GUIA EJERCICIOS QUI 001-2011-Enfermería
-
Upload
enfermeriaunab011 -
Category
Documents
-
view
8.347 -
download
11
Transcript of GUIA EJERCICIOS QUI 001-2011-Enfermería
Universidad Andrés Bello Facultad de Ecología y Recursos Naturales
Departamento de Ciencias Químicas
GUIA DE EJERCICIOS
QUIMICA GENERAL Y ORGANICA
QUI 001
Compilado por: Prof. Juan Merchán Velés
Revisado por: Dr. William Tiznado V.
Departamento de Ciencias Químicas
Versión Primer Semestre 2010
Esta guía de ejercicios fue elaborada y financiada a través del PROYECTO DE MEJORAMIENTO DE LA CALIDAD DE LA DOCENCIA 2009 de la VICE-RECTORÍA ACADÉMICA (VRA), titulado” Mejoramiento del material de apoyo al proceso de enseñanza de los cursos de Primer Año del Departamento de Ciencias Químicas”.
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
INDICE TABLA PERIODICA 4
GUIA Nº 1 UNIDAD Nº 1: MATERIA ÀTOMOS, MOLÉCULAS E IONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº 1 5
Ejercicios resueltos 6
Ejercicios propuestos 7
Tabla de conversión de unidades 12
Respuestas 14
GUIA Nº 2 UNIDAD Nº 2: MATERIA ÀTOMOS, MOLÉCULAS E IONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº 2 15
Ejercicios resueltos 16
Ejercicios propuestos 17
Respuestas 20
GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 3: ESTEQUIMETRÍA
Objetivos específicos de la Unidad Nº 3 21
Ejercicios resueltos 24
Ejercicios propuestos 25
Respuestas 31
GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 4: GASES Y SUS PROPIEDADES
Objetivos específicos de la Unidad Nº 4 33
Ejercicios resueltos 34
Ejercicios propuestos 36
Respuestas 42
GUIA Nº 5 UNIDAD Nº 5: ESTEQUIMETRÍA EN SOLUCIONES ACUOSASY
PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SOLUCIONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº 5 43
Ejercicios resueltos 44
Ejercicios propuestos 45
Departamento de Ciencias Químicas 2
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Respuestas 49
GUIA Nº 6 UNIDAD Nº 5: ESTEQUIMETRÍA EN SOLUCIONES ACUOSASY
PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SOLUCIONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº 5 50
Ejercicios resueltos 51
Ejercicios propuestos 53
Respuestas 56
GUIA Nº 7 UNIDAD Nº 6: EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Objetivos específicos de la Unidad Nº 6 57
Ejercicios resueltos 58
Ejercicios propuestos 59
Respuestas 65
GUIA Nº 8 UNIDAD Nº 5: EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE
Objetivos específicos de la Unidad Nº 6 66
Ejercicios resueltos 67
Ejercicios propuestos 68
Respuestas 70
GUIA Nº 9 UNIDAD Nº 5: EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO - BASE
Objetivos específicos de la Unidad Nº 6 71
Ejercicios resueltos 72
Ejercicios propuestos 74
Respuestas 80
GUIA Nº 10 UNIDAD Nº 7: INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA
Objetivos específicos de la Unidad Nº 7 81
Nomenclatura de compuestos orgánicos 82
Ejercicios 83
Respuestas 88
Departamento de Ciencias Químicas 3
Guía de Ejjercicios, Cuurso de “Quuímica Geneeral”, Primmer Semestree 2010
Departamento dde Ciencias Químicas 4
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº 1
UNIDAD Nº 1
MATERIA, ATOMOS, MOLECULAS E IONES
Objetivos específicos de la Unidad 1 1. Se espera que el estudiante logre los siguientes objetivos: 2. Clasificación y Propiedades de la Materia
3. Unidades de medición. Sistema Internacional de medición
4. Escalas de Temperatura
5. Uso de prefijos, conversión de unidades (factor unitario)
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulos 2 y 3. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson.
5ª Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
3. Capítulo 1. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004.
Departamento de Ciencias Químicas 5
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS Una vasija de vidrio tiene una masa de 20,2376 g cuando está vacía y 20,3102 cuando se llena con agua a 10 °C. La vasija con una solución tiene una masa, ahora, de 20.3300 g. ¿cuál es la densidad de la solución? Densidad del agua 1 g/cm3
Justificación: colocar los datos que nos dan en el ejercicio
masa vasija vacía = 20,2376 masa vasija con agua = 20,3102 densidad del agua = 1 g/cm3 Masa de agua = 20,3102 – 20,2376 = 0,0726 g
Colocar la formula a emplear y sustituir los valores que tenemos y despejamos la incógnita
volumenmasad =
volumengcmg 0726,0/1 3 = 3/1
0726,0cmg
gVolumen =
30726,0 cmvolemen =
Calculamos los datos necesarios dados en el ejercicio
masa vasija vacía = 20,2376 masa vasija con solución = 20,3102 masa de la solución = 20,3300 – 20,2376 = 0,0924 g
volumenmasad = 3
3 /272,10726,00924,0 cmg
cmgd ==
¿Si la eficacia del combustible de un automóvil es 27 millas por galón, cuál es su eficacia de combustible en kilómetros por litro? (1 kilómetro = 0,621 millas, 1,000L= 1,057 cuartos de galón, 4 cuartos de galón = 1 galón)
Justificación: utilice factor unitario para el cambio de unidades, colocando la unidad que desea cambiar en el sentido opuesto y la nueva en el que se va a reemplazar
galónkilómetros
millaskilómetrox
galónmillas 478,43
621,0127 =
alóncuartokilómetros
alóncuartosgalónx
galónkilómetros
deg870,10
deg41478,43 =
litrokilometros
litrosalóncuartox
alóncuartokilómetros 48,11
000,1deg057,1
deg870,10 =
litrokilómetros
R 11=
EJERCICIOS PROPUESTOS
Departamento de Ciencias Químicas 6
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
1. De los materiales que Usted conoce de ejemplos de: a) sistemas heterogéneos Justificación:
b) soluciones c) sistemas homogéneos d) compuestos e) elementos
2. Considere un sistema compuesto por un vaso que contiene agua con hielo. a) Indique si el sistema es homogéneo o heterogéneo.
b) Si el hielo se disuelve en el agua y elimina al vaso como componente del sistema, indique si el sistema es o no una solución.
Justificación:
3. ¿Cuál es la diferencia entre una propiedad intensiva y extensiva y de un ejemplo de cada una?
Justificación: 4. Cuando 24 pedazos de cobre se sumergen en agua, los pedazos desplazan 8,26 cm3 de
agua. ¿Si la masa combinada de los pedazos es 73,86 g, cuál es la densidad del cobre?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 7
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
5. La densidad del ácido acético es 1,05 g/mL. ¿Cuál es el volumen de 327 g de ácido acético?
Justificación: 6. Un cubo del hierro tiene una masa de 29,31 g. ¿Si cada lado del cubo tiene dimensiones
de 1,55 centímetros, cuál es la densidad del hierro?
Justificación:
7. A 0°C, una botella contiene 325 mL de agua líquida. ¿Cuál es el volumen del agua
después de que se congele (a 0 °C)? Las densidades del agua y del hielo líquido a 0°C son 1,000 g/mL y 0,917 g/mL, respectivamente.
Justificación:
8. ¿Cuál es la densidad en g/cm3 de un disco de bronce de 25 cm de diámetro y 8 mm de
espesor y pesa 3450 g? Volumen = área x espesor = πr2h = π(d/2)2h
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 8
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
9. Los ácidos grasos se extienden espontáneamente en el agua formando una película monomolecular. Una solución de benceno que contiene 0,1 mm3 de ácido esteárico se vierte en una bandeja con agua. El ácido es insoluble en agua pero se extiende en la superficie formando una zona de película continua de 400 cm2 después de haberse evaporado todo el benceno. ¿cuál es el espesor de la película en Angstrom?
Justificación:
10. ¿A que temperatura coinciden los grados Fahrenheit con los Celsius?
Justificación: 11. ¿Cuál de las siguientes masas es más grande 2,3 x 109 pg, 1,5 x 108 ng, 6,6 x 105 μg, 8,4
x 102 mg o 3,0 x 10-1 g?
Justificación: 12. La presión de vapor de una atmósfera es igual a 1033 g/cm2. Exprese esta presión en libras
por pulgada cuadrada.
Justificación:
=2
2
2 )lg()(1033adapu
cmxg
librasxcm
g
Departamento de Ciencias Químicas 9
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
13. Un galón (3,78 L) de pintura de látex puede cubrir 385 pies2 de la superficie de una pared. ¿Cuál es el grosor promedio de una capa de pintura (en micrómetros)?
Justificación:
14. ¿Cuál es la respuesta correcta en cifras significativas de la siguiente expresión: (72,61 –
68,59) x 18,76?
Justificación: 15. Cuál es la respuesta correcta en cifras significativas de la siguiente expresión: (18 + 95) x
0,077351?
Justificación: 16. El radio de un átomo del litio es 152 pm. ¿Cuál es el volumen de un átomo del litio
expresado en cm3, si se considera que el átomo es una esfera? El volumen de una esfera es (4/3) πr3.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 10
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
17. Al convertir 5,000 x 10-2 metros a milímetros y expresar la respuesta en la notación
estándar usando el número correcto de cifras significativas
Justificación:
18. Si un atleta hace 100 yardas en 10 segundos, ¿cuál es su velocidad? a) en millas por hora b) en kilómetros por hora
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 11
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Tablas de Conversión de Unidades Longitud
Superficie
Volumen
Masa
Departamento de Ciencias Químicas 12
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Densidad
Presión
Energía
Departamento de Ciencias Químicas 13
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS
1. Respuesta: Hormigón, madera, cazuela a la chilena, agua y aceite
Aire, gasolina, sal en agua, latón Aire, agua de mar, gasolina Sal, mármol, carbonato de calcio, dióxido de carbono
Oro, oxígeno, hidrógeno, cloro
2. Respuesta: a) heterogéneo b) no, ya que el hielo es agua en estado sólido y si se disuelve sigue siendo agua
3. Respuesta: Intensiva: aquella propiedad que es independiente de la cantidad de materia presente, color Extensiva: aquella propiedad que depende de la cantidad de materia presente, volumen
4. Respuesta: 8,24 g/cm3
5. Respuesta: 3,43 x 102 mL
6. Respuesta: 7,87 g/cm3
7. Respuesta: 354 mL
9. Respuesta: 8,8 g/cm3
9. Respuesta: 25 Å
10. Respuesta: 40
11. Respuesta: 8,4 x 102 mg
14. Respuesta: 14,68 libras/pulgada cuadrada
13 Respuesta: 106 μm
14. Respuesta: 75,42
15. Respuesta: 8,7
16. Respuesta: 1,47 x 10-23 cm3
17. Respuesta: 50,00 mm
18. Respuesta: a) 20,4 millas/h b) 32,9 Km/h
Departamento de Ciencias Químicas 14
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº2
UNIDAD Nº2
MATERIA, ATOMOS, MOLECULAS E IONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº2 1. Estructura del átomo: núcleos y electrones. Isótopos, número atómico, número de masa.
2. Introducción a la tabla periódica: grupos (nombres de algunos grupos), periodos,
metales, no metales y metaloides. Símbolos químicos.
3. Definiciones de fórmulas moleculares y empíricas, representación de moléculas,
formación de iones, iones y compuestos iónicos
4. Nomenclatura de compuestos inorgánicos: estados de oxidación más comunes, funciones
inorgánicas.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulos 2 y 3. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson.
5ª Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
3. Capítulo 2. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004.
Departamento de Ciencias Químicas 15
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS
En la naturaleza, el plomo se presenta como 4 isótopos, cuyos datos son:
Isótopo masa (u.m.a.) Abundancia relativa (% )
204 Pb 202,973 1,48 206 Pb 205,9745 23,60 207 Pb 206,9759 22,60 208 Pb 207,9766 52,30
Calcule la masa atómica promedio del plomo.
Justificación: masa masa promedio=
100
∑ ×=
abundanciamasamasa
100)30,529766,207()60,229759,206()60,239745,205()48,1973,202( ×+×+×+×
=masa
10028272,20620
10017618,1087765534,46779982,4860453,204
=+++
=masa
umamasa 2028,206=
Identifique los iones presentes en los siguientes compuestos KHCO3, Na2SO4, KCl, C6H12O6 y Ba(OH)2.
Justificación: como la mayoría de los compuestos son sales (compuestos iónicos), se les descompone en su ión metálico con su estado de oxidación y en su contraión, por lo tanto tendremos:
−+ +→ 33 HCOKKHCO
−+ +→ 2442 2 SONaSONa
−+ +→ ClKKCl
→6126 OHC no se disocia por no ser un compuesto iónico
−+ +→ )(2)( 2
2 OHBaOHBa
Departamento de Ciencias Químicas 16
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Ordene las partículas subatómicas neutrones, protones y electrones en orden creciente de
masa.
Justificación: 2. ¿Cuántos protones, neutrones, y electrones están en un átomo de oxígeno-18 y cuál es el
símbolo atómico para un elemento con 28 protones y 31 neutrones?
Justificación:
3. ¿Cuál pareja entre los átomos siguientes tiene el mismo número de neutrones? , , , 64
28 Ni 6329 Cu 64
30 Zn 6830 Zn
Justificación:
4. Los isótopos de un elemento dado tienen el mismo número de ________, pero diferente
número de ________ en su núcleo.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 17
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
5. ¿Cuál de los siguientes átomos son isótopos? , 48 , , 45
21Sc 22Ti 5022Ti 50
23V Justificación:
6. Un elemento consiste en dos isótopos. La abundancia de un isótopo es 95,72% y su masa
atómica es 114,9041 uma. La masa atómica del segundo isótopo es 112,9043 uma. ¿Cuál es la masa atómica media del elemento?
Justificación:
7. Complete la siguiente Tabla:
Símbolo 54 226 Fe +
Protones 5 79 86 Neutrones 6 16 117 136 Electrones 5 18 79 Carga
neta -3 0
8. El oxígeno tiene dos isótopos: O-16 y O-17. Calcula el porcentaje de cada uno de ellos
sabiendo que la masa atómica del oxígeno es 15, 9994 uma. Datos: masa de O-16 = 15,9949 uma; masa de O-17 = 16,9991 uma.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 18
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
9. Escribir las fórmulas para los compuestos constituidos por los siguientes pares de iones: a) Na+ y CO3
2- b) Ca2+ y ClO3- c) Sr2+ y S2- d) Cr3+ y Cl-
e) Ni2+ y ClO-4 f) Fe3+ y BrO3
- g) K+ y ClO- h) Ba2+ y NO-3
i) Cu2+ y SO42-
j) Ba2+ y SO32- k) Al3+ y NO3
- l) Li+ y NO2-
Justificación:
10. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos: a) Bromuro de sodio b) Sulfuro de plomo c) Oxido de zinc d) Yoduro de calcio e) Hidróxido de potasio f) Hidróxido de Cu (II) g) Hidróxido de hierro (III) h) Clorato ferroso i) Nitrato de aluminio j) Carbonato de bario k) ácido sulfúrico l) Amoníaco Justificación: 11. Escriba el nombre de los siguientes compuestos: a) KMnO4 b) H3PO4 c) Na2CrO4 d) HBrO3 e) HCl f) FeCO3 g) SnSO4 h) NH4OH i) FePO4 j) Al2(SO4)3
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 19
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS 1. Respuesta: Electrones < protones < neutrones
2. Respuesta: 8 protones, 10 neutrones y 8 electrones
Ni5928
3. Respuesta: y Cu6329 Zn64
30
4. Respuesta: Protones neutrones
5. Respuesta: y Ti4822 Ti50
22
6. Respuesta: 114,8 uma
7. Respuesta:
Símbolo B115
33115
−P Au12679 Rn222
86 Protones 26 15 Neutrones 28 Electrones 24 86 Carga neta 0 +2 0
8. Respuesta: De O-16 hay 99,55% y O-17 hay 0,45%
9. Respuesta: a) Na2CO3 b) Ca(ClO3)2 c) SrS d) CrCl3 e) Ni(ClO4)2
f) Fe(BrO3)3 g) KClO h) Ba(NO3)2 i) CuSO4 j) BaSO3 k) Al(NO3)3 l) LiNO2 e
10. Respuesta: a) NaBr b) PbS c) ZnO d) CaI2 e) KOH f) Cu(OH)2 g) Fe(OH)3 h) Fe(ClO3)2 i) Al(NO3)3 j) BaCO3
k)H2SO4 l) NH3
11. Respuesta: a) permanganato de potasio b) ácido fosfórico c) cromto de sodio d) ácido brómico e) ácido clorhídrico f) carbonato ferroso g) sulfato de estaño (II) h) hidróxido de amonio i) fosfato ferroso j) sulfato de aluminio
Departamento de Ciencias Químicas 20
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº3
UNIDAD Nº3:
ESTEQUIOMETRÍA
Objetivos específicos de la Unidad Nº3
1. Ecuaciones químicas: Escritura y balanceo de ecuaciones
2. Pesos atómicos y moleculares. Escala de masas atómicas
3. El mol y número de Avogadro
4. Masas molares. Fórmulas moleculares y empíricas
5. Cálculos con fórmulas químicas y ecuaciones
6. Reactivo limitante, rendimiento de una reacción.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 3. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulos 2, 3 y 4. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel.
Thomson. 5ª Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
3. Capítulo 3. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004.
Departamento de Ciencias Químicas 21
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS
Un condimento artificial, cuya masa molecular es aproximadamente 170 g/mol tiene los porcentajes en masa siguientes: Na: 13,60%; O: 37,84%; H: 4,76%; N: 8,29% y el resto es carbono. Proponga la fórmula empírica y molecular del condimento.
Justificación: Justificación: suponemos que el porcentaje equivale a los gramos de cada elemento El carbono hallamos por diferencia ya que la suma de los porcenjates debe ser 100
CNHONa %%%%%100 ++++= C++++= 29,876,484,3760,13100 51,3549,64100)29,876,484,3760,13(100 =−=+++−=C g
Calculamos los moles de cada elemento por medio de su masa molar
molg
molgNa 5916,09897,22
160,13 =×= molg
molgO
3651,2
9994,15184,37 =×=
molmolgH 7227,40079,1
176,4 =×= molg
molgN 5919,00067,14
129,8 =×=
molg
molgC 9565,2011,12
151,35 =×=
Procedemos a dividir todos los resultados obtenidos por el valor más pequeño
15916,05916,0
==molmolNa 49978,3
5916,03651,2
≈==molmolO
89828,75916,07227,4
≈==molmolH 10005,1
5916,05919,0
≈==molmolN
59975,45916,09565,2
≈==molmolC
Los valores obtenidos corresponden a los subindices de cada elemento para su fórmula empírica
NNaOHC 485 Para el cálculo de la fórmula molecular se procede a calcular la masa molar de la formula empírica
molgmasa /1122,169)9897,22(1)0067,14(1)9994,15(4)0079,1(8)011,12(5 =++++= Procedemos a calcular el valor numérico por el cual debemos multiplicar los subindices y para ello se realiza dividiendo la masa molar del compuesto para el peso de la fórmula empírica
10052,1/1122,169
/170≈==
molgmolgn por tanto la formula molecular es la misma
C NNaOH 485
Departamento de Ciencias Químicas 22
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico dando como productos cloruro de sodio, dióxido de carbono y agua; escriba correctamente las fórmulas de la ecuación y balancee
__Na2 CO (s) + __H Cl (ac) → __Na Cl (ac) + __C O2 (g) + __H2 O (l)
¿Qué masa de dióxido de carbono se produce a partir de la reacción de 2,94 g de carbonato de sodio con un exceso de ácido clorhídrico?
Justificación: Primero procedemos a balancear la ecuación (ley de conservación de la masa) por
cualquiera de los métodos; ejemplo algebraico, a cada compuesto le colocamos una letra y planteamos las ecuaciones para cada elemento.
A B C D E Na2CO3
+ HCl → NaCl + CO2 + H2O Na: 2A = C C: A = D O: 3A = 2D + E H: B = 2D Como se puede ver hay mas incognitas que ecuaciones se coloca un valor a la incognita que más se repite, en este caso A y le damos un valor de 1, resolviendo tendremos: A = 1 en pa primera ecuación tendremos 2(1) = C de donde C = 2 de la segunda ecuación tenemos D = 1 y reemplazando en la cuarta ecuaciónel valor de D obtenido anteriormente tendremos B = 2 y por último con la tercera ecuación encuentro elvalor de E 3(1) = 2(1) + E donde E = 1; siendo estos los coeficientes estequimétricos que coloco en la ecuación balanceada
Na2CO3(s) + 2 HCl (aq) → 2 NaCl (aq) + CO2(g) + H2O (l) Una vez balanceada la ecuación se procede a calcular la masa molecular del compuesto:
molgCONa /9886,105)9994,15(3)011,12(1)9897,22(232 =++= Ahora pasamos la masa del compuesto dado en el ejercicio a moles
( ) 3202774,09886,105
194,2 COmolNag
molgmol =×=
Por estequiometría (ecuación balanceada) pasamos de carbonato de sodio a dióxido de carbono
232
232 02774,0
11
02774,0 molCOCOmolNa
molCOCOmolNa =×
Calculamos la masa molar del dióxido de carbono
molgCO /0098,44)9994,15(2)011,12(12 =+= Por último pasamos los moles de dióxido de carbono a gramos
ggmol
gmolgCO 22,12208,110098,4402774,02 ≈=×=
Departamento de Ciencias Químicas 23
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS PROPUESTOS
1. El cianuro de hidrógeno, HCN, es un líquido incoloro, volátil, con el olor de ciertos huesos de frutas (por ejemplo los huesos del durazno y cereza). El compuesto es sumamente venenoso. ¿Cuántas moléculas hay en 56 mg de HCN, siendo esta la dosis tóxica promedio?.
Justificación:
2. La hemoglobina, una proteína que se encuentra en los eritrocitos, transporta el O2 de los
pulmones hasta las células de los tejidos. El hierro (como ión Fe2+) es el 0,33% de la masa de la hemoglobina. Si la masa molar de la hemoglobina es 6,8 x 104 g/mol. ¿Cuántos moles de iones Fe2+ hay en un mol de la molécula?
Justificación:
3. La fórmula de cierto contaminante incluye C, H, O y N. Los porcentajes en masa de cada elemento son: C, 19,8%; H, 2,5% y N, 11,6%. Proponga la fórmula empírica de la sustancia.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 24
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
4. Una muestra de 1,367 g de un compuesto orgánico se quemó en corriente de aire y dio 3,002 g de CO2 y 1,640 g de H2O. Si el compuesto sólo contenía C,H y O: a) ¿Cuál es su fórmula empírica?. b) Si su masa molar determinada experimentalmente es 60 g/mol. ¿Cuál es su fórmula
molecular?. Justificación:
5. Una muestra de 7,61 g de ácido p-aminobenzoico (compuesto utilizado en los cosméticos con filtros solares) se quemó en corriente de oxígeno y se obtuvo 17,1 g de CO2, 3,50 g de H2O y 0,777 g de N2. El compuesto contiene carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono, hidrógeno y nitrógeno contenía la muestra? b) ¿Qué masa de C, H y N contenía la muestra? c) Basado en la masa de la muestra original, ¿qué masa de oxígeno contenía la
muestra?. d) ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido p-aminobenzoico?
Justificación:
6. El análisis de una muestra de ácido ascórbico (vitamina C) cuya masa es 1,274 g dió la
siguiente composición: C 0,521 g; H 0,058 g y el resto es oxígeno. Determinar la fórmula molecular de la vitamina C si se conoce que su masa molar es de 176g/mol.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 25
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
7. Una muestra de 4,450 g del yoduro hidratado del litio, LiI·xH2O, se seca en un horno.
Cuando la sal anhidra se quita del horno, su masa es 3,170 g. ¿Cuál es el valor de x?
Justificación:
8. Bajo ciertas condiciones la reacción de formación de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrogeno tiene un rendimiento de 38.2%. Cuántos gramos de amoníaco deben reaccionar con un exceso de oxigeno para producir 17,5 g de monóxido de nitrógeno?; escriba correctamente las fórmulas de la ecuación y balancee
__N H (g) + __O (g) → __N O (g) + __H O (g)
Justificación:
9. A partir de la oxidación del amoníaco se fabrica el óxido nítrico (monóxido de nitrógeno) y
se obtiene como subproducto vapor de agua. Cuántos moles de óxido nítrico pueden obtenerse de la reacción de 3,80 mol de amoníaco con 5,15 mol de oxígeno?, escriba correctamente las fórmulas de la ecuación y balancee
__N H (g) + __O (g) → __N O (g) + __H O (g)
Departamento de Ciencias Químicas 26
Justificación:
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
10. El trióxido de azufre se obtiene de la reacción del dióxido de azufre y oxigeno. Cuántos gramos de trióxido de azufre pueden producirse de la reacción de 3,00 g dióxido de azufre con 2,02 g de oxígeno?, escriba correctamente las fórmulas de la ecuación y balancee
__S O (g) + __O (g) → __S O (g)
Justificación: 11. La reacción de 10,0 g de hidrógeno con 10,0 g de oxígeno dan 8,43 g de agua gaseosa.
¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de de esta reacción?, escriba correctamente las fórmulas de la ecuación y balancee
__H (g) + __O (g) → __H O (g)
Justificación:
12. La aspirina es producida por la reacción del ácido salicílico (M = 138,1 g/mol) y anhídrido
acético (M = 102,1 g/mol).
__C7H6O3(s) + __C4H6O3(l) → __C9H8O4(s) + __C2H4O2(l) a) Si usted mezcla 5,00 gramos de cada reactivo, cuántos gramos de aspirina (M =
180,2g/mol) pueden ser obtenidos teóricamente? b) Si 2,04 g de C9H8O4 (M = 180,2 g/mol) se producen de la reacción de 3,00 g de
C7H6O3 y 5,40 g de C4H6O3 ¿cuál es el porcentaje de rendimiento?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 27
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
13. El vidrio común se obtiene fundiendo en hornos una mezcla molida de arena de cuarzo (SiO2), carbonato de sodio (Na2CO3) y carbonato de calcio (CaCO3) a 1500-1600°C:
Na2CO3
CaCO3
Na2O + CO2 (g)
CaO + CO2 (g)calor
El Na2O y el CaO reaccionan con el SiO2 obteniéndose:
Na2O + CaO + 6SiO2calor Na2O . CaO . 6SiO2
vidrio
Calcular cuántos gramos de SiO2, Na2CO3 y CaCO3 se necesitan para obtener 1 Kg de vidrio.
4. La ecuación para la reacción de obtención de fósforo en un horno eléctrico es:
Justificación:
1
P4CO +CaSiO 3 +C+SiO 2+Ca3 (PO 4 ) 2
Determinar: a) Los coeficientes estequiométricos de la ecuación planteada
de fósforo (P ) obtenidos por cada gramo de Ca (PO4)2 utilizado. a3(PO ) utilizado.
b) La masa 4 3c) Los gramos de SiO2 y C que se necesitan por cada mol de C 4 2 Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 28
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
15. El gas acetileno (C2H2) se prepara por reacción de carburo de calcio (CaC2) con agua (H2O), de acuerdo con la siguiente reacción:
CaC2 + 2H2O C2H2 + Ca(OH)2
Si 2550 Kg de carburo de calcio se tratan con un exceso de agua se obtienen 867 Kg de acetileno. ¿Cuál será el porcentaje de rendimiento de la reacción?.
Justificación:
16. En un experimento, un estudiante calienta una mezcla de 5,52 g de cobre en polvo con 10,1 g de azufre en polvo. La reacción que se verifica es:
__Cu + __S8 __Cu2S a) ¿Cuántos gramos de Cu2S se obtienen? b) ¿Cuánto queda sin reaccionar del reactivo que está en exceso?.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 29
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
17. Una muestra de 10,50 g de una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y sulfato de calcio se calentó para descomponer el carbonato, de acuerdo a la siguiente ecuación:
CO2+CaOΔCaCO3
El CO2 gaseoso escapó y el CaSO4 no se descompone por el calentamiento. La masa final de la muestra es 7,64 g ¿Qué porcentaje de la mezcla original es CaCO3?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 30
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS 1. Respuesta: 1,25 x 1021 moléculas de HCN
2. Respuesta: 4 iones de hierro
3. Respuesta: C2H3NO5
4. Respuesta: a) C3H8O b) C3H8O
5. Respuesta: a) 0,389 moles de átomos de C; 0,389 moles de átomos de H y 0,0555 moles de átomos de N b) 4,6 g de C; 0,39 g de H y 0,78 g de N c) 1,78 g de O d) C7H7NO2
6. Respuesta: C6H8O6
7. Respuesta: 3
8. Respuesta: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) 26,0 g
9. Respuesta: 4 NH3(g) + 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) 3,80 mol
10. Respuesta: 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) 3,80 mol
11. Respuesta: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) 74,9 %
12. Respuesta: a) 1C7H6O3(s) + 1C4H6O3(l) → 1C9H8O4(s) + 1C2H4O2(l) b) 6,52 g c) 52,1 %
13. Respuesta: 753,1 g SiO2 209,2 g CaCO3 221,8 Na2CO3
14. Respuesta: 2 Ca3(PO4)2; 6SiO2; 10C; 6CaSiO3; 10 CO y 1P4 0,2 g P4 180,26 g SiO2 y 60 g C
Departamento de Ciencias Químicas 31
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
15. Respuesta: 83,7 %
16. Respuesta: 16Cu; 1S8; 8Cu2S 8,65 g Cu2S 8,71 g S8
17. Respuesta: 61,9 %
Departamento de Ciencias Químicas 32
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº4
UNIDAD Nº4:
GASES Y SUS PROPIEDADES
Objetivos específicos de la Unidad Nº4
1. Características generales de los gases
2. Presión de gases y el manómetro
3. Leyes de los gases. Ley de Boyle. Ley de Charles. Ley de Avogadro
4. Ecuación de los gases ideales y su relación con las leyes de los gases
5. Peso Molecular y densidad de los gases
6. Mezclas de gases y presiones parciales. Ley de Dalton
7. Estequiométricos simples de reacciones que involucren gases ideales (e.g., reactivos
limitantes, rendimientos).
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 5. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 10. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004. 3. Capítulo 12. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 33
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS
Se tiene un cilindro de 30,0 L con Helio en una presión de 132 atm y a una temperatura de 24 °C. Dicho cilindro se utiliza para llenar globos de 3,00 L a 1,07 atm y 29 °C. ¿Cuántos globos se podrán llenar? Asuma que el cilindro puede proporcionar helio hasta que su presión interna alcanza 1,00 atm (es decir, hay 131 atmósferas de He disponible en el cilindro).
Justificación: Se calcula el volumen que se dispone en la segunda condición:
2
22
1
11
TVP
TVP
= de donde 21
2112 PT
TVPV
=
Se transforman las temperaturas a grados Kelvin (absolutos)
KCT 297273º241 =+=
KCT 302273º292 =+= Reemplazando los datos que se tiene
LatmK
KatmLV 73,3734)07,1)(297(
)302)(131)(0,30(2 ==
Como cada globo ocupa 3 litros por tanto el número de globos sera la razon del volumen total para el volumen de cada globo
globo
Totalglobos V
VN = reemplazando 91,1244
373,3734
==L
LN globos
El número de globos en cifras significativas es 1,24 x 103
Departamento de Ciencias Químicas 34
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
¿Qué volumen de O2(g) medido a 91,2 ºC y 743 mm de Hg, será producido por la descomposición de 4,88 g de KClO3?
__KClO3 (s) → __KCl(s) + __O2(g) Justificación: primero se equilibra la reacción por cualquiera de los métodos:
2 KClO3 (s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Procedemos a calcular la masa molar (M) del (KClO3) y transformar la masa de la muestra sólida (KClO3) en moles
molgM /5492,122)9994,15(3)4527,35(1)0983,39(1 =++=
3
3
3
303982,0
5492,1221
88,4)(
)()( KClO
KClO
KClOKClO mol
gmol
g =×
Por estequiometría pasamo de moles de KClO3 a moles de O2
2
3
2
305973,0
23
03982,0 OKClO
OKClO mol
molmol
mol =×
Ahota transformamos la presión a atmosferas y la temperatura a kelvin
atmmmatmmm
HgHg 9776,0
7601743 =×
KCT 2,364273º2,91 =+= Como ahora tenemos los moles del gas, la temperatura y la presión empleamos la ley general de los gases para calcular el volumen
nRTPV = P
nRTV =
Latm
KKmolLatmmol
V 82,18247,19776,0
2,364__082,005973,0
≈=××
=
El volumen de O2 producido es de 1,82 litros
EJERCICIOS PROPUESTOS
Departamento de Ciencias Químicas 35
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
1. A 0,984 atmósferas, la altura del mercurio en un barómetro es de 74,8 cm. ¿Si el mercurio
fuera substituido por agua, qué altura de agua (en cm) soportaría esta presión? Las densidades del Hg y de H2O son 13,5 g/cm3 y 1,00 g/cm3, respectivamente.
Justificación:
2. Un cilindro rígido que contiene 3,50 L de H2 a 17 °C y 0,913 atm se cierra
herméticamente. a) ¿Si el cilindro se calienta a 71 °C, cuál es la presión en el cilindro? b) ¿Si se duplica la presión, cuál será la temperatura del gas?
Justificación:
3. Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32 °C. El globo se coloca en
nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza -132 °C. Asumiendo que la presión permanece constante, ¿Cuál será el volumen de este globo enfriado?
Justificación: 4. A temperatura constante, 14,0 L de O2 a 0,882 atm se comprimen hasta 1,75 L. Cuál es la
presión final de O2?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 36
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
5. a) Qué volumen de CO2 a 15 °C y 1.50 atm contiene el mismo número de moléculas que 0,410L de O2 a 35 °C y 3.00 atmósferas?
b) Si un cilindro de 3,44 L de SO2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas que un cilindro de 5,00 L de H2 -7°C y 1,00 atm, cuál es la temperatura (en °C) del SO2?
Justificación:
Ley del gas ideal (R = 0.08205 L·atm·mol-1 ·K-1)
6. Un cilindro de 50,0 L con Ar (g) tienen una presión de 137 atm a 25 °C.
a) ¿Qué masa de Ar está dentro del cilindro? b) ¿Cuántas moléculas de Ar hay dentro del cilindro?
Justificación: 7. a) ¿Si la densidad del oxígeno en aire es 0,263 g/L a 25°C, cuál es su presión? b) ¿si la presión permanece constante y su temperatura disminuye a 10 ºC,cuál será su
densidad?
Justificación: 8. Una masa de 1.663 g de un gas desconocido se introduce en un cilindro vacio de 2.00 L.
¿Si la presión en el cilindro es de 0.544 atmósferas a 78°C, cuál de los siguientes gases N2, NH3, C2H2 o N2O, podría estar en el cilindro?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 37
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Leyes de los gases y reacciones químicas 9. Qué volumen de N2(g) reaccionará totalmente con 22,2 L de H2(g) a 453 K y 755 mm Hg,
para producir NH3(g)?
__N2 (g) + __H2(g) → __NH3(g)
Justificación: 10. ¿Si 6,46 L de etanol gaseoso se queman en un exceso de oxigeno, cuál es el volumen
máximo de dióxido de carbono producido? Asuma que la temperatura de los reactivos y productos es de 425°C y la presión permanece constante a 1,00 atm
__CH3CH2OH (g) + __O2(g) → __CO2(g) + __H2O (g)
Justificación:
11. La síntesis de amoníaco se lleva a cabo según la siguiente ecuación:
__N2(g) + __H2(g) → __NH3(g) Si 2,75 L de N2 (g) reaccionan con 7,75 L H2(g), cuál es la producción teórica (en litros) de
NH3(g)? Asuma que los volúmenes de reactivo y de productos están medidos a las mismas temperatura y presión.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 38
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
12. Si 4,00 g de azufre (S8) reaccionan con 4,25 L O2 a 39 °C y 1.00 atm, cuál es la masa máxima de SO3 producido?
__S8(s) + __O2(g) → __SO3(g)
Justificación:
13. El ácido clorhídrico reacciona con cinc para producir hidrógeno según la reacción:
__HCl (aq) + __Zn (s) → __ZnCl2(aq) + __H2(g) ¿Si 750,0 ml de HCl 0,250 M se combinan con 5,98 g de Zn (s), qué volumen de gas de
hidrógeno seco puede ser producido? Asuma que la temperatura y la presión del gas son 25 °C y 742 mm Hg, respectivamente.
Justificación: 14. La fórmula empírica de cierto hidrocarburo es CH2. Cuando 0,120 moles de dicho
hidrocarburo se queman por completo en un exceso de oxígeno, se producen 17,7 L de CO2 (g) a 27 °C y 1,00 atm. ¿Cuál es el fórmula molecular del hidrocarburo?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 39
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
15. Un hidrocarburo gaseoso desconocido contiene un 85,63% de C. Si su densidad es 0,426g/L a 0,465 atmósferas y 373 K. ¿Cuál es la fórmula molecular de dicho hidrocarburo?
Justificación:
Mezclas de gases ideales y presiones parciales
16. La nitroglicerina (227,1 g/mol) se descompone según la reacción:
__C3H5N3O9(l) → __N2(g) + __CO2(g) + __H2O (g) + __O2(g) Qué volumen total de gases se produce a 65 °C y 744 mm Hg por descomposición 5,00 g
de nitroglicerina?
Justificación: 17. Un cilindro de 1,00 L a 298 K contiene una mezcla de Kr y de N2 a una presión total de
0,940 atm. ¿Si la fracción molar de Kr es 0,455 cuál es la fracción en masa del Kr?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 40
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
20. El oxido nítrico, NO (g), precursor en la preparación industrial del ácido nítrico, HNO3, se forma al reaccionar amoniaco, NH3 (g), con oxigeno, O2(g), en presencia de un catalizador, de acuerdo a la siguiente ecuación:
____NH3 (g) + ___O2 (g) → ____NO(g) + ____H2O(g)
Equilibre la ecuación y encuentre cuantos litros de NH3(g) son necesarios para reaccionar
con 1,76 moles de O2 (g) a 5,38 °C y 3,55 atm.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 41
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS
1. Respuesta: 1,01 x 103 cm 2. Respuesta: a) 1,08 atm
b) 307 ºC 3. Respuesta: 1,49 L 4. Respuesta: 7,06 atm 5. Respuesta: a) 0,767 L
b) 29 ºC 6. Respuesta: a) 1,12 x 104 g
b) 1,69 x 1026 moléculas 7. Respuesta: a) 0,201 atm
b) 0,277 g/L 8. Respuesta: N2O 9. Respuesta: N2 (g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
7,40 L 10. Respuesta: CH3CH2OH (g) + 3 O2(g) → 2 CO2(g) + 3 H2O (g)
12,9 L 11. Respuesta: N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
5,17 L 12. Respuesta: S8(s) + 12 O2(g) → 8 SO3(g)
6,64 g 13. Respuesta: 2 HCl (aq) + Zn (s) → ZnCl2(aq) + H2(g)
2,25 L 14. Respuesta: C6H12 15. Respuesta: C2H4 16. Respuesta: 4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O (g) + O2(g)
4,83 L 17. Respuesta: 0,838 18. Respuesta: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g)
9,05 L
Departamento de Ciencias Químicas 42
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº5
UNIDAD Nº5
ESTEQUIOMETRÍA EN SOLUCIONES ACUOSAS Y PROPIEDADES FISICAS DE LAS SOLUCIONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº5
1. Composición de soluciones.
2. Unidades de concentración de las disoluciones % m/m, % m/v, ppm, M, m.
3. Diluciones.
4. Electrólitos fuertes y débiles: Bases, ácidos y sales.
5. Reacciones en solución: Reacciones de precipitación, Concepto de solubilidad.
6. Reacciones de metátesis, Reacciones ácido-base.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 4. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 4. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004. 3. Capítulo 5. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 43
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS
Una solución se prepara mezclando 66,7 g de H2O con 33,3 g de HOCH2CH2OH (etilenglicol). ¿Cuál es la concentración del etilenglicol en unidades de molalidad, molaridad, porcentaje en peso a peso y fracción molar de agua? Las masas molares del agua y etilenglicol son 18,02 g/mol y 62,07 g/mol, respectivamente; la densidad es de 1,105 g/mL.
Justificación: Molalidad es el número de moles en un kilogramo de solvente Para lo cual pasamos los gramos de etilenglicol a moles y la masa del agua a kilogramos
oletilenglicoletilenglic
oletilenglicoletilenglic mol
gmol
g 5365,007,62
13,33 =×
aguaagua Kgxg
Kgg 21067,6100017,66 −=×
Reemplazando en molalidad tenemos
molalKgx
molMolalidad
agua
oletilenglic 10,81042,81067,6
5365,02 ≈== −
Molaridad es el número de moles contenidos en un litro de solución La solución es el soluto mas el solvente como tenemos gramos los sumamos y pasamos a volumen con la densidad
soluciónsolventesolutosolución gggmasa 1007,663,33 =+=
Vmd =
dmV = mL
mLggV 4977,90
105,1
100==
El volumen lo expresamos en L
LxmL
LmL 21004977,91000
14977,90 −=×
Reemplazando en la molaridad
molarLx
molMolaridad
solución
oletilenglic 93,59283,51004977,9
5365,02 ≈== −
Porcentaje peso a peso es la masa del soluto para la masa de la solución
%3,33100100
3,33% =×=
solución
oletilenglic
gg
La Fracción molar es los moles del agua para los moles de agua mas moles de soluto, pero primero pasamos los gramos de agua a moles
molg
molg
agua
aguaagua 7014,3
02,181
7,66 =×
oletilenglicagua
agua
molesmolesmoles+
=χ 873,08734,05365,07014,3
7014,3≈=
+=χ
Departamento de Ciencias Químicas 44
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
¿Cuántos litros de KCl 0,1107 Molar (ac) se pueden preparar con 15,00 g de KCl? Justificación: por definicion de molaridad, se necesita los moles que hay en los 15 g de KCl donde M
es masa molar
molgM 551,74)4527,35(1)0983,39(1 =+=
KClKCl
KClKCl mol
gmol
gn 2012,0551,74
115 =×=
soluciónLnMolaridad = L
LmolmolL
KCl
KClsolución 818,181756,1
1107,0
2012,0≈==
EJERCICIOS PROPUESTOS
1. ¿Cuál es la ecuación equilibrada molecular, iónica e iónica neta para la reacción de nitrato
de plomo (II) acuoso con bromuro de sodio acuoso?
Justificación: 2. ¿Cuál es la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata acuoso con cloruro de
calcio acuoso?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 45
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
3. ¿Escriba la ecuación molecular equilibrada para la reacción de hidróxido de litio acuoso y ácido nítrico acuoso, además, escriba la ecuación iónica, la ecuación iónica neta, cuales son los iones espectadores y que tipo de reacción es?
Justificación: 4. ¿Escriba la ecuación molecular equilibrada para la reacción de hidróxido de bario acuoso
y sulfato de sodio acuoso, además, escriba la ecuación iónica, la ecuación iónica neta, cuales son los iones espectadores y que tipo de reacción es?
Justificación: 5. Se desea preparar 1,000 kilogramos de KCl (ac) al 5,5% en masa, ¿Cuánto se necesita de
soluto y solvente?
Justificación: 6. El hidróxido de sodio concentrado es 19,4 molar y 50,5% en masa de NaOH. ¿Cuál es la
densidad del NaOH concentrado?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 46
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
7. ¿Cuál es la molaridad, molalidad, partes por millón y fracción molar de ácido sulfúrico al 13,82% en masa y de densidad 1,093 g/mL? La masa molar de H2SO4 es 98,08 g/mol.
Justificación:
8. ¿Cuál es la molalidad de iones Cl- en una solución al 5,11% en masa de CaCl2 (ac)? La
masa molar del cloruro de calcio es 110,98 g/mol.
Justificación: 9. Un depósito cilíndrico de agua tiene un radio de 75 m y una profundidad de 16 m. ¿Qué
masa de ión fluoruro está presente en el depósito si su concentración es 2,3 ppm (Volumen = πr2h; asuma que la densidad de la solución es 1,00 g/mL)
Justificación:
10. Qué masa de Cu (NO3)2 debe ser agregada a 1,00 kilogramo de H2O para preparar una
solución que contenga 97 ppm de Cu2+ (ac)?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 47
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
11. Si 5,15 g de FeCl3 se disuelven en suficiente agua para hacer exactamente 150,0mL de una solución, cuál será la concentración molar del ion cloruro?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 48
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS
1. Respuesta: Pb(NO3)2(ac) + 2 NaBr(ac) → PbBr2(s) + 2 NaNO3(ac) Pb2+(ac) + 2 NO3
-(ac) + 2 Na+(ac) + 2 Br-(ac) → PbBr2(s) + 2 Na+(ac) + 2 NO3-(ac)
Pb2+(ac) + 2 Br-(ac) → PbBr2(s)
2. Respuesta: 2 Ag+(ac) + 2 Cl-(ac) → 2 AgCl(s)
3. Respuesta: HNO3(ac) + LiOH(ac) → H2O(l) + LiNO3(ac) H+(ac) + NO3
-(ac) + Li+(ac) + OH-(ac) → H2O(l) + Li+(ac) + NO3-(ac)
H+(ac) + OH-(ac) → H2O(l) NO3
- y Li+ Reacción ácido - base
4. Respuesta: Ba(OH)2(ac) + Na2SO4 → BaSO4(s) + 2 NaOH(ac) Ba2+(ac) + 2 OH-(ac) + 2 Na+(ac) + SO4
2-(ac) → BaSO4(s) + 2 Na+(ac) + 2 OH-(ac) Ba2+(ac) + SO4
2-(ac) → BaSO4(s) OH- y Na+ Reacción de precipitación
5. Respuesta: 55,0 g de KCl y 945 g de agua
6. Respuesta: 1,54 g/mL
7. Respuesta: 1,540 molar 1,636 molal 1,511 x 105 ppm 2,862 x 10-2
8. Respuesta: 6,5 x 105 g de F-
9. Respuesta: 0,29 g
10. Respuesta: 1,818 L
11. Respuesta: 0,606 molar
Departamento de Ciencias Químicas 49
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº6
UNIDAD Nº5:
ESTEQUIOMETRÍA EN SOLUCIONES ACUOSAS Y PROPIEDADES FISICAS DE LAS SOLUCIONES
Objetivos específicos de la Unidad Nº5
1. Utilice las unidades de concentración en problemas estequiométricos simples de
reacciones que ocurren en solución acuosa.
2. Propiedades Coligativas: Descenso del punto de Congelación, Descenso de la presión de
vapor. Aumento del punto de ebullición, Presión Osmótica: Soluciones isotónicas e
hipotónicas.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 4. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 4. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
3. Capítulo 5. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 50
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS
¿Qué volumen de NaCl 0,300 molar se requiere para precipitar todo el ion Pb2+ presente en 25,0 ml de Pb(NO3)2 0,440 molar?
__Pb(NO3)2(ac) + __NaCl (ac) → __PbCl2(s) + __NaNO3(ac)
Justificación: primero se procede a equilibrar la ecuación química planteada Pb(NO3)2(ac) + 2 NaCl (ac) → PbCl2(s) + 2 NaNO3(ac)
Procedemos a continuación obtener el número de moles que existen en la solución 0,440 molar en el volumen de 25,0 mL,para esto empleamos la definición de molaridad
)()(
LVmolesnMolaridad = xMolaridadLVMoles )(=
El volumen pasamos a litros y sustituimos los datos en la ecuación
LxmL
LmL 21050,21000
10,25 −=×
2323 )(
22)( 1010,1440,01050,2 NOPbNOPb molesx
LmolLxmoles −− =×=
Por estequiometría (ecuación química balanceada) pasamos de moles de Pb(NO3)2 a moles de NaCl
NaClNOPb
NaClNOPb molx
molmol
molx 2
)()(
2 1020,21
21010,1
23
23
−− =×
Por último empleando la definición demolaridad hallamos el volumen
)()(
molesnMolaridadLV = mLL
Lmolmolx
LV NaCl 3,73073333,0300,0
1020,2)(
2
≈==−
¿Cuál es el punto de ebullición, congelación y su presión osmótica a 25 ºC, de una solución que contiene 2,33 g de cafeína, C8H10N4O2, disuelta en 15,0 g de benceno? El punto de ebullición del benceno puro es 80,1 °C y su constante ebulloscópica, Keb, es 2,53 °C/molal, El punto de congelación del benceno puro es 5,50 °C y su constante crioscópica, Kf, es 5,12 °C/molal y la densidad de la solución es de 0,905 g/mL.
Justificación: para calcular la variación del punto de ebullición y congelación se debe calcular primero la molalidad y por difinición tenemos
)()(
solventeKgmolesnmolalidad = por lo que debemos pasar los gramos de cefeina (soluto) a
moles y los gramos de solvente (benceno) a kilogramos, primero calculamos la masa molar de la cefeina por medio de su fórmula química
Departamento de Ciencias Químicas 51
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS PROPUESTOS
molgmolarmasa 19316,194)9994,15(2)00674,14(4)00794,1(10)011,12(8_ =+++=
bencenobenceno Kgxg
KggKg 21050,1100010,15 −=×=
Ahora podemos calcular el número de moles ya que tenemos todos los datos
soluto
soluto
molarmasamasa
molesn_
)( =
cefeinamolx
molg
1gmolesn 2101998,19316,194
33,2)( −==
A continuación la molalidad
molalKgxmolx
molalidadbenceno
cafeina 79987,01050,1101998,1
2
2
== −
−
Luego, empleamos la formula de variación de la temperatura de ebullición para su cálculo
xmolalidadKt ebeb =Δ CCmolalxmolal
Cteb º02,2º024,279987,0º53,2 ≈==Δ
Para calcular el punto de ebullición de la solución empleamos la variación de la temperatura la siguiente fórmula
0ebebeb ttt −=Δ donde t es la temperatura de ebullición del solvente puro y 0
eb
t es la temperatura deebullición de la solución eb
Por tanto ebebeb ttt Δ+= 0 CCcteb º1,8212,82º02,2º1,80 ≈=+= Para determinar la variación en el punto de congelación empleamos la fórmula de esta, pero si nos fijamos en los cálculos anteriores vemos que tenemos todos los valores y solo nos queda por reamplazarlo en la fórmula
xmolalidadKt ff =Δ CCmolalxmolal
Ct f º09,4º0953,479987,0º12,5 ≈==Δ
Para calcular el punto de congelación de la solución empleamos la variación de la temperatura la siguiente fórmula
fff tt −=Δ 0 t donde t es la temperatura de congelación del solvente puro y 0
f
ft es la temperatura de congelación de la solución
fff ttt Δ−= 0 CCCt f º41,1º09,4º50,5 =−=
Departamento de Ciencias Químicas 52
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Para calcular la presión osmótica empleamos la fórmula RTmolaridadx=π y para esto debemos calcular la molaridad que por definición tenemos los moles calculados al principio lo que nos falta es el volumen de la solución expresada en litros y para ello calculamos los gramos de solución
soluciónsolventesolutosolución gggg 33,1740,1533,2 =+=+= Ahora pasamos a volumen por medio de la densidad
volumenmasad = donde mL
mLgg
dmasavolumen 1492,19
905,0
33,17===
Ahora pasamos a litros el volumen
LxmL
LmL 2109142,11000
11492,19 −=×
Estequiometría de reacciones en solución acuosa 1. Si 0,3000 g de ceniza impura de carbonato de soda (Na2CO3) se titula con 17,66 mL de
HCl 0,1187 molar, ¿cuál es el porcentaje de pureza de dicha ceniza de soda?
__Na2CO3 (s) + __HCl (ac) → __NaCl (ac) + __H2O (l) + __CO2(g)
Justificación: 2. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico (HCI). Cuando una muestra de 26,2 g
de jugo gástrico se diluye con agua hasta un volumen final de solución de 200 mL, se obtiene una solución 5,28x10-3 molar en HCI. Calcular el % peso/peso de HCI en el jugo gástrico.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 53
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
3. ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% peso/peso y densidad de1,74 g/mL se necesitan para que reaccionen completamente 50 g de zinc?
__Zn(s) + __H2SO4(ac) → __ZnSO4(ac) + __H2(g)
Justificación: 4. Se quiere determinar la pureza de una piedra de caliza (carbonato de calcio), para lo cual
5 g del mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl 0,2 molar, quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH 0,05 molar , del que se gastan 75 mL. Señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral.
__CaCO3 + __ HCl → __CaCl2 + __CO2 + __H2O
Justificación:
Propiedades coligativas
5. ¿Cuál es la presión parcial de equilibrio del vapor de agua sobre una mezcla de 24,0 g de
H2O y 48,0 g de CH3CH2OH en 25°C? La presión parcial del agua pura a 25,0 °C es 23,8 mmHg. Asuma comportamiento ideal para la solución.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 54
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
6. Qué masa de etilenglicol se necesita, cuando se mezcla con 90,5 g H2O, para reducir la presión de vapor de equilibrio del H2O desde 1,00 atm a 0,500 atm a 100 °C. Las masas molares del agua y etilenglicol son 18,02 g/mol y 62,07 g/mol, respectivamente. Asuma comportamiento ideal para la solución.
Justificación:
7. ¿Cuál es la masa molar y el punto de congelación de un compuesto, si 6,21 gramos del
compuesto se disuelven en 8,07 gramos de etanol para formar una solución que tiene un punto de ebullición de 84,74°C? El punto de ebullición de etanol puro es 78,40 °C y su constante ebulloscópica, Keb, es 1,22 °C/m, El punto de congelación del etanol puro es -114,9 °C y su constante crioscópica, Kf, es 3,00 °C/m.
Justificación:
8. La presión osmótica de la sangre es 7,65 atmósferas a 37 °C. Qué masa de glucosa
(C6H12O6, masa molar = 180,2 g/mol) es necesaria para preparar 5,00 L de solución para inyección intravenosa? La presión osmótica de la solución de glucosa debe igualar la presión osmótica de la sangre. (R = 0,08206 L·atm/mol·K)
Justificación: 9. Una solución se prepara disolviendo 4,78 g de un no electrolito desconocido en suficiente
agua para tener 0,500 L de solución. La presión osmótica de la solución es 1,98 atmósferas a 27 °C. ¿Cuál es la masa molar del soluto? (R = 0,08206 L·atm/mol·K)
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 55
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS 1. Respuesta: Na2CO3 (s) + 2 HCl (ac) → NaCl (ac) + H2O (l) + CO2(g)
37,03 %
2. Respuesta: 0,147 %
3. Respuesta: 53,03 mL
4. Respuesta: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O 61,25 %
5. Respuesta: 13,4 mm de Hg
6. Respuesta: 312 g
7. Respuesta: 148 g/mol
Tf = -130,5 ºC
8. Respuesta: 271 g
9. Respuesta: 123 g/mol
Departamento de Ciencias Químicas 56
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº7
UNIDAD Nº6:
EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Objetivos específicos de la Unidad Nº6
1. Naturaleza y las características de los equilibrios químicos. 2. Significado de la constante de equilibrio, K. 3. Como utilizar K en estudios cuantitativos de equilibrios químicos.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 14. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.
2. Capítulo 14. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.
3. Capítulo 16. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 57
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS Un exceso de Ca(IO3)2(s) se adicionan a 1,5 L de agua. En el equilibrio, la solución contiene
0,011 molar de iones de IO3-(ac). ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción
siguiente?
__Ca(IO3)2(s) __Ca2+(ac) + __IO3-(ac)
Justificación: Lo primero es balancear la ecuación por cualquiera de los métodos:
Ca(IO3)2(s) Ca2+(ac) + 2 IO3
-(ac)
La constante de equilibrio será igual a la concentración de los productos en el equilibrio elevados a sus coeficientes estequiométricos dividido para la concentración de los reactantes en el equilibrio elevados a sus coeficientes estequiométricos, en este caso el reactante es sólido no entra en la ecuación de la
constante dándonos: [ ][ ]232 −+= IOCaK
Planteamos la tabla ICE quedándonos:
Ca(IO3)2
Ca2+ + 2 IO3-
Inicio ----- 0 0 Cambio ------ X 2 X
Equilibrio --------- 0,011 Como sabemos que al equilibro es la suma algebraica del inicio mas el cambio tendremos. 0 + 2 X = 0,011 de donde X = 5,5 x 10-3 Reemplazando los valores en la ecuación de la constante tendremos:
23 )011,0)(105,5( −= xK 77 107,610655,6 −− ≈= xxK
Dados los siguientes equilibrios químicos: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) K1 4 NH3(g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O(g) K2 H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) K3 Determine la constante de equilibrio para la reacción de abajo (K4): N2(g) + O2(g) 2 NO(g) K4
Departamento de Ciencias Químicas 58
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Justificación: primero se suma las dos primera ecuaciones, multiplicando por ½ la segunda ecuación y la constante sería la raiz cuadrada quedandonos
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 1K 2 NH3(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(g) 2K
N2(g) + 3 H2(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(g) 21 KK × Ahora procedemos a invertir la ecuación 3 y multiplicar todo por 3 y sumar a la anterior, mientras que la constante queda el inverso elevado al cubo quedando:
N2(g) + 3 H2(g) + 5/2 O2(g) 2 NO(g) + 3 H2O(g) 21 KK ×
3 H2O(g) 3 H2(g) + 3/2 O2(g) 31
K
N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 321
4 KKK
K×
=
EJERCICIOS PROPUESTOS
Constante de equilibrio y cociente de la reacción 1. Escriba una ecuación química equilibrada que corresponda a la siguiente expresión de
constante de equilibrio: 3
2 2
NHp 1/2 3/ 2
N H
= P
KP P
Justificación:
2. Escriba una ecuación química equilibrada que corresponda a la siguiente expresión de
constante de equilibrio: - +
3[F ][H O ] = [HF]
K
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 59
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
3. El tetraoxido de dinitrogeno se descompone para producir dióxido de nitrógeno:
__N2O4(g) __NO2(g) Calcule el valor de Kp, conociendo que Kc = 5.88 x 10-3 a 273 K. (R = 0,08206 L·atm/mol·K)
Justificación: 4. Un recipiente de 4,00 L se llena con 0,75 mol de SO3, 2,50 mol de SO2, y 1,30 mol de O2,
permitiéndose que alcance el equilibrio. Usando el cociente de la reacción Q, prediga el efecto sobre las concentraciones de SO3 cuando el equilibrio es alcanzado. Asuma que la temperatura de la mezcla se escoge de tal forma que Kc=12.
__SO3(g) __SO2(g) + __O2(g)
Justificación:
Determinación de la constante de equilibrio 5. La reacción siguiente se estudia a temperaturas altas:
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Si en el equilibrio, las presiones parciales de los gases son las siguientes: PCl5 = 1,8x10-2
atmósfera, PCl3 = 5,6 x 10-2 atmósfera, y Cl2 = 3,8 x 10-4 atmósfera. ¿Cuál es el valor Kp para la reacción?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 60
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
6. A una temperatura dada, una mezcla del equilibrio contiene las concentraciones siguientes de gases: [SO3] = 0,054 M, [SO2] = 0,0047 M, y [O2] = 0,58 M. ¿Cuál es la constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción?
__SO3(g) __SO2(g) + __O2(g)
Justificación: 7. Se adicionan 0,0774 moles de N2O4 (g) a un recipiente de 1,00 L a una temperatura dada.
Después de que se alcanza el equilibrio, la concentración de NO2 (g) es 0,0068 M. Cuál es el valor de Kc para la reacción siguiente?
N2O4(g) 2 NO2(g)
Justificación:
8. Cuando 0,20 moles de NH4Cl se disuelven en agua hasta un volumen de 1,00 L, el
0,0053% de NH4+ se disocia para formar NH3. ¿Cuál es el valor de la constante de
equilibrio para la siguiente reacción?
NH4+(ac) + H2O (l) NH3(ac) + H3O+(ac)
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 61
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
9. A un tubo se adicionan 1,07 atmósferas de PCl5 a 500 K y se cierra herméticamente. El PCl5 se descompone hasta que se establece el equilibrio siguiente:
__PCl5(g) __PCl3(ac) + __Cl2(g)
La presión del equilibrio en el tubo es 1,54 atmósferas. Calcule Kp. Justificación: 10. Una mezcla de 0,200 mol de NO2 y 0.200 mol de CO se adiciona a un recipiente de 1,00 L
y se espera hasta que se alcanza el equilibrio. El análisis de la mezcla del equilibrio indica que 0,134 mol de CO2 están presentes. Calcule Kc para la reacción:
NO2(g) + CO (g) NO(g) + CO2(g)
Justificación:
Uso de constantes de equilibrio en cálculos simples 11. A 2010 K, la constante de equilibrio, Kc, para la siguiente reacción es 4,0 x 10-4:
__N2(g) + __O2(g) __NO(g) Si las concentraciones de N2 y O2 en el equilibrio son 0,28 mol/L y 0,38 mol/L a 2010 K,
¿cuál es la concentración de equilibrio de NO? Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 62
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
12. A 25°C, la descomposición del tetróxido del dinitrogeno:
__N2O4(g) __NO2(g) tiene una constante de equilibrio (Kp) de 0,144. En el equilibrio, la presión total del sistema
es 0,48 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas en equilibrio?
Justificación: 13. La constante de equilibrio a 25 °C para la disolución de bromuro de plata en agua es 5,4 x
10-13.
AgBr (s) + H2O (l) Ag+(ac) + Br-(ac) Si un exceso de AgBr (s) se agrega a agua, ¿cuál será la concentración en el equilibrio del
Ag+?
Justificación: 14. El yoduro de hidrógeno puede descomponerse en hidrógeno y yodo gaseosos.
__HI (g) __H2(g) + __I2(g) Kp = 0.016 Si 0,820 atmósferas HI (g) se adicionan a un recipiente, ¿cuál es la presión de cada gas
cuando se establece el equilibrio? Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 63
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
15. El bromuro de carbonilo se descompone para producir monóxido de carbono y bromo gaseosos:
__COBr2(g) __CO (g) + __Br2(g)
Kc es igual a 0,19 a 73 ºC. Si una concentración inicial de COBr2 de 0,63 M se calienta a
73°C hasta que alcance el equilibrio,¿cuáles son las concentraciones de equilibrio de COBr2, CO, y Br2?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 64
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTA 1. Respuesta: 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g)
2. Respuesta: HF(ac) + H2O(l) F-(ac) + H3O+(ac)
3. Respuesta: N2O4(g) 2 NO2(g) 0,132
4. Respuesta: 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) [SO3] disminuirá porque Q < K
5. Respuesta: 1,2 x 10-3
6. Respuesta: 2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) 4,4 x 10-3
7. Respuesta: N2O4(g) 2 NO2(g) 6,6 x 10-4
8. Respuesta: NH4+(ac) + H2O (l) NH3(ac) + H3O+(ac)
5,6 x 10-11
9. Respuesta: PCl5(g) PCl3(ac) + Cl2(g)) 2,2
10. Respuesta: NO2(g) + CO (g) NO(g) + CO2(g) 4,1
11. Respuesta: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) 6,5 x 10-3 molar
12. Respuesta: N2O4(g) 2 NO2(g) 0,20 atm NO2(g) y 0,28 N2O4(g)
13. Respuesta: 7,3 x 10-7 molar
14. Respuesta: 2 HI (g) H2(g) + I2(g) HI = 0,654 atm, H2 = 0,0828 atm, I2 = 0,0828 atm
15. Respuesta: COBr2(g) CO (g) + Br2(g) [COBr2] = 0,37 molar, [CO] = 0,26 M, [Br2] = 0,26 molar
Departamento de Ciencias Químicas 65
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº8
UNIDAD Nº6:
EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Objetivos específicos de la Unidad Nº6
1. Disociación del agua. Producto iónico del agua.
2. Concepto de pH. Escalas de pH. Otras escalas “p”
3. Ácidos y bases fuertes y débiles
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 15. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 16. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004. 3. Capítulo 17. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 66
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESULTOS A 25°C, ¿cuál es la concentración de H3O+ en una solución de NaOH 0,044 molar (ac), su pH y pOH? (KW=1.0 × 10-14) Justificación: Como sabemos el NaOH es una base fuerte por tanto su disociación es al 100%
Por tanto: −+ +→ )()()( acacac OHNaNaOHPor estequiometría nos dice que por un mol de NaOH tenemos un mol de OH- y como el volumen no varía se mantiene la concentración; por lo que podemos calcular el pOH
]log[ −−= OHpOH 36,1044.0log =−=pOH Ahora como que sabemos 14==+ wpKpOHpH
64,1236,114 =−=pH Luego
[ ] [ ]++ −=−= OHHpH 3loglog Y por definición sabemos que empleando el antilogaritmo del pH negativo tenemos la concentración de H
O+ 3
[ ] [ ] 13133 103,21029,264,12log −−++ ≈=−== xxantiHOH molar
El pH de la trimetillamina acuosa 0,050 molar es 11,24. Cuál es el valor de Kb de esta base?
Justificación: como la trimetilamina es una base y me dan el pH puedo calcular el pOH y por definición tengo la concentración molar de OH- en el equilibrio
14=+ pOHpH 76,224,1114 =−=pOH
[ ]− =OH 3107378,1 −x76 =,log−anti 2 molar Planteamos la reacción estequiométrica de hidrólisis de la trimetilamina y la tabla del ICE
+ + NCH 33 )( OH 2+NHCH 33 )( −OH
I 0,050 ------ 0 0 C - X -------- +X + X E 0,050 - X --------- X 1,7378x10-3
Como en el equilibrio es la suma algebraica tenemos para OH-
3107378,10 −=+ xX de donde 3107378,1 −= xX
[ ][ ][ ]NCH
NHCHOHKb
33
33
)()( +−
=Como K es b reemplazando los valores al equilibrio y
X tenemos
553
)333
103,61026,6)107378,1050,0(
107378,1)(107378,1()050,0(
))(107378,1( −−−
−−−
≈=−
=−
= xxx
xxX
XxKb
Departamento de Ciencias Químicas 67
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS PROPUESTOS 1. En las siguientes reacciones, identificar el ácido, la base, el ácido conjugado y la base
conjugada:
a) HCO3-(ac) + H2O (l) CO3
2-(ac) + H3O+(ac)
b) HF (ac) + HPO42-(ac) F-(ac) + H2PO4
-(ac) Justificación:
Agua y la escala del pH 2. A 15°C, la constante de la ionización del agua, KW, es 4,5 x 10-15. Cuál es la concentración
de H3O+ en agua neutra a esta temperatura?
Justificación: 3. Cuál es la concentración de H3O+ y OH en una solución acuosa con un pH de 12,17?
Justificación: 4. Cuál es el pH una solución 5,0 × 10-3 molar de HF? Si el valor de Ka para HF es 7,2 × 10-4.
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 68
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
5. Una solución acuosa con un pH de 10,60 se diluye desde 1,0 L hasta 1,5 L. ¿Cuál es el pH de la solución diluida?
Justificación:
Constantes de equilibrio para ácidos y bases 6. a) ¿Cuál es la ecuación química correspondiente a la constante ácida de la ionización, Ka,
para el ácido fórmico (HCO2H)? b) ¿Cuál es la ecuación química correspondiente a la constante básica de la ionización, Kb, para el ion nitrito (NO2
-)?
Justificación:
7. El ácido bórico tiene un pKa de 9,14. ¿Cuál es el valor de Kb para el benzoato del sodio? Justificación: 8. Una solución se prepara diluyendo 0,500 mol de NaClO en un volumen de 3,00 L con
agua. ¿Cuál es el pH de la solución? (Kb de ClO- = 2,9 x 10-7) Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 69
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS
1. Respuesta: a b Ácido HCO3
- HF Base H2O HPO4
2- Ácido conjugado H3O+ H2PO4
- Base conjugada CO3
2- F-
2. Respuesta: 6,7 x 10-8 molar
3. Respuesta: [H] = 6,761 x 10-13 molar [OH] = 1,479 x 10-2 molar
4. Respuesta: 2,8
5. Respuesta: 10,8
6. Respuesta: a) HCO2H (ac) + H2O (l) HCO2-(ac) + H3O+(ac)
b) NO2-(ac) + H2O (l) HNO2(ac) + OH-(ac)
7. Respuesta: 1,38 x 10-5
8. Respuesta: 10,3
Departamento de Ciencias Químicas 70
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº9
UNIDAD Nº6:
EQUILIBRIO QUÍMICO Y EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE
Objetivos específicos de la Unidad Nº6
1. Propiedades ácido base de las soluciones salinas. 2. Efecto del ión común: soluciones amortiguadoras. 3. Titulaciones ácido – base, curvas de titulación.
LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ)
BIBLIOGRAFIA:
1. Capítulo 16. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 17. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004. 3. Capítulo 18. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 71
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS RESUELTOS ¿Cuál es el pH de una solución que resulta de agregar 25 mL de NaOH 0,50 molar a 75mL de CH3CO2H 0,50 molar? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) Justificación: planteamos la reacción química que sucede OHCOONaCHNaOHCOOHCH 233 +→+
De acuerdo con la reacción calculamos el número de moles de ácido acético que fueron empleandos para ello empleamos la definición de molaridad
)(LVn
Molaridadsolución
NaOHNaOH =
)(LVn
Molaridadsolución
ácidoácido =
NaOHNaOH
NaOH molxLxL
moln 22 1025,1105,250,0 −− =×=
22 1075,3105,750,0 −− =×= xLx
Lmol
n acidoacido
Por estequiometría (ecuación balanceada) sabemos que la reacción es 1:1 por tanto nos quedará ácido en exceso y calculamos pasando los moles de hidróxido de sodio a moles de ácido que consume
acidoNaOH
acidoNaOH molx
molmol
molx 22 1025,111
1025,1 −− =× Por diferencia sacamos el ácido restante
acidomolxxx 222 105,21025,11075,3 −−− =− Procedemos a calcular la nueva molaridad, como los volúmenes son aditivos estos se suman y se tiene
100 mL de solución, por tanto su concentración sera:
molarL
molxmolaridad
solución
acidoacido 25,0
100,0105,2 2
==−
Ahora planteamos la ecuación de hidrólisis del ácido y aplicamos el ICE
+ COOHCH 3−COOCH 3
+H I 0,25 0 0 C - X + X + X E 0,25 - X X X
Departamento de Ciencias Químicas 72
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
De la definición de la constante de equilibrio tenemos [ ][ ]
[ ]COOHCHHCOOCH
K a3
3+−
=
reemplazando los valores
5108,125,0
)( −=−
= xX
XXK a
Comprobamos si la X de la parte 0,25 – X es despreciable o no para ello realizamos
1000≥K
Cinicial
25000108,125,0
5 =−x
como es mayor de 1000 se desprecia X y nos queda
25,0108,1
25 Xx =− 6105,4 −= xX
a) ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 4,0 g de NH3 y 8,0 g de NH4Cl se
diluyen con agua hasta un volumen de 0,50 L? (Ka del NH4+ = 5,6 x 10-10)
b) Si tomamos 50 mL de la solución buffer y agregamos 50 mL de ácido clorhídrico 2,5 x 10-2 molar, ¿Cuál es el pH de la solución?
62 105,4 −= xX 31012,2 −= xX
Donde X es iguala la concentración molar de protones (H+) y por lo tanto se calcula directamente el pH
[ ] 67,21012,2loglog 3 =−=−= −+ xHpH
Justificación: a) primero calculamos la concentración molar de la base (NH3) y su ácido conjugado (NH +) y para esto debemos calcular los pesos moleculares del ácido y base 4
molgNH 03056,17)00794,1(3)00674,14(13 =+=
molgClNH 4912,53)4527,35(1)00794,1(4)00674,14(14 =++=
Departamento de Ciencias Químicas 73
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Ahora podemos calcular su el número de moles de cada uno
mol
molg
gnNH 2349,003056,17
0,43
==
mol
molggn ClNH 1469,0
4912,53
0,84
==
Procedemos a calcular las molaridades de cada compuesto
[ ]3
4698,050,0
2349,03 NHmolar
LmolNH ==
[ ] ClNHmolarLmolClNH
42938,0
50,01469,0
4 == ya que nos dan K Calculamos el pKa a 2518,9106,5loglog 10 =−=−= −xKpK aa
empleamos la ecuación de Henderson-Hasselbach Como tenemos el pKa [ ]
[ ]ácidobasepKpH a log+=
46,94557,92039,02518,92938,04698,0log2518,9 ≈=+=+=pH
b) planteamos la reacción química que tiene lugar, si agrego un ácido este reaccionará con la base del
buffer por tanto se tiene ++ →+ 43 NHHNH
Por la ecuación se ve que por cada molde ácido (HCl) se pierde un mol de base (NH3) y se gana un mol del ácido conjugado (NH
4Cl) por lo que debemos calcular el número de moles del ácido que hay en los 50 mL que están reaccionando y calcular la molaridad en el volumen final, ya que el volumen es aditivo varía la concentración.
molxLxL
molxnHCl32 1025,105,0105,2 −− ==
[ ] molarxLmolxHCl 2
3
1025,1100,01025,1 −
−
== De acuerdo a la reacción química esta concentración, ya que es la relación molar 1:1, se resta a la base
y la misma concentración se suma al ácido y se reemplaza en la ecuación del pH
Departamento de Ciencias Químicas 74
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Se tiene una disolución que contiene 2,00 g de NaCN en 250 mL de agua, sabiendo que
el pKa del HCN es 9,21. Calcular:
a) El pH de la disolución. b) Los moles de NaCN hidrolizados. c) El tanto por ciento de sal hidrolizada.
Justificación: 2. ¿Cuál es la concentración de OH- en CH3CO2
-(ac) 0,51 molar y el pH de la solución?. Si Kb del CH3CO2
- es 5,6x10-10
Justificación:
3. ¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 35 mL 0,50 molar de NH3 (ac) y
35mL 0,50 molar de HCl (ac) a 25 ºC? (Kb para el NH3 = 1,8 x 10-5)? Justificación: 4. ¿Cuál es el pH de la solución que resulta de mezclar 25 mL de HF 0,30 molar (ac) y 25mL
de NaOH 0,30 molar (ac) a 25 ºC? (Ka de HF = 7,2 x 10-4)
Efecto del ión común: soluciones amortiguadoras
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 75
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
5. Pretendemos preparar una solución amortiguadora. Para ello preparamos un litro de disolución de un ácido HA cuyo Ka=5 x 10-6. La concentración es 0,2 molar. queremos obtener una disolución con pH=5. ¿Cuantos moles de NaA deberemos añadir?:
Justificación: 6. Cuál es el pH de una solución acuosa que es 0,50 molar en CO3
2- y 0,20 molar en HCO3-?
(Kb del CO32- = 2,1 x 10-4)
Justificación:
7. Cuando se añaden 0,50 moles de ácido acético (pKa=4,75) y 2,50 moles de acetato
sódico (electrolito fuerte) a la cantidad de agua pura necesaria para hacer 1 litro de disolución, estamos preparando una disolución reguladora. Despreciando H+ y OH- procedentes de la disociación acuosa, señale el pH de la disolución.
Justificación: 8. a) ¿Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 11 g de NaCH3CO2 se
mezclan con 85 mL de CH3CO2H 1,0 molar y se diluyen con agua hasta 1,0 L? (Ka del CH3CO2H = 1,8 x 10-5) b) Si tomamos 25 mL de la solución buffer y agregamos 10 mL de ácido clorhídrico 1,5 x 10-3 molar, ¿Cuál es el pH de la solución?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 76
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
9. Cuál es el pH de la solución buffer que resulta cuando 12,5 g de NaH2PO4 y 22,0 g
Na2HPO4 se mezclan y se diluyen con agua hasta 0,500 L? (Las constantes ácidas de disociación para el ácido fosfórico son Ka1 = 7,5 x 10-3, Ka2 = 6,2 x 10-8, y Ka3 = 3,6 x 10-
13)} Justificación: 10. ¿Qué masa de KF sólido (masa molar = 58,1 g/mol) se debe agregar a 2,0 L de HF 0,25
molar para hacer una solución buffer con un pH de 3,14? (pKa para HF = 3,14) Justificación: 11. La constante Ka del ácido hipocloroso, HClO, es 3,5 x 10-8. ¿Cuál será la relación [ClO-]/
[HClO] necesaria para preparar una solución buffer con un pH de 7,71? Justificación: 12. Una solución buffer se prepara mezclando 0,250 mol de H2PO4
- y 0,250 mol de HPO42- y
diluyendo con agua hasta un volumen de 1,00 L. El pH del buffer es 7,21. a) ¿Cuántos moles de NaOH deben ser agregados para aumentar el pH a 8,21? b) ¿Cuántas moles de HCl deben ser agragados para disminuir el pH a 6,21?
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 77
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
13. Hallar el pH resultante de disolver 4 g de hidróxido de sodio en 250 mL de agua y calcule
el volumen de una disolución de ácido sulfúrico 0,025 molar necesario para neutralizar completamente 50 mL de esta disolución.
Justificación:
14. Calcula la riqueza de una sosa comercial, si 30 gramos de la misma precisan 50 mL de
ácido sulfúrico 3 molar para su neutralización total. Justificación: 15. Tenemos 50 mL de HCl 0,1 molar. Calcula el pH al añadir las siguientes cantidades de
NH3 0,2 molar: a) 20 mL b) 25 mL c) 26 mL d) 40 mL
Indique el pH en el punto de equivalencia. Datos: Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5
Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 78
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
16. Tenemos 50 mL de HCl 0,1 molar. Calcula el pH al añadirle las siguientes cantidades de
NaOH 0,1 molar: a) 40 mL b) 49 mL c) 51 mL d) 90 mL
Indique el pH en el punto de equivalencia. Justificación:
Departamento de Ciencias Químicas 79
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS 1. Respuesta: a) 11,2
b) 4,04 x 10-2 moles c) 9,97x10-3 %
2. Respuesta: 1,7 x 10-5 molar
9,2
3. Respuesta: 4,9
4. Respuesta: 8,2
5. Respuesta: 0,1
6. Respuesta: 10,7
7. Respuesta: a) 9,46 b) 9,43
8. Respuesta: a) 4,94 b) 4,93
9. Respuesta: 7,38
10. Respuesta: 29 g
11. Respuesta: 1,8
12. Respuesta: a) 0,205 moles b) 0,205 moles
13. Respuesta: 13,61 0,4 L
14. Respuesta: 40%
15. Respuesta: a) 1,84 b) 5,21 c) 7,85 d) 9,05
16. Respuesta: a) 1,95 b) 3,00 c) 11,0 d) 12,46
Departamento de Ciencias Químicas 80
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
GUIA Nº10
UNIDAD Nº7:
INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA Objetivos específicos de la Unidad Nº7 1. Identifique elementos estructurales simples que le permita comprender la naturaleza de
compuestos orgánicos comunes. 2. Nombre y dibuje las estructuras de compuestos orgánicos comunes. LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOS CASOS EN QUE SE
SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN VALIDEZ) BIBLIOGRAFIA: 1. Capítulo 24. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002. 2. Capítulo 25. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson. Prentice
Hall. 9ª Edición, 2004. 3. Capítulo 11. Química y Reactividad Química. J. C. Kotz, P. M. Treichel. Thomson. 5ª
Edición, 2003. Traducido del material de soporte en los Cds del “Test Bank. Manual Instructor”
Departamento de Ciencias Químicas 81
Guía de Ejjercicios, Cuurso de “Quuímica Geneeral”, Primmer Semestree 2010
NOMENCLLATURA DE COMPUESSTOS ORGAANICOS En el Siscomo se
Prioridadsuperior d
Gr
ác
ác
An
És
stema IUPAindica en la
1. 1- Encuencaso, nuevSección 1
2- Numerde tal formposible alSección 1
3- Nombrla cadena iguales unSección 1
4- AlfabetSección 1
5- Escribasola palabmultiplicaagregandoSección 1
de grupos de la tabla 2
rupo funcional
cido carboxílico
cido sulfónico
nhídrido
ster
Depa
AC, el Nombtabla 1:
ntre la cadena pve carbonos =>.2.1
re la cadena prima que se asignl "primer punto.2.2
re cada sustituyprincipal. Nom
na sola vez. En.2.3
tice los sustituy.2.4
a el nombre cobra insertando pativos, etc. anteo el nombre pa.2.5
funcionales 2.
l
o
rtamento d
bre de un Al
principal en el > nonano.
incipal desde une el número m
o de diferencia"
yente o ramificmbre los sustitun este caso: met
yentes.
mpleto del comprefijos de poses de cada sustadre y sufijo al
principales.
Nombre
ácido –oácido -c
ácido -su
anhídridanhídrid
-oato de-carboxi
de Ciencias
lcano Compplejo o Ramificado no ccíclico se noombra
compuesto. En
un extremo al omás pequeño ".
cación diferenteuyentes que seatil, etil, propil.
mpuesto como sición, tituyente y final del nomb
. La priorida
e como sufijo
oico arboxílico
ulfónico
do -oico do -carboxílico
ilato de
Químicas
n este
otro
es en an
una
bre.
4-etil
d más eleva
l-2,3-dimetil-5-
ada se encu
Nombre como
carboxi
sulfo
alcoxicarbonil
-propilnonano
uentra en la
o prefijo
parte
82
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
halogenuro de acilo Halogenuro de -oilo halogenuro de -carbonilo
halocarbonil
Amida -amida -carboxamida
amido
Nitrilo -nitrilo -carbonitrilo
ciano
Aldehído -al -carbaldehído
oxo
Cetona -ona oxo
Alcohol -ol hidroxi
Fenol -ol hidroxi
Tiol -tiol mercapto
Amina -amina amino
Imina -imina imino
Alqueno -eno alquenil
Alquino -ino alquinil
Alcano -ano alquil
Algunos grupos funcionales pueden ser citados sólo como prefijos. Ellos son los grupos subordinados que se indican en la Tabla 3 y ninguno de ellos tiene prioridad alguna.
Grupo funcional Nombre como sufijo Nombre como prefijo
Éter alcoxi
halogenuro halo (cloro, bromo, etc.)
nitro nitro
sulfuro alquiltio
azida azido
diazo diazo
Departamento de Ciencias Químicas 83
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
EJERCICIOS 1. ¿Cuál es el nombre de los siguientes compuestos? a) b)
CH2
CH2 CH2
CH2
CH2
H3C CH CH2 CH2 CH CH2
CH3
CH3
CH3
c) d)
CH3 CH2 CH CH2 CH CH2
C2H5
CH3
CH3
HC C
CH2 CH2 CH3
CH3 H e) f)
H
C C
H
CH3 CH CH2 HC C CH2 CH CH3
CH3
2. Diga la fórmula estructural de:
a) 2,2,3,3-tetrametilpentano b) 2,3-dimetilbutano c) 3,4,4,5-tetrametilheptano d) 4-etil-3,4-dimetilheptano e) 4-etil-2,4-dimetilheptano f) 2,5-dimetilhexano g) 3-etil-2-metilpentano h) 2,2,4-trimetilpentano i) 3-cloro-2-metilpentano j) 1,2-dibromo-2-metilpropano
Departamento de Ciencias Químicas 84
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
3. ¿Cuáles son los nombres IUPAC de los alcanos siguientes?
a)
CH3 CH3
CH3
CH3
b)
CH3 CH3
CH3
CH3CH3CH3
c)
CH3 CH3
CH3 CH3CH3
d)
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3
4. Diga la fórmula estructural de:
a) 3,6-dimetil-1-octeno b) 3-cloro-4-metil-3-hexeno c) 3-cloropropeno d) 2-cloropropeno e) 2,4,4-trimetil-2-penteno f) 3-bromo-1-buteno g) 3,4-dimetil-3-hexeno h) 4-metil-2-hexeno
5. Dibuje la fórmula estructural y dé el nombre IUPAC de:
a) isobutileno b) (CH3)2CHCH=CHCH(CH3)2 c) CH3CH2CH=CHCH2CH3 d) (CH3)2CHCH2CH=C(CH3)2 e) (CH3)3CCH=CH2
Departamento de Ciencias Químicas 85
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
6. Escriba la fórmula estructural condensada de cada uno de los compuestos siguientes:
a) 5-metil-2-hepteno b) 3-cloropropino c) orto-diclorobenceno d) 2,2,4,4-tetrametil-pentano e) 3-etil-2-metilhexano f) 6-cloro-2-metil-3-heptino g) 1,6-heptadieno h) 2,2-dimetilpentano i) 2,3-dimetilhexano j) 2-hexeno k) metilciclopentano l) 2-clorobutano m) 1,2-dibromobenceno n) metilciclobutano o) 4-metil-2-pentino.
7. Indique el nombre de los compuestos siguientes:
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
Br
Br
CHCH3
CH3CH3
CH3
a)
b)
c)
d)
e)
Departamento de Ciencias Químicas 86
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
8. Indique el nombre de los compuestos siguientes:
CH3 CH3
Br Br
CH3 CH3
CH3
Cl Cl
CH3CH3
Cl
Cl
a)
b)
c)
d)
e)
9. Escribir formulas estructurales de:
a) ciclohexilciclohexano b) 1-metilciclohexeno c) ciclopentilacetileno d) 3-metilciclopenteno e) 4-cloro-1,1-dimetilcicloheptano f) 1,3-diclorociclobutano g) 1-bromo-2-metilciclopentano h) p-dinitrobenceno i) mesitileno (1,3,5-trimetilbenceno) j) m-bromonitrobenceno k) ácido o-clorobenzoico l) 4-cloro-2,3-dinitrotolueno m) m-nitrotolueno n) acido 2-amino-5-bromo-3-nitrobenzoico o) p-bromoanilina p) ácido p-hidroxibenzoico q) m-bromofenol r) 2,4,6-trinitrofenol
Departamento de Ciencias Químicas 87
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
10. Identifique los grupos funcionales de las moléculas siguientes:
A
A
na
lgésic
o sp
irina Testosterona
11. En las siguientes moléculas de interés biológico y/o terapéutico, encierre con un círculo los
grupos funcionales de cada molécula:
i. Proximato (tranquilizante) ii. Propilhexedrina
(vasoconstrictor) iii. Acido mefenámico
(antiinflamatorio) 12. Indique la hibridación de los carbonos señalados
Departamento de Ciencias Químicas 88
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
RESPUESTAS
1. Respuesta: a) 2,5-dimetilheptano
b) ciclopentano c) 3 etil-5-metilheptano d) 2-hexeno e) 1,3-pentadieno f) 4-metil-1-pentino
2. Respuesta:
CH3 CH3
CH3 CH3
CH3 CH3
CH3CH3
CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
CH3 CH3
CH3
CH3 CH3
CH3CH3
CH3
CH3 CH3
CH3CH3CH3
CH3 CH3
CH3
CH3
CH3CH3
CH3
CH3
CH3 CH3
CH3 CH3 CH3
CH3CH3
Cl
CH3
CH3
Br
Br CH3
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
3. Respuesta: a) 2,4-dimetilhexano
Departamento de Ciencias Químicas 89
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
b) 3,3,4,4-tetrametilhexano
c) 4-etil-2,4-dimetilnonano
d) 3,4,4-trimetilheptano
4. Respuesta:
CH2Cl
CH2 CH3
Cl
CH3 CH3
CH3 CH3CH3
CH2 CH3
Br
CH3CH3
CH3
CH3
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
CH2 CH3
CH3
CH3
CH3 CH3
Cl
CH3
CH3 CH3
CH3
5. Respuesta:
Departamento de Ciencias Químicas 90
Guía de Ejjercicios, Cuurso de “Quuímica Geneeral”, Primmer Semestree 2010
91
a) CH3C CH2
CH3
CH3
CH3
6. Res
7. Res
spuesta:
spuesta:
Depa
b) CH3
H3
C
C
2,5-dimetil-3--hexeno
c) CH3 CH3
3-hexeno
CH3
CH3
d) CH3
CH3
e)CH3
CH3
a) 2,3-dimeti
rtamento d
C
2,5-dimetil-2--hexeno
CH2
3-metil-1-butteno
ilheptano
de Ciencias Químicas
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
b) 6-metil-3-octeno
c) para-dibromobenceno
d) 4,4-dimetil-1-hexino
e) metilciclobutano
8. Respuesta: a) 2,4-dibromopentano
b) 2,5-octadieno
c) (3,5-diclorohexil)benceno
d) 2-propilciclopentano
e) 1,2-dicloroeteno
9. Respuesta:
a)
CH3
b)
CH
c)
CH3
d)
CH3
CH3Cle)
CH3Cl
Cl
f)
Departamento de Ciencias Químicas 92
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Br
CH3g)
N+ O
-O
N+
O-
O
h)
CH3
CH3CH3
i)
Br
N+
O-
Oj)
O OH
Clk)
CH3
N+
O-
O
N+
O-
O
Cl
l)
CH3
N+
O-
Om)
Departamento de Ciencias Químicas 93
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
OH-
O
OH NH2
Br
N+
O-
O
n)
NH2
Br
o)
O
OH
OH
p)
OH Brq)
OH
N+
O-
O
N+
O-
O
N+
O-
O
r)
10. Respuesta:
Analgésico Aspirina Testosterona
Departamento de Ciencias Químicas 94
Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”, Primer Semestre 2010
Departamento de Ciencias Químicas 95
11. Respuesta:
i. Proximato
(tranquilizante)
ii. Propilhexedrina
(vasoconstrictor)
iii. Acido mefenámico
(antiinflamatorio)
12. Respuesta: