PROBLEMAS quimica general Resueltos

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Química General (9120) Año 2010
Dpto. de Química -UNRC
GUIA DE PROBLEMAS N° 1
NOMENCLATURA
BALANCE DE ECUACIONES: METODOS ALGEBRAICO Y DEL ION-ELECTRON
REGLAS PARA DETERMINAR EL NRO DE OXIDACIÓN
1- A los elementos en su estado no combinado (sustancias simples) se les asigna número de oxidación cero.
2- a) Para compuestos neutros, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero.
 b) Para iones, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a la carga neta del ion.
3- El hidrógeno presenta habitualmente número de oxidación +1, excepto cuando se combina con metales dando lugar a compuestos binarios, su número de oxidación es -1.
4- El oxígeno presenta habitualmente número de oxidación -2, excepto: 
 a) cuando forma peróxidos donde su número de oxidación es -1
 b) cuando forma superóxidos donde su número de oxidación es -1/2
 c) cuando se combina con flúor (F) donde su número de oxidación es +2
5- Los elementos del grupo IA de la tabla periódica presenta en todos sus compuestos número de oxidación +1.
6- Los elementos del grupo IIA de la tabla periódica presenta en todos sus compuestos número de oxidación +2.
7- a) El elemento más electronegativo, flúor (F), presenta en todos sus compuestos número de oxidación -1.
 b) Los elementos Cl, Br, e I presentan habitualmente número de oxidación
 -1 excepto:
 i-cuando forman compuestos ternarios con oxígeno y metal o hidrógeno su número de oxidación puede ser +1, +3, +5, +7.
 ii- cuando se unen entre sí formando los compuestos llamados interhalógenos, los números de oxidación pueden también tomar los valores +1, +3, +5, +7.
Observación: Por lo general el número de oxidación es un número entero pero puede darse el caso que sea fraccionario: S4O6-2 o tetrationato, el estado de oxidación de S es + 2,5. En I-3 o triyoduro, es – 1/3.
1.- Nombrar los siguientes compuestos:
	a) HgO
	b) P2O5
	c) FeO
	d) H2S
	e) N2O3
	f) Li2O
	g) MgO
	h) SO3
	i) HBr
Respuesta:
a) Óxido de mercurio – oxido mercúrico
b) Óxido de fosforo (V) – anhídrido fosforito –pentóxido de difósforo
c) Óxido de hierro (II) – oxido ferroso
d) Sulfuro de hidrogeno
e) Óxido de nitrógeno (III) – anhídrido nitroso – trióxido de dinitrógeno
f) Óxido de litio
g) Óxido de magnesio
h) Óxido de azufre (VI) – anhídrido sulfúrico – trióxido de azufre
i) Bromuro de hidrogeno
2.- Dadas las siguientes reacciones: a) Indicar los nombres de los compuestos formados. b) Clasificar los compuestos en oxácidos, hidrácidos o hidróxidos.
	Oxido de sodio + agua → ....
	Óxido nítrico + agua → .....
	Oxido de aluminio + agua → .....
	Anhídrido sulfúrico + agua → .....
	Dióxido de carbono + agua → .....
	Oxido cuproso + agua → .....
Respuesta:
Na2O + H2O → 2 Na(OH) (hidróxido de sodio) (hidróxido)
N2O5 + H2O → 2 HNO3 (acido nítrico) (oxácido)
Al2O3 + 3 H2O → .2 Al(OH)3 (hidróxido de aluminio) (hidróxidos)
SO3 + H2O → H2SO4 (acido sulfúrico) (oxácido)
CO2 + H2O → .H2CO3 (acido carbónico) (oxácido)
Cu2O + H2O → 2 Cu(OH) (hidróxido de cobre (I) – hidróxido cuproso)
 
3.- (Propuesto) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos y clasificarlos:
	a) Ácido bromoso, b) Ácido iodhídrico, c) Hidróxido plúmbico, d) Hidróxido cúprico, e) Ácido nítrico, f) Ácido sulfuroso, g) Hidróxido férrico.
Respuesta:
a) HBrO2
b) HI (acuoso)
c) Pb(OH)4
d) Cu(OH)2
e) HNO3
f) H2SO3
g) Fe(OH)3
4.- (Propuesto) Nombrar los siguientes compuestos:
	H2SO4 Fe(OH) 2 HNO2 Sn(OH)2
HF (acuoso) HClO H3PO4 Cu(OH)2
Respuesta:
Acido sulfúrico
Hidróxido de hierro (II) – Hidróxido ferroso
Acido nitroso
Hidróxido de estaño (II) – hidróxido estañoso
Acido fluorhídrico
Acido hipocloroso
Acido fosforito
Hidróxido de cobre (II) – hidróxido cúprico
5.- En las siguientes reacciones, indicar los nombres de las sales formadas. Escribir las correspondientes ecuaciones de formación:
	Ácido nitroso + hidróxido de sodio → .....
	Ácido sulfúrico + hidróxido de calcio → .....
	Ácido clorhídrico + hidróxido ferroso → .....
	Ácido perclórico + hidróxido plumboso → .....
	Ácido bromhídrico + hidróxido de cúprico → .....
 
Respuesta:
HNO2+ Na(OH) → NaNO2 + H2O (Nitrito de sodio)
H2SO4 + Ca(OH)2 → .CaSO4 + 2 H2O (Sulfato de calcio)
2 HCl (ac) + Fe(OH)2 → FeCl2 + 2 H2O (Cloruro de hierro (II) - Cloruro ferroso)
2 HClO4 + Pb(OH)2 → . Pb(ClO4)2 + 2 H2O (Perclorato de plomo (II) – perclorato plumboso)
HBr (ac) + Cu(OH)2 → CuBr + 2 H2O (Bromuro de cobre (II) – bromuro cuprico)
6.- (Propuesto) Escribir las fórmulas de las siguientes sales y sus ecuaciones de formación:
	a) Cloruro de hierro (III)
	b) Sulfuro cuproso
	c) Ioduro de aluminio
	d) Bromuro de plata
	e) Cloruro plúmbico
	f) Nitrato de cobre (II)
	g) Sulfato plumboso
	h) Hipoclorito de sodio
	i) Bromato ferroso
	j) Perclorato de potasio
	
	
Respuesta:
a) 3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3 H2O
b) H2S (ac) + 2 Cu(OH) → Cu2S + 2 H2O
c) 3 HI (ac) + Al(OH)3 → AlI3 + 3 H2O
d) HBr (ac) + Ag(OH) → AgBr + H2O
e) 4 HCl (ac) + Pb(OH)4 → PbCl4 + 4 H2O
f) 2 HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2 H2O
g) H2SO4 + Pb(OH)2 → PbSO4 + 2 H2O
h) HClO + NaOH → NaClO + H2O
i) 2 HBrO3 + Fe(OH)2 → Fe(BrO3)2 + 2 H2O
j) HClO4 + KOH → KClO4 + H2O
7.- Escribir los nombres de las siguientes sales:
	a) Ca(NO2) 2
	b)Ag2SO3
	c) Na2CO3
	d) CuBr2
	e) Fe2(SO4) 3
	f) KNO3
	g) LiBrO4
	h) Mg(NO3) 2
	i) FeS
Respuesta:
a) Nitrito de calcio
b) Sulfito de plata
c) Carbonato de sodio
d) Bromuro de cobre (I) – bromuro cuproso
e) Sulfato de hierro (III) – sulfato férrico
f) Nitrato de potasio
g) Perbromato de litio
h) Nitrato de magnesio
i) Sulfuro de hierro (II) – sulfuro ferroso
8.- Balancear las siguientes ecuaciones químicas y escriba el nombre de cada compuesto:
	a) Cu
	+
	O2
	→
	CuO
	
	
	b) Zn
	+
	O2
	→
	ZnO
	
	
	c) Al
	+
	O2
	→
	Al2O3
	
	
	d) Cl2
	+
	H2
	→
	HCl
	
	
	e) S
	+
	O2
	→
	SO3
	
	
	f) N2
	+
	O2
	→
	N2O3
	
	
	g) H2SO4
	+
	Al(OH)3
	→
	Al2(SO4)3
	+
	H2O
	h) HNO2
	+
	Zn(OH)2
	→
	Zn(NO2)2
	+
	H2O
	I) HCl
	+
	NaOH
	→
	NaCl
	+
	H2O
Respuesta:
a) 2 Cu + O2 → 2 CuO 	(Oxido de cobre (II) – oxido cúprico)
b) 2 Zn + O2 → 2 ZnO	(Óxido de zinc)
c) 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3	(Oxido de aluminio)
d) Cl2 + H2 → 2 HCl	(Cloruro de hidrogeno)
e) 2 S + 3 O2 → 2 SO3	(Oxido de azufre (VI) – anhídrido sulfúrico)
f) 2 N2 + 3 O2 → 2 N2O3	(Oxido de nitrógeno (III) – anhídrido nitroso)
g) 3 H2SO4 + 2 Al(OH)3 → Al2(SO4)3 + 6 H2O (Sulfato de aluminio)
h) 2 HNO2 + Zn(OH)2 → Zn(NO2)2 + 2 H2O (Nitrito de zinc)
I) HCl + NaOH → NaCl + H2O (Cloruro de sodio)
9.- (Propuesto) Escribir las ecuaciones balanceadas de formación, la fórmula de los siguientes compuestos y clasificarlos:
	a) Oxido férrico
	b) Oxido de sodio
	c)anhídrido hipocloroso
	d) anhídrido nitroso
	e) Hidruro de bario
	f) Hidruro de sodio
	g) anhídrido sulfúrico
	h)Bromuro de hidrógeno
	i) Oxido cuproso
Respuesta:
a) 3 O2 + 4 Fe → 2 Fe2O3 (oxido metálico)
b) O2 + 2 Na → Na2O (oxido metálico)
c) O2 + 2 Cl2 → 2 Cl2O (anhídrido)
d) 3 O2 + 2 N2 → 2 N2O3 (anhídrido)
e) H2 + Ba → H2Ba (Hidruro)
f) H2 + 2 Na → 2 HNa (Hidruro)
g) 3 O2 + 2 S → 2 SO3 (anhídrido)
h) H2 + Br2 → 2 HBr (Hidrácidos)
i) O2 + 4 Cu → 2 Cu2O (oxido metálico)
10.- Escriba el número de oxidación de cada átomo de los siguientes iones y moléculas:
	HCN SO2 SO3 HNO3 K2O NO3-
 HNO2 NO2- Cl2O Cl2O3 Cl2O5 H4C
	NaCN	 NaSCN K2CrO4 K2Cr2O7 KMnO4 NaIO4
Respuesta:
HCN 	H: +1; C: +2; N: -3 átomo mas electronegativo → carga negativa
SO2	S: +4; O: -2
SO3	S: +6; O: -2
HNO3	H: +1; N: +5; O: -2
K2O	K +1; O: -2
NO3-	N: +5; O:-2
HNO2	H: +1, N: +3, O:-2
NO2-	N: +3; O: -2
Cl2O	Cl: +1; O:-2
Cl2O3	 Cl: +3; O:-2
Cl2O5	 Cl: +5; O: -2
H4C	H:+1; C:-4
NaCN	Na: +1,C:+2; N:-3
NaSCN	Na: +1, S: -2; C: 4; N: -3 Realizar estructuras de Lewis 
K2CrO4	K: +1; Cr: +6; O: -2 
K2Cr2O7	K: +1; Cr: +6; O: -2 
KMnO4	K: +1; Mn: +7; O: -2 
NaIO4	Na: +1; I: +7; O: -2 
11.- Balancear éstas reacciones redox por el método del ión-electrón:
	Las siguientes, en medio ácido.
ClO3- + Cl- → Cl2 + ClO2-				Cu + HNO3 → Cu+2 + NO
Cr2O7= + C2O4= → Cr+3 + CO2			S2O3-2 + I2 → I- + S4O6-2 
H2O2 + Fe+2 → Fe+3 + H2O 			Fe+2 + MnO4- → Fe+3 + Mn+2
	
Las siguientes, en medio básico.
Br2 → BrO3- + Br- 				Mn+2 + H2O2 → O2Mn + H2O
Bi(OH)3 + SnO2-2 → SnO3-2 + Bi 		CN- + MnO4- → CNO- + MnO2
Respuesta:
ClO3- + 2 Cl- + 2 H+ → Cl2 + ClO2- + H2O		
ClO3- + 2 H+ + 2 e- → ClO2-+ H2O					5 ⇒ 3
2 Cl- → Cl2 +2e-						-1 ⇒ 0
___________________________________________________
ClO3- + 2 Cl- + 2 H+ → Cl2 + ClO2- + H2O
3 Cu + 2 HNO3 + 6 H+ → 3 Cu+2 + 2 NO + 4 H2O
(HNO3 + 3H+ + 3e- → NO + 2 H2O) x 2				5 ⇒ 2
(Cu + → Cu+2 +2e-) x 3					0 ⇒ 2
______________________________________________________
3 Cu + 2 HNO3 + 6H+ → 3 Cu+2 + 2 NO + 4 H2O
Cr2O7= + 3 C2O4= + 14 H+ → 2 Cr+3 + 6 CO2 + 7 H2O
Cr2O7= + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr+3 + 7 H2O				6 ⇒ 3
(C2O4= → 2 CO2 + 2 e-) x 3				3 ⇒ 4
___________________________________________________________________
Cr2O7= + 3 C2O4= + 14 H+ → 2 Cr+3 + 6 CO2 + 7 H2O
2 S2O3-2 + I2 → 2 I- + S4O6-2
I2 + 2 e- → 2 I-							0 ⇒ -1
2 S2O3-2 → S4O6-2 + 2 e-						2 ⇒ 5/2
_____________________________________________
2S2O3-2 + I2 → 2 I- + S4O6-2
H2O2 + 2 Fe+2 + 2 H+ → 2 Fe+3 + 2 H2O
H2O2 + 2 H+ + 2e- → 2 H2O				-1 ⇒ -2
(Fe+2 → Fe+3 + e-) x 2					2 ⇒ 3
_____________________________________________
H2O2 + 2 Fe+2 + 2 H+ → 2 Fe+3 + 2 H2O
5 Fe+2 + MnO4- + 8 H+ → 5 Fe+3 + Mn+2 + 4 H2O
MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn+2 + 4 H2O				7 ⇒ 2
(Fe+2 → Fe+3 + e-) x 5					2 ⇒ 3
_____________________________________________________________
5 Fe+2 + MnO4- + 8 H+ → 5 Fe+3 + Mn+2 + 4 H2O
6 Br2 +12 OH- → 2 BrO3- + 10 Br- + 6 H2O
(Br2 + 2 e- → 2 Br-) x 5					0 ⇒ -1
Br2 + 6 H2O→ 2 BrO3- + 12 H* + 10 e-				0 ⇒ 5
_____________________________________________________________
6 Br2 +10 e- +6 H2O → 2 BrO3- + 10 Br- + 12 H+ +10e-
12 OH-+ 6 Br2 +10 e- +6 H2O → 2 BrO3- + 10 Br- + 12 H++12 OH- +10e-
12 OH-+ 6 Br2 +10 e- +6 H2O → 2 BrO3- + 10 Br- + 12 H++12 OH- +10e-
12 OH-+ 6 Br2 +6 H2O → 2 BrO3- + 10 Br- + 12 6 H2O 
12 OH-+ 6 Br2 → 2 BrO3- + 10 Br- + 6 H2O -
Mn+2 + H2O2 +2 OH- → MnO2 + 2 H2O
H2O2 + 2 H++ 2 e- → 2 H2O 				 -1 ⇒ -2
Mn+2 + 2H2O → MnO2 + 4 H+ + 2 e-				2 ⇒ 4
_____________________________________________________________
Mn+2 + 2 H++ 2 e- + H2O2+ + 2 H2O → MnO2 + 4 2H++ 2 H2O+ 2 e-
Mn+2 + H2O2 + + 2HO- → MnO2 + 2H++ 2HO-
Mn+2 + H2O2 + + 2HO- → MnO2 + 2 H2O
2 Bi(OH)3 + 3 SnO2-2 → 3 SnO3-2 + 2 Bi + 3 H2O
[Bi3+ + 3 e- → Bi ] x 2				3 ⇒ 0
[SnO2-2 +H2O → SnO3-2 +2 H+ + 2 e-] x 3			 2 ⇒ 4
_____________________________________________________________
2 Bi(OH)3 +6 H++6 e-+ 3 SnO2-2 + 3 H2O→ 3 SnO3-2 ++ 6 H++6 e-+ 2 Bi +6 3H2O
2 Bi(OH)3 +6 H++6 e-+ 3 SnO2-2 + 3 H2O→ 3 SnO3-2 + 6 H++6 e-+ 2 Bi +6 3H2O
2 Bi(OH)3 + 3 SnO2-2 + 3 H2O→ 3 SnO3-2 + 2 Bi +3H2O
3 CN- + 2 MnO4- + H2O → 3 CNO- + 2 MnO2 + 2 OH-
[MnO4- + 4 H+ + 3 e-→ MnO2 +2 H2O] x 2				7 ⇒ 4
[CN- + H2O → CNO- + 2H+ + 2 e-] x 3				C: 2 ⇒ 4
_____________________________________________________________
3 CN- + 2 MnO4- +3 H2O + 8 2H++ 6e- → 3 CNO- + 2 MnO2 + 4 H2O+6 H++ 6e-
3 CN- + 2 MnO4- + 2 H+ +2 OH- → 3 CNO- + 2 MnO2 + 3H2O+2 OH-
3 CN- + 2 MnO4- + 2 H2O → 3 CNO- + 2 MnO2 + H2O+2 OH-
3 CN- + 2 MnO4- + H2O → 3 CNO- + 2 MnO2 +2 OH-
Estructura Atómica
La teoría aceptada hoy es que el átomo se compone de un núcleo de carga positiva formado por protones y neutrones, alrededor del cual se encuentra una nube de electrones de carga negativa.
El núcleo del átomo se encuentra formado por:
Protones: Partícula de carga eléctrica positiva igual a una carga elemental, y 1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón 
Neutrones: Partículas carentes de carga eléctrica y una masa un poco mayor que la del protón (1,67493 × 10-27 kg) 
La cantidad de protones contenidos en el núcleo del átomo se conoce como número atómico, el cual se representa por la letra Z y se escribe en la parte inferior izquierda del símbolo químico. Es el que distingue a un elemento químico de otro. Según lo descrito anteriormente, el número atómico del hidrógeno es 1 (1H), y el del helio, 2 (2He).
La cantidad total de nucleones que contiene un átomo se conoce como número másico, representado por la letra A y escrito en la parte superior izquierda del símbolo químico. Para los ejemplos dados anteriormente, el número másico del hidrógeno es 1(1H), y el del helio, 4(4He).
Existen también átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente número másico, los cuales se conocen como isótopos. Por ejemplo, existen tres isótopos naturales del hidrógeno, el protio (1H), el deuterio (2H) y el tritio (3H). Todos poseen las mismas propiedades químicas del hidrógeno, y pueden ser diferenciados únicamente por ciertas propiedades físicas.
Otros términos menos utilizados relacionados con la estructura nuclear son los isótonos, que son átomos con el mismo número de neutrones. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico.
Modelo atómico de Bohr
Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.
“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)
Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía. 
Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables. 
Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz). 
El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.
Modelo de Schrödinger: 
Densidad de probabilidad de ubicación de un electrón para los primeros niveles de energía. Artículo principal: Modelo atómico de Schrödinger
Después de que Louis-Victor de Broglie propuso la naturaleza ondulatoria de la materia en 1924, la cual fue generalizada por Erwin Schrödinger en 1926, se actualizó nuevamente el modelo del átomo.
En el modelo de Schrödinger se abandona la concepción de los electrones como esferas diminutas con carga que giran en torno al núcleo, que es una extrapolación de la experiencia a nivel macroscópico hacia las diminutas dimensiones del átomo. En vez de esto, Schrödinger describe a los electrones por medio de una función de onda, el cuadrado de la cual representa la probabilidad de presencia en una región delimitada del espacio. Esta zona de probabilidad se conoce como orbital. La gráfica siguiente muestra los orbitales para los primeros niveles de energía disponibles en el átomo de hidrógeno y oxígeno.
GUIA DE PROBLEMAS N°2
ESTRUCTURA ATOMICA
1.- Con la ayuda de la Tabla Periódica, completar la siguiente tabla:
	Símbolo
	Z
	M
	Protones
	Neutrones
	Electrones
	Se
	34
	80
	34
	26
	34
	Hg
	80
	202
	80
	122
	80
	Cd
	48
	114
	48
	66
	48
	Ce
	58
	140
	58
	8258
	Bi
	83
	209
	83
	126
	83
	F
	9
	19
	9
	10
	9
	N
	7
	14
	7
	7
	7
2.- a) Definir el concepto de orbital y distinguirlo del concepto de órbita. b) Precisar el concepto de números cuánticos indicando qué características de los orbitales describe cada uno de ellos. c) Qué representa el spin de un electrón y el número cuántico de spin? d) De acuerdo a las respuestas anteriores especificar cuántos y cuáles números cuánticos caracterizan a un orbital, y cuántos y cuáles a un electrón?
3.- De acuerdo a la respuesta del problema anterior, dar el conjunto de valores de los números cuánticos que permiten caracterizar los siguientes casos:
	a) el orbital 1s. b) dos electrones de un orbital 2p. c) el electrón en un orbital 4f. d) un orbital 3d.
4.- a) Aplicando el Principio de Construcción Aufbau, escribir las configuraciones electrónicas de los elementos de número atómico Z = 1 a Z = 10 inclusive, analizando detalladamente la ocupación de orbitales de acuerdo al Principio de Exclusión de Pauli y a la Regla de Hund.
b) Usando el diagrama de niveles de energía para átomos polielectrónicos describir las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos:
	Na (Z = 11)
	Mg (Z = 12)
	Al (Z = 13)
	Ar (Z = 18)
	K (Z = 19)
	Ca (Z = 20)
	Sc (Z = 21)
	Mn (Z = 25)
	Zn (Z = 30)
	Kr (Z =36)
	Cl (Z = 17)
	Cu (Z = 29)
	Xe (Z = 54)
	Ag (Z = 47)
	Br (Z = 35)
Respuesta
X (Z = Y) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2……
Respuesta:
Na (Z = 11) = 1s2 2s2 2p6 3s1
Mg (Z = 12) = 1s2 2s2 2p6 3s2
Al (Z = 13) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
Ar (Z = 18) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
K (Z = 19) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Ca (Z = 20) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Sc (Z = 21) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1
Mn (Z = 25) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5
Zn (Z = 30) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
Kr (Z =36) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 4p6
Cl (Z = 17) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cu (Z = 29) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9
Xe (Z = 54) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
Ag (Z = 47) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d9
Br (Z = 35) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
5.- (Propuesto) a) Cuál es el máximo número de electrones que se pueden encontrar en cada uno de los siguientes subniveles: 3s, 3d, 4p, 4f y 5f.
	b) Indique el número: i) total de electrones p en el N (Z=7), ii) total de electrones s en el Si (Z=14), iii) electrones 3d en el S (Z=16).
Respuesta:
a) 3s ⇒ 2		
3d ⇒ 10		
4p ⇒ 6		
4f ⇒ 14
5f ⇒ 14
b) N (Z=7) 1s2 2s2 2p3 ⇒ 3 electrones p
Si (Z=14) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 ⇒ 6 electrones s
S (Z=16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4⇒ 0 electrones 3d
6.- a) Sin consultar la Tabla Periódica, deduzca los números atómicos de todos los gases nobles, teniendo en cuenta que a excepción del helio todos tienen configuración electrónica de valencia ns2 np6.
	b) Escriba la configuración electrónica y cítese grupo y período al que pertenecen los elementos de números atómicos: 3, 14, 8, 17, 37 y 56.
Respuesta:
a)
2He: 1s2
10Ne: 1s2 2s2 2p6
18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 4p6
54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
84Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
b)
[Z = 3] = 1s2 2s1 						 GRUPO 1A, PERIODO 2
[Z = 14] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2				 GRUPO 4A, PERIODO 3
[Z = 8] = 1s2 2s2 2p4						 GRUPO 6A, PERIODO 2
[Z = 17] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5				 GRUPO 7A, PERIODO 3
[Z = 37] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 4p6 5s1		 GRUPO 1A, PERIODO 5
[Z = 56]=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 GRUPO 2A, PERIODO 6
7.- (Propuesto) a) Establecer la diferencia conceptual entre ión y átomo.
b) Escribir las configuraciones electrónicas de:
 Ba, Ba+2 , S-2, Cd+2, Br-, Fe+2, Ga+3
Respuesta:
El ion es una especie química – ya sea un átomo o una molécula – cargada eléctricamente ya sea por ganancia (aniones) o pérdida de electrones (cationes)
Un átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico.
Ba [Z = 56] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
Ba+2 [Z = 56] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
S-2 [Z = 16] = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 
Cd+2 [Z = 48] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8
Br- [Z = 35] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6
Fe+2 [Z = 26] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4
Ga+3 [Z = 31] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
GUIA DE PROBLEMAS N° 3
TABLA PERIÓDICA-ENLACES QUIMICOS
1.- Explicar el significado y dar un ejemplo de:
	a) un elemento representativo. b) un metal regular. c) un no metal. d) un elemento de transición. e) un elemento de transición interna. f) un lantánido. g) un actínido.
2.- (Propuesto) Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:
	i) (He)2 2s2 2p1 ii) (Kr)36 iii) 1s1
 iv) (Ne)10 3s2 3p6 v) (Ar)18 4s2 3d3
	a) indicar a qué clase de elementos corresponde de acuerdo a los orbitales de más alta energía ocupados.
	b) indicar en qué casos es posible determinar el Grupo y Período de la Tabla Periódica en que se ubica el correspondiente elemento.
Respuesta:
a) 
i) (He)2 2s2 2p1	Elemento representativo, periodo 2, grupo IIIA
ii) (Kr)36		Gas noble, periodo 3, grupo 0
iii) 1s1			Elemento representativo, periodo 1, grupo IA
iv) (Ne)10 3s2 3p6	Gas noble, periodo 3, grupo 0
v) (Ar)18 4s2 3d3	Elemento de transición, periodo 4, grupo VB
3.- (Propuesto) Un átomo de hidrógeno y un átomo de helio tienen cada uno un orbital 1s. La única diferencia en la estructura electrónica es que H tiene solamente un electrón en el orbital 1s, mientras que He tiene dos. Se sabe que el átomo de He es más pequeño, explique por qué?
4.- Considere el siguiente conjunto:
 Ne; F-; O-2; N-3; Na+; Mg+2; Al+3
	a) Qué tienen todos en común? b) En qué difieren? c) Ordénelos según tamaños decrecientes partiendo del más grande. Justifique su ordenamiento.
Respuesta
a, b) Todos ellos son isoelectronicos (10 electrones), no obstante difieren en el numero atómico, es decir tienen distinta carga nuclear (distinto numero de protones).
c) Dado que todos ellos tienen el mismo número de electrones, a medida que aumenta el número atómico (aumento de la carga nuclear) el radio iónico debe disminuir. Esto se debe al incremento de la atracción electrostática entre el núcleo y los electrones.
5.- Explicar concisamente el significado de las siguientes propiedades:
	a) Potencial de ionización, b) Afinidad electrónica, c) Electronegatividad, d) Indicar cómo varían cada una de éstas propiedades a lo largo de un Período y de un Grupo en la Tabla Periódica.
	
	I
	II
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	III
	IV
	V
	VI
	VII
	0
	1
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	2
	A
	B
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	C
	
	
	J
	L
	Q
	3
	D
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	K
	M
	R
	4
	E
	
	
	
	
	
	P
	
	
	W
	
	
	
	
	
	
	N
	S
	5
	F
	Z
	
	
	
	
	X
	
	
	
	Y
	
	T
	
	
	
	
	
	6
	G
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	H
	I
	
	
	
	7
	U
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
6.- (Propuesto) Dado el anterior esquema de la Tabla Periódica en forma genérica, en la que las letras no representan los símbolos de los elementos, diga si la proposición es verdadera o falsa:
a) A y B son elementos no metálicos						F
b) N y E son elementos representativos						V
c) Z pertenece al quinto período							V 
d) La electronegatividad de L es menor que la de N				F
e) C es un elemento del segundo grupo						V
f) Los elementos A, D, E, F y G pertenecen al primer período			F
g) Los átomos de L tienen menor electroafinidad que los de A		F
h) El P.I. de F es menor que la de B						V
7.- (Propuesto) Un átomo neutro de un elemento Y tiene 9 electrones y 10 neutrones. Responder las siguientes preguntas sin recurrir a la Tabla Periódica:
a) Cuál es su peso atómico? b) Cuál es su número atómico? c) Cuál es su número total de electrones s ? d) Cuál es la fórmula empírica de un compuesto binario formado entre Na y éste elemento Y? e) Cuál es el estado de oxidación que puede emplearse normalmente para el elemento Y?
Respuesta:
a) 19
b) 9 (1s2 2s2 2p5) 
c) 4
d) NaY
e) -1
8.- Existen dos isótoposestables de C: 126C cuya abundancia en la naturaleza es de 98,89 % y 136C cuya abundancia es 1,11 %. Calcular el peso atómico promedio del elemento Z = 6 que figura en una Tabla Periódica.
Respuesta:
12 x 0.9889 + 13 x 0.0111 = 11.8668 + 0.1443 = 12.0111 uma
9.- Qué es la capa de valencia de un átomo? Cuál es el motivo de su importancia?
En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones de la capa exterior del átomo pueden interaccionar. A éstos se les llama electrones de valencia.
Los elementos de los grupos cercanos a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis.
Las estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.
10.- Distinga entre unión iónica y unión covalente. Cuál es la diferencia entre un enlace covalente polar y uno no-polar?
11.- a) Indicar qué tipo de unión (iónica o covalente) se forma en los siguientes casos:
Cl + Cl; Na + F; F + H; Li + O; S + O; Cl + F; Ca + O
Respuesta:
Cl + Cl → Cl2		Covalente no polar
Na + F → NaF 	Iónica
F + H → HF		Iónica
Li + O → Li2O	Covalente polar
S + O → SO2		Covalente polar
Cl + F → ClF		Covalente polar
Ca + O → CaO	Iónica
b) Escribir para cada uno de los casos anteriores las representaciones de Lewis.
12.- Escribir las representaciones de Lewis de las siguientes sustancias, indicando en cada caso los electrones de cada elemento para destacar las diferentes uniones:
HCN SO2 SO3 HNO3 O2 NO3-
HNO2 NO2 Cl2O Cl2O3 Cl2O5 CH4
13.- Discutir las interacciones moleculares por orden creciente de las fuerzas involucradas.
14.- a) Indique que fuerzas intermoleculares es posible encontrar en los siguientes compuestos: CO2, C (diamante), H2, Na, H2SO4.
b) Ordenar por orden creciente de fuerza intermolecular:
CCl4, Cl2, H2O, H3N, BaCl2, I2
Respuesta:
a) CO2, dipolo dipolo
C (diamante) enlace covalente
H2, fuerzas de dispersión o fuerzas de van der Waals
Na, enlace metálico
H2SO4 ion – ion
b) BaCl2 > H2O > H3N > CCl4 > I2 >Cl2
15.- Explicar por qué H2O, H3N y HF tienen puntos de ebullición anormalmente elevados respectos de sus homólogos de grupo.
GUIA DE PROBLEMAS N° 4
PESOS ATOMICOS Y PESOS MOLECULARES
1.- a) Calcular el número de átomos presentes en cada uno de los siguientes casos:
	20 g de Mg; 11,5 g de Na; 10 at-g de H; 1 x 10-6 mol de Li.
 	b) Calcular el número de moles y el número de moléculas presentes en cada uno de los siguientes casos: 18 g de agua; 9,8 g de H2SO4; 7,1 x 10-5 g de Cl2.
Respuesta:
a)1 mol de Mg → 6.02 x 1023 Átomos de Mg → PA =24.035 gs de Mg
24.035 gs de Mg → 6.02 x 1023 Átomos de Mg
20 gs de Mg→ 5.01 x 1023 Átomos de Mg
1 mol de Na → 6.02 x 1023 Átomos de Na→ PA = 22.99 gs de Na
22.99 gs de Na → 6.02 x 1023 Átomos de Na 
11.5 gs de Na → 3.01 x 1023 Átomos de Na
1 mol de H ≡ 1 at-gs de H → 6.02 x 1023 Átomos de H
1 at-gs de H → 6.02 x 1023 Átomos de H 
10 at-gs de H → 6.02 x 1024 Atomos de H
1 mol de Li → 6.02 x 1023 Átomos de Li
1 x 10-6 mol de Li → 6.02 x 10217 Átomos de Li
b)18gs de H2O → 1 mol de H2O → 6.02 x 1023 Moléculas de H2O
98 gs H2SO4 → 1 mol de H2SO4 → 6.02 x 1023 Moléculas de H2SO4
9,8 g de H2SO4 → 0.1 mol de H2SO4 → 6.02 x 1022 Moléculas de H2SO4
71 gs Cl2 → 1 mol de Cl2 → 6.02 x 1023 Moléculas de Cl2
7,1 x 10-5 g de Cl2 → 1 x 10-6 mol de Cl2 → 6.02 x 1017 Moléculas de Cl2
2.- (Propuesto) En un recipiente se tienen 1,41 x 1024 moléculas de agua. Indique: a) el número de moles de agua. b) la masa total de agua. c) El número de átomos de oxígeno e hidrógeno contenidos en el recipiente.
Respuesta:
a) 6.02 x 1023 Moléculas de H2O → 1 mol de H2O
1,41 x 1024 moléculas de H2O → 2.34 mol de H2O
b) 1 mol de H2O → 18 gs de H2O
2.34 mol de H2O → 42.16 gs de H2O
c) 1 mol de H2O → 2 mol de H → 1 mol de O
2.34 mol de H2O → 4.68 mol de H → 2.34 mol de O
1 mol de H → 6.02 x 1023 Átomos de H
4.68 mol de H → 2.82 x 1024 Átomos de H
1 mol de O → 6.02 x 1023 Átomos de O
2.34 mol de O → 1.41 x 1024 Átomos de O
3.- Cuál de las siguientes cantidades contiene mayor número de átomos:
	a) 1,76 x 10-1 Kg de Níquel. b) 0,52 mol de átomos de níquel. c) 3,2 x 1022 átomos de níquel.
Respuesta:
1 mol de Ni → 6.02 x 1023 Átomos de Ni → 58.7 gs de Ni
a) 1,76 x 10-1 Kg de Ni=176 gs Ni
58.7 gs Ni →6.02 x 1023 Átomos de Ni
176 gs Ni →1.81 x 1024 Átomos Ni
b)1 mol Ni →6.02 x 1023 Átomos de Ni
0,52 mol Ni→ 3.13 x 1023 átomos de Ni
c) 3,2 x 1022 átomos de Ni
a > b > c
4.- La fórmula de la vitamina C es C6H8O6. Cuál es su composición porcentual?
Respuesta:
PM: 6x12.01+8x1.01+6x16.00 = 176.14 gs/mol
1 mol de C → 12.01 gs de C	1 mol de H → 1.01 gs de H	
6 mol de C → 72.06 gs de C	8 mol de H → 8.08 gs de H	
1 mol de O → 16.00 gs de O
6 mol de O → 96 gs de O
C					H				O
176.14 gs → 100 %		176.14 gs → 100 %		176.14 gs → 100 %	
72.06 gs → 40.91 %	8.08 gs → 4.59 %		96 gs → 54.50%
5.- (Propuesto) Con la ayuda de la Tabla Periódica, determinar la composición centesimal de las siguientes sustancias:
	a) Cl2O5; b) H2SO4; c) CO2.
Respuesta:
a) Cl2O5
1 mol de Cl → 35.45 gs de Cl		1 mol de O → 16.00 gs de O
2 mol de Cl → 70.9 gs de Cl		5 mol de O → 80.00 gs de O
PM= 70.9+80=150.9 gr
Cl							O
150.9 gs → 100%				150.9gs → 100%
70.9 gs → 46.99 %				80.00 gs → 53.01 %
b) H2SO4
1 mol de H → 1.01 gs de H		1 mol de O → 16.00 gs de O	
2 mol de H → 2.02 gs de Hl		4 mol de O → 64.00 gs de O	
1 mol de S → 32.07 gs de S 
PM=2.02+64.00+32.07 = 98.09
H					S				O
98.09 gs → 100%		98.09 gs → 100%		98.09 gs → 100%
2.02 gs → 2.06 %		64.00 gs → 65.25 %	32.07 gs → 32.69%
c) CO2.
C							O
1 mol de C → 12.01 gs de C		1 mol de O → 16.00 gs de O
							2 mol de O → 32.00 gs de O
PM=12.01+32=44.01
C							O
44.01 gs → 100%				44.01 gs → 100%
12.01 gs → 27.29 %			32.00 gs → 72.71 %
6.- Con los siguientes datos de composición centesimal, determinar la fórmula más sencilla de los siguientes compuestos:
	a) Li = 10,67%; O = 49,61%; Cr = 39,72%
	b) N = 30,43%; O = 69,57%
Respuesta:
a) 100 % de muestra → 100 gs de sustancia
6.94 gs Li → 1 mol de Li
10.67 gs de sustancia → 1.54 mol de Li
16 gs de O → 1 mol de O
49.61 gs de O → 3.10 mol de O
52 gs de Cr → 1 mol de Cr
39.72 gs de Cr → 0.76 mol de Cr
Li					O				Cr
						
Li2CrO4
b) 14.01 gs de N → 1 mol de N
30.43 gs de N → 2.17 mol de N
16 gs de O → 1 mol de O
69.57 gs de O → 4.35 mol de O
O					N
			
NO2
7.- 	Una sustancia formada por C, O e H tiene la siguiente composición centesimal: C = 40%; O = 53,34%, H = 6,66%. Por otra parte, medidas experimentales dan un valor aproximado de 118,6 g/mol para el peso molecular-g. a) Determinar la fórmula mínima de la sustancia. b) determinar la fórmula molecular (operar con dos decimales).
Respuesta:
1.01 gs de H → 1 mol de H			16.00 gs de O → 1 mol de O
6.66 gs de H → 6.59 mol de H			53.34 gs de O → 3.33 mol de O
12.01 gs de C → 1 mol de C
40 gs de C → 3.33 mol de C
H					O				C
						
Formula minima = H2CO
Formula molecular = H8C4O4
8.-	(Propuesto) Se posee la siguiente información acerca de una sustancia pura: Una muestra de 0,18 moles contiene 1,08 at-g de O; 2,18 g de H y 6,50 x 1023 átomos de C. Cuál es la fórmula molecular dela sustancia?
Respuesta:
1.01 gs de H → 1 mol de H
2.18 gs de H → 2.16 mol de H
1.08 at-gs de O → 1.08 mol de O ≡ 17.28 gs de O
6, 02 x 1023 átomos de C → 1 mol de C
6,50 x 1023 átomos de C → 1.08 mol de C ≡ 12.97 gs de C
H					O				C
						
0,18 moles de sustancia → 32.43 gs de sustancia
1 mol de sustancia → 180.17 gs de sustancia ≡ masa molar
Formula minima = H2CO
Formula molecular = H12C6O6
9.- El peso molecular de la nicotina, aceite incoloro, es de 162,1 uma, y contiene 74,0% de C; 8,7% de H y el resto N. Usando tres cifras significativas en los pesos atómicos, calcule la fórmula molecular de la nicotina.
Respuesta:
74,0% de C; 8,7% de H y 17,3 N
1.01 gs de H → 1 mol de H			14.01 gs de N → 1 mol de N
8.7 gs de H → 8.61 mol de H		17.3 gs de N → 1.23 mol de N
12.01 gs de C → 1 mol de C
74 gs de C → 6.16 mol de C
H					N				C
						
Formula mínima = H7CN5
GUIA DE PROBLEMAS N° 5
SOLUCIONES
1.- Una muestra de 0,892 g de KCl se disuelve en 54,6 g de agua. Calcule el porcentaje en peso de KCl.
Respuesta:
X gs de soluto en 100 gs de solución
		55.492 gs → 0.892 gs de KCl
		100 gs → 1.607 gs de KCl ⇒ 1.607 % p/p
2.- 	a) Realice los cálculos necesarios para preparar 500 mL de una solución de NaOH 0,2 M.
	b) Indique qué volúmen de una solución concentrada de ácido clorhídrico (δ = 1,18 g/mL y 37 % p/p) son necesarios para preparar 100 mL de una solución 1 M.
Respuesta:
Molaridad = moles de soluto en 1000 ml de solucion
a) 	
1 mol de NaOH → 40 gs de NaOH	1000 ml de solucion → 8 gs de NaOH
0.2 mol de NaOH → 8 gs de NaOH	500 ml de solucion→ 4 gs de NaOH
b) 
36.46 gs de HCl → 1 mol			1.18 gs sn →1 ml sn
37 gs de HCl → 1.01 mol			100 gr sn →84.75 ml sn
84.74 ml de sn→ 1.01 mol de HCl
1000 ml de sn→ 11.92 mol de HCl = 11.92 M
1000 ml de sn → 1 moles de HCl		11.92 mol de HCl → 1000 ml de sn
100 ml de sn → 0.1 moles de HCl		0.1 mol de HCl → 8.39 ml de sn
3.- Calcule molalidad m de una disolución de H2SO4 que contiene 24,4 g de ácido en 198 g de agua.
Respuesta:
Molalidad = moles de soluto en 1000 gs de solvente
	PM H2SO4=1x2+16x4+32=98 gr/mol
98 gs de H2SO4 → 1 mol
24.4 gs de H2SO4 → 0.25 mol
198 gs de agua → 0.25 moles de H2SO4
1000 gs de agua → 1.26 moles de H2SO4= 1.26 m
4.-(Propuesto) Calcule molalidad m de una disolución de urea [(H2N)2CO] que contiene 7,78 g del compuesto en 203 g de agua.
Respuesta:
PM [(H2N)2CO]=(1x2+14)x2+12+16=60 gs/ mol
60.06 gs de urea → 1 mol		203 gs de agua → 0.13 moles 
7.78 gs de urea → 0.13 mol	1000 gs de agua → 0.64 moles = 0.64 m
5.- (Propuesto) La densidad δ de una solución acuosa de etanol C2H5OH es 0,927 g/mL. Calcular m de la disolución si su M es 5,86 mol/L.
Respuesta:
5,86 moles de etanol → 1000 ml de solución ⇒ moles de etanol → 1000 gs de agua
PM C2H5OH= 12x2+1x6+16=46 gs/mol
gs de solución = gs de agua + gs de etanol ⇒ gs de agua = gs de solución – gs de
etanol
1 mol de etanol → 46 gs
5.86 mol de etanol → 269.56 gs etanol
gs de agua = 927gs – 269.96 gs = 657.44 gs de agua
657.44 gs de agua → 5.86 mol de etanol
1000 gs de agua → 8.91 mol de etanol=8.91 m
6.- Calcule m de una disolución de H3PO4 35,4 % P/P.
 
Respuesta:
PM H3PO4=1x3+16x4+31=98
35.4 gs de H3PO4 → 100 gs de solución ⇒ moles de H3PO4 → 1000 gs de agua
98 gs de H3PO4 → 1 mol
35.4 gs de H3PO4 → 0.36 mol
gs de solución = gs de ste+ gs de sto ⇒ gs de ste = gs de solución – gs de sto
gs de agua = 100 – 35.4 = 64.6 gs de agua
64.6 gs de agua → 0.36 mol de H3PO4
1000 gs de agua → 5.57 mol de H3PO4 =5.57 m
7.- 	(Propuesto) La molaridad de una solución de amoníaco es 11,8. La densidad de la solución es de 0,916 g/mL. Calcular: a) molalidad. b) porcentaje en peso. c) fracción molar de amoníaco y la de agua. d) concentración en gramos por litro.
Respuesta:
PM NH3=1x3+14=17 gr/mol
11.8 moles de amoniaco en 1000 ml de solucion
a) Molalidad
gs de solución = gs de ste+ gs de sto ⇒ gs de ste = gs de solución – gs de sto
1 mol de NH3 → 17 gs de NH3
11.8 mol de NH3 → 200.6 gs de NH3
gs de agua = 916 gs – 200.6 gs = 715.4 gs de agua
715.05 gs de agua → 11.8 moles de NH3
1000 gs de agua→ 16.5 moles de NH3 =16.5 m
b) Porcentaje en peso
916 gs de solución → 200.6 gs de NH3
100 gs de solución → 21.9 gs de NH3 =21.9 % p/p
c) Fracción molar de amoníaco y la de agua
PM H2O=1x2+16=18 gs/mol
18.016 gs de H2O→ 1 mol de H2O
715.4 gs de H2O→ 39.69 mol de H2O
moles totales = 39.69 + 11.8 = 51.49 moles
d) Concentración en gramos por litro.
200.6 gs de NH3 → 1000 ml de solución= 200.6 gs /lt
8.- 	Describir lo más detalladamente posible, las operaciones necesarias para preparar un litro de solución de HCl 2 M, a partir de una solución 4,5 M.
Respuesta:
a) Realizar los cálculos necesarios
4.5 moles de HCl → 1000 ml de solución
2 moles de HCl→ 444.4 ml de solución
b) Medir con una probeta de 500 ml el volumen de la solución de HCl (4.5M) calculado anteriormente.
c) Tomar un matraz de 1000 ml y agregar el volumen medido.
d) Enrazar con agua destilada
9- 	A qué volumen deberá diluirse 15 mL de una solución de AgNO3 0,5 M para obtener una solución de concentración 0,08 M.
Respuesta:
Método 1
1000 ml de solución → 0.5 moles de AgNO3
15 ml de solución → 0.0075 moles de AgNO3
0.08 mol de AgNO3 → 1000 ml de solución
0.0075 mol de AgNO3 → 93.75 ml de solución
Método 2
10- (Propuesto) Algunas de las sustancias usadas muy comúnmente en los laboratorios, se venden comercialmente con las siguientes indicaciones:
	
	 Densidad (g/mL)
	 % (p/p) 
	i) ácido clorhídrico
	 1,18
	 37 
	ii) ácido fosfórico
	 1,69
	 85
	iii) ácido nítrico
	 1,41
	 67
	iv) ácido perclórico
	 1,67 
	 71
	v) amoníaco
	 0,90 
	 28
Escribir la fórmula de cada compuesto y calcular la molaridad en cada caso.
Respuesta:
i) PM HCl=1+35.5=36.5 gs/mol
36.5 gs HCl→1 mol HCl		1.18 gs sn →1 ml sn
37 gs HCl→1.01 mol HCl		100 ml sn →84.75 ml sn
84.75 ml sn→1.01mol HCL
1000 ml sn →11.92 mol HCL=11.92M
ii) PM H3PO4=1x3+31+16x4=98 gs/mol
98 gs H3PO4→1 mol H3PO4		1.69 gs sn →1 ml sn
85 gs H3PO4→0.867 mol H3PO4		100 ml sn →59.17 ml sn
59.17 ml sn→0.867mol H3PO4
1000 ml sn →14.66 mol H3PO4=14.66M
iii) PM HNO3=1+14+16x3=63 gs/mol
63 gs HNO3→1 mol HNO3			1.41 gs sn →1 ml sn
67 gs HNO3→1.06 mol HNO3		100 ml sn →70.92 ml sn
70.92 ml sn→1.06mol HNO3
1000 ml sn →14.95 mol HNO3=14.95M
iv) PM HClO4=1+35.5+16x4=100.5 gs/mol
100.5 gs HClO4→1 mol HClO4		1.67 gs sn →1 ml sn
71 gs HClO4→0.71 mol HClO4		100 ml sn →59.88 ml sn
59.88 ml sn→0.71 mol HClO4
1000 ml sn →11.86 mol HClO4=11.86M
v) PM NH3=1x3+14=17 gs/mol
17 gs NH3→1 mol NH3		0.9 gs sn →1 ml sn
28 gs NH3→1.65 mol NH3		100 ml sn →111.11 ml sn
111.11 ml sn→1.65 mol NH3
1000 ml sn →14.85 mol NH3=14.85M
11.- La Ley de Henry C (mol/L) = k P permite cálculos con gases disueltos. Calcular la M de N2 disuelto en agua si la P de N2 sobre agua es 0,78 atmósferas en condiciones ordinarias. k = 6,8 10-4 mol/L.atm para 25 oC.
Respuesta:
GUIA DE PROBLEMAS N°6
ESTEQUIOMETRIA
1.-	Considere la siguiente reacción:
MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O 
	Si reacciona 0,86 mol de MnO2 y 48,2 g de HCl. a) Qué reactivo se agota primero?, b) Cuál es el reactivo limitante? y c) qué masa (g) de Cl2 se forma ?
Respuesta:
a) 1 mol de MnO2 → 4 mol HCl
0.86 mol de MnO2 → 3.44 mol HCl
36.5 gs de HCl → 1 mol HCl
48.2 gs de HCl→ 1.32 mol HCl
Para que reaccionen los 0.86 moles de MnO2 necesito 3.44 mol HCl. Solo cuento con 1.32 mol HCl. Por lo que HCl se agotara primero el HCl
b) El reactivo limitante será el HCl
c) 4 mol HCl → 1 mol de Cl2
1.32 mol HCl → 0.33 mol de Cl2
1 mol de Cl2 → 70 gs
0.33 mol de Cl2 → 23.1 gs
2- 	(Propuesto) La descomposición de urea en medio acuoso ocurre por la siguiente reacción:
	CON2H4 (s) + H2O (l) → CO2 (g) + NH3 (g)
a) Balancear la ecuación. b) Calcular la masa y número de moles de CO2y de NH3 que se forman por descomposición completa de 15 g de Urea.
b) ¿Qué masa de agua se consume?
Respuesta:
a)	CON2H4 (s) + H2O (l) → CO2 (g) + 2 NH3 (g)
b) PM CON2H4=12+16+14x2+1x4=60 gr/mol
60.06 gs de CON2H4 → 1 mol
15 gs de CON2H4 → 0.25 mol
1 mol de CON2H4 → 1 mol de CO2 → 2 mol de NH3
0.25 mol de CON2H4 → 0.25 mol de CO2 → 0.5 mol de NH3
1 mol de NH3 → 17 gs de NH3
0.5 mol de NH3 → 8.5 gs de NH3
1 mol de CO2 → 44 gs de CO2
0.25 mol de CO2 → 11 gs de CO2
3.- (Propuesto) SO2 se prepara por calentamiento de la pirita (FeS) en presencia de aire. La reacción es:
FeS(s) + O2(g) → Fe2O3(s) + SO2(g)
	a) Balancear la ecuación. b) Se mezclan 38 g de FeS y 0,5 mol de oxígeno, qué masa y qué volumen de SO2, se obtiene. c) Qué volúmen de O2 medido en CNPT se requiere para que la reacción sea completa?
Respuesta:
a) 4 FeS(s) + 7 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + 4 SO2(g)
b) 87.92 gs de FeS → 1 mol
38 gs de FeS → 0.43 mol
4 mol de FeS → 7 moles de O2 
0.43 mol de FeS → 0.75 moles de O2 ⇒ el oxigeno esta en defecto
7 moles de O2 → 4 mol de SO2
0.5 moles de O2 → 0.29 mol de SO2
1 mol de SO2 → 64.07 gs de SO2
0.29 mol de SO2 → 18.31 gs de SO2
1 mol de SO2 (g) → 22.4 Lts de SO2
0.29 mol de SO2 (g) → 6.50 Lts de SO2
c) 1 mol de O2 → 22.4 Lts de O2
0.75 mol de O2 → 16.8 Lts de O2
4- 	El monóxido de nitrógeno (NO) se prepara por la siguiente reacción:
Cu (s) + HNO3 (ac) → Cu(NO3) 2 (ac) + NO (g) + H2O (l)
	a) Balancear la ecuación. b) Qué peso de Cu y qué número de moles de HNO3 son necesarios para preparar 1120 cm3 de NO (g) medido en CNPT ? c) Si HNO3 se encuentra en una solución que contiene 2 moles por litro de ácido nítrico, qué volumen de solución se necesita ?
Respuesta:
a) (HNO3 + 3H+ + 3e- → NO + 2 H2O) x 2				+5 ⇒ +2
(Cu + → Cu+2 +2e-) x 3					0 ⇒ +2
______________________________________________________
3 Cu + 2 HNO3 + 6H+ → 3 Cu+2 + 2 NO + 4 H2O
3 Cu (s) + 8 HNO3 (ac) + → 3 Cu(NO3) 2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
b) 22.4 Lts NO → 1 mol de NO
1.12 Lts de NO → 0.05 mol de NO
2 moles de NO → 3 moles de Cu
0.05 moles de NO → 0.075 moles de Cu 
PM de Cu = 63.55 gs/mol
1 mol Cu→ 63.55 gs
0.075 mol Cu→4.77 gs
2 moles de NO → 8 moles de HNO3
0.05 moles de NO → 0.2 moles de HNO3
c) 2 moles de HNO3 → 1000 ml de solución
0.2 moles de HNO3 → 100 ml de solución
5- 	(Propuesto) La caliza es un mineral que contiene una gran proporción (aproximadamente 96%) de carbonato de calcio. Por calentamiento de carbonato de calcio a altas temperaturas se puede obtener cal viva (óxido de calcio). En el proceso se desprende CO2. a) Escribir la ecuación que tiene lugar y balancearla. b) Calcular cuántos Kg de cal viva pueden obtenerse a partir de 5 Kg de piedra caliza ? c) En qué consiste el proceso de apagado de cal viva ? Escribir la reacción que ocurre y balancearla.
Respuesta:
a) CaCO3 → CaO + CO2
b) 100.09 gs de CaCO3 → 1 mol de CaCO3
5000 gs de CaCO3 → 49.95 mol de CaCO3
1 mol de CaCO3 → 1 mol de CaO
1 mol de CaO → 56.08 gs de CaO
49.95 mol de CaO → 2801.20 gs = 2.8 kg de CaO
100 Kgr→98 Kgr CaO
2.8 kgr →2.74 kg de CaO
c) Es el proceso de hidratación de la cal viva mediante reacción con el agua para producir el hidróxido de calcio
CaO + H2O → Ca(OH)2
6- 	(Propuesto) Qué volumen de una solución 12,5 M de NaOH se necesita para que mediante la siguiente reacción (sin balancear) se pueda obtener 25 L de H2 medidos en CNPT?
Al (s) + NaOH (ac) + H2O → NaAlO2 (ac) + H2 (g)
Respuesta:
(4OH-+2H2O+Al → AlO2- + 4 H2O+3e-) x 2			0 ⇒ +3
(2e-+2H2O+H2O → H2+H2O+2OH-) x 3			+1 ⇒ +0
______________________________________________________
8OH- + 2Al + 10 H2O→ 2AlO2- + 8H2O + 3H2+H2O + 6OH-
2OH- + 2Al + 2 H2O→ 2AlO2- + 3H2
 Al (s) + 2 NaOH (ac) + 2 H2O → 2 NaAlO2 (ac) + 3 H2 (g)
22.4 Lts de H2 → 1 mol
25 Lts de H2 → 1.12 mol
3 mol H2 → 2mol de NaOH
1.12 mol H2 → 0.74 mol de NaOH
12.5 moles de NaOH → 1000 ml de solución
0.74 moles de NaOH → 59.52 ml de solución
7.- Se determinó la concentración de iones Cu2+ en el agua de desecho de cierta planta industrial, agregando un exceso de sulfuro de sodio a 0,800 L de agua. La ecuación es:
Na2S (ac) + Cu2+ (ac) → 2 Na+(ac) + CuS (s)
	a) Por qué se requiere usar un exceso de sulfuro de sodio? b) Si se forma 0,015 g de CuS, cuál es la concentración de iones Cu2+ en moles por litro de agua?
Respuesta:
a) Para asegurarse conversión total del cobre que se quiere analizar, o sea para que el cobre no sea el reactivo limitante.
b) 95.62 gs de CuS → 1 mol de CuS
0.015 gs de CuS → 1.57 x 10-4 mol de CuS
800 ml de agua → 1.57 x 10-4 mol de Cu3+
1000 ml de agua → 1.96 x 10-4 mol de Cu3+ = 1.96 x 10-4 M
8.-	(Propuesto) a) Calcule el volumen (en mL) de una solución de NaOH 1,420 M requerido para titular las siguientes soluciones: a) 25 mL de una solución de HCl 2,43 M, b) 25 mL de H2SO4 4,5 M.
c) Cuál es la concentración (M) de ácido acético, si para titular 100 mL una solución de éste ácido se requiere 22,5 mL de NaOH 1 M?
Respuesta:
a) HCl			+	NaOH		→NaCl	+	H2O
1000 ml → 2.43 moles de HCl
25 ml → 0.061 moles de HCl
1 mol de HCl → 1 mol de NaOH
0.061 moles de HCl→0.061 moles de NaOH
1.42 moles de NaOH → 1000 ml de solución de NaOH
0.061 moles de NaOH → 42.78 ml de solución de NaOH
b) H2SO4 	+	 2 NaOH	 → 	Na2SO4 	+	 2 H2O
1000 ml → 4.5 moles de H2SO4
25 ml → 0.1125 moles de H2SO4
1 mol de H2SO4 → 2 moles de NaOH
0.1125 mol de H2SO4 → 0.225 moles de NaOH
1.42 moles de NaOH → 1000 ml de solucion de NaOH
0.225 moles de NaOH → 158.45 ml de solucion de NaOH
c) HAc + NaOH → NaAc + H2O
1000 ml de solucion de NaOH → 1 moles de NaOH
22.5 ml de solucion de NaOH → 0.0225 moles de NaOH 
1 mol de NaOH → 1 mol de HAc 
0.0225 moles de NaOH→ 0.0225 mol de HAc 
100 ml de HAc → 0.0225 moles de HAc
1000 ml de HAc → 0.225 moles de HAc
9. Se mezcla 15 mL de H2SO4 0,1 M con 25 mL de Ca(OH)2 0,3 M.
a) Escriba la reacción.
b) ¿Cuál es el reactivo limitante?
c) ¿Qué masa de CaSO4 se forma?
Respuesta:
a) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO4 + 2 H2O
b) 1000 ml de solución → 0.1 mol de H2SO4
15 ml de solución → 0.0015 mol de H2SO4
1000 ml de solución → 0.3 mol de Ca(OH)2
25 ml de solución → 0.0075 mol de Ca(OH)2
1 mol de H2SO4 → 1 mol de Ca(OH)2 ⇒ El reactivo limitante sera el H2SO4
c) 1 mol de H2SO4 → 1 mol de CaSO4
0.0015 mol de H2SO4 → 0.0015 mol de CaSO4
1 mol de CaSO4 → 136.12 gs de CaSO4
0.0015 mol de CaSO4 → 0.20 gs de CaSO4
10.- (Propuesto) Los metales alcalinos reaccionan con agua violentamente con producción de H2 y el hidróxido correspondiente. a) Calcule los moles de H2 formados si reacciona 6,23 moles de Li en exceso de agua. b) Calcule la masa de gas en g que aparece si reacciona 80,57 g de Li.
Respuesta:
2 Li + 2 H2O → 2 LiOH + H2
a) 2 mol de Li → 1 mol de H2
6.23 mol de Li → 3.115 mol de H2
b) 6.93 gs de Li → 1 mol
80,57 gs de Li → 11.63 mol
2 mol de Li → 1 mol de H2
11.63 mol de Li → 5.81 mol de H2
1 mol de H2 → 2.016 gs
5.81 mol de H2 → 11.71 gs
11.- (Propuesto) Si una persona consume 856 g de glucosa, qué masa de CO2 se obtiene?
C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O
Respuesta:
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O
180.16 gs de C6H12O6 → 1 mol
856 gs de C6H12O6 → 4.75 mol
1 mol de de C6H12O6 → 6 mol de CO2
4.75 mol de de C6H12O6 → 28.51 mol de CO2
1 mol de CO2 → 44.01 gs
28.51 mol de CO2 → 1254.72 gs
12.- La urea es un fertilizante muy empleado. Se obtiene con la reacción:
	CO2 (g) + NH3 (g) → CON2H4 (s) + H2O (l) 
En un proceso reacciona 637,2 g de amoniaco con 1142 g de CO2 Calcular:
a) Cuál es el limitante.
b) Masa de urea formada.
c) Masa del reactivo que no ha reaccionado.
d) Balance de masa.
Respuesta:
a) CO2 (g) + 2 NH3 (g) → CON2H4 (s) + H2O (l)
17.03 gs de NH3 → 1 mol
637.2 gs de NH3 → 37.42 mol
2 mol de NH3 → 1 mol CO237.42 mol de NH3 → 18.71 mol CO2
44.01 gs de CO2 → 1 mol
18.71 gs de CO2 → 25.95 gs
El NH3 está en defecto
b) 2 mol de de NH3 → 1 mol de CON2H4
37.42 mol de de NH3 → 18.71 mol de CON2H4
1 mol de CON2H4 → 60.062 gs
18.71 mol de CON2H4 → 1123.76 gs
c) 2 mol de de NH3 → 1 mol de CO2
37.42 mol de de NH3 → 18.71 mol de CO2
25.95 moles – 18.71 moles = 7.24 moles de CO2 en exceso.
1 mol de CO2 → 44.01 gs
7.24 mol de CO2 → 318.63 gs de CO2 en exceso
d) Masa de reactivo = masa de producto +exceso de reactivo
2 mol de de NH3 → 1 mol de H2O
37.42 mol de de NH3 → 18.71 mol de H2O
1 mol de H2O → 18.02 gs
18.71 mol de CO2 → 337.08 gs
Gramos de reactivo: 637.2 gs de NH3 +1142 gs de CO2 = 1779.2 gs
Masa de producto +exceso de reactivo = 1123.76 gs de CON2H4 + 337.08 gs de H2O + 318.63 gs de CO2 = 1779.5 gs
13.- Comentar lo que se entiende por % de rendimiento de una reacción, si el rendimiento teórico (100 %) es el valor de masa o mol de limitante.
GUIA DE PROBLEMAS N° 7
GASES
Unidad SI de presión: pascal (Pa) = 1 newton/m2. Otras unidades y equivalencias: 1 torr ≡ 1 mmHg; 1 atm ≡ 760 mmHg ≡ 1,01325 105 Pa ≡ 1,033 Kg/cm2 ≡ 14,695 lb/pulg2 ≡ 1,01325 bar.
1.- 	Una mezcla de gases que contiene 4 moles de nitrógeno, 2 moles de hidrógeno y 6 moles de Helio, está sometida a una presión total de 650 mm Hg. a) Indicar los gases que son monoatómicos, y los que son diatómicos. b) La fracción molar de cada gas. c) La presión parcial de cada gas.
Respuesta:
a) Diatómicos: N y H; monoatomico: He
b) 				
c) 	
PN=0.33 x 650mmHg=214.5mmHg
PH=0.17 x 650 mmHg=110.5 mmHg
PHe=0.5 x 650 mmHg=325 mmHg
2.- 	Una cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 400 cm3. Calcular el volumen del gas cuando: a) la temperatura inicial se triplica, b) la presión ejercida sobre el gas disminuye a la mitad.
Respuesta:
a) Relación Volumen –Temperatura = Ley de Charles y Gay Lussac
⇒		⇒		⇒		
 ⇒		⇒		
b) Relación Presión – Volumen = Ley de Boyle
3.- 	0,75 mol de un gas inicialmente en condiciones estándar de presión y temperatura, se lleva a una presión de 500 mm de Hg y a una temperatura de 150 oC. Calcular el volumen ocupado por el gas en esas condiciones.
Respuesta:
T°K=T°C+273=150°C+273=423°K
4.- 	(Propuesto) Una muestra de oxisulfuro de carbono (COS) gaseoso, ocupa un volumen de 200 mL a 27 oC y 750 mm Hg. Cuántos moles y qué masa de gas están contenidos en la muestra?
Respuesta:
1 mol de COS → 60.08 gs
8.02x10-3. mol de COS → 0.48 gs
5.- 	En un recipiente rígido de 2 L y a una temperatura de 100 oC se colocan 22 g de CO2; 2 g de H2 y 7 g de N2. Calcular: a) La fracción molar de cada componente. b) La presión parcial de cada componente. c) La presión total de la misma. PM CO2 = 44 uma; PMH2 = 2 uma; PMN2 = 28 uma.
Respuesta:
a) 44 gs de CO2 → 1 mol	2 gs de H2 → 1 mol		28 gs de N2 → 1 mol
22 gs de CO2 → 0.5 mol	2 gs de H2 → 1 mol		7 gs de N2 → 0.25 mol
Moles totales = 0.5+1+0.25=1.75 mol
 				
b y c)
	
6.- 	Haciendo uso de los postulados de la Teoría Cinética, explicar los siguientes hechos experimentales: a) La fácil compresibilidad de los gases. b) La completa miscibilidad de los gases. c) La presión que ejercen los gases. d) El aumento de la presión con la temperatura. e) 2 g de un cierto gas X, a volumen y temperatura constante, ejerce una presión que es el doble de la que ejerce 1 g de dicho gas en las mismas condiciones.
7.- (Propuesto) Una burbuja de 2,1 mL se eleva desde el fondo de un lago donde la P = 6,4 atm y la T = 8 oC. Calcule su volumen en la superficie a P = 1 atm y a T = 25 oC. Es lógico el resultado?.
Respuesta:
El número de moles dentro de la burbuja es constante, entonces
Completamente lógico, el volumen es directamente proporcional a la temperatura (Ley de Charles y Gay Lussac), a mayor temperatura mayor volumen. Por otro lado, el volumen es inversamente proporcional a la presión (Ley de Boyle) a menor presión, mayor volumen.
8.- Calcular la densidad (g/L) de amoníaco a 752 mmHg y 55 oC.
Respuesta:
Para 1 lt de amoniaco 
9.- (Propuesto) Un gas de Cl y O tiene una densidad de 7,71 g/L a 36 oC y 2,88 atm. Calcule la masa molar y deduzca su fórmula molecular, recordando los compuestos binarios de los halógenos con O.
Respuesta:
a) Para 1 lt de gas:
Posibles anhídridos:
Cl2O (PM = 86.9), Cl2O3, Cl2O5, Cl2O7
10.- Dado que 3,5 moles de H3N ocupan 5,2 L a 47 oC, calcule la P en atm empleando la ecuación de estado del gas ideal y luego, empleando la ecuación de Van der Waals (a = 4,17 atmL2/mol2, b = 0,0371 L/mol). Explique la razón de los valores diferentes calculados.
Respuesta:
EQUILIBRIO ENTRE FASES
11.- 	El diagrama de fases típico de una sustancia pura, se muestra en la figura. Sobre el mismo explicar los siguientes términos: a) Posición de la fase sólida, líquida y gaseosa. b) Punto triple y punto crítico. c) Curva de equilibrio. d) Cambios de estado. e) Presión y Temperatura Normales.
Respuesta:
Diagrama de faces: Grafico el cual resume las condiciones en las cuales una substancia existe como solido, liquido o gas.
Punto triple
Liquido
Gas
Solido
Punto critico
Temperatura
0oC
1 atm
El punto crítico especifica las condiciones a las cuales el estado líquido deja de existir. Es el punto en el cual las densidades del líquido y vapor son las mismas. Experimentalmente se mide las densidades del líquido y vapor en función de la temperatura, la intersección de las dos curvas da el valor del punto crítico.
El punto triple especifica las condiciones en las cuales coexisten las tres fases: solido, líquido y vapor.
12.- Si el anterior diagrama fuese del agua, explique por qué la cocción de un huevo demora más de 10 minutos en la cima de una montaña a 4000 m. También explique el fenómeno opuesto dentro de una olla a presión. Finalmente explique por qué una persona puede patinar sobre el hielo.
Liquido
Gas
Solido
Punto de ebullición
CNPT (T2)
Temperatura
0oC
1 atm
T1 T2 T3
13.- 	Describa los cambios de temperatura, presión y fase (si es que ocurrieran) en cada paso de los mostrados en los siguientes diagramas de fase:
Respuesta:
a) A→B Aumento de la temperatura a presión constante acompañado por un cambio de estado sólido a gaseoso es decir sublimación del hielo.
B→C Aumento de la presión a temperatura constante acompañado por un cambio de estado gaseoso a líquido es decir condensación de vapor de agua.
C→D Aumento de la temperatura a presión constante acompañado por un cambio de estado liquido a gaseoso es decir evaporación de agua.
D→E Aumento de la presión a temperatura constante acompañado, en este caso como la temperatura está por encima del punto crítico no se puede licuar el gas por más que se aumente la presión.
b) A→B Disminución de la temperatura a presión constante acompañado por un cambio de estado liquido a solido es decir solidificación o congelación del hielo.
B→C Disminución de la presión a temperatura constante.
C→D Aumento de la temperatura a presión constante acompañado por un cambio de estado liquido a gaseoso es decir evaporación de agua.
D→A Aumento de la presión a temperatura constante acompañado por un cambio de estado gaseoso a líquido es decir condensación de vapor de agua.
14.- (Propuesto) El punto triple del agua está a 0,006 atm y 0,01 oC. El de CO2 está a 5,2 atm y -57 oC. Explique las propiedades refrigerantes del hielo seco.
La fase liquida está por encima de la presión atmosférica, por lo que es imposible que el CO2 funda a la presión de una atmosfera. Si se calienta por encima de los -78oC a 1 atm sublima (pasa de solido a gaseoso). Es por ello que se lo conoce como hielo seco –parece hielo pero no moja– es por ello que se lo utiliza como refrigerante.
GUIA DE PROBLEMAS N° 8
PROPIEDADES COLIGATIVAS
1.- 	Explique cómo la presión de vapor de un líquido es afectada por cada una de las siguientes variables: a) volumen del líquido. b) Temperatura. c) Área superficial del líquido. d) Magnitud de fuerzas intermoleculares.
Respuesta:
Presión de Vapor:
Las moléculas de un líquido aligual que las de un gas o un sólido se encuentran en movimiento constante. La estructura de un líquido hasta cierto punto es ordenada y las moléculas en el estado líquido energía cinética (movimiento de traslación, rotación, etc) pero no con tanta libertad como en los gases. Supongamos un determinado volumen de líquido en un recipiente abierto; algunas de las moléculas del líquido superan las fuerzas de atracción y escapan de la fase liquida. De esta manera veremos que el volumen del líquido disminuye. Decimos entonces que el líquido se ha evaporado. Ahora bien, si cerramos el recipiente, veremos que las moléculas que escapan de la fase líquida se acumulan en el espacio superior y algunas vuelven al líquido. A medida que aumenta el número de moléculas en el espacio libre, también aumenta el número de las que vuelven al líquido. De esta manera se llega a un estado de “equilibrio dinámico”, para cada temperatura, cuando el número de moléculas que pasan de la fase líquida al espacio superior libre es igual al número de moléculas que vuelven al líquido en un tiempo dado. Podemos decir que el espacio superior libre se halla saturado con vapor y la presión que éste ejerce sobre la interface gas - líquido es la presión de vapor del líquido a la temperatura dada. 
Este equilibrio depende exclusivamente de la temperatura y se establece para cada temperatura. La presión de vapor aumenta con la temperatura, ya que al aumentar la temperatura, aumenta la energía cinética de las moléculas, por lo tanto el número de moléculas por unidad de volumen de vapor es mayor, y éste ejerce mayor presión de vapor cuando llega al estado de equilibrio. Para que las moléculas se separen de la fase líquida y pasen a la fase vapor deberán vencer las fuerzas de atracción de las moléculas del líquido. Estas fuerzas son relativamente grandes debido a que las moléculas en la fase líquida se hallan más próximas que en la fase vapor.
 
2.- 	La presión de vapor del alcohol metílico (CH3OH) a 40 °C es 254 mmHg. Si 0,5 g de un soluto no-volátil de PM = 86 g/mol es disuelto en 50 g del alcohol. Cuál es la presión de vapor en la solución?
Respuesta 
Descenso de la Presión de Vapor
Cuando disolvemos un soluto no volátil, como la glucosa, en un solvente líquido obtenemos una solución. Ahora bien, si medimos la presión de vapor de la solución para todas las temperaturas, veremos que dicha presión de vapor es inferior a la del solvente puro. Si graficamos los valores de presión de vapor de la solución, comparándolos con los del solvente puro obtendremos el siguiente gráfico.
Si un soluto es no volátil la presión de vapor de su disolución es menor que la del disolvente puro. Así que la relación entre la presión de vapor y presión de vapor del disolvente depende de la concentración del soluto en la disolución. Esta relación está dada por la ley de Raoult, que establece que la presión parcial de un disolvente sobre una disolución está dada por la presión de vapor del disolvente puro, multiplicada por la fracción molar del disolvente en la disolución.
, 	 ,	 
Una fuerza motora en los procesos físicos y químicos es el incremento del desorden: a mayor desorden creado, más favorable es el proceso. La vaporización aumenta el desorden de un sistema porque las moléculas en el vapor no están tan cercanamente empacadas y por lo tanto tienen menos orden que las del líquido. Como en una disolución está mas desordenada que el disolvente puro, la diferencia en el desorden entre una disolución y un vapor es menor que la que se da entre un disolvente puro y un vapor. Así las moléculas del líquido tienen menor tendencia a abandonar el disolvente para transformarse en vapor.
PM(CH3OH)=12+16+4x1=32
86 gr sto → 1 mol sto		32 gr ste → 1 mol ste		
0.5 gr sto →0.0058 mol		50 gr ste → 1.56 mol ste
3.- 	Suponiendo que se cumple la ley de Raoult explicar las variaciones que sufre la presión de vapor del agua, si se disuelve 43,68 g de azúcar (C12H22O11) en 245 mL de agua a 25 °C. A ésa temperatura, la densidad del agua es 0,9971 g/mL y su presión de vapor es 23,756 Torr. El azúcar no se disocia en agua. (PM = 342 g/mol).
Respuesta
342 gr C12H22O11→ 1 mol C12H22O11
43.68 gr C12H22O11→ 0.128 mol C12H22O11
1 ml H2O→ 0.9971 gr H2O
245 ml H2O→ 244.29 gr H2O
18 gr H2O→ 1 mol H2O
244.29 gr H2O→ 13.572 mol H2O
Moles totales=0.128+13.572=13.7
4.- 	La presión osmótica de la sangre a la temperatura del cuerpo humano (37 °C) es 7,65 atm. Cuál es la concentración de glucosa (C6H12O6) en g/L, que debe tener una solución acuosa con la misma presión osmótica de la sangre, para ser inyectada en forma endovenosa?
Respuesta
PM(C6H12O6)=12x6+12+6x16=180
1 mol C6H12O6→ 180 gr C6H12O6
0.3 mol C6H12O6→ 54 gr C6H12O6
5.- 	En cada uno de los siguientes casos, prediga si el nivel de las soluciones permanece constante o variará (indique cuál se eleva). Justifique su respuesta. (En todos los casos el solvente es agua).
	 SOLUTO EN A
	 SOLUTO EN B
	 a) 10 % sacarosa
 b) 10 % NaCl
 c) 1 M NaCl
 d) 1 M ClNa
 e) 0,5 M CaI2
	a) 1 % sacarosa
b) 10 % NaI
c) 1 M NaI
d) 1 M Na2SO4
e) 0,5 M Urea 
	
		A
B
Respuesta:
El nivel se moverá de acuerdo a la presión osmótica de las soluciones, el líquido se moverá desde la presión mayor a una menor
a) MA > MB	→	πA >πB	→	Se eleva el nivel de B
b) PM (NaCl)=23+35.5=58.5 gr/mol
PM (NaI)=23+127=150 gr/mol
Asumiendo que la densidad de las soluciones es igual a 1 gr/ml
58.5 gr NaCl→1 mol NaCl			150 gr Nal→1 mol NaCl
10 gr NaCl →0.171 mol NaCl		10 gr NaCl →0.067 mol NaCl
100 ml→0.171 mol NaCl			100 ml→0.067 mol NaI 
1000 ml →1.71 mol NaCl			1000 ml →0.67 mol NaCI
MA > MB	→	πA >πB	→	Se eleva el nivel de B
c) πA =πB El nivel permanece constante
d) ClNa	→	Cl- + Na+			i=2
Na2SO4	→	2 Na+	+	SO4-2		i=3
πA <πB	→	Se eleva el nivel de A
e) Cal2	→	Ca+2 + 2I-	i=3
Urea 				i=1
πA >πB	→	Se eleva el nivel de B
6.- 	Cuando se disuelve CaCl2 en agua, se forma un mol de Ca+2 y dos de Cl- por cada mol de CaCl2 disuelto. Si se prepara una disolución de 9,99 g de CaCl2 en 162 g de agua. Cuál será la elevación del punto de ebullición? (Keb = 0,512 °C/m)
Respuesta
i=3
PM(CaCl2)=35.5x2+40=111 gr/mol
111 gr CaCl2→1 mol NaCl		162 gr H2O→0.09 mol CaCl2 
9.99 gr NaCl →0.09 mol CaCl2	1000 gr H2O→0.55 mol CaCl2=0.55 m
ΔTeb=3x0.55mx0.512°C/m=0.845°C
7.- 	Si el radiador de un automóvil contiene 12 litros de agua. Cuánto desciende el punto de congelación debido a la adición de 5 Kg de glicol [C2H4(OH)2]? Cuántos Kg de alcohol metílico (CH3OH) se necesitan para producir el mismo efecto? Suponer una pureza del 100 % y que la densidad del agua es 1 g/mL. (Kc= 1,86 °C/m).
Respuesta
i=1
PM(C2H4(OH)2)=12x2+6x1+16x2=62 gr/mol
62 gr C2H4(OH)2→1 mol C2H4(OH)2		
5000 gr C2H4(OH)2 →80.65 mol C2H4(OH)2	
12000 gr H2O→80.65 mol C2H4(OH)2
1000 gr H2O→6.72 mol C2H4(OH)2=6.72 m
ΔTc=6.72mx1.86°C/m=14.5°C
PM(CH3(OH))=12+4x1+16=32 gr/mol
1 mol CH3(OH)→32 gr
80.65 mol CH3(OH)→2580.8 gr
8.- (Propuesto) El peso molecular de un compuesto orgánico es 58 g/mol. Calcular el punto de ebullición de una disolución que contiene 24 g de soluto y 600 g de agua, cuando la presión barométrica es tal que el agua hierve a 99,725 °C. (Kebu=0.512)
Respuesta
i=1
58 gr sto→1 mol sto			600 gr H2O→0.414 mol 
24 gr sto →0.414 mol sto		1000 gr H2O→0.68 mol =0.69 m
ΔTeb=T-T°eb=0.69x0.512°C/m=0.353°C→ T=99.725+0.353=100.078°C
9.- 	La lisozima es una enzima que rompe las paredes de las células bacterianas. Una muestra de lisozima extraída de la clara de huevo de gallina, tiene una masa molecular de 13390 g/mol. Se disuelve 10 g de ésta enzima en 159 g de agua a 25 oC. Calcule la disminución en la presión de vapor, en el punto de congelación, el aumento de punto de ebullición y la presión osmótica de esta solución. (Presión de vapor de agua a 25 oC = 23,76 mmHg, densidad de la solución 1,05 g/mL).
Respuesta
Presión de vapor:
13390 gr sto→1 mol sto			18 gr H2O→1 mol H2O	
10 gr sto →7.5x10-4 mol sto		159 gr H2O →8.33 mol H2O
Moles totales=8.834
Xsto=0.94→P°=0.94x23.76mmHg=22.4mmHg
10.- En un diagrama de fases indique:
a) Disminución de la presión de vapor.
b) Aumento de la temperatura de ebullición.
c) Disminución de la temperatura de congelamiento.
Líquido
Gas
Sólido
T
1 atm
ΔTf
ΔTb
P. congelación de la disolución
P. congelación del agua 
P. ebullición del agua
P. ebullición de la disolución
P
11.- Encuentre el peso molecular de un compuesto orgánico que produce una disminución de 1 oC en la temperatura de congelamiento del agua, cuando se disuelve 5 g del compuesto en 100 g de agua.
Respuesta
i=1
ΔTc=1ºC
Kc=1.86ºC/m
1000gr H2O →0.538 mol		
100 gr H2O →0.0538mol
0.0538 mol →5 gr
1 mol→92.94 gr=PM
12.- Una masa de 7,85 g de un compuesto de fórmula mínima C5H4 se disuelve en 301 g de benceno (Kc= 5,12 °C/m). El punto de congelación de la solución es 1,05 oC menor que el de benceno puro. Cuál es la masa molar y la fórmula molecular del compuesto.
Respuesta
i=1
ΔTc=1.05ºC
Kc=5.12ºC/m
1000gr Benceno →0.205 mol		
301 gr H2O →0.0617mol
0.0617 mol →7.85 gr
1 mol→127.23 gr=PM
PM/PMf. Mínima=127.23/64=1.98~2
Fórmula molecular: C10H8
13.- (Propuesto) Se disuelve 35,0 g de hemoglobina (Hb) en agua csp 1 L de solución. La presión osmótica es 10 mmHg a 25 oC. Calcule el PM de Hb.
Respuesta
760 mmHg→ 1 atm
10 mmHg→ 0.0132 atm
4.98x10-4 mol → 35 gr 
1 mol → 70281gr/mol=PM
14.- La presión osmótica de una disolución de KI 0,01 M de ioduro de potasio es 0,465 atm a 25 oC. Calcule el factor de Van’t Hoff para la sal.
Respuesta
15.- (Propuesto) Calcule la masa (g) de sacarosa (C12H22O11) que se debe agregar a 552 g de agua para que la presión de vapor de la disolución sea 2,0 mmHg menor que la de agua pura a 20 oC (Pv agua a 20 oC es 17,5 mmHg).
Respuesta
ΔP=2 mmHg=Pº-Pdis=XstoxPº
Xsto=2mmHg/17.5mmHg=0.114=moles sto/moles totales
18 gr H2O → 1 mol H2O 
552 gr H2O → 30.67mol H2O 
PM(C12H22O11)=12x12+22x1+11x16=342gr/mol
1 mol C12H22O11 → 342 gr C12H22O11
3.95 mol C12H22O11 → 1350.9 gr C12H22O11
GUIA DE PROBLEMAS N° 9
TERMOQUÍMICA
1.- Qué cantidad de calor se necesita para elevar la temperatura de los siguientes sistemas de 15 a 45 °C? a) 120 g de agua (cagua= 1cal/ºC.gr), b) 120 g de Fe (cFe= 0,107 cal/ºC.gr), c) 50 g de Hg (cHg= 0,033 cal/ºC.gr).
Respuesta
Q=m x c x (Tf-Ti)
a) Q=120gr x 1cal/(ºCgr) x (45-15)=3600cal
b) Q=120gr x 0.107cal/(ºCgr) x (45-15)=385.2cal
c) Q=50gr x 0.033cal/(ºCgr) x (45-15)=49.5cal
2.- 	A 50 g de agua a 50 °C, se le agrega 10 g de un metal M inicialmente a 10 °C. Luego de alcanzado el equilibrio térmico, la temperatura del sistema es de 48,4 °C. Cuál es el valor del calor específico del metal? (cagua= 1 cal/ºC.g)
Respuesta
Qagua=m x cagua x (Tf-Ti)= 50gr x 1cal/(ºCgr) x (48.4-50)=-80cal
-Qagua= QMetal=80cal
QMetal=80=10gr x cmetal x (48.4-10)	→	cmetal=0.208 cal/grºC
3.- 	Calcular la temperatura final de equilibrio que se alcanza si se mezclan 100 g de agua inicialmente a 20 °C, con 50 g de agua inicialmente a 80 °C.
Respuesta
-Qagua caliente= Qagua fria
-[50gr x 1cal/(grºC) x (Tf-80)]=100gr x 1cal/(ºCgr) x (Tf-20)
Tf-80=(-100/50 cal/ºC)(Tf-20)=-2(Tf-20)= -2.Tf+40
Tf=(40+80)/(2+1)=120/3	→	Tf=40ºC
4.- a) Cuántas calorías son necesarias para convertir 30 g de hielo a -10 °C en vapor a 110 °C?
	chielo= cvapor= 0,5 cal/°g, Calor de Fusión= 80 cal/g
	cagua líquida = 1cal/°g, Calor de Vaporización= 540 cal/g
 b) Indique por medio del diagrama de fases del agua pura, las distintas etapas que se verifican en a)
Respuesta
a) 
30gr hielo →	30gr hielo →	30gr Agua →	30gr Agua →	30gr Vapor →	30gr Vapor
-10ºC		0ºC		0ºC		100ºC		100ºC		110ºCQ1
Q5
Q4
Q2
Q3
		
Q1=m.c.(Tf-Ti)= 30gr.0.5cal/(ºCgr).(0-(-10)=150cal
Q2= m.∆HFusión=30gr.80cal/gr=2400cal
Q3=m.c.(Tf-Ti)= 30gr.1cal/ºCgr.(100-0)=3000cal
Q4= m.∆HVaporización=30gr.540cal/gr=16200cal
Q5=m.c.(Tf-Ti)= 30gr.0.5cal/ºCgr.(110-100)=150cal
QTotal= Q1 +Q2 +Q3 +Q4 +Q5
QTotal=150cal+2400cal+3000cal+16200cal+150cal=21900cal
b)Líquido
Gas
Sólido
Temperatura
-10 0
1 atm
 100 110 
5.- La combustión del acetileno, puede representarse mediante la siguiente reacción balanceada:
C2H2 (g) + 2,5 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) ΔH°= - 310,7 Kcal/mol
Sabiendo que:
	ΔH°f (H2O;l) = -68,3 Kcal/mol y ΔH°f ( CO2; g ) = -94,5 Kcal/mol
	Calcular el ΔH°f (C2H2;g)
Respuesta
∆H0=∑n∆H0F(productos)- ∑n∆H0F(reactivos)
∆H0=2∆H0CO2+∆H0H2O- 1∆H0C2H2
∆H0C2H2 =2∆H0CO2+∆H0H2O- ∆H0
∆H0C2H2 =2.(-94.5Kcal/mol)+(-68.3Kcal/mol)-(-310.7Kcal/mol)
∆H0C2H2=-189-68.3+310.7=53.4Kcal/mol
6.- Para la siguiente reacción:
	Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) + Fe (s)
a) Balancearla. 
b) Calcular el ΔHr a partir de los siguientes datos:
 ΔH°f (Fe2O3; s) = -196,5 Kcal/mol
	ΔH°f (Al2O3 ; s) = -399,5 Kcal/mol
c) Cuál es el ΔH°f de Fe (s)? Es válido para todos los elementos en el mismo estado?
Respuesta
a) 2Al (s) + Fe2O3 (s) → Al2O3 (s) +3 Fe (s)
b) ∆H0=∆H0Al2O3- ∆H0Fe2O3=-399.5Kcal/mol-(-196.5Kcal/mol)
∆H0=-203 Kcal/mol
c) ΔH°f de Fe (s) es cero
7.- A partir de los siguientes datos: 
	
	ΔHof C2H6 (g) = -84,7 KJ/mol
	ΔHof C4H10 (g) = -125,7 KJ/mol
	ΔHof CH4 (g) = -74,9 KJ/mol
	
	Calcular el ΔHo de las siguientes reacciones:
	a) C2H6 (g) + H2 (g) ⎯→ 2 CH4 (g)
 b) C4H10 (g) + 3 H2 (g) ⎯→ 4 CH4 (g)
Respuesta
a- ∆H0=2∆H0CH4- ∆H0C2H6=2.(-74.9KJ/mol)-1.(-84.7KJl/mol)→ ∆H0=-65.1KJ/mol
b- ∆H0=2∆H0CH4- ∆H0C4H10=4.(-74.9KJ/mol)-1.(-84.7KJl/mol)→
∆H0=-214.91KJ/mol
8.- a) dada la reacción SO2 (g) + ½ O2 (g) → SO3 (g) ΔH = -99,1 KJ
Calcule el calor liberado cuando reacciona 74,6 g de SO2 (PM = 64,07 g/mol).
b) dada la reacción P4 (s) + 5 O2 (g) → P4O10 (s) ΔH = -3.013 KJ
Calcule el calor liberado cuando reacciona 266 g de fósforo blanco.
Respuesta
a) 64.07gr SO2→1mol SO2
74.6 gr SO2→1.164mol
1mol SO2→-99.1KJ
1.164 moles→-115.39KJ
b) 124gr P4→1mol P4
266 gr P4→2.145mol
1mol P4→-3013KJ
2.145 mol P4	→-6463.37KJ
 
9.- Una muestra de 100 mL de HCl 0,5 M reacciona con 100 mL de NaOH 0,5 M en un calorímetro a presión constante cuya capacidad calorífica C = 335 J/oC. La temperatura inicial de las disoluciones es 22,5 oC y la temperatura final de la mezcla es 24,9 oC. La densidad y el calor específico de las disoluciones son similares a las del agua: 1 g/mL y 4,184J/g oC respectivamente. Calcule el calor de reacción (neutralización) por mol.
Respuesta 
QSistema= Qsolución+ Qcalorímetro +Qrección
QSolución= QNaOH+ QClH= mNaOH.c.(Tf-Ti)+ mClH.c.(Tf-Ti)
mNaOH=100ml.1gr/ml=100gr
mClH=100ml.1gr/ml=100gr
Qsolución=200gr.4.184J/grºC.(24.9-22.5)=2008.32 J
Qcalorímetro= C.(Tf-Ti)=335J/ºC(24.9-22.5)=804J
Considerando un sistema aislado
QSistema= 0= Qsolución+ Qcalorímetro +Qrección
Qrección =-Qsolución- Qcalorímetro =-2008.32-804=-2812.32J
1000ml→ 0.5 mol NaOH
100 ml →0.05 mol	NaOH
0.05mol→-2812.32J
1mol→-56246.4J
10.- Aplicando la Ley de Hess, calcular la entalpía estándar de formación del acetileno a partir de sus elementos: 2 C (grafito) + H2 (g) → C2H2 (g) considerando los datos siguientes.
a) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g)		ΔH0 reacción = -393,5 KJ
b) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l)		ΔH0 reacción = -285,8 KJ
c) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH0 reacción = -2598,8 KJ
Respuesta 
4C (grafito) + 4O2 (g) → 4CO2 (g)			-393,5 KJ.x 4=-1574KJ
2H2 (g) + 1 O2 (g) → 2H2O (l)			-285,8 KJx2=-571.6KJ
4 CO2 (g) + 2 H2O (l) →2 C2H2 (g) + 5 O2 (g)	-2598,8 KJ
4 C (grafito) + 2H2 (g) → 2C2H2 (g)		453.2KJ
Divido todo por 2
2 C (grafito) + H2 (g) → C2H2 (g)			226.6KJ
11.- Aplicando la ecuación:
ΔH0 reacción = ∑ n ΔH0formación (productos) - ∑ m ΔH0formación (reactivos)
calcular el ΔH0 reacción de: 2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l)
Datos: 
ΔH0formación B2O3 (s) = - 1263,6 KJ/mol
ΔH0formación B5H9 (l) = + 73,2 KJ/mol
ΔH0formación H2O (l) = - 285,8 KJ/mol
ΔH0formación O2 (g) = 0 KJ/mol
Respuesta
∆H0=9.∆H0H2O+5. ∆H0B2O3-2.∆H0B5H9
∆H0=9.(-285.8KJ/mol)+5. (-1263.6KJ/mol)-2.73.2
∆H0=9036.6KJ
GUIA DE PROBLEMAS N° 10
CINETICA
1.- Expliqueel efecto sobre la velocidad de reacción de:
a) la concentración de los reactivos.
b) la temperatura.
c) la energía de activación.
Respuesta
Factores que influyen sobre la velocidad de reacción:
· Naturaleza de la reacción: Algunas reacciones son, por su propia naturaleza, más rápidas que otras. El número de especies reaccionantes, su estado físico (las partículas que forman sólidos se mueven más lentamente que las de gases o de las que están en solución, la complejidad de la reacción, y otros factores pueden influir enormemente en la velocidad de una reacción.
· Concentración: La velocidad de reacción aumenta con la concentración, como está descrito por la ley de velocidad y explicada por la teoría de colisiones. Al incrementarse la concentración de reactante, la frecuencia de colisión también se incrementa.
· Presión: La velocidad de las reacciones gaseosas se incrementa muy significativamente con la presión, que es, en efecto, equivalente a incrementar la concentración del gas. Para las reacciones en fase condensada, la dependencia en la presión es débil, y sólo se hace importante cuando la presión es muy alta.
· Orden: El orden de la reacción controla cómo afecta la concentración (o presión) a la velocidad de reacción.
· Temperatura: Generalmente, al llevar a cabo una reacción a una temperatura más alta provee más energía al sistema, por lo que se incrementa la velocidad de reacción al ocasionar que haya más colisiones entre partículas, como lo explica la teoría de colisiones. Sin embargo, la principal razón porque un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción es que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas. La influencia de la temperatura está descrita por la ecuación de Arrhenius. 
· Energía de activación: es la energía que necesita un sistema antes de poder iniciar un determinado proceso. La energía de activación suele utilizarse para denominar la energía mínima necesaria para que se produzca una reacción química dada. Para que ocurra una reacción entre dos moléculas, éstas deben colisionar en la orientación correcta y poseer una cantidad de energía mínima. Si la energía es suficiente, se vence la repulsión entre las nubes de electrones y las moléculas se aproximan lo suficiente para que se produzca una reordenamiento de los enlaces de las moléculas. La ecuación de Arrhenius proporciona la base cuantitativa de la relación entre la energía de activación y la velocidad a la que se produce la reacción. Un ejemplo de efecto sobre la velocidad de reacción de la energía de activación es el agregado de un catalizador en la reacción.
2.- Para la reacción: 5 P + 22 C → A + 2 B expresar en términos de diferenciales de reactivos y productos la velocidad de reacción. Diga si las expresiones siguientes son verdaderas o falsas:
a) la velocidad de desaparición de C es 22 veces mayor que la velocidad de aparición de A.
b) la velocidad de desaparición de P es 2,5 veces mayor que la velocidad de aparición de B.
Respuesta
a) Verdadero 
b) Verdadero 
3.- Escriba la expresión matemática de la constante específica de velocidad, explicando el significado de cada uno de sus factores.
Respuesta
Ea: Energía de activación (KJ/mol)
R: Constante de los gases (8.314KJ/ºKmol)
T: Temperatura (ºK)
A: Factor de frecuencia. Representa la frecuencia de colisiones.
4.- Cuál es el efecto sobre la velocidad de una reacción química, del incremento de la concentración de un reactivo en tres veces, si la reacción es de: a) primer orden; b) segundo orden; c) orden cero; con respecto al reactivo variable.
Respuesta
Suponiendo que 
a) 
b) 
c) 
5.- Indicar el orden total y el orden para cada uno de los reactivos de las siguientes reacciones:
	a) O2 (g) + 2 NO (g) ⎯→ NO2 (g) v= k [O2] [NO]2
	b) 3 ClO- (ac) ⎯→ 2 Cl- (ac) + ClO3 - (ac) v= k [ClO-]2
c) discutir la diferencia entre orden y molecularidad.
d) Indicar las unidades de las k de velocidad para cada caso.
e) Realice una gráfica de la concentración de O2, NO y NO2 en función del tiempo.
Respuesta
a) 	Orden total = 3
Orden para el O2=1
Orden para el NO=2
b) 	Orden total = 2
Orden para el ClO-=1
c) 	Molecularidad: Describe el número de moléculas reaccionantes en una etapa determinada
Orden: Describe el número de moléculas reaccionantes en la etapa lenta 
 
d)	Para la reacción a)	 k[=]Lts2/(seg. mol2)
	Para la reacción b)	 k[=]Lts/(seg. mol)
6.- 	La reacción entre NO2− e I− en solución ácida se puede representar por la ecuación:
	2 NO2- + 4 H+ + 2 I- ⎯→ I2 + 2 NO + 2 H2O
La ley cinética obtenida experimentalmente para la reacción es:
v= k [NO2−] [I−] [H+]2
Cómo cambia la velocidad de la reacción si:
i) [H+] y [I−] se mantienen constantes y se duplica [NO2−]?
ii) [I−] y [NO2−] se mantienen constantes y [H+] se duplica?
iii) [I−] y [NO2−] se mantienen contantes y [H+] se reduce a la mitad?
iv) Todas las concentraciones se duplican?
Respuesta
	Condición inicial
	k
	[NO2-]
	[I-]
	[H+]
	v= k [NO2−] [I−] [H+]2
	I
	k
	2 [NO2-]
	[I-]
	[H+]
	vI= 2v
	II
	k
	[NO2-]
	[I-]
	2[H+]
	vII= 22 v=4v
	III
	k
	[NO2-]
	[I-]
	1/2[H+]
	vIII= (1/2)2 v=1/4v=0.25v
	IV
	k
	2[NO2-]
	2[I-]
	2[H+]
	vIV= 2 2 22 v=16v
7.- Para la reacción:
	H2 (g) + 2 ICl (g) ⎯→ I2 (g) + HCl (g)
Se ha encontrado la siguiente ecuación ley de velocidad: v = k [ICl] [H2]
a) Qué mecanismo describe la ley de velocidad?
	i) ICl (g) + H2 (g) ⎯→ HI (g) + HCl (g) lenta
 ICl (g) + HI (g) ⎯→ I2 (g) + HCl (g) rápida
	ii) ICl (g) + HI (g) ⎯→ I2 (g) + HCl (g) lenta
 ICl (g) + H2 (g) ⎯→ HI (g) + HCl (g) rápida
b) Si se agrega una sustancia X, la velocidad global de la reacción aumenta sin que aparentemente X se consuma. Qué rol cumple X en la reacción?
Respuesta
a) El mecanismo que describe la ley de velocidad es la i
b) X actúa como catalizador de la reacción
8.- Cuando una persona respira, O2 del aire atraviesa la membrana de los alvéolos pulmonares y se disuelve en la sangre, donde reacciona con una proteína llamada hemoglobina (Hb). La concentración de Hb en sangre es 8,0 x 10-6 mol/L y la concentración de O2 en la sangre a nivel de los alvéolos pulmonares es 1,6 x 10-6 mol/L. La reacción que se produce puede representarse por: Hb + O2 🡪 HbO2. La oxihemoglobina (HbO2) transporta el oxígeno a todas las células. La velocidad de formación de oxihemoglobina está descripta por la ley v = k [Hb] [O2].
	Sabiendo que la velocidad de consumo de O2 es 2,7 x 10-5 mol (L.s)-1:
a) 	Calcular el valor de k y expresar sus unidades.
b) 	Calcular el número de moles de O2 consumidos por segundo y por hora en 200 cm3 de sangre.
c) 	Determinar por qué razón un equipo de fútbol que vá a competir a La Paz (Bolivia, 3700 m de altura) debe ir 15 días antes de la fecha del encuentro.
Respuesta
a) 
b)	1000ml →2,5 mol O2
	200 ml→0.54 mol O2	
	
1 seg →0.54 mol O2
3600 seg(1 Hora)→1944mol O2 	
		
9.- Bajo condiciones especiales la velocidad de la reacción:
	2 H2 (g) + O2 → 2 H2O (g)
	puede ser representada por:
 v = k [H2]m[O2]n
	A partir de los siguientes datos encuentre los valores de m, n, k
	 [H2] (mol/L)
	 [O2] ( mol/L)
	 V (mol/L.s)
	 1,00
	 1,00
	 1,00
	 1,00
	 2,00
	 2,00
	 1,00 
	 4,00
	 4,00
	 3,00
	 1,00
	 9,00
	 4,00
	 2,00
	 32,00 
Respuesta
Para obtener el valor de n
Para obtener el valor de m
Para obtener el valor de k
10.- (Propuesto) Bajo condiciones especiales la velocidad de la reacción:
A + B ⎯→ Productos
puede estar representada por:
v = k [A]m [B]n
	a partir de los siguientes datos encuentre los valores de m, n, k.
T = 10 oC
	 [A] (mol/L)
	 [B] (mol/L)