CENTRO UNIVERSITARIO DE LA DEFENSA. ZARAGOZA CURSO 2011-12 Curso “cero” de Química

 

     

  1. INTRODUCCIÓN El titulo de Grado de Ingeniería de Organización Industrial que se imparte en el Centro Universitario de la Defensa (CUD) consta de 240 créditos ECTS a cursar durante cuatro cursos académicos de 60 créditos cada uno. Durante el primer curso se imparten las asignaturas correspondientes al módulo de formación básica dentro de las que se incluye la materia Química. La modalidad de bachillerato idónea previa a este Grado es la de Ciencias y Tecnología, ya que buena parte de las asignaturas que el futuro graduado va a estudiar son de carácter científico-técnico. En concreto, en cuanto a la asignatura de Química, se requieren los conocimientos incluidos en la materia Química del Currículo de 2º de Bachillerato. 2. CONTEXTO Dentro del bachillerato de Ciencias y Tecnología la materia Química amplia la formación científica de los estudiantes en cuanto a que proporciona las herramientas para comprender el comportamiento de la materia, su constitución y sus transformaciones. Además, dota a los estudiantes de capacidades directamente relacionadas con la comprensión del mundo en el que se desenvuelven, en relación con campos del conocimiento tan presentes en el mundo actual como la medicina, la farmacología, los materiales, la alimentación, las ciencias medio ambientales o la bioquímica. El estudio de la química pretende, pues, una profundización en los aprendizajes realizados en etapas precedentes, poniendo el acento en su carácter orientador y preparatorio de estudios posteriores, así como en el papel de la química y sus repercusiones en el entorno natural y social y su contribución a la solución de los problemas y grandes retos a los que se enfrenta la humanidad. 3. OBJETIVO Este documento está dirigido a los futuros estudiantes del CUD que no hayan cursado Química en bachillerato con el objetivo de que adquieran las capacidades mínimas para abordar con garantías el módulo de formación básica del Grado. 4. CONTENIDOS: Conceptos y problemas Anexo I Breve relación de los conceptos mínimos que el estudiante debería conocer antes de comenzar el estudio de la materia Química de un grado de ingeniería. Cada epígrafe de este documento está asociado a una nota al pie que indica la sección y/o página donde el estudiante puede encontrar el contenido en el libro de química recomendado por el CUD (Química: la ciencia central, 11ª ed. T. L. Brown. Prentice Hall, 2009). Anexo II Problemas relativos a los conceptos del Anexo I. Estos problemas se han organizado en dos niveles: Nivel I y Nivel II.     7-jun-11  

 

ANEXO I

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

CÁLCULOS CIENTÍFICOS Una de las principales diferencias entre materias científicas y humanísticas o sociales es que los científicos utilizan resultados cuantitativos, resultados de las medidas. Los resultados se presentan como un número y una unidad o combinación de unidades. La unidad es tan importante como el número. Dentro de las materias científicas la Química quizás es la que más símbolos utiliza. Ajustarse a la nomenclatura acordada no sólo para elementos o compuestos sino también para variables o constantes es fundamental en el trabajo químico. Por ejemplo, no es lo mismo Co que representa al cobalto que CO que representa al monóxido de carbono. El químico o el estudiante de Química deben hacer uso de todas sus habilidades y conocimientos anteriores en cuanto a cálculos, análisis dimensional, utilización de la calculadora científica y cifras significativas. Además, es necesario tener siempre presentes las recomendaciones que se recogen a continuación a cerca del procedimiento adecuado de abordar la solución de un problema.

1. PROCEDIMIENTO PARA LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS La resolución de problemas requiere la comprensión de los principios teóricos y la aplicación de los principios concretos que requiere cada caso en particular. El mejor camino para asegurarse el éxito en la resolución de problemas es practicar, practicar y practicar. Las etapas aconsejadas para resolver un problema son: 1.- Leer el problema atentamente. 2.- Hacer una lista de todos los valores que se dan en el texto, incluidas las unidades. 3.- Encontrar y listar las relaciones implicadas. Por ejemplo, si un compuesto binario de A y B tiene un 25 % en masa del elemento A significa que 100 g del compuesto contiene 25 g de A y, por tanto, 100 g del compuesto tiene 25 g de A y 75 g de B. 4.- Escribir qué cantidad hay que calcular incluidas las unidades. 5.- Identificar las relaciones que se han de utilizar para determinar la incógnita. Pensar acerca de cómo se deben manipular los datos con sus unidades para obtener la respuesta. 6.- Resolver el problema. 7.- Examinar cuidadosamente la respuesta, comprobando que sea razonable. Por ejemplo, cálculos de porcentajes, resultados anormalmente altos o bajos, unidades que no cuadran,…

2. LAS MEDIDAS Y SUS ERRORES: CIFRAS SIGNIFICATIVAS1 2.1. PRECISIÓN Y EXACTITUD Exactitud de una serie de medidas indica la aproximación de la media de la serie al valor verdadero de la cantidad que se mide. Precisión de una serie de medidas indica la variabilidad entre los resultados de dicha serie. Precisión de las medidas suministradas en los problemas. En el caso de la resolución de problemas el alumno se encuentra con unas medidas de las que no conoce la precisión, ya que la misma no se suele indicar. Como regla general supondremos que toda medida que nos den tiene una incertidumbre que afecta a una unidad del último dígito representado. Si los datos para una determinada pesada son 2,0 g ó 2,00 g ó 2,001 g supondremos que la incertidumbre correspondiente es 0,1 g ó 0,01 g ó 0,001 g.

1

Brown 2009, 1.5. pág. 20.

1/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

2.2. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Cifras significativas es el número de dígitos de una medida experimental que expresa la precisión con que se conoce la medida. El número de cifras significativas con que se expresa una cantidad es de gran importancia en el trabajo científico porque es una indicación del grado de fiabilidad de las medidas. Para establecer el número de cifras significativas en una cantidad determinada, es necesario tener en cuenta las siguientes normas: 1.- Todos los dígitos distintos de cero son cifras significativas. 2.- Los ceros situados entre cifras significativas son también significativas. 3.- Los ceros situados al final de un número y a la derecha de la coma decimal son cifras significativas. 4.- Los ceros que aparecen al final de un número entero pueden ser no significativas. En caso de ambigüedad se recomienda utilizar la notación científica, ver 2.3. 5.- Los ceros que preceden al primer dígito no cero, no son cifras significativas, sólo sirven para ubicar la coma decimal.

2.3. NOTACIÓN CIENTÍFICA El manejo de números extremadamente grandes o extremadamente pequeños aconseja la utilización de la notación científica en los cálculos científicos. Cualquier número se puede expresar en la forma A 10n donde A es un número entre 1 y 10 y n es un número entero que puede ser positivo o negativo. Con este tipo de notación desaparece la ambigüedad que en algunos casos se puede presentar en relación al número de cifras significativas de una cantidad. Por ejemplo, ¿cuántas cifras significativas tiene 3000? Esta cuestión se resuelve de forma clara del modo que se detalla a continuación: Valor 3  103 3,0  103 3,00  103 3,000  103

Nº CF 1 2 3 4

2.4. CIFRAS SIGNIFICATIVAS Y CÁLCULOS NUMÉRICOS Adición y sustracción La precisión de una suma o diferencia no puede ser mayor que la de la medida menos precisa. En términos prácticos esto significa que el número de cifras decimales de un resultado derivado no puede exceder del dato con menos cifras decimales.

Producto o cociente El producto o cociente de varias medidas no puede tener mayor número de cifras significativas que la medida con el menor número de ellas.

Reglas a tener en cuenta -

-

2/14

Los datos que se dan son medidas, no números. Las medidas se toman como buenas, si bien afectadas de una imprecisión que afecta a la última cifra. Los números exactos, por ejemplo el 4 que indica el cuádruple, o el obtenido al contar una serie de objetos, tienen todas las cifras significativas que sean necesarias. Lo mismo es aplicable a las constantes físicas. En algunos casos en los enunciados de los problemas no aparece con claridad la precisión de algunos datos. Para estos casos se ha de suponer que todas las medidas están afectadas con la misma o comparable precisión.

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

COMPUESTOS, REACCIONES Y ESTEQUIOMETRÍA 1. ÁTOMO, MOLÉCULA E ION2 ÁTOMO. Partícula más pequeña que caracteriza a un elemento químico. Está formado por un núcleo que contiene la carga positiva y la mayor parte de su masa (más del 99%) y electrones que contienen la carga negativa.

NÚMERO ATÓMICO, Z. Número de protones de un núcleo atómico. NÚMERO DE MASA, A. Suma del número protones y neutrones de un núcleo. Número de masa (A) (número de protones más neutrones)

12

C

Símbolo del elemento

6 Número atómico (Z) (número de protones o electrones)

ION. Partícula atómica o molecular que tiene una carga neta. Los cationes están cargados positivamente y los aniones negativamente.

ISÓTOPO. Átomos con idéntico número atómico diferente número de masa. ABUNDANCIA ISOTÓPICA. Número relativo de átomos de un isótopo en una mezcla de isótopos de un elemento expresado como una fracción del número total de átomos del elemento.

2. LA MATERIA Y SUS TRANSFORMACIONES3 TRANSFORMACIÓN FÍSICA. Cambio de alguna propiedad física de una muestra de materia, permaneciendo su composición inalterada.

TRANSFORMACIÓN

QUÍMICA. Una o más muestras de materia se convierten en nuevas muestras con

composiciones diferentes a las iniciales.

COMPUESTO. Sustancia en la que se combinan átomos de diferentes elementos. MOLÉCULA. Agregado de dos o más átomos en una disposición definitiva que se mantienen unidos á través de fuerzas químicas también llamadas enlaces químicos.

SUSTANCIA. Elemento o compuesto químico. DISOLUCIÓN O MEZCLA HOMOGÉNEA. Mezcla cuya composición y propiedades son uniformes en cualquier zona de la muestra.

MEZCLA HETEROGÉNEA. Los componentes ocupan zonas diferenciadas de la muestra considerada. Materia ¿Se puede separar por un proceso físico?

No Sustancia

Mezcla

¿Se puede descomponer por un proceso químico?

¿Es totalmente uniforme?

Sí Compuesto 2

Sí

No Elemento

Sí Homogénea

No Heterogénea

Brown 2009, 2.1. pág. 38.

3/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

3. LEYES FUNDAMENTALES DE LA QUÍMICA LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (Lavoisier)4 La masa total de los productos de una reacción química es la misma que la masa total de los reactivos, de tal manera que la masa permanece constante durante la reacción.

LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (Proust)5 La composición elemental de una sustancia pura es siempre la misma independientemente de su fuente. También es conocida como ley de la composición constante.

POSTULADOS DE DALTON6    

Cada elemento está formado por partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos entre sí, en masa y demás propiedades, pero los átomos de un elemento son diferentes de los átomos de otros elementos. Los átomos de un elemento no pueden transformarse en átomos de otros elementos mediante reacciones químicas; los átomos no se crean ni se destruyen en reacciones químicas. Los compuestos se forman cuando los átomos de más de un elemento se combinan; un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo y tipo de átomos.

LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON)7 Si dos elementos A y B se combinan para formar más de un compuesto, las masas de B que pueden combinarse con una masa de dada de A están en razón de números enteros pequeños.

4. MASA ATÓMICA, NÚMERO DE AVOGADRO Y MOL8 UNIDAD

DE MASA ATÓMICA

(uma o u). Un doceavo de la masa del átomo de carbono-12 en su estado

elemental nuclear y electrónico. La unidad de masa atómica no es unidad del sistema internacional y se utiliza para expresar las masas de las partículas atómicas. 1 uma = 1.660540210-27 kg.

MASA ATÓMICA. Masa de un átomo en unidades de masa atómica. Dado que la mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza como una mezcla de isótopos la masa atómica de un determinado elemento se expresa como un promedio de las masas atómicas de cada isótopo teniendo en cuenta la abundancia isotópica.

NÚMERO

DE

AVOGADRO, NA. Constante física fundamental que coincide con el número de átomos

contenidos en 12 g de

12

C isotópicamente puro. El valor de la constante es 6.0221023 mol-1.

MOL. Cantidad de materia que contiene tantos objetos (átomos, moléculas o cualquier objeto a considerar) como el número de átomos que hay en 12 g de

12

C isotópicamente puro.

5. REACCIÓN Y ECUACIÓN QUÍMICA9 REACCIÓN QUÍMICA. Proceso en el que un conjunto de sustancias llamadas reactivos se transforman en un nuevo conjunto de sustancias llamadas productos

3

Brown 2009, 1.2. pág. 9. Brown 2009, pág. 38, 79-80. 5 Brown 2009, pág. 8. 6 Brown 2009, pág. 38. 7 Brown 2009, pág. 39. 8 Brown 2009, 2.4. pág. 46, 3.3. pág. 87, 3.4. pág. 89. 9 Brown 2009, 3.1. pág. 80. 4

4/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

ECUACIÓN

QUÍMICA. Representa los cambios cualitativos y cuantitativos que ocurren durante la reacción

química. Dada la reacción entre oxígeno e hidrógeno para dar agua la ecuación química para esta reacción se escribe de la forma siguiente: 2H2(g) + O2(g) H2O(l) El signo + se lee como reacciona y la flecha como da lugar a…. En una ecuación química las fórmulas químicas de la izquierda de la fecha representan los reactivos y las fórmulas químicas de la derecha los productos. Los números que preceden a las fórmulas con los coeficientes. Los coeficientes indican el número relativo de moléculas o moles de cada tipo involucrados en la reacción.

5.1. ¿CÓMO ESCRIBIR UNA ECUACIÓN QUÍMICA?9 Paso 1. Paso 2.      

Escriba la ecuación utilizando símbolos químicos indicando el estado físico de cada sustancia Para ajustar la ecuación química: Nunca se deben introducir átomos que no intervengan en la reacción. Nunca se cambian las fórmulas para ajustar la ecuación. Ajuste en primer lugar los elementos que aparecen solamente en un compuesto a cada lado de la flecha. Ajuste en último lugar los elementos libres. En algunas reacciones hay grupos de átomos que no se modifican. En estos casos, es útil ajustar estos grupos como si se tratase de una unidad. Los coeficientes fraccionarios se pueden utilizar, así como eliminar al final multiplicando por el factor adecuado.

5.2. DISOLUCIONES ACUOSAS ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS10 NaCl en agua

Electrolitos fuertes y electrolitos débiles

Disociación Proceso por el cual una sustancia iónica se disuelve en agua de forma que el disolvente extrae los iones individuales y los solvata.

•

Electrolito fuerte se disocia por completo en sus iones. – Buen conductor eléctrico.

•

Electrolito débil se disocia en parte en sus iones. – Conductor eléctrico, pero no muy bueno.

•

No-electrolito no se disocia. – No conduce la corriente eléctrica.

MgCl2(s) ? Mg2+(aq) + 2 Cl-(aq)

CH 3CO2H(aq) CH3CO2-(aq) + H+ (aq)

Un electrolito es una sustancia que se disocia en iones cuando se disuelve en agua. NaCl en agua

  H2O

Un no electrolito puede disolverse en agua, pero no se disocia en iones cuando lo hace.

No electrolito

Electrolito débil Electrolito fuerte

CH 3OH(aq)

CH3OH en agua

Electrólito fuerte

Electrólito débil

No electrólito

HCl

CH3COOH

(NH2) 2CO

HNO 3

HF

CH3OH

HClO4

HNO 2

C2 H5OH

NaOH

H2O

C12H22 O11

Compuestos iónicos

10

Brown 2009, 4.41 pág. 120.

5/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

5.3. ECUACIÓN MOLECULAR, ECUACIÓN IÓNICA Y ECUACIÓN IÓNICA NETA11 Ecuación molecular: muestra fórmulas completas de reactivos y productos AgNO3(aq) +NaI (aq)

AgI(s) + NaNO3(aq)

Ecuación iónica: muestra todos los electrolitos fuertes como iones Ag+(aq) + NO3-(aq) + Na+(aq) + I-(aq)

AgI(s) + Na+(aq) + NO3-(aq)

Iones espectadores: están presentes pero no desempeñan papel alguno en la reacción. Aparecen formas idénticas tanto en reactivos como en productos de una ecuación iónica neta.

Ecuación iónica neta: ecuación iónica en la que se omiten los iones espectadores Ag+(aq) + I-(aq)

AgI(s)

¿CÓMO ESCRIBIR ECUACIONES IÓNICAS NETAS?

¿Cómo escribir ecuaciones iónicas netas? 1. 2. 3. 4.

Escriba una ecuación molecular balanceada. Disocie todos los electrolitos fuertes. Descarte todo lo que permanezca sin cambio del lado izquierdo al derecho de la ecuación. Escriba la ecuación iónica neta con las especies que permanezcan.

Ejemplo Escriba la ecuación iónica neta para la reacción de nitrato de plata con cloruro de sodio.

AgNO3 (ac) + NaCl (ac)

AgCl (s) + NaNO3 (ac)

Ag+ + NO3- + Na+ + Cl-

AgCl (s) + Na+ + NO3-

Ag+(ac) + Cl-(ac)

11

Brown 2009, pág. 127.

6/14

AgCl (s)

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

5.4. AJUSTE DE REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN12 NÚMERO DE OXIDACIÓN. Número hipotético positivo o negativo que se asigna a un elemento de una molécula o ion, sobre la base de un conjunto de reglas formales que se relacionan a continuación.13 1. Para un átomo en su forma elemental el número de oxidación siempre es cero. 2. Para cualquier ion monoatómico el número de oxidación es igual a la carga del ion. 3.- Los no metales generalmente tienen números de oxidación negativos, aunque en algunos casos son positivos: a) El número de oxidación del oxígeno es ─2, tanto en compuestos iónicos como moleculares. La principal excepción se presenta en los compuestos llamados peróxidos, los cuales contienen un ion O22- lo que a cada oxígeno un número de oxidación ─1. b) El número de oxidación del hidrógeno es +1 cuando se une con no metales y ─1 cuando se une con metales. c) El número de oxidación de flúor es ─1 en todos los compuestos. Los demás halógenos tienen un número de oxidación de ─1 en la mayoría de los compuestos binarios. Sin embargo, cuando se combinan con oxígeno, como en el caso de los oxianiones, tienen estados de oxidación positivos. 4. La suma de los estados de oxidación de los átomos de un compuesto neutro es cero. La suma de los números de oxidación de un ion poliatómicos es igual a las carga del ion.

¿CÓMO AJUSTAR UNA REACCIÓN DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN QUE TRANSCURRE EN DISOLUCIÓN ACUOSA? Escriba la ecuación iónica neta balanceada de la reacción que se produce al mezclar una disolución de nitrato de hierro(II) con otra de dicromato de potasio. 1. Escriba la ecuación no ajuntada en su forma iónica. NO3─ + Fe2+ + K+ + Cr2O72─

Fe3+ + Cr3+ + NO3─ +K+

2. Elimine los iones espectadores. Fe2+ + Cr2O72─

Fe3+ + Cr3+

3. Escriba la semirreación de oxidación (pérdida de electrones) y la semirreacción de reducción (ganancia de electrones). Oxidación:

Fe2+

Reducción:

Cr2O72─

Fe3+ Cr3+

4. Ajuste en cada semirreacción los átomos diferentes a H y O. Oxidación:

Fe2+

Reducción:

Cr2O72─

Fe3+ 2Cr3+

5. Si la reacción transcurre en medio ácido añada moléculas de agua para ajustar los átomos de oxígeno y cationes hidrógeno para ajustar los átomos de hidrógeno

12 13

Oxidación:

Fe2+

Fe3+

Reducción:

Cr2O72─ +

2Cr3+ + 7H2O

Cr2O72─ + 14H+

2Cr3+ + 7H2O

Brown 2009, 20.2. pág. 846 Brown 2009, pág. 844.

7/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

6. Ajuste las cargas en cada semirreacción utilizando electrones Oxidación:

Fe2+

Fe3+ + e-

Reducción:

Cr2O72─ + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

7. Utilize los coeficientes adecuados para conseguir que el número de electrones intercambiados en ambas semirreaciones sea el mismo. Oxidación:

6Fe2+

6Fe3+ + 6e-

Reducción:

Cr2O72─ + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

8. Sume las dos semirreacciones y revise el resultado, el ajuste tiene que se en número y tipo de átomos y en cargas Oxidación:

6Fe2+

6Fe3+ + 6e-

Reducción:

Cr2O72─ + 14H+ + 6e-

2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ + Cr2O72─ + 14H+

6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

La ecuación iónica neta completa: 6Fe2+(ac) + Cr2O72─(ac) + 14H+(ac)

6Fe3+(ac) + 2Cr3+(ac) + 7H2O(l)

9. Cuando la reacción transcurre en medio básico, después del punto 6. se añaden aniones hidroxilo (OH─) a ambos lados de la ecuación para anular los cationes hidrógeno.

6. EXPRESIÓN DE LA CONCENTRACIÓN14 CONCENTRACIÓN. Cantidad de soluto presente en una determinada cantidad de disolvente o de disolución.

n ó i c u l o

8/14

o t u l o s

Brown 2009, 4.5. pág. 142



06 1 x

14

% 0 0 1 x

Si se conoce la densidad de la disolución, puede calcularse la molalidad a partir de la molaridad y viceversa.

Partes por millón m m dis

Moles de soluto Masa de disolvente (kg)



n ó i c u l o

Molalidad 

Dado que los moles y la masa no cambian con la temperatura, la molalidad (a diferencia de la molaridad) no depende de la temperatura.

Porcentaje en masa

m p p

Molalidad (m)

Dado que el volumen depende de la temperatura, la molaridad puede cambiar con la temperatura.

o t u l o s

Moles de soluto Litros de disolución

a s a m %

Molaridad =

m m dis

Molaridad (M)

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

7. ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS15 ESTEQUIOMETRÍA. Relación entre las cantidades de las sustancias que reaccionan en una determinada reacción química y las cantidades de productos que se forman. Una ecuación estequiométrica general informa de que a moles de A reaccionan con b moles de B para dar y moles de Y y z moles de Z.

aA + bB

yY + zZ

A partir del conocimiento de la estequiometría de una reacción se obtiene información cuantitativa de las reacciones químicas. Así, la expresión cantidad estequiométrica indica la cantidad exacta que se necesita de una determinada sustancia de acuerdo con una ecuación química. La relación estequiométrica puede expresarse en moléculas, moles, masa o volúmenes en el caso de los gases.

Empezando con la masa de la sustancia A puede utilizar la relación de los coeficientes de A y B para calcular la masa de la sustancia B formada (si es un producto) o utilizada (si es un reactivo).

REACTIVO LIMITANTE El reactivo limitante de una reacción es el reactivo que se consume totalmente. En el siguiente ejemplo el reactivo limitante es el hidrógeno y el oxígeno es el reactivo en exceso.

RENDIMIENTO DE REACCIÓN (%). Referido a los productos de reacción es la relación entre la cantidad de producto formado realmente (cantidad real) y la máxima cantidad que podría formarse con el reactivo limitante (cantidad estequiométrica o teórica).

% Rendimiento =

15

Cantidad real Cantidad máxima

x 100

Brown 2009, Cap. 3 pág. 78.

9/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

GRADO

DE CONVERSIÓN. Fracción de reactivos que se transforman. Si no se indica lo contrario se refiere

al reactivo limitante. Puede expresarse en %.

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES EN DISOLUCIÓN16

8. CONSTITUCIÓN DE LAS SUSTANCIAS QUÍMICAS17 COMPUESTOS  

COMPUESTO MOLECULAR: sustancia formada por moléculas que contienen más de un tipo de átomos COMPUESTO IÓNICO: combinación de cationes y aniones. En caso de los compuestos iónicos su fórmula siempre coincide con la fórmula empírica (ver más abajo en esta página) que se denomina unidad fórmula, la suma de las cargas del catión(es) y del anión(es) en la fórmula es igual a cero y, muy frecuentemente, son combinaciones de metales y no metales.

FÓRMULA QUÍMICA Formula química Notación que utiliza símbolos químicos con subíndices numéricos para indicar las proporciones relativas de los átomos de los diferentes elementos en una sustancia

Fórmula molecular muestra el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.

H 2O C6H12O6 O3 N2 H4

16 17

Brown 2009, 4.6. pág. 149. Brown 2009, 3.5. pág. 95

10/14

Fórmula empírica indica los elementos que están presentes y la relación mínima, en número entero, entre sus átomos.

Agua

H2O

Glucosa

CH2O

Ozono Hidrazina

O NH2

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

MASA

FÓRMULA. Masa del conjunto de átomos representados por unidad fórmula en unidades de masa

atómica.

MASA

MOLECULAR. Masa del conjunto de átomos representados por la fórmula química de una molécula

en unidades de masa atómica.

MASA MOLAR. Masa de un mol de sustancia expresada en gramos. Es la masa fórmula o la masa molecular expresada en gramos.

Para un elemento

Para un compuesto

masa atómica (u) = masa molar (g)

masa fórmula (u) = masa molar (g)

H

Masa atómica

1.008 uma

Masa molar

1.008 g

NaCl

Masa fórmula

Masa molar

58.5 uma

58.5 g

Elementos que forman moléculas poliatómicas

SO2

O2

Masa fórmula

Masa molar

31.998 uma

31.998 g

Masa fórmula

64.07 uma

Masa molar

64.07 g

CÁLCULO DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL A PARTIR DE LA FÓRMULA QUÍMICA

% elemento en un compuesto 

moles elemento en 1 mol de compuesto  masa molar del elemento Masa molar del compuesto

o, también…

% elemento en un compuesto 

número de átomos en una molécula  masa atómica del elemento masa molecular de la molécula

Calcule la composición centesimal del etanol

%C =

2 x (12.01 g)

x 100% = 52.14%

46.07 g C2H6O

%H =

6 x (1.008 g)

x 100% = 13.13%

46.07 g %O =

1 x (16.00 g)

x 100% = 34.73%

46.07 g 52.14% + 13.13% + 34.73% = 100.0%

11/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS A PARTIR DE LA COMPOSICIÓN CENTESIMAL en o ar s g ol % st ar e to la res de nto m n pue ul 00 ó s 1 a i s dmen lar ol a ecntal s o me c om a r l e u l i a e o a s e ul r lc m m am l e m me ul a Moa el m la on po l c 1/ Ca nes Grda e ór lecu saperi m de r m ír ic up d o F  a ó o S a z p a a o F m c M ex C as c ra m e m

El succinato de dibutilo es un repelente de insectos utilizado en las casa contra hormigas y cucarachas. Su composición es 62,58% de C; 9,63 % de H y 27,79 % de O. Su masa molecular determinada experimentalmente es 230 u. ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del succinato de dibutilo? Etapa 1. Calcule la masa de cada elemento en una muestra de 100,0 g 62,58 g C

9,63 g H

27,79 g O

Etapa 2. Convierta cada una de estas masas en una cantidad en moles 1 mol H 1 mol C 9,63 g H  62,58 g C  = 9,55 mol H = 5,210 mol C 1,0018g H 12,011 g C 1 mol O 27,97 g O  = 1,737 mol O 15,999 g O Etapa 3. Escriba una fórmula tentativa basada en estos números reales

C5,21H9,55O1,74 Etapa 4. Divida cada uno de los subíndices de la fórmula de prueba por el más pequeño (1,74)

C5,21H9,55O1,74 1,74 1,74

C2,99 H5,49 O

1,74

C23H25,49O21

C6H11O2 Fórmula Empírica 115u

x2

C12H22O4 Fórmula Molecular 230 u

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS A PARTIR DE PRODUCTOS DE COMBUSTIÓN

Recordando a Lavoisier, una vez más,…

¿Dónde están todos los átomos de C que había en la muestra?

CO2 ¿Dónde están todos los átomos de H que había en la muestra?

•

12/14

H2O

Los compuestos que contienen C, H y O se analizan rutinariamente por combustión en una cámara como ésta. – El C se determina de la masa del CO2 producido. – El H se determina de la masa del H2O producida. – El O se determina por diferencia después de que se han determinado el C y el H.

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

Ejercicio (fórmulas a partir de los productos de combustión) Combustión de 11.5 g de etanol

Produce 13.5 g de H2O y 22.0 g de CO 2 g CO2

mol CO2

g H2O

mol H2O

mol C

gC

6.0 g C = 0.5 mol C

mol H

gH

1.5 g H = 1.5 mol H

x2

g de O = g de muestra – (g de C + g de H)

C0.5H1.5O0.25

 0.25

4.0 g O = 0.25 mol O C2H6O Fórmula empírica

9. GASES18 Características de los gases



Adoptan la forma y el volumen del recipiente que los contiene



Estado más compresible de todos los que adopta la materia



Varios gases se mezclan completamente cuando están en el mismo recipiente



Densidad mucho menor que la de los sólidos y los líquidos

Elementos que existen como gases a 25ºC y 1 atm

Gases diátomicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2. LEY DE LOS GASES IDEALES PV=nRT P, presión (atm); V, volumen (L); n, número de moles (mol); R, constante de los gases (0,082 atm L Kmol-1); T, temperatura (K).

1

A 273 K y 1 atm de presión un mol de gas ocupa 22,4 L.

18

Brown 2009, 10.1.-10.6. pág. 392.

13/14

CURSO_CERO_QUÍMICA CURSO_20112012

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES La presión total de una mezcla de gases es la suma de las presiones parciales de cada gas que es la misma que tendría cada componente de la mezcla si estuviese sólo.

Ley de Dalton de las presiones parciales La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que cada gas ejercería si estuviera sólo VyT constantes

P1

P2 nART

PA = PB =

V nBRT

Ptotal = P1 + P2 nA PT = PA + PB

PA = XA PT

XA = XB =

V nA número de moles de A nB número de moles de B

BIBLIOGRAFÍA -Química: la ciencia central, 11ª ed. T. L. Brown. Prentice Hall, 2009. -Química General, 10ª ed. R. H. Petrucci. Prentice Hall, 2011. -Química General, 8ª ed. R. H. Petrucci. Prentice Hall, 2003. -Química, 10ª ed. R. Chang. McGraw Hill, 2010.

14/14

nA + nB nB nA + nB

PB = XB PT

Pi = Xi PT

ANEXO II

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012

NIVEL I 1. Defina y exponga algunos ejemplos de los conceptos básicos siguientes: a) Símbolo químico b) Elemento químico c) Compuesto químico d) Sustancia e) Mezcla 2. Las masas atómicas que se relacionan en las tablas: a) ¿Son valores reales de masa o valores relativos? Justifique su respuesta. b) ¿Qué es una unidad de masa atómica? 3. Defina número de Avogadro. 4. Defina a) Mol b) Masa molecular de una sustancia química c) Masa molar de una sustancia química 5.

a) ¿Cuántas moléculas de agua hay en 18 g de agua? 6,0·1023 b) ¿Cuántos átomos de carbono hay en 5,0 g de butano, C4H10?

6. Calcule los moles de átomos o moles de moléculas existentes en cada caso. a) 55,80 g de hierro b) 46,0 g de dióxido de nitrógeno c) 1,0 g de amoniaco d) 162 g de sacarosa, C12H22O11 7. Calcule la masa en gramos en cada caso. a) 1,00 mol de átomos de cloro b) 2,00 mol de átomos de cobre c) 0,20 mol de átomos de silicio d) 1,00 mol de moléculas de cloro e) 0,300 mol de moléculas de cloruro de calcio

2,1·1023

0,9992 1,04 6,0·10-2 0,473

35,5 127 5,6 70,9 33,3

8. ¿Qué cantidad de moles, moléculas y átomos hay en 200 L de hidrógeno a una temperatura de 0 ºC y 1 atm de presión? ¿Cuál es la masa del gas? ¿Qué volumen ocuparía a 294 K y 98000 N/m2 de presión? 8,93 mol; 5,38·1024 moléculas; 1,08·1025 átomos; 18,0 g; 223 L

9. Procedentes del sol chocan con la superficie de la Luna unos 1,0∙1011 átomos de hidrógeno por cm2 y segundo. ¿Qué masa de hidrógeno se depositará en 1,0 m2 de superficie lunar en 1000 años? 52 mol

10. Calcule el oxígeno necesario para convertir 11,24 g de cadmio en 12,84 g óxido de cadmio. 1,60 g

1/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012

11. 0,547 g de metano se queman con exceso de oxígeno para obtener dióxido de carbono y vapor de agua. El agua se absorbe en pentóxido de fósforo y el dióxido de carbono en hidróxido de calcio. El tubo que contiene el pentóxido de fósforo incrementa su masa en 1,23 g y el que contiene el hidróxido de calcio en 1,50 g. ¿Cuánto oxígeno ha reaccionado? 2,18 g

12. Una muestra de cloruro de sodio contiene 39,3% de sodio y el resto de cloro. a) ¿Cuál es el porcentaje de sodio en una muestra de 4,00 g de cloruro de sodio?; b) ¿Qué masa de sodio contiene la muestra de 4,00 g de cloruro de sodio? 39,3%; 1,57

13. En una muestra de 5,0 g de carbono ¿cuántos átomos tienen una masa atómica de 12,01 uma? ninguno

14. Calcular el porcentaje de átomos de bromo que tienen una masa de 78,9183 uma y el porcentaje que tiene una masa de 80,9163 uma, siendo estos dos únicos los isótopos naturales del bromo. 50,66; 49,34

15. Calcule la masa molecular del a) hidrógeno fosfato de amonio; b) C2H5OH (etanol), y c) P4. 16.

a) Calcule el número de docenas de naranjas que hay en 84 naranjas. 7 b) Calcule el número de moles de átomos de Al que hay en 5,75∙1024 átomos de Al.

9,55

c) Calcule el número de moles de moléculas de hidrógeno en 5,75∙1024 moléculas de hidrógeno. d) Calcule el número de moles de átomos de hidrógeno en 5,75∙1024 moléculas de hidrógeno. a) 7; b) 9,55; c) 9,55; d) 19,1

17. La fórmula del nitrato de hidrazina es N2H6(NO3)2. Calcule: a) Calcule su masa molar. b) Calcule los moles de una muestra de 17,4 g de este compuesto. c) Calcule el número de moles de átomos de nitrógeno en esa masa de compuesto. d) Calcule el número de átomos de nitrógeno en esa masa de compuesto. a) 158,071 uma; b) 0,110 mol; c) 0,440; d) 2,65∙1023

18.

a) ¿Qué cantidad contiene más piezas de fruta una docena de uvas o una docena de sandías? ¿Qué docena pesa más? b) ¿Qué contiene más átomos 1 mol de litio o 1 mol de plomo? ¿Qué mol pesa más?

19. ¿Cuántos calcetines hay en diez pares de calcetines? ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 10,0 g de hidrógeno gas? 20; 5,97∙1024 20. ¿Cuál es la diferencia entre 1 mol de átomos de nitrógeno y 1 mol de moléculas de nitrógeno? 21. En 0,125 mol de clorato de sodio a) cuántos moles de sodio hay?; b) cuántos moles de anión perclorato? 0,125 mol; 0,125 mol

22. ¿Cuántas moléculas hay en 1,00 mol de F2? ¿Cuántos átomos? ¿Cuál es la masa de 1,00 mol de F2? 6,022∙1023; 1,20∙1024; 38,0 g

2/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012 23. Una muestra de 10,0 g de agua tiene una composición porcentual de 88,8% de oxígeno y 11,2% de hidrógeno. a) ¿Cuál es la composición porcentual de una muestra de 6,67 g de agua; b) Calcule el número de gramos de oxígeno que hay en la muestra de 6,67 g de agua. a) 88,8% de O, 11,2% de H; b) 5,92 g

24. Determine las fórmulas empíricas correspondientes a las siguientes composiciones porcentuales:

a) CO; b) CO2; c) C3O2; d) NaSO4; e) Na2S2O3; f) Na2SO4; g) Tl4V2O7; h) PSF3; i) PH4I; j) NiI2N6H18

25. Calcule la composición porcentual (m/m) de los siguientes compuestos:

a) 63,65% N; 36,35% de O; b) 46,68% de N; 53,32% de O; c) 30,45% de N; 69,55% de O; d) 32,37% de Na, 22,57% de S; 45,06% de O; e) 29,08% de Na; 40,56% de S; 30,36% de O; f) 14,27% de Na, 9,95% de S; 69,52% de O; 6,26% de H; g) 18,53% de Na, 25,84% de S, 51,57% de O; 4,06% de H; h) 26,08% de C, 30,41% de N; 43,51% de Ca; i) 8,39% de H; 12,50% de C; 29,15% de N; 49,95% de O; j) 2,41% de H; 5,58% de N; 44,61% de O; 47,40% de U; k) 7,65% de H; 56,12% de C; 8,18% de N; 18,69% de O; 9,36% de S.

NIVEL II 1. Determine el volumen de oxígeno, recogido a 25 ºC y 1 atm de presión, obtenido a partir de 14,2 g de KClO3 a través de la reacción: KClO3 (s)  KCl (s) + O2 (g) 4,3 L 2. Por calentamiento de una muestra de 2,00 g de magnesio en presencia de nitrógeno puro en exceso se obtienen 2,77 g de un compuesto que sólo contiene magnesio y nitrógeno. Determine la fórmula empírica de este compuesto. Mg3N2 3. En un recipiente de 1,0 dm3 hay una mezcla de oxígeno e hidrógeno, sometida a una presión de 0,10 atm y 300 K. Sabiendo que en la mezcla hay un 20% en masa de hidrógeno: a) Determine la presión parcial de cada componente en la mezcla. b) Si se hace saltar una chispa, la mezcla reacciona para dar agua en estado gas. Determine la masa de agua que se forma y la composición en porcentaje en masa de la mezcla final. a) 0,080 atm de H2; 0,020 atm de O2; b) 29 mg de H2O; c) 10% de H2; 90% de H2O

4. Al quemar una muestra de hidrocarburo, se forman 7,92 g de dióxido de carbono y 1,62 g de vapor de agua. La densidad de este hidrocarburo gaseoso es 0,82 g/dm a 85 ºC y 700 mmHg. a) Determine la fórmula empírica del hidrocarburo. CH b) Determine su fórmula molecular. C 2H 2

3/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012 5. Un compuesto A contiene únicamente C, H y S. Por una parte se lleva a cabo la combustión de una muestra de 0,0116 g de dicho compuesto, obteniéndose 0,0226 g de CO2. Por otra parte se lleva a cabo una reacción en la que con 0,223 g del compuesto A se obtienen 0,576 g de sulfato de bario, en el que todo el azufre proviene del compuesto A. Determine la fórmula empírica de A. C4H10S 6. Determine los gramos de hierro que se obtienen en la reacción de 175,0 g de Fe3O4 y 105,6 g de CO a través de la reacción Fe3O4 (s) + CO (g)  Fe (s) + CO2 (g) 126,6 g 7. Se disuelve en agua 1,00 g de un compuesto A que sólo contiene hierro y cloro. Posteriormente se añade a la disolución nitrato de plata hasta conseguir que todo el cloro precipite como cloruro de plata, obteniéndose 2,26 g de esta sal. Determine la fórmula empírica del compuesto A. FeCl2 8. Se dispone de ácido clorhídrico comercial del 40,00% en masa y una densidad de 1,198 g/mL. a) Calcule la molaridad de este ácido clorhídrico concentrado. 13,14 M b) Calcule la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de este ácido con 500 mL de ácido clorhídrico 3,0 M. 6,4 M 9. Un hidrocarburo de masa molecular 112 g/mol contiene un 85,7 % de carbono, siendo el resto de hidrógeno. Determine: a) Su fórmula molecular. C8H16 b) El volumen de aire (21,0% v/v de O2), medido en condiciones normales (273 K, 1,00 atm), necesario para quemar 30 g del citado hidrocarburo. 3,4∙102 L 10. En un horno de combustión se quema una tonelada de pirita que contiene el 75% en peso de disulfuro de hierro(II), FeS2. Calcule: a) La masa de óxido de hierro(III) obtenido si el rendimiento del proceso de combustión es del 60%. b) el volumen de dióxido de azufre obtenido si, en las condiciones anteriores, el gas se recoge a 17ºC y 850 mmHg de presión. c) El volumen de oxígeno consumido en condiciones normales (273 K, 1,00 atm). a) 3,0∙105 g; 8,0∙104 L; 3,1∙105 L

11. Se necesita preparar 1,00 L de disolución de ácido nítrico 0,100 M en el laboratorio se dispone de ácido nítrico del 62,7% en peso y densidad de 1,38 g/cm3. a) Calcule el volumen que hay que utilizar de la disolución de ácido nítrico concentrada. 7,28 mL b) Si la nueva disolución tiene que ser del 50% en peso ¿qué volumen de disolución concentrada se tiene que utilizar para preparar 1,0 kg de disolución diluida? 0,58 L 12. La gasolina es una mezcla compleja de hidrocarburos que a efectos prácticos se considera que está constituida únicamente por octano C8H18 (l). La combustión de un hidrocarburo produce agua y dióxido de carbono. Se queman completamente 60,0 L de octano (densidad 0,703 g/mL). Calcule: a) El volumen de aire en m3 (21,0 % v/v de O2) necesario para llevar a cabo la reacción de combustión a 765 mmHg y 25 ºC. b) El volumen de CO2 que se obtiene en las mismas condiciones de presión y temperatura. a) 5,3∙102 m3; b) 72 m3

13. La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo gaseoso (sólo contiene C y H) ha producido 18,36 g de CO2 y 11,27 g de agua. Por otra parte, se ha comprobado que esos 6,26 g ocupan un volumen de 5,07 L en a 1 atm y 25 ºC. Calcule las fórmulas empírica y molecular del hidrocarburo. CH3, C2H6

4/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012

14.

a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa (C12H22O11)? b) Determine la masa en kg de 2,6·1020 moléculas de NO2. c) Indique el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de nitrato de amonio. a) 18 mol; b) 2,0∙10-5 kg; c) 1,1∙1022 átomos

15. La glucosa en un azúcar de fórmula molecular C6H12O6. Si se disponen de 90 g de glucosa, determine: a) La cantidad de carbono y de hidrógeno que contiene, expresándolas como números de moles de carbono y volumen de hidrógeno medido a 25 ºC y 1,0 atm. b) Los gramos de agua que se obtiene cuando tiene lugar, en exceso de aire, la combustión completa, sabiendo que el otro producto de la reacción de combustión es el dióxido de carbono. a) 3 mol; b) 73 g

16. El carbonato de magnesio reacciona con ácido clorhídrico para dar cloruro de magnesio, dióxido de carbono y agua. a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico de densidad 1,16 g/mL y 32 % en masa que se necesitará para que reaccione con 30,4 g de carbonato de magnesio. 1,4∙102 mL b) Si en el proceso anterior se obtienen 7,6 L de dióxido de carbono medidos a 1,0 atm y 27 ºC, 86% ¿cuál ha sido el rendimiento de la reacción? 17. Se hacen reaccionar 2,0 g de aluminio del 80 % de pureza con 200 mL de ácido clorhídrico 0,5 M para dar tricloruro de aluminio e hidrógeno. a) Deduzca cuál es el reactivo limitante en el proceso descrito y el exceso en moles del otro reactivo. b) Calcule el volumen de hidrógeno obtenido medido a 25 ºC y 780 torr. a) HCl limitante; 0,02 mol de Al en exceso; b) 1,2 L

18. En 1947 un barco cargado de fertilizante a base de nitrato de amonio estalló en Texas al provocarse un incendio. La reacción de descomposición explosiva del nitrato de amonio es: NH4NO3 (s)  N2 (g) + O2 (g) + H2O (g) (sin ajustar) Calcule: a) el volumen total en L de los gases formados por la descomposición de 1000 kg de nitrato de amonio a 819 ºC y 740 mmHg. 4,02∙106 L 0,286 N2; 0,143 O2; 0,556 H2O b) Fracción molar y presión parcial de cada gas. 19. La urea CO(NH2)2 es un compuesto de gran importancia industrial en la fabricación de fertilizantes. Se obtiene haciendo reaccionar amoniaco con dióxido de carbono de acuerdo a la reacción: NH3 (g) +CO2 (g)  CO(NH2)2 (s) + H2O (l) Calcule: a) La cantidad de urea (g) que se obtiene al hacer reaccionar 30,6 g de amoniaco y 30,6 g de dióxido de carbono. 41,7 g b) La cantidad (g) del reactivo inicialmente presente en exceso que permanece sin reaccionar una vez completada la reacción anterior. 6,95 g c) La cantidad de kg de amoniaco necesaria para producir 1000 kg de urea al reaccionar con un exceso de dióxido de carbono. 567 kg

5/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012 20. A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le añaden 100 mL de un HCl comercial del 36% en masa y densidad 1,18 g/mL para obtener cloruro de alumino e hidrógeno. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? aluminio b) Calcule el volumen de hidrógeno que se obtiene si el proceso se realiza a 25ºC y 750 mmHg. 10 L 21. Una muestra formada por 2 g de dióxido de carbono y 4 g de monóxido de carbono está contenida en un recipiente a una temperatura de 27 ºC y una presión de 0,8 atm. Calcule el volumen de la mezcla y la presión parcial de cada gas. 6 L, 0,6 atm; 0,2 atm 22. Se mezclan 60 mL de una disolución que contiene 31,5 g de sulfito de sodio en 400 mL de disolución con 80 mL de disolución 0,3 M de la misma sustancia. De la disolución resultante se extraen 20 mL y se diluyen añadiendo 30 mL de agua. Calcule la molaridad de la disolución resultante. 0,051 M 23. Una disolución de hidróxido de potasio contiene 22,4 g de la base en 400 cm3 de disolución. Se toman 100 cm3 de dicha disolución de densidad 1,01 g/mL a los que se añaden 200 cm3 de otra disolución 1,2 M de la misma sustancia y 100 cm3 de agua. a) Calcule la molaridad, molalidad, fracción molar y tanto por ciento en peso de la disolución inicial de KOH. 0,998 M; 1,05 m; 0,0185; 5,54% 3 b) Calcule los gramos de hidróxido de potasio en 20 cm de la nueva disolución. Considere volúmenes aditivos. 0,95 g 24. Se disuelven 1,5 g de una muestra de hidróxido de calcio en agua hasta obtener 150 mL de disolución. A continuación se toman 20 mL de esta disolución y se neutralizan con ácido clorhídrico 0,25 M para lo que se utilizan 15 mL de este ácido. Calcule el porcentaje de hidróxido de calcio presente en la muestra. 25. Un recipiente de 1 L de capacidad se encuentra lleno de gas amoniaco a 27 ºC y 0,1 atm. Calcule: a) La masa de amoniaco en el recipiente. 0,07 g b) El número de moléculas de amoniaco. 2∙1021 2∙1021 de N; 7∙1021 de H c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene. 26. Una disolución acuosa de etanol tiene una riqueza del 95% y una densidad de 0,90 g/mL. Calcule: 19 M a) La molaridad de esta disolución. b) Las fracciones molares de cada componente. 0,88; 0,12 27. En un horno de combustión se quema una tonelada de pirita que contiene 75% en masa de disulfuro de hierro(II), FeS2. Calcule: a) La masa de óxido de hierro(II) obtenido si el rendimiento del proceso de combustión es del 60%. b) El volumen de dióxido de azufre obtenido, en las condiciones anteriores, si el gas se recoge a 17ºC y a 850 mm Hg de presión. c) El volumen de oxígeno consumido a 0 ºC y 1 atm. 2,7∙105 g; 8,0∙104 L; 3,5∙105 L

28. Necesitamos preparar 1 L de disolución de ácido nítrico 1,0∙10-1 M y en el laboratorio se dispone de ácido nítrico del 62,7 % en masa y densidad 1,38 g/mL. Calcule el volumen que hay que utilizar de la disolución 7∙10-3 L de ácido nítrico concentrada.

6/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012

29. Calcule el número de moléculas en: a) 25,0 g de agua b) 1,0 kg de azucar (C12H22O11) c) 1,0 mg de amoníaco d) 5,00 mL de CCl4 cuya densidad es 1,594 g/mL e) Un cilindro de Al de 20,0 cm de largo y 1,00 cm de diámetro. Densidad del Al 2,70 g/mL. a) 8,36∙1023; b) 1,8∙1024; c) 3,5∙1019; d) 3,12∙1022; e) 9,47∙1023

30. Cuando se calienta 0,540 g de un metal M en presencia de cloro gas se obtiene 2,67 g de un cloruro del metal de fórmula desconocida. a) Determine los posibles valores de masa atómica de M para cada una de las siguientes fórmulas del cloruro: MCl, MCl2, MCl3, MCl4. 8,99; 18,0; 27,0; 35,9 b) Si experimentalmente se ha determinado que la masa atómica de M es 27 ¿cuál de las fórmulas anteriores es la correcta? MCl3 31. Una muestra de 5,135 g de carbonato de calcio impuro produce 2,059 g de dióxido de carbono cuando es tratada con exceso de ácido. Considerando que el carbonato de calcio es el único componente de la mezcla que puede dar lugar a dióxido de carbono en medio ácido, calcule el porcentaje de pureza de la muestra de carbonato cálcico. 91,13% 32. Calcule la molaridad y la molalidad de cada una de las siguientes disoluciones considerando que el agua es el disolvente:

a) b) c) d) e) f) g) h)

Soluto KOH HNO3 H2SO4 MgCl2 Na2Cr2O7 Na2S2O3 Na3AsO4 Al2(SO4)3

Densidad (g/mL) 1,344 1,334 1,834 1,119 1,140 1,100 1,113 1,253

% m/m 35,0 54,0 95,0 29,0 20,0 12,0 10,0 22,0

a) 8,38 M; 9,60 m; b) 11,4 M; 18,6 m; c) 17,8 M; 1,94∙102 m; d) 3,41 M; 4,29 m; e) 0,870 M; 0,954 m; f) 0,835 M; 0.862 m; g) 0,535 M; 0,534 m; h) 0,806 M; 0,824 m.

33. Calcule la masa de metal en cada una de las disoluciones acuosas: a) b) c) d) e) f) g)

250 mL de CuSO4 0,10 M 125 mL de CdCl2 0,050 M 50 mL de MgSO4 0,15 M 50 mL de Na2SO4 0,075 M 75 mL de AlCl3 0,10 M 1,5 L de AgNO3 3,0 M 2,0 L de Fe2(SO4)3 0,333 M a) 1,6 g; b) 0,70 g; c) 0,18 g; d) 0,17 g; e) 0,20 g; f) 4,9·102 g; g) 7,4·101 g

7/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012

34. Calcule el porcentaje en peso de ácido nítrico en una disolución 21,2 M si la densidad de la disolución es 1,483 g/mL. ¿Cuál es la molalidad de la disolución, considerando que el agua es el disolvente? 90,1%; 1,4·102 m

35. Si a 3,0 L de ácido clorhídrico 6,0 M se añaden 2,0 L del mismo ácido 1,5 M calcule la concentración en molaridad resultante. Considere que el volumen final de la disolución son exactamente 5,0 L. 4,2 M

36.

a) Calcule la masa de cloruro de plata que se obtiene al precipitar toda la plata de 50 mL de una disolución 0,12 M de nitrato de plata. b) Calcule la masa de cloruro de sodio necesaria para precipitar toda la plata del punto anterior en forma de cloruro de plata. c) ¿Qué volumen de HCl 0,24 M se necesitaría para precipitar toda la plata como cloruro de plata? a) 0,86 g; b) 0,35 g; c) 25 mL

37. ¿Qué masa de de CO2 se produce en la combustión completa de 2,00 kg de octano (C8H18) el componente mayoritario de la gasolina en 8,00 kg de oxígeno? 6,76 kg

38. Se necesitan preparar 25 kg de disolución de amoniaco 35% m/m. ¿Qué cantidad de sulfato de amonio se necesita para preparar la disolución? 34 kg

39. Para las reacciones siguientes: a) Ajuste la ecuación e indique cuál es la semirreacción de oxidación y la semirreación de reducción. b) Indique el número de oxidación de cada átomo. c) Identifique el agente oxidante y el reductor.

8/10

i.

HNO3 + Zn → NH4+ + Zn2+

ii.

IO3- + SO32- + H2SO4 → I2 + SO42-

iii.

Mn2+ + PbO2 + H+ → MnO4- + Pb2+

iv.

HNO3 + S2- → NO + S

v.

MnO2 + HCl → Mn2+ + Cl-

vi.

Cr2O72- + H2S + H+ → Cr3+ + S

vii.

I2 + HNO3 → NO + IO3-

viii.

Cu + HNO3 → Cu2+ + NO

ix.

NO3- + Sn2+ + H2SO4 → NO2 + H2O + Sn4+

x.

ZnS + O2 → ZnO + SO2

xi.

H+ + MnO4- + H2O2 → Mn2+ + O2

xii.

H+ + Cr2O72- + NO3- → Cr3+ + NO3-

xiii.

H+ + Cu2S + NO3- → Cu2+ + SO42- + NO2

xiv.

OH- + Cr3+ + NO2- → CrO42- + NO

xv.

OH- + ClO- + CrO2- → CrO42- + Cl-

xvii.

Ag2S2O3 + H2O → Ag2S + SO42-

xviii.

Bi + HNO3 → Bi2O5 + NO

xix.

Mn2+ + S2O82- → MnO4- + SO42-

xx.

H2O2 + Fe2+ → H2O + Fe3+

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012 xxi.

FeSO4 + KMnO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4

xxii.

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3

xxiii.

KClO3 + SbCl3 + HCl → SbCl5 + KCl + H2O

xxiv.

N2O4 → HNO2 + HNO3

xxv.

Sn + HNO3 → SnO4 + NO2

xxvi.

HNO3 + H2S → NO2 + S

xxvii.

MnO4- + SO32- + H+ → Mn2+ + SO42-

xxviii.

MnO4- + Cl- + H+ → MnSO4 + Cl2

40. Escriba las ecuaciones balanceadas para cada una de las siguientes reacciones. a) Sodio más oxígeno para dar peróxido de sodio. b) Óxido de mercurio(II) para dar mercurio y oxígeno. c) Carbono más oxígeno para dar monóxido de carbono. d) Azufre más oxígeno para dar dióxido de sulfuro. e) Propano (C3H8) más oxígeno para dar dióxido de carbono y agua. f)

Etano (C2H6) más oxígeno para dar monóxido de carbono y agua.

g) Etileno (C2H4) más oxígeno para dar dióxido de carbono y agua. h) Sodio más flúor para dar fluoruro de sodio. i)

Clorato de potasio para dar cloruro de potasio más oxígeno.

j)

Cinc más nitrato de cobre(II) para nitrato de cinc más cobre.

k) Hidrogenocarbonato de magnesio para dar carbonato de magnesio más dióxido de carbono y agua. l)

Acetato de plomo(II) más cromato de sodio para dar cromato de plomo(II) más acetato de sodio.

41. ¿Qué número de oxidación tiene la plata en el cloruro de plata? ¿El cromo en el anión dicromato? ¿El +1; +6; +5; +2 bismuto en el el BiO3-? ¿El mercurio en el HgCl42-? 47. ¿Es la siguiente una reacción de oxidación-reducción? 2CCl4 + K2CrO4

2COCl2 + CrO2Cl2 + 2KCl

48. Para las siguientes ecuaciones escriba la semirreacciones de oxidación y de reducción (en disolución acuosa), indicando qué especies se oxidan y se reducen, y ajuste la ecuación. a) Ag+ + H3PO2 → Ag(s) + H3PO3 b) Cu2+ + H2SO3 → Cu+ + HSO4c) Hg2Cl2 (s) + Cl2 (g) → HgCl4249. Escriba las semirreaciones de oxidación, de reducción y la reacción global ajustada de cada proceso: a) La reducción de catión hierro(III) a catión hierro(II) en disolución por aluminio sólido. b) Reacción de catión cobre(II) con hierro metal en medio acuoso. c) Oxidación de anión bromuro a bromo por cloro en disolución acuosa. d) Oxidación de anión sulfuro a anión sulfato por oxígeno gas en medio básico.

9/10

CURSO_CERO_QUÍMICA_PROBLEMAS CURSO_20112012

50. Ajuste las siguientes reacciones redox que tienen lugar en medio ácido: a) MnO4- + I- → Mn2+ + I2(s) b) S2O32- + MnO4- → SO42- + Mn2+ c) Fe3+ + NH3OH+ → Fe2+ + N2O(g) 51. Ajuste las siguientes reacciones redox que tienen lugar en medio ácido: MnO4- + Cla) MnO2 (s) + ClO3b) Ag (s) + CrO42Ag+ + Cr(OH)3 (s)

10/10