compendio qui 125 2º prueba catedra 2007

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125

PONTIFICIA UNIVERSIDAD CATOLICA DE VALPARAISO INSTITUTO DE QUIMICA

2° COMPENDIO

2º PRUEBA DE CATEDRA.

QUIMICA GENERAL

QUI-120-125

Prof. : Adriana Toro R.

1° SEMESTRE 2007.

1


TEMAS ECUACIÓN QUÍMICA

a) BALANCE DE REACCIONES : BALANCE DE MATERIA

REACCIONES REDOX

a) BALANCE DE REACCIONES REDOX MEDIO ÁCIDO (MÉTODO ION-ELECTRÓN)

b) CONCEPTOS DE: NÚMERO DE OXIDACIÓN, REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO

DE OXIDACIÓN, OXIDACIÓN, REDUCCIÓN, AG.OXIDANTE Y REDUCTOR.

CÁLCULO ESTEQUIOMÉTRICO

a) REACTIVO LIMITANTE

b) % DE RENDIMIENTO

TERMOQUÍMICA

a) CONCEPTOS BÁSICOS, REGLAS, LEY DE HESS, CALOR DE FORMACIÓN

GASESa) LEYESb) T. CINÉTICO MOLECULAR

SÓLIDOS,

a) TIPOS Y PROPIEDADES DE IÓNICOS, MOLECULARES, COVALENTES Y METÁLICOS.

LÍQUIDOS

a) PROPIEDADES CURVAS CALENTAMIENTO

b) DIAGRAMA DE FASES GENERAL , DEL H2O Y CO2

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125Balance De reacciones.

1. Ajusta la siguiente reacción química:C6H12O6 + O2 CO2 + H2O

Aplicaremos el método por simple inspección:

1º. Carbono: multiplicamos por 6 el CO2

2º. Hidrógeno: multiplicamos por 6 el H2O3º. Oxígeno: a la derecha hay 18 y a la izquierda 8. luego necesitamos 10 más, así multiplicamos el oxígeno por 6.

C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6 H2O

2. Balancear la siguiente reacción química:

Aplicaremos el método algebraico.

C3H8 + O2 CO2 + H2O

el ajuste de una reacción es una mera consecuencia de la ley de Lavoisier de conservación de la masa. Además ésta es una etapa previa a la realización de muchos de los problemas de estequiometría de química básica.

Procedimiento:

1. Se escribe la reacción química en la forma habitual:

Reactivos Productos

2. Se cuenta el número de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación. Si son iguales para cada uno de los elementos presentes, la ecuación está ajustada.

3. Si no es así, se deberá multiplicar las fórmulas de los reactivos y productos por coeficientes numéricos tales que produzcan la igualdad numérica deseada. La búsqueda de este conjunto de coeficientes puede hacerse mediante tanteos. No obstante, este procedimiento de ensayo y error no siempre es efectivo y puede ser sustituido por otro más sistemático, que equivale a plantear un sistema de ecuaciones con dichos coeficientes como incógnitas.

Tomando como ejemplo de referencia la reacción de combustión del propano:

C3H8 + O2 CO2 + H2O

estos serían los pasos a seguir:

a) Se fijan unos coeficientes representados por letras a, b, c, d:

a C3H8 + b O2 c CO2 + d H2O

b) Se impone la ley de conservación de la masa a nivel atómico, para lo cual se iguala, para cada elemento diferente, el producto de su subíndice por su coeficiente, en ambos miembros de la ecuación química:

Para el C 3a = c

3


Para el H 8a = 2d

Para el O 2b = 2c + d

a) Se resuelve el sistema para esto se iguala cualquiera de ellos a uno. Si una vez resuelto el sistema, los coeficientes resultantes fueran fraccionarios, se convierten en enteros multiplicando todos ellos por su mínimo común denominador:

Ej. Si a= 1 entonces de c = 3 a = 3 * 1 = 3 c = 3

Reemplazando en 8a = 2d d = 8 a / 2 = 8*1 / 2 d = 4 Reemplazando en 2b = 2c + d b =(2c + d) / 2 = (2*3 + 4) / 2 =(6+4)/ 2 = 10 / 2 = 5

Así finalmente :

a = 1 b = 5 c = 3 d = 4

d) Se sustituyen los valores en la ecuación de partida y se comprueba que el ajuste es correcto mediante el correspondiente recuento de átomos de cada elemento en uno y otro miembro de la ecuación química:

C3H8 + 5 O2 3CO2 + 4 H2O

3. Escribe todas las posibles ecc. Químicas que representan la siguiente reacción: Una solución acuosa de cloruro de sodio reacciona con una solución acuosa del nitrato de plata para dar como productos un sólido poco soluble, el cloruro de plata y nitrato de sodio acuoso.

Ecc. Total : NaCl (ac) + AgNO3 (ac) AgCl (s) + NaNO3 (ac)

Ecc. Iónica : Na+(ac) + Cl-(ac) + Ag+

(ac) + NO3- (ac) AgCl (s) + Na +

(ac) + NO3 -ac)

Ecc. Iónica neta : Cl-(ac) + Ag+(ac) AgCl (s)

4. Escribe todas las posibles ecc. Químicas que representan la siguiente reacción: Una solución acuosa de ácido clorhídrico reacciona con una solución acuosa dehidróxido de sodio para dar como productos agua y cloruro de sodio acuoso.

Ecc.Total : HCl(ac) + NaOH(ac) H2O (l) + NaCl(ac)

Ecc. Iónica : H+(ac) + Cl-(ac) + Na+

(ac) + OH- (ac) H2O (l) + Na +

(ac) + Cl -ac)

Ecc. Iónica neta : H+(ac) + OH-

(ac) H2O (l)

5. El magnesio reacciona con el oxígeno dando óxido de magnesio según: Mg + O2 MgO

Si partimos de 5,00 g de magnesio ¿Cuál es la masa de óxido de magnesio obtenida?.

4


Al balancear la ecc.química tenemos : 2 Mg + O2 2 MgO

método del mol: Según M.M de cada elemento tenemos que : M.M Mg = 24, 0 g/mol M.M O = 16, 0 g/mol Luego M.M MgO = 40, 0 g/mol

Ahora calculamos los moles del reactivo de acuerdo a la masa entregada de 5,0 g de MgMoles = masa M.M

Moles de Mg = masa de Mg = 5,00 g = 0,208 moles de Mg M.M de Mg 24,0 g/mol

Si según la ecc. : 2 moles de Mg ________ 2 moles de MgO 0,208 moles de Mg ________ X moles de MgO

X = 0,208 moles de Mg x 2 moles de MgO = 0,208 moles de MgO 2 moles de Mg Para saber la masa de MgO usamos nuevamente la definición de mol pero la despejamos de la siguiente forma: Moles = masa luego masa = moles x M.M M.M masa de MgO = Moles de MgO x M.M de MgO = 0,208 moles x 40,0 g/mol = 8,32 g de MgO

6. Se puede obtener manganeso puro haciendo reaccionar aluminio con dióxido de manganeso:

3 MnO2 + 4 Al ==== 3 Mn + 2 Al2O3

Si se usan 500,0 gramos de dióxido de manganeso y 100,0 gramos de aluminio.

a) ¿ cuántos gramos de metal Mn se obtendrán si el rendimiento de la reacción es del 90% ?

b) ¿ cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?

c) Sï se hubiesen obtenido realmente 113,8 g del metal¿Cuál es el % de rendimiento de esta reacción?

Antes de realizar cualquier cálculo de obtención de producto lo primero es determinar el REACTIVO LIMITANTE:Para ver el reactivo limitante tenemos dos opciones:

método del mol :Datos M.M de MnO2 = 87,0 g/mol ; M.M de Al = 27,0 g/ mol M.M Mn = 55,0 g/mol

Moles = masa Ecc. 1 M.M

Moles de MnO2 = masa = 500,0 g MnO2 = 5,75 moles de MnO2

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125 M.M 87,0 g/ mol MnO2

Moles de Al = 100,0 g de Al = 3,70 moles de Al 27,0 g / mol Al

Para determinar el reactivo Limitante se realiza la siguiente razón :

Razón = moles de reactivo Ecc.2 Su coeficiente estequiométrico

Para MnO2 = 5,75 = 1,92 Para Al = 3,70 = 0,9253 4

El reactivo que presente la menor razón es el REACTIVO LIMITANTE , Es Aluminio Para Al MnO2

0,925 1,92

en exceso es el MnO2,. FIJATE BIEN SOLO AHORA PUEDES CONTESTAR LAS PREGUNTAS POR

LO TANTO EN TODO PROBLEMA DE ESTEQUIOMETRIA CON REACCIONES DEBES TRABAJAR

EN BASE AL REACTIVO LIMITANTE:

CÁLCULOS: a)Para determinar la masa del producto formado, se debe utilizar al reactivo limitante,

RECUERDA QUE DEBES USAR SOLO EL REACTIVO LIMITANTE PARA TODOS TUS CALCULOS:

3 MnO2 + 4 Al ==== 3 Mn + 2 Al2O3

Teórico en moles 4 mol de Al 3 moles de MnMoles reales 3,70 mol x

Sí : 4 moles de Al ________ 3 moles de Mn 3,70 moles de Al ________ X moles de Mn

X = 3,70 x 3 / 4 = moles de MnLuego en masa

X g de Mn = 3,70 x 3 moles de Mn x 55 g/mol = 152,8 g Mn 4 Si el rendimiento fuese 100% se obtendrían 152,8 g de Mn ( masa teórica) , pero al ser del 90 %, será menor:La masa teórica siempre se obtiene a partir del reactivo limitante ó en algunos casos la entregan, para calcular a partir de ella y la masa real ó experimental el % de rendimiento de una reacción.

% rendimiento = masa experimental ó real x 100 Ecc.3 masa teórica

Despejando:masa experimental ó real = % rendimiento x masa teórica Ecc.4

100 masa real de metal Mn = 90 x 152,8 g x = 137,5 g Mn 100

6


137,5 g ésta es la masa del metal Manganeso al ser la reacción con un 90% de rendimiento.

Ahora tú, determina esta cantidad pero trabajando con el método del mol, debes llegar a la misma masa teórica y luego aplicas la ecc 4.

b) ¿ cuántos gramos de reactivo en exceso quedan sin reaccionar?

Sí el reactivo que presenta la menor razón es el REACTIVO LIMITANTE y es Aluminio, entonces el MnO2 es el reactivo en exceso.

método en mol:

3 MnO2 + 4 Al ==== 3 Mn + 2 Al2O3

Teórico en moles 3 moles de MnO2 4 mol de AlSi se tienen X 3,70

Sí : 3 moles de MnO2 ________ 4 moles de Al X moles de MnO2 ________ 3,70 moles de Al

X = 3 moles de MnO2 x 3,70 moles de Al = 2,78 moles deMnO2. 4 moles de MnO2

Son los moles de MnO2 que reaccionan con el reactivo limitante pero según los cálculos anteriores los moles que dispongo de MnO2 son 5,75 moles.

Luego sí: moles totales de MnO2 = moles de MnO2 que reaccionan con el R.L + moles de MnO2 en exceso 5,75 moles = 2,78 moles + X despejando X

X = 5,75 moles - 2,78 moles = 2,97 moles de MnO2 en exceso ó sin reaccionar.

Entonces de masa = moles x M.M

tenemos : masa de MnO2 = moles de MnO2 x M.M de MnO2

masa de MnO2 = 2,97 mles x 87,0 g/ mol = 258,4 g de MnO2 en exceso

ESTEQUIOMETRIA

1. De acuerdo a la reacción, FeS(s) + H2SO4 FeSO4 + H2S(g)

Si, se tienen 200,0 g de FeS(s) y 250 g de H2SO4.a) ¿Cuál es el reactivo limitante?b) ¿Qué masa del reactivo en exceso ha reaccionado?c) ¿Qué masa del reactivo en exceso no ha reaccionado?d) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno se han formado?e) Sí, el % de rendimiento es del 89 % .¿Qué masa de FeSO4 se ha obtenido realmente?

Datos: MM(g/mol) Fe : 56,0 H : 1,0 O : 16,0 S : 32,0

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125Cálculos previos: M.M FeS = 56,0 + 32 = 88,0 g/mol

M.M H2SO4 = 2,0 + 32,0 + 64,0 = 98,0 g /mol

M.M FeSO4 = 56,0 + 32,0 + 64,0 = 152,0 g /mol

M.M H2S = 2,0 + 32,0 = 34,0 g /mol

a) n FeS = 200,0 g = 2,27moles n H2SO4 = 250,0 g = 2,55 moles 88,0 g/mol 98,0g/mol

razón de moles = moles de cada reactante ,el reactante que presente la menor razón es el limitante coeficiente Estequiometrico razón FeS = 2,27 = 2,27 razón H2SO4 = 2,55 = 2,55 1 1El reactivo que se consume totalmente es el FeS porque se encuentra en menor cantidad estequiométricamente. Y el H2SO4 es el reactivo en exceso.

b) + H2SO4 FeSO4 + H2S(g) Re activo limitante Reactivo en exceso.la relación es 1 : 1, entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, por lo tanto los moles de H 2SO4

que reaccionan son 1 mol de FeS ________ 1 mol de H2SO4

2,27 moles ________ x x = 2,27 moles de H2SO4 que reaccionan.

Masa de H2SO4 . masa (gramos) H2SO4 que reaccionan = moles de H2SO4 x Masa Molar de H2SO4 masa de H2SO4 = 2,27 moles x 98,0 g/mol = 222,5 g. de H2SO4 que reaccionan

c) los gramos del reactivo en exceso H2SO4, que quedan sin reaccionar se obtienen de la diferencia entre la masa inicial de H2SO4 y la masa de H2SO4 que ha reaccionado . masa de H2SO4 que no ha reaccionado = 250,0 g - 222,5 g = 27,5 g de H2SO4 sin reaccionar.

d) + H2SO4 FeSO4 + H2S(g) Rea tivo limitante ¿gramos formados?

la relación es 1 : 1, entre el reactivo limitante y el producto formado el H2S, por lo tanto los moles de H2S que se forman son: 1 mol de FeS ________ 1 mol de H2S 2,27 moles ________ x x = 2,27 moles de H2S que se forman.

Masa de H2S . masa (gramos) H2S que se forma = moles de H2S x Masa Molar de H2S

masa de H2S = 2,27 moles x 34,0 g/mol = 77,18 g. de H2S que se forman.

e)

FeS(s)

FeS(s)

FeS(s)

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125 + H2SO4 FeSO4 + H2S(g)

Reativo limitante ¿gramos formados teóricamente?

la relación es 1 : 1, entre el reactivo limitante y el producto formado el FeSO4 , por lo tanto los moles de FeSO4 que se forman teóricamente son: 1 mol de FeS ________ 1 mol de FeSO4

2,27 moles ________ x x = 2,27 moles de FeSO4 que se forman.

Masa de FeSO4 . masa (gramos) FeSO4 que se forma = moles de FeSO4 x Masa Molar de FeSO4 Masa de FeSO4 = 2,27 moles x 152,0 g/mol = 345,04 g. de FeSO4 que se forman teóricamente.

Sí,el % de rendimiento es del 89% entonces los gramos de FeSO4 obtenidos experimentalmente son: % = masa de producto experimental x 100 masa de producto teórica

la masa de producto teórica se determina a partir del reactivo limitante y corresponde a los 345,04 g. de FeSO4 , despejando la masa de producto experimental , tenemos masa de producto experimental = % x masa de producto teórica = 89 x 345,04 100 100 = 307,09 g de FeSO4

Respuestas: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? es el FeSb) ¿Qué masa del reactivo en exceso ha reaccionado? 222,5 g. de H2SO4 que reaccionanc) ¿Qué masa del reactivo en exceso no ha reaccionado? 27,5 g de H2SO4 sin reaccionar.d) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno se han formado? 77,18 g. de H2S que se forman.e) Sí, el % de rendimiento es del 89 % .¿Qué masa de FeSO4 se ha obtenido realmente? 307,09 g de

FeSO4

2. Una mezcla de 20,0 g de CS2 y 30,0 g de Cl2 se pasa a través de un tubo de reacción y calentando se produce la reacción:

3 Cl2 + CS2 CCl4 + S2Cl2

a. Determina ¿Cuál es el reactivo que no reaccionará completamente.?

b. Determina :La cantidad de este reactivo que no reacciona.c. La masa de S2Cl2 que se obtendrá. ¿A cuántas moléculas equivalen?¿Cuántos átomos de

S y Cl contienen? ¿Cuántos átomos totales contienen esa masa de S2Cl2 ?método del mol: Según M.M de cada elemento tenemos que : M.M C = 12, 0 g/mol M.M S = 32, 0 g/mol M.M Cl = 35, 5 g/mol Luego M.M CS2 = 76,0 g/mol M.M Cl2 = 71,0 g/mol M.M CCl4 = 154,0 g/mol M.M S2Cl2 = 135,0 g/mola) Ahora calculamos los moles de los reactivos de acuerdo a la masa entregada de 100 g de CS2 y 200 g de Cl2 Moles = masa M.M

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125Moles de CS2 = masa de CS 2 = 20,0 g = 0,263 moles de CS2

M.M de CS2 76,0 g/mol

Moles de Cl2 = masa de Cl 2 = 30,0 g = 0,423 moles de Cl2 M.M de Cl2 71,0 g/mol

Determinación del reactivo Limitante

razón de moles = moles de cada reactante ,el reactante que presente la menor razón es el limitante coeficiente Estequiometrico

razón CS2 = 0,263 = 0,263 razón Cl2 = 0,423 = 0,141 1 3El reactivo que se consume totalmente es el Cl2 porque se encuentra en menor cantidad estequiométricamente. Y el CS2 es el reactivo en exceso. b) + CS2 CCl4 + S2Cl2 Re activo limitante Reactivo en exceso.la relación es 3 : 1, entre el reactivo limitante y el reactivo en exceso, por lo tanto los moles de CS 2 que reaccionan son 3 mol de Cl2 ________ 1 mol de CS2

0,423 moles ________ x x = 0,141 moles de CS2 que reaccionan.

Para saber la masa de CS2 usamos nuevamente la definición de mol pero la despejamos de la siguiente forma: Moles = masa luego masa = moles x M.M M.M

Masa de CS2 . masa (gramos) CS2 que reaccionan = moles de CS2 x Masa Molar de CS2 masa de CS2 = 0,141 moles x 76,0 g/mol = 10,72 g. de CS2 que reaccionan

los gramos del reactivo en exceso, CS2 que quedan sin reaccionar se obtienen de la diferencia entre la masa inicial de CS2 y la masa de CS2 que ha reaccionado .

masa de CS2 que no ha reaccionado = 20,0 g – 10,72 g = 9,28 g de CS2 sin reaccionar.

c) + CS2 CCl4 + S2Cl2 Rea tivo limitante ¿gramos formados?

la relación es 3 : 1, entre el reactivo limitante y el producto formado el S2Cl2 , por lo tanto los moles de S2Cl2 que se forman son: 3 mol de Cl2 ________ 1 mol de S2Cl2 0,423 moles ________ x x = 0,141 moles de S2Cl2 que se forman.

Masa de S2Cl2 . masa (gramos) S2Cl2 que se forma = moles de S2Cl2 x Masa Molar de S2Cl2

masa de S2Cl2 = 0,141 moles x 135,0 g/mol = 19,04 g. de S2Cl2 que se forman.

3 Cl2

3 Cl2

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Moléculas de S2Cl2 :

1mol de S2Cl2 __________ 6,02 x 10 23 moléculas de S2Cl2 0,141 moles __________ x x = 8,49 x 10 22 moléculas de S2Cl2.

Atomos de S y Cl :

1mol de S2Cl2 __________ 2 x 6,02 x 10 23 átomos de S 0,141 moles __________ x x = 1,70 x 10 23 átomos de S.

1mol de S2Cl2 __________ 2 x 6,02 x 10 23 átomos de Cl 0,141 moles __________ x x = 1,70 x 10 23 átomos de Cl.

Atomos totales :

1mol de S2Cl2 __________ 4 x 6,02 x 10 23 átomos de S 0,141 moles __________ x

x = 3,40 x 10 23 átomos totales . ó bien del resultado anterior

Atomos totales :Átomos totales = átomos de S + átomos de Cl = 1,70 x 10 23 át. de Cl. +1,70 x 10 23 át. de S.

= 3,40 x 10 23 átomos totales .

Reacciones redox 1. Balancear la siguiente reacción química en medio äcido. Cu + NO3

- ------- Cu+2 + NO

1°Asignar los número de oxidación de todos los

átomos

0 +5 -2 +2 +2 -2Cu + NO3

- ------- Cu+2 + NO

2°Separar las semirreacciones de oxidación y

reducción

NO3- ---- NO

Cu ----- Cu+2

3°Equilibrar los átomos que se reducen y oxidan NO3

- ---- NOCu ----- Cu+2

4°Equilibrar átomos de oxígeno sumando moléculas de agua en el lado con déficit de oxígeno

NO3- ---- NO + 2 H2O

Cu ----- Cu+2

5° Equilibrar átomos de hidrógeno sumando H+

en el lado con déficit de hidrógeno

4 H+ + NO3- ---- NO + 2 H2O

Cu ----- Cu+2

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-1256° Equilibrar cargas sumando electrones 4 H+ + NO3

- + 3e- ----- NO + 2 H2O / x2 Cu ----- Cu+2 + 2e- / x3

7°Sí el número de e- es diferente en ambas

semirreacciones debes multiplicar por un factor

de modo de igualar los e-( en el ej, x 2 Y x 3)

8 H+ +2NO3- + 6e- ----- 2 NO+ 4 H2O

3 Cu ----- 3 Cu+2 + 6e-

8°Sumar las semirreacciones . 3Cu + 2NO3- + 8 H+ ------ 3 Cu+2 + 2NO + 4 H2O

9°Hacer un balance de especies ( átomos de

cada elemento a ambos lados de la ecc.

quimica y de cargas.

át. En reactivos = át. En productos

suma de carga en react. = suma carga en prod.

át. En reactivos = át. En productos 3 át. de Cu ------- 3 át. de Cu

2 át. de N ------- 2 át. de N (2x3) át. de O ------- (2+4) át de O 8 át. de H --------(4 x 2) át. de Hcargas(3x0)+(2 x -1)+(8 x+1)=(3 x +2)+(2 x 0)+ (4 x 0) 0 + -2 + +8 = +6 + 0 + 0 +8 = +8

5. Balancear la siguiente reacción redox en medio ácido .indica agente oxidante, reductor ,

especie que se oxida, especie que se reduce, e- en juego, y cada semireacción.

__MnO4- +__ SO3

2- --> __MnO2 +__SO42- + __H2O.

1° MnO4- --> MnO2

SO32- --> SO4

2-

2° MnO4- --> MnO2 + 4 H2O

H2O + SO32- --> SO4

2-

3° MnO4- + 4H+ --> MnO2 + 2 H2O

H2O + SO32- --> SO4

2- + 2H+

4° MnO4- + 4H+ + 3 e- --> MnO2 + 2 H2O x 2 semireacción de reducción.

H2O + SO32- --> SO4

2- + 2H+ + 2 e- x 3 semireacción de oxidación.

5° 2MnO4- + 8H+ + 6 e- --> 2MnO2 + 4 H2O

3H 2O + 3 SO32- --> 3SO 4

2- + 6H + + 6 e-

Sumar : 2 MnO4- + 2H+ + 3 SO3

2- --> 2 MnO2 + 3 SO42- + H2O

El ion permanganato MnO4-, es el agente oxidante (capta electrones) y, en consecuencia, se reduce. El

ion sulfito SO32- es el reductor (cede electrones), por tanto, se oxida.en juego hay 6e-

Disoluciones

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10. ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 250 mL de una Solución 0.3 M?

La Molaridad es una forma de expresar concentración y se define por medio de la siguiente fórmula: Molaridad = moles de Soluto

Vol. Litro de Solución

moles de NaOH = (Volumen en Litros) x (Molaridad) = (0.25L) x (0.3 Moles NaOH/L)

moles de NaOH = 0.075 moles

moles = masa al despejar la masa masa = moles x M.M M.M masa de NaOH = (moles de NaOH) x (M.M. NaOH) = (0.075 moles) x (40 g NaOH/mol)

masa de NaOH = 3.0 gramos de NaOH

11. Determine el % en masa de una solución que se prepara disolviendo 10 g de sal en 90 g de agua.Porcentaje en masa.ó p/p

% p/p = masa soluto x 100 masa disolución

masa disolución = masa de soluto + masa de disolvente

% peso = 10 x 100 = 10% peso. (10+90)

12. Interprete el siguiente enunciado : Solución de cloruro de sodio al 25 % peso.

Esto indica que hay 25 g de soluto por cada 100 g de disolución , por tanto, 25 g de soluto y 75 g de agua. 13. la masa de soluto en 200 ml de disolución 12 g/L será: masa = 0,2 L x 12 g/L = 2,4 gramos 14.Indica cómo prepararías 250 ml de una disolución de hidróxido sódico 0,5 Molar.

Molaridad = moles Vol(en Litro)

0,5 mol/L = moles 0,25L

moles = 0,5 mol /L x 0,25 L

moles = 0,125 mol como masa = moles x M.M

masa = 0,125 mol x 40,0 g/mol = 5,00 g de NaOH

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125Así, pesamos 5,00 g en la balanza, los disolvemos en la mínima cantidad de agua destilada , lo vertemos en un matraz de 250 ml y completamos con agua destilada hasta el enrase o marca de aforo. la solución se homogeniza y se etiqueta.

15. Halla la Molaridad, de una disolución de ácido sulfúrico, H2SO4, cuya densidad es 1,8 g/ml y 98% peso.

Base de cálculo de 1000mL de disolución (sln)

Luego : Sí en 1 mL ________ 1,8 g de sln. 1000 mL ________ x g de sln.

x g de sln. = 1000 mL x 1,8 g de sln. = 1800 g de sln. 1 mL

Del % p/p = masa de soluto x 100 obtenemos la masa de soluto masa de disolución

masa de soluto = % p/p x masa de disolución 100 masa de soluto = 98% x 1800 g de sln. 100

masa de soluto = 1764 g de H2SO4 como la M.M de H2SO4 = 98,0 g/mol entonces

moles de soluto = 1764 g de H2SO4 = 18,0 moles 98,0 g/molLuego Molaridad = moles de la base de cálculo de 1000 ml =1L Vol(L) Molaridad = 18,0 moles = 18,0 Molar 1 L2° Forma:

Molaridad = % p/p(de la disolución) x Densidad(de la disolución) x 10 M.M de soluto

M = 98 x 1,8 g x 10 = 18,0 mol/L = 18,0 Molar 98 g soluto

16. indica cómo prepararías 250 ml de una disolución de ácido sulfúrico 2 M a partir de la disolución

anterior.

M1 x V1= M2 x V2 ó C1 x V1 = C2 x V2

14

Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125 18 mol/L x V1 = 2 mol/L x 250 ml

V1 = 27,8 ml del ácido concentrado

por tanto, se toman 27,8 ml de ácido concentrado, se llevan a un matraz de 250 ml y se completa con

agua destilada hasta el enrase, se homogeniza y se etiqueta ( ác. sulfúrico, 2M).

17. indica qué cantidad de soluto KCl hay que añadir a 100 g de agua para que la disolución preparada sea del 20% peso .

De los datos : masa de disolvente = 100 g masa de soluto = m , reemplazando en la ecc. De % p/p

% = m x 100 ( m + 100 )

20 = m x 100 = 25 g de soluto ( m + 100 )

18. ¿Cuál es la concentración de una solución que resulta de mezclar 100 mL de NaCl 0,50 M y 120 mL

de una solución 0,20 M de NaCl?

Vaso A + Vaso B = Vaso C

=

1° Debes encontrar la concentración al mezclar ambas soluciones, para esto primero determinaremos

los moles de soluto en cada solución , al mezclarlas los moles en el vaso C serán igual a la suma de los

moles de las sales en la solución A y B ( esto es posible ya que las disoluciones son del mismo soluto).

Moles en A = Molaridad x volumen = 0,50 M x 0,100 L = 0,050 moles Moles en B = Molaridad x volumen = 0,20 M x 0,120 L = 0,024 moles

Moles totales en C = 0,050 moles + 0,024 moles = 0,074 moles

2° Al conocer el volumen final de la solución : Volumen en C =Volumen en A + volumen en B Volumen en C = 100 mL + 120 mL = 220 mL = 0,220 L

NaCl 0,5 M100 mL

NaCl 0,2 M120 mL

NaCl ¿.....M ?

220 mL

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-1253° Ahora calculamos la concentración de la disolución C:

Molaridad = moles Vol( L)

Molaridad = 0,074 moles = 0,34 moles = 0,34 Molar 0,220 L L

19. ¿Cuál es la concentración de iones Na+ , Cl - , Ca+2 y NO3

- de una solución que resulta de mezclar

100 mL de Ca(NO3)2 1,5 M , 200 mL de una solución de NaCl 0,5 M y 50 mL de CaCl2 2,0 M?

1° al ser una mezcla de sales diferentes debemos calcular la concentración de cada sal en la solución final y luego determinar la concentración de los iones presentes.

Volumen de la mezcla = 100 mL + 200 mL + 50 mL = 350 mL = 0,350 L

Para 100 mL de Ca(NO3)2 1,5 M la nueva concentración es:

C1 x V1 = C2 x V2

1,5 M x 0,100 L = C2 x 0,350 L

C2 = 0,43 M

La sal se disocia (*) de la siguiente forma: Ca(NO3)2 Ca+2 + 2 NO3

-1

inicial 0,43 M 0 0 final 0 0,43 M 0,86 M

Así la concentración de Ca+2 = 0,43 M y NO3-1 = 0,86 M

Ahora para la disolución de 200 mL de NaCl 0,5 M la nueva concentración es:

C1 x V1 = C2 x V2

0,5 M x 0,200 L = C2 x 0,350 L

C2 = 0,29 MLa sal se disocia de la siguiente forma:

NaCl Na+1 + Cl -1

inicial 0,29 M 0 0 final 0 0,29 M 0,29 M

Así la concentración de Na+1 = 0,29 M y Cl-1 = 0,29 M

Para 50 mL de CaCl2 2,0 M la nueva concentración es:

C1 x V1 = C2 x V2

2,0 M x 0,050 L = C2 x 0,350 L

C2 = 0,29 M

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125La sal se disocia (*) de la siguiente forma:

CaCl2 Ca+2 + 2 Cl-1

inicial 0,29 M 0 0

final 0 0,29 M 0,58 M

Así la concentración de Ca+2 = 0,29 M y NO3-1 = 0,58 M

Luego la Ca+2 FINAL = 0,43 M + 0,29 M = 0,72 M ; NO3-1 FINAL = 0,86 M

Na+1 FINAL = 0,29 M y Cl-1 FINAL = 0,29 M + 0,58 M 0,87 M(*) Averigua ¿Qué significan los términos disociación e ionización? Y sabrás porque aquí se dice disociación de una sal y no ionización.

DISOLUCIONES

1. Se desea preparar 500 ml de una disolución de ácido sulfúrico 1,5 M a partir de una disolución de ácido sulfúrico concentrado, H2SO4, cuya densidad es 1,8 g/ml y 98% peso.¿Qué volumen de la disolución de ácido concentrado se debe usar para preparar dicha disolución?1º debemos calcular la concentración Molar del ácido concentrado, es decir los moles de ácido por volumen en Litro de disolución, para esto nos damos una base de calculo ya que no sabemos el volumen de la disolución concentrada sólo sabemos su densidad y el % en peso .(No aplicar la fórmula directa, se debe razonar el procedimiento) Base de cálculo de 1000mL de disolución (sln)2º Para calcular los moles del ácido necesitamos su masa en gramos , para esto primero calcularemos la masa de la disolución esto se realiza a través del dato de la densidad la cuál se puede interpretar de cualquiera de las dos formas indicadas a continuación. Sí en 1 mL de disolución ________ 1,8 g de disolución. 1000 mL de disolución ________ x g de disolución.

x g de disolución. . = 1000 mL x 1,8 g de sln. = 1800 g de disolución.. 1 mL ó bien este mismo calculo se realiza usando la densidad de la disolución.Densidad disolución = masa disolución volumen(mL) disolución despejando la masa

masa disolución = Densidad disolución * volumen(mL)disolución = 1,8 g/mL * 1000 mL =1800 g de disolución.

3º Obtención de la masa de soluto ,como sabemos la masa de la disolución y del % en peso : % p/p = masa de soluto x 100 obtenemos la masa de soluto masa de disolución

masa de soluto = % p/p x masa de disolución 100 masa de soluto = 98% x 1800 g de sln. 100

masa de soluto = 1764 g de H2SO4 como la M.M de H2SO4 = 98,0 g/mol entonces

moles de soluto = 1764 g de H2SO4 = 18,0 moles 98,0 g/mol

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-1254º Luego Molaridad = moles de la base de cálculo de 1000 ml =1L Vol(L) Molaridad = 18,0 moles = 18,0 Molar 1 L Ahora para preparar la nueva disolución tenemos DILUCION M1 x V1= M2 x V2 ó C1 x V1 = C2 x V2 18 mol/L x V1 = 1,5 mol/L x 500 ml V1 = 41,7 ml del ácido concentrado

por tanto, se toman 41,7 ml de ácido concentrado, se llevan a un matraz de 500 ml y se completa con agua destilada hasta el enrase, se homogeniza y se etiqueta ( ác. Sulfúrico 1,5 M).

2. ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 100 mL de una Solución 0.1 M? La Molaridad es una forma de expresar concentración y se define por medio de la siguiente fórmula:

Molaridad = moles de Soluto Vol. Litro de disolución

moles de NaOH = (Volumen en Litros) x (Molaridad) = (0.10L) x (0.1 Moles NaOH/L)

moles de NaOH = 0.01 moles

moles = masa al despejar la masa masa = moles x M.M M.M masa de NaOH = (moles de NaOH) x (M.M. NaOH) = (0.01 moles) x (40 g NaOH/mol)

masa de NaOH = 0,4 gramos de NaOH

3. Si se tienen 326,0 g de HNO3 en 2.0 litros de disolución acuosa, densidad de la disolución = 1.036 g/ml .Calcule la concentración expresada en : Dato : M.M HNO3 = 63,0 g/mol ; densidad H2O = 1,0 g/mLa) mol/litro. b) % p/p.c) ¿Cuánto es la masa de disolvente en la disolución? d) ¿Cuánto es el volumen de agua en la disolución?a) moles de HNO3 = masa de HNO3 = 326,0 g = 5,17 moles M.M de HNO3 63,0 g/mol Molaridad = moles de Soluto = 5,17 moles = 2,59 M. Vol. Litro de disolución 2.0 litros

b) % p/p = masa de soluto x 100 = 326,0 g x 100 masa de disolución masa de disolución masa de disolución = densidad disolución * volumen disolución en mL. masa de disolución = 1,036 g/mL * 2000 mL. = 2072 g

reemplazando en : % p/p = 326,0 g x 100 = 15,73 % 2072 g

c) masa disolución = masa de soluto + masa de disolvente masa de disolvente = masa disolución - masa de soluto = 2072 g - 326,0 g = 1746 g de H2O

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125d) densidad H2O = 1,0 g/mL densidad H2O = masa de H2O = 1746 g = 1746 mL de H2O

volumen de H2O (mL)

volumen de H2O (mL) = masa de H2O = 1746 g = 1746 mL de H2O densidad H2O 1,0 g/mL

DISOLUCIONES:

1.- Calcular la molaridad de un ácido clorhídrico del 37,1% p/p y densidad 1,19 g/mL. ¿Qué

volumen de este ácido necesitamos para preparar 0,5 L de una disolución 0,5 M?

2.- Calcula la molaridad de 300 mL de una disolución acuosa que contiene 12 g de ácido sulfúrico.

Sol: 0,41 M

3.- Calcula la molaridad y la fracción molar de etanol en una disolución de 20 g de etanol, C2H6O, en

100 g de agua.

Sol: 4,3 M ; X = 0,07

4.- Determina la molaridad de una disolución formada al disolver 12 g de hidróxido de calcio, en 200

g de agua, si la densidad de esta disolución es de 1,05 g/mL.

Sol: 0,8 M ;

5.- Al disolver 100 g de ácido sulfúrico en 400 g de agua, obtenemos una disolución de densidad

1,12 g/mL. Calcula la molaridad.

Sol: 2,29 M

6- Calcula la molaridad de una disolución acuosa de cloruro de sodio, al 15% y densidad 1,02 g/mL.

Sol: 2,6 M

7.- Indicar cómo se prepararía 250 mL de una disolución 1 M de ácido nítrico, si se dispone de un

ácido nítrico comercial de densidad 1,15 g/mL y 25,48 % en peso.

Sol: 53,75 mL

8.- Calcular el volumen que se debe tomar de una disolución de H2SO4 del 75 % en peso y densidad

1,4 g/mL, para preparar 2 L de una disolución 3 M.

Sol: 560 mL

9.- ¿Cómo se preparan 500 mL de una disolución de ácido sulfúrico 0,4 M a partir de una disolución

del mismo ácido de densidad 1,19 g/mL, es del 30% en peso.

Sol: Sacando 55mL del ácido concentrado

10.- Disponemos de 100 mL de una disolución de HCl 0,5 M y deseamos preparar 100 mL de otra

disolución de HCl exactamente 0,05 M. ¿Qué volumen se necesita de la solución 0,5 M?Sol:

0,01 L

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-12511.- Se disuelven 294 g de ácido fosfórico (H3PO4) hasta lograr 1 L de disolución. La densidad es 1,15

g/mL. Calcular la molaridad,

Sol: M = 3, 0 M

12.- Se prepara una disolución disolviendo 180 g de hidróxido de sodio en 400 g de agua. La

densidad de la disolución resultante es de 1,34 g/mL. Calcular:

a. La molaridad de la disolución.

b. Los g de NaOH necesario para preparar 1 L de una disolución 0,1 M.

Sol: a) M = 10,4 b) 4 g

13.- Se dispone de una disolución de ácido nítrico cuya riqueza es del 70 % y su densidad es 1,42

g/mL.

a. ¿Cuál es la molaridad de dicha disolución?.

b. ¿Cuántos g de esta disolución serán necesarios para preparar 300 mL de ácido nítrico 2,5

M?.

Sol: a) 15,7 M, b) 67,8 g

14.- En la etiqueta de un frasco de ácido sulfúrico figuran los siguientes datos: densidad 1,84 g/mL ;

riqueza 96% (en peso).

a. Averiguar la concentración molar del ácido.

b. ¿Cuántos mL de hidróxido sódico 2 M se requieren para que reaccionen completamente

con 10 mL de ácido sulfúrico del frasco?.

Sol: a) 18,02 M b) 180 mL

15.- Si a 52 g de sacarosa (C12H22O11) se añaden 48 g de agua para formar una disolución que tiene

una densidad de 1,24 g/mL. Calcular:

a. El porcentaje en peso de sacarosa.

b. La molaridad de la disolución de sacarosa.

Sol: a) 52% c) 1,88 M

16.- Una disolución de ácido clorhídrico, al 37,2 % en peso, tiene una densidad de 1,19 g/mL.

a. ¿Cuál es la molaridad?

b. ¿Qué peso de ácido clorhídrico hay en 50 mL de la misma?

Balance de reacciones por el método de inspección

1. Equilibrar las siguientes reacciones

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125 1. H2 + O2 ---> H2O 2. S8 + O2 ---> SO3

3. HgO ---> Hg + O2

4. Zn + HCl ---> ZnCl2 + H2

5. Na + H2O ---> NaOH + H2

6. C10H16 + Cl2 ---> C + HCl 7. Si2H3 + O2 ---> SiO2 + H2O 8. H2SO4 + HI ---> H2S + I2 + H2O 9. C7H6O2 + O2 ---> CO2 + H2O 10. FeS2 + O2 ---> Fe2O3 + SO2

11 . Na2CO3 + HCl ---> NaCl + H2O + CO2

Respuestas

1. 2, 1 ---> 2

2. 1, 12 ---> 8

3. 2 ---> 2, 1

4. 1, 2 ---> 1, 1

5. 2, 2 ---> 2, 1

6. 1, 8 ---> 10, 16

7. 4, 11 ---> 8, 6

8. 1, 8 ---> 1, 4, 4

9. 2, 15 ---> 14, 6

10. 4, 11 ---> 2, 8

11. 1, 2 ---> 2, 1, 1EJERCICIOS DE OXIDO REDUCCIÓN

2. EQUILIBRAR Y CLASIFICAR LAS SIGUIENTES REACCIONES

12. __CH3CH2OH +__H2SO4 + __K2Cr2O7 __CH3CHO + __Cr2(SO4)3 +__H2O +__ K2SO4

13. __ MnO4- +__ H+ + __H2O2 __ Mn+2 + __O2 + __H2O

14. __ Cu +__ Cr2O72- + __H+ __ Cu2+ + __Cr3+ + __H2O

15. __Cr2072 + __ H+ + __ Cl- --> __ Cr3+ +__ H2O +__ Cl2

16. __KIO3 + __H2SO4 + __ IK --> __I2 + __H20 + __K2SO4

17. __KMnO4 + __H2SO4 + __ H202 --> __ MnSO4 + __ O2 + __ H2O +__ K2SO4 .

indica agente oxidante, reductor , especie que se oxida, especieque se reduce, e- en juego, y cada

semireacción.

Respuestas

12. 3CH3CH2OH + 4H2SO4 + K2Cr2O7 3CH3CHO + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4

13. 2MnO4- + 6H+ + 5H2O2 2Mn+2 + 5O2 + 8H2O

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-12514. 3 Cu + Cr2O7

2- + 14H+ 3 Cu2+ + 2Cr3+ + 7H2O

15. Cr2072 + 14 H+ + 6 Cl- --> 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 Cl2

16. 2KIO3 + 6H2SO4 + 10 IK --> 6I2 + 6H20 + 6K2SO4

17. 2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H202 --> 2 MnSO4 + 5 O2 + 8 H2O + K2SO4 .

3. Escribe e iguala las ecuaciones redox que corresponden a las reacciones que se detallan a continuación.

1. El cobre metálico es oxidado a nitrato de cobre (II) por el ácido nítrico diluido, reduciéndose éste a nitrato de amonio tambien se obtiene agua

2. El ácido nítrico concentrado oxida al estaño a ácido estánico (H2SnO3), reduciéndose a dióxido de nitrógeno y agua.

3. El permanganato de potasio oxida al peróxido de hidrógeno en medio de ácido sulfúrico, dando sulfato de manganeso (II) , desprendiendo oxígeno y formando agua y sulfato de potasio.

4. El dicromato de potasio oxida al alcohol etílico a acetaldehído (CH3CHO) en medio ácido sulfúrico, reduciéndose a sulfato de cromo (III) y formando además agua y sulfato de potasio.

5. El dicromato de amonio se descompone térmicamente en óxido de cromo (III), liberándose nitrógeno molecular.

6. El óxido de cromo (III) es oxidado a cromato de sodio por el nitrato de sodio con carbonato de sodio, reduciéndose el nitrato a nitrito de sodio y liberando dióxido de carbono

Respuestas

1. 4Cu + 10HNO3 4Cu(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O 2. 4HNO3 + Sn 4NO2 + H2O + H2SnO3

3. 2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O + K2SO4

4. 3CH3CH2OH + 4H2SO4 + K2Cr2O7 3CH3CHO + Cr2(SO4)3 + 7H2O + K2SO4

5. 1/2(NH4)2Cr2O7 1/2Cr2O3 + 1/2N2

6. Cr2O3 + 3NaNO3 + 2 Na2CO3 2 Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

4. El sodio reacciona violentamente con el agua dando el hidróxido y liberando hidrógeno, según: 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2

Hallar la masa de sodio que produce 100,0 g de hidrógeno. Rta. masa de sodio = 2300 g Na

2° PARTE EJERCICIOS CON RESPUESTAS

REACCIONES QUÍMICAS:

1.- Al hacer reaccionar aluminio con yodo se obtiene triyoduro de aluminio. Calcula la masa de este

producto que se obtendrá a partir de 25 g de yodo.

22


Sol: 26,8 g

2.- Una muestra de 4 g de Zn del 80 % de riqueza se trata con 100 mL de una disolución 0,5 M de

HCl. ¿Cuál es el reactivo limitante?

Sol: HCl

3.- Determina cuál es el reactivo limitante si hacemos reaccionar 25 mL de disolución 0,4 M de

NaOH, con 40 mL de disolución 0,3 M de HCl.

Sol: NaOH

4.- La tostación del sulfuro de plomo(II) con oxígeno produce óxido de plomo(II) y dióxido de azufre

gaseoso. Calcula la cantidad de PbO que podemos obtener a partir de 500 g de PbS si la

reacción tiene un rendimiento del 65 %.

Sol: 303 g

5.- Una mezcla de 100 kg de CS2 y 200 kg de Cl2 se pasa a través de un tubo de reacción y

calentando se produce la reacción:

CS2 + 3 Cl2 CCl4 + S2Cl2

a. Determina ¿Cuál es el reactivo que no reaccionará completamente.?

b. Determina :La cantidad de este reactivo que no reacciona.

c. La masa de S2Cl2 que se obtendrá.

Sol: a) CS2 b) 28,638 kg c) 126,761 kg

6.- Se disuelven 2,14 g de hidróxido bárico en agua de forma que se obtienen 250 mL. de disolución.

a. ¿Cuál es la concentración molar de esta disolución ?

Sol: a) 0,05 M,

7.- Calcular los gramos de dióxido de carbono que se producen al quemar 640 g de metano.

¿ Cuántos gramos de oxígeno se consumirán?. ¿ Cuántos gramos de agua se formarán ?.

CH4 + O2 CO2 + H2O

Sol: 1760 g CO2, 2560 g O2 , 1440 g de H2O

8.- En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30 g de hidruro de calcio con 30 g de

agua, según la reacción:

CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2

Después de ajustar la reacción, calcula:

23


a. ¿Qué reactivo sobra y en qué cantidad?.

b. El volumen de hidrógeno que se produce a 20oC y 745 mm de Hg

c. El rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue 34 L.

Sol: a) sobran 4,29 g de agua b) 35,01 L c) 97,1%

9.- Calcula la cantidad de caliza (carbonato cálcico impuro) del 85 % de riqueza que podrá

reaccionar con 0,200 moles de ácido clorhídrico

Sol: 11,76 g

10.- El cloruro de titanio (IV) reacciona con el magnesio para dar cloruro de magnesio y titanio. Si se

ponen a reaccionar 15 g de cloruro de titanio y 7 g de magnesio,según la siguiente reacción

química:

TiCl4 + Mg Ti + MgCl2

calcula:

a. ¿Cuál es el reactivo limitante?

b. ¿Cuántos gramos de titanio se obtienen?

Sol: a) Cloruro de titanio(IV) b) 3,78 g

11.- Por tostación del sulfuro de cinc se obtiene el óxido del metal y se desprende dióxido de azufre.

ZnS + O2 ZnO + SO2

a. ¿Qué cantidad de óxido de azufre se producirá al reaccionar 50 g de sulfuro de cinc?

b. ¿Qué masa de oxígeno se consumirá en la reacción?

Sol: b) 32,8 g c) 24,6 g

12.- Se hacen reaccionar 100 g de Zn con ácido clorhídrico en exceso para obtener hidrógeno y

cloruro de cinc. Zn + HCl ZnCl2 + H2

a. ¿Qué masa de HCl reaccionará? Sol: b) 111,6 g

13.- Si se ponen a reaccionar 100 g de BaCl2 con 115 g de Na 2SO 4 para obtener cloruro sódico y

sulfato de bario.Escribe la reacción química.

a. ¿Qué sustancia es el reactivo limitante?

b. ¿Cuántos g de NaCl se pueden preparar?

Sol: a) Cloruro de bario b) 56,15 g

14.- El clorato potásico se descompone al calentarlo para dar cloruro potásico y oxígeno.

KCLO3 KCl + O2

a. Calcula cuántos gramos de clorato potásico hacen falta para obtener 1,92 g de oxígeno.

Sol: b) 4,9 g

24


15.- Se hacen reaccionar 100 g de Zn con ácido clorhídrico en exceso para obtener hidrógeno y

cloruro de Zn.

a. Escribe la reacción química ajustada

b. ¿Qué masa de HCl reaccionará?

c. ¿Qué masa de cloruro de cinc se obtiene?

d. ¿Cuántas moléculas de hidrógeno se obtienen?

16.-Se hacen reaccionar 100 g de cloruro de bario con 115 g de sulfato de sodio para dar cloruro de

sodio y sulfato de bario.

a. ¿Cuál es el reactivo limitante?

b. ¿Cuántos gramos de cloruro sódico se obtienen si el rendimiento es del 75% ?

GASES

1.- 4.0 L de un gas están a 600.0 mmHg de presión. ¿Cuál será su nuevo volumen si aumentamos la presión hasta 800.0 mmHg?

Rta: Al Sustituir los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.

(600.0 mmHg) (4.0 L) =(800.0 mmHg) (V2)

V2 = 3L.

2. Se tiene un volumen de 400 cc de oxígeno a una presión de 380 mm de Hg. Qué volumen ocupará a una presión de 760 mm de Hg, si la temperatura permanece constante ?

según : P1V1 = P2V2.

380 mm Hg x400 cc=760 mm Hg x V1

Despejando V1 :

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-1253. Un gas ocupa un volumen de 2.5 L a 25 °C. ¿Cuál será su nuevo volumen si bajamos la temperatura a 10 °C?Recuerda que en estos ejercicios siempre hay que usar la escala Kelvin.

rta: Primero expresamos la temperatura en kelvin:T1 = (25 + 273) K= 298 KT2 = (10 + 273 ) K= 283 KAhora sustituimos los datos en la ecuación

: 2.5L = V 2 .

298 K 283 K V2 = 2.37 L.4.- Se tiene 3 moles de un gas ideal en un recipiente de 700 cc a 12°C y calentamos el gas hasta 27°C. Cuál será el nuevo volumen del gas ?

Volumen inicial = 700 ccTemperatura inicial = 12 + 273 = 285 °KTemperatura final = 27 + 273 = 300 °K

De acuerdo con la Ley de Charles, al aumentar la temperatura del gas debe aumentar el volumen:Según la expresión matemática:

Despejando V2

5.- Qué volumen ocupará una masa de gas a 150°C y 200 mm Hg, sabiendo que a 50°C y 1 atmósfera ocupa un volumen de 6 litros ?

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125 Condiciones iniciales:V1 = 6 litros P1 = 760 mm Hg T1 = 50 = 273 = 323 K

Condiciones finales;V2 = ?P2 = 200 mm HgT2 = 150 + 273 = 423 K

Remplazando:

6.- Dos recipientes de un litro se conectan por medio de una válvula cerrada. Un recipiente contiene nitrógeno a una presión de 400 mm Hg y el segundo contiene oxígeno a una presión de 800 mm Hg. Ambos gases están a la misma temperatura. Qué sucede cuando se habré la válvula ?

Suponiendo que no hay cambio de la temperatura del sistema cuando los gases se difunden y se mezclan uno con otro y que los gases no reaccionan, entonces la presión final total será igual a la suma de las presiones parciales de los dos gases :

P total = P [N2] + P [O2]P total = 400 mm Hg + 800 mm Hg

P total = 1200 mm Hg

7.- Calcular la presión ejercida por 0,35 moles de cloro, que se encuentran en un recipiente de 1,5 litros medidos a 27°C.

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Ejercicios con respuestasProfesor Jorge Villaseñor F.

Problema 1Un balón de 2 litros contiene N2(g) y vapor de agua, H2O(g), a 184ºC. Si la presión total del sistema es de 10 atm y la presión parcial de N2 es de 4.5 atm.

A) Determine el número de gramos de N2 y H2O que hay en el balón.R: 6.72 g N2 y 4.32g H2OB) Si entre el nitrógeno y el vapor de agua ocurre la siguient reacción:

2 N2(g) + 6 H2O(g) ---------------> 4 NH3(g) + 3 O2(g)

¿cual es el reactivo limitante de la reacción? R: H2O

C) Si la temperatura al final de la reacción es de 150ºC, determine la presión parcial del O2

formado. R: 3.11 atm

D) Determine la presión total del sistema después de la reacción. R: 10.314 atm

Problema 2a) Cierta masa de gas ocupa 76.8 ml a la presión de 772 mmHg. ¿Cual será su volumen a la presión de 3 atm si la temperatura se mantiene constante?. R: 26. mlb) La densidad de cierto gas es 1.43 g/lit en condiciones normales. Determinar su densidad a 17ºC y 700 mmHg. R: 1.24 g/Lc) Un gas A tiene una densidad de 2.905 g/lit a 25ºC y 1 atm de presión: Calcule el peso molecular del gas y la densidad del mismo a 10ºC y 798 mmHgR: 71 g/mol y d= 3.21 g/Ld) El dióxido de nitrógeno se dimeriza para formar N2O4 gaseoso de acuerdo a:

2 NO2(g) N2O4 (g)si inicialmente se tiene el NO2 en un reactor de 2 litros a 900 mmHg y 25ºC¿Cual será la presión final del sistema cuando todo el dióxido de nitrógeno haya dimerizado si la temperatura baja hasta 0ºC en el mismo reactor?

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125R: 0.54 atm

Problema 3Considere la siguiente reacción:

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

a) Si al descomponerse completamente el CaCO3(s) se recogen 5.6 Litros de CO2a 0ºC y 895 mmHg.. ¿Cuantos gramos de CaCO3 habia originalmente?PM (CaCO3) = 100 g/mol PM( CO2) = 44 g/molR: 29.5 g

b) Cierta cantidad de gas a 35ºC ocupa un volumen de 155 ml a 798 mmHg. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales de presión y temperatura? (0ºC y 1 atm)

R: 144 mlc) El bicarbonato de sodio se descompone según:

NaHCO3(s) NaOH(s) + CO2(g)

Si se recogen 412 ml de CO2 a 56ºC y 897 mmHg, ¿cual es el porcentaje de bicarbonato de sodio (PM = 84 g/mol) descompuesta si la cantidad inicial del mismo era 2 gramos?R: 75.6%

Problema 4a) El carburo de calcio se descompone en agua según:

CaC2(s) + 2 H2O(l) C2H4(g) + CaO2(s)Cuantos litros de C2H4 medidos a 780 mmHg y 22ºC se producirán por la descomposición de 2 Kg de CaC2 (PM = 64 g/mol)R: 734 Litrosb) El nitrato de plata se descompone con la temperatura según:

AgNO3(s) Ag2O(s) + N2O5(g)si se recogen 540 ml de N2O5 a 912 mmHg y 25ºC, ¿Cual es el porcentaje de descomposición de AgNO3 si inicialmente habían 14.5 g del mismo?R: 62.1%c) Si el Fe(NO2)3 se descompone según:

Fe(NO2)3(s) + O2(g) Fe2O3(s) + NO2(g)

Qué volumen de NO2(g), medidos a 800 mmHg y 15ºC, se produce por la descomposición de 200 g de Fe(NO2)3 ?R: 55.8 lit

TERMOQUÍMICAENTALPÍA

La entalpía (H) de un sistema es una función de estado que expresa el calor liberado o absorbido

durante un proceso, a presión constante. La entalpía de reacción o calor de reacción (H o qP) es la

diferencia entre las entalpías de los productos y las entalpías de los reactivos, a presión constante y se

expresa en J.

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H = Hproductos – Hreactivos = qP

La entalpía de reacción puede ser considerada como una medida de cuánto calor está almacenado en

el sistema como energía potencial, o su “contenido de calor”, por lo que puede tener un valor positivo o

negativo. Para un proceso endotérmico H es positivo. Para un proceso exotérmico H es

negativo. Por ejemplo, para que una mol de hielo pueda ser convertido en agua líquida, a presión

constante, se requiere que el sistema (hielo) absorba 6.01 kilojoules (kJ) de energía, como se indica en

la ecuación termoquímica siguiente:

H2O (s) → H2O (l) H = 6.01 kJ (proceso endotérmico)

donde:

H = Hproductos – Hreactivos

= H (agua líquida) – H (hielo)

= 6.01 kJ

Las ecuaciones termoquímicas son ecuaciones químicas balanceadas que indican el cambio de

entalpía correspondiente. A continuación se proporciona una guía para utilizar este tipo de ecuaciones:

a) La entalpía es una propiedad extensiva. La magnitud de H es directamente proporcional a

la cantidad de un reactivo consumido en el proceso. Por ejemplo, cuando se quema 1 mol de

metano (CH4), a presión constante, se producen 802 kJ de calor:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = – 802 kJ

Por lo tanto, la combustión de dos moles de CH4 con 4 moles de O2, liberará el doble de calor,

es decir, 1 604 kJ.

Ejemplo 2. Calcula cuánto calor se libera cuando 4.5 g de metano gaseoso se queman en un sistema a

presión constante, considerando que la combustión de 1 mol de este gas produce 802 kJ.

b) El cambio de entalpía para una reacción tiene la misma magnitud pero signo opuesto

para la reacción inversa. Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = – 802 kJ (reacción directa)

CO2 (g) + 2 H2O (g) → CH4 (g) + 2 O2 (g) H = 802 kJ (reacción inversa)

c) El cambio de entalpía para una reacción depende del estado de agregación de los

reactivos y de los productos. Ejemplo:

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) H = – 802 kJ

CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) H = – 890 kJ

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La diferencia en los valores de H de las ecuaciones termoquímicas anteriores se debe a que

se requieren energías diferentes para obtener H2O líquida y H2O gaseosa.

d) El cambio de entalpía de una reacción depende de la temperatura. Los cambios de

entalpía generalmente se expresan a una temperatura de referencia de 25 °C.

Ejemplos1. Calcula el H°r para la siguiente reacción:

C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g)

Respuesta:

A partir de datos registrados en Tablas:

H°f C (grafito) = 0 kJ/mol

H°f O (g) = 0 kJ/mol

H°f CO2 (g) = – 393.5 kJ/mol

Por lo tanto:

H°r = (– 393.5 kJ/mol) – (0 kJ/mol + 0 kJ/mol) = – 393.5 kJ

Este es el calor que se libera cuando reacciona una mol de C con una de O2.

2. Calcula el calor liberado por mol de compuesto que reacciona con oxígeno para la siguiente reacción:

2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2H3 (s) + 9 H2O (l)

Las entalpías estándar de formación del B5H9 (l), del B2H3 (s) y del H2O (l) son 73.2, – 1263.6 y –

285.8 kJ/mol, respectivamente.

Respuesta:

H°r = [ (– 1 263.6 kJ/mol ´ 5 moles) + (– 285.8 kJ/mol ´ 9 moles) ] – [ (73.2 kJ/mol ´ 2 moles) + (0

kJ/mol ´ 12 moles) ] =

= – 9 036.6 kJ

Este es el calor que se libera por cada 2 moles de B5H9 que reaccionan con 12 de O2. Por lo tanto, el

calor que se libera por mol de B5H9 es:

H°r = _– 9 036.6 k J _ = – 4 5183 kJ/mol 2 mol

La ley de Hess establece que si una reacción se efectúa en varias etapas, la entalpía estándar de

reacción (H°r) es igual a la suma de los cambios de entalpía para las etapas individuales.

3. Calcula la entalpía estándar de reacción para el siguiente proceso:

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C (diamante) → C (grafito)

Respuesta:

Por definición:

H°f C (grafito) = 0 kJ/mol

H°f C (diamante) = ?

La reacción de conversión de diamante a grafito es muy lenta (puede tomar millones de años para

consumarse), por lo que no se puede colocar el diamante en un calorímetro para medir el cambio de

calor experimentalmente. Por lo tanto, para determinar H°r en este proceso se lleva a cabo un

procedimiento indirecto, ya que se pueden medir los cambios de entalpía para las siguientes dos

reacciones:

a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) H°r = – 395.4 kJ

b) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) H°r = – 393.5 kJ

Invirtiendo la ecuación b) se obtiene:

c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) H°r = + 393.5 kJ

A continuación se suman las ecuaciones a) y c) para obtener la ecuación deseada:

a) C (diamante) + O2 (g) → CO2 (g) H°r = – 395.4 kJ

c) CO2 (g) → C (grafito) + O2 (g) H°r = + 393.5 kJ______________________________________ _____________ C (diamante) → C (grafito) H°r = – 1.9 kJ

ejercicios

1. Calcular el valor de Hº para la reacción: C(grafito) + H2O H2(g) + CO(s) Hf º CO(g) = - 26,41 Kcal/mol H2O(g) = - 57,8 Kcal/mol R = 31,4 Kcal

2. Calcular el Hº para : Mg(s) + 2 HCl (g) MgCl2(s) + H2(g)Hf º MgCl2(s) = - 153,2 Kcal/mol HCl(g) = - 22,06 Kcal/mol R = -109,1 Kcal

3. La combustión de 1,00 g de C6H6(l) en O2(g) libera 41,84 kJ de calor y produce CO2(g) y H2O(g). Escriba la ecuación termoquímica(profesor) y determine el calor para la reacción de un mol de C6H6(l). R = -3268 kJ4. Calcule el Hf º del CH4(g) de acuerdo a la siguiente reacción:

C(s) + 2 H2(g) CH4(g) Hf º = X sabiendo que:CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(g) Hº = -191,7 Kcal C(s) + O2(g) CO2(g) Hf = -97,05 Kcal H2(g) + 1/2 O2(g) H2O(g) Hf = -57,80 Kcal

R = -20,95 Kcal 5. Dada la ecuación termoquímica :CaC2(s) + 2 H2O(g) C2H2(g) + Ca(OH)2(s) Hº =-127,2 kJ

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-125Hf º H2O(g) = -241,8 kJ/mol C2H2(g) = 226,7 kJ/mol Ca(OH)2(s) = -986,2 kJ/molCalcule el Hfº del CaC2(s) R = -148,7 kJ 6. Calcule el valor de Hº para la reacción : N2(g) + 1/2 O2(g) N2O(g); dadas las siguientes ecuaciones:2 NH3(g) + 3 N2O(g) 4 N2(g) + 3 H2O(l) H = -1010 kJ4 NH3(g) + 3 O2(g) 2 N2(g) + 6 H2O(l) H = -1531 kJ

R = 81,5 kJ8.- Dada la ecuación termoquímica : 2NH3(g) + 3 N2O(g) -----> 4 N2(g) + 3 H2O(l) (Hº = -1010 kJa.- ¿qué cantidad de calor se libera por la reacción de 50,0 g de N2O(g) con exceso de NH3(g) ?b.- ¿qué cantidad de calor se libera por la reacción que produce 50,0 g de N

PREGUNTAS DE ALTERNATIVAS1. La combustión, a la presión atmosférica, de 1 gramo de metano, con formación de CO2 y H2O líquida

libera 50 kJ.

El valor de H0 para la reacción de un mol de gas metano(M.M = 16,0 g/mol) CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) es:

a) 800 kJ/molb) 400 kJ/molc) -800 kJ/mold) 500 kJ/mol

2. El metanol, CH3OH, se utiliza como combustible en algunos motores. Cuando se quema un mol de metanol, se desprenden 1.453 kJ de calor. Al respecto es Verdadero que:

I. Al quemar 2 moles de CH3OH el H0 = 2.906 kJ/molII. Al quemar 2 moles de CH3OH el H0 = - 2.906 kJ/mol

III. Al quemar 1 mol de CH3OH el H0 = - 1.453 kJ/mol

a) sólo I b) sólo II c) sólo III d) I y II e) II y III

3. Para la reacción de combustión del butano 2C4H10(g)+13 O2 CO2(g)+10 H2O(g); H<0, Es falso qué:a) es una reacción exotérmica c) es una reacción que libera energía b) la reacción inversa tiene un H 0 d) la reacción inversa es exotérmicae) ninguna de las anteriores

SOLIDOS, LÍQUIDOS

1.- Ordena los siguientes términos según el aumento de fuerza de interacción individual para casos representativos: puentes de hidrogeno, enlaces covalentes, fuerzas de London, fuerzas dipolo-dipolo permanente en las que no hay enlaces de hidrógeno.

2.- ¿Cuáles de las siguientes sustancias tienen fuerzas dipolo-dipolo permanentes? a)CO2, b) Ar, c) SO2, d) PF5, e) HBr, f) ClF3, g) I2, h) SiH4, i) SiH3Cl.

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Pontificia Universidad Católica de Valparaíso Química General 1º Sem. 2007Prof. ADRIANA TORO R. QUI – 120-1253.- ¿En cuál de las sustancias del ejercicio anterior las fuerzas de London son las únicas importantes para determinar el punto de ebullición? ¿Cómo funcionan las fuerzas de London?

4.- ¿Cuáles de las siguientes sustancias tienen puentes de hidrógeno fuertes en estado líquido y sólido? a) CH3OH (alcohol metílico), b) PH3, c) CH4, d) H2S, e) NH3, f)SiH4, g) HF, h) HCl, i) CH3NH2

5.- Las masas molares de SiH4 y PH3 son casi iguales. Explica por qué los puntos de fusión y ebullición del PH3 (-133 oC y -88 oC) son más altos que los del SiH4 (-185 oC y -112 oC)

6.- Explique de qué manera pueden obtener las plantas, nutrientes a partir de los fertilizantes que se aplican en forma sólida.

7.- Explique de qué manera pueden separarse los líquidos por destilación. ¿Es más eficaz la separación cuando los puntos de ebullición son más cercanos o más distantes? ¿Por qué debe medirse la temperatura del vapor cerca de la entrada del condensador durante la destilación.?.

8.- El alcohol isopropílico, C3H8O, se vende como "alcohol para frotar". Su presión de vapor es de 100 torr a 39.5 oC y 400 torr a 67.8 oC. Estime su calor molar de vaporización.

9.- Basándose únicamente en sus formulas, clasifique cada una de las siguientes sustancias en estado sólido como molecular, iónico, cavalente (red cristalina) o sólido metálico: a) Au, b) CaF2, d)SF4, e) Cdiamante

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Prof. Adriana Toro R. Química General 35

compendio qui 125 2º prueba catedra 2007

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