Guia Ingreso

QUIMICA Curso Preparatorio 2018 1. REGLAMENTO DE LOS CURSOS PREPARATORIOS (CPA-IPC-ISC) 2. PROPOSITOS DE LA MATERIA 3. CONTENIDOS DE LA MATERIA 4. ITEMS Y PROBLEMAS SUGERIDOS DEL LIBRO: “QUIMICA” (Whitten 10ª y 8va Edición - Cengage Learning) 5. GUIA DE EJERCITACIÓN 6. PROBLEMAS ADICIONALES -1- 1. REGLAMENTO Y NORMAS GENERALES DE INGRESO  CURSO PREPARATORIO ANUAL (CPA) Evaluaciones Parciales a. Todos los alumnos, en cada una de las materias del CPA, deberán rendir cuatro (4) evaluaciones parciales periódicamente durante el transcurso del dictado de las materias. b. El alumno podrá tener ausente sólo en una de las evaluaciones mencionadas. Si tuviera dos o más ausentes, automáticamente deberá rendir examen FINAL de la materia correspondiente. Exámenes Los alumnos pueden promocionar cada una de las materias (ver inciso I). Si no lo hicieran, deberán rendir uno de los dos tipos de exámenes: el examen INTEGRADOR o el examen FINAL (ver inciso II), de aquellas materias que no logre promocionar. Inciso I ¿Cómo se promociona una materia? Para promocionar una determinada materia (es decir no rendir examen INTEGRADOR o EXAMEN FINAL), el alumno deberá cumplir con cada una de las siguientes tres (3) condiciones: 1. Sólo podrá tener una evaluación parcial con calificación menor a 4 puntos. 2. En la cuarta (y última) evaluación parcial deberá obtener una calificación mayor o igual a 5 puntos. 3. El promedio obtenido considerando las tres notas más altas en las evaluaciones parciales, deberá ser mayor o igual a 7 puntos. Inciso II ¿Qué ocurre si no se promociona una materia?  Podrán rendir el examen INTEGRADOR únicamente aquellos alumnos que cumplan cada una de las siguientes tres (3) condiciones: 1. Sólo podrá tener una evaluación parcial con calificación menor a 4 puntos. 2. En la cuarta (y última) evaluación parcial deberá obtener una calificación mayor o igual a 5 puntos. 3. El promedio obtenido considerando las tres notas más altas en las evaluaciones parciales, deberá ser mayor o igual a 5 puntos.  De no cumplir con cualquiera de estas últimas condiciones, el alumno deberá rendir el examen FINAL de la materia que corresponda. Inciso III Comentarios generales. 1. En diciembre los alumnos rendirán (en caso de no promocionar), según corresponda, el examen INTEGRADOR o el examen FINAL. En ambos casos dichas instancias no serán aranceladas. De no aprobarse alguno/s de estos exámenes, o no presentarse a los mismos, se deberá/n rendir en el mes de febrero siguiente (ver inciso III 2.) 2. Los exámenes de febrero únicamente corresponderán a la modalidad examen FINAL, los cuales serán arancelados. 3. a. A posteriori de rendir él o los exámenes FINALES mencionados en III 2., los alumnos que únicamente adeuden una materia, tendrán la opción de una última oportunidad que se rendirá en el mes de febrero en la modalidad examen FINAL (arancelado). b. Agotadas las instancias evaluatorias de diciembre (Inciso III 1.) y febrero (Inciso III 2.) y la posibilidad habilitada por el inciso III 3. a. (si ésta correspondiera), y no habiendo aprobado las cuatro materias del CPA, el alumno no podrá ingresar a 1º año. No obstante, se le reconocerá (sin vencimiento) aquellas materias que hubiere aprobado en cualquiera de las instancias. De este modo, el -2- alumno podrá optar, si así lo deseara, rendir las materias adeudadas como alumno libre (en las fechas habilitadas a tal fin) o, en caso contrario recursarlas.  CURSO PREPARATORIO CUATRIMESTRAL (IPC-ISC) Evaluaciones Parciales Todos los alumnos, en cada una de las materias del CPC, deberán rendir dos (2) evaluaciones parciales periódicamente durante el transcurso del dictado de las materias. Ingreso sin examen final (Promoción)   Podrán ingresar sin rendir examen final, los aspirantes que hayan obtenido en cada materia:  5 o más puntos en cada nota parcial (examen, TP, etc.)  7 o más puntos como promedio De no cumplir con cualquiera de estos dos requisitos, el alumno deberá rendir el examen INTEGRADOR o el examen FINAL en julio/diciembre (según corresponda IPC/ISC) de la materia que corresponda. Ingreso con examen Integrador Para acceder al examen Integrador, los alumnos deberán: ● Aprobar el segundo examen parcial con una nota de 4 puntos o superior. ● Tener 4 o más puntos como promedio. De no cumplir con cualquiera de estos dos requisitos, el alumno deberá rendir examen Final de la materia que corresponda. Comentarios generales 1. Todos los alumnos que deban rendir final deberán hacerlo en la primera fecha prevista a tal efecto. 2. Quienes no hayan aprobado en la primera fecha (por haber reprobado o por ausencia), podrán presentarse en la segunda fecha. (Esta fecha es ARANCELADA). 3. El examen integrador sólo se tomará en la primera fecha. Si el alumno que debe rendir este examen no se presenta, automáticamente deberá rendir el examen Final en la segunda. 4. A posteriori de rendir él o los exámenes FINALES mencionados en 1 y 2, los alumnos que únicamente adeuden una materia, tendrán la opción de una última oportunidad que se rendirá en el mes de julio/febrero (según corresponda IPC/ISC) en la modalidad examen FINAL (arancelado). -3- 2. PROPÓSITOS DE LA MATERIA Lograr la incorporación y nivelación de los conocimientos básicos de Química que permitan un correcto desarrollo de las asignaturas relacionadas que están incluidas en los Planes de Estudio de las distintas carreras de Ingeniería. 3. CONTENIDOS DE LA MATERIA Unidad 1: Fundamentos de la Química. Materia y energía. Estados de la materia. Propiedades de la materia. Sistemas Materiales. Sustancias, compuestos, elementos y mezclas. Unidad 2: Estructura Atómica. La estructura de los átomos. Partículas fundamentales: protones, neutrones y electrones. Número atómico y número de masa. Isótopos. Masa atómica relativa y absoluta. Unidad de masa atómica. Abundancia isotópica. El átomo de Bohr. Descripción del átomo según la mecánica cuántica. Números cuánticos. Orbitales atómicos. Configuraciones electrónicas. Unidad 3: Tabla Periódica. Clasificación periódica de los elementos. Su relación con la configuración electrónica. Períodos y grupos. Elementos representativos, de transición y de transición interna. Metales, no metales y metaloides. Propiedades periódicas. Unidad 4: Uniones Químicas. Unión iónica. Unión covalente simple y múltiple y covalente dativa. Regla del octeto, limitaciones. Fórmulas de Lewis. Unidad 5: Fórmulas Químicas. Concepto de número de oxidación. Fórmulas y nomenclaturas de óxidos covalentes, óxidos iónicos, hidróxidos, hidrácidos, oxoácidos, sales neutras y sales hidrogenadas. Unidad 6: Estequiometría. Átomos y moléculas. Masa molecular relativa y absoluta relativa. Concepto de mol. Composición porcentual. Ecuaciones químicas. Cálculos que se basan en ecuaciones químicas. Concepto de: pureza, reactivo limitante y rendimiento porcentual. Unidad 7: Gases. El estado gaseoso: comparación con el estado sólido y el estado líquido. Teoría cinética molecular. Ecuación de estado. Ecuación general de los gases ideales. Mezclas gaseosas. Presiones parciales. Ley de Dalton. Gases reales. Ecuación de van der Waals. Unidad 8: Soluciones. Soluto y solvente. Soluciones saturadas, no saturadas y sobresaturadas. Solubilidad. Formas de expresión de concentración: porcentaje en masa y/o volumen, molaridad, molalidad, fracción molar. Dilución. Unidad 9: Equilibrio químico. Equilibrio homogéneo. Expresión de la constante de equilibrio: Kc y Kp. Relación entre Kc y Kp. Equilibrio heterogéneo. Predicción de la dirección de una reacción, cociente de reacción Q. Cálculo de las concentraciones de equilibrio. Factores que afectan el equilibrio químico, Principio de Le Chatelier. -4- Unidad 10: Acidos y bases. Teorías de Arrhenius y de Brönsted. Autoionización del agua. pH y pOH. Valoración ácido-base. Unidad 11: Reacciones de Oxido-Reducción. Concepto de oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor. Balanceo de ecuaciones redox: método del ion-electrón. Valoración redox. Unidad 12: Electrólisis. Celdas Electrolíticas. Electrólisis más comunes de electrolitos fundidos y en solución acuosa. Aspectos cuantitativos de la electrólisis: Leyes de Faraday. Unidad 13: Nociones de Química Orgánica. Compuestos orgánicos. Hidrocarburos: clasificación y nomenclatura. Alcanos, Alquenos y Alquinos: reacciones de combustión completa. Hidrocarburos aromáticos: Derivados mono, di y tri sustituidos. Isomería: isómeros estructurales (de cadena, de posición y de función). Isomería geométrica: isómeros cistrans. Halogenuros de alquilo. Alcoholes y fenoles, aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, ésteres, éteres, aminas y amidas; nomenclatura y propiedades. -5- 4. CAPITULOS, ITEMS Y PROBLEMAS SUGERIDOS: Libro: “QUIMICA” Whitten 10˚ Edición Cengage Learning UNIDAD 1 Fundamentos de la Química Capítulo 1 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 10, 11, 12 Ejercicios: 14, 15, 16, 18, 21, 23, 24, 36, 46, 47, 74, 76 UNIDAD 2 Estructura atómica Capítulo 4 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 15, 16, 17, 18 Ejercicios: 16, 18, 19, 20, 22, 24, 26, 28, 29, 30, 84, 89, 90, 92, 98, 107, 108, 109, 136, 140 UNIDAD 3 Tabla Periódica Capítulo 4 Ítem: 19 Ejercicios: 100, 122 (a,b,c), 124 Capítulo 5 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6 Ejercicios: 7, 8, 10, 11, 16, 17(debe decir S2-), 24 (a y c), 26, 30, 34, 36 (a y b), 38, 40, 42 UNIDAD 4 Uniones Químicas Capítulo 7 Ítems: 1, 2, 3, 5, 6, 8 Ejercicios: 4, 10, 24, 30, 32, 66 (escribir solo las Fórmulas de Lewis de a), e) y f)), 92 UNIDAD 5 Fórmulas Químicas Capítulo 5 Ítem: 7 Ejercicio: 48 Capítulo 6 Ítems: 3, 4 Ejercicios: 31 (excepto d), 32 (excepto b y c), 34, 36, 45, 46 Capítulo 2 Ítems: 1, 2, 3 Ejercicios: 12 (excepto b y d), 14, 15, 18, 19, 20, 22 UNIDAD 6 Estequiometría Capítulo 2 Ítems: 4, 5, 6, 10, 11 Ejercicios: 28, 30, 32, 38, 40, 42, 46, 76, 78, 83, 106, 108, 114, 108 Capítulo 3 Ítems: 1, 2, 3, 4 Ejercicios: 12, 14, 17, 22, 34, 36, 38, 40, 42, 44 -6- UNIDAD 7 Gases Capítulo 12 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 15 Ejercicios: 14, 16, 18, 25, 34, 50, 55, 61, 62, 64, 68, 70, 75, 76, 80, 82, 98, 106 UNIDAD 8 Soluciones Capítulo 3 Ítems: 6, 7, 8 Ejercicios: 57, 58, 60, 62, 66, 70, 72, 73, 76, 80, 82, 83, 96, 100, 110, 112 Capítulo 14 Ítems: 5, 6, 8 Ejercicios: 25, 30, 32, 35, 101 UNIDAD 9 Equilibrio Químico Capítulo 17 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 9, 10, 11 Ejercicios: 18, 20, 22, 24, 28, 30, 34, 36, 42, 46, 50, 54, 58, 60 (excepto f), 66, 72, 74, 78, 80, 92, 94, 97, 98 UNIDAD 10 Ácidos y Bases Capítulo 10 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 8 Ejercicios: 16, 18, 20, 21, 50, 52, 82 (sólo a) Capítulo 11 Ítems: 1, 2, 3 Ejercicios: 8, 10, 12, 31, 38, Capítulo 18 Ítems: 1, 2, 3 Ejercicios: 15, 20, 22, 24, 25, 26 UNIDAD 11 Reacciones de óxido-reducción Capítulo 11 Ítems: 4, 5, 6 Ejercicios: 52, 53, 56, 62, 64, 68, 69 UNIDAD 12 Electrólisis Capítulo 21 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 Ejercicios: 24, 26, 28, 30, 31, 32, 34, 125, 137 UNIDAD 13 Química Orgánica Capítulo 23 Ítems: 1, 2 , 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15 Ejercicios: 12, 14, 28, 30, 36, 38, 52, 54 (excepto d), 58 (excepto f), 61, 62, 66 (excepto g), 67, 72 (excepto f), 113, 114, 115. Capítulo 24 Ítems: 1 Ejercicios: 3, 4, 6 -7- b) CAPITULOS, ITEMS Y PROBLEMAS SUGERIDOS Libro: “QUIMICA” Whitten 8ª Edición Cengage Learning UNIDAD 1 Fundamentos de la Química Capítulo 1 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6 Ejercicios: 10, 11, 12, 14, 17, 19, 20, 23, 34, 40, 42, 43, 44, 70 UNIDAD 2 Estructura atómica Capítulo 5 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9,14, 15, 16, 17 Ejercicios: 16, 18, 19, 20, 22, 24, 26, 28, 29, 30, 67, 70, 75, 76, 78, 79, 80, 84, 94, 122 UNIDAD 3 Tabla Periódica Capítulo 5 Ítem: 19 Ejercicios: 86, 93, 95, 100, 110 Capítulo 6 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6 Ejercicios: 5, 7, 8, 10, 16, 17, 24, 26, 30, 34, 36, 38, 40, 42 UNIDAD 4 Uniones Químicas Capítulo 7 Ítems: 1, 2, 3, 5, 6, 8 Ejercicios: 4, 10, 14, 18, 20, 21, 24, 30, 32, 38, 41, 61, 64, 66 (escribir solo las Fórmulas de Lewis de a), e) y f)), 90 UNIDAD 5 Fórmulas Químicas Capítulo 4 Ítems: 4, 5, 6 Ejercicios: 44, 49 (excepto d), 50 (excepto c), 52, 53, 63, 64 Capítulo 2 Ítems: 1, 2, 3 Ejercicios: 12 (excepto b y d), 14, 15, 18, 19, 20, 22 UNIDAD 6 Estequiometría Capítulo 2 Ítems: 10, 11 Ejercicios: 28, 30, 32, 38, 40, 42, 46, 76, 78, 83, 100, 102, 104, 108 Capítulo 3 Ítems: 1, 2, 3, 4 Ejercicios: 12, 14, 17, 22, 34, 36, 38, 40, 42, 44 UNIDAD 7 Gases Capítulo 12 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 15 Ejercicios: 14, 16, 18, 23, 34, 51, 57, 58, 60, 64, 66, 71, 76, 78, 94, 100 -8- UNIDAD 8 Soluciones Capítulo 3 Ítems: 6, 7, 8 Ejercicios: 57, 58, 60, 62, 66, 70, 72, 73, 76, 80, 82, 83, 92, 96, 104 Capítulo 14 Ítems: 5, 6, 8 Ejercicios: 25, 28, 30 32, 35, 101 UNIDAD 9 Equilibrio Químico Capítulo 17 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 8, 9, 10, 11 Ejercicios: 18, 20, 22, 24, 28, 30, 32, 36, 42, 46, 50, 54, 58, 60, 66, 72, 74, 79, 80, 92, 94, 97, 98 UNIDAD 10 Ácidos y Bases Capítulo 10 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 8 Ejercicios: 16, 18, 20, 22, 50, 52, 82 Capítulo 11 Ítems: 1, 2, 3 Ejercicios: 8, 10, 12, 31, 38, Capítulo 18 Ítems: 1, 2, 3 Ejercicios: 15, 16, 20, 22, 24, 25, 26 UNIDAD 11 Reacciones de óxido-reducción Capítulo 11 Ítems: 4, 5, 6 Ejercicios: 52, 53, 56, 62, 64, 68, 69 UNIDAD 12 Electrólisis Capítulo 21 Ítems: 2, 3, 4, 5, 6, 7 Ejercicios: 24, 26, 28, 30, 31, 32, 34, 121, 131 UNIDAD 13 Química Orgánica Capítulo 27 Ítems: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 9, 10, 11, 12, 13, 14 Ejercicios: 6, 12, 14, 28, 30, 36, 38, 52, 54 (excepto d), 58 (excepto f), 61, 62 (excepto b), 66 (excepto g), 67, 72, 111, 112, 113 (excepto c) Capítulo 28 Ítems: 1, 2 (sólo isómeros geométricos) Ejercicios: 3, 4, 6 -9- 5. GUÍA DE EJERCITACIÓN UNIDAD 2 Estructura atómica 1. Marcar cada afirmación como verdadera (V) o falsa (F) a) Gran parte de la masa de un átomo se debe a la presencia de los electrones b) El número 56 en el símbolo 56𝐹𝑒 representa el total de electrones y protones en el núcleo c) Si conocemos que el número atómico de un elemento es 81, entonces el elemento debe ser talio (Tl) d) La característica que distingue un átomo de varios elementos es su número de masa e) El número atómico es siempre un número entero f) El número de masa es siempre un número entero g) Todos los átomos neutros de un mismo elemento son idénticos en todos sus aspectos h) Cuando dos electrones ocupan el mismo orbital, éstos deben tener espines opuestos 2. Responder con una palabra, frase, fórmula o número de acuerdo a lo necesario a) Una carga positiva es atraída por _________________________________ b) Una carga negativa es repelida por ________________________________ c) La carga en el núcleo de un átomo de carbono es ___________ d) La partícula fundamental con carga positiva es el ___________ e) La partícula fundamental sin carga es el __________________ f) En un átomo, el _______________ y el ________________ están en el núcleo. g) Las dos partículas fundamentales que tienen prácticamente o casi __________________ y el __________________ la misma masa son el h) Las dos partículas fundamentales que tienen igual carga pero opuestas en signo son el _____________ y el ____________________. i) Átomos del mismo elemento que tienen diferente masa se denominan _______________ j) En el símbolo 11𝑁𝑎, el número 11 es denominado el ________________ y representa el número de _____________; también representa el número de _____________ para un átomo neutro. k) En el símbolo 23𝑁𝑎, el número 23 es denominado el __________________ y representa el ____________________ l) El elemento indio In, consiste en dos isótopos. Estos dos isótopos se designan por los símbolos 113 49𝐼𝑛 e 115 𝐼𝑛 . La masa atómica observada en el indio natural es 114,8 uma. Como una muy buena 49 aproximación se toma la masa del protón y la del neutrón como 1 uma. La abundancia isotópica natural de los dos isótopos es ____% para el isótopo de menor número de masa y ____% para el otro. m) La cantidad de partículas subatómicas en el átomo neutro de paladio (Pd) con número de masa 106 son ______ protones , _____ neutrones, y _____ electrones n) El número cuántico que designa el nivel de energía principal que ocupa un electrón es ________, llamado el número cuántico _____________ - 10 - 3. Indique la respuesta correcta a cada pregunta a) Dos isótopos del mismo elemento difieren en: i. ii. iii. iv. v. número atómico número de masa carga total número de protones número de electrones b) Dado el isótopo identificado por 61 27𝑋 , cuál de las siguientes afirmaciones es correcta i. el átomo contiene 61 neutrones ii. el átomo neutro contiene 27 electrones iii. el átomo contiene 34 protones iv. el átomo contiene un número de protones más electrones igual a 61 c) Para los átomos de magnesio ¿cuál de las siguientes afirmaciones es falsa? i. Todos los átomos de magnesio tienen un número atómico de 12 ii. Todos los átomos de magnesio tienen el mismo número de protones iii. Todos los átomos de magnesio tienen doce protones y doce electrones iv. Todos los átomos de magnesio tienen el mismo número de neutrones v. Todos los átomos con número atómico 12 son átomos de magnesio d) Si un átomo neutro tiene un número atómico de 28 y un número de masa de 60 contiene i. ii. iii. iv. v. 28 neutrones 32 electrones 60 electrones 32 protones un número total de partículas nucleares igual a 60 e) Suponga que un elemento hipotético consiste en una mezcla de dos isótopos. Uno de los isótopos que tiene una masa atómica relativa de 44, está presente con una abundancia isotópica del 70 %, mientras que el otro isótopo que tiene una masa atómica relativa de 46 lo hace con el 30 % restante. Se espera que la determinación experimental de la masa atómica relativa para este elemento hipotético sea de: i. 44,0 ii. 46,0 iii. 45,0 iv. 44,6 v. 45,4 f) ¿Cuál de los siguientes elementos debe representar un elemento que es diferente de los otros? i. Alguno con 12 protones, 24 neutrones y 12 electrones ii. Alguno con 12 protones, 24 neutrones y 10 electrones iii. Alguno con 12 protones, 26 neutrones y 12 electrones iv. Alguno con 10 protones, 24 neutrones y 12 electrones - 11 - v. Todos los elementos anteriores son isótopos del mismo elemento 4. Responder con una palabra, frase, fórmula o número de acuerdo a lo necesario a) El número cuántico que designa los diferentes subniveles dentro de un nivel principal de energía es ______, denominado el número cuántico ___________ b) El valor de _______, denominado el _________________________ designa la forma del orbital c) El valor de _________, denominado el número cuántico _______________, designa la orientación espacial del orbital. d) El número cuántico que designa el espín de un electrón es ________________ e) Un orbital que es esféricamente simétrico tiene  = ____ f) Un orbital que es esféricamente simétrico se designa como un orbital ____ g) Los orbitales con  = 1 tienen ___ regiones de alta densidad electrónica h) En un átomo neutro, el máximo número de electrones posibles en el cuarto nivel principal de energía es ___ i) Si dos electrones en el mismo átomo tienen los mismos valores de n, , y m, deben tener __________________________ j) Para cualquier valor del número cuántico principal (excepto para n = 1) hay tres orbitales p. Estos tres orbitales p corresponden a regiones de alta densidad electrónica en tres diferentes direcciones espaciales desde el centro atómico. Los tres orbitales p sobre el mismo átomo forman ángulos de _________ entre sí k) En el orden normal de ocupación de los niveles de energía electrónicos, el subnivel ocupado justo después del 4s es el ___________ l) La configuración electrónica en el estado fundamental del bromo (Br) es _________________ m) La configuración electrónica en el _________________________________ estado fundamental del arsénico (As) es n) El número de electrones desapareados en el átomo neutro de azufre es ___________ o) El número de electrones desapareados en el átomo neutro de hierro es ____________ p) Describimos un orbital particular como un orbital 3d. Los valores posibles del número cuántico magnético de este orbital son ____________ 5. Indicar la respuesta correcta a cada pregunta a) Un orbital que tiene n = 4 y  = 2 se identifica como un orbital: i. ii. iii. iv. v. 2f 3s 4s 4p 4d b) ¿Cuál de las siguientes combinaciones de números cuánticos no es válida? i. n = 3, = 4, m = 0, ms = + ½ ii. n = 5, = 4, m, = 0, ms = - ½ iii. n = 3, = 2, m = -2, ms = - ½ - 12 - iv. n = 2,  = 1, m = 1, ms = + ½ v. n = 4,  = 0, m = 0, ms = + ½ c) ¿Cuál de los siguientes orbitales tiene forma descripta como “esféricamente simétrica”? i. un orbital s ii. un orbital p iii. un orbital d iv. un orbital f v. todos los orbitales anteriormente mencionados d) En un átomo determinado, ¿cuántos electrones pueden ocupar el conjunto de orbitales 3p? i. Cero ii. Dos iii. Tres iv. Seis v. Diez e) En un átomo determinado, ¿cuántos electrones pueden ocupar el conjunto de orbitales 4d? i. Cero ii. Dos iii. Tres iv. Seis v. Diez f) En un átomo determinado, ¿cuántos electrones pueden ocupar el conjunto de orbitales 2d? i. Cero ii. Dos iii. Tres iv. Seis v. Diez - 13 - UNIDAD 3 Tabla Periódica Para resolver los siguientes ejercicios no debe usar la Tabla Periódica 1. Indicar en qué grupo y período de la Tabla Periódica está ubicado cada uno de los siguientes elementos: a) Z = 19 b) Z = 9 c) Z = 22 d) Z = 33 e) Z = 38 f) Z = 13 2. Dada la ubicación en la Tabla Periódica de los siguientes elementos indicar la configuración electrónica de cada uno: a) Período 2 - Grupo 15 b) Período 5 - Grupo 1 c) Período 4 - Grupo 5 3. En los casos que sea posible, ordenar los siguientes elementos en orden creciente de radio atómico, basándose en su ubicación en la Tabla: a) Z = 8, Z = 16, Z = 34 b) Z = 4, Z = 12, Z = 13 c) Z = 21, Z = 31, Z = 36 4. En los casos que sea posible, ordenar los siguientes elementos en orden de valores de afinidad electrónica crecientemente negativos, basándose en su ubicación en la Tabla: a) Z = 8, Z = 16, Z = 33 b) Z = 8, Z = 9, Z = 16 5. En los casos que sea posible, ordenar los siguientes elementos en orden creciente energía de ionización, basándose en su ubicación en la Tabla: a) Período 2 Grupo 2, Período 3 Grupo 1 b) Período 4 Grupo 13 , Período 4 Grupo 14 c) Configuración electrónica externa: 2s2 2p4, Configuración electrónica externa: 3s1 6. Ordenar los elementos del ej. 5 en orden creciente de electronegatividad, en los casos que sea posible - 14 - UNIDAD 4 Uniones Químicas Resolver los siguientes ejercicios usando los números atómicos de los elementos 1. Dadas las siguientes sustancias: HCl Cl2 NaCl CO2 HNO3 NH4I H2O a) Representar la estructura de Lewis para cada una de ellas b) Indicar el enlace que presentan los átomos que la forman 2. Dibujar las representaciones puntuales de Lewis para las siguientes sustancias: H2SO4, NH4ClO3, N2, CH4, SO2, CaCO3, H3PO4, Ca(ClO)2 3. Dadas las siguientes sustancias ¿en cuáles hay enlace iónico y en cuáles covalente? SiCl4, MgI2, N2O4, BaCl2, AlF3, NaBr, SO3 4. Para cada una de las sustancias del ejercicio anterior escribir las estructuras de Lewis 5. Seleccionar A y B entre los elementos de número atómico del 1 al 9. Escribir las estructuras de Lewis e indicar el tipo de enlace formado en cada compuesto a) Un compuesto de fórmula AB3 b) Un compuesto de fórmula AB2 c) Un compuesto de fórmula AB d) Un compuesto de fórmula AB4 e) Un compuesto de fórmula A2B3 6. Escribir las estructuras de Lewis, indicando cada uno de los tipos de enlaces presentes, en los siguientes compuestos: a) HBrO b) HBrO2 c) HBrO3 d) HBrO4 - 15 - UNIDAD 5 Fórmulas Químicas Para escribir las fórmulas químicas y nombrar los distintos compuestos puede usar la tabla de números de oxidación ubicada en el apéndice I 1-. Nombrar los siguientes compuestos e indicar los números de oxidación HI (ac) CaSO3 Fe(MnO4)2 NaClO4 Fe(OH)3 Al2O3 Fe2(SO4)3 N2O5 I2O7 CaF2 CuBr2 NH4HS HCl (ac) Fe3(PO4)2 NaHSO3 KIO3 Cl2 HCl Pb(NO3)2 ZnSO4 H2S Cu2SO4 Al2(CrO4)3 HIO4 Ca(ClO)2 Fe(NO2)3 Fe(OH)2 SO3 P2O5 NaHCO3 Co(HSO4)3 NiSO3 NH3 Ca(H2PO4)2 Cu(HS)2 Al2(CO3)3 (NH4)2SO4 Fe(ClO4)3 K2Cr2O7 Li2CrO4 Fe(BrO4)2 NaMnO4 - 16 - 2-. Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos Sulfato de magnesio Bromuro cúprico Ácido sulfúrico Hidrógeno Fosfato de magnesio Ácido sulfhídrico Cromato de amonio Hídróxido férrico Óxido férrico Carbonato de sodio Cloruro de aluminio Sulfito de amonio Hidrógeno Sulfuro de magnesio Perbromato de aluminio Hidrógeno Sulfito de cadmio Ácido nítrico Hidrógeno Carbonato cobaltoso Nitrito de calcio Sulfato plumboso Carbonato ferroso Cloruro estannoso Permanganato de potasio Sulfuro mercúrico Fosfato de calcio Sulfuro de amonio Dicromato de potasio Nitrato de plata Cromato de bario Clorato de potasio Hipoclorito de sodio Dióxido de manganeso Hidróxido de calcio Fosfato de potasio Sulfuro cuproso Ácido nitroso Cloruro de calcio Ácido hipocloroso Nitrito de aluminio Ácido sulfuroso - 17 - UNIDAD 6 Estequiometría 1. Dada la siguiente reacción: Fe + O2  Fe2O3; calcular la masa de óxido férrico que puede obtenerse a partir de: a) 10 moles de hierro b) 160 g de oxígeno c) 6,01 1022 átomos de hierro. d) 18,06 1024 moléculas de oxígeno ArFe =56 ArO =16 2. Se hace burbujear cloro en una solución de bromuro de magnesio obteniéndose 12 kg de bromo de acuerdo con la ecuación: Cl2 + Mg Br2  MgCl2 + Br2 Calcular: a) Número de moles de cloro que reaccionaron. b) Número de iones cloruros obtenidos. ArCl = 35,5 ArBr = 80 3. Se hace reaccionar cantidad suficiente de cloruro de amonio con 200g de una mezcla que contiene 30 % de MgO y 70 % de CaO 2 NH4Cl + MgO  MgCl2 + H2O + 2 NH3 2 NH4Cl + CaO  CaCl2 + H2O + 2 NH3 Calcular: a) ¿Qué masa de cloruro de amonio reaccionó? b) ¿Cuántos moles de amoníaco se obtienen? ArH = 1 ArN = 14 ArO = 16 ArMg = 24 ArCl = 35,5 ArCa = 40 4. A 130 g de sulfuro ferroso de 90 % de pureza (impurezas inertes) se le agrega ácido clorhídrico en exceso, obteniéndose cloruro ferroso y sulfuro de hidrógeno. Calcular: a) ¿Qué masa de sulfuro de hidrógeno se obtiene? b) ¿Cuántos moles de ácido clorhídrico reaccionaron? ArH = 1 ArS = 32 ArFe = 56 5. ¿Qué masa de óxido de aluminio de 70 % de pureza contiene 2 moles de aluminio? ArAl = 27 ArO = 16 - 18 - 6. En un recipiente se introducen 30 g de cobre y 2 moles de ácido nítrico, en condiciones tales que se produce la siguiente reacción: Cu + 4 HNO3  Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Calcular: a) ¿Qué reactivo está en exceso y qué masa del mismo queda sin reaccionar? b) ¿Cuántos moles de dióxido de nitrógeno se obtienen? c) ¿Qué masa de nitrato cúprico se forma? ArH = 1 ArN = 14 ArO = 16 ArCu = 63,5 7. Al calentar 40 g de CaCO3 se produjo, en un 95 %, la descomposición del mismo en óxido de calcio y dióxido de carbono. ¿Qué masa de cada producto se obtiene? ArC = 12 ArO = 16 ArCa = 40 8. ¿Qué masa de sulfato de amonio se necesita para obtener 0,5 moles de amoníaco, si se produce la siguiente reacción, con un rendimiento del 90 %? (NH4)2SO4 + 2 NaOH  Na2SO4 + 2 NH3 + 2 H2O ArH = 1 ArN = 14 ArO = 16 ArS = 32 9. A partir de 16 g de una muestra de carbonato de sodio se obtuvieron 0,072 moles de CO2, de acuerdo con la ecuación: Na2CO3 + 2 HCl  CO2 + H2O + 2 NaCl ¿Cuál era la pureza del carbonato de sodio que reaccionó? ArC = 12 ArO = 16 ArNa = 23 10. En determinadas condiciones, el nitrógeno reacciona con el hidrógeno formando amoníaco. Si a partir de 60 kg de nitrógeno y 20 kg de hidrógeno se obtuvieron 44 kg de amoníaco, ¿cuál fue el rendimiento de la reacción? ArH = 1 ArN = 14 11. Se hacen reaccionar 10 toneladas de óxido férrico de 70 % de pureza con exceso de carbono, obteniéndose hierro y dióxido de carbono, con un rendimiento del 75 %. ¿Cuál es la masa de hierro obtenida? ArO = 16 ArFe = 56 12. ¿Qué masa de dióxido de manganeso de 90 % de pureza se necesita para obtener, por reacción con exceso de ácido clorhídrico, 0,4 moles de cloro, si el rendimiento de la reacción es del 95 %? MnO2 + 4HCl  MnCl2 + Cl2 + 2 H2O ArO = 16 ArMn = 55 - 19 - 13. 100 g de ácido sulfúrico reaccionan con amoníaco según la siguiente ecuación: H2SO4 + 2NH3  (NH4)2SO4 El amoníaco necesario se obtiene a partir de nitrógeno e hidrógeno con un rendimiento del 50% según la siguiente ecuación: N2 + 3H2  2NH3 Sabiendo que el aire contiene un 80% en masa de N2, calcular la masa de aire requerida. ArO = 16 ArH = 1 ArS = 32 ArN = 14 - 20 - UNIDAD 7 Gases 1. Una muestra de 0,24 g de cierto gas ocupa 179 mL en CNPT. Calcular: La masa molecular relativa del gas. El volumen que ocuparía dicho compuesto a 25 °C y 760 mm Hg. 2. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas? Justificar la respuesta. Suponer presión constante en cada caso. a) Si una muestra de gas se calienta desde 100°C hasta 200°C el volumen se duplicará. b) Si una muestra de gas se enfría desde 1000°C hasta 200°C el volumen se reducirá a un quinto del inicial. c) Si una muestra de gas se calienta desde 473°C hasta 1219°C el volumen se duplicará. 3. Un gas ocupa un volumen de 20 L. Si se duplica la presión y se triplica su temperatura absoluta ¿Cuál es el nuevo volumen? 4. A un técnico se le encargó determinar que gases contenían dos cilindros disponibles en un laboratorio, sabiendo que dichos gases podían ser He, N2, O2 o Kr. Luego de realizar mediciones de las respectivas densidades de los gases de ambos cilindros en CNPT encontró que las mismas eran 3,74 g/L y 0,178 g/L ¿Cuáles eran los gases contenidos en cada cilindro? ArHe = 4 ArN = 14 ArO = 16 ArKr = 84 5. Un profesor de laboratorio le solicitó a un alumno que calculase el número de moles de gas contenidos en un recipiente cerrado de 320 cm3. El alumno determinó que la presión y la temperatura del gas eran 732 torr y 23,3 °C respectivamente. Su respuesta fue 0,0143 moles. ¿Es esto correcto? 6. Un barco que contiene 580 toneladas de cloro líquido sufre un accidente. ¿Qué volumen ocuparía el cloro si se convirtiese en gas en su totalidad a 750 torr y 22°C? Si el escape de gas que se produce tiene una longitud de 800 m y una altura de 20 m ¿Cuál será el ancho, expresado en m, de la “nube” formada? ArCl = 35,5 7. Un gas cuya masa es de 10 g ocupa un recipiente a una presión P y una temperatura de 300K ¿Qué masa del mismo gas será necesaria para producir, en un recipiente de la misma capacidad, una temperatura de 350 K y una presión 3 veces mayor? 8. En un recipiente de paredes rígidas se inyecta tetróxido de dinitrógeno gaseoso hasta que la presión es de 6,44 atm. Llegado ese punto se procede a introducir el metano (CH4) gaseoso hasta que la mezcla contenga 85% (en moles) de este último gas. Calcular la presión final de la mezcla si la temperatura se mantiene constante. - 21 - 9. Un gas a 650 mm Hg de presión ocupa un recipiente de volumen desconocido. Se retiró cierta cantidad de gas, que se encontró que ocupaba 1,52 cm3 a la presión de 1 atm. La presión del gas resultante en el recipiente fue de 600 mm Hg. Si todas las medidas se realizaron a la misma temperatura, calcular el volumen del recipiente. 10. a) ¿Cuántos gramos de clorato de potasio son necesarios para producir 100 dm3 de oxígeno medido en CNPT?, según la ecuación: 2 KClO3 (s)  2 KCl (s)+ 3 O2 (g) b) ¿Cuántos gramos de KCl se obtienen? ArO = 16 ArCl = 35,5 ArK = 39 11. Se hacen reaccionar 117g de Na2O2 con 0,5 moles de H2O según: 2 Na2O2 + 2 H2O  4 NaOH + O2 (g) Calcular: a) La masa de hidróxido de sodio obtenida. b) El volumen del oxígeno producido medido a 25ºC y 755 torr ArH = 1 ArO = 16 ArNa = 23 12. Dada la siguiente reacción: SnO2 + 2 C  Sn + 2 CO (g) Calcular: a) ¿Cuántas toneladas de coque, que contiene 80 % de carbono y el resto de impurezas inertes, serán necesarias para reaccionar con 20 toneladas de óxido de estaño (IV)? b) ¿Qué volumen de monóxido de carbono se obtendrá si la reacción se lleva a cabo en CNPT? ArO = 16 ArSn = 118 ArC = 12 13. Calcular la masa de ZnS que debe emplearse para obtener 24,6 dm3 de SO2 (g) a 27 ºC y 1,5 atm, según:  2 ZnS + 3 O2 (g) 2 ZnO + 2 SO2 (g) a) Si el rendimiento de la reacción es 100 % b) Si el rendimiento de la reacción es 75 % ArS= 32 ArZn = 65,4 14. Se hacen reaccionar 1,3 moles de HBr con 100 g de ácido sulfúrico (90 % de pureza), según: 2 HBr + H2SO4  Br2 + SO2 (g) + 2 H2O Si el rendimiento de la reacción es del 80%, calcular: a) La masa de Br2 obtenida. b) El volumen de SO2 obtenido a 1 atm y 27 ºC. ArH = 1 ArO = 16 ArS = 32 ArBr = 80 - 22 - 15. Se hacen reaccionar 67,2 dm3 de H2 en CNPT con 294 g de SiCl4 de 80% de pureza según:  2 H2(g) + SiCl4 Si + 4 HCl Calcular: a) El número de moles que quedó sin reaccionar del reactivo que está en exceso, suponiendo un rendimiento del 100 % b) El número de moléculas de HCl formadas, con un rendimiento del 77,4 % ArSi = 28 ArCl = 35,5 16. Se desean obtener 79 dm3 de cloro a 28 ºC y 1 atm, haciendo reaccionar un mineral que contiene 90% de pureza de MnO2 con exceso de HCl según: 4 HCl + MnO2  Cl2(g) + MnCl2 + 2 H2O Calcular: a) La masa de mineral necesaria. b) La masa de MnCl2 que se forma. ArO = 16 ArCl = 35,5 ArMn = 55 17. Una muestra de CaC2 comercial tiene una masa de 0,712 g. Al reaccionar con agua se desprenden 195 cm3 de C2H2 medidos sobre agua a15 ºC y 747 mm de Hg de presión barométrica, según: CaC2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + C2H2 (g) Si el rendimiento es del 80 %, calcular la pureza de la muestra. Pvapor de agua a 15 ºC= 12,8 mmHg ArC = 12 ArCa = 40 18. Dadas las siguientes reacciones  B (s) + AO2 (g) BA (s) + O2 (g) C2A3 (s) + 3 O2 (g)  2 C (s) + 3AO2 (g) Si se parte de 20 moles de BA (s), 2 kg de C2A3, 100 moles de O2, y sabiendo que la mezcla de gases, después de la reacción, ocupa un volumen de 2 m3 a 80 ºC, calcular la presión parcial de cada gas y la presión total. ArA = 32 ArC = 209 19. En un recipiente rígido de 3 litros de capacidad, que soporta una presión máxima de 75 atm, se introducen 70 g de nitrógeno y 80 g de un gas cuya densidad, en CNPT, es 0,715 g/l. La presión ejercida por la mezcla es de 61,5 atm. a) Suponiendo a los dos gases ideales, decidir si explotará el recipiente si la temperatura se eleva en 50ºC. b) Considerando que ambos gases son reales, ¿puede asegurar si el recipiente soportará la nueva presión?. Justificar ArN = 14 - 23 - UNIDAD 8 Soluciones 1. Una solución acuosa de cloruro de sodio tiene 20 g de soluto en 300g de solución y una  = 1,06 g/mL. Expresar su concentración en: a) g de st/100g de sv b) % m/m c) Molaridad d) g de st/100cm3 de sn e) g de st/ dm3 de sn f) fracción molar g) molalidad ArCl = 35,5 ArNa = 23 ArH = 1 ArO= 16 2. Determinar la molaridad, molalidad, fracción molar, % m/m y % m/v de las siguientes soluciones acuosas: a) 32 g de metanol (CH3OH) en 400 cm3 de solución; ( = 0,980 g/cm3) b) 100,0 g de permanganato de potasio en 500 cm3 de solución ( = 1,020 g/cm3) c) ácido sulfúrico al 98 % m/m; ( = 1,840 g/cm3) ArH =1 ArC =12 ArO= 16 ArMn =55 ArK =39 ArS =32 3. Calcular la molaridad, fracción molar y molalidad de las siguientes soluciones: a) ácido clorhídrico 36 % m/m;  = 1,2 g/cm3 b) amoníaco 28 % m/m;  = 0,9 g/cm3 c) ácido nítrico 70 % m/m;  = 1,42 g/cm3 d) 0,30 moles de A en 400 cm3 de agua;  = 1,0 g/cm3 (sólo m y x) e) ¿Qué cantidad de soluto (en moles y en gramos) se requiere para preparar 1,0 dm3 de cada una de las soluciones mencionadas en a), b) y c)? ArH =1 ArN =14 ArO= 16 ArCl = 35,5 4. Para preparar 2 L de una solución de cloruro de potasio, se disuelven 596 g de la sal en 1752 g de agua. Calcular: a) La densidad de la solución b) molaridad c) La concentración en gst/100g sv d) molalidad e) % m/m g) fracción molar ArCl = 35,5 f) % m/v ArK = 39 5. Calcular la molaridad de una solución obtenida mezclando 10,0 mL de HCl 0,10 M, 23, 5 mL de HCl 0,25 M y 8,6 mL de HCl 0,32 M. Suponer volúmenes aditivos. Si a la solución anterior se le agregan 0,00165moles de HCl sin que se modifique el volumen, calcular la nueva molaridad. - 24 - 6. a) ¿Qué volumen de solución de HCl 12 M se debe tomar para preparar 900 cm3 de una solución de HCl 0,1 M? b)¿Qué volumen de agua debe agregarse a 500 cm3 de una solución 1,50 M para obtener una solución 0,50 M? Considerar volúmenes aditivos. 7. Calcular el volumen de solución de ácido sulfúrico 98% m/m ( = 1,84g/cm3) que se requiere para preparar 4 L de solución de ácido sulfúrico 2M ArH = 1 Ar S = 32 ArO =16 8. Calcular la molaridad de las siguientes soluciones: a) 100 g de hidróxido de sodio al 40 % m/m y  = 1,4 g/mL b) Hidróxido de calcio al 25 % m/v Ar Na = 23 ArO =16 ArH = 1 ArCa= 40 9. a) Calcular el volumen de HCl al 37 % m/m y  = 1,18 g/mL que se necesita para preparar 500 mL de solución de HCl 0,1 M b) Calcular el volumen de ácido sulfúrico al 98 % m/m y  = 1,84 g/cm3 que se necesita para preparar 1500 cm3 de ácido sulfúrico 0,5M ArH = 1 ArCl = 35,5 Ar S = 32 ArO =16 10. a) Calcular la masa de hidrógeno producida cuando se hace reaccionar 30 g de una muestra de magnesio de 90% de pureza con 200 mL de una solución de ácido sulfúrico 50% m/m y  = 1,4 g/mL, si el rendimiento es del 70%, según la siguiente reacción: H2SO4 (ac) + Mg (s)  MgSO4 (ac) + H2 (g) b) Se recoge el hidrógeno obtenido en el punto a) en un recipiente de 3L que contiene nitrógeno a 25°C y a 760 mmHg, produciéndose la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) Si la temperatura se mantiene constante calcular la presión final en el recipiente. ArH = 1 Ar S = 32 ArO =16 ArMg = 24 11. Se hacen reaccionar, con un rendimiento del 80%, 85 mL de solución de ácido clorhídrico 37% m/m y =1,18 g/mL con una muestra 6,5 g de zinc de 90% de pureza siendo la reacción: 2 HCl (ac) + Zn (s)  ZnCl2 (ac) + H2 (g) Averiguar: a) El volumen de hidrógeno obtenido si se recoge sobre agua a 20 °C y 750 torr b) El número de iones cloruros formados ArH = 1 ArCl = 35,5 ArZn = 65,4 Presión de vapor a 20 °C = 17,5 torr - 25 - 12. Se hacen reaccionar 50g de una muestra de CaCO3 de 80% de pureza con 100 mL de una solución acuosa de HCl al 37% m/m y  = 1,18 g/mL según la siguiente reacción: CaCO3 (s) + 2HCl (ac)  CaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O Si el rendimiento de la reacción es del 90%: a) Calcular el volumen de CO2 (g) que se obtiene en condiciones normales de presión y temperatura. b) El CO2 (g) se recoge en un recipiente que contiene 2 moles de O2 (g) y la presión final es 2 atm. Calcular las presiones parciales de cada gas. ArH = 1 ArO = 16 ArC = 12 ArCl = 35,5 ArCa = 40 - 26 - UNIDAD 9 Equilibrio Químico 1. Escriba la expresión de Kc en las siguientes reacciones e indique si las mismas se llevan a cabo en fase homogénea o heterogénea. a) 3 NO (g) ⇄ N2O (g) + NO2 (g) b) CH4 (g) + 2 H2S (g) ⇄ CS2 (g) + 4 H2 (g) c) Ti (s) + 2 Cl2 (g) ⇄ TiCl4 (l) d) 2 C2H4 (g) + 2 H2O (g) ⇄ 2 C2H6 (g) + O2 (g) e) C (s) + 2 H2 (g) ⇄ CH4 (g) 2. Cuando las siguientes reacciones se encuentran en equilibrio, ¿la mezcla estará constituida mayormente por reactivos o por productos? a) N2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO (g) Kc = 1,5x10-10 b) 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) Kp = 2,5x109 c) 2 NO (g) + O2 (g) ⇄ 2 NO2 (g) Kp = 5,0x1012 d) 2 HBr (g) ⇄ H2 (g) + Br2 (g) Kc = 5,8x10-18 3. Si a 500 K, Kc = 0,042 para la reacción PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇄ PCl5 (g) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción a esta temperatura? 4. Si a 300 K, Kp = 34,5 para la reacción SO2 (g) + Cl2 (g) ⇄ SO2Cl2 (g) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción a esta temperatura? 5. A 1000 K, Kp = 1,85 para la reacción SO2 (g) + 1/2 O2 (g) ⇄ SO3 (g) a) Cuál es el valor de Kp para la reacción SO3 (g) ⇄ SO2 (g) + 1/2 O2 (g) b) Cuál es el valor de Kp para la reacción c) 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇄ 2 SO3 (g) ¿Cuál es el valor de Kc para la reacción anterior? 6. El ioduro de hidrógeno gaseoso se coloca en un recipiente cerrado a 425°C, en donde se descompone parcialmente en hidrógeno y en yodo según la reacción 2 HI (g) ⇄ H2 (g) + I2 (g) En el equilibrio se encontró que [HI] = 3,53x10-3 M; [H2] = 4,79x10-4 M; [I2]=4,79x10-4 M. ¿Cuál es el valor de Kc a esta temperatura? 7. El equilibrio 2 NO (g) + Cl2 (g) ⇄ 2 NOCl (g) se establece a 500 K. Una mezcla de equilibrio de los tres gases tiene las presiones parciales de 0,095 atm; 0,171 atm y 0,28 atm para NO, Cl2 y NOCl respectivamente. Calcule Kp para la reacción a esa temperatura. - 27 - 8. A 1400 K, Kc = 2,5x10-3 para la reacción CH4 (g) + 2 H2S (g) ⇄ CS2 (g) + 4 H2 (g) Un recipiente de 10 L a 1400 K contiene 2 moles de CH4; 3 moles de CS2; 3 moles de H2 y 4 moles de H2S. ¿Está en equilibrio la mezcla? Si no lo está, ¿en qué dirección avanzará para alcanzar el equilibrio? 9. A 1000 K, Kp = 19,9 para la reacción Fe2O3 (s) + 3 CO (g) ⇄ 2 Fe (s) + 3 CO2 (g) ¿Cuáles son las presiones parciales del CO y del CO2 en el equilibrio, si al principio el único gas presente es CO a una presión parcial de 0,978 atm? 10. Cuando 1 mol de PCl5 se introduce en un recipiente de 5 L a 500 K, se disocia el 78,50% del PCl 5 y se forma una mezcla en equilibrio de PCl5, PCl3 y Cl2: PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) a) Calcular los valores de Kc y Kp. b) Si las concentraciones iniciales en cierta mezcla de reactivos y productos son: [PCl 5] = 0,5 M; [PCl3] = 0,15 M; [Cl2] = 0,6 M; ¿en qué dirección se efectúa la reacción para llegar al equilibrio? ¿Cuáles son las concentraciones cuando la mezcla alcanza el equilibrio? 11. La constante de equilibrio Kc para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) es 4,2 a 600 K. Cuando cierta cantidad de NH3 (g) se introdujo en un recipiente de 1 L a 600 K, se dejó que la reacción llegara al equilibrio; entonces se encontró que el recipiente contenía 0,2 moles de N2. ¿Cuántos moles de NH3 se introdujeron en el recipiente? 12. En un recipiente vacío de 10 L se colocaron 125,4 g de agua y una cantidad molar igual de CO; la mezcla se calentó a 700 K. En el equilibrio la presión parcial de CO fue de 9,8 atm. La reacción es: CO (g) + H2O (g) ⇄ CO2 (g) + H2 (g) a) ¿Cuál es el valor de Kp a 700 K? b) Se agregaron 31,4 g más de H2O (g) al recipiente y se estableció un nuevo equilibrio. ¿Cuáles son las presiones parciales en el equilibrio de cada gas en la mezcla? 13. Una mezcla de 0,2 mol de CO2, 0,1 mol de H2 y 0,16 mol de H2O se coloca en un recipiente de 2 L. A continuación se establece el equilibrio a 500 K: CO2 (g) + H2 (g) ⇄ CO (g) + H2O (g) a) Calcule las presiones parciales iniciales de cada gas. b) En el equilibrio la presión de H2O es 3,51 atm. Calcule las presiones parciales de los otros gases. c) Calcule Kp. - 28 - UNIDAD 10 Ácidos y bases 1. Escribir las bases conjugadas de: H2O, HCl, H3O+, H2SO4, NH4+, HSO4-, HCO3-, HClO4 2. Escribir los ácidos conjugados de: H2O, NH3, Br- , HSO4- , NO2- , H2PO4- , HPO42- , PO4 33. Calcular el pH de las siguientes soluciones acuosas. Donde sea necesario suponer que los volúmenes son aditivos o que no hay variación de volumen a) HCl 10-3 M b) H2SO4 10-3 M c) NaOH 0,05 M d) Ca(OH)2 10-4 M e) H2SO4 3% m/m ( = 1,03 g/cm3) f) 50 cm3 HCl 1 M + 200 cm3 NaOH 0,5 M g) 100 cm3 H2SO4 0,1 M + 100 cm3 NaOH 0,15 M h) 50 cm3 HNO3 3 M + 50 cm3 H2SO4 0,5 M + 600 cm3 H2O i) 25 cm3 HCl 10% m/m ( = 1,05 g/cm3) + 3g NaOH j) 100 cm3 Ca(OH)2 10-3 M + 100 cm3 HNO3 10-3 M k) 100 cm3 Ca(OH)2 10-3 M + 500 cm3 KOH 0,02 M l) 25 cm3 H2SO4 2 M + 100 cm3 NaOH 1 M + 250 cm3 H2O m) 100 cm3 solución pH = 3 + 50 cm3 solución pH = 12 ArNa = 23 ArO = 16 ArH = 1 ArS = 32 ArCl = 35,5 4. a) Calcular el volumen de solución de H2SO4 al 20% m/m ( = 1,15 g/cm3) que se deberá utilizar para preparar 500 cm3 de solución de pH = 2 b) ¿Cuál será el pH de la solución resultante de mezclar 50 mL de la solución diluida del punto a) con 300 cm3 de solución de Ca(OH)2 10-3 M? ArS = 32 ArO = 16 ArH = 1 5. Una muestra de 25,0 mL de una solución de ácido nítrico 0,206 M se neutraliza con 35,2 mL de solución de hidróxido de bario. Calcular la molaridad del hidróxido de bario. 6. Una muestra impura del ácido diprótico (COOH)2.2H2O con una masa de 2,00 g se disolvió en agua y se tituló con 25,29 mL de solución de NaOH 0,3 M. Calcular el porcentaje (en masa) de (COOH)2.2H2O en la muestra. ArC =12 ArH = 1 ArO = 16 - 29 - 7. Una pastilla de antiácido que contiene carbonato de calcio como ingrediente activo requirió 26 mL de ácido clorhídrico 0,1 M para la neutralización completa. Siendo la reacción: CaCO3 + HCl  CaCl2 + CO2 + H2O ¿Qué masa de carbonato de calcio contenía la pastilla? ArC =12 ArO = 16 ArCa = 40 8. Dos recipientes A y B contienen las siguientes soluciones acuosas a 25 ºC: A: KOH 1,80 m; : 1,07 g/cm3 B: KOH 1,50 M a) Indicar, realizando los cálculos necesarios, cuál de las dos soluciones es la más concentrada. b) Calcular el pH de una solución obtenida a partir de 50 mL de solución A, 60 mL de solución B y 20 mL de H2SO4 0,5 M, llevados a 4 dm3. ArH = 1 ArO =16 ArK = 39 - 30 - UNIDAD 11 Reacciones de óxido-reducción Igualar, siempre que sea posible, las siguientes ecuaciones por el método del ion – electrón (puede usar la tabla de los números de oxidación) 1. En medio ácido: Cl2 (g) + H2O  a) HClO (ac) + HCl (ac) b) Sn (s) + HNO3 (ac)  SnO2 (s) + NO2 (g) + H2O c) H2S (g) + KMnO4 (ac) + HCl (ac)  S (s) + MnCl2 (ac) d) HNO3 (ac) e) Al(OH)3 (s) f) MnO2 (s) + HCl (ac) g) P4 (s) + HNO3 (ac)  h) HI (ac) + HNO3 (ac) i) NO2 (g) + H2O  i) Cu2S (s) + HNO3 (ac) 2. + KCl (ac) + H2O  Br2 (l) + NO2 (g) + NaNO3 (ac) + H2O + NaBr (ac)  + H2SO4 (ac)  Al2(SO4)3 (ac) + H2O MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + H2O H3PO4 (ac) + NO2 (g) + H2O  NO (g) + I2 (s) + H2O HNO3 (ac) + HNO2 (ac)  NO (g) + Cu(NO3)2 (ac) + SO2 (g) + H2O En medio básico: + H2O  a) NaNO2 (ac) + KMnO4 (ac) b) Zn + NaOH (ac) + NaNO3 (ac) c) I2 (s) + KOH (ac) d) ClO2 (g) + NaOH (ac) e) Cr3+ + OH- + ClO3- f) NO2 (g) + NaOH (ac) g) MnO4- + H2O + Br -  MnO2 (s) + BrO3- + OH- h) Cr(OH)3 (s) + NaOH (ac) + NaClO3 (ac)  Na2CrO4 (ac)+ NaCl (ac) + H2O i) KMnO4 (ac) j) KMnO4 (ac) + NH3 (g)  KNO3 (ac)  NaNO3 (ac) + MnO2 (s) + KOH Na2ZnO2 (ac)  KIO3 (ac) + KI (ac)   + H2O + NH3 (g) + H2O NaClO3 (ac) + H2O + NaClO (ac) CrO42- + H2O + Cl NaNO3 (ac) + K2S (ac) + H2O  + NaNO2 (ac) + H 2O S (s) + MnO2 (s) + KOH (ac) + MnO2 (s) + KOH (ac) + H2O 3. En soluciones ácidas el Cr2O72- transforma el Fe2+ en Fe3+ dando ion Cr3+. Se pide: a) Igualar la ecuación en forma iónica por el método del ion electrón. b) Si los reactivos son H2SO4, K2Cr2O7 y FeSO4 obtener la ecuación molecular completa. ¿Cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor? Nombrarlos - 31 - 4. Cuando se produce la siguiente reacción: 2 Na2S2O3 + I2  Na2S4O6 + 2 NaI Si 50 mL de Na2S2O3 0,2 M reaccionan totalmente con 33,3 mL de solución de I2 . Calcular la molaridad de la solución de yodo. 5. Se hace reaccionar MnO2 (s) con solución de NaNO2 y HNO3 dando Mn(NO3)2 y agua a) Igualar la ecuación por el método del ion electrón en forma iónica y molecular. b) ¿Qué volumen de solución de NaNO2 0,1 M se necesita para reaccionar completamente con 1 g de MnO2? ArMn = 55 ArO = 16 6. ¿Cuál es el volumen de dicromato de potasio 0,1 M necesario para oxidar 35 mL de sulfito de sodio 0,2 M en medio ácido? Teniendo en cuenta que los productos incluyen iones Cr3+ y SO4 27. ¿Qué volumen de permanganato de potasio 0,1 M requieren para oxidar 25 mL de ioduro de potasio 0,1 M en solución ácida? Entre los productos se encuentra Mn2+, I2 8. Igualar por el método del ion electrón cada una de las siguientes reacciones e indicar en cada caso el agente oxidante y el agente reductor. a) KMnO4 (ac) + KI (ac) + H2SO4 (ac)  MnSO4 (ac) + I2 (s) + K2SO4 (ac) + H2O b) Cl2 (g) + NaOH (ac)  NaClO3 (ac) + NaCl (ac) + H2O c) Nombrar todas las sustancias que intervienen en las ecuaciones anteriores. 9. Dadas las siguientes ecuaciones, igualar sólo aquellas en las que sea posible aplicar el método del ion electrón: a) Bi2S3 (s) + HNO3 (ac)  Bi(NO3)3 (ac) + S (s) + NO (g) + H2O b) AlO2- + H3O+  Al3+ + H2O c) K2CrO4 (ac) + H2SO4 (ac)  K2Cr2O7 (ac) + K2SO4 (ac) + H2O d) Cr3+ + NO2- + OH-  CrO42- + NO + H2O - 32 - UNIDAD 12 Electrólisis 1. Calcular la masa de calcio y el volumen de cloro, medido a 57 ºC y 1 atm, que se obtiene efectuando una electrólisis de cloruro de calcio fundido durante 6 horas con una intensidad de corriente de 12A. ArCa = 40 2. Por electrólisis de cloruro de calcio fundido, efectuada con una intensidad de corriente de 10 A se desprendieron 3,36 L de cloro, medidos en CNPT. Calcular: a) El tiempo que duró la electrólisis b) El número de moles de calcio depositados 3. En una electrólisis de PbCl2 fundido se han recogido 55 cm3 de cloro medidos a 40 ºC y 750 mm de Hg. a) Calcular el número de moles de plomo que se han depositado b) Calcular la intensidad de corriente si el proceso duró 2 horas c) Escribir las ecuaciones en cada electrodo. 4. Se efectuó la electrólisis de una solución diluida de ácido sulfúrico, durante 60 minutos, obteniéndose en el cátodo 3,4 dm3 de hidrógeno, medidos en CNPT. Si se oxida el agua y se reduce el ion hidrógeno calcular: a) El volumen de gas desprendido en el ánodo, en iguales condiciones de P y T. b) La intensidad de la corriente que circuló 5. En una electrólisis de agua acidulada con ácido sulfúrico se obtuvieron 0,85 L de hidrógeno, medidos a 25ºC y 782 mm Hg. ¿Cuántos Faraday circularon, si el rendimiento de la corriente es del 80 %? 6. Por electrólisis de una solución de ácido sulfúrico se obtuvieron en el ánodo 20 cm3 de gas, recogidos sobre agua a 20 ºC y presión atmosférica de 740 mm Hg. Sabiendo que la presión de vapor del agua a esta temperatura es de 17 mm Hg. Calcular la cantidad de corriente que circuló. 7. a) Escribir las ecuaciones correspondientes a la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico, indicando cuál se produce en el ánodo y cuál en el cátodo. b) Calcular el volumen de oxígeno y de hidrógeno, en CNPT, que se produce cuando circulan 10 A durante 25 minutos. 8. Para efectuar la electrólisis total de 100 cm3 de una solución de CrCl3 con una intensidad de 10 A se demoró 20 minutos. Considerando que los productos obtenidos son cloro gaseoso y cromo sólido ¿Cuál era la molaridad de la solución? 9. Electrolizando 500 mL de una solución de NiCl2 se depositaron en el cátodo 16,70 g de níquel. Calcular: a) Cantidad de electricidad que circuló - 33 - b) Molaridad de la solución utilizada, sabiendo que el níquel depositado fue el 75% del inicialmente presente en la solución ArNi = 58,7 10. Se hizo circular una corriente de 6 A durante 1 hora a través de 5 dm3 de una solución 0,5 M de CuSO4, con electrodos inertes. Considerando que se produjo la reducción del ion cúprico y la oxidación del agua ¿Cuál es la molaridad de la solución remanente? 11. ¿Cuál es el pH de la solución resultante de electrolizar 100 cm3 de una solución de NaCl durante 2 horas con una corriente de 1 A, si los productos obtenidos son cloro gaseoso, hidrógeno gaseoso e hidróxido de sodio? 12. Se hacen circular 0,4 F a través de una solución de CuSO4. Calcular el volumen de una solución de ácido nítrico 0,2 M que se necesita para reaccionar con el cobre depositado, dando como productos nitrato cúprico, monóxido de nitrógeno y agua. 13. Se efectuó la electrólisis de 500 cm3 de una solución de sulfato cúprico 1 M, utilizando ánodo de cobre, con una corriente de 2 A. Sabiendo que en el cátodo se depositaron 7,5 g de cobre, calcular: a) Tiempo que duró la electrólisis. b) Si el Cu2+ que queda en solución se lo trata con I- en exceso, obteniéndose I2 y CuI (s). ¿Cuál es la masa de CuI formada? ArCu = 63,5 ArI = 127 14. Tres celdas electrolíticas conectadas en serie contienen respectivamente soluciones acuosas de una sal cuprosa, cloruro de zinc y ácido clorhídrico. Sabiendo que en el cátodo de la primera se depositaron 12,70 g de cobre, calcular: a) La masa de zinc depositada en el cátodo de la segunda b) El volumen de hidrógeno desprendido en el cátodo de la tercera, medido a 20 ºC y 720 mm Hg. ArCu = 63,5 ArZn = 65,4 15. Al circular corriente eléctrica por dos celdas electrolíticas conectadas en serie conteniendo HCl (ac) y AgNO3 (ac) respectivamente se han recogido 56 dm3 de H2 medidos en CNPT en la primera celda. Calcular: a) La masa de Ag que se ha depositado en la segunda b) La cantidad de electricidad que circuló ArAg = 108 16. Cuando circulan 10 A durante 30 minutos a través de una solución acuosa de MCl2 se depositan 6,10 g de M. Calcular la masa molar del metal M. 17. La electrólisis de 2 dm3 de una solución de nitrato de plata depositó 0,4 moles de plata. Calcular: - 34 - a) La molaridad de la solución original, sabiendo que se depositó el 80 % del metal presente b) El tiempo que duró la electrólisis si la intensidad de la corriente que circuló fue de 5,0 A 18. Calcular la concentración de Cd(NO3)2 después de haber pasado 5 A por 900 cm3 de una solución originariamente 0,5 M durante una hora. Los productos de la electrólisis son cadmio y oxígeno. 19. Calcular el tiempo que debe circular una corriente de 4 A, para depositar toda la plata contenida en 500 mL de solución 2 M de nitrato de plata. 20. A través de 1600 cm3 de una solución 0,25 M de sulfato cúprico, se hace circular durante 4 horas, una corriente eléctrica de 3 A, utilizando electrodos inertes. Durante la electrólisis se reduce el ión cúprico y se oxida el agua. Calcular: a) El número de moles de cobre depositados b) La molaridad de la solución de sulfato de cobre remanente, una vez diluida a un volumen de 4dm3 21. En el ejercicio anterior calcular: a) El pH de la solución diluida a un volumen de 4 dm3 b) La cantidad de NaOH 1M necesaria para neutralizar la solución del punto a) 22. Se electrolizan 100 mL de una solución acuosa de CuSO4 al cabo de 30 minutos se depositó todo el metal y se obtuvo una solución de pH 2. (Considerar que el volumen se mantuvo constante) Calcular: a) La molaridad de la solución de CuSO4 b) La intensidad de corriente que circuló. c) El volumen de solución de NaOH 1M necesario para neutralizar la solución obtenida. 23. Se efectúa la electrólisis de una solución ácida de cierta sal desconocida de paladio (Pd) aplicando una corriente de 3 amperes durante 1 hora. Se obtienen 2,977 g de Pd metálico en el cátodo. ¿Cuál es el estado de oxidación del Pd en esta solución? ArPd = 106,4 24. Se efectúa la electrólisis de una solución de CuSO4 utilizando electrodos inertes. Para depositar todo el cobre presente en 1500 cm3 de solución, se debe hacer circular una corriente de 1,8 A durante 16 horas. Sabiendo que los productos son Cu y O2, calcular: a) La molaridad de la solución inicial de sulfato cúprico. b) Si a la solución resultante se le agrega agua hasta completar 5 litros, ¿cuál será el pH de la solución final? 25. Una solución de sulfato de cromo (III) de 2 dm3 se electroliza utilizando electrodos inertes y una corriente de 1 A. Teniendo en cuenta que en los electrodos se deposita el metal y se oxida el agua y que al cabo de la electrólisis el pH de la solución es 1,5 y la concentración 3,92 % m/v, calcular: a) La masa metálica depositada - 35 - b) La molaridad de la solución inicial. ArO = 16 ArS = 32 ArCr = 52 26. Se electroliza 1 L de una solución acuosa de NaCl 1 M utilizando electrodos inertes y una corriente de 10 A durante 1 hora. Considerando que no hay variación de volumen y que los productos obtenidos son Cl2, H2, NaOH, calcular: a) La molaridad de la solución de NaCl al final de la electrólisis. b) El pH de la solución después de la electrólisis. - 36 - UNIDAD 13 Nociones de Química Orgánica 1. Escribir las fórmulas semidesarrolladas de: a. 3,4- dicloro - 2,5-dimetilhexano f) propanoato de etilo k) 2-metil-3-pentanol b) 2,2,3- trimetil pentano g) etanoato de propilo l) 1,1,2 tricloro etano c) 4 metil -2- penteno h) trimetilamina o) 3-metilbutanal d) ácido 2- hidroxi-2- metilpropanoico i) etilmetilamina n) 2,2-dimetilpropanal e) 2-etil -1,3-butadieno j) 3- metilbutanona p) N-etil propanamida 2. Escribir fórmulas semidesarrolladas que correspondan a cada uno de los distintos isómeros estructurales del 2-pentanol y nombrarlos. 3. Escribir fórmulas que correspondan a cada uno de los distintos isómeros estructurales de la 3-hexanona y nombrarlos. 4. ¿Qué masa de acetileno (etino) se puede obtener a partir de 200 g de carburo de calcio (CaC2)? ¿Qué masa de agua debe reaccionar? CaC2 + 2H2O  ArC=12 C2H2 + Ca(OH)2 ArCa=40 ArH=1 ArO=16 5. Si se produce la combustión completa de propano gaseoso. Calcular: a) El número de moles de CO2 y H2O formados a partir de 2 moles de propano. b) El volumen de oxígeno consumido por 2 litros de propano en iguales condiciones de P y T. c) El volumen de CO2 (en CNPT) formados a partir de 2 moles de propano. 6. Escribir las fórmulas semidesarrolladas de: a) fenol b) anilina c) ácido benzoico d) benzaldehído e) bromo benceno 7. Escribir las fórmulas semidesarrolladas y nombrar todos los compuestos posibles de: a) trimetilbenceno b) clorometilbenceno - 37 - 8. En las siguientes estructuras identifique, marque y nombre los grupos funcionales presentes: a. O c. b. O C H2C CH3 CH H3C H3C CH3 C CH2 C C C C NH2 OH e. O O CH3 CH2CH3 d. CH3 f. CH3 N CH CH3 CH3 CH3 i. h. g. H 3C CH2 COOH H3C CH2 O H3CO CH2OH O C C H C H C OCH3 O k. j. O C C CH3 O H3 C CH HN CH2 CH2 l. H 2C CH2 COOH C H3 C NH2 H m. n. CH3 CH3 H3CH2C H C CH3 CH2C CH2CH3 CHCH3 Cl CH3 9. a) Escribir la fórmula semidesarrollada de: i) propanoato de butilo ii) ácido 3- etil-hexanoico b) Escribir un isómero de función, uno de cadena y uno de posición de cada uno de los compuestos anteriores. - 38 - 10. Escribir y nombrar: a) Un alcohol primario b) Un alcohol secundario c) Un alcohol terciario d) Un alcohol polihidroxilado 11. Se produce la combustión de 20 kg de una sustancia constituida por 80 % de C, 15 % de H y 5% de oxígeno. Calcular los m3 de aire (en CNPT) necesarios, si el aire contiene 21 % v/v de oxígeno. ArH = 1 ArC = 12 ArO = 16 12. a) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: • 4,4,5-trimetil -2-hexeno • 2-pentanona 13. Nombre según IUPAC los siguientes compuestos: a) b) CH2OH H3C CH C CH C O CH CH3 CH3 d) c) COOH CH3 e) O f) Cl H2N O OH - 39 - CH3 6. PROBLEMAS ADICIONALES (de exámenes anteriores) 1. Dados los elementos L, M y X, y sabiendo que:  La configuración electrónica externa de L es 4s1  M es el elemento del grupo16 que tiene mayor energía de ionización  El número atómico de X es 35 Se pide a) Configuración electrónica de L, M y X b) Grupo y período de la Tabla Periódica al que pertenece cada uno de los elementos dados. c) Cómo es el radio atómico de M respecto al de L? Justificar d) Qué tipo de unión presentan los compuestos de L con M y de M con X? Justificar. e) Cuál es el número de oxidación de X en el compuesto X2O3? Justificar 2. Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas a) La configuración electrónica externa de A2+ (Z=20) en su estado fundamental es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 b) El número cuántico ms indica el sentido de giro del electrón alrededor del núcleo. c) Un átomo de un elemento del grupo 15 tiene los orbitales p del último nivel de energía semillenos. d) Dos átomos que tienen distinto número másico pueden tener igual número de protones. 3. Los números atómicos de distintos elementos son los siguientes: A: Z=9, B: Z=16, C:Z=17, D:Z=19, E:Z=20. Explicar a) Cuál de ellos es un metal alcalino b) Cuál es el más electronegativo c) Cuál es el de menor energía de ionización 4. El elemento X pertenece al periodo 3, grupo 17. El ión monopositivo del elemento Y tiene la configuración electrónica del cuarto gas noble, cuyo número atómico es 36. El elemento Z tiene 13 protones en su núcleo. Con estos datos: a) Escribir su configuración electrónica e indicar grupo y periodo al que pertenecen Y y Z. b) Ordenarlos según su energía de ionización creciente. c) Ordenarlos según su radio atómico decreciente. - 40 - 5. Los elementos X, R y T presentan las siguientes características:  La CE E de X es 4s2  R es un elemento del grupo 16  T pertenece al mismo periodo que R y tiene z=7 a) ¿Cuál es el número atómico de X? b) Ordenar los tres elementos en orden creciente de su radio atómico. Justificar. c) Representar la estructura de Lewis del ion más estable que forme R d) Representar la estructura de Lewis del compuesto formado por X, R y T donde T actúe con su mayor número de oxidación Marque y nombre las uniones 6. a) Dados los elementos consignados en la siguiente TP, donde las letras no representan el símbolo del correspondiente elemento, seleccionar: A B C D E W F Z P H J L Q K M U N S I G I.Dos elementos pertenecientes al grupo de los halógenos II.Tres elementos pertenecientes al grupo de los metales alcalinos III.Los elementos que presenten la mayor energía de 1ª ionización de sus respectivos grupos IV.Los dos elementos más electronegativos V.Los dos elementos menos electronegativos b) Dadas las siguientes especies químicas N3-, Br -, Ga , Li+ , Mg2+ y Cr I.Escribir la configuración electrónica del estado fundamental II.¿Cuáles de ellas son isoelectrónicas? III.¿Cuál/cuáles de ellos tienen electrones desapareados? 7. Escribir las fórmulas de Lewis de las siguientes especies, nombrarlas e indicar en cada caso el número de oxidación del elemento que se indica: a) HNO2 (N) b) NH4Cl (N) c) SO42- (S) d) SO3 (S) e) H2S (S) 8. Escribir las fórmulas químicas de las siguientes sustancias: a) Cromato de bario b) Ácido perclórico c) Hidróxido de zinc d) Permanganato de sodio e) Hidrógeno carbonato de calcio f) Sulfato de aluminio g) Cloruro ferroso h) Hipoclorito de sodio - 41 - i) Sulfuro de plata j) Dihidrógeno fosfato de potasio 9. Dados los siguientes elementos: Li (Z=3), C (Z=6) y O (Z=8), se pide: a) Configuración electrónica y ubicación en la Tabla Periódica de cada uno de ellos. b) Ordenarlos de menor a mayor energía de ionización. Justificar. c) Nombre y fórmula de Lewis del compuesto en el que intervienen esos tres elementos. 10. Escribir la fórmula y nombrar: a) Una sal constituida solamente por azufre y níquel b) Un oxoácido del iodo con su menor número de oxidación c) Una oxosal que contenga bario y cromo con su mayor número de oxidación d) Un óxido de hierro con su mayor número de oxidación e) Un óxido de azufre con su menor número de oxidación Escribir las fórmulas de: Permanganato de sodio, dihidrógenofosfato de magnesio, carbonato de amonio, hidrógenocarbonato de calcio, sulfito cobáltico, ácido nitroso, perbromato de aluminio, ácido sulfúrico, ion hidrógenosulfato, sulfuro de hidrógeno 11. Se hacen reaccionar 150g de CaCO3 de 80% de pureza con 110 g de NaCl de 90% de pureza, según: CaCO3 + NaCl  Na2CO3 + CaCl2 a) ¿Qué masa de Na2CO3 se obtendrá si el rendimiento de la reacción es del 95%? b) ¿Cuántos iones cloruro habrá al final de la reacción? 12. Se cuenta con un sistema como el de la figura, que se encuentra a una temperatura constante de 30°C durante toda la experiencia. En el Tanque 1, se introducen 45 gramos de una mezcla de oxígeno y un gas B desconocido, a una presión total de 1140 mm de Hg. En un dado momento se abre la válvula y se hace pasar toda la mezcla a través del reactor donde todo el oxígeno reacciona con carbono para obtener CO2 con un rendimiento del 90%, gas que se almacena en el Tanque 2 a una presión de 1atm. El gas B, que permanece inerte en el reactor, se acumula en el Tanque 3. a. Calcular la presión parcial del oxígeno que estaba inicialmente en el Tanque 1. b. Calcular la presión de B en el Tanque 3. c. Calcular la masa molar de B. Válvula Reactor 25L 10L Tanque 3 Tanque 1 15L Tanque 2 - 42 - 13. Se hacen reaccionar 5g de Cu con 50cm3 de solución de HNO3 30% m/m (=1,2 g/cm3), según: 3 Cu + 8 HNO3  3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O El NO (g) obtenido es recogido en un recipiente de 5 L que contiene 0,2 moles de O2, produciéndose la siguiente reacción: 2 NO (g) + O2 (g)  2 NO2 (g) Cuál es la presión final en dicho recipiente si la temperatura es de 80ºC? Ar Cu=63,5 Ar H=1 Ar N=14 Ar O=16 14. 5 moles de KMnO4 se hacen reaccionar con 2L de solución de FeSO4 de concentración 90% m/m, densidad 1,12g/cm3 y suficiente cantidad de H2SO4. Se pide calcular: a) Número de moléculas de agua formadas b) Número de iones MnO4- que reaccionaron c) Número de moles de Fe2(SO4)3 formados 2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4  5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4 15. El NO (g) puede obtenerse a partir de la siguiente reacción no equilibrada: NaNO2 + H2SO4  NO + NaNO3 + H2O + Na2SO4 a) ¿Qué volumen de solución de NaNO2 0,6 M se debería usar para generar 5 litros de NO (g) a 20ºC y 0,97 atm. si el rendimiento de la reacción es del 80%? b) Si el NO (g) obtenido es recogido en un recipiente que contiene 0,5 moles de un gas inerte a una dada temperatura, la presión final en el sistema es de 3 atm. Calcular las presiones parciales de cada uno de los gases. 16. Se introducen 2,10 g de una muestra de hierro impuro en 100 ml de solución de HCl 1 M, produciéndose la siguiente reacción, con un rendimiento del 100%: 2 HCl + Fe  FeCl2 + H2 Para neutralizar la solución, después de haberse completado la reacción anterior, se requieren 40 ml de solución de NaOH 1 M. ¿Cuál era la pureza de la muestra de hierro? 17. Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Si son falsas enunciarlas correctamente: a) El ion Cl- es el ácido conjugado del HCl b) En cada orbital p pueden existir como máximo 6 electrones c) Dados los elementos X (z = 20) e Y (z = 17) ambos pertenecen al mismo periodo de la Tabla Periódica. - 43 - d) La unión entre los elementos X e Y mencionados en c) es iónica e) El elemento A (z = 11) tiene menor radio atómico que B (z = 15) y C (z = 37) 18. a) Calcular qué volumen de solución de H2SO4 50% m/m (=1,40 g/cm3) se necesita para preparar 500 cm3 de solución 2M. b) Sabiendo que la densidad de la solución 2M es 1,3 g/cm3, expresar la concentración de la misma en i. molalidad ii. Fracción molar 19. El HCl concentrado tiene una concentración de 37% m/m y tiene una densidad de 1,19 g/mL. Se prepara una solución de HCl diluyendo con agua 4,5mL de solución concentrada de HCl a 100 mL de volumen final. A continuación, 10 mL de esta solución diluida de HCl reaccionan con una solución de AgNO3 según la siguiente reacción: HCl (ac) + Ag NO3 (ac)  HNO3 (ac) + AgCl (s) ¿Cuántos mililitros de solución 0,01105M de AgNO3 se necesitan para precipitar todo el cloruro como AgCl (s)? 20. a) ¿Qué volumen de solución de H2SO4 10 M se necesita para preparar 1 litro de solución de H2SO4 10% m/m ( = 1,1 g/ml)? b) ¿Qué volumen de solución de NaOH 1 M se consumirá en la titulación de 5 cm3 de la solución diluida de H2SO4 del punto a) 21. En un recipiente cerrado de 2 litros de capacidad que contiene 1 mol de A (s) se introducen 2 moles de B (g), produciéndose la siguiente reacción: A (s) + 2 B (g)  C (g) + D (g) Kc = 10 a) Cuáles son las concentraciones de B, C y D cuando el sistema alcanza el equilibrio? b) Si después de alcanzarse el equilibrio en el recipiente anterior se agrega 1 mol de C, cuáles serán las nuevas concentraciones al restablecerse el equilibrio? 22. La constante de equilibrio para la siguiente reacción exotérmica: H2 (g) + F2 (g)  2 HF (g) Es Kc = 115 a 25ºC En un recipiente de 1,5 litros, a 25ºC, se introducen 0,3 moles de H2 (g), 0,3 moles de F2 (g) y 0,2 moles de HF (g) a) Calcular las concentraciones de todas las especies químicas en el equilibrio. b) Cómo se verá afectado el sistema anterior si, una vez alcanzado el equilibrio: 1º) Se agrega H2 (g) 2º) Se retira parte del producto 3º) Se aumenta la temperatura - 44 - 4º) Se aumenta la presión por variación del volumen 23. Se calientan a 100 ºC 0,35 moles de un gas A en un recipiente cerrado de 10 L, cuando se alcanza el equilibrio se descompuso un 40% de A. La reacción que se produce es la siguiente: 2 A (g) ↔ B (g) + 3 C (g) a) Calcular Kp b) Calcular la presión total en el equilibrio 24.- Un recipiente de 10 litros contiene Br2 (g), H2 (g) y HBr (g), a 250 ° C. Cuando se alcanza el equilibrio están presentes 0,2 moles de H2; 0,5 moles de Br2 y 0,5 moles de HBr. Posteriormente se agrega una cierta cantidad de H2 y cuando se restablece el equilibrio la nueva [HBr] es 0,056. ¿Cuál fue el n° de moles de H2 que se agregó? Br2 (g) + H2 (g) ↔ 2 HBr (g) 25. 20 cm3 de una solución que contienen 9,45 g de un ácido monoprótico se diluyen con agua hasta un volumen final de 100 cm3. En la titulación de 20 cm3 de la solución diluida se consumen 25 cm3 de solución de NaOH 1,2 M. Cuál es la masa molecular relativa del ácido? 26. Calcular el pH de las siguientes soluciones: a) 200 cm3 de HCl 0,1M + 25 cm3 de H2SO4 0,5 M b) 1500 cm3 de HNO3 2M + 300 g de Ba(OH)2 (considerar volumen constante) 27. Una muestra de NaCl (s) cuya masa es de 20 g se hace reaccionar con exceso de H2SO4 concentrado, con un rendimiento del 90 %, según la siguiente reacción: NaCl + H2SO4  HCl (g) + NaHSO4 El HCl (g) producido se burbujea en agua obteniéndose 2 L de una solución de pH =1 a) Calcular la pureza de la muestra de NaCl b) Calcular el nº de moléculas de HCl producidas 28. a) Balancear la siguiente ecuación iónica por el método de ión-electrón e indicar: hemirreacción de oxidación, hemirreacción de reducción, agente oxidante y agente reductor. I- (ac) + MnO4- (ac) + H2O  IO3- (ac) + MnO2 (s) + OH- (ac) b) Sabiendo que los reactivos utilizados fueron KI y KMnO4 escribir la ecuación molecular y nombrar todos los reactivos y productos que se encuentren en solución acuosa. 29. Dada la siguiente ecuación química: HNO3 (ac) + KI (ac)  I2 (s) + NO (g) + H2O + KNO3 (ac) Se pide: a) Igualarla por el método del ion-electrón b) ¿Cuál es el agente oxidante y cual el reductor? c) Escribir la fórmula de Lewis del ácido que interviene en la reacción - 45 - d) ¿Cuál es la base conjugada de dicho ácido? 30. Un trozo de Fe (s) impuro que pesa 0,2956g se disuelve totalmente por tratamiento con solución de H2SO4 diluido según la siguiente reacción: Fe (s) + H2SO4 (ac)  FeSO4 (ac) + H2 (g) La titulación de la solución resultante consume, 40,8 mL de solución de K2Cr2O7 0,02M, según la siguiente reacción no equilibrada: FeSO4 (ac) + K2Cr2O7 (ac) + H2SO4 (ac)  Fe2(SO4)3 (ac) + Cr2(SO4)3 (ac) + H2O + K2SO4 (ac) a) Ajustar la segunda ecuación por el método del ion-electrón e indicar cuál es el agente oxidante y cual el agente reductor b) Calcular la pureza del Fe utilizado c) Nombrar todas las sustancias 31. a) Escribir la fórmula de Lewis del perclorato de amonio b) Igualar la siguiente reacción por el método del ion-electrón. Indicar en cada caso agente oxidante y agente reductor y nombrar todas las sustancias. KMnO4 (ac) + KBr (ac)  MnO2 (s) + KBrO3 (ac) (medio básico) 32. Decir si las siguientes especies pueden actuar como agente oxidante, agente reductor o ambos. Justifique escribiendo en cada caso una hemirreacción que lo ejemplifique. SO4–2 SO3–2 ClO3– Fe+3 Cl– Fe H2 MnO4- 33. Se realiza la electrólisis de una solución acuosa de cloruro de sodio. Sabiendo que se oxida el ión cloruro y se reduce el agua. a) ¿Qué masa de cloruro de sodio en solución acuosa se debe electrolizar para poder neutralizar 50 cm3 de solución 0,1 M de ácido sulfúrico si el rendimiento de la electrólisis es del 90%? b) Escribir las reacciones que se producen en los electrodos, indicando la polaridad y nombre de los mismos. c) Los gases formados se reciben en un recipiente de volumen fijo que contiene 0,7g de nitrógeno gaseoso, siendo la presión total de 1,5 atmósferas. Calcular la presión parcial de cada gas. 34. Por electrólisis de 0,5 L de una solución neutra de NiSO4 0,5M utilizando electrodos inertes se obtiene una solución de pH 0,65. Calcular: a) la masa de niquel depositada b) la concentración, expresada en %m/v, de la solución de NiSO4 al final de la electrólisis c) el volumen de solución de NaOH 0,4M necesaria para neutralizar la solución final Considerar que no hay variación de volumen durante la electrólisis y que los productos de la misma son O2 (g), H2SO4 y Ni. 35. Se realiza la electrólisis de 0,5 L de una solución de sulfato cúprico 2 M con electrodos inertes. Si se oxida el agua, se reduce el ion cúprico y la sal presente en la solución final tiene una concentración 10% m/V sin que se haya producido cambio de volumen. - 46 - a) ¿Durante cuánto tiempo circuló una corriente de 5 A? b) Si el volumen final se lleva a 5 L ¿Cuál será el pH luego de la electrólisis? 36. Escribir: a) Las formulas semidesarrolladas de: a.1) ácido 3-fenilbutanoico a.2) orto-clorotolueno a.4) para-nitrofenol a.5) trimetilamina a.3) 1,2-propanodiol b) Las fórmulas químicas de: b.1) nitrito de calcio b.2) hipoclorito de sodio b.3) sulfato de amonio b.4) cloruro cuproso b.5) hidrógeno carbonato de potasio 37. Nombrar las siguientes sustancias: a) Zn(OH)2; KClO3; Na2Cr2O7; H2SO4; N2O7 b) b.1) CH 3 (CH2)2 O CH3 b.2) CH 3 CH CH2 CH2 C CH3 CH CH3 C b.4) CH3 CH3 b.5) CH3 CH2 C O H CH3 b.3) C C O O (CH2)3 CH3 O NH2 38. Escribir la fórmula semidesarrollada y nombrar dos isómeros de función de fórmula molecular C4H8O2 39.- a) i) Escribir la fórmula semidesarrollada y nombrar una sustancia que responda a la fórmula molecular C5H10O2 ii) Escribir la fórmula semidesarrollada y nombrar una sustancia que sea isómero de función de i) iii) Escribir la fórmula semidesarrollada y nombrar una sustancia que sea isómero de cadena de i) b) Indicar cuáles de las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Las que resulten falsas enunciarlas correctamente. Cambiar una afirmación por una negación no se considerara correcto i) En el grupo al que pertenece el elemento 20 X existen dos elementos con menor número atómico, que tienen menor energía de primera ionización que él. ii) La afinidad electrónica indica la tendencia de un átomo a atraer los electrones de la unión. iii) El HSO4- es la base conjugada de SO42- - 47 - Apéndice I Números de oxidación más comunes de algunos elementos Elementos representativos H +1 G. 1 G. 2 G. 13 +1 +2 +3 Li Mg Al Na K G. 14 G. 15 C: +4 N: -3, +2, +3, +4, +5 Ca Sn: +2, +4 P: +3, +5 Ba Pb: +2, +4 As: +3, +5 G. 16 G. 17 O: -2 F: -1 S: -2, +4, +6 Cl, Br, I:  1, +3, +5, +7 Elementos de transición Cr: +3, +6 Mn: +2, +4, +7 Fe: +2, +3 Co: +2, +3 Ni: +2, +3 Cu: +1, +2 Zn: +2 Ag: +1 Cd: +2 Hg: +1, +2 - 48 - Apéndice II Respuestas de los ejercicios y problemas UNIDAD 5 Fórmulas Químicas 1. HI (ac) Ácido Iodhidrico CaSO3 Sulfito de Calcio Fe(MnO4)2 Permanganato ferroso NaClO4 perclorato de sodio Fe(OH)3 Hidróxido férrico Al2O3 Oxido de aluminio Fe2(SO4)3 Sulfato férrico N2O5 pentoxido de dinitrogeno I2O7 heptoxido de diiodo CaF2 Fluoruro de Calcio CuBr2 Bromuro cúprico NH4HS Hidrogeno sulfuro de amonio HCl(ac) Ácido Clorhídrico Fe3(PO4)2 fosfato ferroso NaHSO3 Hidrogeno sulfito de sodio KIO3 Iodato de potasio Cl2 Cloro HCl cloruro de hidrogeno Pb(NO3)2 Nitrato plumboso ZnSO4 Sulfato de zinc H2S Sulfuro de hidrogeno Cu2SO4 Sulfato cuproso Al2(CrO4)3 Cromato de Aluminio HIO4 Ácido periodico Ca(ClO)2 Hipoclorito de Calcio Fe(NO2)3 Nitrito férrico Fe(OH)2 Hidróxido ferroso SO3 trioxido de azufre P2O5 Pentoxido de difosforo NaHCO3 Hidrogeno carbonato de sodio Co(HSO4)3 Hidrogeno sulfato cobaltico NiSO3 Sulfito niqueloso NH3 Amoniaco Ca(H2PO4)2 dihidrogeno fosfato de Calcio Cu(HS)2 Hidrogeno sulfuro cúprico Al2(CO3)3 Carbonato de aluminio (NH4)2SO4 Sulfato de amonio Fe(ClO4)3 perclorato férrico K2Cr2O7 Dicromato de potasio Li2CrO4 Cromato de Litio Fe(BrO4)2 Perbromato ferroso NaMnO4 permanganato de sodio 2. Sulfato de Magnesio MgSO4 bromuro cúprico CuBr2 Ácido sulfúrico H2SO4 hidrogeno fosfato de magnesio MgHPO4 Ácido sulfhídrico H2S (ac) cromato de amonio (NH4)2CrO4 hidróxido férrico Fe(OH)3 oxido férrico Fe2O3 Carbonato de sodio Na2CO3 cloruro de aluminio AlCl3 Sulfito de amonio (NH4)2SO3 hidrogeno sulfuro de magnesio Mg(HS)2 Perbromato de aluminio Al(BrO4)3 hidrogeno sulfito de cadmio Cd(HSO3)2 - 49 - Ácido nítrico HNO3 hidrogeno carbonato cobaltoso Co(HCO3)2 nitrito de calcio Ca(NO2)2 sulfato plumboso PbSO4 Carbonato ferroso FeCO3 cloruro estannoso SnCl2 Permanganato de potasio KMnO4 sulfuro mercúrico HgS fosfato de calcio Ca3(PO4)2 sulfuro de amonio (NH4)2S dicromato de potasio K2Cr2O7 nitrato de plata AgNO3 Cromato de bario BaCrO4 clorato de potasio KClO3 Hipoclorito de sodio NaClO Dióxido de manganeso MnO2 Hidróxido de calcio Ca(OH)2 fosfato de potasio K3PO4 sulfuro cuproso Cu2S acido nitroso HNO2 cloruro de calcio CaCl2 acido hipocloroso HClO nitrito de aluminio Al(NO2)3 acido sulfuroso H2SO3 UNIDAD 6 Estequiometría 1. a) 800 g b) 534 g c) 8 g d) 3200 g 2. a) 75 moles b) 9 1025 iones 3. a) 428 g b) 8 moles 4. a) 45,2 g b) 2,66 moles 13. 145,7 g 14. a) 6,93 g de HNO3 b) 0,94 moles c) 88,6 g 15. 16,7 g de CO2 y 21,3 g de CaO 16. 36,7 g 17. 47,7 % 18. 60,4 % 19. 3,68 T 20. 40,8 g 21. 71,4 g UNIDAD 7 Gases 1. a) 30 b) 195,5 mL 2. a) F b) F c) V 3. 30 L 4. He y Kr - 50 - 5. No 6. a) 2 105 m3 b) 12,5 m 7. 25,7 g 8. 42,9 atm 9. 23 cm3 10. a) 364,5 g b) 221,7 g 11. a) 40 g b) 6,15 L 12. a) 4 T b) 5,97 106 L 13. a) 146,1 g b) 194,8 g 14. a) 83,2 g b) 12,8 L 15. a) 0,23 moles b) 2,56 10 24 moléculas 16. a) 309,3 g b) 403,2 g 17. 89,7 % 18. PO2 = 0,99 atm PAO2 = 0,46 atm Pt = 1,45 atm 19. a) 71,75 atm b) si, no explota UNIDAD 8 Soluciones 1. a) 7,1 b) 6,7 c) 1,21 d) 7,1 e) 71 f) 0,02 g) 1,22 2. a) 2,5 M 2,78 m xst = 0,048 8,2 % m/m 8,0 % m/v b) 1,26 M 1,54 m xst = 0.027 19,6 % m/m 20,0 % m/v c) 18,4 M 500 m 3. a) 11,8 M xst = 0,22 15,4 m b) 15 M xst = 0,29 23 m c) 15,8 M xst = 0,40 37 m d) xst = 0,013 0,75 m e) 431 g de HCl xst = 0,90 98 % m/m 180 % m/v 11,8 moles 252 g de NH3 14,8 moles 995g de HNO3 15,8 moles 4. a) 1,17 g/cm3 b) 3,99 M c) 34,0 d) 4,56 m e) 25,4 f) 29,8 5. 0,229 M 0,268 M 6. a) 7,5 cm3 b) 1000 cm3 7. 435 cm3 8. a) 14 M b) 3,38 M 9. a) 4,20 mL b) 40,76 mL 10. a) 1,57 g b) 5,38 atm 11. a) 1,78 L b) 8,57 1022 iones 12. a) 8,06 L b) PCO2 = 0,31 atm PO2 =1,69 atm - 51 - g) xst = 0,076 UNIDAD 9 Equilibrio Químico 3. Kp = 1,02x10-3 4. Kc = 848,7 5. Kp = 0,541 b. Kp = 3,42 c. Kc = 281 6. Kc = 0,0184 7. Kp = 51 8. La reacción no está en equilibrio. Irá de derecha a izquierda. 9. CO: 0,264 atm; CO2: 0,714 atm 10. a. Kc = 0,573; Kp = 23,5 b. La reacción avanza hacia la derecha. [PCl5] = 0,365 M; [PCl3] = 0,285 M; [Cl2] = 0,735 M 11. 0,826 mol 12. a. Kp = 9,5 b. CO: 6,85 atm; H2O: 16,87 atm; CO2: 33,14 atm; H2: 33,14 atm 13. a. CO2: 4,1 atm; H2: 2,05 atm; H2O: 3,28 atm b. CO2: 3,87 atm; H2: 1,82 atm; CO: 0,23 atm; H2O: 3,51 atm c. Kp = 0,115 UNIDAD 10 Ácidos y bases 3. a) 3; b) 2,7; c) 12,7 ; d) 10,3 e) 0,2; f) 13,3; g) 1,6; h) 0,5; i) 13,1; j) 10,7; k) 12,2; l) 7; m) 11,4 4. a) 1,1 cm3 b) 10,46 5. 0,073 M 6. 23,9 % 7. 0,13 g 8. a) A b) 12,59 UNIDAD 11 Reacciones de óxido-reducción 4. 0,15 M 5. 0,115 L 6. 23,3 mL 7. 5 mL - 52 - UNIDAD 12 Electrólisis 1. 53,7 g y 36,01 dm3 2. a) 2,895 103 seg b) 0,15 moles 3. a) 2,11 10-3 moles b) 0,0566 A 4. a) 1,7 dm3 b) 8 A 5. 0.09 F 6. 305 C 7. b) 0,87 L O2 y 1,74 L H2 8. 0,4 M 9. a) 54908 c b) 0.77 M 10. 0,47 M 11. 13,86 12. 2,66 L 13. a) 11397 seg b) 95,25 g 14. a) 6,54 g b) 2,54 dm3 15. a) 0,54 Kg b) 482500 c 16. 65,4 g/mol 17. a) 0,25 M b) 7720 seg 18. 0,396 M 19. 6,7 horas 20. a) 0,224 moles b) 0.044 M 21. a) 0,95 b) 0,448 L 22. a) 0,005 M b) 0,054 A c) 0,001 L 23. +4 24. a) 0,36 M b) 0,67 25. a) 1.09 g b) 0,11 M 26. a) 0,63 M b) 13,57 UNIDAD 13 Nociones de Química Orgánica 4. 81,25 g etino 112,5 g agua 5. a) 6 y 8 moles b) 10 L c) 134,4 L 11. 218 m3 13. a) 2-etil-4-metil-2,4-dien-1-hexanol; b) ácido meta-metilbenzoico (o ác. 3-metilbenzoico); c) 3-en-2-butanona; d) 2-metilbutanoato de etilo; e) 4-amino-2-butanol; 1-cloro-3-metilciclohexano - 53 - . PROBLEMAS ADICIONALES (de exámenes anteriores) 11. a) 85,2g b) 9,68x1023 iones Cl- 12. a) PO2 = 0,67 atm b) PB = 2,09 atm c) MB = 28,17 g/mol 13. 1,3 atm. 14. a) 6,39x1024 moléculas de H2O b) 1,6x1024 iones MnO4- c) 6,63 moles de Fe2 (SO4)3 15. a) 0,63 L NaNO2 b) PNO = 0,86 Pgas = 2,14 atm. 16. 80% 17. a) Falso. El ión Cl- es la base conjugada del HCl b) Falso. En cada orbital p pueden existir como máximo 2 electrones. c) Falso. X pertenece al período 4 (CEE: 4s2) e Y al período 3 (CEE: 3s2 3p5). d) Verdadero. e) Falso. 18. a) 140,06 cm3 b) i. 1,81m ii. 0,03 19. 491,5 mL 20. a) 112,2 mL b) 11,2 mL 21. a) [B] = 0,14M ; [C] = [D] = 0,43M b) [B] = 0,19M ; [C] = 0,9M ; [D] = 0,4M 22. a) [H2] = [F2] = 0,042M ; [HF] = 0,449M b)1º) Se desplazará hacia productos 2º) Se desplazará hacia productos 3º) Se desplazará hacia reactivos 4º) No se modifica 23.a) Kp = 0,137; b) Pt = 1,5 atm. 24. 0,097 moles 25. Mr = 63 26. a) pH=0,7 b) pH=13,5 27. a) 64%; b) 1,2x1023 moléculas de HCl 30. b) 92,75% 33. a) 0,65g c) P H2 = P Cl2 = 0,23 atm. P N2 = 1,04 atm. 34. a) 3,23 g b) 6 %m/v c) 275 mL 35.a) t = 7,4 horas; b) pH = 0,56 - 54 -