada la siguiente pila:
Cu / CuSO4 (0,06 M) // Pb(ClO4)2 (0,05 M) / Pb
indique si está escrita correctamente, calcule su diferencia de potencial y
especifique la polaridad de cada electrodo.
13.- ¿Cuáles de los siguientes metales liberan H2 (g) directamente del agua a 25ºC?
metal
Pb
Na
Mn
Eº (V)
-0,126
-2,71
-1,18
14.- Se construye una celda utilizando el electrodo de hidrógeno, en el que la
concentración de H+ es desconocida, y un electrodo normal de Ni. Se mide una
diferencia de potencial de 0,10 V a 25ºC. La presión de H2 (g) es de 1 atm. Calcular
la concentración molar de H+ y el pH de la solución del electrodo de hidrógeno.
15.- Calcule la f.e.m. de la celda
Pb (s) / Pb2+ (0,1 M) // H+ (0,01 M) / H2 (g) / Pt
si la presión de H2 (g) es 10-6 atm.
16.- Calcular la constante de equilibrio para las reacciones representadas por las
siguientes ecuaciones:
a) Sn (s) + Pb2+  Sn2+ + Pb (s)
b) 2 Fe3+ + 2 I-  2 Fe2+ + I2
17.- Para las siguientes hemiecuaciones:
a) CrO42- + 2 H2O + 3 e-  CrO2- + 4 OHb) Sn4+ + 2 e-  Sn2+
c) MnO4- + 8 H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O
¿En qué casos el potencial del electrodo depende del pH de la solución? ¿Cómo
variará el potencial del electrodo a medida que aumente el pH? Justificar.
18.- Se conectan dos electrodos de hidrógeno para formar una celda galvánica. En uno
de los compartimientos de la pila el pH de la solución es 10, pero el pH del otro
(cátodo) es des conocido. La diferencia de potencial medida es de 0,16 V. Calcular la
[H+] desconocida.
19.- Una celda galvánica consta de un alambre de cobalto (ánodo) sumergido en una
solución 1 M de Co2+ y un alambre de platino en una solución 1 M de Cl- con burbujeo
de Cl2 a
1 atm. La f.e.m. de la pila es 1,63 V.
a) Escribir la reacción espontánea de la pila.
b) Calcular el Eº de reducción de Co2+/ Co.
c) ¿Cómo cambiará el voltaje de la celda si hay una fuga de Cl2 (g)?
d) ¿Cuál será el valor de E de la pila si la concentración de Co2+ baja a 0,01 M.
Unico dato: Eº (Cl2/Cl-) = 1,36 V
20.- Dada la pila:
Pt / Mn2+(0,01 M), MnO4-(0,06 M), H+(0,20 M) // Sn4+(0,02 M), Sn2+(0,05 M) / Pt
calcular la f.e.m. e indicar el sentido de la reacción espontánea.
B) CELDAS ELECTROLITICAS
21.- Al electrolizar una solución de HCl se obtuvo H2 (g) en el cátodo. ¿Qué masa del
mismo se generó con 289000 coul.? ¿Qué volumen de gas se puede obtener, en CNTP,
durante una hora con una i = 96,5 A?
22.- Se dispone de tres celdas electrolíticas conectadas en serie, que contienen
soluciones de AgNO3, CuSO4 y AuCl3 respectivamente. Calcular la masa depositada
en cada celda para 90 minutos de electrólisis a 0,75 A, sabiendo que en el cátodo la
única reacción es la reducción del ion metálico.
23.- Una solución contiene Cu2+, Pb2+ y Ca2+. Al efectuar la electrólisis, ¿cuál es el
catión que se descarga primero?
24.- Durante la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de niquel (II), en el ánodo
tiene lugar el proceso representado por
2 H2O  2 O2 (g) + 4 H+ + 4 e¿De cuál de los siguientes metales puede estar hecho el ánodo?
a) níquel
b) cobre
c) oro
25.- Durante la electrólisis de una solución acuosa de una sal, el valor del pH en el
espacio próximo a uno de los electrodos aumentó. ¿De qué sal era la solución que se
sometió a electrólisis: KCl, CuCl2 o Cu(NO3)2?
RESPUESTAS
7.8.9.10.11.12.13.14.15.16.18.19.20.21.22.23.24.25.-
1,56 V
a) no (E = -0,174 V) b) 4,64.10-7
0,0781 V
0,28 V
1,07 V
está al revés; E = 0,468 V
a pH = 7: Na y Mn
[H+] = 3,16.10-3 M; pH =2,5
0,216 V
a) 2,15 b) 7,4.107
0,0464 M
b) -0,27 V d) 1,69 V
está al revés; E = 1,31 V
3g; 40,32 dm3
4,53 g de Ag; 1,33 g de Cu; 2,76 g de Au
Cu2+
oro
KCl
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Capitulo 11: 48, 50, 51, 52, 53, 54, 55, 56, 57, 58, 60, 62, 64, 66, 68, 70,
Capítulo 21: 1, 2, 3, 4, 5, 7, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 20, 23, 26, 28, 30, 34, 36, 38, 40,
44, 48, 50, 56, 58, 60, 64, 78, 82, 84, 90, 98, 100, 102, 104,112, 122
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 9
CINÉTICA QUÍMICA
1.-Para la reacción representada por
4 NH3 (g) + 3 O2 (g)  2 N2 (g) + 6 H2O (g)
se encontró que, en un momento determinado, la velocidad de formación del N2 era
0,72 mol.dm-3.s-1.
a) ¿Cuál es la velocidad de formación del agua?
b) ¿Cuál es la velocidad de desaparición del NH3?
c) ¿A qué velocidad se consume el O2?
2.- Indicar el orden de reacción para cada reactivo y el orden global de reacción para
los siguientes casos:
a) v = k.[A]
b) v = k.[A].[B]
c) v = k.[A]2.[B]
Indicar para cada caso las unidades de la constante de velocidad.
3.- Para la reacción representada por
A + 2 B + C  productos
se obtuvieron los siguientes resultados experimentales:
[A]o (mM) [B]o (mM) [C]o (mM) vo (mM.s-1)
2,06
3,05
4,00
3,70
0,87
3,05
4,00
0,660
0,50
0,50
0,50
0,0126
1,00
0,50
1,00
0,0715
Hallar los órdenes con respecto a cada reactivo y la constante de velocidad.
4.- La velocidad inicial de la reacción representada por
H2O2 + 2 I - + 2 H+  I2 + 2 H2O
puede ser calculada midiendo el tiempo que tarda en aparecer I2 en la solución (se
observa un cambio de color). La concentración de I2 en la solución en ese instante
es 10-5 mol/dm3.
a) Cuando [H2O2] = 0,010 M, [I -] = 0,010 M y [H+] = 0,10 M, el I2 aparece luego
de 5,7 s. Calcular la velocidad inicial de la reacción.
b) En otro experimento, en el cual [H2O2] = 0,005 M, [I -] = 0,010 M y [H+] = 0,10
M, el I2 aparece luego de 11,5 s. Calcular la velocidad inicial de la reacción en estas
condiciones.
c) A partir de esos cálculos, hallar el orden de reacción respecto del H2O2.
d) Sabiendo que los órdenes de reacción con respecto al I - y al H+ valen 1, calcular
la constante de velocidad para la reacción.
5.- Cuando se descompuso NH3 (g) por calentamiento a 865ºC por pasaje de
electricidad a través de un alambre de wolframio, se encontró que después de 100
segundos la presión parcial del NH3 había decrecido 13,5 mmHg cuando la presión
inicial era de 100 mmHg, y 14 mmHg cuando la presión inicial era de 200 mmHg.
¿Cuál es el orden de la reacción?
6.- Cuando una persona respira, el oxígeno del aire atraviesa la membrana de los
alvéolos pulmonares y se disuelve en la sangre, donde reacciona con la proteína
hemoglobina (Hb). La concentración de Hb en sangre es 8,0.10-6 M y la de O2 en los
alvéolos es 1,6.10- 6 M.
La reacción que se produce puede representarse por la ecuación Hb + O2  HbO2
(La oxihemoglobina (HbO2) transporta el oxígeno a todas las células del
organismo). La velocidad de dicha reacción es v = k.[Hb].[O2]. Sabiendo que la
velocidad de consumo de oxígeno (a nivel de los alvéolos) es 2,7.10-5 M.s-1, calcular
a) el valor de k.
b) el número de moles de O2 consumidos por segundo y por hora en 200 cm3 de
sangre.
7.- Para la reacción representada por A  productos se midió la concentración
de A en función del tiempo obteniéndose los siguientes resultados:
t (min.)
[A] (mol/dm3)
0
2,34
3,08
2,10
5,32
1,90
8,76
1,66
14,4
1,36
Determinar el orden de reacción y calcular la constante de velocidad.
8.- El ácido p-aminosalicílico (PAS) se hidroliza en presencia de humedad ambiente.
En ciertas condiciones se encontraron los siguientes resultados:
t (horas)
% PAS descompuesto
0
0
2
6
4
12
8
25
12
37
16
48
20
60
Hallar el orden de reacción y calcular la constante de velocidad.
9.- La vida media de la desintegración de 14C es de 5730 años. ¿Cuál es la constante de
velocidad del proceso de desintegración del isótopo?
Se encontró una muestra arqueológica que contenía madera con un 72 % del 14C
encontrado en los árboles vivos. ¿Cuál es su edad?
10.- Si se inyectan a una persona 0,1 ml de 99Tc de concentración 5 g/ml y el tiempo
de vida media del 99Tc es 6 horas, ¿cuánto tiempo tendrá que transcurrir para que
decaiga al 70 % de la concentración inicial, suponiendo que la fracción eliminada
fisiológicamente es despreciable?
11.- Calcular la energía de activación de una reacción para la cual la velocidad se
duplica cuando la temperatura aumenta de 30ºC a 40ºC.
12.- La reacción representada por
H2 (g) + I2 (g)  2 HI (g)
es de primer orden con respecto a cada reactivo y su constante de velocidad varía con
la temperatura de la manera siguiente:
k (M-1.s-1)
1,31.10-3
6,68.10-3
4,69.10-2
1,39.10-1
T (ºC)
360
394
437
465
a) Calcular la energía de activación de la reacción.
b) Si el Hºf del HI es 12,54 kJ/mol, representar en un diagrama de niveles de
energía la entalpía de los reactivos, del producto y la energía de activación. Calcular la
energía de activación de la reacción inversa.
13.- Cuando se estudió la velocidad de la reacción representada por
2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g)
se encontró que la velocidad se duplicaba cuando la concentración de O2 (g)
aumentaba al doble, pero al duplicar la concentración de NO (g), la velocidad se
cuadruplicaba.
¿Cuál de los siguientes mecanismos es consistente con esos resultados?:
mecanismo A:
paso 1: NO (g) + O2 (g)  NO3 (g) (ambas rápidas)
paso 2: NO (g) + NO3 (g)  2 NO2 (g) (lenta)
mecanismo B:
paso 1: 2 NO (g)  N2O2 (g) (lenta)
paso 2: N2O2 (g) + O2 (g)  N2O4 (g) (rápida)
paso 3: N2O4 (g)  2 NO2 (g) (rápida)
14.- Se determinó experimentalmente la velocidad inicial de la reacción representada
por:
2 A + B  D
obteniéndose los siguientes resultados:
concentración inicial de A (mol/dm3)
0,3
3
concentración inicial de B (mol/dm )
0,1
velocidad inicial vo (MB.s-1)
2,5.10-3
0,3
0,05
2,5.10-3
0,6
0,05
5.10-3
a) Determinar el orden respecto de cada reactivo y la constante de velocidad.
b) El siguiente mecanismo fue propuesto como una descripción de la reacción:
2 A  C (lento)
C + B  D
¿es consistente con los resultados obtenidos en la parte a)?
15.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justificar.
a) Las reacciones con energía de activación grande son siempre endotérmicas.
b) Una estequiometría sencilla asegura un mecanismo sencillo.
c) En una reacción que ocurre por pasos, la velocidad total está determinada por el
paso más rápido.
d) La constante de velocidad de una reacción depende sólo de la temperatura.
e) Una ley de velocidad sencilla indica que la reacción ocurre en un solo paso.
f) La velocidad de una reacción depende de la temperatura y de las concentraciones
instantáneas de los reactivos.
16.- Elija la o las respuestas correctas que explican como la presencia de un catalizador
altera el mecanismo de una reacción.
a) Un catalizador introduce por lo menos un paso elemental al mecanismo por el
cual ocurre la reacción, cuyo efecto neto, a una dada temperatura, es producir una
disminución de la energía de activación de la reacción.
b) Actúa desplazando la posición de equilibrio de la reacción hacia productos.
c) Disminuye la entalpía de reacción.
d) Aumenta la constante de velocidad de la reacción directa.
e) Hace a la reacción más espontánea (desde el punto de vista termodinámico).
17.- Explique cualitativamente, utilizando la curva de distribución de MaxwellBoltzmann y el concepto de energía de activación, por qué un aumento no muy
significativo en la temperatura (por ejemplo 10º) produce un aumento significativo de la
velocidad de reacción.
18.- ¿Es posible deducir la expresión de la constante de equilibrio de una reacción
química a partir de las expresiones de velocidad de reacción directa e inversa?
RESPUESTAS
3.- v = k.[A]2.[B].[C]1/2
k = 0,143 M-5/2.s-1
4.- a) 1,75.10-6 M/s b) 8,7.10-7 M/s
c) orden 1
d) 0,175 M-3.s-1
5.- orden 0
6.- a) 2,1.106 M-1.s-1
b) 5,4.10-6 mol/s , 1,94.10-2 mol/h
7.- orden 1; k = 0,0377 min-1
8.- orden 0; k = 3 %/h
9.- k = 1,21.10-4 años-1; 2715 años
10.- 3,09 horas
11.- 54,6 kJ/mol
12.- a) 173,2 kJ/mol
b) 160,7 kJ/mol
13.- v = k.[NO]2.[O2]; mecanismo “A”
14.- a) v = k.[A]; k = 8,33.10-3 s-1 b) no
15.- a) F b) F c) F
d ) V e) F
f) V
16.- “a” y “d”
18.- No, ver bien teoría. Sólo en pasos elementales
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Capitulo 16: 1, 2, 4, 6, 8, 10, 12, 14, 17, 18, 20, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 34, 36, 40, 42,
44, 46, 48, 50, 54, 58, 64, 66, 72, 76, 82,
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 10
QUÍMICA NUCLEAR
1- En qué se diferencian las reacciones nucleares de las reacciones químicas
ordinarias?
2- ¿Cuál es la ecuación que relaciona la equivalencia de materia y energía? ¿Qué
representa cada término de esta ecuación?
3- Comparar los comportamientos de la radiación ,  y 
a) en un campo eléctrico.
b) en un campo magnético.
c) con respecto a la capacidad para penetrar diferentes materiales de protección
tales como una pieza de papel y cemento.
4- ¿Por qué son particularmente peligrosas las partículas  que se absorben
internamente por el cuerpo?
5- Nombrar algunos radionucleidos que tengan usos médicos e indicar estos.
6- Describir como pueden usarse los radionucleidos en
a) investigación.
b) agricultura.
c) industria.
7- Nombrar y describir un método para detectar la radiación.
8- Describir e ilustrar los aspectos esenciales de un reactor de fisión con agua ligera.
9- Considerar un nucleido radioactivo con una relación neutrón / protón mayor que la
de los isótopos estables de ese elemento. ¿Qué modo(s) de desintegración podría (n)
esperarse pera este nucleido y por qué?
10- Repetir el ejercicio 9 para un nucleido con una relación neutrón / protón menor que
la de los isótopos estables
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Capitulo 26:2, 4, 6, 8, 10, 14, 20, 22, 24, 50, 54, 58, 62, 63, 64, 68, 72, 84,
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 11
ORBITALES MOLECULARES
1. Esquematice el orden de los orbitales moleculares correspondientes al segundo nivel de
energía para el caso de moléculas homonucleares biatómicas de acuerdo al grupo atómico
al que pertenece cada átomo que compone la molécula
2. Dar la configuración electrónica de las siguientes moléculas e indicar si tienen electrones
a)
b)
c)
d)
desapareados y cual es el orden de enlace.
Li2
N2
B2
Ne2+
3-Analice las siete moléculas homonucleares diatómicas Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2, y decir
cuales de estas configuraciones cumplen con alguna de las siguientes características:
a) Un enlace triple
e) Un enlace doble
b) No hay enlazamiento neto
f)Todos los electrones están apareados
c) Dos electrones desapareados
4- En la molécula de N2, el orbital molecular de mayor energía ocupado es :
a) X y Z
b) X* y Z*
c) P
d) s
5- En la molécula de O2, el orbital molecular de mayor energía ocupado es :
a) X y Z
e) X* y Z*
f) P
g) s
6-Utilice la teoría de orbitales moleculares para describir los enlaces en los siguientes casos.
Para cada uno, encontrar el orden de enlace e indicar si la especie es estable.
a) C2+
b) C2
c) Ne2
d) C2 2-
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Capitulo 9: 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30, 34, 44,
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 12
Hidrógeno
1. Indique los isotopos que existen del átomo de hidrógeno y sus propiedades
2. Indique cual es la primera energía de ionización de hidrógeno..¿ es factible
encontrar iones H+ en la naturaleza? Discuta
3. Indique el valor de la afinidad electrónica del atomo de hidrógeno. Discuta su
valor
4. ¿Qué es el agua deuterada?
5. Elabore un resumen de las propiedades físicas del hidrógeno molecular
6. ¿Cómo se sintetiza hidrogeno molecular en el laboratorio?
7. ¿Cuáles son los usos de hidrógeno?
8. Escriba ecauciones balanceadas de unidades formulares de (a) reacción del
hierro con vapor de agua (b) reacción de calcio con ácido clorhídrico (c)
electrólisis del agua (d) la reacción del “gas de agua”
9. Escriba la ecuación balanceada para preparar (a) un hidruro iónico (b) un
hidruro molecular o covalente
10. Indique el esquema de orbitales moleculares de H2, H2 + , He2 y de He2 +.
Indique los ordenes de enlace de cada uno . ¿a que conclusiones puede
llegar?
11. ¿En qué consiste el enlace de hidrógeno y donde se presenta?. ¿Que
características tiene?
12. ¿Qué es una celda de combustible de hidrógeno?
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage Learning
Capitulo 6: 52,53,54,55,56,57,58,59
Temas teóricos consultar además los siguientes libros
“Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa,
Mexico,, 1995
“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
Omega, S.A. Barcelona, 1997
“Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 13
Oxígeno
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Indique las propiedades del oxigeno molecular
En que formas alotrópicas se encuentra al oxígeno en la naturaleza
Cuáles son las propiedades del oxigeno molecular o dioxígeno
Cuáles son las propiedades del ozono?
Como se puede obtener oxígeno molecular en el laboratorio?
Como se clasifican a los óxidos y que propiedades físicas y químicas tiene
cada uno?
7. Indique la reacción en agua de un oxido iónico y de uno covalente
8. Indique el esquema de orbitales moleculares de O2, Indique el orden de enlace
y si la molécula es diamagnética o paramagnética.
9. Indique las propiedades de oxido reducción del agua oxigenada
10. Indique la ecuación correspondiente a la descomposición de agua oxigenada.
¿Como se puede acelerar dicha descomposición?
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Capitulo 6: 60, 61, 62, 63 ,64 ,65 ,66, 67 ,68, 69, 70, 71
Temas teóricos consultar además los siguientes libros
“Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa,
Mexico,, 1995
“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
Omega, S.A. Barcelona, 1997
“Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall
UNIVERSIDAD DE BELGRANO
Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 14
Gases nobles
1. Nombre los elementos que constituyen el grupo de gases nobles
2. Que características y/o propiedades tiene cada uno de los elementos que
constituyen los gases nobles
3. Son todos lo gases nobles “inertes” Justifique
4. Cuales son los usos de cada uno de los gases nobles
5. Donde se encuentran en la naturaleza cada uno de los gases nobles y como
se los obtiene?
6. Nombre compuestos del Xenón con flúor y con cloro. Indique fórmula y
características de cada uno
7. Que compuestos de criptón y radón existen? Indique fórmula y
características de cada uno
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage Learning
Capitulo 24: 1,2,3,4,5,6,7,8
Temas teóricos consultar además los siguientes libros
“Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa,
Mexico,, 1995
“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
Omega, S.A. Barcelona, 1997
“Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 15
Carbono- Silicio
1. Indique las propiedades físicas y químicas del carbono
2. Cuáles son los isotopos del átomo de carbono y cuáles son sus
características y usos
3. Cómo se puede hallar carbono en la naturaleza
4. Indique las formas alotrópicas cristalinas del carbono y menciones las
propiedades físicas y químicas de cada uno. Mencione los usos de cada una
5. Cuáles son las formas amorfas del carbono y para qué se las utiliza y por
qué
6. Que son los fullerenos? Cuáles son sus utilidades?
7. Qué son los nanotubos de carbono y cuáles son sus utilidades
8. Indique cual es el ión carburo. Realice un esquema de orbitales moleculares
para el ión carburo e indique orden de enlace y propiedades dieléctricas
9. Cuáles son los óxidos más comunes del carbono. Nómbrelos e indique
propiedades fiscas y químicas de cada uno
10. Cuál es el oxoácido del carbono indique formula, propiedades, obtención y
usos
11. Indique dos oxosales del carbono, sus fórmulas, propiedades, usos y
obtención
12. Indique la formula de un cianuro de un metal de grupo I. mencione sus
características físicas y quimicas
13. ¿Qué es el ciclo del carbono? Esquematícelo
14. Indique características físicas y químicas del silicio
15. Indique un modo de obtención del silicio molecular
16. Indique usos del silicio molecular
17. Que son las siliconas
18. Indique la estructura del dióxido de silicio. Donde se lo puede encontrar en
la naturaleza
19. Que son los silicatos? Nombre dos de ellos
Temas teóricos consultar además los siguientes libros
“Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning
“Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa,
Mexico,, 1995
“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
Omega, S.A. Barcelona, 1997
“Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall
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Asignatura: QUIMICA INORGANICA
SERIE DE PROBLEMAS 16
Nitrógeno- Fósforo
1. ¿Cuáles son los elementos del grupo 15 Nómbrelos e indique la configuración
electrónica externa del grupo
2. Que estados de oxidación presentan los elementos del grupo 15 . Ejemplifique
para cada uno de ellos
3. Cual es la abundancia relativa de los elementos del grupo 15 en la corteza
terrestre? Ejemplifique con valores numéricos
4. Nitrógeno. Indique las propiedades físicas y químicas del nitrógeno molecular
5. ¿Cómo se puede obtener nitrógeno molecular?
6. Mencione los compuestos principales del nitrógeno con hidrogeno, Mencione las
propiedades físicas y químicas de cada uno
7. Menciones los compuestos binarios del nitrógeno y el oxigeno y sus
características físicas y químicas
8. Mencione los oxoácidos y oxosales del nitrógeno. ¿Cuáles son las
características físicas y químicas de cada uno. Mencione las propiedades ácido
base y las de óxido reducción de cada uno
9. Indique la síntesis industrial y en laboratorio del amoníaco con las
correspondientes ecuaciones químicas. Mencione características de cada
obtención
10. ¿Cuáles son los usos del amoníaco?
11. Como se encuentra el fósforo en la naturaleza? Mencione compuestos más
comunes
12. ¿Cuáles son las formas alotrópicas del fósforo?. Indique características de cada
una y los modos de obtención de cada una
13. Mencione un hidruro, un halogenuro , un óxido y un oxoácido del fósforo .
Indique características físicas y químicas de cada uno. Indique usos de cada uno
de los mencionados
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage Learning
Capitulo 24: 45, 46,47,48,49, 50, 51,52, 53, 54,
55,56,57,58,59,60,61,62,63,64,65,66,67,68
Temas teóricos consultar además los siguientes libros
“Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning
“Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa,
Mexico,, 1995
“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
Omega, S.A. Barcelona, 1997
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SERIE DE PROBLEMAS 17
Azufre- Selenio
1. Mencione los elementos que constituyen el grupo 16. Indique características
físico químicas de cada uno
2. ¿En qué forma se encuentra el azufre en la naturaleza.?
3. Como se realiza la obtención de azufre en forma industrial. ¿En qué consiste
el método de Frash?. Esquematícelo y explíquelo
4. ¿Cuáles son las formas alotrópicas en que se encuentra el azufre elemental?.
Indique características de cada uno
5. Indique las características físico químicas de los óxidos de azufre
6. Indique las características físico químicas de los oxoácidos del azufre
7. Indique como se realiza la obtención industrial del ácido sulfúrico
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage Learning
Capitulo 24: 29,30,31,32,33,34,35,36,37,38,39,40,41,42,43,44
Temas teóricos consultar además los siguientes libros
“Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning
“Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa,
Mexico,, 1995
“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
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SERIE DE PROBLEMAS 18
Halógenos
1. Mencione los elementos que componen el grupo 17 de la Tabla periodica
indicando características fisicoquímicas de cada uno
2. ¿Que configuración electrónica externa tiene los elementos del grupo 17?
3. ¿Como se obtiene cloro en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con
la reacción correspondiente?
4. ¿Como se obtiene bromo en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con
la reacción correspondiente?
5. ¿Como se obtiene iodo en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con la
reacción correspondiente?
6. ¿Cuales son los usos del flúor, cloro, bromo y iodo?
7. Indique las propiedades fisicoquímicas de los haluro de hidrógeno. Compare
las fuerzas ácidas de los hidrácidos de los halógenos. Justifique su respuesta
8. Indique las propiedades fisicoquímicas de los oxoácidos de los halógenos.
Compare las fuerzas ácidas entre si (misma carga o mismo halógeno con
distintas cargas). Justifique su respuesta
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
Edit Centage Learning
Capitulo 24:
9,10,11,12,13,14,15,16,17,18,19,20,21,22,23,24,25,26,27,28
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SERIE DE PROBLEMAS 19
Metales Alcalinos y Acalinotérreos- Obtención de
Metales
1. Mencione los elementos que componen el grupo 1 de la Tabla periódica
indicando características fisicoquímicas de cada uno
2. ¿Qué configuración electrónica externa tiene los elementos del grupo 1?
3. ¿Cómo se obtienen los metales alcalinos en el laboratorio y en la industria.
Ejemplifique con la reacción correspondiente.
4. Indique cinco compuestos de cada metal alcalinos y mencione sus
características físico químicas y usos de cada uno
5. Mencione los elementos que componen el grupo 2 de la Tabla periodica
indicando características fisicoquímicas de cada uno
6. ¿Qué configuración electrónica externa tiene los elementos del grupo 2?
7. ¿Cómo se obtienen los metales alcalino-térreos en el laboratorio y en la
industria. Ejemplifique con la reacción correspondiente.
8. Indique cinco compuestos de cada metal alcalinoterreos y mencione sus
características físico químicas y usos de cada uno
9. Indique la reacción que ocurre entre un metal alcalino y el agua.
Ejemplifique con la ecuación correspondiente. Realice lo mismo con un metal
alcalinotérreo y el agua
10. Indique cuales son los pasos industriales en la obtención de un metal.
Ejemplifique cada uno
11. Indique la metalurgia para la obtención del magnesio
12. Indique la metalurgia para la obtención del aluminio
13. Indique la metalurgia para la obtención del hierro
14. ¿Que es el acero?
15. Indique la metalurgia para la obtención del cobre
16. Indique la metalurgia para la obtención del oro
Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición,
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Capitulo 22: 1 al 48
Capítulo 23: 1 a 54
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“Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones
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