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Guía de coloquios de

QUÍMICA

Ingeniería en Informática

Docentes: Güemes René

Falicoff, Claudia

Sobrero, Silvina

Fassino, Leonardo

Raffaelli, José

2011

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QUÍMICA GENERAL PARA ESTUDIANTES DE INGENIERÍA

Los estudiantes de ingeniería encontrarán en este curso muchos temas relacionados con

sus intereses:

Panorama moderno de los conceptos básicos de la química.

Propiedades químicas, físicas. Energía, Fuerza.

Estructura y Comportamiento de átomos.

Organización de los elementos.

Moléculas y compuestos moleculares. Iones y compuestos iónicos.

Importancia en relación con los materiales: Elementos de los grupos principales,

Metales de transición, No Metales, Propiedades de los tres estados de

agregación, Pilas, Electrólisis, Corrosión.

Temas de interés ambiental: Lluvia ácida, Capa de ozono, efecto invernadero.

Para una correcta aplicación de los conceptos en la resolución de los ejercicios los alumnos

deberán asistir a las clases de coloquios con las respuestas de las guía de teorías hechas.

BIBLIOGRAFÍA

ATKINS, P.; JONES, L. Principios de Química. Los caminos del descubrimiento. (2006) 3

a

Edición. ISBN: 950-06-0080-3. Buenos Aires: Médica Panamericana.

BROWN, T.L.; LEMAY,H.E.; BURSTEN, B.E., Murphy C. “Química la Ciencia Central”. 11 oEd (2009). Editorial: Pearson Prentice- Hall. ISBN: 9786074420210

CHANG, R; Química . 9º Edición (2007). ISBN: 9789701061114. México. McGraw Hill

ODETTI, H. et al. Química General. (2001). ISBN: 987-508-148-5. Santa Fe. Ediciones UNL -

Cátedra.

WHITEN, K.W.; GAILEY, K.D.; DAVIS PECK, L. 8º Edición. Cengage Learning (2008) Madrid. ISBN: 9706867988

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COLOQUIO Nº 1

CONCEPTOS FUNDAMENTALES

OBJETIVOS

o Identificar a las propiedades como químicas o físicas, intensivas o extensivas.

o Utilizar la densidad de una sustancia en los cálculos.

o Distinguir diferentes formas de energía y sus unidades según el SI.

o Distinguir entre mezclas heterogéneas y homogéneas.

o Identificar las sustancias como simples o compuestas.

o Describir sucintamente algunos métodos de separación.

CONCEPTOS TEÓRICOS

1) Responder: ¿Qué estudia la Química? ; ¿Qué se entiende por materia?; ¿Qué es la

energía? Escribir la expresión que establece la equivalencia entre materia y energía.

2) Elaborar un cuadro comparativo en el que se presenten las características de los

distintos estados de agregación de la materia.

3) Dibujar un esquema con los pasajes de un estado de agregación a otro.

4) Defina sustancia: ¿Cómo se clasifican sus propiedades?

5) ¿Qué se entiende por punto de fusión y punto de ebullición? El cambio de estado ¿es

un proceso físico o químico? Fundamentar.

6) ¿A qué se llama mezcla? Distinguir entre mezclas heterogéneas y homogéneas.

Describe los métodos de separación.

7) a. Definir las unidades fundamentales del Sistema Internacional de medidas de las

siguientes magnitudes:

Longitud

Masa

Tiempo

Temperatura

b. Definir para las siguientes magnitudes sus unidades derivadas:

Volumen

Aceleración

Peso

Presión

Energía

Densidad

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EJERCICIOS

1) Marca con una X la respuesta correcta y justifica tu elección:

- Cuando en un sistema material existe superficie de separación es:

a) homogéneo b) heterogéneo c) inhomogéneo

- Una sustancia pura tiene todas sus moléculas:

a)diferentes b) constituidas por átomos iguales

c) constituidas por átomos diferentes d) iguales

- Los sistemas homogéneos son aquellos que constan de:

a)una fase b) dos fases

c) dos o más fases d) varias fases y cambio gradual en las mismas

- Las sustancias compuestas están constituidas por átomos de:

a ) la misma especie b) dos especies

c) tres especies d ) de dos o más especies

2) De la siguiente lista: emulsión – arena – agua mineral – flúor – dióxido de carbono –

dioxígeno – aire – agua oxigenada – oro – acero.

Seleccionen: a) sustancia/s pura; b) ejemplo/s de sistema heterogéneo; c) mezcla/s;

d) ejemplo/s de sistema homogéneo; e) sustancia/s simple; f) sustancia/s

compuesta 3) Una esfera de acero de 50,32 g tiene un radio de 1,15 cm. Calcula la densidad de la esfera.

4) La densidad del gas nitrógeno en CNPT es 1,2505 g/L ¿Cuál es su densidad relativa? Dato

densidad del aire = 1,293 g/L

5) El agua es:

a. Incolora, inodora e insípida

b. El punto de ebullición normal es 100 ºC

c. En contacto con sodio se produce hidrógeno

Indique en cada caso si se trata de una propiedad organoléptica, física o química.

6) ¿Cuáles de las siguientes son propiedades extensivas de un hielo?

d. Volumen

e. Temperatura que se derrite

f. Masa

7) Identifique como sistema homogéneo o heterogéneo. Para los sistemas homogéneos,

Distinga si se trata de una sustancia o una mezcla de sustancias:

g. Arena y limaduras de hierro

h. Dióxido de carbono

i. Solución fisiológica

j. Dos trozos de hielo en agua, con azúcar parcialmente disuelta

8) Dados los puntos de ebullición de las siguientes sustancias, ordenarlas de forma creciente de

velocidad de evaporación, suponiendo temperatura ambiente, volúmenes iguales e idénticos

recipientes:

a. Agua: 100 ºC

b. Alcohol etílico: 75ºC

c. Éter etílico: 40ºC

d. Acetona: 60ºC

EJERCICIOS PROPUESTOS

2) a. La variación de energía en la reacción del ejercicio 7) de Práctica, corresponde a la

desintegración de 226 g de Ra. Calcular la variación de energía por gramo de Ra.

b. En la combustión del petróleo se obtiene alrededor de 46 kJ por gramo de combustible.

Cuántas veces mayor es la energía obtenida en la reacción de desintegración radiactiva?

c. La cantidad de calor que se necesita para elevar la temperatura del agua líquida responde

a la fórmula: Q = m . cp . DT

5

Donde:

m es masa de agua

Cp = 4,184 kJ/kg.ºC

DT= Tf – Ti

Tf = temperatura final

Ti = temperatura inicial.

d. Calcule, con los datos de b), qué masa de agua se podrá llevar de 20 ºC a 90 ºC con 4,0

Kg. de combustible, suponiendo que no hay pérdidas.

3) En una explosión atómica se liberan 4,5.1015

Joules. ¿Qué cantidad de materia se convierte

en energía?¿Qué cantidad de calorías se liberan?

4) ¿Cuál de las siguientes propuestas es la correcta? Justifica.

a. La densidad de un sistema material depende principalmente de la masa del mismo.

b. La densidad caracteriza a un sistema material.

c. La densidad no varía con la temperatura.

5) Cuando un trozo de metal de masa 112,32 g es introducido dentro de una probeta que

contiene 23,45 mL de agua, el nivel del agua se eleva hasta 29,27 mL. ¿Cuál es la densidad

del metal (en gramos por centímetro cúbico)?

6) Clasificar los siguientes ejemplos de acuerdo a las definiciones de sustancia y mezclas,

homogéneas y heterogéneas:

a. Limaduras de aluminio y azufre

b. kerosén

c. Aire seco y filtrado

d. Arena

e. Yodo

f. Oxígeno

g. Acetona

h. Cloruro de sodio y agua

7) Establecer si las siguientes aseveraciones son verdaderas o falsas. En el caso de las falsas,

indicar cuál es la respuesta correcta:

a. Petróleo flotando en el agua: es una mezcla homogénea.

b. Cloruro de sodio: es una mezcla heterogénea.

c. Monóxido de carbono: es una sustancia simple.

8) Para cada uno de los sistemas abajo descriptos indique cuántas fases lo componen e

identifique las mismas:

a. Nitrato de plata disuelto en agua.

b. Nitrógeno, oxígeno y vapor de agua.

c. Arena, kerosén y agua.

d. Limadura de hierro, arena y azufre.

9) Clasificar los siguientes ejemplos de acuerdo a las definiciones de mezclas, homogéneas y

heterogéneas. Sugerir una técnica para la separación de sus componentes:

a. Cloruro de sodio y agua.

b. Arena y azúcar.

c. Disolución de alcohol y agua.

d. Virutas de hierro y aceite.

RESPUESTAS 8) a. 2,11.106 KJ/g; b. 45.870 veces; c. 184.000 KJ; d. 628 Kg. H2O. 9) 5.10

-2 Kg. y 1,08. 10

15 cal. 10) b.

Propiedad intensiva. 11) 19,3 g.cm-3

12)a. M. Hetero.; b. M. Homo.; c. M. Homo.; d. M. Hetero.; e. Sust.;

f. Sust.; g. Sust. ; h. M. Homo. 13)a. Falsa (M. Hetero.); b. Falsa (M. Homo.); c. Falsa (Sust. Compuesta).

14)a. Una Fase; b. Una Fase; c. Tres Fases: arena, kerosén y agua; d. Tres Fases: Limaduras de hierro,

arena y azufre. 15) a. M. Homo. (Evaporación); b. M. Hetero. (Tamización); c. M. Homo. (Destilación

fraccionada); d. M. Hetero. (Filtración)

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COLOQUIO Nº 2

ESTRUCTURA ATOMICA

OBJETIVOS

o Identificar a las propiedades como químicas o físicas, intensivas o extensivas.

o Conocer las partículas fundamentales del átomo y sus características.

o Diferenciar átomos de iones.

o Conocer la evolución de las teorías atómicas

o Calcular el valor de los números cuánticos para diferentes situaciones.

o Realizar las configuraciones electrónicas de diferentes átomos, diferenciando

electrones de valencia

o Predecir la variación de las propiedades periódicas de los átomos.

o Diferenciar el comportamiento de los átomos de la tabla periódica a partir de su

estructura atómica: Metales, No metales, etc.

CONCEPTOS TEÓRICOS

1. Defina átomo.

2. ¿Cuáles son las partículas fundamentales que forman un átomo? Caracterícelas.

3. Defina número atómico y número másico.

4. ¿Qué es un isótopo?

5. ¿Qué es un ión? ¿Qué tipo de iones conoces?

6. Unir con flechas

Dalton Relación carga/ masa del electrón

Rayos canales Compuestos por partículas con Carga negativa

Experiencia de

Rutherford

Núcleo positivo

Experiencia de

MilliKan

Compuestos por Electrones

Rayos catódicos Átomo indivisible

Rayos X Masa del electrón

Experiencia de

Thomson

Compuestos por Protones

7. Resumidamente explique el modelo atómico de Bohr y el actual.

8. ¿Qué significa comportamiento dual de un electrón?¿ Qué es un orbital atómico?

9. ¿Cuáles son los números cuánticos? ¿Qué valores pueden tomar?

10. ¿Cómo se ubican los electrones en los orbitales atómicos?

11. ¿Cuáles son los electrones de valencia de un átomo? Observe la tabla periódica e

indique en cada grupo la configuración electrónica de la capa de valencia.

12. ¿Qué características tienen los metales? Y Los no metales? ¿Cuáles son los

elementos representativos?¿Cuáles son los metales alcalinos? Cuáles los metales

alcalino térreos?¿Cuáles son los halógenos? Cuáles son los gases nobles?

13. ¿Cuáles son las propiedades periódicas?. Defina cada una de ellas.

7

EJERCICIOS

1. Escribir el núcleo de un elemento cuyo número atómico es 8 y su número másico es

16

2. ¿Existe algún átomo donde la diferencia de Z y A es cero?

3. Completar el siguiente cuadro:

Núcleo del

Elemento

Nombre Z A protones electrones neutrones

Mg 24

Ag 108

19 20

20 40

26 30


Ión Z A protones electrones neutrones carga

Cl- 37

Cu2+

34

27 10 +3

37 48 +1

5. Completar

n l ml ms Nº total de

orbitales

Nº total de

electrones

1

2

3

4

6. Señalar si el siguiente conjunto de números cuánticos es solución de la ecuación de

onda.

A: n=2, l=0, ml= 0; ms= -1/2 B: n=3, l=3, ml= 1; ms= 1/2

C: n=4, l=3, ml=-3; ms= -1/2 D: n=4, l=3, ml=+1; ms= -1

7. Dar un conjunto de cuatro números cuánticos para el electrón de mayor energía del

sodio y el boro.

8. Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos cuyo Z es 12 y 37

9. Contestar para el elemento de número atómico 28 si son verdaderas o falsas las

siguientes afirmaciones. Justificar.

a) Pertenece al grupo VIII (XVIII), b) Es metal, c) Pertenece al período 2.

10. Escriba la configuración electrónica en estado fundamental de:

a) Un elemento con tres electrones en los orbitales p

b) Un elemento de transición

c) Un elemento alcalinotérreo

d) Un elemento del grupo 18

11. Un elemento químico A presenta en su configuración electrónica más externa 5s1,

mientras que otro elemento B presenta 3s23p

5.

a) ¿Es A un elemento metálico o no metálico? ¿Y B?

8

b) ¿Tiene el elemento A tendencia a ganar o a perder electrones? ¿Y el elemento B?

c) ¿Qué tipo de enlace espera que debe existir en el compuesto AB?

d) Escribir el diagrama orbital (••) para la capa de valencia de los dos átomos.

12. Dados los siguientes elementos K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17), ordenarlos por

orden creciente de: a) Radio atómico. b) Energía de ionización.

13.Ordenar estos pares según tamaño creciente: Na+ y Na, Na

+ y Mg

2+, Ne y F, Cl y Cl

-

14.Para un elemento del cuarto período, segundo grupo tiene peso atómico 40 complete:

Su número atómico es……(20-19-21), tiene ……….( 21-16-20) neutrones en el

núcleo, su carácter es ……….(metálico-no metálico),y produce

iones……….(negativos-positivos).



Elemento o

Ión

Z A protones electrones neutrones carga

30 65 28

P 15 16

16 16 -2

16. Buscar en la Tabla periódica la configuración electrónica de los siguientes

elementos: litio, bario, carbono, argón. ¿Cuáles son los electrones de valencia en

cada caso

17. ¿Puede pertenecer a un elemento representativo un átomo cuyo electrón

diferenciador tiene números cuánticos n = 6, l = 3? Explique.

18. Escriba la configuración electrónica de un elemento con Z=48 e indique, grupo y

período al que pertenece, es un metal o no metal, qué tipo de iones formará.

RESPUESTAS

15) Rta: Zn+2

,30,35,+2; P,,15,31,15,0; S 2-

,16,32,18. 16) . Rta: ) Mg: 1s22 s

22p

6 3s

2 o bién

[Ne]3s2, Rb 1s

22 s

22p

6 3s

2 3p

64s

2 3d

104p

6 5s

1 o bien [Kr]5s

1. 17) Rta: Li: 1s

22 s

1,1; Ba [Xe] 6s

2 ,

2; C: 1s22 s

22p

2, 4; Ar: [Ne]3s

2 3 p

6,poco reactivo capa completa. 18) Rta: Cd 1s

22 s

22p

6 3s

2

3p64s

2 3d

104p

6 5s

24d

10 , periodo 5, grupo XII o IIB antiguo, metal, positivos-cationes.

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COLOQUIO Nº 3

ENLACE QUÍMICO

OBJETIVOS

o Conocer y aplicar el concepto de enlace químico.

o Caracterizar y diferenciar los distintos enlaces químicos.

o Explicar las distintas fuerzas intermoleculares y las propiedades de las

sustancias que las poseen.

o Ubicar dentro de los cuatro tipos extremos las sustancias formadas

o Identificar enlaces polares.

o Utilizar los conceptos de UMA y Número de Avogadro correctamente.

o Diferenciar entre mol y moléculas

CONCEPTOS TEÓRICOS

1. ¿Qué entiende por enlace químico?

2. ¿Qué tipo de enlace conoce? ¿Cuales son sus principales características?

3. ¿A qué se llaman fuerzas intermoleculares? ¿Qué fuerzas intermoleculares

conoce? Explique

4. Realice un cuadro con las principales características de los 4 tipos extremos de

sustancias y de dos ejemplos para cada una

5. ¿Qué entiende por polaridad? ¿Cuándo un enlace es polar?

6. ¿Qué es la UMA? ¿Qué se toma como referencia para definir 1 UMA?

7. ¿Qué es masa formular? ¿Cuál es la diferencia con la masa molecular?

8. ¿Qué es el número de Avogadro y cuál es su valor numérico?

EJERCICIOS

1. Para las siguientes sustancias indique el tipo de enlace que existe entre los átomos

intervinientes:

a) BaBr2 b) SO2 c) C grafito d) P4O10 e) CaO f) Na2S

g) Br2 h) Fe i) O3 j) HCl k) H2SO4 l) Na2SO4

¿Dentro de que tipo extremo de sustancia las clasificaría?

2. ¿Cuáles de los siguientes enlaces son polares?

a) H2 d) NaI

b) HF e) H2O

c) NH3

Calcule para cada uno el porcentaje de carácter iónico

3. Se tiene un frasco con un líquido. Éste conduce la corriente eléctrica, su punto de

fusión es bajo, no es soluble en agua, transmite el calor y tiene brillo. Indique si se

trata de la sustancia: carbono diamante, tetracloruro de carbono, gas licuado,

mercurio o cloruro de sodio fundido.

4. Hallar la masa en gramos de un mol de las siguientes sustancias:

a) Br2 e) S8

b) Cl2O3 g) Al2(SO3)3

c) H2SO4 h) CuSO4.5H2O

d) KMnO4

10

¿Cuáles son masas moleculares y cuáles formulares?

5. ¿Cuántas moles de átomos hay en 35 gramos de hierro?

6. ¿Cuántos gramos son 7 moles de H2SO4?

7. Hallar el número de moles que representan 38 gramos de amoniaco (NH3)

8. ¿Cuántos átomos hay en 1 Kg de mercurio?

9. ¿Cuántos átomos hay en 0,5 moles de potasio?

10. ¿Cuántas moléculas de CO2 hay en 100 gramos de dicha sustancia?

11. En 30 gramos de H2:

a) ¿Cuántas moles de moléculas hay?

b) ¿Cuántas moléculas?

c) ¿Cuántos átomos?

d) ¿Cuántas moles de átomos?

EJERCICIOS PROPUESTOS:

12. ¿Quién tendrá menor punto de fusión:

a) NH3 o PH3 d) CO2 o SiO2

b) CH4 o C3H8 e) H2O o H2S

c) HCl o Cl2

Justifique su respuesta

13. - Determinar la masa formular de las siguientes especies:

a) NaCl f) Pb(NO3)2 k) FeSO4.7H2O

b) CO2 g) Al2(SO3)3 l) K3[Fe(CN)6]

c) BaCl2 h) NH4OH m) [Cu(NH3)6][Zn(OH)2]

d) H2O2 i) Ba(ClO4)2

e) K2SO4 j) KMnO4

14. Determinar la masa formular de las siguientes especies:

a) Fe f) K2CrO7 k) CaBr2

b) H2SO4 g) S8 l) HCl

c) (NH4)2CO3 h) K3PO4 m) [CoCl4][Ni(NH3)6]

d) [Co(NH3)6]Cl2 i) O3

e) HNO2 j) HClO

15. ¿Cuántos moles de átomos hay en 1kilogramo de cinc?

16. ¿Cuántas moles de átomos son 50 gramos de aluminio?

17. ¿Cuántos gramos son 3,3 moles de ozono (O3)?

18. ¿Cuántos gramos son 7,56 moles de Cu(OH)2?

19. ¿Cuántos moles son 50 g de cobre?

20. ¿Cuál es la masa de 0,03 moles de CaCO3?

21. ¿Cuántos átomos y cuántos gramos son 1,5 moles de átomos de sodio?

22. ¿Cuántas moléculas hay en 250 gramos de CO?

23. Hallar la masa total (expresada en gramos) que resulta de sumar: 30 gramos de

hidrógeno + 3,5 moles de moléculas de hidrógeno (H2) + 1,6. 10 24

átomos de

hidrógeno + 0,8 moles de átomos de hidrógeno

RESPUESTAS PROBLEMAS PROPUESTOS 12. a) NH3 b) C3H8 c) Cl2 d) SiO2 e) H2O

13.- Determinar la masa formular de las siguientes especies:

a) NaCl (58,5) f) Pb(NO3)2 (331) k) FeSO4.7H2O (278)

11

b) CO2 (44) g) Al2(SO3)3 (294) l) K3[Fe(CN)6] (328)

c) BaCl2 (208) h) NH4OH (35) m) [Cu(NH3)6][Zn(OH)2]

299 d) H2O2 (34) i) Ba(ClO4)2 (336)

e) K2SO4 (174) j) KMnO4 (158)

14. Determinar la masa formular de las siguientes especies:

a) Fe (55,9) f) K2CrO7 (294) k) CaBr2

b) H2SO4 (98) g) S8 (256) l) HCl (36,5)

c) (NH4)2CO3 (96) h) K3PO4 (212) m) [CoCl4][Ni(NH3)6]

d) [Co(NH3)6]Cl2 (231) i) O3 (48)

e) HNO2 (47) j) HClO (52,5)

15. Rta: 15,29 moles

16. Rta: 1.85 moles

17. Rta: 158,4g

18. Rta: 737 gramos

19. Rta: 0,78 moles

20. Rta: 3 gramos

21. Rta: a) 9,033. 1023

átomos b) 34,5 gramos

22. Rta: 5,37.1024

moléculas

23. Rta: (30 + 7 + 2,66 +0,8)g = 40,46 gramos

12

COLOQUIO Nº 4

NOMENCLATURA INORGÁNICA

OBJETIVOS

o Explicar concepto de número de oxidación.

o Nombrar compuestos iónicos inorgánicos. Nombrar cationes y aniones.

o Nombrar compuestos moleculares inorgánicos.

o Explicar la función de los coeficientes estequiométricos.

o Formular las ecuaciones químicas completas y equilibradas para las reacciones

que involucran la formación de compuestos inorgánicos.

o Identificar tipos de reacciones.

PREGUNTAS TEÓRICAS

¿Qué es el número de oxidación? ¿Cuáles son las reglas para determinarlo?

¿Qué Son los óxidos? ¿Cómo se clasifican los óxidos?

¿Cómo se forma un hidruro? ¿Qué tipos de hidruros hay? ¿Cuál es el único hidruro no

metálico que tiene un comportamiento distinto a lo esperado? ¿Cómo se llama?

¿Hidróxidos?

¿Qué diferencia existe entre un oxácido y un hidrácido?

¿Qué ocurre cuando el P2O5 reacciona con el agua?

¿Qué es una reacción de neutralización? ¿Cómo se llama la reacción inversa?

¿A qué se llaman sales? ¿Siempre al reaccionar un ácido con una base la sal obtenida es

neutra? ¿Cómo se clasifican las sales?

EJERCICIOS

1) Indicar los estados de oxidación más frecuentes de los siguientes elementos y nombrarlos:

Na Ca Cl P Zn H O Fe N Pt Al

2) Indicar cuántos átomos componen las siguientes sustancias simples:

a)Oxígeno b)Potasio c)Cloro d)Hierro e)Nitrógeno f)Azufre

g)Hidrógeno h)Flúor i)Carbono j)Fósforo k)Bromo l)Cobre

3) Escribir la ecuación química ajustada de formación de los siguientes compuestos.

Clasificarlos en óxidos básicos y ácidos e indicar el nombre de cada uno de ellos:

a) N2O3 b) MgO c) P2O5 d) PbO2

4) Escribir las fórmulas de los siguientes óxidos:

a) Óxido de cobre (I) b) Tetróxido de dinitrógeno

c) Óxido de aluminio d) Heptóxido de dicloro


Clasificarlos en hidruros metálicos y no metálicos:

a) Hidruro de potasio b) Cloruro de hidrógeno c) Sulfuro de hidrógeno

6) Dadas las siguientes reacciones, indicar los nombres de los compuestos formados. Escribir

las correspondientes ecuaciones y ajustarlas.

a) Óxido de Manganeso (II) + Agua

b) Amoníaco + Agua

c) Trióxido de difósforo + 3 Agua

d) Pentóxido de difósforo + 3 Agua

7) Escribir las fórmulas de los siguientes ácidos e hidróxidos:

a) Ácido sulfúrico b) Hidróxido de estaño (IV)

13

c) Ácido Fluorhídrico d) Hidróxido de zinc

8) En las siguientes reacciones de neutralización total indicar el nombre de la sal formada.

Escribir las correspondientes ecuaciones y ajustarlas.

a) Ácido nitroso + Hidróxido de sodio

b) Ácido clorhídrico + Hidróxido de amonio

c) Ácido sulfhídrico + Hidróxido de plomo (II)

d) Ácido clórico + Hidróxido de hierro (II)

9) A) Escribir los nombres de las siguientes sales:

a)Ca(NO3)2 b)Fe2(SO4)3 c)Ag2SO3 d)ZnS e)KHSO3 f)KHCO3

B) Escribir las ecuaciones de formación de las sales anteriores. Nombrar los reactivos.

10) A) Escribir los nombres de los siguientes compuestos:

a) I2O7 b) MnO c)Cr(OH)3 d)HF(g) e)Co(NO3)2

B) Escribir las fórmulas de:

a) Fosfato de amonio b) Bromuro de aluminio c) Yodato de níquel (II)

d) Sulfuro de cadmio e) Agua oxigenada f) Perclorato de bario



Clasificarlos en óxidos básicos y ácidos e indicar el nombre de cada uno de ellos:

a) FeO b) Li2O c) Br2O5 d) SiO2 e) HgO

12) Escribir las fórmulas de los siguientes óxidos:

a) Óxido de hierro (III) b) Óxido de sodio c) Trióxido de dibromo

d) Dióxido de carbono e) Monóxido de dicloro


Clasificarlos en hidruros metálicos y no metálicos:

a) Hidruro de bario b) Hidruro de sodio c) Ioduro de hidrógeno



a) Óxido de cinc + Agua

b) Óxido de hierro (II) + Agua

c) Heptóxido de dicloro + Agua

d) Trióxido de dinitrógeno + Agua

15) Escribir las fórmulas de los siguientes ácidos e hidróxidos:

a) Ácido nitroso b) Ácido nítrico c)Hidróxido de mercurio (II) d)Hidróxido de aluminio

16) En las siguientes reacciones de neutralización total indicar el nombre de la sal formada.

Escribir las correspondientes ecuaciones y ajustarlas.

a) Ácido perclórico + Hidróxido de hierro (III)

b) Ácido sulfuroso + Hidróxido de calcio

c) Ácido nítrico + Hidróxido de cobre (II)

17) a) Escribir los nombres de las siguientes sales:

a) Na2CO3 b)NaHCO3 c)Na3PO4 d)Na2HPO4 e)NaH2PO4 f)CuBr2

b) Escribir las ecuaciones de formación de las sales anteriores. Nombrar los reactivos.



a) Ácido carbónico + Hidróxido de níquel

b) Ácido sulfuroso + Hidróxido de aluminio

c) Ácido clórico + Hidróxido de potasio

d) Ácido clorhídrico + Hidróxido de hierro (III)

e) Ácido nitroso + Hidróxido de estaño (II)

f) Ácido hipocloroso + Hidróxido de sodio

g) Ácido peryódico + Hidróxido de litio

h) Ácido sulfúrico + Hidróxido de amonio

19) A) Completar, balancear y clasificar las siguientes reacciones:

14

a) CO(g) + O2(g) ↔

b) Ca(OH)2 + HCl ↔

c) I2 + Na Br ↔

d) ZnSO4 + Na2 S ↔

e) Al (NO3)3 + NaOH ↔

f) H2O ↔

B) Nombrar los reactivos y productos.

RESPUESTAS EJERCICIOS PROPUESTOS

11 a) 2Fe(s) + O2(g) ↔ 2FeO(s) Óxido de hierro (II). Óxido básico.

b) 2Li(s) + 1/2O2(g) ↔ Li2O(s) Óxido de litio. Óxido básico.

c) 2Br2(l) + 5O2(g) ↔ 2Br2O5(g) Pentóxido de dibromo. Óxido ácido.

b) Si(s) + O2(g) ↔ SiO2(s) Dióxido de silicio. Óxido ácido.

b) Hg(l) + 1/2O2(g) ↔ HgO(s) Óxido de mercurio (II). Óxido básico.

12) a) Fe2O3; b) Na2O; c) Br2O3; d) CO2; e) Cl2O

13) a) Ba(s) + H2(g) ↔ BaH2(s) Hidruro metálico.

b) Na(s) + 1/2H2(g) ↔ NaH(s) Hidruro metálico.

c) I2(s) + H2(g) ↔ 2 IH(g) Hidruro no metálico.

14) a) ZnO(s) + H2O ↔ Zn(OH)2(s) Hidróxido de zinc

b) FeO(s) + H2O ↔ Fe(OH)2(s) Hidróxido de hierro (II)

c) Cl2O7(g) + H2O ↔ 2HClO4(aq) Ácido perclórico.

d) N2O3(g) + H2O ↔ 2HNO2(aq) Ácido nitroso

15) a) HNO2; b) HNO3; c) Hg(OH)2; d) Al(OH)3

16) a) 3HClO4 + Fe(OH)3 ↔ Fe(ClO4)3 + 3H2O Sal: Perclorato de hierro (III)

b) H2SO3 + Ca(OH)2 ↔ CaSO3 + 2H2O Sal: Sulfito de calcio

c) 2HNO3 + Cu(OH)2 ↔ Cu(NO3)2 + 2H2O Sal: Nitrato de cobre (II)

17) a) Carbonato de sodio; b) Hidrógenocarbonato de sodio o Carbonato ácido de sodio o Bicarbonato de

sodio; c) Fosfato de sodio; d) Hidrógenofosfato de sodio o Fosfato ácido de sodio; e)

Dihidrógenofosfato de sodio o Fosfato diácido de sodio; f) Bromuro de cobre (II)

a) H2CO3 + 2NaOH ↔ Na2CO3 + 2H2O React.: Ác. Carbónico + Hidróxido de sodio

b) H2CO3 + NaOH ↔ NaHCO3 + H2O React.: Ác. Carbónico + Hidróxido de sodio

c) H3PO4 + 3NaOH ↔ Na3PO4 + 3H2O React.: Ác. Fosfórico + Hidróxido de sodio

d) H3PO4 + 2NaOH ↔ Na2HPO4 + 2H2O React.: Ác. Fosfórico + Hidróxido de sodio

e) H3PO4 + NaOH ↔ NaH2PO4 + H2O React.: Ác. Fosfórico + Hidróxido de sodio

f) 2HBr + Cu(OH)2 ↔ CuBr2 + 2H2O React.: Ác. Bromhídrico + Hidróxido de cobre (II)

18) a) H2CO3 + Ni(OH)2 ↔ NiCO3 + 2H2O Sal: Carbonato de níquel

b) 3H2SO3 + 2Al(OH)3 ↔ Al2(SO3)3 + 6H2O Sal: Sulfito de aluminio

c) HClO3 + K(OH) ↔ KClO3 + H2O Sal: Clorato de potasio

d) 3HCl+ Fe(OH)3 ↔ FeCl3 + 3H2O Sal: Cloruro de hierro(III)

e) 2HNO2 + Sn(OH)2 ↔ Sn(NO2)2 + 2H2O Sal: Nitrito de estaño (II)

f) HClO + Na(OH) ↔ NaClO + H2O Sal: Hipoclorito de sodio (Lavandina)

g) HIO4 + Li(OH) ↔ LiIO4 + H2O Sal: Peryodato de litio

h) H2SO4 + 2NH4(OH) ↔ (NH4)2SO4 + 2H2O Sal: Sulfato de amonio

19) A)

a) 2CO(g) + O2(g) ↔ 2CO2(g) Reacción de combinación. Óxido reducción.

b) Ca(OH)2 + 2HCl ↔ CaCl2 + H2O Reacción de metátesis o de Doble sustitución.

c) I2 + 2NaBr ↔ Br2 + 2NaI Reacción de desplazamiento. Óxido reducción.

d) ZnSO4 + Na2S ↔ ZnS + Na2SO4 Reacción de metátesis o de Doble sustitución.

e) Al(NO3)3 + 3NaOH ↔ Al(OH)3 + 3NaNO3 Reacción de metátesis o de Doble sustitución.

f) 2H2O(l) ↔ H2(g) + O2(g) Reacción de descomposición.

B)

a) Monóxido de carbono + Dioxígeno ↔ Dióxido de carbono

b) Hidróxido de calcio + Ácido clorhídrico ↔ Cloruro de calcio + Agua

c) Yodo + Bromuro de sodio ↔ Bromo + Ioduro de sodio

d) Sulfato de zinc + Sulfuro de sodio ↔ Sulfuro de zinc + Sulfato de sodio

e) Nitrato de aluminio + Hidróxido de sodio ↔ Hidróxido de aluminio + Nitrato de sodio

f) Agua ↔ Hidrógeno + Oxígeno

15

COLOQUIO Nº 5

ESTEQUIOMETRÍA

OBJETIVOS

o Diferenciar ecuación química de reacción química.

o Aplicar la Ley de Lavoisier a ecuaciones químicas. Coeficientes

estequiométricos y Balanceo

o Clasificar las reacciones químicas.

o Calcular cantidades de reactivos o productos a partir de una ecuación química,

con y sin reactivo límite, aplicando o no el concepto de pureza.

o Definir volumen molar y utilizarlo en cálculos estequiométricos.

PREGUNTAS TEÓRICAS

1) ¿Qué diferencia existe entre reacción química y ecuación química?

2) ¿Qué simbolizan los coeficientes estequiométricos?

3) ¿Cuándo una ecuación química representa una reacción de: síntesis, descomposición,

desplazamiento, combustión, neutralización, hidrólisis, precipitación, oxido reducción?

4) Dada la clasificación de las reacciones químicas en: síntesis, descomposición,

desplazamiento, indicar los siguientes ejemplos qué tipo de reacción representan y

balancear:

C (s) + 02 (g) CO2 (g)

HgO (s) Hg (s) + 0 2 (g)

Mg (s) + H2SO4 (ac) MgSO4 (ac) + H 2 (g)

BaCl2(ac) + Na3PO4 (ac) Ba3 (PO4)2 (s) + NaCl (ac)

5) Para la primer reacción comprobar el cumplimiento de la ley de Lavoisier.

6) ¿Se puede utilizar coeficientes estequiométricos fraccionarios para ajustar una ecuación?

7) Defina volumen molar.

EJERCICIOS

1)- Clasifique a las siguientes reacciones según los siguientes criterios:-ácido base –síntesis-

redox –combustión- descomposición--precipitación -sustitución simple.

a) CuCO3 (s) CuO (s) + CO2 (g)

b) 2 Kl (ac) + Cl2 (g) 2 KCl(ac) + I2 (s)

c) K2CrO4 (ac) + Pb(NO3)2 (ac) PbCrO4 (s) + 2KNO3 (ac) d) NaOH (ac) + HCl (ac) NaCl (ac) + H2O (l)

2)-¿Cuántas moles de agua líquida se producirán por reacción entre 1,57 moles de

oxígeno gaseoso, e hidrógeno en exceso? ¿Cuántas moles de agua gaseosa se

producirían con las mismas cantidades de reactivos?

3)-¿Cuántos moles de dióxido de azufre pueden obtenerse quemando 16 gramos de

azufre en presencia de oxígeno?- ¿Cuántas moléculas de dióxido de azufre son?

4) Al calentar el sulfuro de Zinc con oxígeno se obtiene óxido de zinc y dióxido de

azufre ¿Cuántos kilogramos de gas oxígeno se combinan con 5,00 . 103 g de sulfuro

de zinc en esta reacción?

5) El carbonato de calcio puede descomponerse bajo la acción del calor en óxido de

calcio (sólido) y dióxido de carbono (gas).a) Si descomponemos 100 g y enfriamos

16

los productos hasta condiciones normales de Presión y Temperatura(CNPT) ¿Cuál

será el volumen obtenido de CO2?.b) Si descomponemos 30 g?

6) El cloruro de aluminio, se utiliza como catalizador en diversas reacciones

industriales. Se prepara a partir del cloruro de hidrógeno gaseoso y viruta de

aluminio metálico. Considerando que un vaso de reacción contiene 0.15 mol de

aluminio y 0.35 mol de ácido clorhídrico. Señale cuál es el reactivo límite y el

reactivo en exceso, de este último señale cuánto sobra. Calcule cuántos moles de

cloruro de aluminio y de dihidrógeno se pueden preparar a partir de esta mezcla?

7)- Para la reacción del problema anterior se obtuvieron 80 ml de gas hidrógeno

medidos en CNPT. Si se pusieron 0,5 g de un mineral que contenía Al, cuál es

el % de pureza de ese mineral en Al?

8)- ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 8.5 moles de cloro y 6.4 moles de aluminio

para formar cloruro de aluminio? Elija las respuestas correctas:

a) El reactivo limitante es el aluminio.

b) Sobran 0.73 moles de cloro.

c) Se forman como máximo 4.67 moles de cloruro de aluminio.

d) Sobran 0.73 moles de aluminio.


9- Clasifique a las siguientes reacciones según los siguientes criterios:-ácido base –síntesis-

redox –combustión- descomposición--precipitación -sustitución simple.

a) H2CO3 (ac) CO2 (g) + H2O (l) b) 2 C6H6 (l) + 15 O2 (g) 12 CO2 (g) + 6 H2O

c) 2 HCl (ac) + Zn (s) Zn Cl2 (ac) + H2 (g)

10-¿Cuál de las siguientes operaciones es correcta para calcular el número de moles de

hidrógeno gaseoso y nitrógeno gaseoso son necesarios para producir 6 moles de amoníaco

gaseoso?

a) 6 moles NH3 2 moles N + 3 moles H

b) 6 moles NH3 2 moles N2 + 3 moles H2

c) 6 moles NH3 9 moles H2 + 3 moles N2

d) 6 moles NH3 9 moles H2 + 6 moles N2

11- a-Calcular el número de moles de dióxido de nitrógeno obtenidas cuando se producen 3

moles de oxígeno en la descomposición del ácido nítrico por la luz?, b- ¿Cuánto ácido se

descompuso? Reacción ácido nítrico se descompone en agua, oxígeno y dióxido de

nitrógeno

12- Calcular el número de gramos de carburo de calcio (CaC2) necesarios para obtener 5,2

gramos de acetileno (C2H2) ¿Cuántos moles CaC2 son?

CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2

13- El sodio es un metal reactivo que reacciona en forma instantánea con agua para dar gas

hidrógeno y una disolución de hidróxido de sodio ¿Cuántos gramos de sodio metálico se

necesitan para obtener 7.81 g de hidrógeno?

14- En la reacción: Cu + 4 HNO3 Cu (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O se obtuvieron 30 l de

dióxido de nitrógeno en condiciones normales de presión y temperatura. Calcular la

cantidad de cobre consumido.

17

15- -Se tiene una mezcla de 10 g de hidrógeno y 40 g de oxígeno. Contesta:

a) ¿Cuántos moles de hidrógeno y oxígeno tienes?

b) ¿Cuántas moléculas de agua se formarán?

c) ¿Cuántos gramos de agua se formarán?

d) Estudia si sobrará alguna sustancia y en qué cantidad.

16-¿Qué cantidad de sulfuro de zinc se produjo en un experimento en el que se calentaron

7.36 g de zinc con 6.45 g de azufre?

17-. ¿Qué ocurrirá si se hacen reaccionar 0.2 moles de HCl con 0.2 moles de zinc para

producir gas hidrógeno? Elija las respuestas correctas:

El reactivo limitante es el zinc.

Sobran 0.1 moles de HCl.

Se forman 0.2 moles de hidrógeno.

Sobran 0.1 moles de zinc.

18) -60g de una mezcla que contiene KClO3 libera por calentamiento prolongado 8 g de

oxígeno y cloruro de potasio. Calcule el tanto por ciento de KClO3 en la mezcla inicial.

RESPUESTAS

9) Rta: a- descomposición ,b- combustión, c- sustitución y óxido reducción 10) Rta: a

incorrectas las fórmulas, b-incorrecta, c-correcta, d- incorrecta. 11) Rta: a- 12 moles de

dióxido de nitrógeno, b- 12 moles de ácido nítrico. 12) Rta: a- 12,8 g de carburo de

calcio, b- 0,2 moles. 13) Rta: 179,63 g de sodio 14) Rta: 42,53 g de cobre 15) Rta: a- 5

moles de hidrógeno y 1,25 moles de oxígeno, b- 2,5 moles de agua, c- 67,5 g, d- sobran 2,5

moles de hidrógeno. 16) Rta: 10,97 g de sulfuro de zinc. 17) Rta a- falso, b- falso, c-

falso, d- verdadero 18) Rta: 34,04 %.

18

COLOQUIO Nº 6

SOLUCIONES

OBJETIVOS

o Explicar conceptos de solución, solvente y soluto.

o Clasificar las soluciones como líquidas, sólidas y gaseosas.

o Clasificar las soluciones como insaturadas, saturadas y sobresaturadas.

o Definir y calcular: %m/m; %m/v; g/L; ppm y M. o Llevar a cabo cálculos de la molaridad de un soluto en una solución, el volumen

de la solución y la masa del soluto, dadas las otras dos cantidades.

PREGUNTAS TEÓRICAS

1) Define el término solución. ¿Cómo puedes clasificar las disoluciones?

2) ¿Qué formas conoces de expresar la concentración de una disolución?

3) ¿Qué es la solubilidad?

4) Define las diferentes formas de expresar la concentración de una solución.

EJERCICIOS

1) Una solución acuosa de sal en agua contiene 20 g de sal en 80 g de solución. Expresar la

concentración en: a) g sal en 100 g de agua; b) % m/m.

2) Se disuelven 10 g de un ácido en 1000 g de agua; la densidad de la solución es 1,06 g/cm3.

Expresar la concentración en a) %m/m; b) %m/v; c) g/L d) ppm.

3) Hallar el % m/m y g/L de una disolución de K2CrO4 al 10,8 % m/v. Dato: d = 1,109 g/mL.

4) Se quiere preparar una solución de sal en agua de manera que la concentración sea de 20 g

de sal en 100 g de agua. Se dispone de 50 g de sal. ¿Qué cantidad de solución se puede

preparar y qué cantidad de agua se precisa?

5) Cuántos g de solución al 6% m/m de KCl se necesitarán para tener 2,5 g de KCl.

6) ¿Cuántos g de NaNO3 debe pesarse para preparar 50 mL de una solución que contenga 70

g/L? ¿Cuál será el % m/v?

7) Calcular la M de las siguientes soluciones que contienen:

a) 49 g de ácido sulfúrico en 500 mL de disolución.

b) 80 g de hidróxido de calcio en 3 L de disolución.

c) 144 g de carbonato de amonio en 2000 mL de disolución.

8) ¿Qué concentración en g/L tienen las siguientes disoluciones?:

a) K2SO4 0,5 M b) Pb(NO3)2 3 M c) SnCl2 0,01 M


9) Una solución de AlCl3 en agua contiene 18,07 g de sal por litro y medio de solución, su d

= 1,07 g/cm3. Expresar la concentración en a) %m/m; b) %m/v; c) g/L d) ppm.

10) Cuántos gramos de soluto serán necesarios para preparar las siguientes soluciones:

a) 250 ml de ácido nítrico 0,1 M b) 100 ml de hidróxido de bario 3 g/L

c) 1 L de sulfato de sodio 32 % m/v d) 500 mL de cloruro de potasio 0,5 M

11) ¿Qué M tienen las siguientes disoluciones?

a) KOH 15% m/v b) Na2Cr2O7 500 g/L

c) H2SO4 25 %m/v d) HNO3 20 % m/m d = 1,115 g/mL

12) Se disuelven 120 g de CaCl2 en 280 g de agua, dando una solución que a 20º C tiene una

densidad de 1,282 g/ml. Calcular su concentración en: a)g/L de sol.; b) M y c) % m/m

19

13) Calcular el peso de cloruro de magnesio hexahidratado, que deben añadirse a 1000 g de

agua para obtener una disolución al 25 % m/m en cloruro de magnesio anhidro.

14) 120 ml de una solución contienen 4,32 g de glucosa (C6H12O6), siendo la densidad 1,05

g/ml. Calcular: a) Molaridad; b) %m/v y c) % m/m.

RESPUESTAS:

9) a) 1,12 %m/m; b) 1,20 %m/v; c) 12,05 g/L; d) 12.047 ppm

10) a) 1,58 g; b) 0,3 g; c) 320 g; d) 18,6 g

11) a) 2,68 M; b) 1,9 M; c) 2,55 M; d) 3,5 M

12) a) 38,5 g/L; b) 0,35 M; c) 30 %m/m

13) 712,3 g MgCl2 anhidro

14) a) 2 M; b) 3,6 % m/v; c) 3,4 %m/m

20

COLOQUIO Nº 7

TERMOQUÍMICA

OBJETIVOS

o Conocer cuál es el campo de la termodinámica.

o Enunciar el primer Principio de la termodinámica..

o Definir calor a presión contante para diferentes reacciones y aplicarlos en

cálculos

o Enunciar las leyes de la termoquímica y aplicarlas.

o Construir curvas de calentamiento y enfriamiento para diferentes sustancias.

Explicar de qué manera se puede calcular el calor puesto en juego en cada etapa.

o Explicar los parámetros a tener en cuenta para evaluar la espontaneidad de una

reacción.

PREGUNTAS TEÓRICAS

1. Explique qué estudia la termoquímica.

2. De un ejemplo de sistema material abierto, aislado y cerrado.

3. Diferencie calor de temperatura.

4. La temperatura es una función de estado?. Justifique.

5. ¿Qué entendemos por qp y qv?.

6. Observando la ecuación H= E + P.V explique qué significa cada término y diga

cuales son función de estado.

7. ¿Se puede conocer el valor real de la entalpía?.

8. Defina el estado normal de un gas, líquido y sólido.

9. ¿Cuál es la entalpía de una sustancia química elemental en su estado normal o

estándar?

10. Qué diferencia hay entre calor sensible y calor latente?

11. Dibuje un gráfico Q vs. T para el calentamiento a 1 atm de presión de:

a) hielo a -10ªC hasta vapor de agua a 120ºC.

b) hielo a -10ªC hasta su ebullición.

c) hielo a -10ªC hasta su vaporización

12. Clasifique los siguientes cambios en espontáneos o no:

a) Agua que se derrama en el piso

b) Azúcar que se disuelve en agua liberando calor.

c) Auto que sube una montaña.

d) Sal que se disuelve en agua absorbiendo calor.

e) Descomposición del agua en oxígeno e hidrógeno.

13. ¿Siempre los procesos espontáneos son exotérmicos?

14. - ¿Qué le sugiere la ecuación G = H - TS?. Analice cada término de la misma.

EJERCICIOS 1. En un proceso dado un sistema recibe un calor de 50 calorías y realiza un trabajo de 300

Joules. Calcule la E del proceso con respecto al sistema.

2. Dada la reacción: Ca (s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(s) + H 2 (g) Calcule los calores

estándar de formación del Ca (s) e H 2( g) y el calor de la reacción. Señale si se trata de una

reacción exotérmica o endotérmica.

a. Datos:Ho

f H2O (l) = -285,91 kJ/mol y Ho

f Ca(OH) 2(s) = -985.64 kJ/mol

21

3. El calor de combustión a presión constante de 1 atm y 25ªC del metano ( CH4) es – 748

KJ/mol.l, calcule el calor de formación de dicho compuesto sabiendo que : Ho

f H2O (l) = -

285,91 kJ/mol y Ho CO2 (g) = - 393,5 KJ/mol.

4. Calcule la cantidad de calor necesario para fundir 50 g de hielo que está inicialmente a – 5ºC

y se lo lleva a 25ºC. Realice una gráfica Q vs. T.

Datos: c p (hielo) = 2,09 J/g ºC.; c p (agua) = 4,18 J/g ºC.; Hfusión = 6,02 kJ/mol

5. Para la reacción: Br 2 (l) + Cl 2 (g) 2 BrCl (g) H = 29.26 kJ/mol a 1 atm y 25ºC. Las

entropías del Br 2 (l) y el Cl 2 (g) y del BrCl (g) son respectivamente 152.15 , 222.79 y

239.51 J/mol.ºK. Calcular: la variación de energía libre a 25oC y 1 atm e indicar si se trata

de un proceso espontáneo o no.

EJERCICIOS PROPUESTOS 6. Escriba la ecuación de formación de las siguientes sustancias: HNO3(l), C2H2 (g) ; busque sus

Hof en una tabla y señale si son procesos exotérmicos o endotérmicos.

7. Calcular la cantidad de calor que hay que entregarle a 15 g de las siguientes sustancias para

aumentar su temperatura de 15ºC a 30ºC.

a. a.- Fe c p = 0,44 J/g ºC; b.- H2O c p = 4,18 J/g ºC; c.- N2 c p = 1.04 J/g ºC

.

8. Calcular la temperatura que alcanzará una masa de 7 g de Cu que se encuentra inicialmente a

15ºC, si se le entrega 43,89 J. Dato: c p Cu = 0,38 J/g ºC ..

9. Considere la reacción: 2 SO 3 (g) 2 SO 2 ( g) + O 2 (g)

a.- Calcule el valor de Go a 25

oC y 1 atm.

b- ¿Cual es el valor para el G º de la reacción inversa?

Datos: Energía libre de formación a 25ºC y 1 atm del SO3 (g) : -369.93 kJ/mol y del

SO2 ( g) : -300.12 kJ/mol

RESPUESTAS

6) Rta: – 173,2 kJ/mol, exotérmica; + 226,7 kJ/mol, endotérmica. 7) Rta: 99 J, 940,5 J, 234J 8)

Rta 31,5 ºC 9)Rta: + 139,62 kJ, – 139,62 kJ

22

COLOQUIO Nº8

CINÉTICA QUÍMICA

OBJETIVOS

o Conocer el campo de estudio de la cinética química

o Evaluar los factores que afectan la velocidad de las reacciones químicas.

o Para reacciones químicas de primer orden estudiar la influencia de la

concentración de los reactivos

PREGUNTAS TEÓRICAS

1. ¿Qué estudia la cinética Química?

2. De qué factores depende la velocidad de las reacciones químicas?

3. ¿Cómo se estudia el efecto de la concentración de los reactivos sobre la velocidad de

reacción?.

4. Defina orden de reacción y molecularidad.

5. ¿En qué casos el orden de reacción no coincide con la molecularidad?

6. Para la reacción: 2 A + B = A2 B se propuso el mecanismo:

2A = A2

A2 + B = A2 B

2 A + B = A2 B

7. Si la expresión de la velocidad es v = k[A] este mecanismo es posible?

8. Si la expresión de la velocidad es v = k[A]2 [B] este mecanismo es posible?

9. Si la expresión de la velocidad es v = k[A] [B] este mecanismo es posible?

10. Si la expresión de la velocidad es v = k [B] este mecanismo es posible?

11. En los casos dónde el mecanismo es posible señale orden global e identifique etapa

lenta.

12. Realice una gráfica de velocidad de reacción vs. Concentración del reactivo para una

reacción de orden cero y orden 1.

13. Para una reacción de primer orden plantee la ecuación que permite calcular

concentraciones luego de transcurrir diferentes periodos de tiempo.

14. Defina tiempo de vida medio. De la ecuación para calcularlo en reacciones de primer

orden.

15. Explique las teorías de las colisiones y la teoría del estado de transición.

16. Defina Energía de activación.

17. Dibuje un esquema de la variación de energía vs. Coordenada de reacción, para un

sistema que libera energía.

18. ¿Qué es un catalizador? De un ejemplo de reacción catalizada.

19. Dibuje dos esquemas de variación de energía vs coordenada de reacción para una

reacción que absorbe energía con y sin catalizador.

20. Muestre en una gráfica el efecto del aumento de la temperatura sobre la fracción de

moléculas que tienen energía cinética igual o mayor que la energía de activación

EJERCICIOS

1. En la tabla siguiente se dan las velocidades de reacción de A y B para diversas

concentraciones de ambas especies. Calcule la constante de velocidad k

correspondiente a la ley de velocidad: v = k[A]2 [B]. ¿De qué factores depende K?

¿De qué orden global es la reacción?

Experimento [A] 104M [B] 10

5M v(Ms

-1)

1 2,3 3,1 5,2 10-4

23

2 3

4,6 9,2

6,2 6,2

4,6 .10-3

1,66410

-2

2. Para la reacción de primer orden: 2 N2O5 (g) 4 NO 2 (g) + O 2 (g) calcular la

constante de velocidad específica y el tiempo de vida medio.

Datos:

3. Para el problema anterior indicar el tiempo que debe transcurrir para que la

concentración de N2O5 sea 0,2 M.

4. Para el problema 2 calcule la concentración de N2O5 luego de una hora de iniciada la

reacción.

EJERCICIOS PROPUESTOS 6. Para dos reacciones se midieron las concentraciones a diferentes tiempos (Tabla)

Indique cuál de ellas es de primer orden.

7. Para el problema anterior calcule la concentración de reactivo luego de 4 minutos de

iniciada la reacción.

RESPUESTAS

6) Rta: las dos. 7) Rta: 2M, 0,015M

Tiempo (minutos) 0 184 319 526

Concentración N2O5 (M) 2,33 2,08 1,91 1,67

Reacción 1

Tiempo (minutos) 0 5,32 8,76

Concentración A (M) 2,34 1,90 1,66

Reacción 2

Tiempo (minutos) 0 10 20

Concentración B (M) 0,020 0,010 0,007

24

COLOQUIO Nº 9

EQUILIBRIO QUÍMICO

OBJETIVOS

o Distinguir equilibrio homogéneo y heterogéneo y escribir las constantes de

equilibrio para ambos tipos de reacción a partir de una ecuación balanceada.

o Efectuar la conversión entre K y Kc.

o Calcular una concentración de equilibrio.

o Calcular el efecto sobre la K, de la reversión de una reacción o de multiplicar la

ecuación química por un factor.

o Predecir la dirección de una reacción, dada K y la concentración de reactivos y

productos.

o Utilizar el principio de Le Chatelier para predecir cómo la composición de

equilibrio de una mezcla de reacción se ve afectada por la adición o extracción

de reactivos, compresión o expansión de la mezcla o cambios de temperatura.

PREGUNTAS TEÓRICAS 1) ¿Qué es una reacción reversible? ¿cuándo estamos en presencia de un equilibrio químico?

2) Expresa la constante de equilibrio en función de las concentraciones molares de la reacción

reversible: aA + bB + cC ↔ lL + mM + Nn

3) Enuncia el principio de Le Chatelier y aplícalo a sistemas gaseosos con o sin cambio en el

número total de moléculas.

4) Escribe las expresiones generales para las constantes de equilibrio Kc de las siguientes

reacciones homogéneas:

a) N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)

b) 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g)

c) PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)

d) CO (g) + H2O (g) ↔ CO2 (g) + H2 (g)

5) ¿Cómo se ve afectada la constante de equilibrio: a) Cuando se modifica el coeficiente

estequiométrico b) Cuando se invierte la reacción c) Cuando se suman dos equilibrios?

EJERCICIOS

1) Expresa la constante de equilibrio Kp de cada una de las siguientes reacciones reversibles.

Los valores de los calores de reacción corresponden a la reacción directa. Predecir en cada

caso, el efecto, si hay, de un aumento de la presión sobre el equilibrio. Predecir,

análogamente, en cada caso, el efecto de un aumento de temperatura.

a. N2 (g) + O2 (g) ↔ 2 NO (g) ∆H = +43,2 kcal/mol

b. 2 NO (g) + O2 (g) ↔2 NO2 (g) ∆H = - 27,02 kcal/mol

c. 2 CO (g) + O2 (g) ↔ 2 CO2 (g) ∆H = - 135,26 kcal/mol

2) A 550 ºC se conocen las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones:

CaO (s) + CO (g) ↔ Ca (s) + CO2 (g) K1 = 490

CaO (s) + H2 (g) ↔ Ca (s) + H2O (g) K2 = 67

Hallar la constante de equilibrio para la reacción:

CO2 (g) + H2 (g) ↔ CO (g) + H2O (g)

3) En un autoclave de 5 L se colocó carbón sólido y 1 g de hidrógeno. La mezcla se calentó a

1000ºC. Cuando el sistema llegó al equilibrio, se encontró que el autoclave contenía 0,22 g

de metano. Calcule la constante de equilibrio Kc para la reacción: C (s) + 2 H2 (g) ↔ CH4

(g) a 1000 ºC.

4) Calcular la Kp para la reacción reversible homogénea,

25

PCl3 (g) + Cl2 (g) ↔ PCl5(g)

Si en el equilibrio, las presiones parciales son: PCl3 (g)= 0,2 atm, Cl2 (g)= 0,1 atm y PCl5 (g)=

1,2 atm. ¿Qué unidades tiene la constante?

5) La constante de equilibrio de la reacción reversible homogénea,

CO (g) + H2 O (g) ↔ CO2 (g) + H2(g)

Es igual a 4,0 a una determinada temperatura. Calcula las concentraciones en el equilibrio

de los reactivos y productos si solamente 1 mol por litro de CO y 3 moles por litro de H2 O

formaban el sistema inicial.

6) En un recipiente de 5 L se introducen 1,8 moles de PCl5 a 250 ºC. Calcular las

concentraciones de equilibrio sabiendo que la Kc para el proceso es 0,042 mol/L.

PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)


7) ¿Cuál será el efecto sobre el equilibrio de las reacciones si: a) se aumenta la temperatura; b)

se disminuye la presión; c) se agrega un catalizador y d) se aumenta la concentración de la

especie subrayada?

I. C2H2 (g) + H2 (g) ↔ C2H4 (g) ∆H = -172 kJ/mol

II. 3O2 (g) ↔ 2O3 (g) ∆H = + 270,9 kJ/mol

III. H2 (g) + CO2 (g) ↔ H2O (l) + CO(g) ∆H = + 1,88 kJ/mol

IV. 2H2O (g) + 2Cl2 (g) ↔ 4ClH (g) + O2 (g) ∆H = -120,4 kJ/mol

V. 2NO2 (g) ↔ N2O4 (g) ∆H = -58,5 kJ/mol

8) Considérese el equilibrio gaseoso homogéneo,

SO2 (g) + NO2 (g) ↔ NO (g) + SO3 (g)

Indica si la concentración del trióxido de azufre en el equilibrio, aumenta, disminuye o no es

afectada cuando se efectúan los siguientes cambios en el sistema, una vez establecido el

equilibrio: a) se añade un catalizador; b) se introduce más SO2; c) se introduce NO en el

recipiente y d) se disminuye la presión.

9) Calentando a 444 ºC y a volumen constante (1 litro) 2,94 moles de I2 y 8,10 moles de H2

hasta alcanzar el equilibrio, se forman 5,64 moles de IH. Calcular la constante de equilibrio

Kc para esa temperatura.

10) Un recipiente de 2 L contiene una mezcla en equilibrio que consiste en 0,05 moles de SO3,

0,100 moles de SO2 y 0,200 moles de O2 a 300 ºC. Calcule la constante Kc para la reacción:

2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g).

RESPUESTAS

7) Se desplaza hacia reactivos: R. Se desplaza hacia productos: P. No modifica el equilibrio: N

I. a) R; b) R; c) N; d) P

II. a) P; b) R; c) N; d) P

III. a) P; b) N; c) N; d) P

IV. a) R; b) P; c) N; d) P

V. a) R; b) R; c) N; d) R

8) a) no afecta; b) aumenta; c) disminuye; d) no afecta

9) 50

10) 2,5 L/mol

26

COLOQUIO Nº 10

APLICACIONES DEL EQUILIBRIO QUÍMICO:

ÁCIDOS Y BASES

OBJETIVOS

o Diferenciar ácidos de bases de acuerdo a diferentes teorías.

o Estudiar el equilibrio de disociación del agua, ácidos y bases. Diferenciar ácidos

y bases fuertes o débiles. Definir la escala acuosa de pH y pOH.

o Evaluar diferentes casos de reacciones de hidrólisis.

o Definir solubilidad.

o Plantear y realizar cálculos con la constante del producto iónico para distintas

reacciones químicas.

o Definir efecto ión común.

PREGUNTAS TEORICAS

1. Defina ácido y base de acuerdo a la teoría de Arrhenius. De un ejemplo.

2. Defina ácido y base de acuerdo a la teoría de Lewis. De un ejemplo.

3. ¿Qué es el producto iónico del agua?¿Depende de la temperatura?

4. ¿Qué relación existe entre la concentración de iones hidronio y de iones hidróxido en una

disolución acuosa?

5. Defina pH. Dibuje la escala acuosa de pH.

6. ¿De qué depende la fuerza de un ácido? Diferencie ácidos fuertes de débiles.

7. ¿De qué depende la fuerza de una base? Diferencie bases fuertes de las débiles

8. Defina pOH.

9. ¿Qué relación existe entre el pH y el pOH?

10. ¿Qué ocurre con el pH de una dsn ácida si se la diluye? Demuéstrelo con un ejemplo

11. ¿Qué ocurre con el pH de una dsn básica si se la diluye? Demuéstrelo con un ejemplo

12. ¿Qué ocurre cuando mezclamos una base fuerte con un ácido fuerte? De un ejemplo.¿Cuál

es el pH final si ambos tienen la misma concentración y se colocan en la misma proporción

13. ¿Cuándo se disuelve una sal en agua, la dsn resultante es siempre neutra? Justifique.

EJERCICIOS 1. Calcular la concentración de iones hidróxido de una disolución acuosa cuya concentración

de iones hidronio es 4,2 10-4

M a 25ºC.

2. Calcular la concentración de iones hidronio de una disolución acuosa cuya concentración

de iones hidróxido es 2,7 10-9

M a 25ºC.

3. Calcule el pH de las siguientes disoluciones ácidas cuyas concentración es de iones hidronio

son 0,02M y 1,7 10-2

M. ¿Cuál es más ácida?

4. Ordene los siguientes ácidos de acuerdo a su fuerza: CH3COOH, HCN y HNO2, sabiendo

que sus respectivas constantes de disociación son: 1,8 10-5

, 4,0 10-10

y 4,5 10-4

5. Para cada uno de los ácidos del problema anterior plantee la ecuación de disociación y la

Ka.

6. Calcular el pH y el pOH de las siguientes disoluciones:

a- 0,05 M de un ácido fuerte. b- 0,05 M de una base fuerte.

7. Para una disolución 0,1 M de HCH3COO calcule el pH.

8. Para el NH3 disuelto en agua (NH4OH), plantear la ecuación de disociación y la constante de

la base. Si Kb= 1,8 10-5

, calcule el pOH y el pH para una solución 0,1 M.

9. Calcular el pH de una dsn de ácido HCl 3%m/v.

27

10. Calcular el pH de una disolución de NaOH cuya concentración es 0,2 g/L.

11. Plantear la reacción de hidrólisis para el NaNO2, e indicar si la disolución resultante será

ácida, básica o neutra, sabiendo que la Ka del ácido HNO2 es 4,0 10-10

EQUILIBRIOS ENTRE SALES POCOS SOLUBLES Y SUS IONES

PREGUNTAS TEORICAS

1. Defina solubilidad e indique las unidades que más frecuentemente se le asignan.

2. Defina producto de solubilidad, Kps, de una sal poco soluble.

3. Por qué no aparece la concentración de la fase sólida en la expresión del Kps?

4. ¿Cómo deben ser los valores del producto iónico y del Kps para que se forme un precipitado

al mezclar dos disoluciones?

5. ¿A qué se llama efecto ión común y que efecto tiene sobre la solubilidad?

EJERCICIOS 1. Calcule la solubilidad en agua de las siguientes sales: PbCl2 y PbSO4 sabiendo que los

respectivos Kps son: 1,6 10-5

y 1,7 10-8

. ¿Cuál de las dos sales es más insoluble?

2. Para el problema anterior indicar cómo será el valor de la solubilidad si se agrega una

disolución de nitrato de plomo en el recipiente.

3. En una disolución acuosa de La(IO3)3, la concentración de iones IO3- es 2,10 10

-3M. a-

Calcule la menor concentración de iones La +3

necesarios para que se forme precipitado. b-

Calcule la solubilidad del La(IO3)3, en agua. c- Indique si la solubilidad cambiará y cómo lo

hará si en el recipiente se agregan iones La +3

provenientes de una sal soluble. Dato Kps:

6,5 10-12

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Calcular la concentración de iones hidronio de las siguientes disoluciones y clasifíquelas en

ácidas, básicas y neutras

pH

[H3O+]]

Clasificación

3,5

7,0

9,1

2. Complete el siguiente cuadro:

pOH

[OH-]

[H3O+]

pH

Clasificación

12

7,0

2,9

3- Calcule el pH y pOH de una disolución de ácido nítrico 0,1 M.

4. Calcule el pH y pOH de una disolución de hidróxido de potasio cuya concentración es 0,56

g/l. .

5-Plantear la reacción de hidrólisis para el cloruro de amonio e indicar si la solución resultante

al disolver esta sal en agua será ácida o básica.

28

6-Calcule el Kps del cloruro de plata sabiendo que la solubilidad del cloruro de plata en agua es

2,3 10-4

% m/v.

7-Indique como será el valor de la solubilidad del cloruro de plata en una disolución de nitrato

de plata frente al valor de solubilidad en agua pura a la misma temperatura. Justifique su

respuesta

RESPUESTAS

1) Rta: 3,16 10 –4

M, ácida; 10 –7

M , neutra; 7,94 10-10

, básica.

2) Rta: 10-12

, 10-2

, 2, ácida; 10-7

, 10-7

, 7, neutra; 1,26 10 –3

, 8,33 10-12

, 11,1, básica 3) Rta: 1 y 13

4) Rta: 2 y 12

5) Rta: ácida

6) Rta: 1,61 10-5

M

7) Rta: menor por efecto ión común

29

COLOQUIO Nº 11

REACCIONES DE ÓXIDO - REDUCCIÓN

OBJETIVOS

o Identificar las reacciones redox.

o Determinar el número de oxidación en cualquier sustancia.

o Definir pila electroquímica y diferenciar de una electrólisis.

o Balancear reacciones redox en fase acuosa por el método ión -electrón.

o Plantear y realizar cálculos de reacciones redox con el uso de potenciales

normales de reducción.

PREGUNTAS TEORICAS

1. ¿Qué son las reacciones de óxido-reducción?

2. ¿Qué es el número de oxidación? ¿Cómo se determina?

3. Explique que es y como se puede armar una celda electroquímica.

4. ¿Cuáles son los pasos para realizar el balance de una reacción redox por el método ion-

electrón?

5. ¿A qué se llama agente oxidante y agente reductor?

6. ¿Para que sirven y en que unidades se miden los potenciales de electrodo?

7. ¿Cuáles son las relaciones entre el potencial y: a) G b) Keq

8. ¿Qué es una electrólisis? Enuncie las leyes de Faraday.

EJERCICIOS

1. Para los siguientes compuestos indique el número de oxidación del azufre:

a) S8 b) SO2 c) SO3 d) H2SO4 e) S2O32-

f) S4O62-

g) HSO3- h) S2O8

2-

2. Balancear por el método ion-electrón las siguientes semirreacciones:

Medio ácido: Medio básico:

a) NO3-/NO2 b) CrO4

2-/ Cr(OH)3

3. En los ejemplos del problema anterior en que incisos actúan las especies como oxidante y en

cuáles como reductor?

4.- Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido. Ajústelas, completándolas si es

necesario con H+/H2O . Indique qué especies se oxidan y cuáles se reducen.

MnO2 (s) + Cl- (aq) Mn

+2 (aq) + Cl2 (g)

I- (aq) + Br2 (L) - IO3

- (aq) + Br

- (aq)

5.- El permanganato potásico, en medio básico (hidróxido de sodio) es capaz de oxidar al

sulfuro de sodio a azufre elemental (S) y el permanganato pasa a óxido de manganeso (IV).

Ajuste la reacción de oxidación-reducción, póngala en forma molecular e indique le

oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la especie que se reduce.

6. Justifique en qué sentido se producirá la reacción: Mg2+

+ Pb Mg + Pb2+

usando los datos

de la tabla que se encuentra al final de la guía.

7. Explique razonadamente si los metales cobre y manganeso reaccionarán con ácido clorhídrico

1,0 M. En caso afirmativo, escriba la correspondiente reacción redox.

8. La reacción de ácido clorhídrico con óxido de manganeso (IV) genera cloruro de manganeso

(II), cloro y agua. a) Escriba la reacción molecular ajustada por el método del ion-electrón.

b) ¿Qué volumen de cloro se obtiene, medido en CNPT al reaccionar 150 ml de ácido del

35% m/m y densidad 1,17 g/ml, con la cantidad necesaria de dióxido de manganeso

9. Prediga qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que contenga

ioduro de sodio y a otra con cloruro de sodio a 25 °C . Escriba la(s) reacción(es) química(s)

espontánea(s).

30

10. Plantear la reacción de desproporción del agua oxigenada en medio ácido a agua y oxígeno.

Justifique con los potenciales. ¿Qué significa un agua oxigenada de 10 V?

11. a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro (II), FeSO4, le añadimos trocitos de

Zn ? b) Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu. Justifique la respuesta

12. El tiosulfato sódico (Na2S203) reacciona con el yodo en medio ácido para producir

tetrationato sódico (Na2S406) y yoduro de sodio. a) Ajustar la ecuación iónica de la reacción

mediante el método del ion-electrón. b) Ajustar la ecuación global de la reacción formulada

con las sales indicadas y calcular los moles de yodo necesarios para oxidar 2 litros de una

disolución 0,8 M en tiosulfato de sodio.

Especies Eo (V) Especies Eo (V)

Al3+

/ Al(s) -1,67 K+ /K (s) +0,53

Br2/Br - +1,07 Mg

2+/Mg -2,37

Cl2/Cl- +1,36 Mn

+2/Mn -1,18

ClO-/Cl

- 0,89 MnO4

-/ Mn

2+ +1,55

Cr3+

/Cr +0,74 N2/NH3 -0,74

Cu2+

/Cu (s) +0,34 Na+ /Na(s) -2,71

Fe2+

/Fe(s)

-0,44 Ni2+

/Ni -0.25

H+/H2 0,00 NO3

-/NH4

+ +0,89

H2O2/H2O +1,77 Pb2+

/Pb -0,126

H2O/H2 -0,828 Zn2+

/ Zn -0,76

I2/I- +0,53 O2/ H2O2 -0,67

EJERCICIOS PROPUESTOS 13. Balancear por el método ion-electrón las siguientes semirreacciones:

Medio ácido: a) Cr2O72-

/ Cr3+

Medio básico: c) SO32-

/SO42-

b) H2S/SO2 d) Fe/Fe(OH)3

14- El ion dicromato en medio ácido sulfúrico, oxida al peróxido de hidrógeno a oxígeno y él se

reduce a ion cromo (III). Ajuste por el método del ion-electrón la reacción que tiene lugar.

15.- Dada la reacción: MnO4- + SO3

2- + MnO2 + SO4

2- : a) Ajustarla por el método del ion-

electrón (introducir OH- y H2O si lo estima necesario). b) Indicar la especie que se oxida, la

que se reduce, el oxidante y el reductor.

16. Indique con la justificación correspondiente si el Ni2+

tiene capacidad para oxidar Cr (0) al

estado de Cr3+

.

17. Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el ion nitrato y el cinc metálico en medio

ácido, para dar ion amonio e iones cinc? Razone la respuesta. En caso f afirmativo, ajuste la

reacción que tiene lugar entre ellos. b) Indique los sistemas oxidante y reductor. c) Escriba

los procesos anódico y catódico.

18. Dada la reacción HCl + K2Cr2O7 --> CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O: a) Ajuste la reacción por el

método del ion-electrón. b) Calcule la masa de dicromato de potasio necesario para obtener

100 g de CrCl3 si el rendimiento es del 60 %.

RESPUESTAS 13. a) Cr2O7

2- + 6e

- + 14H

+ 2Cr

3+ + 7 H2O b) H2S + 2 H2O SO2 + 6 e

- + 6 H

+

c) SO32-

+ 2 OH- SO4

2- + 2 e

- + H2O d) Fe + 3OH

- Fe(OH)3 + 3 e

-

14. 3H2O2 + Cr2O72-

+ 8 H+ 3 O2 + Cr

3+ + 7 H2O

15. 3 H2O + 2 MnO4- + 3SO3

2- 2 MnO2 + 3 SO4

2- + 2OH

- Se oxida el sulfito (reductor)

y se reduce el permanganato (oxidante)

16. No es posible. El potencial total da negativo.

17. Reacción catódica: NO3- + 8 e

- + 10 H

+ NH4

+ + 3 H2O E= 0,89 (oxidante)

Reacción anódica: Zn Zn2+

+ 2 e- E= - 0,76 (reductor)

Reacción: NO3- + 4 Zn +10 H

+ 4 Zn

2+ + NH4

+ + 3 H2O Et= 1,65

18. Cr2O72-

+ 6 Cl- + 14H

+ 2Cr

3+ + 3 Cl2 + 7H2O

K2Cr2O7 + 14HCl 2CrCl3 + 2 KCl + 3 Cl2 + 7H2O b) 232,2 g

31

COLOQUIO Nº12

METALES

OBJETIVOS

- Conocer las generalidades y principales propiedades de los metales

- Estudiar las propiedades de los metales más importantes, sus compuestos y usos.

PREGUNTAS TEÓRICAS

1- ¿Los metales se presentan combinados o sin combinar en la naturaleza? ¿Cuáles son los

principales tipos de minerales?

2- Indicar como se encuentran en la naturaleza los siguientes metales:

a) Potasio b) Elemento grupo 6 período 5 c) Osmio d) Elemento de Z= 22 5) Manganeso

3- ¿Para qué se usa la tostación?

4- Para la reducción química indique las condiciones que debe cumplir un metal para actuar

como reductor.

5- ¿Qué métodos de purificación de metales se usan principalmente?

6- ¿Cuáles son los elementos menos electronegativos?

7- Resuma las principales propiedades de los metales alcalinos.

8- ¿Cómo varían las propiedades metálicas en un grupo? ¿Y en un período?

9- ¿Cómo se obtiene el sodio y el potasio? Realice un esquema y plantee las reacciones para la

obtención del sodio.

10- ¿Cuáles son los principales compuestos de sodio y potasio y cuáles son sus usos?

11- Para el calcio, indique: a) Obtención del calcio b) Principales compuestos y usos.

12- Metales alcalinos térreos: Obtención del magnesio. Propiedades generales. Usos ¿A qué se

llama agua dura? ¿Cuando un agua se dice que es blanda?

13- Cuál es el metal más abundante de la corteza terrestre? b) ¿Qué lugar ocupa? c) ¿Cómo se

encuentra? d) ¿A qué grupo y período pertenece? e) ¿Cómo se lo obtiene? Plantee la

reacción f) usos (como reductor)

14- a) ¿A partir de que mineral se puede obtener el hierro metálico? Escriba su fórmula y

nómbrelos b)¿Cómo se obtiene? Plantee las reacciones c)¿qué función cumple el carbonato

de calcio?

15- ¿Qué es el acero? ¿Qué tipos de acero conoce y que propiedades le transmiten?

16- ¿Qué son las aleaciones? ¿Qué aleaciones conoce? Mencione 3.

17-¿Por qué si el cobre y el cromo son metales de transición no tienen su último electrón en un

nivel d?

18- Busque en la tabla cuál es el metal que presenta mayor número de oxidación. ¿Cuál es ese

número?

19- Ordene los siguientes metales en orden de abundancia: Fe, Mg, Al y Cu

20- ¿Por qué existen metales que si bien tienen potenciales favorables no son atacados por el

ácido clorhídrico?

21- Para el cobre indique: a) mineral principal b) obtención c) purificación

22- ¿A qué se llama corrosión?

EJERCICIOS

1- Para la reacción:

PbS (s) + O2(g) - PbO(s) + SO2(g)

Si se dispone de 3 toneladas de mineral a ser tostadas:

32

a) ¿Qué volumen de oxígeno medido en CNPT será necesarios usar? b) ¿qué masa de óxido

de plomo (II) se obtendrá? c) ¿Cuántas moléculas de gas se liberarán a la atmósfera?

2- ¿El cromo puede reducir al aluminio de sus compuestos? Justifique su respuesta.

3- Los metales de sodio y potasio son fácilmente oxidados por el oxígeno del aire. Para evitarlo

¿podrán guardarse bajo agua? Justifique para el sodio.

4- Hallar la solubilidad del carbonato de magnesio en agua sabiendo que su Kps =8,9. 10-15

. Si

el carbonato de calcio presenta un Kps = 9. 10-11

¿Cuál de las dos especies es más insoluble?

5- ¿Cuántos gramos de hierro se pueden obtener a partir de 500 g de aluminio con Fe2O3.?

6- ¿Podrá ser atacado el hierro por el ácido clorhídrico? b) ¿Cuál es la configuración electrónica

del ion Fe2+

? c) Si se ponen en contacto 5 gramos de hierro con 50 ml de ácido 0,1 M ¿Cuál

es el reactivo limitante? Justifique d) ¿qué volumen de hidrógeno medido en CNPT se

obtendrá?

7- ¿Cual será el pH de una solución acuosa de Fe3+

de concentración 2.10-2

M?

Dato: Fe3+

+ H2O Fe(OH)2+

+ H+ K= 1.10

-3

8- El carbonato de calcio es un mineral muy usado en la construcción de monumentos y

edificios: a) Hallar la solubilidad en agua pura b) Si el agua de lluvia es ácida ¿Será ahora

su solubilidad mayor o menor?

Datos: Kps CaCO3= 4,7.10-9


9- Podrá disolverse un trozo de hierro por agregado de ácido nítrico? Plantear la reacción,

balancear y justificar. Datos: Eº NO3-/NO2(g)= 0,86; Eº Fe

+2/Fe= -0.44

10- ¿Qué concentración tendrá una solución de hidróxido de potasio si su pH es 11,25?

RESPUESTAS

9- 4H

+ + 2 NO3

- + Fe Fe

2+ + 2 NO2 + 2 H2O Et= 1,30 Si puede

10- 1,78. 10-3

M

33

Coloquio Nº13

NO METALES OBJETIVOS

- Conocer las generalidades y principales propiedades de algunos no metales:

Hidrógeno; Carbono; Nitrógeno y Fósforo; Oxígeno y Azufre y Halógenos.

PREGUNTAS TEÓRICAS:

1- Resuma las propiedades generales de los no metales.

2- ¿Cuáles son los metaloides? ¿Por qué se los llama así?

HIDRÓGENO

3- Para el hidrógeno indique: a) forma elemental en que se encuentra b)¿Forma parte de

la atmósfera terrestre? ¿Por qué?

4- ¿Cuáles son sus principales propiedades? b)¿Cuáles son sus principales usos?

7- ¿A qué se llaman hidruros y cuál es su clasificación?

8- ¿Qué es el agua pesada) ¿Tiene las mismas propiedades que el agua común?

CARBONO

9- ¿Cuáles son las variedades alotrópicas del carbono? ¿Cuáles sus principales usos?

10- Para los óxidos de carbono indique: a) Tipo de sustancia al que pertenecen b)

obtención c) Principales usos d) ¿Son solubles en agua?

NITRÓGENO Y FÓSFORO

12- ¿Cómo Se encuentran en la naturaleza dichos elementos?

13- ¿Cuáles son sus principales compuestos?

15- ¿Qué óxidos del nitrógeno conoce? ¿Qué número de oxidación presenta en cada uno

de ellos?

16- ¿Cómo se conservan el fósforo blanco y el fósforo rojo? Explique porque.

17-Escriba la fórmula de los ácidos más importante de ambos elementos.

OXÍGENO Y AZUFRE

18- ¿Cuál es elemento más abundante en la corteza terrestre? Principales propiedades.

19-a) ¿Qué son los peróxidos? b)¿Cuál es el peróxido más conocido? ¿qué conducta

redox presenta?

20- ¿Cuáles son las variedades alotrópicas del oxígeno? Plantee la expresión de la

constante de equilibrio para la descomposición del ozono

21- ¿De que formas se encuentra el azufre en la naturaleza? ¿Qué tipo de moléculas

presenta la sustancia simple azufre en condiciones normales?

22-Escriba la fórmula de los óxidos del azufre y de sus principales ácidos.

23- ¿Cuál ácido (de los no metales vistos) es el que tiene mayor producción mundial?

34

HALÓGENOS

24- ¿A que se debe este nombre?

25- ¿Cuáles son las propiedades generales? ¿Cómo se obtienen cada uno de ellos?

26- Para los halogenuros de hidrógeno ¿Cuál forma el ácido más fuerte y cuál el más

débil?

27- Principales usos de los halógenos.

EJERCICIOS

1- a)¿Cuántos litros de hidrógeno se producirán a partir de 10.000 litros de propano? b) ¿Qué

masa de carbono sería necesaria para obtener el mismo volumen de gas?

2- ¿Cuántos litros de hidrógeno se obtendrán en el laboratorio por reacción de 200 gramos de

cinc con 100 mililitros de ácido clorhídrico 1,8 molar?

3- ¿Qué permite obtener mayor cantidad de dióxido de carbono? a) quemar en oxígeno 2

kilogramos de carbono o b) quemar en oxígeno 1000 litros de monóxido de carbono en

CN. c) Plantear la expresión de la constante de equilibrio para ambas reacciones.

4- Calcular la entalpía estándar de formación del metano:

C(graf) + 2H2(g) .→CH4(g)

Sabiendo que:

C(graf) + O2(g) .→CO2(g) AHº= -393.5 KJ

O2 (g) + 2H2(g) .→2H2O(l) AHº= -571.6 KJ

CH4(g) + 2O2(g) .→CO2(g) + 2H2O (l) AHº= -393.5 KJ

5- ¿Cuál es el pH de una solución de amoníaco 0,3 M? Kb= 1,8.10-5

6- ¿Cuál es la molaridad de un agua oxigenada de 3 volúmenes?

7- Hallar la solubilidad en agua del cloruro de plata y del cloruro de plomo (II) . Expresar el

resultado en gramos/litro. Datos: K AgCl= 1,8.10-10

K PbCl2 = 1,6.10-5

8- Si las constantes de los ácidos hipobromoso, hipoiodoso e hipocloroso son respectivamente

K= 2.10-9

, K=2,3 .10-11

y K = 3,4.10 -8

, ordénelos en forma creciente de su fuerza ácida


9- ¿Podrá el cloro gaseoso oxidar al ion bromuro? ¿Y al ion ioduro? Justifique con reacciones y

cálculos

10- El hipoclorito de sodio en agua (ClO-) es un oxidante muy enérgico que se utiliza como

blanqueador de muchas fibras. Podrá dicha sustancia desprender nitrógeno (N2) del

amoníaco?

11- La solubilidad del BaCrO4 es de 2,77.10-3

g/L. Hallar el Kps.

12- Hallar el pH de una solución 0,3 M de HCN. Dato K: 5.10-10

13- ¿Cuántos gramos de H2S se obtendrán a partir de 56 gramos de sulfuro de sodio al agregarle

10 ml de HCl 0,2 M?

RESPUESTAS 9- Si ambos. Cl2+ 2Br

- 2Cl

-+ Br2 Et= 0,29 Cl2+ 2 I

- 2Cl

-+ I2 Et= 0,83

10- Si

11- Rta:1,2.10-10

12- pH: 4,9

13- Na2S + 2HCl 2 NaCl + H2S Rta: 0,068 gramos de H2S

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