Cecilia Candurra

QUÍMI
NERAL
Guía de ejercicios
DEPARTAMENTO DE LA ESPECIALIDAD
Profesoras: Cecilia Candurra, Elsa Morgera y Andrea Mugerli
Química General
FÓRMULAS Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Indicar los nombres de los siguientes compuestos
FÓRMULA
Sb2O5
SnO2
Cu(OH)2
Au(OH)3
LiOH
Ba(OH)2
H2SO3
H2S
H3BO3
HClO
HClO4
H3SbO4
HNO3
HIO4
HBr
H2CO3
HBrO4
HAsO3
H2O2
Ca(HCO3)2
K3PO4
Na2S2O8
K2MnO4
Ti(SO4)2
PbI2
Cd(NO3)2
Na2CO3
NaCl.5H2O
Na3BO3
K3AsO4
LiBr
KIO3
ZnSO4
PbCl2
Na2HPO4
Fe(HS)3
AlSbO4
Cu(HSO3)2
NOMBRE
FÓRMULA
As2O3
PbO
Fe(OH)2
Zn(OH)2
Ca(OH)2
CuOH
HNO2
HPO3
HI
HIO3
H3AsO4
HF
H2SO4
HClO3
HBrO
H2Cr2O7
H4P2O7
HCl
Na2O2
Na2SO4
Na2S2O3
KMnO4
PbCrO4
K2Cr2O7
ZnS
CaCO3
Na2SO4.10H2O
FeCl3
Ca3(PO4)2
Na3AsO3
BiF3
NaClO4
Na2S
KClO3
KH2PO4
Cd(NO3)2
KHCO3
Co(NO2)2
NOMBRE
2
Química General
Cu(NO3)2
Ni(HSO4)2
Cu(OH)NO3
(NiOH)2SO4
Mg(HCO3)2
Al(OH)(NO3)2
CuNO3
Fe(OH)SO4
Al(OH)2Cl
MgCO3
Zn(OH)NO2
(NH4)2CO3
Indicar las fórmulas de los siguientes compuestos:
NOMBRE
FÓRMULA
NOMBRE
Óxido de zinc
Óxido de litio
Óxido plumboso
Óxido mercúrico
Hidróxido de calcio
Hidróxido de bismuto
Hidróxido férrico
Hidróxido cuproso
Hidróxido mercurioso
Hidróxido cobáltico
Hidróxido de cadmio
Hidróxido de amonio
Peróxido de hidrógeno
Peróxido de sodio
Amoníaco
Hidruro de litio
Ácido ortofosfórico
Ácido sulfúrico
Ácido nitroso
Ácido bórico
Ácido metaarsénico
Ácido pirofosfórico
Ácido sulfuroso
Ácido clorhídrico
Ácido perclórico
Ácido hipobromoso
Bromuro de hidrógeno
Ácido periódico
Ácido brómico
Ácido antimonioso
Ácido metaantimónico
Ácido hipocloroso
Ácido fluorhídrico
Ácido iodhídrico
Clorato de potasio
Fosfato de calcio
Ortofosfato de sodio
Sulfato mercúrico
Pirofosfato de calcio
Nitrito de sodio
Carbonato de amonio
Hipoclorito de sodio
Sulfuro de bario
Manganato de potasio
Permanganato de sodio
Ioduro de potasio
Iodato de potasio
Tiosulfato de sodio
Persulfato de sodio
Bromuro de cadmio
Perclorato de calcio
Sulfato de sodio
Nitrato mercúrico
Cloruro de zinc
Arseniato de sodio
Sulfito de sodio
Nitrito de amonio
Carbonato de bario
Metaarseniato de sodio
Borato cúprico
Bisulfuro férrico
Cloruro estañoso
Bisulfato de sodio
Sulfato ácido de zinc
Fosfato ácido de litio
Bicarbonato mercúrico
FÓRMULA
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Química General
Arseniato ácido de sodio
Bisulfito de amonio
Fosfato ácido de aluminio
Bicarbonato de calcio
Arseniato diácido de zinc
Bisulfito mercúrico
Bicarbonato de sodio
Bicarbonato de amonio
Bisulfato de magnesio
Bisulfuro áurico
Bisulfato plumboso
Fosfato ácido niquélico
Fosfato ácido ferroso
Bisulfuro manganoso
Nitrato básico cúprico
Sulfato básico ferroso
Sulfato básico de zinc
Carbonato básico de cadmio
Fosfato básico áurico
Nitrato básico mercúrico
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Química General
Profesora: Cecilia Candurra
QUIMICA GENERAL
ESTEQUIOMETRIA
Conceptos fundamentales
La Estequiometría es la parte de la Química que se ocupa de la composición cuantitativa
de los compuestos, las relaciones cuantitativas entre las sustancias involucradas en las
reacciones químicas y de las leyes que gobiernan éstas transformaciones. La
Estequiometría, por lo tanto permite determinar fórmulas químicas, escribir las
ecuaciones químicas y calcular la cantidad de sustancia que reacciona o se forma en una
reacción química, a partir de determinadas cantidades de otras de las sustancias
involucradas en la misma
Aceptada la existencia de los átomos y las moléculas (o iones) como partículas
materiales y teniendo en cuenta que la materia es todo aquello que tiene masa, resulta
evidente que dichas partículas poseen masa. Como dichas masas son extremadamente
pequeñas no conviene medirlas en las unidades que estamos acostumbrados a emplear
habitualmente (por ejemplo el gramo) y por eso se creo una unidad de masa, que se
denomina
UNIDAD DE MASA ATOMICA, abreviadamente uma (símbolo = u) siendo:
1 u = 1,661 10 –24 g
La uma se define como la doceava parte de la masa de un átomo de 12C
En relación a dicha unidad se define:
MASA ATOMICA RELATIVA (Ar): Es un número que expresa cuantas veces mayor es
la masa (en promedio) de un átomo de un determinado elemento que la unidad de masa
atómica.
Antiguamente se tomaron como patrón de referencia distintos átomos. Por ejemplo, en
una época se considero al átomo de hidrógeno como unidad, entonces decir que el
“peso” atómico de un elemento era X, indicaba que un átomo “promedio” de dicho
elemento tenia un peso X veces mayor que un átomo de hidrógeno, o sea en relación al
patrón elegido. Por eso la masa atómica relativa no tenia unidad. Desde la creación de
uma, lo que aparece como Ar o simplemente masas atómicas en las Tablas Periódicas
es la masa atómica en umas, y por cuestiones de costumbre se sigue considerando a Ar
sin unidad.
Es necesario aclarar que la Ar de un elemento no se refiere a un átomo en particular sino
que es un promedio de la masa de los distintos isótopos del elemento que se encuentran
en la naturaleza, teniendo en cuenta su porcentaje de abundancia.
MASA MOLECULAR RELATIVA (Mr): Es un numero que expresa cuantas veces
mayor es la masa promedio de una molécula ( o formula empírica) de una sustancia que
la uma.
Conociendo la formula química de una sustancia y las Ar de los elementos, podemos
calcular sencillamente su Mr.
5
Química General
Lo mismo que en el caso se la masa atómica relativa, mas correctamente deberíamos
denominar a la Mr masa molecular promedio y tendría que llevar la unidad uma, pero al
igual que en el caso anterior al hablar (por costumbre) de “relativa” NO TIENE
UNIDAD.
Conociendo que 1 u = 1,661 10-24 g y que la uma se define como la masa de un átomo
del isótopo de carbono doce dividido doce, vemos que un átomo de carbono 12 tiene
una masa de doce umas y podemos calcular cuantos átomos de 12C hay en 12 g de 12C.
1 u ................1,661 10-24g
12 u................1,993 10-23g
1,993 10-23g...............1 átomo 12C
12,000 g....................6,02 1023 átomos 12C
Este número es el número o constante de Avogadro. Para cualquier elemento, cuando
se toma una masa que, expresada en gramos, coincide numéricamente con su Ar ,
tendremos la misma cantidad de átomos. A este número de partículas (átomos,
moléculas, iones, electrones, etc) se lo denomina MOL.
MOL: es la unidad de cantidad de sustancia y es la cantidad de sustancia que contiene
el número de Avogadro de partículas elementales.
Por ejemplo:
1 mol de Helio .............contiene 6,02 1023.................. átomos de He
1 mol de agua...............contiene 6,02 1023 ..................moléculas de agua
1 mol de Na+ ...............contiene 6,02 1023 ..................iones Na+
Cuando hablamos de un mol debemos aclarar si se trata de un mol de átomos, de
moléculas o de que partículas.
MASA MOLAR (M): es la masa de un mol
La masa molar del agua es, por lo tanto la masa de un mol de moléculas de agua (18 g)
Cuando nos referimos a átomos debemos aclararlo ya que, por ejemplo, la masa de un
mol de átomos de oxigeno es 16 g, mientras que la Masa Molar de la sustancia oxigeno
(O2 ) es 32 g.
VOLUMEN MOLAR: para las sustancias en estado gaseoso es el volumen que ocupa
un mol de la sustancia.
En el estado gaseoso el volumen que ocupa las sustancia depende de la presión y la
temperatura a la que se encuentre, considerándose que el volumen propio de las
moléculas es despreciable (gases ideales). Por otra parte, de acuerdo con la Hipótesis de
Avogadro “Volúmenes iguales de gases iguales ó diferentes, medidos en las mismas
condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”.
6
Química General
De lo anterior podemos inferir que si tenemos 1 mol de distintos gases en iguales
condiciones de presión y temperatura, ocupan el mismo volumen. Cuando esas
condiciones son las denominadas condiciones normales de presión y temperatura
(CNPT) que corresponden a 1 atm y 0ºC ( 273K), el volumen ocupado por un mol del
gas se denomina VOLUMEN MOLAR NORMAL y es de 22,4 dm3 (o 22,4 litros)
independientemente de cuál sea el gas en cuestión.
Principio de conservación de la masa – Ley de
Lavoisier
Su establecimiento, a finales del siglo XVIII, marcó
el nacimiento de la química moderna y el abandono
de su predecesora, la alquimia. y por ello a su autor,
el francés Antoine-Laurent Lavoisier ( 17431794) se le conoce como el padre de la química. Se
puede enunciar de distintas maneras, una de ellas es:
En una reacción química la suma de la masa de los
reactivos es igual a la suma de la masa de los
productos.
CÁLCULOS
Realizar cálculos estequiométricos es un procedimiento, como todo procedimiento
implica una secuencia ordenada de pasos. Lo veremos mediante un ejemplo:
Se hacen reaccionar 40 g de gas hidrógeno con cantidad suficiente de gas cloro y
queremos saber que masa de cloruro de hidrógeno se forma.
1er. PASO: Escribir la ecuación química ajustada de la reacción
H2 + Cl2 ------------------
2 HCl
2do. PASO: de acuerdo a la ecuación, ver cuántos mol de cada sustancia participan de
la reacción (relación estequiométrica)
1 mol de H2 reacciona con 1 mol de Cl2 produciendo 2 mol de HCl
3er. PASO: calcular las masas de cada sustancia que intervienen en la reacción, según la
relación estequiométrica
Siendo ArH = 1
1 mol de H2 = 2g
7
Química General
Siendo ArCl = 35,5
1 mol de Cl2 = 71 g y
1 mol de HCl = 36,5 g
2 mol de HCl = 73 g
Podemos ahora decir entonces que, según la relación estequiométrica:
2 g de hidrógeno reaccionan con 71 g de cloro produciendo 73 g de cloruro de
hidrógeno
4to PASO: teniendo en cuenta los DATOS e INCÓGNITAS de la situación a resolver
Datos: 40 g de H2
Cl2
Incógnita: masa de HCl obtenida
Antes podemos resumir los pasos anteriores en un cuadro:
de acuerdo con
Relación
estequiométrica
ecuación
H2
Cl2
2 HCl
de moles
1
1
2
Relación
estequiométrica
de masas
(g)
2
71
73
el problema
masas (g)
40
suficiente
¿?
Vemos que si reaccionan 2 g de H2 se obtienen 73 g de HCl, y queremos averiguar qué
masa de HCl se obtendrá a partir de 40 g de H2
Se plantea entonces, usando regla de tres o proporciones, una relación que nos permita
hallar la respuesta:
Entonces:
2g H2
73 g HCl
=
40 g H2
X = 1460 g de HCl
x g HCl
8
Química General
Si ahora, queremos saber qué volumen de gas Cl2, medido en CNPT deberán emplearse,
buscamos las relaciones estequiométricas correspondientes:
de acuerdo con
Relación
estequiométrica
ecuación
H2
Cl2
2 HCl
de moles
1
1
2
Relación
estequiométrica
de masas
(g)
2
----------
-----
Relación
estequiométrica
de volúmenes
en CNPT
(dm3)
----
22,4
------
el problema
masas (g)
40
¿?
------
Como notarás, esta vez se indican en el cuadro los valores implicados en el cálculo, a
fin de agilizar el mismo.
Podemos decir entonces que:
Para reaccionar con 2 g de H2 se necesitan 22,4 dm3 de Cl2 (medidos en CNPT) y
calcular qué volumen de Cl2 se requieren si partimos de 40 g de H2
22,4 dm3Cl2
2g H2
=
40 g H2
X = 448 dm3 Cl2
x dm3 Cl2
REACTIVO LIMITANTE
Para analizar el concepto de “reactivo limitante” podemos comenzar con una analogía
culinaria: Si debemos hacer sándwiches de queso, y para ello disponemos de siete panes
y sólo cinco láminas de queso, ¿cuántos sándwiches podré hacer?
Sólo podré hacer cinco sándwiches, y por tanto las láminas de queso serán el reactivo
limitante de este proceso, mientras que el pan será el reactivo excedente.
9
Química General
Ahora apliquemos el mismo razonamiento para una reacción química representada por
la siguiente ecuación:
Pb + S
PbS
Teniendo en cuenta la ecuación y las relaciones estequiométricas, podemos calcular que
para reaccionar con 10,00 g de plomo se requieren 1,55 g de azufre.
de acuerdo con
Relación
estequiométrica
ecuación
Pb
S
PbS
sobran
El limitante es
de moles
1
1
1
Relación
estequiométrica
de masas
(g)
207,19 32,06 239,25
el problema 1
masas (g)
10,00
1,55
11,55
el problema 2
masas (g)
10,00
3,00
11,55
1,45 de
S
Pb
el problema 3
masas (g)
18,00
1,55
11,55
8 de
Pb
S
En el gráfico observamos que sucedería en cada caso
1
2
3
NOTA: las reacciones entre reactivos sólidos no son frecuentes, en este caso sería
necesario fundir los reactivos para que reaccionaran.
10
Química General
El reactivo limitante es aquel que limita la reacción. Es decir: una vez que este reactivo
se acaba, termina la reacción. El reactivo que sobra se llama reactivo excedente. La
cantidad de producto que se forme depende de la cantidad de reactivo limitante. Este
depende de la reacción y es distinto para cada una de ellas.
En la resolución de ejercicios y problemas: cuando se conocen las cantidades de dos o
más reactivos que intervienen en la reacción, es INDISPENSABLE calcular cuál de los
reactivos es el LIMITANTE, ya que de él dependerá la cantidad de producto que se
pueda obtener.
Ejemplo: En un vaso de precipitados se colocan 5,5 g de aluminio y se añaden una
solución que contiene 30 g de HCl. Averiguar:
a) ¿Qué masa de cloruro de magnesio se forma?
b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido en CNPT, se desprende?
Antes de poder calcular la cantidad de productos formados HAY QUE CALCULAR
CUÁL ES EL REACTIVO LIMITANTE!!!
2 Al + 6 HCl
54 g
219 g
2 AlCl3 +
3 H2
54 g Al ---------------- 219 g HCl
5,5 g Al -------------------- X = 22,30 g HCl reactivo en exceso!!!
30 g HCl – 22,30 g HCl = 7,7 g HCl quedan sin reaccionar
El reactivo limitante es el aluminio, en base a la cantidad de aluminio debemos
calcular los productos. Entonces:
11
Química General
2 AlCl3 +
267 g
2 Al + 6 HCl
54 g
219 g
Cálculo de la masa de AlCl3:
54 g Al
3 H2
67,2 dm3 (CNPT)
5,5 g Al
=
267 g AlCl3
X1 = 27,20 g AlCl3
x1 g AlCl3
Calculo del volumen de H2 obtenido, medido en CNPT:
54 g Al
5,5 g Al
=
67,2 dm3 H2
X2
X2 = 6,84 dm3 H2
PUREZA DE LOS REACTIVOS
Los reactivos químicos contienen, en la mayoría de los casos, una cierta cantidad de
impurezas. Cuando se realizan cálculos estequiométricos es necesario tener en cuenta
el porcentaje de pureza de estos reactivos. Se denomina pureza al porcentaje efectivo
de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.0 g de cobre con pureza del 80%
significa que 48 g de cobre corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas
inertes.
Ejemplo
Se hacen reaccionar 119 g de una muestra impura de Cu con un exceso de HNO3 y se
obtienen 36.0 g de H2O según la reacción indicada abajo. Calcular la pureza de la
muestra de Cu utilizada y el número de moles de NO formados.
3 Cu (s) + 8 HNO3 (ac) → 3 Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
3 mol
8 mol
3 mol
2 mol
4 mol
36,0 g de H2O = 2 mol H2O
Según la relación estequiométrica:
4 mol H2O
3 mol Cu
2 mol H2O
x= 1,5 mol Cu han reaccionado
x mol Cu
Siendo Ar Cu = 63,54 g
mCu = 95,25 g es la masa efectiva de Cu que ha reaccionado. Por lo tanto, de los 119 g
de la muestra (100%) solo corresponden al Cu 95,25 g
12
Química General
119 g muestra
100%
92,25 g
X%
Cu puro
X = 80%
Como es de esperar LA CANTIDAD DE PRODUCTO/S OBTENIDA
DEPENDERÁ DE LA CANTIDAD DE REACTIVO QUE REACCIONA
EFECTIVAMENTE, en este caso será de los 92,25 g de Cu que contiene la muestra.
Cálculo del nº de mol de NO(g) formado:
Según la ecuación: 3 mol de Cu originan al reaccionar 2 mol de NO(g).
Siendo 3 mol Cu = 3 . 63,5 g = 190,5 g
Planteamos la siguiente relación:
190,5 g Cu
2 mol NO(g)
92,25 g Cu
x = 0,97 mol NO(g)
x mol NO(g)
RENDIMIENTO de la REACCIÓN
Por distintos motivos, por ejemplo reacciones secundarias del reactivo limitante,
características del proceso, etc., las reacciones químicas, en general, no producen la
cantidad de producto esperable a partir de los cálculos estequiométricos. Si
consideramos la cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante
se consumiera en la reacción como rendimiento teórico y a la cantidad de producto
realmente formada como rendimiento de la reacción, o simplemente rendimiento, se
cumplirá que:
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se
llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:
Ejemplo: La reacción de 6,8 g de H2S con exceso de SO2 produce 8,2 g de S. Siendo la
reacción producida la representada por la siguiente ecuación:
¿Cuál es el % de rendimiento?
1) En esta reacción, 2 mol de H2S reaccionan para dar 3 mol de S. Usando la relación
estequiométrica podemos determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a
partir de 6,8 g de H2S.
13
Química General
68 g H2S
6,8 g H2S
96 g S
xgS
X= 9,6 g S
Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por
100.
(8,2g/9,6g) x 100 = 85,4%
EJERCITACIÓN
1) Calcula las masas molares de las siguientes sustancias:
a) CH4 (metano, principal componente del gas natural)
b) C2H4O2 (ácido acético, principal componente del vinagre)
c) C6H12O6 (glucosa)
2) Calcula
a)
b)
c)
d)
e)
la masa correspondiente a:
7,5 mol de moléculas de H2O2 (peróxido de hidrógeno)
5 mol de átomos de hierro
9,03 1023 átomos de S
1,505 1023 moléculas de C4H10 (butano)
90 litros de Cl2O5 medidos en CNPT.
3) Calcula cuántos mol de moléculas hay en:
a) 150 g de ácido sulfúrico
b) 3,4 1024 moléculas de S8
c) 450 dm3 de Cl2, medidos en CNPT.
4) Calcular el número de moléculas y el numero de átomos de fósforo presentes en
250 g de la sustancia simple P4
5)
Calcula el número de moléculas presentes en:
a) 690 g de etanol (C2H6O)
b) 500 l de amoniaco (NH3)
6) Una muestra contiene 35 mol de sulfato de sodio. Calcula:
a) Masa de la sal.
b) mol de átomos de sodio presentes.
c) mol de iones sulfato que contiene.
d) Átomos de oxígeno que contiene.
Rtas.: a) 4970 g
b) 70 mol
c) 35 mol
d) 8,43.1025 átomos
14
Química General
7) Calcula que masa de óxido de sodio que puede obtenerse a partir de:
a) 5 mol de átomos de sodio.
b) 80 g de oxígeno.
c) 3,01.1022 átomos de sodio.
d) 9,03.1024 moléculas de oxígeno.
e) 28 dm3 de oxígeno, medidos en condiciones normales de presión y
temperatura.
Rtas.: a) 155 g b) 310 g c) 1,55 g
d) 1860 g
e) 155 g
8) Se descompone térmicamente una tonelada de carbonato ácido de sodio,
formando: carbonato de sodio, dióxido de carbono y agua. Calcula:
a) La masa de carbonato de sodio obtenida.
b) El volumen de dióxido de carbono desprendido, medido en CNPT.
c) El nº de moléculas de agua formadas.
Rtas.: a) 631 kg
b) 1,33.105 dm3
c) 3,58.1027 moléculas
9) Dada la reacción de obtención de amoníaco a partir de nitrógeno e hidrógeno,
escribe la ecuación y calcula:
a) La masa de hidrógeno necesaria para obtener 255 g de amoníaco.
b) El nº de moles de moléculas de amoníaco que se obtienen a partir de
7,2.1024 moléculas de nitrógeno.
c) El volumen de nitrógeno, medido en CNPT, que reaccionan con 180 g de
hidrógeno.
10) En la elaboración del vino a partir de la uva, parte del azúcar genera etanol
(alcohol etílico) según la siguiente ecuación:
C6H12O6
2 CO2 + 2 C2H6O
glucosa
etanol
Averiguar: a) ¿cuántas moléculas de glucosa se necesitan para obtener 250 l de CO2,
medido en CNPT?
b)¿Qué masa de CO2 y qué masa de etanol se obtendrán, si se parte de 500 mol
de glucosa?
11) Reaccionan 50,0 g de hidróxido de sodio puro con una solución que contiene
50,0 g de ácido sulfúrico. Calcula:
a) La masa de sulfato de sodio obtenida.
b) ¿qué masa del reactivo en exceso queda sin reaccionar?
Rtas.: a) 72,42 g
b) 9,21 g
15
Química General
12) En un recipiente que contiene 60 g de cobre puro se agrega un volumen de
solución de ácido nítrico concentrado que contiene 6 moles del ácido. En esas
condiciones se verifica la reacción representada por la siguiente ecuación:
4 HNO3 (ac) + Cu (s) -------------------- 2 NO2 (g) + Cu(NO3)2 (s) + 2 H2O (l)
a) ¿qué reactivo está en exceso? ¿cuántos mol del mismo quedan sin
reaccionar?
b) Si se trabaja en CNPT, ¿qué volumen de dióxido de nitrógeno se
desprende?
c) ¿cuántos mol de nitrato cúprico se forman?
Rtas.: a) 2,23 mol de HNO3
b) 42,33 litros
c) 0,94 mol
13) En un horno eléctrico se introducen 100 g de sílice a los que se le agrega
carbono en exceso produciéndose la reacción representada por la siguiente
ecuación:
SiO2 + 2 C ---------------------- 2 CO + Si
La reacción tiene un rendimiento del 90%. Calcula:
a) ¿cuántos mol de silicio se obtienen?
b) ¿ qué volumen de monóxido de carbono, medido en CNPT, se desprenden?
Rtas.: a) 1,5 mol
b) 67,19 dm3
14) Utilizando 5.103 kg de una roca fosforosa que contiene 80% de fosfato de
calcio se produjo, con un rendimiento del 90%, la reacción representada por la
siguiente ecuación:
Ca3(PO4)2 + 2 H2SO4
--------------------- 2 CaSO4 + Ca(H2PO4)2
Calcula:
a) la masa de H2SO4 que reaccionó
b) la masa de fosfato diácido de calcio formada.
Rtas.: a) 2529,0 kg
b) 2717,42 kg
15) ¿Cuántos litros de hidrógeno, medidos en CNPT se desprenden al atacar
653,70 g de cinc del 90% de pureza con cantidad suficiente de ácido sulfúrico. Ten en
cuenta que también se forma sulfato de cinc
Rta.: 201,60 l
16
Química General
16) Se descompone por calcinación 1 tn de piedra caliza (CaCO3) del 80% de
pureza para obtener cal (óxido de calcio) y dióxido de carbono con un rendimiento del
75%. ¿Qué masa de óxido de calcio se obtiene?
Rta.: 3,36.10-1 tn (3,36.105 g)
17) ¿Cuál es la pureza de una partida de carbonato de sodio si 8g de una
muestra de la misma, por reacción con solución de ácido clorhídrico en exceso,
produjeron 800 cm3 de dióxido de carbono (medidos en CNPT)? Ten en cuenta que se
forma también cloruro de sodio y agua.
Rta.: 47,3%
18)
Un sistema contiene 80 g de calcio y 120 dm3 de nitrógeno (medido en
CNPT). Las sustancias reaccionan para dar nitruro de calcio según la siguiente
ecuación:
3 Ca + N2 ---------- Ca3N2
Al hacer reaccionar con agua el nitruro de calcio obtenido, se produce amoníaco según
la siguiente ecuación:
Ca3N2 + 6 H2O ------------------- 3 Ca(OH)2 + 2 NH3
a) ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿ qué masa o volumen del mismo (medido
en CNPT) no reaccionó?
b) ¿Qué volumen de amoníaco (medido en CNPT) se produjo?
c) ¿cuántas moléculas de agua intervinieron en la reacción?
Rtas.: a) 105 l de N2 b) 29,9 dm3
c) 2,41.1024
19)
La “capa de ozono” (ozono estratosférico) actúa como “pantalla” que
protege la vida en la tierra impidiendo que la radiación UV de alta energía llegue a la
troposfera. Sin embargo, el ozono producido en la tropósfera es una sustancia muy
nociva para la vida por su alto poder oxidante. El O3(g) puede reaccionar con NO
proveniente de las emisiones de los motores de combustión interna produciendo O2(g)
y NO2(g).
Si 0,185g de O3(g) reaccionan con 0,168 g de NO(g):
a) ¿Cuál es el reactivo limitante?
b) ¿Cuántos gramos de NO2(g) se obtendrían?
c) ¿Cuántos mol del reactivo excedente quedarían sin reaccionar?
Rtas.: a) O3 b) mNO2= 0,177g c) 1,73.10-3 mol de NO
17
Química General
20) El dióxido de titanio TiO2(s) es una sustancia blanca, no tóxica, muy
empleada en pinturas, como pigmento en plásticos, como aditivo en alimentos y en
cosmética. Se puede preparar por acción de solución de H2SO4 sobre el mineral ilmenita
FeTiO3(s). Los otros productos de la reacción son sulfato ferroso y agua. Se hacen
reaccionar 10 toneladas de ilmenita de pureza 40% con cantidad suficiente de ácido
sulfúrico obteniéndose 1,835 tn de TiO2(s). ¿cuál es el rendimiento del proceso?
Rta.: 83,78%
21) Uno de los primeros combustibles para naves espaciales estaba compueso
de dos líquidos: hidracina (N2H4) y tetróxido de dinitrógeno (N2O4), que al entrar en
ignición producen nitrógeno y vapor de agua. Se produce la dicha reacción en el
laboratorio mezclando 0,0100 g de hidracina con 0,0200 g de tetróxido de
dinitrógeno.
a) ¿cuál es el reactivo limitante?
b) ¿qué masa de agua se forma?
Rta.: a) hidracina
b) 0,0112 g
22)
El proceso de obtención electrolítica de aluminio (Proceso Hall) puede
representarse por la siguiente ecuación:
2 Al2O3(l) + 3 C (s) ---------------- 4 Al (l) + 3 CO2(g)
a) ¿cuántas toneladas de aluminio se pueden obtener si se procesan 45 tn
de Al2O3 y el rendimiento del proceso es 95%?
b) ¿Cuántas toneladas de carbono se consumen durante el mismo?
c) ¿Cuántas tn de carbón, de 93% de pureza, se requieren?
Rta.: a) 22,63 tn
b) 7,94 tn
c) 8,54 tn
23) Al calentarse 300 g de cloruro de amonio a una cierta temperatura, se produjo
la descomposición térmica del mismo, en un 70% , obteniéndose amoníaco y
cloruro de hidrógeno. Calcula la composición del sistema final expresada en
g y mol.
Rta.: NH4Cl = 90g 0 1,68 mol
NH3 = 66,7 g = 3,92 mol
HCl = 143,3g = 3,92 mol
24)
Se realizó la cloración de 200 g de un hidrocarburo de fórmula C20H42,
con un rendimiento del 80%. La ecuación correspondiente a la reacción producida es
la siguiente:
C20H42 + Cl2 ---------------- C20H41Cl + HCl
Calcula:
a) Masa de cloruro de alquilo obtenida.
18
Química General
b) Nº de moléculas de cloro que reaccionaron.
c) Volumen de solución de NaOH 10% m/m, (densidad 1,11 g/cm3) que se
necesitan para neutralizar todo el cloruro de hidrógeno producido.
Rtas.: a) 179,6 g
b) 3,41.1023 moléculas
c) 202,5 cm3
25) 500 g de sulfuro de bario de 90% de pureza reaccionaron según la siguiente
ecuación:
BaS + H2O + CO2 ------------- BaCO3 + H2S
a) ¿qué masa de carbonato de bario se produjo?
b) ¿qué volumen de sulfuro de hidrógeno, medido en CNPT, se desprendió?
c) ¿cuántos mol de dióxido de carbono participaron de la reacción?
Rtas.: a) 524,4 g b) 59,5 dm3 c) 2,65 mol
26) Una caliza dolomítica contiene 80% de CaCO3, 10% de MgCO3 y 10% de
impurezas inertes frente a ácido perclórico.
a) ¿Qué volumen de CO2, medido en CNPT, se desprenderá cuando 40g del
mineral se tratan con un exceso de sl de ácido perclórico?
b) ¿Cuántos iones Ca2+ contiene la solución remanente de la reacción?
Nota: en ambos casos, al reaccionar el carbonato con ácido perclórico se obtiene
perclorato del metal, dióxido de carbono y agua
3
Rtas.: a) 8,23 dm b) 1,93.1023 iones Ca2+
27) En un reactor se deshidratan 200 kg de un mineral que contiene 90% de
NaH2PO4 con un rendimiento del 85%, según la siguiente ecuación:
2 NaH2PO4 -------------------- Na2H2P2O7 + H2O
a) ¿Qué masa de Na2H2P2O7 se obtiene?
b) ¿Cuántos mol de átomos de P contiene dicha sal?
Rtas.: a) 141,5 kg
b) 1275 mol
28) Calcula cuántos litros de H2 (g), medidos en CNPT, se recogen cuando se atacan
10 g de cinc al 80% de pureza con solución de H2SO4 en cantidad suficiente,
teniendo en cuenta que se produce la pérdida del 12% del hidrógeno obtenido.
19
Química General
GASES
1) Se tienen 600 cm3 de un gas en C.N.P.T.. Calcule su volumen si se lo calienta a
77ºC a presión constante.
R: 769 cm3
2) Un recinto de 5,4 litros de capacidad está ocupado por una cierta cantidad de
gas a una presión de 2 atm y temperatura normal. Calcular la presión que
ejercerá el gas en dicho recinto si se lo enfría a -17ºC
R: 1,87 atm
3) Una cierta masa gaseosa ocupa un volumen de 12 dm3 en C.N.P.T.. Calcular su
volumen a la presión de 800 mmHg y temperatura normal
R: 11,4 dm3
4) Una determinada cantidad de gas, que ocupaba un recipiente de 500 ml de
capacidad a la presión de 600 mmHg y temperatura normal, pasa a ocupar un
volumen de 4,5 dm3 a 27ºC. Calcular la presión que ejerce en estas condiciones.
R: 73,2 mmHg
5) Se tiene una solución gaseosa en un recipiente de 2,4 dm3 a 273ºC y presión
normal. Calcular el volumen que ocupará dicho gas si se lo comprime a 5 atm y
simultáneamente se lo enfría a 0ºC
R: 0,24 dm3
6) Un recipiente de 750 cm3 contiene 1,25 g de CO2 a 22,5 ºC. ¿Cuál es la presión
que ejerce el gas?
R: 0,919 atm
7) Calcular la masa de helio necesaria para llenar un globo de 5 dm3, a una presión
de 1,1 atm y a una temperatura de 25ºC
R: 0,9 g
8) 1,007 g de un gas desconocido contenido en un recipiente de 452 cm3 ejerce
una presión de 715 mmHg a 23 ºC. ¿Cuál es la masa molar del gas?
R. 57,5 g/mol
9) Calcular el volumen molar de un gas ideal cuando está sometido a una presión
de 5,5 atm, a una temperatura de 25 ºC. ¿Qué volumen ocupará en C.N.P.T.?
R: a) 4,44 dm3 b) 22,4 dm3
10) Un sistema cerrado, con tapa móvil, cuyo volumen es 0,452 dm3, contiene un
gas a una presión de 628 hPa y a una temperatura de 87 ºC
a) ¿Cuál es volumen del sistema a 1 atm y 0ºC?
20
Química General
b) ¿Cuántos moles de gas hay en el sistema?
c) ¿Cuál es el volumen molar del gas en ambas condiciones de presión y
temperatura?
R: a) 0,213 dm3 b) 9,49.10-3 mol c) 47,6 dm3 y 22,4 dm3
11) Señalaren cuáles de los siguientes casos no se puede utilizar la ecuación
P0.v0/T0 = P.V/T. Justificar la respuesta:
a) P0 yP están expresadas en Torr
b) T0 y T están expresadas en ºC
c) Hay cambio de presión, volumen, temperatura, pero no de masa
d) Varía el número de moles
12) En un aparato de laboratorio se elimina el aire hasta lograr una presión de
1.10-6 Torr a 25ºC. Calcular el número de moléculas que hay en 1 cm3 de aire a
dicha presión y temperatura.
R: 3,2.1010 moléculas
13) 1 dm3 de helio a 27ºC está sometido a una presión de 2 atm. El sistema se
calienta hasta duplicar el volumen, manteniendo constante la presión. Calcular
la temperatura final del sistema
R: 327ºC
14) Por fermentación de la glucosa de las uvas, durante la elaboración del vino, se
liberan gases a 37ºC y 1 atm. Calcular la variación de temperatura en ºC, que se
produciría si los gases ocuparan el doble de volumen y la presión se redujera a
342 mmHg
R: -31ºC
15) a) Calcular la densidad del gas etano (C2H6) a 1 atm y 25ºC
b) ¿Cuántos átomos de hidrógeno están contenidos en 1 mol de este gas?
R: a) 1,23 g.dm-3 b) 3,61.1024 átomos
16) La densidad de un gas diatómico es 2,75 g. dm-3, a 23 ºC y 715 mmHg. Calcular
la masa molar del gas
R: 70,9 g.mol-1
17) Una mezcla de 21 g de N2, 10 g de Ar y 12 g de CH4 ocupan un volumen de 30
litros a 30ºC. Calcular:
a) ¿Cuál es la presión total dentro del recipiente?
b) ¿Cuál es la presión parcial que ejerce cada gas?
21
Química General
18) Una mezcla formada por 4,4 g de CO2 y 0,125 mol de 0,125 mol de N2O está
contenida en un recipiente de 5 dm3 a 273 ºK.
a) Calcular la fracción molar del CO2 en la mezcla
b) Calcular la presión parcial del N2O en la mezcla
c) Explicar si se modifica o no la presión parcial del N2O en la mezcla, cuando el
volumen del recipiente se duplica a temperatura constante
R: a) 0,444 b) 0,559 atm
19) Un recipiente de 5 dm3 contiene una mezcla de 6 g de SO2 y 7,5 g de SO3 a
18ºC. Si el recipiente se calienta a 60ºC, calcular la variación de:
a) La presión parcial de SO2
b) La presión total de la mezcla
c) La fracción molar de SO3
R: a) 0,065 atm b) 0,13 atm c) 0,5
20) Un recipiente rígido de volumen igual a 11,9 dm3 contiene una mezcla gaseosa
compuesta por 1,2 g de gas hidrógeno y 11,2 g de un gas desconocido a 10ºC de
temperatura. La presión que ejerce la mezcla gaseosa es 1,95 atm. Determinar cuál
es el gas desconocido, sabiendo que es una sustancia diatómica
21) Un tanque de 200 dm3 contiene 4.1024 moléculas de oxígeno y 8.1023 moléculas
de helio. Se introducen en él 400 g más de oxígeno. La temperatura, que
permanece constante, es de 27ºC. Calcule:
a) La presión total ejercida sobre las paredes del tanque inicialmente y después de
introducir más oxígeno
b) Las presiones parciales iniciales del oxígeno y del helio
c) Las presiones parciales finales de los mismos gases
R: a) p: 0,98 atm, p´: 2,52 atm
b) p O2: 0,82 atm, pHe: 0,16 atm
c) p´O2: 2,36 atm, p´He: 0,16 atm
22) Un recinto de 50 dm3, que se encuentra a 0ºC, contiene 120 g de un gas, cuya
densidad en C.N.P.T. es 1,96 g/dm3 y 3 g de hidrógeno. Calcule las presiones
parciales de dichos gases y la presión total.
R: p1: 1,22 atm
p2: 0,67 atm
pt: 1,89 atm
23) Un recipiente de 11,2 dm3 contiene, a 0ºC, un átomo gramo de oxígeno, un
átomo gramo de helio y 9,03.1023 moléculas de nitrógeno. Calcule la presión
parcial de cada uno de estos gases.
R: pO2: 1 atm
pHe: 2 atm
pN2: 3 atm
24) Calcule la presión parcial ejercida por el oxígeno en un tanque de 112 dm3, que
contiene 20 g de oxígeno y una cierta cantidad de nitrógeno, a la temperatura de
127ºC
22
Química General
R: 0,183 atm
25) Se tienen en un recipiente cuya capacidad es 224 litros, a 0ºC, los siguientes
gases:
I.- 320 g de oxígeno
II.- una masa de metano (CH4), que contiene 6,02.1024 átomos de hidrógeno
III.- una cierta cantidad de dióxido de azufre en la que están presentes 8 g de
azufre.
Calcule la presión parcial del dióxido de azufre y la presión total ejercida por los
tres gases.
R: pSO2: 0,025 atm
pt: 1,275 atm
26) Una mezcla de gases contiene 0,31 moles de CH4, 0,25 moles de C2H6 y 0,29
moles de C3H8. La presión total es 1,50 atm. Calcule las presiones parciales de los
gases. R: PCH4: 0,547, Pc2H6: 0,441 , PC3H8:0,512
27) Un matraz de 2,5 litros a 15 ºC contiene una mezcla de nitrógeno, helio y neón
a presiones parciales de 0,32 atm para el nitrógeno, 0,15 atm para el helio y 0,42
atm para el neón. A) Calcule la presión total de la mezcla B) Calcule el volumen en
litros, en C.N.P.T. que ocuparán el helio y el neón si el nitrógeno se elimina
selectivamente
R: A) 0,89 B) 2,37
28) Se obtuvieron 27,216 toneladas de sulfato de amonio para usar como
fertilizante según la reacción:
Amoníaco + Ácido sulfúrico → Sulfato de amonio
Si se utilizaron 9500 cm3 de amoníaco medidos a 0°C y 1 atm. Calcular:
a) Si la reacción fuera total, la masa de sulfato de amonio que se debería
obtener a partir del volumen de amoníaco que reaccionó.
b) Rendimiento de la reacción
c) Número de átomos de hidrógeno que intervienen en la misma
29) En un cilindro se introducen 50g de SO3 y 50g de O2. Si la presión es de 2 atm y
la temperatura de 20°C,
a) Calcule la presión parcial de cada gas
b) en el recipiente se introducen luego 10g de N2 manteniendo constante la
temperatura. Calcular la presión del nuevo gas y la presión total
c) Al sistema anterior se le permite expandirse de modo tal que la temperatura se
duplica, si la expansión es isobárica, ¿cuál será el volumen final del sistema?
30) Se parte de 5 dm3 de Cl2 medidos a 500 mmHg y 25°C y se los hace reaccionar
con hidróxido de sodio según
Cloro + Hidróxido de sodio → Hipoclorito de sodio + cloruro de sodio + agua
23
Química General
a) ¿Qué masa de hipoclorito de sodio se forma si el rendimiento de la reacción es
del 70% y la pureza del cloro del 90%?
b) ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio se requieren para la reacción?
31) Se parte de 20 g de hierro de 60% de pureza y 30 g de ácido sulfúrico del 80%
de pureza para obtener sulfato ferroso e hidrógeno;
a) ¿Qué masas de hierro y de ácido sulfúrico reaccionan?
b) Si hay un reactivo en exceso, ¿cuál es? ¿en qué cantidad se excede?
c) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene medido a 27°C y 1 atm?
d) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene si el rendimiento es del 80%?
32) El ácido nítrico puede obtenerse, a escala de laboratorio, por dismutación de
nitritos en presencia de ácido sulfúrico. Se hacen reaccionar 100 g de nitrito de
sodio (92% de pureza) con exceso de solución acuosa de ácido sulfúrico 19,6
%m/v, según:
Nitrito de sodio + ácido sulfúrico →Monóxido de nitrógeno + ácido nítrico + agua +
sulfato de sodio
a) El monóxido de nitrógeno obtenido se recoge en un recipiente rígido de 10 dm3
a 20°C. Calcular la presión que ejercerá dicho gas
b) ¿Cuál es el mínimo volumen de solución acuosa de ácido sulfúrico necesario
para que reaccione todo el nitrito de sodio?
33) Una muestra de 18 g de zinc impuro reacciona con exceso de solución de ácido
sulfúrico 7,84 %m/v, obteniéndose 4,48 dm3 de hidrógeno medido a 0°C y 1,02
atm de presión y sulfato de zinc en solución. Calcular la pureza de la muestra
34) Se hizo reaccionar una muestra de 1,03 g de Carbonato de magnesio impuro
con exceso de ácido clorhídrico en solución acuosa. El dióxido de carbono
obtenido se recogió en un recipiente rígido de 3 dm3 a 22 °C, ejerciendo una
presión de 0,98 atm. La ecuación que representa a la reacción química es:
Carbonato de magnesio + ácido clorhídrico →cloruro de magnesio + dióxido de
carbono + agua
a) ¿Cuál es la pureza de la oxosal?
b) Calcular el volumen de solución 5,475 %m/v del ácido que se necesitaría, como
mínimo, para que reaccione todo el carbonato de magnesio?
c) Si el rendimiento de la reacción fuera del 60%, ¿qué presión ejercería el dióxido
de carbono dentro del mismo recipiente a dicha temperatura?
24
Química General
SOLUCIONES
1.-Calcula el peso equivalente de
a) KNO3.
b) BaF2
c) Al(OH)3 d) H2SO4
R:a)101 g/eq b) 87.5 g/eq c) 26 g/eq d) 49 g/eq
2.- Calcular la concentración molar en una solución al 70% en peso de ácido nítrico
(HNO3); la densidad de la solución es de 1.42 g/ cm3
R: 15.76 M
3.-Calcula la molalidad de una solución de ácido sulfúrico concentrado 98% en peso y
densidad 1.15g/ml.
R: 500 m
4.-Calcula la normalidad de una solución de H2SO4 1.4 M.
R = 2.8 N
5.- ¿Cuántos mol y cuántos equivalentes de soluto hay en 225 ml de HCl 0.15 M?
R = 0.0337 mol = 0.0337 eq
6.- ¿Cuántos mol y equivalentes hay en 44 ml de una solución de H2SO4 1.28 M?
R = 0.0563 mol = 0.1126 eq
7.- a) Escribe y balancea la siguiente ecuación por método de ion electrón
Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ácido sulfúrico = sulfato de potasio
+ sulfato de manganeso (II) + yodo + agua
b) calcula que masa de permanganato de potasio se necesitan para preparar 500
cm3 de solución 0,250 N
c) ¿cuántos gramos de yoduro de potasio se necesitan para preparar 25 cm3 de
solución 0,36 N?
R: a) 3,95g
1,49g
8.- a) Escribe y balancea la siguiente ecuación por método de ion electrón:
Permanganato de potasio + agua oxigenada + ácido sulfúrico = dióxido de manganeso
+ oxígeno + agua
b) calcula que masa de permanganato de potasio se necesitan para preparar 500
cm3 de solución 0,250 N
Compara los resultados obtenidos en los ejercicios 7 (a) y 8(a) ¿a qué se debe la
diferencia?
9.-Calcula la molaridad de una solución 0.5 N de dicromato de potasio que se reduce a
Cr+3.
R = 0.0833 M
25
Química General
10.- Calcula la molaridad, normalidad y molalidad de una solución de H2SO4 de
densidad 1,198 g/cm3 y concentración 27%m/m.
R: 3,30M; 6,60N ; 3,78 m
11- ¿Cuál es la normalidad del H3PO4 cuya etiqueta dice 35% en masa y densidad 1.38
g/ cm3?
R = 14.77 N
12.-¿Cuántos gramos de BaCl2 se requieren para preparar 125 ml de una solución 0.25
N de dicha sal?
R = 3.23 g
13.- ¿Cuál es la normalidad de una solución si 250 ml de la misma se prepararon
disolviendo 16 g de dicromato de potasio (que se reduce a Cr3+) en agua?
R = 0.435 N
13.- Describe como prepararías 2 litros de cloruro de bario (Ba Cl2) 0.108 M
R: 44.94 g de Ba Cl2
14.-Calcula la molaridad de una solución acuosa 1.52 m de CaCl2. La densidad de la
solución es 1.129 g/cm3 .
R: 1.47 M
15.-Calcula la fracción molar de una solución al 30% en masa de NaCl.
X = 0.1167
16.-Calcular la fracción molar de NaClO en una solución blanqueadora comercial que
contiene 3.62% en masa del soluto.
R:X = 8,9.10-3
17.-El agua potable puede contener solamente 1.5 ppm de NaF. ¿Cuántos litros de
agua se pueden fluorar con 454 g de NaF?
18. Calcular la molalidad de una solución que contiene 18 g de glucosa ( C6H12O6) en
200 cm3 de agua.
19. La molalidad de una solución de etanol (C2H5OH) en agua es 1,54 mol/kg ¿cuántos
gramos de alcohol se disuelven en 2,5 litros de agua?
20. ¿Cómo prepararías 50 g de solución 12% m/m de BaCl2, a partir de :
a) BaCl2 anhidro ?
b) BaCl2.2H2O ?
Mr BaCl2 = 208 g Mr BaCl2.2H2O = 244g
R= a) disolviendo 6g de BaCl2 en 44 cm3 de agua
b) disolviendo 7 g de BaCl2.2H2O en 43 cm3 de agua.
26
Química General
Observa que se necesita más agua para preparar la solución a partir de la sal anhidra
que a partir de la hidratada. En general, las sales anhidras difieren de las anhidras
únicamente en el estado cristalino. En solución, el agua de hidratación y el agua del
disolvente no pueden distinguirse entre sí.
21. Se desean preparar 50 cm3 de una solución acuosa de concentración 40 mg de Al3+
por cm3. Calcular la masa de soluto que deberá emplear, si para ello utiliza:
a) Al2(SO4)3.18H2O
b) Al2(SO4)3 anhidro
datos: Mr Al2(SO4)3.18H2O = 666g ; Mr Al2(SO4)3= 342 g
R: a) 24,7g b) 12,67 g
22. Calcular la molaridad de la solución de HCl preparada diluyendo a 25ml una
porción de 10ml de una solución 38.32% de HCl densidad 1.19gr/ml
23. Determinar si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas y justificar:
a) Un recipiente que contiene una solución 2M de sacarosa siempre tiene mayor masa
de soluto que otro que contiene una solución 1M de la misma.
b) Un recipiente que contiene 1lt de solución acuosa 0,50M siempre tiene el doble de
la masa de soluto que otro recipiente que contiene 1lt de solución acuosa 0,25M
c) Para expresar la Molaridad conociendo la Molalidad, el único dato que se necesita
es el Mr del soluto.
d) Decir que una solución tiene una densidad de 1,085gr/cm3 significa que 1085gr de
soluto ocupan un volumen de 1000 cm3.
e) Al evaporar parte del solvente de una solución de un soluto no volátil disminuye la
concentración.
f) Si se tiene una solución 1,00M de cloruro de sodio, para obtener una solución 0.50M
deben agregarse 500 cm3 de solvente.
24. Señalar y justificar cuales de las siguientes soluciones de hidróxido de sodio es la
más concentrada:
a) 0,0020M
b) 1,008gr/dm3 de solución
c) 1,001gr/100cm3 de solución
d) 0,551gr/250cm3 de solución
e) 0,005gr/ml de solución
R.: el ítem c)
25. Se dispone de una solución alcohólica 2,00M de soluto de Mr = 84,0. Determinar
qué masa de soluto hay presente en:
a) 500 cm3 de solución
b) 1000 ml de solución
c) 3,00 l de solución
R.: a) 84.0 g b) 168.0 g c) 504.0 g
27
Química General
26. ¿Cuántos gramos de Na2HPO4 . 12H2O se necesitan para preparar 500ml de
solución 1M?
27. ¿Cuál es el porcentaje m/m de H2 SO4 en una solución 10M cuya densidad es de
1.29 g/ml? ¿Y en una solución 1M de densidad 1.03gr/ml?
28. ¿Cuántos ml de sc de HNO3, δ = 1,409 g/cm3 , 69%, se necesitan para preparar
10 dm3 de HNO3 0,5 M?
29. Determinar a qué volumen debe diluirse 200 cm3 de una sc 1 M de sulfato de sodio
para obtener una sc 0,5 M
30. Tengo una sc de ácido Fosfórico 0,84M de densidad 1,0055 g/cm3. Expresar la
concentración de dicha solución en:
a) % (m/m)
b) %(m/v)
c) Molalidad
d) Masa de st/1000 g de sv
31. Se disuelven 180 g de NaOH en 400 g de agua. La densidad de la sc resultante es
1,34 g.cm-3. Calcular
a) % m/m.
b) g st/l de sc
c) Molaridad
d) Molalidad
Rta.: a) 31,03 % b) 415.9 g c) 10.4 M d) 11,25 m
32. Se dispone de ácido sulfúrico concentrado de densidad δ= 1.24 g/cm3 y 92 % de
ácido. Calcular:
a) El volumen de este ácido que hay que tomar para preparar 500 cm3 de un ácido
0.5N
b) Cuanto hay que diluir el ácido concentrado para obtener un ácido 2m
Rta.: a) 10.74 ml b) 5,6 veces
33. Calcular la cantidad de NaOH y agua que se necesitan para preparar 5 lts. de una
solución al 20% cuya densidad es 1,219 g/cm3. Cuál es la normalidad de la solución?
Rta.: 1219 g de NaOH y 4876 g de agua, 6,095 N
34. Se diluye a un volumen 5 veces mayor una solución concentrada de ácido sulfúrico
de densidad δ= 1,805 g/ml que contiene 88.43% de ácido. Calcular el volumen del
ácido diluido que se necesita para preparar 2,5 lts. de ácido 1m (δsc: 1,1 g/ml).
Rta.: 768.2 ml
28
Química General
35. Una solución de KOH de densidad δ= 1,415 g/cm3 es de una concentración de
41.71% de KOH. Calcular el volumen de una solución que contiene 10 moles de KOH.
Rta.: 948.8 ml
36. Calcular el volumen de ácido sulfúrico de densidad δ= 1,827 g/cm3 y 92.77 % de
concentración se necesita para preparar 10 l de ácido 3M.
Rta.: 1749,13 ml
37. Calcular que cantidad de NaOH y agua es necesaria para preparar 5 lts de una
solución 3M. Expresar su concentración en % (m/m) y m.
38. Calcular qué masa de solución de cloruro de amonio al 16% m/m habrá que diluir
con agua para obtener 2 kg de una solución al 3% m/m de la misma sal.
39. Se disponen de 400 cm3 de solución al 40% (m/m) de una sal y densidad de la
solución es 1,46 y/ml y se desea preparar uno solución al 16% m/m. Calcular la masa
de solución diluida que se obtiene.
40. Se disponen de 850g de una solución de concentración 30% (m/m) y se desea
preparar una solución 20%m/m. Calcular:
a) masa de soluto presente
b) masa de agua necesaria agregar para diluirla
41. Se desean preparar 400 cm3 de solución de ácido perclórico 0,3 M diluyendo una
solución 1,3 M del mismo soluto. Calcular el volumen necesario de la solución más
concentrada
R: 92,3 cm3
42. Calcular el volumen de una solución de permanganato de potasio 0,3 M que se
necesita diluir con agua para obtener 250 ml de solución 0,05 M
R: 41,7 cm3
43. Se quieren preparar 1500 g de solución de ácido brómico 8,7% m/m a partir de
una solución 5 m de dicho compuesto. Calcular la masa necesaria de la solución
más concentrada
R: 333 g
44. A partir de una solución de ácido clorhídrico 2,2 M se desean preparar 500 ml de
solución al 5% m/m, (δsc: 1,028 g/cm3). Calcular el volumen necesario de la
solución más concentrada
R: 320 cm3
29
Química General
45. Calcular el volumen de agua destilada que debe agregarse a 80 ml de solución de
ácido ortofosfórico 0,42 M para obtener otra cuya concentración final sea 0,12 M.
Considerar que los volúmenes son aditivos
R: 200 cm3
46. Calcular el volumen de una solución de ácido sulfúrico concentrado (δsc: 1,84
g.cm-3, 98% m/m) que será necesario para preparar 250 ml de solución 0,15 M
R: 2,04 cm3
47. Se desean preparar 300 cm3 de una solución 1 M de sulfato cúprico a partir de una
solución de dicha sal 28% m/v y δsc: 1,21 g/cm3. Calcular la masa necesaria de esta
última
R: 207 g
Se diluyen 200 cm3 de una solución de ácido sulfúrico 40% m/m y
δsc: 1,25
g.cm-3 hasta obtener una solución 0,18 M. Calcular el volumen de la solución más
diluida, expresado en dm3
R: 5,67 dm3
48.
49. La lavandina puede considerarse como una solución de hipoclorito de sodio. Se
midieron 40 ml de una muestra de lavandina y se diluyeron con agua hasta 100
ml. Se determinó que la solución diluida poseía una concentración de hipoclorito
de sodio igual a 2% m/v. Calcular la concentración molar de la lavandina original e
indicar si ha sido adulterada, considerando que el valor de la molaridad debería
ser 0,9 M como mínimo
50. El jugo gástrico humano contiene ácido clorhídrico. Cuando una muestra de 26,2 g
de jugo gástrico se diluyó con agua hasta un volumen final de 200 ml, se obtuvo
una solución de ácido clorhídrico 5,28.10-3 M. Calcular la concentración de ácido
clorhídrico en el jugo gástrico, expresada como % m/m
R: 0,147% m/m
51. Se mezclan 300 ml de solución de ácido perclórico 3,1 M con 500 ml de una
solución del mismo ácido 0,25 M y 300 ml de agua destilada. Calcular la
concentración molar de la solución resultante. Considerar volúmenes aditivos
R: 0,959 M
52. Se mezclan 10 g de una solución de cloruro de sodio 10% m/m con 25 g de
solución 25% m/m del mismo soluto. Calcular la concentración como %m/m de la
solución así obtenida
R: 20,7 % m/m
53. Se mezclan 300 ml de una solución de hidróxido de potasio 0,3 M con 400 ml de
una solución del mismo soluto de concentración desconocida. La solución
30
Química General
resultante es 1,1 M. Calcular la molaridad de la segunda solución de hidróxido de
potasio, suponiendo que los volúmenes son aditivos.
R: 1,7 M
54. 600 ml de solución acuosa de cloruro férrico 34% m/v se mezclan con 400 ml de
solución acuosa de la misma sal 0,6 M. Calcular la molaridad de la solución
resultante.
R: 1,495 M
55. 900 ml de solución acuosa de hidróxido de sodio 0,7 M se concentra, por
evaporación de agua hasta un volumen de 750 ml. Calcular el % m/v de la
solución resultante.
R: 3,36 % m/v
56. A 56 ml de solución acuosa 6M de ácido sulfúrico se le aplica una dilución 1:3.
Calcular la normalidad de la solución diluida
57. 300 ml de solución acuosa de hidróxido de amonio 0,3M se mezclan con 50 ml de
solución acuosa del mismo hidróxido 2,5M. La mezcla se diuye luego con dilución
1+2. Calcular la Molaridad de la solución final
58. ¿Qué volumen de solución 20%m/v de cloruro de potasio se debe agregar a 500
ml de solución 0,8M de la misma sal para lograr una solución 1,45 M?
59. A 45 ml de solución acuosa de fosfato ácido de sodio se le aplican dos diluciones
sucesivas: 1+3 y 1: 2. Si la molaridad de la solución final es 0,875M, ¿cuál es el
%m/V de la solución original?
60. Un químico prepara una solución acuosa de sulfito ácido de sodio 2,3M. La
solución queda destapada por varios días, perdiendo el 30% de su volumen. La
densidad de la solución resultante es 1,24 g/ml. ¿Cuál es la molalidad de la
solución remanente?
R: 3,65 m
61. ¿Cómo prepararías 250 ml de una solución 0.1 M de HCl, a partir del ácido
concentrado que está a 37% en masa, y tiene una densidad de 1.18 g/ml.
R: Se necesitan 2.09 ml de HCl concentrado.
62. Se desean preparar 100 ml de HCl 6N a partir del HCl concentrado, de densidad
1.18 g/ml y 37% m/m. ¿Qué volumen de solución concentrada deberás usar?
R: 50 ml
63. Calcula la molaridad de la solución que resulta de mezclar 15 mL de una solución
0.240M con 35 ml de agua.
31
Química General
R= 0.072 M
64. ¿Cuál es la normalidad de una solución que se prepara agregando 50 ml de agua a
25 cm3 de KMnO4 0.5 N?
R = 0.166 N
65. a) Suponiendo volúmenes aditivos, calcula la molaridad final de una solución
preparada con 100 ml de solución de ácido clorhídrico 0,2 M y 100 ml de solución 0,3
M del mismo ácido
b) ¿cuál será la molaridad final si a la solución anterior se le agrega agua hasta un
volumen final de 2 litros?
66. ¿Hasta qué volumen se deberá diluir una solución de concentración 40 mg de
nitrato de plata por cm3 para obtener una de concentración 16 mg por cm3?
67. ¿A qué volumen se deberá diluir una solución de cloruro de bario 0,50 M para
obtener una de concentración 20 mg de Ba2+ por cm3?
68. ¿Qué volúmenes de soluciones de HCl 0,5 N y 0,1 N deberán mezclarse para
obtener 2 litros de solución 0,2 N?
69. Se mezclan 80 ml de solución de HCl al 32% m/m y d=1,16 g/ml con 220 ml de
solución del mismo ácido de CM=0,75 M Determina: a) Concentración molar de la
solución final y b) % m/v de solución final.
R : a) 3,263 M
b) 11,904%m/v
70. Se dispone de una solución de H2SO4 98% m/m (densidad= 1,84g/cm3). Se diluye
1 cm3 de solución concentrada hasta un volumen final de 10 cm3 (dilución 1:10).
De esta solución se toma 1 cm3 llevando a volumen final de 10cm3 (en relación a
la original dilución 1:100). Considerando volúmenes aditivos:
a) indica como procederías en cada caso para efectuar la dilución.
b) Calcula la molaridad y normalidad de las tres soluciones.
71. Se hacen reaccionar 2,5 g de Cu con 30 cm3 de ácido sulfúrico concentrado ( 98%
m/m, d= 1,84 g/ cm3). Calcula:
a) La molaridad y normalidad del ácido.
b) El reactivo limitante
c) El volumen de dióxido de azufre obtenido, medido a 25°C y presión normal.
72. En el laboratorio se lleva a cabo la siguiente reacción:
Mg + 2 HCl
MgCl2 + H2
a) ¿Qué molaridad tiene el ácido para que reaccionen 20 ml con 4 g de Mg?
32
Química General
b) ¿Qué volumen de hidrógeno se obtiene en condiciones normales de
temperatura y presión?
73. ¿Cuántos gramos de una muestra de magnesio con 78% de pureza reaccionan
completamente con 100 ml de solución de ácido nítrico de concentración 2
M? Resp.=3,115 g
74. Si se utilizan 500 litros de amoniaco gaseoso en condiciones normales y cinco
litros de ácido sulfúrico ( densidad = 1,3028 g/ml y 40% en masa):
a) ¿Cuál de los reactivos es el limitante?
b) ¿Cuántos kilogramos de sulfato de amonio se obtienen?
c) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2M sería necesario para que reaccionara
estequiométricamente con medio metro cúbico de amoniaco en condiciones
normales.
33
Química General
VALORACIÓN ÁCIDO BASE
1) Calcule la normalidad de una solución de un ácido, sabiendo que 200 cm3 de la
misma fueron neutralizados exactamente por 120 cm3 de solución 0,2 N de
NaOH.
0,12N
2) Calcule qué volumen de solución 0,2N de una base se necesitará para
neutralizar totalmente 200 cm3 de solución 0,3 M de ácido sulfúrico
600 cm3
3) Calcule el volumen de solución 0,5M de hidróxido de sodio, necesario para
neutralizar totalmente al ácido contenido en 450 cm3 de solución 1 M de ácido
fosfórico
2700 cm3
4) Calcule el volumen de solución básica1,2 N que se necesita para neutralizar
totalmente a 3g de un ácido diprótico, cuya masa molar es 90g/mol
55,5 cm3
5) Se tienen 200g de una solución de hidróxido de sodio al 30% en peso. Calcular:
a) Qué volumen de solución 1,5N de hidróxido de sodio puede obtenerse por
dilución con agua de dicha solución
1000 cm3
b) Qué volumen de solución 3N de ácido clorhídrico se necesitaría para
neutralizarla
500 cm3
6) a) Calcular la normalidad de una solución de un ácido, de la cual 50 ml
necesitaron 18 ml de solución 0,2N de una base para su neutralización total.
0,072N
b) Sabiendo que se trata de un ácido triprótico, calcule la molaridad de dicha
solución
0,024M
7) Calcular la masa de ácido sulfúrico que contienen 2 dm3 de una solución dada,
sabiendo que 50 cm3 de dicha solución requieren 24 cm3 de solución 1N de
hidróxido de sodio para ser neutralizados
47g
8) Para neutralizar exactamente 0,225g de un ácido diprótico puro se necesitaron
50 cm3 de una solución 0,10N de una base. Calcule la masa molecular relativa
del ácido
90
9) a) Calcular cuántos equivalentes de sal se forman, cuando se neutralizan
totalmente 200 cm3 de solución 0,2M de ácido fosfórico con cantidad suficiente
de hidróxido de sodio
34
Química General
0,12
b) Calcule, además, el número de equivalentes de hidróxido de sodio que
reaccionan
0,12
10) Se mezclan 4,2g de KOH con 200 ml de solución 0,5N de ácido nítrico. Calcule:
a) número de equivalentes de sal así formados
0,075
b) masa de KOH o de ácido nítrico que debe agregarse al sistema, para obtener
una solución neutra
1,4g
11) Se vierten 150 ml de solución 0,12M de ácido sulfúrico en un vaso que
contiene 200 ml de solución 0,1N de NaOH. Calcular:
a) Volumen de solución ácida o básica que debería agregarse, para obtener una
solución neutra
160 ml
b) Número de equivalentes de sal formados, una vez obtenida dicha solución
neutra
0,036 eq
12) Una solución que contiene 0,2 equivalentes de HCl y 0,3 moles de HNO3, es
neutralizada con solución 0,2N de KOH. Calcular el volumen de solución básica
usada
2,5 litros
13) Una mezcla de 2,9 g de KOH y 1 g de NaOH es neutralizada con 200 ml de una
solución de un ácido. Calcule la normalidad de dicha solución
0,38N
14) En 500 ml de una solución de HNO3 0,2M se introducen 2g de NaOH y 100 ml
de solución 0,1N de Ba(OH)2. Determinar si la solución así obtenida es ácida o
básica y calcular el número de equivalentes de ácido o de base, que se
necesitaría introducir en el sistema, para neutralizar el exceso de acidez o de
basicidad presente.
Ácida, 0,04 eq de base
15) Se mezclan 250 ml de solución 0,3M de KOH con 120 ml de solución 0,2M de
NaOH y con 500 ml de solución 0,15M de ácido clorhídrico. Calcular:
a) N° de equivalentes de ácido o de base que deben agregarse a la solución así
obtenida, para neutralizarla
0,024 eq de ácido
b) N° de equivalentes de sal presentes en el sistema antes y después de
efectuar la neutralización indicada en el punto a)
35
Química General
antes 0,075 eq
después 0,099 eq
16) Se diluyen 250 cm3 de una solución de NaOH hasta un volumen de un litro. Se
toman 100 cm3 de la solución obtenida y se agrega agua hasta un volumen de
500 cm3. Finalmente se titulan 10 cm3 de la última dilución con HCl 0,05 M,
empleándose 15 cm3 del ácido. Calcula la concentración molar de la solución
original.
36
Química General
ELECTROQUÍMICA
Cuando fluye corriente eléctrica a través de la materia pueden ocurrir ciertos
cambios químicos. Si dos conductores químicamente inertes (por ejemplo platino o
grafito) se sumergen en una solución de un electrolito o un compuesto iónico fundido,
y se aplica un potencial eléctrico entre ambos, circulará una corriente eléctrica y en
cada conductor tendrán lugar reacciones alimentadas por la presencia de partículas
cargadas en la solución.
Dicho proceso se denomina electrólisis y el sistema al cual se le suministra la
diferencia de potencial eléctrico se lo llama “celda electrolítica”.
También es posible, como resultado de una reacción química espontánea,
producir electricidad. En este caso al sistema lo llamaremos “celda galvánica, celda
voltaica o simplemente pila”
Electrólisis
eÁnodo
Cátodo
(+)
(-)
--- - + - +
++
--- - - + +
++
- ---- - +- + + ++
En la figura se esquematiza una celda electrolítica. En el líquido
a electrolizar hay cationes (+) y aniones (-). En él se sumergen dos electrodos que se
conectan entre sí mediante cables, interponiendo una batería junto con un
amperímetro que mide la intensidad de corriente. Al cerrar el circuito, el electrodo del
cual salen los electrones hacia la batería y el amperímetro se carga positivamente
mientras que el electrodo que recibe los electrones desde el circuito externo adquiere
carga negativa.
El electrodo negativo (cátodo) atrae hacia sí los cationes y les cede su carga
negativa actuando como agente reductor (los cationes toman electrones y se reducen)
El electrodo positivo (ánodo) atrae los aniones y acepta electrones actuando
como agente oxidante (los aniones ceden electrones y se oxidan)
Iones atraídos
Semirreacción
Signo
Cátodo
Cationes
Reducción
(-)
Ánodo
Aniones
Oxidación
(+)
37
Química General
Ejemplo: Electrólisis de una solución de CuCl2
CuCl2 Cu2+ + 2 ClLos cationes Cu2+ migran hacia el cátodo donde aceptan electrones y se reducen
Cu2+ + 2e Cu
Hemirreacción de reducción
Los aniones Cl- migran hacia el ánodo donde entregan electrones y se oxidan
2 Cl- Cl2 + 2e
Hemirreacción de oxidación
Leyes de Faraday
1° Ley de Faraday
La cantidad de sustancia oxidada o reducida durante la electrólisis es
directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica continua que pasa a
través de la celda electrolítica.
Otra forma de enunciarla sería: las masas de las sustancias depositadas,
disueltas o liberadas sobre los electrodos en un proceso electrolítico, son directamente
proporcionales a la cantidad de corriente que circuló
m = E.q
m: masa expresada en gramos
q: cantidad de corriente (en Coulombios)
E: equivalente electroquímico expresado en gramos/Coulomb
Equivalente electroquímico (E)
Es la masa de sustancia depositada, disuelta o liberada por cada unidad de
cantidad de corriente (1 Coulomb). También es la relación entre el equivalente gramo
y el Faraday
E=m
Q
E = eq
F
Faraday:
Es la cantidad de carga equivalente a un mol de electrones. Si multiplicamos la
carga del electrón 1,6.10-19 C por el Número de Avogadro (6,02.1023) obtenemos la
38
Química General
carga correspondiente a 1 mol de electrones. Esta cantidad de electricidad se
denomina constante de Faraday (F)
q = 1,6.10-19 C. 6,02.1023 mol-1 = 96500 C/mol
También puede definirse el Faraday como la cantidad de corriente que deposita,
disuelve o libera un equivalente – gramo de cualquier sustancia
m = eq .q
F
Si la cantidad de corriente que circula por la celda es 1F = 96500 C, entonces
m = eq . 96500 C m = eq
96500 C
La masa depositada, disuelta o liberada de sustancia será la de un equivalente – gramo
Coulombio ( C )
Es la cantidad de corriente que deposita, disuelve o libera un equivalente
electroquímico de cualquier sustancia
M = E. q
Si q = 1 C m = E (g/C) . 1 C m = E (g)
Intensidad (i)
Es la cantidad de corriente que circula por unidad de tiempo
i=q q=i.t
t
Entonces la primera Ley de Faraday puede expresarse:
m=E.i.t
o bien m = eq . i . t
F
La intensidad de corriente se expresa en C/s = Ampere (A)
39
Química General
Ejemplo:
Calcular el peso de cobre producido por la reducción de iones Cu2+ durante el paso de
2,5 A de corriente durante 45 min por una solución de sulfato de cobre II
Cu2+ + 2e Cu
m = eq . i . t m = 63,5 g/2 . 2,5 C/s . 2700 s = 2,22 g Cu
F
96500 C
2° Ley de Faraday
La misma cantidad de corriente que circula a través de varias celdas electrolíticas
conectadas en serie, deposita, disuelve o libera sobre los electrodos, masas de
sustancia que son directamente proporcionales a sus respectivos equivalentes –
gramo.
m1 = eq 1 . q
F
m 2 = eq 2 . q
F
Al ser q contante y, dividiendo miembro a miembro
m 1 = eq 1
m 2 eq 2
Cuando se realiza la electrólisis de soluciones acuosas de ciertos electrolitos
hay siempre una enorme cantidad de moléculas de agua sobre los electrodos. Éstas
pueden donar electrones al ánodo o captar los del cátodo. Ejemplo: Electrólisis del
fluoruro de sodio en solución acuosa. En vez de producirse en el cátodo Na+ + e Na
y en el ánodo 2F- F2 + 2e
Se produce la electrólisis del agua
Cátodo 2. (2 H2O + 2e H2 + 2 OH-)
Ánodo
2 H2O O2 + 4 H+ + 4e
________________________________________
6 H2O + 4e 2 H2 + 4 OH- + O2 + 4 H+ + 4 e
40
Química General
PROBLEMAS DE ELECTROQUÍMICA
Electrólisis
1) Una solución de Ni2+ se electroliza usando una corriente de 1,25 A. ¿Cuántos
gramos de Ni se depositan en 25 minutos?
R: 0,570 g
2) Si se depositan 0,872 g de Ag en el cátodo de coulombímetro de Ag,
a) ¿Cuántos Coulombios han pasado a través del circuito?
b) Si el proceso toma 15 minutos, ¿Cuál fue la intensidad de la corriente?
R: a) 780 C b) 0,867 A
3) ¿Cuántos minutos tomará depositar 3 g de Cadmio de una solución de Cd2+
utilizando una corriente de 3 A?
R: 28,6 min.
4) ¿Cuántos gramos de Ni se depositan en la electrólisis de una solución de NiSO4
en el mismo tiempo que toma depositar 0,575 g de Ag en un coulombímetro de
plata dispuesto en serie?
R: 0,16 g
5) Si se utiliza una corriente de 2 A en el sistema del problema 4, ¿Cuántos
minutos requerirá el procedimiento?
R: 4 min
6) ¿Cuántas horas demorará depositar todo el Ni en 200 ml de una solución 0,350
M de Ni2+ usando una corriente de 0,650 A?
R: 5,77 h
7) En la electrólisis de MgCl2 fundido, ¿Cuántos litros de Cl2(g), medidos en
C.N.P.T., se producen en el mismo tiempo que toma depositar 10 g de Mg?
R: 9,22 l
8) a) En la electrólisis de cloruro de sodio acuoso, ¿Qué volumen de Cl2 (g) se
produjo en el mismo tiempo que toma liberar 5 litros de H2 (g)? Suponga que
ambos gases son medidos en C.N.P.T.
b) El volumen de la solución usada en la electrólisis es de 500 ml, ¿Cuál es la
molaridad de NaOH después del proceso?
R: a) 5 l b) 0,893 M
9) ¿Cuál será la concentración molar de Cd2+ luego de electrolizar 300 cm3 de una
solución de CdSO4 0,110 M mediante una corriente de 0,20 A que circula
durante 35 minutos?
R: 0,103 M
41
Química General
10)
Se conectan en serie dos celdas electrolíticas de modo tal que circule la misma
intensidad de corriente por ambas. En la celda A se depositan 0,0240 g de Co de
una solución de CoSO4. La celda B contiene AuCl. ¿Cuántos moles de Au se
depositarán sobre el cátodo de la celda B?
R: 8,14.10-4 moles
42
Química General
PILAS ELECTROQUÍMICAS
Las reacciones redox pueden utilizarse para obtener energía eléctrica. En tal
caso las semirreacciones redox deben tener lugar en compartimentos separados.
Una pila electroquímica es un dispositivo en el cual tienen lugar las reacciones
redox en compartimentos separados, cada uno de los cuales se denominan semipilas.
En la pila los electrones son vehiculizados por medio de conductores de
primera clase (por ejemplo metales) llamados electrodos, que se encuentran
sumergidos en las soluciones electrolíticas (conductores de segunda clase) de cada
semipila. Ambas semipilas se encuentran unidas por un puente salino, que es un tubo
en “U” que contiene en su interior una solución iónica (generalmente una solución
saturada de KCl), el cual permite la transferencia de iones entre ambas semipilas.
Por el circuito eléctrico que conecta a los dos electrodos se establece una
corriente de electrones que van desde el compartimento donde tiene lugar la reacción
de oxidación (semipila productora de electrones) al compartimento donde tiene lugar
la reacción de reducción (semipila consumidora de electrones)
Ánodo: Es la semipila donde tiene lugar la semirreacción de oxidación. Actúa como
polo negativo de la pila y de él fluirán los electrones hacia el circuito exterior. La
semirreacción que ocurre en el ánodp se puede representar:
Estado reducido1 ↔ Estado oxidado1 + ne
Cátodo: Es la semipila donde tiene lugar la semirreacción de reducción. Actúa como
polo positivo de la pila y a él llegarán los electrones desde el circuito exterior. La
semirreacción que ocurre en el cátodo se puede representar:
Estado oxidado2 + ne ↔ Estado reducido2
Esquema de una pila
(-) Ánodo
(+) Cátodo
Puente Salino
Oxidación
Reducción
e
43
Química General
Diagrama de una pila
(-)
(+)
Estado red1/ Estado ox1 n+ // Estado ox2 n+ / Estado red2
Ánodo
(semipila productora
de electrones)
Cátodo
( semipila consumidora
de electrones)
Semipilas: distintos tipos
a) Metal – Metal ion: consisten en un metal sumergido en una solución de sus
propios iones. Por ejemplo: Zn en contacto con iones Zn2+, Cu en contacto con
iones Cu2+
Zn
Zn2+
b) Metal inatacable – sistema redox: consisten en un metal inatacable por
ejemplo Platino en contacto con el estado oxidado y reducido de un sistema
redox. Por ejemplo Pt sumergido en sc de Sn2+ - Sn4+
Pt
Sn4+
Sn2+
44
Química General
Cálculo de la f.e.m. (fuerza electromotriz) de una semipila
Se utiliza la ecuación de Nerst para semipilas
E = E0 + R. T . log [ forma oxidada]]
n. F
[ forma reducida]]
Donde
E0 = potencial normal o standard expresado en voltios
R = constante de los gases para un mol expresada en Joule/°K.mol
(8,314)
T = temperatura (°K). Se trabaja habitualmente a 25°C = 298 °K
F = Faraday = 96500 C
n = N° de electrones puestos en juego
[oxidado] = concentración molar del estado oxidado
[reducido] = concentración molar del estado reducido
E = potencial de la semipila expresado en voltios
R . T = 0,059 0,06
F
En forma práctica se utiliza:
a) Para semipilas en general
E = E0 + 0,06 . log [oxidado]]
n
[reducido]]
b) Para semipilas metal – metal ion
E = E0 + 0,06 . log [metal n+]
n
Semipila de referencia
Es una semipila cuyo potencial se conoce. En general suele tomarse como tal la
semipila normal de hidrógeno, la cual consiste en gas hidrógeno a 1 atm y 25°c
adsorbido sobre un soporte de Pt y todo sumergido en una solución de H+ de
concentración unitaria (1M). Por convención esta semipila tiene E0 = 0,00 v. Se
habla de semipila normal y potencial normal porque está definido para una
concentración de protones unitaria (1M)
45
Química General
Tabla de potenciales normales
Se encuentran tabulados los potenciales de las distintas semipilas,
considerando E0 = 0 al potencial de la semipla normal de hidrógeno. Recordemos
que son potenciales normales los definidos para concentraciones unitarias (1M).
Para determinar los E0 de cada semipila normal, se combina adecuadamente
esa semipila con una normal de hidrógeno y se forma así una pila cuya fem se
determina experimentalmente, Como uno de los potenciales se conoce (el de la
semipila de hidrógeno) el otro se calcula despejando de la siguiente fórmula:
f.e.m. = E0 = E0 cátodo – E0 ánodo
Donde
f.e.m. = fuerza electromotriz o potencial de la pila
E0 cátodo = potencial standard de reducción de la semipila que actúa
de cátodo
E0 ánodo = potencial standard de reducción de la semipila que actúa
de ánodo
La diferencia de potencial o f.e.m. de una pila debe tener siempre valor
positivo para que la pila funcione
Ver tabla de potenciales de reducción de los electrodos standard a 25°C
Aplicaciones de la tabla de potenciales de reducción
a) A mayor potencial de reducción, mayor tendencia a reducirse de las formas
oxidadas.
Ej:
El ion Ag+ tiene mayor tendencia a reducirse a Ag que el Cu2+ a Cu, ya que el E0
Ag+/Ag = 0,80 v es mayor que
E0 Cu2+/Cu = 0,34v
b) Toda forma reducida de una semipila reduce a cualquier forma oxidada que se
encuentre por debajo en la tabla de potenciales de reducción
Ej:
E0 Al3+/Al = - 1,67 v
E0 Ag+/Ag = +0,80 v
Entonces el aluminio reducirá a la Ag+ a Ag
Al + Ag+ Ag + Al3+
46
Química General
c) Los metales que se encuentran por arriba del hidrógeno liberarán H2(g) cuando
se los trata con soluciones ácidas cuya concentración sea unitaria (1M)
Ej:
Na + H+ 1/2 H2 + Na+ (ocurre)
Cu + H+ No ocurre
Cálculo de la f.e.m. de una pila
Trabajando siempre con potenciales de reducción
Fem = Ecátodo - Eánodo
a) Cuando la concentración de los iones es 1M, utilizamos directamente los
potenciales normales que sacamos de la tabla
Por ejemplo la pila Daniell
(-)
(+)
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
(1M) (1M)
Eánodo = -0,76 v
Ecátodo = 0,34 v
Fem = 0,34 v – (- 0,76 v) = 1,10 v
b) Cuando la concentración molar de los iones no es 1M podemos calcular la Fem
de la pila por dos métodos distintos:
B1) Calculando el E de cada semipila por la ecuación de Nerst y luego haciendo
el cálculo de la Fem
Ejemplo:
Calcular la Fem de la siguiente pila:
(-)
(+)
Ni / Ni2+ // Cu2+ / Cu
(0,1M) (0,001M)
Ecátodo = E0 Cu2+/Cu + 0,06/2 . log 10-3 = 0,25 v
Eánodo = E0 Ni / Ni2+ + 0,06/2 . log10-1 = -0,28 v
Fem = 0,25 v – (- 0,28 v) = 0,53 v
B2) aplicando la ecuación de Nerst para pilas:
ΔE = ΔE0 – 0,06/n . log QA
47
Química General
QA: es el cociente entre las concentraciones molares de los
productos y las concentraciones molares de los reactivos.
Ambas concentraciones molares deben elevarse a un
exponente que debe ser igual al coeficiente con que figuran
en la ecuación balanceada.
n: N° total de electrones puestos en juego en la ecuación redox
balanceada
Ni Ni2+ + 2e
Cu2+ + 2e Cu
_______________
Ni + Cu2+ Ni2+ + Cu
QA = 10-1/10-3 = 100
ΔE = 0,34 – (- 0,25) – 0,06/2 . log 100
ΔE = 0,53 v
Pilas de concentración
Son pilas que resultan de la combinación de dos semipilas con iguales
electrodos e iguales soluciones de electrolitos, pero que se diferencian en las
concentraciones de los electrolitos de cada semipila.
(-)
(+)
Ni / NiSO4 (C.1) // NiSO4 (C.2) / Ni
La semipila con la concentración mayor de electrolito actuará como cátodo o
polo (+)
La semipila con la concentración menor de electrolito actuará como ánodo o
polo (-)
En el ejemplo C1‹ C2
Cuando las concentraciones de las soluciones electrolíticas de ambas semipilas
se igualan, la pila deja de funcionar.
La Fem de este tipo de este tipo de pila se calcula:
Fem = -0,06/n . log concentración menor
concentración mayor
48
Química General
Pilas redox o de óxido – reducción
Resultan de la combinación de dos semipilas constituidas cada ua de ellas por un metal
inatacable en contacto con una solución que contiene el estado oxidado y reducido en
un mismo sistema redox
Por ejemplo:
Pt en contacto con sc de Fe3+ y Fe2+
Pt en contacto con sc de Sn2+ y Sn4+
Diagrama de la pila
Pt / Sn2+, Sn4+ // Fe3+, Fe2+ /Pt
Para calcular la Fem de este tipo de pila se pueden seguir los dos procedimientos
anteriores:
1) Calcular el Ecátodo y Eánodo para cada semipila mediante la ecuación de Nerst
E = E0 + 0,06/n . log [oxidado]
[reducido]
2) Aplicando la ecuación de Nerst para pilas
E = E0 – 0,06/n . log QA
49
Química General
Pilas
1) Usando la tabla de potenciales normales, indique si habrá reacción o no y
cuáles serán los productos cuando se ponen en contacto los siguientes
reactivos:
Ag+ + Snº
H+ + Naº
Pbº + Zn2+
2) Usando la tabla de potenciales normales escriba tres reacciones que puedan
ocurrir, igualando la reacción
3) Usando la tabla de potenciales normales, escriba dos reacciones para obtener
hidrógeno gaseoso
4) Dadas las siguientes semipilas:
Snº en contacto con Sn2+ 1M
Niº en contacto con Ni2+ 1M
Diagrame correctamente la pila y escriba las reacciones anódica y catódica
(utilizar la tabla de potenciales normales)
5) Dadas las siguientes semilpilas:
a) Feº en contacto con Fe2+ 1M
b) Pbº en contacto con Pb2+ 1M
c) Agº en contacto con Ag+ 1M
Diagrame todas las pilas que puedan funcionar combinándolas adecuadamente y
escriba las reacciones de cada electrodo (utilizar la tabla de potenciales normales)
6) SE desea armar una pila con las siguientes semipilas:
a) Pbº en contacto con Pb2+ 1M
b) Agº en contacto con Ag+ 1M
Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila y escriba las reacciones
que ocurren en cada electrodo
R: 0,92 v.
7) Se desea armar una pila con las siguientes semipilas:
a) Cdº en contacto con Cd2+ 1M
b) Agº en contacto con Ag+ 1M
Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila y escriba las reacciones
que ocurren en cada electrodo
R: 1,20 v.
50
Química General
8) Se desea armar una pila con las siguientes semipilas:
a) Alº en contacto con Al3+ 10-1 M
b) Pbº en contacto con Pb2+ 10-2 M
Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila. Escriba las reacciones
que ocurren en cada electrodo
R: 1,51 v.
9) Ddas las siguientes semipilas:
a) Niº en contacto con Ni2+ 10-2 M
b) Niº en contacto con Ni2+ 10-1 M
Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila. Escriba las reacciones
que ocurren en cada electrodo
R: 0,03 v.
10) Dadas las siguientes semipilas:
a) Pt en contacto con Sn2+ 10-2 M y Sn4+ 10-3 M
Eº Sn4+,Sn2+ = 0,15 v.
b) Pt en contacto con Fe2+ 10-4 M y Fe3+ 10-1 M
Eº Fe3+, Fe2+ = 0,77 v.
Diagrame correctamente la pila. Calcule la FEM de la pila y escriba
los procesos anódico y catódico y la ecuación que corresponde a la
reacción total que ocurre en la pila
R: 0,83 v.
11) Calcular la diferencia de potencial de las siguientes pilas:
a) Feº/Fe2+ (0,1 M) // Cu2+(0,1 M) /Cuº
b) Feº/Fe2+ (0,01 M) // Cu2+ (0,1 M) /Cuº
c) Feº/Fe2+ (0,001 M) // Cu2+ (0,1 M) /Cuº
R: a) 0,78 v.
b) 0,81 v.
0.84 v.
12) Calcular la diferencia de potencial de la pila
Pt/H2 (g, 1 atm), HCl (1,2 M) // HCl (0,01 M), H2 (g, 1 atm) /Pt
R: -0,12 v.
13) Calcular ΔEº de las pilas a partir de los potenciales de electrodo Eº y predecir
cuál de las siguientes reacciones se efectúa en la forma escrita.
a) Znº + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Agº
b) Alº + 3 Ag+ → Al3+ + 3 Agº
c) Cuº + Fe2+ → Cu2+ + Feº
d) Ni2+ + 2 Fe2+ → 2 Fe3+ + Niº
e) Ca2+ + 2 Fe2+ → 2 Fe3+ + Caº
R: a) 1,56 v.
d) -1,02 v.
b) 2,46 v.
e) -3,64 v.
c) – 0,78 v.
51
Química General
Potenciales de los electrodos standard a 25ºC
Semireacción
Li+ + e → Li
K+ + e → K
Ba2+ + 2e → Ba
Ca2+ + 2e → Ca
Na+ + e → Na
Mg2+ + 2e → Mg
Al3+ + 3e → Al
2 H2O + 2e → H2 + 2 OHZn2+ + 2e →Zn
Cr3+ + 3e → Cr
Fe2+ + 2e → Fe
Cd2+ + 2e → Cd
Ni2+ + 2e → Ni
Sn2+ + 2e →Sn
Pb2+ + 2e → Pb
2 H+ + 2e → H2
Cu2+ + 2e → Cu
Cu+ + 1e → Cu
I2 + 2e → 2 IFe3+ + e →Fe2+
Ag+ + 1e →Ag
Br2 + 2e → 2 BrO2 + 4H+ + 4e → 2 H2O
Cr2O72- + 14 H+ + 6e → 2 Cr3+ + 7 H2O
Cl2 + 2e → 2 ClMnO4- + 8 H+ + 5e → Mn2+ + 4 H2O
F2 + 2e → 2F-
Eº
(Voltios)
-3,045
-2,925
-2,906
-2,866
-2,714
-2,363
-1,662
-0,82806
-0,7628
-0,744
-0,4402
-0,4029
-0,250
-0,136
-0,126
0
+0,337
+0,521
+0,5355
+0,771
+0,7991
+1,0652
+1,229
+1,33
+ 1,36
+1,51
+2,87
52
Química General
EQUILIBRIO QUÍMICO
1) Escribir las expresiones de las constantes de equilibrio (Kc y Kp) que
corresponden a cada uno de los sistemas heterogéneos:
a) Se(NH4)2 (g) ↔ 2NH3 (g) + H2Se (g)
b) AgCl (s) ↔ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
c) P4 (s) + 6Cl2 (g) ↔ 4 PCl3 (l)
d) N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)
e) ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) ↔ NH3 (g)
f) 1/3 N2 (g) + H2 (g) ↔ 2/3 NH3 (g)
2) Un sistema contiene 0,28 moles de N2O4 y 1,12.10-3 moles de NO2 en 400 cm3
de cloroformo a 8 ºC encontrándose en estado de equilibrio. Calcular el valor
de Kc. N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)
3) Se ha estudiado el siguiente proceso en equilibrio a 230 ºC:
2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g)
En un experimento se encontró que las concentraciones en equilibrio de las
especies reaccionantes son: [NO] = 0,0542 M, [O2] = 0,127 M y [NO2] = 15,5 M.
Calcule la Kc y la Kp para dicha reacción
4) La constante de equilibrio Kp para la descomposición del PCl5 (g) que pasa a PCl3
(g) y Cl2 (g) es 1,05 a 250 ºC. Si las presiones parciales en el equilibrio de pentacloruro
y tricloruro son respectivamente 0,875 atm y 0,463 atm. ¿Cuál es la presión parcial
en el equilibrio del Cl2 a esa temperatura? ¿Cuál es el valor de Kc a esa
temperatura?
5) Al principio de una reacción hay 0,249 moles de N2; 3,21.10-2 moles de H2 y
6,42.10-4 moles de NH3 en un matraz de 3,5 l a 375 ºC. Si la Kc para la reacción
es 1,2 a esa temperatura, determine si el sistema está en equilibrio. Si no es así,
prediga en qué dirección procederá la reacción neta.
N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g)
6) La Kc para la formación de NOCl (cloruro de nitrosilo), un compuesto de color
amarillo naranja, a partir de NO y Cl2, tiene un valor de 0,5.104 a 35ºC. En un
experimento se mezclan 2.10-2 moles de NO, 8.10-3 moles de Cl2 y 6,8 moles de
NOCl en un matraz de 2 litros.¿ En qué dirección procederá el sistema para
alcanzar el equilibrio?
7) A 460 ºC la Kc para la siguiente reacción es 85
SO2 (g) + NO2 (g) ↔ NO (g) + SO3 (g)
En un recipiente de 3 dm3 se colocan 0,15 moles de SO2, 0,15 moles de
NO2, 1,2 moles de NO y 2,4 moles de SO3. Predecir hacia donde procederá el
sistema
53
Química General
8) La Kc para la reacción N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g) es 4,63.10-3 a 25°C. ¿Cuál es el valor
de Kp a esta temperatura?
9) Considere el siguiente equilibrio heterogéneo
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g)
A 800 °C la presión de CO2 es 0,236 atm. Calcule:
a) Kp
b) Kc
10)
Una mezcla de 0,5 moles de H2 (g) y 0,5 moles de I2 (g) se colocan en un
recipiente de acero a 430°C. La Kc para la reacción
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
es 54,3 a esta temperatura. Calcule las concentraciones de cada una de las
sustancias en el equilibrio
11) Se calienta el gas NOCl puro a 240°C en un recipiente de 1 litro. La presión total
en el equilibrio es de 1 atm y la presión del NOCl es de 0,64 atm.
a) Encuentre la pNO y pCl2 en el sistema
b) Calcule la Kp
12) En un recipiente cerrado de 1 litro de capacidad se encuentran en equilibrio a
una determinada temperatura 0,4 moles de CO2(g) y de H2(g) y 0,2 moles de
H2O(g) y de CO(g). En un instante dado se agregan al sistema 0,4 moles de CO(g).
a) Calcular el valor de Kc correspondiente al equilibrio
H2O(g) + CO(g) ↔ CO2(g) + H2(g)
b) Aplicando el principio de Le Chatelier, predecir hacia donde se desplazará el
equilibrio al aumentar la [CO]. Justificar
c) Calcular el factor Qc para corroborar la respuesta dada en b)
d) Indicar cuales de las siguientes [CO2] corresponde al nuevo estado de
equilibrio
i)[CO2]: 0,3M
ii)[CO2]: 0,6M
iii) )[CO2]: 0,4854M
Justifique
13) Para cada una de las siguientes afirmaciones, indicar si es correcta o no y por
qué:
a) Una vez establecido el equilibrio, los reactivos ya no se transforman en
productos
54
Química General
b) En el equilibrio, las concentraciones molares de los reactivos son iguales a
las de los productos
c) Si se mantiene la temperatura constante, el aumento de las
concentraciones molares de productos provoca un aumento de la constante
de equilibrio
d) La reacción química inversa comienza una vez que se obtuvo la cantidad
estequiométrica de productos
e) Para una reacción química muy desplazada hacia la formación de
productos, el valor de Kc es relativamente bajo, mucho menor que 1(uno)
f) Un valor de Qc bajo indica que el rendimiento de la reacción es muy bajo
g) Si el valor de la constante de equilibrio de una reacción es numéricamente
alto, la constante de equilibrio de la reacción inversa también tiene un valor
alto
h) Si el valor de la Kc aumenta al disminuir la temperatura, la reacción es
exotérmica
i) Si, a temperatura constante en un sistema en equilibrio se cambia la
concentración de una especie, entonces las demás concentraciones
también cambian para restablecer un nuevo equilibrio con un valor de Kc
igual al anterior
14) Un sistema contiene 0,28 moles de N2O4 y 0,00112 moles de NO2 en 400 cm3
de cloroformo a 8°C. encontrándose en equilibrio. Calcular el valor de Kc,
teniendo en cuenta que la reacción involucrada es
N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)
(Ambas especies son totalmente solubles en cloroformo)
R: Kc = 1,12.10-5
15) A una temperatura dada se colocan 1,8 g de agua y 5,68 g de cloro en un
matraz de 2 litros. Se establece el equilibrio
2 H2O(g) + 2 Cl2(g) ↔ 4 HCl(g) + O2(g)
Obteniéndose una concentración final de O2(g) igual a 0,48 g.dm-3
Calcular el valor de Kc
R: Kc = 4,9
16) Se estudia la siguiente reacción:
A(s) +B(g) ↔ 2C(g) + 2D(g)
55
Química General
En un recipiente cerrado de 0,5 dm3 se colocan tres moles de B, dos moles de A
y dos moles de C y se permite que la reacción llegue al equilibrio. Cuando esto
sucede se encuentran presentes 0,6 moles de D. Calcular:
a) Cuántos moles de B hay en el equilibrio
b) El valor de Kc
R = a) 2,7 moles
b) Kc = 7,2
17) A 20°C. la reacción
C2H5OH
Etanol
+ CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O
Acido etanoico
Etanoato de etilo
Tiene un valor de Kc = 4
¿Cuántos moles de etanoato de etilo hay en el equilibrio si se mezclan 3 moles
de etanol con 1 mol de ácido etanoico? Todas las sustancias son líquidas a la
temperatura de la reacción.
R = 0,9 moles
18) La constante de equilibrio Kc para la reacción:
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g)
A 700°C es 55. Si la concentración inicial de cada uno de los reactivos es 2, 55
mol.dm-3, calcular las concentraciones en el equilibrio de todas las sustancias
involucradas en la reacción.
R = [H2] = [I2] = 0,54 mol.dm-3
[HI] = 4,02 mol.dm-3
19) Utilizando el valor de Kc obtenido en el problema 13, calcular:
a) El número de moles de N2O4 y NO2 presentes en el equilibrio después de
disolver 0,75 moles de N2O4 en 1500 cm3 de cloroformo.
b) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio
R = a) 3,54.10-3 moles de NO2, 0,748 moles de N2O4
b)[NO2] = 2,36.10-3 mol.dm-3, [N2O4] = 0,449 M
20) Se desea obtener en un recipiente de 5 dm3 a 500°K una concentración en el
equilibrio de PCl5(g) de 0,4 mol.dm-3.
a) Calcular cuántos moles de PCl5(g) es necesario introducir inicialmente en
dicho recipiente, teniendo en cuenta que la reacción involucrada es:
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Con un valor de Kc = 0,0224 (500°K)
b) Repetir el cálculo, considerando que inicialmente existen en el sistema 2
moles de cloro
56
Química General
R = a) 2,47 moles
b)2,11 moles
21) La constante de equilibrio Kc de la reacción
CO(g) + H2O(g) ↔ H2(g) + CO2(g)
Es 0,227 a 2000°K
a) Calcular las concentraciones de todas las especies en el equilibrio cuando se
mezclan 1 mol de CO y 1 mol de H2O en un recipiente cuyo volumen es 2 dm3
b) Suponer que se añade 1 mol de H2 al sistema descripto en a); una vez que llegó
al estado de equilibrio, calcular las nuevas concentraciones
c) Discutir los resultados obtenidos en a) y b)
R = a) [CO] = [H2O] = 0,34M; [H2] = [CO2] = 0,16M
b) [CO] = [H2O] = 0,43M; [H2] = 0,57M, [CO2] = 0,072M
22) Se dejan reaccionar 15g de etanoato de etilo, 15g de ácido etanoico, 135g de
agua y 30g de etanol en un recipiente a 20°C. (Ver ecuación en el problema 16)
a) ¿En qué sentido tendrá lugar la reacción?
b) ¿Debe conocerse el volumen del recipiente para resolver el problema?
c) ¿Cuántos gramos de cada sustancia estarán presentes en el equilibrio?
Datos: Kc = 4 (20°C)
R = c) Etanol 32 g, ácido etanoico 18g, etanoato de etilo 10g y agua 134g
En un recipiente de 5 litros, que inicialmente contiene 1,5 moles de HI(g), se
agregan0,03 moles de I2(g) y 0,3 moles de H2(g) a 445°C. Calcular las
concentraciones de las tres sustancias en el equilibrio, teniendo en cuenta
que la reacción involucrada es:
H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)
Con un valor de Kc = 64 (445°C)
R = [I2] = 0,017M
[H2] = 0,071M
[HI] = 0,278M
23) Un recipiente de 5 dm3 a 1100°K contiene 5 g de carbono, 2 moles de dióxido
de carbono y 1,2 moles de monóxido de carbono. Sabiendo que la reacción
CO2(g) + C(s) ↔ 2CO(g)
Tiene una Kc = 0,0888 (1100K), determinar:
57
Química General
a)
b)
c)
d)
Si el sistema está o no en equilibrio
Si no lo está, ¿en qué sentido procederá la reacción?
Las concentraciones en el equilibrio
¿Cómo evolucionaría el sistema si el volumen del recipiente se pudiera
expandir a 10 dm3? Justificar cualitativamente
R = c) [CO] = 0,194M; [CO2] = 0,423M
24) La constante de equilibrio del sistema:
PCl5(g) ↔ PCl3(g) + Cl2(g)
Es 0,0224 a 500 k y 33,3 a 760 K
a) Indicar a qué temperatura es más estable el PCl5
b) ¿La reacción es exotérmica o endotérmica?
25) A la mezcla obtenida en el problema N° 18 se le agregan 100 cm3 de
cloroformo.
a) ¿Hacia dónde se desplaza el equilibrio?
b) ¿Cuáles serán las concentraciones de NO2 y N2O4 en el equilibrio?
c) Sabiendo que la reacción es endotérmica, ¿cómo debe variar Kc al disminuir
la temperatura?
R = b) [NO2] = 2,28.10-3 M
[N2O4] = 0,47 M
58
Química General
EQUILIBRIO ÁCIDO BASE
1) ¿Qué valor tendrá la concentración de ion hidrógeno en una solución de HCl
0,1M? ¿Cuáles serán los valores de pH y pOH?
R= a) 0,1M b) pH: 1 y pOH: 13
2) ¿Qué valor tendrá la concentración de ion hidrógeno en una solución de NaOH
0,10M a 25°C? ¿Cuál será el pH?
R= a) 1.10-13 M b) pH: 13
3) Calcular el pH y el pOH de una solución acuosa que contiene 3,0g de NaOH en
un volumen de 1,5 dm3, a 25°C
R= pH: 12,7 y pOH: 1,3
+
4) Convertir los valores de pH en [H ] y los de pOH en [OH ]
pH = 0,3; 3,0; 4,7; 7,2; 9,1; 12,8
pOH= 1,3; 3,7; 6,9; 8,6; 10,7; 13,5
5) El pH del jugo gástrico tiene un valor de 2,0. Calcular la [H+] en dicho medio
biológico (el jugo gástrico contiene ácido clorhídrico)
R= 1.10-2M
6) Calcular el pH y el pOH de las siguientes soluciones acuosas a 25°C
a) HX (ácido fuerte) 3,2.10-4M
R= pH: 3,49 y pOH: 10,51
R= pH: 12 y pOH: 2
b) BOH (base fuerte) 1,0.10-2M
7) Calcular el pH de una solución que contiene 1g de NaOH en 760 cm3 de
solución, a 25°C.
R= 12,52
8) Calcular el pH de una solución que contiene 0,50 g de HCl en 100 cm3 de
volumen total, a 25°C
R= 0,86
3
3
9) Se tienen 100 cm de una solución de HCl 0,100M. ¿Cuántos dm de agua
deben agregarse para obtener una solución de pH: 2,50? Considerar los
volúmenes aditivos
R= 3,1 dm3
-3
10) Se dispone de una solución de NaOH en agua de 40g.dm . ¿Cuántas veces
habrá que diluirla para obtener una solución de pH: 12?
R= 100 veces
11) Se dispone de una solución acuosa de ácido benzoico (C6H5COOH) 2,1.10-3M.
El valor de Ka es 6,3.10-5 a 25°C. Calcular las [H+] y [OH-]
R=[H+]: 3,3.10-4M y [OH-]: 3,0.10-11M
12) Se tiene una solución 0,01 M de ácido coloroetanoico (CH2ClCOOH), cuya ka, a
25°C, es 1,4.10-3.
a) Calcular las [H+] y [OH-]
R= [H+]: 3,1.10-3 y [OH-]: 3.2.10-12M
b) Repetir el cálculo para una solución 1.10-4M del mismo ácido, a igual
temperatura R= [H+]: 9,4.10-5 y [OH-]: 1,1.10-10M
59
Química General
c) Determinar el grado de disociación (α) en a) y en b) y discutir los
resultados.
R= a) 0,31 y b) 0,94
13) a) Calcular la concentración de CH3COOH necesaria para obtener una solución
de pH 3,46
b)¿Qué concentración de HCl se necesitará para obtener una solución del
mismo pH a igual temperatura?
Dato: Ka CH3COOH : 1,8.10-5
R= a) 7.10-3M y b) 3,5.10-4M
14) a)Calcular las [H+] y [OH-] en las siguientes soluciones acuosas a 25°C de NH3
0,10M y de BOH 0,1M
b) Determinar el valor de α y de pH en cada caso
c) Indicar cuáles son los ácidos conjugados de estas bases
KbBOH: 4,2.10-4
Datos: Kb NH3: 1.8.10-5
R= NH3 a) [H+]: 7,7.10-12M y [OH-]: 1,3.10-3M
b) α: 0,013 y pH: 11,11
BOH a) [H+]: 1,6.10-12M y [OH-]: 6,3.10-3M
b) α: 0,063 y pH: 11,8
15) Calcular el pH de una solución que contiene 1,4g de NH3 en 100 cm3 de
volumen total.
R= 11,58
16) a) ¿Qué concentración de NH3 es necesaria para obtener una solución acuosa
de pH 9,8?
b) ¿Qué concentración de NaOH se necesitaría para obtener igual pH?
R= a) 2,8.10-4M y b) 6,3.10-5M
17) Calcular el pOH y el grado de disociación de:
a) Una solución de CH3COOH en la que la [H+]: 1,4.10-3M
b) Una solución de MOH de pH 11,4
c) Una solución de HIO3 de pH 3,04
Datos: Kb MOH: 4,2.10-4; Ka HIO3: 0,19
R= a) pOH: 11,15 α: 0,013
b) pOH: 2,6
α: 0,15
c) pOH: 10,96 α: 0,99
60
Química General
HIDRÓLISIS
1) La constante de ionización del HCN es 4,8.10-10 a 25°C. Calcular las
concentraciones de H+, OH- y HCN en una solución preparada por el agregado
de 0,166 moles de NaCN a suficiente cantidad de agua para formar 450 cm3de
solución
Rta: 3,6.10-12 M; 2,8.10-3M; 2,8.10-3M
2) a) Calcular la constante correspondiente a la reacción de hidrólisis del ion
HCOO-, si Ka= 1,34.10-4 a 25°C
b) Calcular las concentraciones de H+, OH-, HCOOH y HCOO- en una solución
acuosa 0,150 M de NaHCOO
Rta: a) 7,46.10-11; b) 2,99.10-9M; 3,35.10-6M; 1,5.10-1M
3) Calcular la concentración de H+ y el pH de una solución 0,01M de KCN.
Dato: Ka HCN 25°C: 4,8.10-10
Rta: 2,2.10-11M; pH: 10,65
4) Se determinó experimentalmente que el pH de una solución 0,1M de
NaCH3COO es 8,88. Calcular la constante de hidrólisis del ion CH3COORta: 5,8.10-10
5) Una solución 0,05M de la sal de potasio de un ácido débil monoprótico tiene un
pH 10,25 a 25°C. Calcular la constante de hidrólisis del anión y la constante de
ionización de dicho ácido.
Dato: el KOH se comporta como base fuerte.
Rta: 6,3.10-7; 1,6.10-8
6) Calcular el pH, a 25°C, de:
a) Una solución acuosa 0,20M de cloruro de piridonio, C2H5NHCl
b) Una solución acuosa 0,20M de cloruro de metilamonio CH3NH3Cl
c) Una solución acuosa 0,20M de cloruro de dimetilamonio,
(CH3)2NH2Cl
Datos: Kb piridina: 1,5.10-9
Rta: 2,94
-4
Kb metilamina: 4,17.10
Rta: 5,66
Kb dimetilamina: 7,4.10-4
Rta: 5,78
d) ¿Qué conclusión se obtiene de la comparación de los resultados anteriores?
7) ¿Cuál es el pH de una disolución de NH4Cl 0,1M?
Dato: Kb NH3: 1,8.10-5
Rta: 5,12
8) ¿Cuántos gramos de NaCN se necesitarán disolver en suficiente cantidad de
agua para preparar 250 cm3 de una solución de pH 10?
61
Química General
Rta: 7,4.10-3 g
9) Una sal MX (que contiene iones M+ y X-) se disuelve en agua y el pH de la
solución resultante es 7. ¿Puede hacerse alguna afirmación acerca de la fuerza
del ácido y la base de los que deriva la sal?
62