Guia seminario-2010-QGO
Anuncio
2010 GUÍA DE SEMINARIOS Química General y Orgánica PROFESORAS: AIDA CONCHA FRITZ LUCIA MEDINA MAUREIRA FELIPE LAURIE PROF. AYUDANTE: BLANCA MEDINA Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco ALUMNO: _____________________________________________ CARRERA: ___________________________________ SECCIÓN: _____________ 2 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario Nº1 La materia I.- Clasificación de la materia 1. Clasifique como sustancia pura (elemento o compuesto) o mezcla (homogénea o heterogénea): Materia Magnesio Clasificación Materia Clasificación Aire Gasolina Cristales de yodo Agua de mar Sacarosa Arena Hidrogeno (H) Saliva Sangre Cobre (Cu) Arroz con leche Jugo de tomate Agua potable II.- Propiedades de la materia 1. En un intento por caracterizar una sustancia, un químico hace las siguientes observaciones. La sustancia es un metal lustroso color blanco plateado que se funde a 649ºC y hierve a 1105ºC; su densidad a 20ºC es 1,738 g/cm3. La sustancia arde en aire produciendo una luz blanca intensa y reacciona con cloro para producir un sólido blanco quebradizo. La sustancia se puede golpear hasta convertirla en láminas delgadas o esterarse para formar alambres y es buena conductora de la electricidad. ¿Cuáles de estas características son propiedades físicas y cuales químicas? 3 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Propiedades Físicas: ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ 2. Temuco Propiedades Químicas: _____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ ____________________________________ Clasifique las siguientes propiedades como intensiva o extensiva Propiedades Clasificación El color azul del sulfato de cobre hidratado sólido La masa de un pedazo de acero La energía química almacenada en un gramo de cierto petróleo El volumen de hielo en diferentes muestras La temperatura de fusión del tungsteno de los focos El color amarillo de la luz de sodio III.- Cambios de la materia 1. Indique si los siguientes procesos involucran un cambio físico o químico: Procesos Cambio Corrosión de aluminio metálico Fundir hielo Digerir una golosina Luxación de un hueso Pulverizar una aspirina Mantequilla que se enrancia Refinación de la gasolina 4 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco IV.- Unidades de medición 1) Un cubo del metal osmio de 1.500 cm por lado tiene una masa de 76,31 g a 25ºC. calcule su densidad en g/cm3 a esa temperatura. 2) La densidad del metal titanio es de 4,51 g/cm3 a 25º1C ¿Qué masa de titano desplaza 65,8 ml de agua a 25ºC? 3) Si una mesa y una silla tienen la misma masa, ¿estarán hechas con el mismo material? 4) Para preparar un café, es necesario moler los granos de café: ¿Disminuirá el volumen de los granos de café tras ser molidos? 5) Una persona que padece de hipercolesterolemia (nivel elevado de colesterol en la sangre) tiene 232 mg de colesterol en 100 ml de su sangre. Si el volumen total de la sangre es 5,2 L, ¿Cuántos gramos de colesterol total contiene la sangre de ese individuo? 6) La dosis recomendada para adultos de Elixofilina, un fármaco empleado en el tratamiento del asma, es de 6 mg/Kg de masa corporal. Calcule la dosis en miligramos para una persona de 150 lb. 7) Si 100 g. de carne contienen 22,3 g de proteínas. Determina la masa de proteínas contenidas en un kilogramo de carne. 5 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco ANEXO Tablas de conversión Factor 101 102 Longitud 1 km = 1000 m = 1000000 mm = 100000 cm 103 1 metro m = 3.28 pie ft = 39.37 pulgada in = 0.000621 milla mi = 1.09 106 yarda yd 109 1 (Ángstrom) A = 1,0 x 10 -10 metros 1 (nanómetro) nm = 1x10-9 m 1012 1015 1018 Volumen 21 1 litro l = 0.001 metro cubo m3 = 1000 centímetro cúbico cm3 = 1000 10 mililitro ml 1024 10-1 Masa 10-2 1 kilogramo kg = 1000 gramo g = 0.001 tonelada = 2.2 libras 10-3 10-6 10-9 Fórmulas de conversión a la escala Kelvin 10-12 Conversión de a Fórmula kelvin grados Celsius °C = K − 273.15 10-15 grados Celsius kelvin K = °C + 273.15 10-18 kelvin grados Fahrenheit °F = K × 1.8 − 459.67 10-21 Grados Grados Celsius °C = (°F − 32) / 1.8 10-24 Fahrenheit grados kelvin K = (°F + 459.67) / 1.8 Fahrenheit Prefijo Símbolo deca da hecto h kilo k mega M giga G tera T peta P exa E zetta Z yotta Y deci d centi c mili m micro µ nano n pico p femto f atto a zepto z yocto y 6 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Guía de Seminario Nº2 Moléculas, átomos, moles y partículas subatómicas I.- Partículas Subatómicas 1. Completa la siguiente tabla: Símbolo Protones Neutrones Electrones Carga neta 2. 102 Ru3+ Ce 34 46 36 74 54 1- 76 116 82 2+ 3+ La tabla siguiente indica el número de protones y neutrones en el núcleo de varios átomos: a) ¿Cuál átomo es el isótopo del átomo A? _______ b) ¿Cuál átomo tiene el mismo número de masa que el átomo A? ________ 3. El oxígeno tiene 3 isótopos 168O (99,759%) con masa atómica 15,99491 umas, 178O (0,037%) con un masa atómica de 16,99914 umas y 188O (0,204%) con una masa de 17,99916. ¿Cuál es la masa atómica promedio del oxígeno? Masa promedio (%1) A1 + (%2) A2 M = ----------------------100 7 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas 4. Química General y Orgánica Temuco Completa las siguientes frases: a) _____________________ es el número de ______________ que contiene el núcleo, coincide con el número de ______________ sólo si el átomo es neutro. b) Los ______________ se caracterizan por su número atómico; es decir, por el número de ______________ del núcleo. c) Átomos con diferente número de protones pertenecen a elementos ______________. ______________ es el número de masa del núcleo atómico; es decir, la suma total de ______________ y ______________ del núcleo. d) Átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de ______________ se denominan isótopos de dicho elemento. e) Los isótopos de un elemento siempre tienen el mismo número de ______________. f) Se llama masa atómica de un elemento a la masa de ________________________ medida en________________________. uno de sus g) Iones son átomos que ha perdido o ganado _______________________ quedando cargados eléctricamente. h) Los iones que han perdido electrones serán iones _______________________, también llamados _________________. i) Los iones que han ganado electrones serán iones ________________________, también llamados _________________. II.- Átomos, moléculas y moles 1) Calcular la masa de agua que contienen 0,23 moles de agua. Sol: 4,14 g 2) Calcular la masa de una molécula de agua. Sol: 2,99 · 10-23 g 3) ¿Cuántos moles de nitrógeno hay en 1,2 • 1024 moléculas Sol : 1,993 moles 8 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 4) Ordena de mayor a menor el número de moléculas que contienen: a. 20 g de agua b. 1x1025 moléculas de O2 c. 1,3 moles de Al2O3 Sol: b > c > a 5) Calcula el número de átomos de azufre y de hidrógeno contenidos en 25 g de H2S. Sol: 4,428 · 1023 átomos de S /8,856 · 1023 átomos de H 6) Una muestra de 1 gramo de un elemento contiene 1,5 · 1022 átomos, ¿cuál es la masa atómica del elemento? Sol: 40,13 g/mol 7) Calcula el número de átomos contenidos en 12,23 mg de cobre Sol: 1,16 · 1020 átomos 9 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Guía de Seminario Nº3 Configuración electrónica y propiedades periódicas I.- Configuración electrónica 1) Escriba la configuración electrónica fundamental de los átomos de; K ___________________________________________________________________ P ___________________________________________________________________ Si ___________________________________________________________________ 2) Un elemento cuya configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d8 5s2 ¿es un elemento representativo, es de transición o es de transición interna? Justifique la respuesta. 3) Considerando las siguientes configuraciones electrónicas de átomos neutros: B) 1s2 2s2 2p6 3s2 A) 1s2 2s2 2p6 3s1 Indique si las siguientes afirmaciones es falsa o verdadera. Razone las respuestas: a ____ Ambos elementos se encuentran en el grupo 6. b ____ A representa el átomo de sodio. c ____ A y B representan elementos diferentes. d ____ Se necesita menos energía para arrancar un electrón de B que de A. 4) De acuerdo a la configuración electrónica, diga a qué grupo y periodo pertenece Configuración 1s2 2s2 2p5 1s22s22p63s23p3 1s22s22p63s23p64s23d9 [He]2s22p1 Grupo Periodo Representativo o de transición 10 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 5) En la siguiente tabla se presentan los valores de los cuatro números cuánticos para el último electrón de cuatro elementos distintos. A partir de estos datos determine la configuración electrónica para cada uno de los elementos. n 2 l 1 m 0 s -1/2 5 2 -1 +1/2 3 0 0 +1/2 4 3 +2 -1/2 Conf. II.- Propiedades periódicas 1) Agrupe las siguientes configuraciones electrónicas en parejas que puedan representar elementos con propiedades químicas similares: 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s1 1s2 2s2 1s2 2s2 2p3 2) Complete la siguiente tabla: Elemento Grupo Periodo Radio atomico Afinidad electronica Electronegativi dad K (Z=19) Br (Z=35), 3. Indique si las siguientes proposiciones son verdaderas o falsas, justifique sus respuestas. a) _____"El catión 20Ca2+ tiene mayor radio que el átomo 20Ca". b) _____"El radio del anión 15P3- es mayor que el del átomo 15P". c) _____"8O2- y 9F- son iones de igual radio iónico". 4) De los siguientes iones estables electrónicamente, sólo uno de ellos no es isoelectrónico con el Neón (Ne). Indique cual a) b) c) d) e) Al +3 O -2 Mg+2 Ca +2 N -3 11 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 5) Cual de las siguientes afirmaciones es falsa? a) los gases nobles no reaccionan b) el radio atómico de un elemento es mayor que el de su catión. c) la electronegatividad es la capacidad de ceder electrones d) los elementos más electropositivos son los alcalinos e) el flúor tiene menor efecto pantalla que el Bromo 6) Los elementos de un mismo período poseen a) igual cantidad de electrones de valencia b) la misma densidad c) el mismo nivel de energía d) igual radio covalente e) propiedades químicas similares 7) Se tiene los siguientes valores de energía de ionización; 5,14 6,00 7,64 8,15 11,0 13,01 15,80 (eV); Asigne cada valor al elemento que corresponda: Elemento Li Be B C N O F 10,3 Ne E. I. (eV) ANEXO Llenado de orbitales 12 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Guía de Seminario N°4 Enlaces Químicos I.- Enlaces 1. Determine el tipo de enlace ∆E (diferencia de electronegatividad) Par de elemento Tipo de enlace carbono-hidrógeno bromo-hidrógeno flúor-hidrógeno sodio-cloro potasio-flúor litio-cloro litio-flúor en el LiF nitrógeno-nitrógeno en el N2 azufre-oxígeno en el SO2 potasio-oxígeno en el K2O (Utilice la siguiente tabla de electronegatividades) Elemento C Electronegatividad 2,55 2) H 2,2 F 3,98 Br 2,96 Na 0,93 Cl 3,16 K 0,82 Li 0,98 O 3,44 N 3,0 S 2,5 Dibuje la estructura de Lewis Compuestos Estructura de Lewis Pares de electrones enlazante/no enlazantes HBr H2S CH4 13 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco PH3 CS2 NH3 II.- Fuerzas Intermoleculares 1) Términos pareados: Pares de compuestos 1. NH3 y C6H6 2. NaCl y H2O 3. HBr y H2S 4. NO3- y I2 5. H2O y H2O 6. Cl2 y Cl2 Fuerzas intermoleculares ........ Dipolo - dipolo …… Dispersión …… Puente de hidrogeno …… Ion – dipolo inducido …… Dipolo – dipolo inducido …… Ion - dipolo 2) ¿Cuáles de las especies siguientes son capaces de unirse entre sí por medio de puentes de hidrógeno? a) C2H6 b) NH3 c) BeH2 d) KCl e) HF f) Na 3) ¿Qué tipo de fuerzas de atracción se deben superar para: Fuerzas de atracción Fundir el hielo Hervir el bromo molecular (Br2) Disociar el F2 en átomos de F Fundir el yodo sólido Evaporar acido clorhídrico 4) En la siguiente tabla figuran los puntos de ebullición, fusión y otras características de las siguientes sustancias: PH3, NH3, Fe, NaCl. En base a esta información, ubíquelos y complete los espacios en blanco. Pto de fusión (°C) Pto de ebullición (°C) Tipo de enlace Fuerzas intermoleculares Estado de agregación Conductividad eléctrica en estado sólido Disolución en agua 800 1400 Si -133 -87,7 -78 -33 1500 3000 No 14 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario N°5 Nomenclatura de Química inorgánica I.- Estados de oxidación 1. Escriba el estado de oxidación de los siguientes elementos: Elemento Estado de Oxidación Elemento Estado de Oxidación N en N2O5 Cu en CuO Mn en HMnO4 I en HIO3 Cl en HClO4 Cu en Cu2SO4 F en HF S en H2SO3 II.- Nomenclatura Inorgánica HIDRUROS Y ÁCIDOS Nombre Formula Hidruro de magnesio Bromuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico ÓXIDOS Nombre Formula Óxido de cinc Óxido de plomo (IV) Óxido ferroso Monóxido de dinitrógeno 15 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco SALES BINARIAS Nombre Formula Cloruro de hierro(II) Cloruro férrico Bromuro de plata Yoduro de oro(III) HIDRÓXIDOS Nombre Formula hidróxido de hierro(II) hidróxido de litio hidróxido de níquel(II) hidróxido de plomo(II) OXOÁCIDOS Nombre Formula ácido perclórico ácido nitroso ácido mangánico ácido carbónico SALES DE OXOÁCIDOS Nombre Formula hipoclorito de sodio carbonato de sodio sulfito de potasio clorato de mercurio(II) 16 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco ÓXIDOS Nombre Formula Fe2O3 Cl2O HgO SO2 SALES BINARIAS Nombre Formula FeCl2 CaCl2 CuI LiF HIDRÓXIDOS Nombre Formula Zn(OH)2 KOH Fe(OH)3 CuOH OXOÁCIDOS Nombre Formula HNO3 HClO4 HIO3 H2SO4 SALES DE OXOÁCIDOS 17 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Nombre Temuco Formula CuCO3 KClO2 Fe2(SO4)3 PbSO3 ANEXO ESTADOS DE OXIDACIÓN 18 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Nombre y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes. Catión Aluminio (Al3+) Amonio (NH4+) Bario (Ba2+) Cadmio (Cd2+) Calcio (Ca2+) Cesio (Cs+) Cinc (Zn2+) Cobalto (II) o cobaltoso (Co2+) Cobre (I) o cuproso (Cu+) Cobre (II) o cúprico (Cu2+) Cromo (III) o crómico (Cr3+) Estaño (II) o estañoso (Sn2+) Estroncio (Sr2+) Hidrógeno (H+) Hierro (II) o ferroso (Fe2+) Hierro (III) o férrico (Fe3+) Litio (Li+) Magnesio (Mg2+) Manganeso (II) o manganoso (Mn2+) Mercurio (I) o mercurioso (Hg22+) * Mercurio (II) o mercúrico (Hg2+) Plata (Ag+) Plomo (II) o plumboso (Pb2+) Potasio (K+) Sodio (Na+) Anión Bromuro (Br-) Carbonato (CO32-) Carbonato ácido o bicarbonato (HCO3-) Cianuro (CN-) Clorato (ClO3-) Cloruro (Cl-) Cromato (CrO42-) Dicromato (Cr2O72-) Fosfato (PO43-) Fosfato ácido (HPO42-) Fosfato diácido (H2PO4-) Fluoruro (F-) Hidróxido (OH-) Hidruro (H-) Nitrato (NO3-) Nitrito (NO2-) Nitruro (N3-) Óxido (O2-) Permanganato (MnO4-) Peróxido (O22-) Sulfato (SO42-) Sulfato ácido o brulfato (HSO4-) Sulfito (SO32-) Sulfuro (S2-) Tiocianato (SCN-) Yoduro (I-) Sulfito ácido (HSO3-) Hipoclorito (I) (OCl-) Clorito (III) (ClO2-) Clorato (V) (ClO3-) Perclorato (VII) (ClO4-) Peryodato (IO4-) 19 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Reglas para los estados de oxidación El número de oxidación de un elemento sin combinar, independientemente de si su molécula es monoatómica o poliatómica, es cero. Los demás valores se asignan mediante las siguientes reglas: 1. Todo elemento en estado nativo, libre, tiene un número de oxidación igual a cero. 2. Los metales tienen generalmente números de oxidación positivos; corresponde a la valencia con la que está actuando en el compuesto. 3. El N° de oxidación del Hidrógeno en un compuesto o en un ion generalmente es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde el Hidrógeno tiene un número de oxidación -1. (Ej. NaH). 4. El N° de oxidación del oxígeno en un compuesto o en un ion es generalmente -2, con excepción de los peróxidos, donde es -1. Ej.; en H2O es -2, en H2O2 es -1. 5. El número de oxidación de un ion monoatómico es el mismo que la carga del ion. Ej.: Cl- (1); Mg2+ (+2). 6. La suma algebraica de todos los números de oxidación de todos los átomos que forman una molécula es cero. 7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en un ion poliatómico debe ser igual a la carga del ion. Ejemplo: Calcular el N° de oxidación del azufre en el H2SO4 H2SO4 H = O = 1 x 2 -2 x 4 SUMA S = +2 = -8 = -6 = +6 Para cumplir con la neutralidad de la molécula. Otra forma 2H + S + 4O = O + 2 + X + (-8) = O X = + 6 20 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario N°6 Estequiometria 1) Escriba ecuaciones químicas balanceadas para las siguientes reacciones. a) Cl2 b) Cr (s) (g) + KBr (ac) → Br2 + O2 (g) → Cr2O3 (s) (l) + KCl (ac) 2) La glucosa tiene una composición de 40% de C, 6,72% de H y 53,3% de O. Se sabe que su masa molecular aproximada es 180g/mol, a partir de esta información determine su fórmula empírica y molecular. 3) ¿Cuántos moles de O2 se necesitan para formar 0.80 moles de Cl2. según la siguiente ecuación?: HCl + O2 H2O + Cl2 4) Cuando se trata óxido férrico con ácido sulfúrico se produce la reacción: Fe2O3 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3H2O ¿Cuántos gamos de sulfato férrico se formarán a partir de 63.84 g de Fe2O3? 21 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 5) El carburo de silicio, SiC, se comercializa como abrasivo. Se obtiene calentando SiO2 y C a altas temperaturas: SiO2(s) + 3C(s) SiC(s) + 2CO(g) a) ¿Cuántos gramos de SiC pueden formarse si se permite que reaccionen 3.0 g SiO2 de y 4.5 g de C? b) ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo en exceso? c) ¿Cuánto queda del reactivo en exceso después que se consume todo el reactivo limitante? 6) Una estudiante hace reaccionar benceno con bromo, para preparar bromobenceno C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr a) calcular el rendimiento teórico de la reacción si 30.0 g de benceno reacciona con 65.0 g de bromo b) si el rendimiento real es de 56.7 g, calcule el porcentaje de rendimiento. 22 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario N°7 Ley de los gases 1) Una muestra de gas ideal tiene una presión de 62 mmHg en un matraz de 100 ml. Esta muestra se transfiere a otro matraz donde su presión es de 29 mmHg. ¿Qué volumen tiene el nuevo matraz? (La temperatura no cambia) 2) Un globo se infla con helio hasta un volumen de 4.5 L a 23ºC. Si se saca el globo a la calle en un día de frío (a -2ºC) ¿Qué volumen tendrá? 3) ¿Que presión ejercen 1,55 g de Xe a 20ºC en un matraz de 560 ml? 4) Una muestra de SiH4 gaseoso que pesa 4,25 g se coloca en un recipiente de 580 ml. La presión resultante es de 1,2 atm. Determina la temperatura en ºC. 5) Un tanque de 2 L se llena de oxígeno. La temperatura dentro del tanque es 300 K y la presión es 152 kPa. Calcula la cantidad de sustancia de gas que contiene el tanque 23 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco ANEXO Las condiciones estándar P = 1 atm = 760 mm Hg T = 0 °C = 273,15 K 1 mol ocupa 22,4 l Leyes de los gases - Ley general de los gases - Ley combinada de los gases PV = n RT R= 0,082057 atm L mol-1 K-1 V1 P1 = V2 P2 T1 T2 - Ley de Dalton PT = P1+ P2 +P3+......PN - Ley de Boyle P1 x V1 = P2 x V2 - Ley de Charles V 1 = V2 T1 T2 - Ley de Gay Lussac P1 = P2 T1 T2 - Ley de avogadro V1 = V2 n1 n2 24 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario N°8 Disoluciones I) Complete: Disolución 15% m/m 20 % m/v 35 % v/v Soluto Solvente Solución II) Cálculo de concentraciones 1. La glucosa es un hidrato de carbono fundamental en el metabolismo humano. Una solución acuosa de glucosa es 20,0 % m/m. Calcular: a) La masa de soluto que se encuentra en 150 g de solución. b) La masa de soluto que se encuentra disuelta en 300 g de solvente. 2. Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCI (cloruro de sodio) en 300 g de agua. Expresar su concentración en: a) % m/m b) Molalidad c) Molaridad 25 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 3) Determinar a qué volumen deben diluirse 200 cm3 de una solución 1,00 M de sulfato (VI) de sodio para obtener una solución 0,5 M. 4) Se tiene una solución 1,20 M de AgNO3 y se dispone de 2,00 L de la solución inicial, ¿qué volumen de agua debe agregarse para obtener la solución 0,40 M? 5) Se requieren 400 cm3 de una solución 10,0% m/m de HCI, cuya densidad es 1,02 g/cm3. a) ¿Cuál es la masa de soluto y solvente necesaria? b) ¿Cuáles la concentración en g de soluto/100 g de solvente? c) ¿Cuál es la molalidad de la solución? d) ¿Cuál es la concentración en % m/V? e) ¿Cuál es la molaridad? 26 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Guía de Seminario N°9 Propiedades Coligativas 1) Calcular la reducción en la presión de vapor causada por la adición de 100 g de sacarosa (masa molar = 342) a 1000 g de agua. La presión de vapor de agua pura a 25°C es 23,69 mmHg. PV solución = X solvente * PV0 solvente puro 2) La presión de vapor del metanol puro es 159,76 mmHg. Determinar la fracción molar de glicerol (soluto no electrólito y no volátil) necesario para disminuir la presión de vapor a 129,76 mmHg. (Respuesta = 0,188) 3) Calcular el punto de ebullición de una solución de 100 g de anticongelante etilenglicol (C2H6O2) en 900 g de agua (Keb = 0,52 °C/m). ∆Tb = Kb * m ∆Tb= punto eb. Solución - punto eb. Solvente puro. 4) Qué concentración molal de sacarosa en agua se necesita para elevar su punto de ebullición en 1,3 °C (Keb = 0,52 °C/m y temperatura de ebullición del agua 100°C). 27 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 5) ¿Cual será el punto de congelación de una solución que contiene 17,25 g de ácido cítrico (C6H8O7) disueltos en 250 g de agua. (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal ) (Respuesta = -0,668 °C) ∆ Tf = Kf * m (f congelación o fusión) ∆ Tf =T f solvente – T f solución 6) A 100 mL de agua se agregan 50 mL de alcohol (masa molar 46 y densidad 0,7 g/mL) ¿Cual será el punto de congelación de esta mezcla. (Agua: temperatura de congelación 0 °C y constante crioscópica 1,86 °C/molal ) (Respuesta = 14,13 °C) 7) Calcular el valor de la presión osmótica que corresponde a una solución que contiene 2 moles de soluto en un litro de solución a una temperatura de 17° C. π = nRT V 8) Qué masa de anilina habría que disolver en agua para tener 200 mL de una solución cuya presión osmótica, a 18 °C, es de 750 mmHg; sabiendo que la masa molar de la anilina es 93,12 g/mol. 28 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Guía de Seminario N°10 Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Equilibrio químico 1.- Escriba la expresión de la constante de equilibrio para los siguientes sistemas: Sistemas Constante de equilibrio 2NaHCO3 (S) ⇔ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 N2 (g) + 3H2 (g) (g) ⇔ 2NH3 (g) 4NH3 (g) + 5O2 (g) ⇔ 4NO (g) + 6H2O 2.- Una de las reacciones que promueven la lluvia ácida es la siguiente: 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 + calor Describe hacia que lado se desplaza la reacción para restablecer el equilibrio en cada uno de los siguientes casos: Desplazamiento (→ o ←) a) Cuando aumenta la concentración de SO2 b) Cuando disminuye la temperatura c) Cuando aumenta la concentración de SO3 d) Cuando disminuye la concentración de O2 e) Cuando aumenta la presión 29 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 4.- Se inyecta yoduro de hidrogeno en un recipiente a 458º C. El HI se disocia formando hidrogeno H2 y yodo I2. Una vez alcanzado el equilibrio la concentración de HI es de 0,42 mol/L y la concentración de H2 y la de I2 es de 0,06 mol/L. Calcular el valor de la constante de equilibrio para el proceso de disociación de HI: 2HI (g) ⇔ H2 (g) + I2 (g) 8.- Considere la siguiente reacción: 2H2 + S2 ⇔ 2H2S a la temperatura de 600 ºC. En el estado de equilibrio se encuentran 2,5 mol de H2, 1,35 x 10-5 mol de S2 y 8,7 mol de H2S. Determine Kc sabiendo que el volumen del recipiente es de 12 litros. 30 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario N°11 Equilibrio Iónico: Acido base, soluciones Buffer 1.- Completar la siguiente tabla pH [H+] [OH-] pOH 1x10 -12 2 5,01 x 10 -6 8,7 1 x 10 -7 7 6,3 x 10 -9 5,8 1 x 10 -3 11 2.- Calcular el pH y el pOH de una disolución 0,2 M de ácido benzoico; Hbz (Ka= 6,46x10-5). Ecuación de disociación; Hbz ↔ H+ + bz - 3.- Calcular el pH de 1 L de disolución buffer que contiene 9 g de ácido propanoico y 11,2 g de propanoato sódico. (Ka=1,34x10-5) Buffer ácido; pH = pka + Log [De la sal] [Del ácido] 31 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Guía de Seminario N°12 Reacciones Redox 1.- Cuál es el estado de oxidación de los átomos subrayados: Compuesto Estado de oxidación NO2 MnO4Cl2 HIO3 NO2- 2.- Igualar la siguiente reacción redox en ambiente ácido Br°2 + Mn+2 Br- + MnO-4 Además indique: Cuál especie se oxida Cuál especie se reduce Cuál actúa como agente oxidante Cuál actúa como agente reductor Cuántos electrones están involucrados en la reacción. 32 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 3.- Igualar la siguiente reacción redox en ambiente ácido MnO4- + SO3-2 MnO2 + SO4-2 Además indique: Cuál especie se oxida Cuál especie se reduce Cuál actúa como agente oxidante Cuál actúa como agente reductor Cuántos electrones están involucrados en la reacción. 33 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Carreras: M. Veterinaria Enfermería Kinesiología Temuco Profesores: Aida Concha F. Lucía Medina M Felipe Laurie Guía de Seminario N°13 Nomenclatura y reacciones Orgánicas I) Hibridación, isomería 1.- En base a la siguiente estructura: HC≡C-CH=CH-CH(CH3) CH2CH3 Indique: carbonos sp3 carbonos sp2 carbonos sp enlaces sigma σ enlaces pi π 2.- ¿Cuáles de los siguientes compuestos son isómeros del hidrocarburo de fórmula A?: I.- Hidrocarburos alifáticos y aromáticos 1.- Complete la siguiente tabla: Estructuras Nombre CH3CH2CHCH2CHCH2CH3 ׀ ׀ CH3 CH2CH2CH3 1.- 2.- 34 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 3.4. 5.- 6.- 1-cloro-2-metil-2-buteno 7.- 3,4,4,5-tetrametilheptano 8.- 2,4-hexadieno 9.- isopentano 10.- 4,5-dietil-4-octeno 11.- 3-cloro-1,4-pentadiino 12.- 1,3,4-tribromobenceno 13.- 2,6-dibromofenol 35 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 2.- Completar las siguientes reacciones orgánicas: Reaccionan Heptano + O2 Produce Producto CH3-CH=CH2 +H2 CH3-CH=CH2 + Br2 CH3-CH=CH2 + HCl CCl4 ciclohexeno + KMnO4/H+ II.- Alcoholes 1.- Nomenclatura: Completar el siguiente cuadro 1 2 3 4 5 6 7 36 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Etilciclopropanol 8 o-Clorofenol 9 1,3- Butanodiol 10 2-Propin-1-ol 11 Ciclohexanol 12 Isopropanol 13 Alcohol terbutílico 14 p-metilfenol 15 m-aminofenol 16 Temuco 2.- Complete las reacciones químicas que a continuación se indican Reaccionan Isobutanol + ácido benzoico 2-butanol + HCl 2-propanol + K2Cr2O7 Produce H+ Producto Zn Cl2 H+ 37 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco III.- Aldehídos y cetonas 1.- Nomenclatura de aldehídos y cetonas: completar la siguiente tabla 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Formaldehído o metanal 2,2-dimetilbutanal 10 38 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica 3-butenal 11 3,4,5-trihidroxipentanal 12 m-etilbenzaldehído 13 2,2-dimetil-3-pentanona 14 2-etilciclohexanona 15 3-buten-2-ona 16 Temuco 2.- Completar las siguientes reacciones orgánicas: Reaccionan CH3 - CHO + K2Cr2O7 2-metil butanona + K2Cr2O7 Produce H+ Producto H+ pentanal + [Ag (NH3) 2 OH] 2-butanona + [Ag (NH3) 2 OH] 39 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco IV.- Ácidos carboxílico y derivados 1.- Nomenclatura de ácidos carboxílico, esteres y aminas 1 2 3 4 5 6 7 8 9 40 Universidad Santo Tomás Ciencias Básicas Química General y Orgánica Temuco 10 11 ácido metanoico 12 ácido 2,2-dimetilbutanoico 13 ácido 2-amino-2-hidroxibutanoico 14 ácido 2-butenoico 15 ácido 3-hexenoico 16 3-hidroxibutanoato de butilo 17 m-clorobenzoato de ciclopropilo. 18 2.- Propiedades físicas a) Dibujar las estructuras de dos moléculas de acido etanoico unidas entre si por puentes de hidrogeno b) Asigne el valor de p.e. a los siguientes compuestos. (187 ºC, 120ºC, 98ºC, 157ºC) Compuestos /MM Punto de ebullición Fuerzas intermoleculares Hexanal (100) acido pentanoico ( 102) 41
