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Instituto Politécnico Nacional

Unidad Profesional Interdisciplinaria de Biotecnología

Departamento de Química

Academia de Química General y Orgánica

Problemario de Química General Aplicada

Por: M en C. Benito Rizo Zúñiga

México D. F., Noviembre del 2007

Benito Rizo Zúñiga 2

PROLOGO

El presente problemario fue elaborado con la intención de apoyar a los estudiantes de la

UPIBI-IPN en el aprendizaje de la química general. Incluye una serie de cuestionamientos

sobre las definiciones, conceptos y términos más utilizados en el curso y que es

indispensable que el alumno conozca, memorice y entienda. La química es una ciencia con

un lenguaje propio, el estudiante debe familiarizarse con muchos de los términos más

usuales, ¿Cómo aprender química si no se conoce el significado de elemento, compuesto,

mezcla, valencia, electrones de valencia, enlace iónico, enlace covalente , ácido, base, etc.

La resolución de ejercicios y problemas sencillos, como asignación de nombres a

compuestos químicos, la escritura de formulas de lewis, la determinación de las cantidades

de reactivos para preparar soluciones, el balanceo de ecuaciones químicas, el calculo de

las cantidades de reactivos y productos de una reacción química y el cálculo del pH de

soluciones de ácidos y bases fuertes y débiles, son habilidades que debe tener cualquier

estudiante que aspire a ser ingeniero.

Es muy común que el alumno quiera resolver problemas sin haber entendido los conceptos

básicos y esto impide que tenga éxito. El estudiante debe darse cuenta que primero tiene

que comprender lo que se le pide que realice o calcule en un ejercicio o problema para que

pueda resolverlo y saber si su resultado es coherente con la pregunta. Los alumnos que

cursan la unidad de aprendizaje en cuestión ya pasaron por el nivel secundaria y el nivel

bachillerato y por lo tanto en principio ya deben saber una serie de definiciones y conceptos

básicos, y debe saber resolver ya ejercicios sencillos sobre la mayoría de los temas que

incluye este problemario, de no ser así se demandará un mucho mayor esfuerzo para

poder acreditar el curso. El programa de química general consta de ocho unidades

temáticas que son: I Estructura Atómica, II Tabla periódica y periodicidad, III Enlace

químico, IV Nomenclatura, V Disoluciones, VI Estequiometria, VII Equilibrio químico y VIII

Ácidos y bases.

El autor sugiere el uso del método del razonamiento químico y matemático en lugar de la

mera sustitución en formulas. No es tan importante que el alumno aprenda a resolver

ejemplos específicos relacionados con cálculos químicos, sino que adquiera la capacidad

mental para plantear y resolver los problemas.


INDICE

Unidad temática I. Estructura Atómica …………………………………………………4

Unidad temática II. Tabla Periódica y Periodicidad……………………………………8

Unidad temática III. Enlace Químico…………………………………………………….11

Unidad temática IV. Nomenclatura y Reacciones Químicas Inorgánicas…………….16

Unidad temática V. Disoluciones………………………………………………………..19

Unidad temática VI. Estequiometría……………………………………………………..23

Unidad temática VII. Equilibrio Químico…………………………………………………28

Unidad temática VIII. Ácidos y Bases……………………………………………………33

Bibliografía………………………………………………………………………………….37


UNIDAD TEMATICA I

ESTRUCTURA ATÓMICA.

Definiciones y conceptos

1.- ¿Cuál fue el razonamiento que realizó Demócrito para proponer la existencia de los

átomos?

2.- Explique qué son los rayos catódicos y cómo se determinaron sus características.

3.- ¿Qué implicaciones tuvo el descubrimiento de los electrones y el descubrimiento de los

isótopos sobre el modelo atómico de Dalton?

4.- ¿Cómo determinó Millikan la carga y la masa del electrón?

5.- ¿Cómo se descubrieron los protones y quién los descubrió?

6.- ¿Cómo concibió Thomson la estructura del átomo?

7.- ¿Quién descubrió los rayos X y cómo los descubrió?

8.- ¿Quién y cómo se determinó la carga del electrón?

8.- Explique cómo se dedujo la existencia del núcleo atómico, y quién lo dedujo.

9.- Explique que es la radioactividad.

10.- Indique que son las radiaciones electromagnéticas.

11.- ¿En cuántas regiones se divide el espectro electromagnético?, ordénelos de mayor a

menor energía.

12.- ¿Cuáles son las características de una onda de radiación electromagnética?

12.- ¿Qué dedujo Planck del análisis de la radiación de un cuerpo negro?

13.- ¿Cómo se relacionan la frecuencia, la longitud de onda y la energía de las radiaciones

electromagnéticas?

14.- ¿Qué es el efecto fotoeléctrico? ¿Qué dedujo Einstein del análisis del espectro

fotoeléctrico?

15.- ¿Qué es la espectroscopía? ¿Qué aplicaciones tiene la espectroscopía?

16.- ¿Cómo aplico Bohr la teoría cuántica de Planck en su modelo atómico?


17.- Explique porque son erróneos los siguientes postulados de la teoría de Dalton ;

a) todos los átomos de un elemento son iguales.

b) los átomos son indivisibles.

18.- ¿Qué fallas o errores tuvo el modelo atómico de Bohr?

19.- ¿Cuál fue el razonamiento de Luis de Broglie para hacer su propuesta del

comportamiento ondulatorio de las partículas?

20.- ¿Quiénes y cómo se demostró el comportamiento ondulatorio de las partículas?

21.- ¿Qué dice el principio de incertidumbre de Heisenberg y que implicaciones tuvo sobre

el modelo atómico de Bohr?

22.- ¿Qué significa la palabra “reempe”

23.- ¿Cómo se debe concebir el átomo de acuerdo al modelo de Schrodinger?

24.- ¿Qué son los números cuánticos?

25.- Explique el significado de cada uno de los cuatro números cuánticos n, l, m y s.

26.- Dibuje una tabla donde se indiquen los valores permitidos para los cuatro números

cuánticos hasta n = 4.

27.- Dibuje la forma de los orbitales “s”, “p” y “d”.

28.- ¿Qué es la configuración electrónica?

29.- ¿Cuáles son las reglas que se tienen que seguir para realizar la configuración

electrónica de un elemento? ¿Qué dice cada una de estas reglas?

30.- Defina que es un catión y que es un anión.

31.- Indique que es una sustancia diamagnética y que es una sustancia paramagnética.

Explique cómo se determina el paramagnetismo de las sustancias.

Ejercicios y problemas

1.- Ordene las siguientes radiaciones electromagnéticas, empezando con la radiación de

longitud de onda mas larga: Rayos-X, ondas de radio, ultravioleta, Infrarrojo, Visible. Con

base en lo anterior ordénelas de menor a mayor energía.

2.- ¿Cuál es el peso atómico de un átomo de hierro que contiene 28 neutrones? R = 54

3.- ¿Si un átomo contiene 35 protones y 45 neutrones, cuál es su peso atómico y cuántos

electrones tiene? R = P.A. = 80 y tiene 35 electrones.


4.- ¿Cuál es el elemento del cual un átomo que tiene carga –2 y tiene 10 electrones en

total? R = oxígeno

5.- Se tiene un haz de rayos ultravioleta, cuya frecuencia es de 3 X 1016 seg-1. Calcule la

energía (E) con la ecuación de Planck. R = 1.98 X 10 –10 erg

6.- Si la energía (E) de una radiación es de 5.2 X 10-18 ergios, Calcule su frecuencia (ν) y

su longitud de onda (λ). R; ν = 7.87 X 10 8 s –1 y λ = 0.38 m.

7.- Una radiación electromagnética particular tiene una frecuencia de 8.11 X 1014 Hz.

a) ¿Cuál es su longitud de onda en nanómetros?, b) En metros?. c) ¿A qué región del

espectro electromagnético corresponde ?. d) ¿Cuál es la energía (en Joules) de un

cuanto de esta radiación? R ; a) = 369 nm, b) = 3.69 X 10 –7 m,

c) = visible y d) = 5.3 X 10 –19 J

8.- La frecuencia de la radiación de todos los hornos de microondas que se venden en

Estados Unidos es de 2.45 GHz (La unidad de GHz es el gigahertz; 1 GHz es mil millones

de ciclos por segundo, o 109 s-1.) ¿Cuál es la longitud de onda (en metros) de esta

radiación? Indique si es más corta o más larga que la longitud de onda de la luz naranja

(625 nm). R = 0.3 m y es más larga.

9.- ¿Qué color del espectro visible tiene la frecuencia más alta? ¿Qué color tiene la

frecuencia más baja?

10.- Complete las siguientes declaraciones:

a) Cuando n = 2, los valores de l pueden ser ____ y ____.

b) Cuando l = 1 se le llama subnivel ____, los valores de ml pueden ser ____, ____ y ____.

c) Cuando l = 2 se le llama subnivel ___ y este subnivel tiene ____ orbitales.

d) Cuando el subnivel se llama “f”, hay ____ valores de ml y hay ____ orbitales.

11.- Según el principio de edificación progresiva, describa cómo se conoce el orden en que

se distribuyen los electrones en los diferentes niveles y subniveles de un átomo.

12.- Desarrolle la configuración electrónica de los siguientes elementos, tomando en cuenta

la Regla de Hund.

a) N b) O c) P d) Si e) Br


13.- Desarrolle la configuración electrónica con Kernel de los siguientes elementos,

tomando en cuenta la Regla de Hund.

a) Fe b) As c) Rb d) I e) Al

14.- Desarrolle la configuración electrónica de los siguientes iones.

a) O-2 b) Cr +3 c) Cl-1 d) H-1 e) Fe+2

15.- Desarrolle la configuración electrónica de los siguientes elementos, e indique si son

diamagnéticos o paramagnéticos.

a) Na b) Ca c) S d) Ne e) Li

16.- En base a las configuraciones electrónicas de los elementos del ejercicio 12, determine

a cuál familia y a cuál periodo de la tabla periódica pertenece cada elemento.

17.- Escriba la configuración electrónica de Au+1 e indique los cuatro números cuánticos del

último electrón (+1/2).

18.- Un átomo tiene la configuración en el estado basal de: 1s22s22p63s23p64s23d3. ¿Cuántos orbítales están ocupados con uno o más electrones? 19.- Indique el número de protones, neutrones y electrones del ión aluminio (III). 20.- Si el último electrón de la configuración del elemento tiene los siguientes números cuánticos, 3,1,+1,-1/2 respectivamente n, l, m, s. Calcular el número atómico del elemento.


UNIDAD TEMATICA II

TABLA PERIÓDICA Y PERIODICIDAD


1.- ¿Qué es la tabla periódica? ¿Cuál es su importancia?

2.- ¿Qué es un grupo o familia química?

3.- Según la tabla periódica larga ¿Qué es un período?

4.- ¿Que tienen en común los elementos químicos de una familia que hace que tengan

propiedades químicas parecidas?

5.- Indique las propiedades generales de los elementos metálicos y de los elementos no

metálicos.

6.- ¿En que parte de la tabla periódica se localizan los metales y en cual los no metales?

7.- Describa brevemente la historia del desarrollo de la tabla periódica.

8.- Explicar porque el periodo 1 contiene solo dos elementos y el periodo 2 contiene 8

elementos.

9.- El tercer nivel de energía (n = 3), tiene tres subniveles s, p y d. ¿Por qué el período tres

solo contiene 8 elementos?

10.- ¿Qué dice la “ley periódica moderna de Moseley?

11.- Explique porque al hidrógeno se le ubica en la familia IA, si no tiene las características

de los elementos de esa familia

12.- Explique porque al helio se le coloca en la familia VIIIA si su configuración electrónica

es similar a la de los metales alcalinotérreos.

13.- ¿A qué familia se le llama halógenos, a que familia se les llama metales alcalinos, a

que familia se les conoce como gases nobles?

14.- ¿Cuáles familias forman el bloque “s”, cuáles el bloque “p”, cuáles el bloque “d”?

15.- ¿A cuáles elementos se le conoce como de tierras raras?

16.- ¿Qué son las propiedades periódicas? Indique las propiedades periódicas más

importantes.

17.- ¿Qué es el potencial de ionización? Diga cómo varía en la tabla periódica.


18.- ¿Por qué el potencial de ionización diminuye en una familia al aumentar el número

atómico y en un período aumenta el aumentar el número atómico?

19.- ¿Qué es el efecto pantalla? ¿Qué efecto tiene sobre las tendencias de los radios

atómicos?

20.- ¿Por qué en la tabla periódica los radios atómicos disminuyen de izquierda a derecha

en un período?

21.- ¿Qué es el radio atómico? ¿Cómo varia en la tabla periódica?

22.- ¿Cómo se define la electronegatividad? Explique como varia la electronegatividad en la

tabla periódica.

23.- Diga porque es importante conocer los valores de electronegatividad o las tendencias

de variación de esta propiedad periódica.

24.- ¿Por qué la electronegatividad disminuye en una familia al aumentar el número

atómico?

25.- Explique que es la afinidad electrónica.

EJERCICIOS Y PROBLEMAS

1.- Sin ver la tabla periódica indique a que familia corresponde cada uno de los siguientes

elementos (IA, IIA, IIIA, etc.)

a) Ne b) Li c) Br d) C e) S f) Mg g) P

2.- Sin ver la tabla periódica clasifique a los siguientes elementos como metales o no

metales.

a) K b) Ca c) S d) F e) Li f) Be g) Ar

3.- Ordene de mayor a menor radio atómico los siguientes átomos.

a) Cl b) F c) Br d) I

4.- ¿Cuáles de los siguientes elementos pertenecen al grupo de elementos representativos,

y cuáles al grupo de metales de transición.

a) Mg b) Ti c) Fe d) Se e) Ni f) Br g) Sr

5.- Sin ver la tabla periódica diga usted que elementos componen los siguientes grupos:

a) Los halógenos


b) Los gases nobles

c) Los metales alcalinos

d) Los metales alcalinoterreos

e) Los calcógenos

6.- Desarrolle la configuración electrónica de los siguientes elementos y de acuerdo a su

configuración indique a que familia y período pertenecen.

a) Mg b) Br c) Si d) Kr e) O f) Sn

7.- Desarrolle la configuración electrónica de los siguientes elementos y en base a su

configuración indique cuantos electrones de valencia tiene cada uno.

a) Li b) S c) B d) I e) Ar f) N

8.- Diga el número de electrones de valencia que tiene cada uno de los siguientes átomos.

a) Na b) P c) O d) N e) C f) Cl

9.- Diga cuantos electrones de valencia tiene cada uno de los siguientes átomos.

a) H b) Al c) I d) S e) Ar f) F

10.- Ordene los siguientes elementos de mayor a menor electronegatividad.

a) Cl b) I c) Br d) F

11.- Ordene los siguientes elementos de mayor a menor electronegatividad.

a) N b) Be c) F d) B e) C f) O

12.- Ordene los siguientes átomos por aumento de energía de ionización.

a) Si b) K c) As d) Ca

13.- Mencione cuales son los elementos de la tabla periódica que son gases.

14.-Escriba el nombre de los elementos de la tabla periódica que son líquidos.

15.- Ordene los siguientes grupos de átomos de menor a mayor energía de ionización, de

menor a mayor afinidad electrónica y de menor a mayor electronegatividad

a) F, C, Li, B b) Se, O, S, Te c) F, Cl, S, N

16.- Investigue cuáles son los elementos más abundantes en el planeta tierra, indique sus

porcentajes de abundancia relativa.

17.- De el nombre de los elementos que se presentan de forma natural como moléculas

diatómicas.


UNIDAD TEMATICA III

ENLACE QUÍMICO

Definiciones y conceptos 1.- Busque diferentes definiciones sobre enlace químico y enuncie la que le parezca más

apropiada.

2.- Explique que dice la regla del octeto, y diga en que se fundamenta.

3.- ¿Cuáles son los tres tipos básicos de enlaces químicos?

4.- Describa brevemente como se forma un enlace iónico.

5.- Comente brevemente como se forma un enlace covalente.

6.- Escriba como se clasifican los enlaces covalentes en base a la polaridad, en base al

número de electrones compartidos entre los átomos y en base al origen de los electrones

de enlace.

7.- Explique como se forma un enlace covalente no polar.

8.- Describa como se forma un enlace covalente polar

9.- Comente cuando es polar una molécula.

10.- ¿Cómo se forma un enlace covalente coordinado? De un ejemplo de formación de un

enlace coordinado.

11.- ¿Cómo se determina experimentalmente la polaridad de las sustancias? ¿Qué

parámetro cuantifica el grado de polaridad?

12.- Escriba en una tabla las propiedades generales de los compuestos con enlace iónico y

de los compuestos con enlace covalente.

13.-Mencione las principales excepciones a la regla del octeto, y de al menos un ejemplo

para cada una.

14.- ¿A qué electrones se les llama electrones de valencia?

15.- ¿Cómo se define valencia? ¿De qué depende la valencia de un átomo?

16.- Diga la diferencia entre electrones de valencia y valencia.

17.- Explique como propone la teoría enlace valencia (TEV) que se forma el enlace

covalente.

18.- Haga un dibujo en el que represente de acuerdo a la TEV la formación del enlace entre

dos átomos de hidrógeno, entre un átomo de hidrógeno y uno de fluor y entre dos átomos

de fluor.


19.- Exponga que dice la teoría de la repulsión del par electrónico de la capa de valencia, y

diga cuál es la importancia de esta teoría.

20.- ¿Qué es una promoción electrónica? ¿Para que se tiene que proponer la promoción

electrónica?

21.- ¿Por qué el nitrógeno, el oxígeno y el flúor no pueden realizar promociones

electrónicas para fines de valencia?

22.- Explique como le hace el nitrógeno para formar cuatro enlaces y el oxígeno para formar

tres enlaces

23.- Explique que es la hibridación, y porque se tiene que proponer la hibridación.

24.- Describa como se forma un enlace σ y como se forma un enlace π.

25.- Haga un dibujo para mostrar cómo se forman los dobles enlaces y los enlaces triples,

indique sobre el dibujo cuales son los enlaces σ y los enlaces π.

26.- Mencione la geometría para cada uno de los siguientes átomos centrales; átomos con

dos pares de electrones, átomo con tres pares de electrones y átomos con cuatro pares de

electrones.

27.- Explique que es la resonancia y diga porque se le llama enlace deslocalizado.

28.- Describa cuál es la diferencia entre la geometría electrónica y la geometría molecular.

29.- ¿Cómo propone la teoría orbital molecular (TOM) que se forman los enlaces

covalentes? Haga un dibujo de la molécula de hidrógeno de acuerdo a la TEV y la TOM.

30.- Está determinado experimentalmente que la molécula de O2 es paramagnética. ¿Cuál

es la teoría del enlace covalente que predice adecuadamente esta propiedad.

31.- ¿Qué son las fuerzas intermoleculares?

32.- ¿Cuáles son las principales fuerzas intermoleculares?

33.- ¿Cuál es la fuerza intermolecular que mantiene unidas las moléculas de los

compuestos covalentes no polares en le estado sólido y en el estado líquido?

34.- De algunos ejemplos de moléculas que presenten interacciones dipolo-dipolo.

35.- Explique cómo se forma un puente de hidrógeno, de algunos ejemplos de moléculas

que puedan formar puentes de hidrógeno.

36.- Indique la importancia del puente de hidrógeno en biomoléculas.

37.- Diga cómo se da una interacción ión-dipolo, de algunos ejemplos de este tipo de

interacción.


Ejercicios y Problemas 1.- Mencione el tipo de enlace que se presenta en los siguientes compuestos.

a) HCl b) NH3 c) LiH d) CaO e) CH4

2.- ¿Qué tipo de enlace tiene un compuesto que es sólido y que al disolverse en agua

conduce la corriente eléctrica?

3.- Dibuje las fórmulas de puntos de lewis para los siguientes elementos:

a) N b) Na c) O d) Cl e) C

4.- Dibuje las estructuras de lewis de los siguientes compuestos y determine para cada uno

de los átomos de nitrógeno y oxígeno sus electrones de valencia, su valencia, su número de

oxidación y su carga formal.

a) HNO3 b) O3 c) HClO3

5.- Dibuje las estructuras de lewis de los siguientes compuestos, indique los electrones

libres y las cargas formales diferentes de cero.

a) HNO2 b) SO c) HN3 d) H2Cr2O7 e) NO2

6.- ¿Cuántos pares de electrones libres hay en cada uno de los átomos de las siguientes

moléculas?

a) HBr b) H2S c)CH4 d) CO2 d) SiO2 e) SO2

7.- Dibuje las estructuras de lewis de los siguientes compuestos, indicando todos los

electrones libres y las cargas formales diferentes de cero.

a) XeF2 b) XeF4 c) Br2O5 d) OF2 e) NO2+

8.- Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes especies, incluyendo todas las

formas resonantes y mostrando las cargas formales:

a) H2CO b) CH3NO2 c) NO2– c) N2H4 d) HClO4 e) CO3

–2

9.- ¿Cuáles de las siguientes moléculas son polares?

a) HCl, b) CO2, c) CH4, d) CCl4, e) CHCl3, f) H2CO, g) CH3OH, h) CH3COCH3

10.- ¿Qué orbítales híbridos usa el átomo o los átomos de nitrógeno en cada una de las

siguientes especies?:


a) NH3 b) H2N-NH2 c) NH4+ d) N2 e) HOCN

11.- La molécula de aleno H2C=C=CH2 es lineal. ¿Cuáles son los estados de hibridación de

los átomos de carbono?.

12.- Analice cada una de las siguientes moléculas de acuerdo a la teoría de enlace valencia

(TEV) y la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV) e

indique: a) su estructura de Lewis, b) hibridación de cada átomo, c) geometría de la

molécula, d) los ángulos aproximados de los enlaces y e) polaridad de la molécula.

a) CH3F b) SO2 c) H2O d) NH3, e) PCl5,

13.- Analice las siguientes moléculas de acuerdo a la teoría orbital molecular e indique para

cada una: diagrama de orbítales moleculares contra energía, orden de enlace y

propiedades magnéticas. En base al orden de enlace diga si existirán tales moléculas

a) H2 b) H2+ c) Li2 d) Be2 e) He2 f) He2

+



propiedades magnéticas. . En base al orden de enlace diga si existirán tales moléculas.

a) C2 b) N2 c) O2 d) F2



propiedades magnéticas. . En base al orden de enlace diga si existirán tales moléculas

a) CO b) NO c) O2-2 d) FO

16.- Los siguientes sustancias químicas tienen el mismo número de electrones, Br2 y ICl,

pero el bromo se funde a -7.2°C y el ICl se funde a 27.2°C. ¿Por qué?

17.- Los compuestos binarios del hidrógeno de los elementos del grupo IVA tienen los

siguientes puntos de ebullición;

CH4, -162°C; SiH4, -112°C, GeH4, -88°C y SnH4, -52°C.

Explique el incremento de los puntos de ebullición.

18.- Mencione los tipos de fuerzas intermoleculares que se pueden dar entre dos moléculas

de los siguientes compuestos.

a) benceno b) CH3Cl c) PF3 d) NaCl e) CO2

19.- ¿Qué tipo de fuerzas de atracción se deben superar para:

a) fundir hielo b) fundir el yodo sólido c) disociar el F2 en átomos d) hervir el CH3Cl

20.- El éter etílico tiene un punto de ebullición de 34.5°C y el butanol de tiene un punto de

ebullición de 117°C. Los dos compuestos tienen el mismo tipo y número de átomos.

Explique porque son distintos sus puntos de ebullición.

CH3CH2OCH2CH3

éter etilico

CH3CH2CH2CH2OH

butanol 21.- Busque el punto de fusión de los siguientes compuestos y explique a que se debe la

diferencia.

NO2

OHOH

NO2



UNIDAD TEMATICA IV

NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

Definiciones y conceptos 1.- Defina qué es la nomenclatura química.

2.- Consulte que significan las siglas IUPAC

3.- Explique que es la nomenclatura común y que es la nomenclatura IUPAC o sistemática.

4.- Indique las desventajas de la nomenclatura común con respecto a la nomenclatura

IUPAC

5.- Dibuje la fórmula y de el nombre de algunos compuestos que tienen nombre común

aceptado por la IUPAC.

6.- Consulte diferentes fuentes de información para encontrar la definición más adecuada

para el concepto de número de oxidación.

7.- Explique la diferencia entre número de oxidación y valencia. Use la molécula de peroxido

de hidrógeno para demostrar que son conceptos diferentes.

8.- Busque, escriba y memorice las reglas más importantes para determinar números de

oxidación.

9.- ¿Se pueden aplicar las reglas para determinar el número de oxidación en compuestos

orgánicos? Si, no ¿por qué?

10.- ¿Cómo se clasifican (funciones químicas) los compuestos inorgánicos?

11.- Busque como se clasifican las reacciones inorgánicas. De dos ejemplos de cada tipo

de reacción.

12.- ¿A qué tipo de reacciones corresponden las reacciones de neutralización?

13.- Escriba la ecuación química de la forma más común de sintetizar los siguientes

compuestos: hidrácidos, oxácidos, bases, sales, óxidos e hidruros.


1.- Escriba la fórmula química de los siguientes compuestos y asígneles su nombre

sistemático.


a) agua b) agua oxigenada c) ácido muriático d) vitriolo e) cal viva

2.- Asigne el número de oxidación de cada átomo en las siguientes especies químicas.

a) KMnO4 b) H2SO4 c) Cl2O5 d) NH3 e) NH4+ f) HNO3

3.- Indique a que función química corresponde cada una de las siguientes sustancias.

a) KH b) Ba(OH)2 c) HCrO4 d) AlPO4 e) HBr f) CaO

4.- Determine el número de oxidación de cada átomo en los siguientes compuestos.

a) LiH b) MgS c) Na2O2 d) CH3OH e) CO f) SO3

5.- Determine el número de oxidación del fósforo en los siguientes compuestos.

a) H3PO3 b) PH3 c) PH4+ d) H3PO4 e) PF3 f) PO4

–2

6.- Determine el número de oxidación del nitrógeno en los siguientes compuestos.

a) NO b) NO2 ¯ c) HNO3 d) NH3 e) N2O5 e) NH4+

7.- Clasifique las siguientes reacciones como de síntesis, descomposición, sustitución

simple y doble sustitución.

a) NaOH + HCl → NaCl +H2O

b) H2 + O2 → H2O

c) Zn + HCl → ZnCl2 + H2

d) CaCO3 → CaO + CO2

e) SO3 + H2O → H2SO4

f) AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

8.- De los productos de las siguientes reacciones.

a) O2 + Fe →

b) H2 + N2 →

c) SO3 + H2O →

d) CaO + H2O →

e) Cl2O7 + H2O →

9.- Déle el nombre a los siguientes oxácidos.

a) HNO2 b) HNO3 c) H2CO3 d) H2SO4 e) HBrO3

f) HIO4 g) H3PO4 h) HCrO4 i) HBrO2 j) H2SO3


10.- Indique el nombre de los siguientes hidrácidos.

a) HCl b) HCN c) H2S d) HI e) H2Se f) HBr

11.- Indique el nombre de los siguientes oxidos.

a) CO b) SO2 c) Na2O d) Cl2O5 e) Fe2O3 f) CaO

g) Br2O7 h) N2O3 i) MnO2 j) Al2O3 k) CO2 l) SO3

12.- Indique el nombre de los siguientes hidruros.

a) LiH b) MgH2 c) NaH d) AlH3 e) CaH2 f) KH

13.- Déle nombre a cada uno de los siguientes hidróxidos.

a) Fe(OH)2 b) Al(OH)3 c) NaOH d) KOH e) Ca(OH)2 f) Fe(OH)3

14.- Escriba el nombre de las siguientes sales.

a) Be(BrO2)2 b) Al2(SO3)3 c) Ca3(PO4)2 d) NaMnO4 e) K2CrO4

f) BeS g) KClO4 h) NaNO2 i) Li2SO4 j) Fe(IO4)2

15.- Escriba la fórmula de los siguientes compuestos.

a) sulfato de hierro III b) fosfato de sodio c) hidruro de berilio d) oxido de litio

e) bicarbonato de sodio f) ácido sulfhídrico g) bromato de calcio h) cloruro de aluminio


UNIDAD TEMATICA V

DISOLUCIONES Definiciones y conceptos 1.- Mencione que es una disolución, un coloide y una suspensión.

2.- ¿Cómo se diferencia una solución de un coloide y de una suspensión?

3.- Defina que es soluto y disolvente.

4.- Explique que es una mezcla homogénea y una mezcla heterogénea.

5.- ¿Qué es el efecto tyndall?

6.- Explique como es el proceso de disolución de una sal en agua. 7.- Escriba como se clasifican los disolventes.

8.- Justifique la importancia de las disoluciones.

9.- Explique en que consiste el equilibrio físico en una solución saturada que tiene un

exceso de soluto.

10.- Mencione cuales son los términos que se emplean para indicar la concentración de una

solución de manera empírica. En que situaciones se usan las soluciones empíricas.

11.- Escriba las formas más comunes de expresar la concentración de una solución en

unidades físicas.

12.- ¿Porque no es necesario normalmente usar material de mucha precisión cuando se

preparan las soluciones porcentuales?

13.- ¿Cuáles son las formas de expresar la concentración de las soluciones en unidades

químicas?

14.- Escriba las fórmulas de molaridad, normalidad, molalidad y fracciones molares.

15.- ¿Cuáles son las unidades de concentración que tiene una relación masa-masa? ¿Cuál

es la ventaja de utilizar estas soluciones con respecto a las soluciones que tienen

expresada su concentración en una relación masa-volumen?

16.- Describa cómo se determina el peso equivalente de un ácido, de una base y de un

reactivo empleado en reacciones de oxido-reducción. De dos ejemplos de cada uno.


EJERCICIOS Y PROBLEMAS 1.- Clasifique los siguientes disolventes como polares próticos, polares apróticos y no

polares.

a) CH3OH b) CH3CN c) CH3COCH3 d) hexano e) H2O f) éter g) DMF

2.- Se introducen en una probeta graduada de 10 mL, 20 gramos de pedazos de bronce de

densidad 8 g/mL, ¿qué volumen de agua se necesita para llenar la probeta hasta los 10

mL? R = 7.5 mL

3.- Un experimento de laboratorio necesita 0,5 g de un alambre de cobre, cuya densidad es

8,94 g/cm3. Si el diámetro del alambre es de 0,0179 pulgadas, ¿cuál ha de ser su longitud

en cm? R = 34. 5 cm

4.-Explique como prepararía 500 mL de una solución diluida de sacarosa

5.- Describa como prepararía 250 mL de solución sobresaturada de nitrato de plata.

6.- Diga como prepararía 200 mL de una solución concentrada de cloruro de sodio?

7.- ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se necesitan para preparar 50 mL de solución al

7 % p/v? R = 3.5 g

8.- Calcule los gramos de cloruro de sodio con una pureza del 95 % en masa se necesitan

para preparar 50 mL de solución al 3% p/V. R = 1.57 g

9.- ¿Cuántos mL de etanol al 96 % v/v se necesitarán para preparar 700 mL de solución al

70 % v/v? R = 510.41 mL

10.- ¿Cuál es la concentración en % p/v de una solución que se preparo con 10 gramos de

nitrato de plata con una pureza del 97 % p/p, y se llevo a un volumen final de 250 mL?

R = 3.88 % p/v.

11.- ¿En cuántos mL de solución al 15 % p/v de glucosa habrá 25 gramos de glucosa?

R = 166.66 mL

12.- ¿En cuántos mL de solución al 96 % v/v de etanol se tendrán 200 mL de etanol puro?

R = 208.33 mL

13.- Calcule cuántos gramos de agua se tienen que adicionar a 50 g hidróxido de sodio para

preparar una solución al 5 % p/p? R = 950 g

14.- ¿Cuántos gramos de glucosa se tienen que adicionar a 500 mL de agua para preparar

una solución al 10% p/p? R = 55.55 g


15.- Calcule es la molaridad de una solución de nitrato de plata si se usaron 2.5 gramos de

nitrato y se llevaron a un volumen de 250 mL. R = 0.058 M

16.- ¿Cuál es la molaridad e una solución de hidróxido de sodio al 10 % p/v? R = 2.5 M

17.- ¿Cuál es la concentración en % p/v de una solución 0.5 M de H2SO4? R = 4.9 %

18.- Determine cuántos gramos de hidróxido de sodio al 95 % de pureza en masa se

necesitan para preparar 200 mL de solución 0.1 M.

R = 0.84 g

19.- Calcule la molaridad de una solución que contiene 441 gramos de ácido clorhídrico

disueltos en suficiente agua para formar 1500 mL de solución? R = 8.05 M

20.- Se pesaron 100 miligramos de nitrato de plomo II y se disolvieron a un volumen final de

250 mL, ¿cuál es la concentración de la solución en ppm de plomo? R = 250 ppm

21.-¿Cuál es la molalidad de una solución en la que 250 gramos de cloruro de calcio se

disolvieron en 1500 g de agua? R = 1.5 m

22.- Calcule la fracción molar de NaOH en una solución al 10 % p/v, la solución tiene un a

densidad de 1.20 g/mL. R = 0.039

23.- Determine es la fracción molar de sacarosa en una solución al 5 % p/p. R = 0.0027

24.- a)¿Cuál es la molaridad y b) la molalidad de una solución al 7 % p/v de ácido

clorhídrico, la densidad de la solución es de 1.15 g/mL? R; a) 1.91 M y b) 1.76 m

25.- Calcule la molaridad de una solución de cloruro de sodio que se preparo con 25 mL

de una solución al 15 % p/v y se llevo a un volumen final de 700 mL. R = 0.09 M

26.- ¿Cuántos gramos de cloruro de mercurio II se necesitan para preparar 100 mL de

solución con una concentración de 50 ppm de mercurio? R = 0.0067 g

27.- Determine los mL de ácido sulfúrico concentrado (98 % de pureza en masa y d = 1.84

g/mL) se necesitan para preparar 250 mL de solución 0.5 N. R = 3.39 mL

28.- ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio al 97 % de pureza en masa se necesitan para

preparar 500 mL de solución 3 N? R = 57.21 g

29.- ¿Cuál es la concentración en % p/v de una solución 5 M de ácido fosfórico? R = 49 %

30.- ¿Cuál es la normalidad de una solución de ácido nítrico que se preparo diluyendo 8 mL

de ácido concentrado (70 % de pureza en masa y d = 1.35 g/mL) a un volumen final de 700

mL. R = 0.171 N

31.- ¿Cuántos gramos de glucosa hay en 25 mL de solución 5 M? R = 22.5 g


32.- El ácido fosfórico concentrado tiene una pureza del 85 % en masa y una densidad de

1.70 g/mL. ¿Cuál es la molaridad de la disolución? R = 14.75 M

33.- ¿Cuál es la concentración en a) % p/p y b) % p/v de una solución 5 molal de ácido

bromhídrico? La densidad de la solución es de 1.33 g/mL. R; a) 28.82 % y b) 38.35 %

34.- ¿Cuál es la molaridad de una solución de hidróxido de sodio que se preparo con 10 mL

de una solución al 15 % p/v y se aforo a un volumen de 500 mL? R = 0.075 M


UNIDAD TEMATICA VI

ESTEQUIOMETRÍA.


1.- ¿Qué es la estequiometria?

2.- Defina los siguientes términos: Peso atómico, Peso Molecular, Mol y número de

Avogadro.

3.- ¿Por qué para los compuestos iónicos no es correcto decir peso molecular?

4.- Indique el tipo de fórmulas que se manejan en química inorgánica. Explique en que

consiste cada una.

5.- ¿Cuáles son los pasos fundamentales que se tiene que hacer para la resolución de

cálculos estequiometricos a partir de una reacción?

6.- ¿Cuáles son los métodos que se utilizan para balancear reacciones químicas?

7.- ¿A quién se le llama reactivo limitante?

8.- ¿Qué es el rendimiento de una reacción?

EJERCICIOS Y PROBLEMAS 1.- Busque las fórmulas de los siguientes compuestos y determine su peso molecular

a) glucosa b) ácido sulfúrico c) dióxido de carbono d) benceno e) etanol

R = a) 180 g/mol, b) 98 g/mol, c) 44 g/mol, d) 78 g/mol y e) 46 g/mol.

2.- Determine el peso formula de los siguientes compuestos.

a) sulfato de aluminio b) hidróxido de magnesio c) fosfato de litio d) permanganato

de potasio e) cloruro de amonio

R; a) 342 g, b) 58 g, c) 116 g, d) 158 g y e) 53.5 g

3.- ¿Cuál es la masa en gramos de 10 mil millones de moléculas de dióxido de azufre?

R = 1.06 X 10 –12 g

4.- ¿Cuántos átomos hay en 1 gramo de aluminio? R = 2.23 X 10 22 átomos

5.- ¿Cuántos (a) moles de O2, (b) moléculas de O2 y (c) átomos de O están contenidos en

40 gramos de O2 A 25 ° C? R; a) 1.25 moles, b) 7.52 X10 23 y c) 1.5 X10 24

6.- Calcular el número de átomos de H en 39.6 g de sulfato de amonio. R = 1.44 X 10 24


7.- Indique a cuantos moles corresponden cada una de las cantidades indicadas para las

siguientes sustancias. a) 3 g de Na b) 10 g de H2SO4 c) 20 g de sacarosa d) 1 g de

NaOH e) 200 g de Al. R = a) 0.13, b) 0.102, c) 0.058, d) 0.025 y e) 7.40

8.- Determine la composición porcentual de cada elemento en las siguientes sustancias.

a) carbonato de calcio b) oxido de sodio c) hidróxido de aluminio d) agua

R; a) 40 % Ca, 12 % C y 48 % O, b) 74.19 % Na y 34.78 % O, c) 34.61 % Al, 61.53 % O y

3.84 % H y d) 88.88 % O y 11.11 % H.

9.- El compuesto fosfato sódico contiene 42% de sodio.¿Cuántos gramos de mezcla que

contiene 60% de fosfato sódico y 40% de fosfato de potasio se necesitan para suministrar

126 g de sodio?. R = 499.11 g

10.- El análisis cuantitativo de compuestos diferentes de hierro y azufre proporciona los

datos siguientes a) Fe = 46.56 % , S = 53.44 % y b) Fe = 63.53 %, S = 36.47 %.

Calcule la fórmula empírica o mínima de cada compuesto. R; a) FeS2 y b) FeS

11.- Calcule la fórmula empírica de un compuesto que contiene 20 % de hidrógeno y 80 %

de carbono. R = CH3

12.- Una muestra de 20.882 gramos de un compuesto iónico se encuentra que contiene

6.072 gramos de Na, 8.474 gramos de S y 6.336 gramos de O. ¿Cuál es la fórmula

empírica del compuesto? R = Na2S2O3

13.- Determinar la fórmula molecular de un compuesto cuya fórmula empírica es CH2 y su

peso molecular obtenido experimentalmente es 84. R = C6H12

14.- Determinar la fórmula molecular de un compuesto cuya fórmula empírica es NaSO4 y

cuyo peso fórmula es 238. R = Na2S2O8

15.- Un compuesto tiene la siguiente composición: N = 30.43 % y O = 69.57 %. a)

Determine su fórmula empírica. b) Si el peso molecular de dicho compuesto es 92 g/mol,

determine su fórmula molecular. R; a) NO2 y b) N2O4

16.- Balancee las siguientes ecuaciones químicas por tanteo.

a) NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O

b) Ca(OH)2 + H3PO4 → Ca3(PO4)2 + H2O

c) CH4 + O2 → CO2 + H2O

d) Zn + HCl → ZnCl2 + H2

17.- Balancee las siguientes reacciones químicas por el método algebraico.


a) Ca3(PO4)2 + H2SO4 → CaHPO4 + CaSO4

b KNO3 → KNO2 + O2

c) C6H6 + O2 → CO2 + H2O

d) Bi + H2SO4 → Bi2(SO4)3 + H2O + SO2

18.- Balancee las siguientes reacciones por el método del número de oxidación.

a) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O

b) Na2Cr2O7 + CeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + Ce(SO4)2 + H2O

c) Bi + H2SO4 → Bi2(SO4)3 + H2O + SO2

d) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → H2O + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3

19.- Balancee las siguientes reacciones por el método del número de oxidación.

a) HNO3 + H2S → NO + S + H2O

b) HN3 + O2 → NO + H2O

c) Sn + HNO3 → SnO2 + NO2 + H2O

d) KBr + H2SO4 → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O

20.- Calcule las masas en gramos de Magnesio y Oxígeno que deben combinarse para

formar 423,59 g de óxido de magnesio. R = 254.15 g de Mg y 169.43 g de O

21.- ¿Cuántos gramos de oxígeno se obtendrán por la descomposición de 15 gramos de

clorato de potasio? De acuerdo a la siguiente reacción.

KClO3 → KCl + O2 R = 5.87 g

22.- ¿Cuántos gramos de hidrógeno y de oxígeno se tienen que hacer reaccionar para

producir 200 gramos de agua? R = 22.22 g de H y 177.77 g de O

23.- ¿Cuántos gramos de zinc y cuántos gramos de ácido clorhídrico se necesitan hacer

reaccionar para producir 50 gramos de cloruro de zinc? De acuerdo a la siguiente reacción:

Zn + HCl → ZnCl2 + H2

R = 23.89 g de Zn y 26.83 g de HCl

24.- A partir de la siguiente reacción:

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3

¿Cuántos gramos de NaCl se requieren para que reaccionen 20 gramos de nitrato de plata,

y cuántos gramos de cloruro de plata se producirán?

R = 6.89 g de AgNO3 y 16.87 g de AgCl


25.- ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se necesitaran para reaccionar con 20 g de

ácido sulfúrico, y cuántos gramos de sulfato de sodio se producirán?

R = 16.32 g de NaOH y 28.97 g de Na2SO4

26.- ¿Cuál es el % de pureza de una muestra de hidróxido de sodio, si para que

reaccionaran completamente 5 gramos de una muestra de NaOH impuro se requirieron 4

gramos de ácido clohidrico? R = 87.67 %

27.- ¿Cuál es el porcentaje de pureza de un mineral de zinc, si para que reaccionara el zinc

contenido en una muestra de 0.5 gramos se requirieron 0.505 gramos de ácido clorhídrico?

R = 89.93 %

28.- Se efectúa la reacción entre 9 gramos de aluminio y 60 gramos de ácido clorhídrico,

para obtener cloruro de aluminio e hidrogeno. Determine quién es el reactivo limitante y

cuanto queda sin reaccionar del reactivo en exceso.

R = reactivo limitante: aluminio, quedan sin reaccionar 23.5 g de HCl.

29.- ¿Qué masa de CO2 se formaría en la reacción de 16 gramos de metano con 48 gramos

de oxigeno? R = 33 g

30.- ¿Cuál es la máxima masa de Ni(OH)2 que podría prepararse mezclando dos

disoluciones que contienen 25.9 gramos de cloruro de níquel y 10 gramos de hidróxido de

sodio? R = 11.58 g

31.- ¿Cuántos gramos de amoniaco podrán prepararse (suponiendo una reacción completa)

al mezclar 85.5 gramos de nitrógeno con 17.3 gramos de hidrógeno, de acuerdo a la

siguiente reacción no balanceada?

N2 + H2 → NH3 R = 98.03 g

32.- ¿Qué masa de potasio puede producirse por la reacción de 150 gramos de sodio con

150 gramos de cloruro de potasio?

Na + KCl → K + NaCl R = 254.34 g

33.- Una muestra de 15.6 gramos de benceno se mezcla con un exceso de ácido nítrico. Si

se obtuvieron 18 gramos de nitrobenceno. ¿Cuál es el porcentaje de rendimiento de esta

reacción? R = 73.17 %

34.- Se hicieron reaccionar 20 gramos de NaOH con 20 gramos de ácido clorhídrico, si se

obtuvieron 15 gramos de sal, determine el rendimiento de la reacción. R = 51.1 %

35.- Se hicieron reaccionar 60 gramos de oxigeno con 10 gramos de hidrógeno, si se

obtuvieron 50 gramos de agua, ¿cual fue el rendimiento de la reacción? R = 74.07 %


36.- El agotamiento de ozono (O3) en la estratosfera ha sido materia de gran preocupación

entre los científicos en los últimos años. Se cree que el O3 puede reaccionar con el óxido

nítrico (NO), proveniente de las emisiones de los aviones de propulsión a elevadas

temperaturas. La reacción es:

O3 + NO → O2 + NO2

Si 0.74 g de O3 reaccionan con 0.67 g de NO, a) ¿cuantos gramos de NO2 se pueden

producir?, b) ¿que compuesto es el reactivo limitante?, c) Calcule el número de moles del

reactivo excedente que permanece al final de la reacción.

R; a) 0.709 g de NO2, b) reactivo limitante O3 y c) 6.9 X 10 –3 mol

37.- Un vehículo espacial consumió 15 kg de dimetil-hidracina (CH3)2N2H2 como

combustible. ¿Cuántos kilogramos de oxidante N2O4 se requirieron para la reacción con

ella? La reacción produce N2, CO2 y H2O. R = 46 Kg

38.- El aluminio reacciona con el azufre gas para dar sulfuro de aluminio. Inicialmente se

combinan 1,18 mol de aluminio con 2,25 mol de azufre: a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b)

¿Cuál es el rendimiento porcentual de sulfuro de aluminio? Si se producen 0,45 moles del

mismo. c) ¿Cuantos moles del reactivo en exceso quedan sin reaccionar?

R; a) Al, b) 76.27 %, y c) 0.48 moles de exceso

39.- Se hicieron reaccionar 20 mL de solución de hidróxido de sodio al 10 % p/v con 15 mL

de solución 2 M de ácido sulfúrico. Si se obtuvieron 3 gramos de sulfato de sodio determine

el rendimiento de la reacción. R = 84.5 %

40.- ¿Cuántos mL de solución 0.5 N de ácido fosfórico se necesitan para neutralizar 50 mL

de una solución al 7 % p/v de hidróxido de calcio? R = 189.22 mL

41.- Se puede preparar dióxido de carbono dejando caer, gota a gota, ácido sulfúrico

concentrado sobre bicarbonato de sodio según la siguiente reacción:

NaHCO3(s) + H2SO4(aq) → CO2(g) + Na2SO4(s) + H2O(l)

Si el bicarbonato usado tiene una pureza del 94% en peso, ¿Cuántos g de este compuesto

se necesitan para preparar 10 g de CO2? R = 20.3 g


UNIDAD TEMATICA VII

EQUILIBRIO QUIMICO Definiciones y conceptos

1.- Explique en que consiste el equilibrio químico.

2.- ¿En que momento se dice que una reacción química alcanzo el equilibrio?

3.- ¿Por qué se dice que el equilibrio químico es un proceso dinamico?

4.- ¿Por qué cuando se alcanza el equilibrio químico ya no hay variación de las

concentraciones de reactivos ni de productos?

5.- Mencione la diferencia entre equilibrio físico y equilibrio químico. Proporcione dos

ejemplos de cada uno.

6.- ¿Qué dice la “ley de acción de masas”?

7.- Comente la importancia del conocimiento del valor de la constante de equilibrio.

8.- Describa que es el cociente de reacción y cual es su importancia.

9.- Dibuje una grafica de tiempo contra variación de concentraciones de reactivos y

productos y señale el punto (tiempo) en que se alcanza el equilibrio.

10.- Diga que es un equilibrio homogéneo y que es un equilibrio heterogéneo.

11.- Comente que dice el Principio de Le Chatelier

12.- Enuncie los principales factores que influyen sobre el equilibrio químico.

13.- Mencione las diferentes constantes de equilibrio que existen.

14.- Cuando el valor de la constante de equilibrio es elevado, ¿hay mayor cantidad de

reactivos o de productos? Explique su respuesta.

15.- Describa porque a mayor concentración de los reactivos la velocidad de la reacción es

mayor.

16.- Explique porque en general un aumento de temperatura ocasiona un aumento de la

velocidad de reacción.


1.- Dibuje una grafica de reacción en la que indique la variación de concentraciones de

reactivos y productos con respecto al tiempo. La grafica debe corresponder a una reacción

en la que el equilibrio esta desplazado hacia la derecha y el equilibrio se alcanza a las 4

horas de reacción.

2.- Formule las ecuaciones de la constante de equilibrio para los siguientes procesos:

a) aA + bB cC + dD

b) aA bB + cC

c) aA + bB cC

3.- Para tres reacciones diferentes se tienen los siguientes valores de la constante de

equilibrio: a) K1 = 7 X 10 –8, b) K2 = 3 X 10 –12 y c) K3 = 5 X 10 –2. ¿En cuál de las tres

reacciones se obtiene mayor cantidad de producto. R = la que tiene mayor valor de K c)

4.- En base a la siguiente reacción endotermica:

PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

Explicar el efecto sobre el equilibrio de a) un aumento de la temperatura, b) un aumento de

presión, c) la adición de Cl2, d) la adición de PCl5 y e) la adición de un catalizador.

R; a) se desplaza el equilibrio hacia la derecha, b) el equilibrio se desplaza a la izquierda, c)

igual que “b”, d) se desplaza el equilibrio a la derecha y d) no afecta el equilibrio.

5.- En un experimento se añaden a un recipiente de reacción de un litro y a 445°C 1 mol de

H2 y 1 mol de I2, de acuerdo con la siguiente reacción:

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

Si cuando se alcanza el equilibrio la concentración de HI = 1.6 mol/L calcule la constante

de equilibrio. R = 64

6.- A 445° C, una mezcla en equilibrio contiene 0.80 mol/L de HI y 0.04 mol/L de I2. ¿Cuál

es la concentración en equilibrio de H2? La keq = 64. R = 2.5 X 10 –2 mol/L


7.- Si se introducen 0.400 moles de SO3 en un recipiente de un litro a 1500°C, llevándose a

cabo la siguiente reacción:

SO3 SO2 + O2

Cuando se alcanza el equilibrio hay presentes 0.056 moles de SO3, plantee la expresión de

la constante de equilibrio y calcule la constante de equilibrio para dicha reacción. Indique

hacia donde esta desplazado el equilibrio. R = 6.47 y la reacción esta desplazada

hacia la formación de productos.

8.- Se calienta una solución acuosa de etanol y ácido acético, ambos a concentración de

0.810 M , hasta 100 °C. En el equilibrio, la concentración de ácido acético es de 0.748 M.

Calcule la constante de equilibrio.

CH3CH2OH + CH3CO2H CH3CO2CH2CH3 + H2O R = 0.11

9.- Explicar el efecto sobre el equilibrio de la siguiente reacción endotérmica al realizar los

siguientes cambios; a) el aumento de temperatura, b) la disminución de presión, c) adición

de O2, d) una menor concentración de N2, e) una mayor concentración de NO y f) adición de

un catalizador. N2 + O2 2 NO

R; a) favorece la reacción directa, b) no tiene influencia, c) favorece la reacción directa, d)

favorece la reacción inversa, e) favorece la reacción inversa y f) no afecta el equilibrio.

10.- Un recipiente de reacción contiene NH3, N2 y H2 en equilibrio a determinada

temperatura. Las concentraciones en el equilibrio son: [NH3] = 0.25 M, [N2] = 0.11 M y [H2] =

1.91 M. Calcule la constante de equilibrio Kc para la síntesis del amoniaco.

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). R = 0.081

11.- Al calentar bicarbonato de sodio sólido en un recipiente cerrado se establece el

siguiente equilibrio:

2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)


Si la temperatura del sistema permanece constante, ¿Qué sucedería a la posición de

equilibrio si a) se retirara algo de CO2 del sistema? b) se retirara algo de Na2CO3 sólido del

sistema? c) se retirara algo de NaHCO3 sólido del sistema?.

12.- Calcular el número de moles de Cl2 producidos en el equilibrio cuando se calienta 1

mol de PCl5 a 250°C en una vasija con una capacidad de 10 litros. A 250°C la K de

disociación para esta reacción es de 0.041 mol/L

PCl5 PCl3 + Cl2 R = 0.47 moles

13.-Se sabe que a 2000 °C y una presión total de una atmósfera, la presión parcial del agua

gaseosa es de 0.976 atm. Calcula a partir de este dato la constante Kp para la reacción

2 H2O (g) 2 H2 (g) + O2 (g) R = 2.15 X 10 –6

14.- Explicar en base al equilibrio químico lo que ocurre cuando se destapa una bebida

gaseosa, con el equilibrio H2CO3 (ac) CO2 (g) + H2O (l)

15.- Describir lo que ocurre con la concentración de hemoglobina cuando una persona que

vive a nivel del mar se va a vivir a una ciudad de gran altura con respecto al nivel del mar.

16.- Deduce si se formará precipitado de cloruro de plata cuyo KS = 1,7 x 10-10 a 25ºC al

añadir a 250 cm3 de cloruro de sodio 0,02 M 50 cm3 de nitrato de plata 0,5 M.

R = si se formará precipitado

17.- En la piedra caliza se encuentra presente el carbonato de calcio, un asal muy poco

soluble, pues su Kps = 4.8 X 10 –9. Calcula cuantos moles de Ca +2 hay en un litro de

disolución saturada de carbonato de calcio. R = 6.9 X 10 –5 moles

18.- Escribe la constante de acidez Ka para los siguientes ácidos débiles y busca el valor de

su constante. Ordénalos de mayor a menor fuerza ácida: a) ácido acético, b) ácido

cianhídrico, c) ácido fluorhídrico y d) ácido fórmico.

19.- Suponga que un tanque contiene inicialmente ácido sulfhídrico a presión de 10.0 atm. a

800 °K. Cuando la reacción 2 H2S(g) 2H2(g) + S2(g) alcanza el

equilibrio, la presión parcial del vapor de S2 es 0.020 atm. Calcule Kp. R = 3.2 X 10 –7



20.- Suponga que se mezclan 100 mL de BaCl2 0.020 M con 50 mL Na2SO4 0.30 M.

¿Precipitará BaSO4 (Kps = 1.1 X 10 –10)? R = si precipitará

21.- Se ha preparado un litro de disolución que contiene 0.0050 mol/L de plata en el estado

de oxidación +I y 1.00 mol/L de amoniaco. ¿Cuál es la concentración de Ag+ libre en la

disolución en el equilibrio? Kd = 6.9 X 10 –8 para el Ag(NH3)2+. R = 3 X 10 –10 mol/L

22.- ¿Cuál es la concentración de Cd2+ libre en el CdCl2 0.005 F? Para la formación de

complejos de Cd2+, K1 = 100. No es preciso considerar K2. R = 2.8 X 10 –3 mol/L


UNIDAD TEMATICA VIII

ACIDOS Y BASES


1.- Comente la importancia de los ácidos y las bases.

2.- Enuncie las características empíricas de un ácido y de una base.

3.- Defina que es un ácido y que es una base de acuerdo a Arrhenius.

4.- Dé tres ejemplos de ácidos de Arrhenuis y tres bases de Arrhenuis.

5.- Dé tres ejemplos de reacciones ácido-base de Arrhenius.

6.- ¿Cómo se clasifican los ácidos y bases en base a su fuerza de ionización?

7.- ¿Cuál es el parámetro más utilizado para determinar el grado de acidez de una

solución?

8.-¿Cómo se define el termino pH?

9.- Escriba los valores de la concentración de Iones H+ para una solución ácida, básica y

neutra.

9.- Indique los valores de pH para una solución ácida, básica y neutra.

10.- ¿Cómo definen Bronsted-Lowry a los ácidos y a las bases.

11.- ¿Qué parámetros se utilizan para determinar la fuerza de los ácidos y de las bases?

12.- Dé tres ejemplos de ácidos y bases de Bronsted-Lowry , que no sean ácidos ni bases

de Arrhenius.

13.- ¿A quién se le llama ácido y base conjugados?

14.- ¿Qué características estructurales debe tener una sustancia para que pueda

comportarse como un ácido de Bronsted-Lowry?

15.- ¿Cómo se les llama a las sustancias que pueden actuar como ácido o como base?

16.- ¿Qué característica debe tener una especie química para que pueda actuar como una

base de Bronsted-Lowry?


17.- Dé tres ejemplos de reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry que no sean de

Arrhenius.

18.- ¿Cómo se define un ácido y una base de acuerdo a Lewis?

19.- Dé ejemplos de tres sustancias que puedan actuar como ácidos y como bases de

Lewis.

20.- Escriba tres ejemplos de reacciones ácido-base de Lewis.

21.- Escriba la reacción de ionización del agua y la expresión de su constante de equilibrio.


1.- Dé los productos de las siguientes reacciones ácido-base de Arrhenius. Asígnele el

nombre a todas las sustancias.

a) NaOH + HI →

b) CH3CO2H + LiOH →

c) Ca(OH)2 + H2S →

d) HNO3 + Al(OH)3 →

e) H3PO4 + KOH →

f) Mg(OH)2 + H2SO4 →

2.- Clasifique los siguientes ácidos de Arrhenius como débiles o fuertes. Déle nombre a

cada uno.

a) HCl b) HNO2 c) CH3CO2H d) H2SO4 e) HCN f) HClO4

3.- Clasifica las siguientes sustancias como ácidos y/o bases de Bronsted-Lowry.

a) NaH b) NH3 c) CO3-2 d) NH4

+ e) CH4 f) CH3OCH3

4.- Indica los productos de las siguientes reacciones ácido-base de Bronsted-Lowry.

Dale nombre a todos los compuestos.

a) NH3 + HCl →


b) H2O + NaH →

c) CH3OH + HI →

d) CH3OH + NaNH2 →

e) H2O + HNO3 →

5.- La concentración de iones OH¯ en cierta disolución limpiadora para el hogar a base de

amoniaco es de 0.0025 M. Calcule la concentración de iones H+. R = 4 X 10 –12 M

6.- Calcule la concentración de iones OH¯ en una disolución de HCl cuya concentración es

0.3 M. R = 3.33 X 10 –14 M

7.- En una disolución de NaOH la concentración de iones OH¯ es de 2.9 X 10 – 4 M, Calcule

el pH de la disolución. R = 10.46

8.- El pH del agua de lluvia recolectada en determinada región del noroeste de los Estados

Unidos fue de 4.82. Calcule la concentración de iones H+ del agua de lluvia.

R = 1.51 X 10 –5 M

9.- ¿Cuáles son las concentraciones de H+ y de OH¯ en una solución 0.02 M de HCl?

R; H+= 0.02 M y OH¯ = 3 X 10 –13 M

10.- ¿Cuál es el pH de una disolución de hidróxido de sodio que tiene una concentración del

1 % p/v? R = 13.39

11.- Determine el pH de una solución que tiene una concentración de iones OH¯ de 0.03 M.

12.- ¿Cuál es la concentración de una solución de hidróxido de sodio si su pH = 12?

R = 0.01 M

13.- ¿Cuál es el pH de una solución de ácido clorhídrico 0.01 M? R = 2

14.- ¿Cuál es la molaridad de una solución de ácido nítrico si la solución tiene un pH = 1?

R = 0.1 M

15.- Determine el pH de una solución de ácido nítrico que tiene una concentración de 0.1M.

R = 1


16.- El pH de una solución de NaOH es de 13.5. ¿Cuál es la molaridad de la solución?

¿Cuál es la concentración de iones H+? R = 0.31 M y [H+] = 3.22 X 10 –14 M

17.- ¿Cuál es el pH de una solución de Ba(OH)2 que tiene una concentración 0.02 M?

Tenga en cuenta que cada fórmula de hidróxido tiene dos OH ¯. R = 12.6

18.- ¿Cuál es el pH de una solución de ácido acético 0.1 M si solamente se ioniza el 1.3 %?

Determine también el valor de la constante de acidez. R; pH = 2.88, Ka = 1.69 X 10 –5

19.- ¿Cuál es el % de ionización del ácido bórico si una solución 0.1 M tiene un pH = 5.

R = 0.01 %

20.- Determine el pH, la Ka y el pKa del ácido formico que tiene un grado de ionización del

4.2 % en una solución 0.1 M. R; pH = 2.37; Ka = 1.76 X 10 –4, pKa = 3.75

21.-El ácido láctica es un ácido monoprotico que se encuentra de manera natural en la

leche agria y se deriva del metabolismo del cuerpo humano. Una solución 0.1 M de ácido

láctico en agua tiene un pH = 2.43. ¿Cuál es el valor de la Ka para el ácido láctico?

R = 1.38 X 10 –4

22.- Calcule el pH de una solución 0.02 M de ácido benzoico (C6H5CO2H) si la Ka del ácido

es de 6.3 X 10 –5. Suponga que la concentración del ácido sin disociar en el equilibrio es

igual a la concentración inicial del ácido. R = 2.94

23.- ¿Qué pH tendrá una solución 0.01 M de ácido formico si la Ka = 1.8 X 10 –4? Suponga

que la concentración del ácido sin disociar en el equilibrio es igual a la concentración inicial

del ácido. R = 2.87

24.- El ácido fluorhídrico tiene un grado de ionización del 3 %, ¿Qué pH tendrá una solución

0.1 M de dicho ácido? Determine la Ka y el pKa del ácido. R; pH = 2.5, Ka = 9.27 X 10 –5


BIBLIOGRAFIA.

Brown Theodere, Lemay, Eugene, Bursten Bruce, Química la ciencia central Prentice Hall, México, 2004 págs.. 36-63. Chang Raymond, College Williams, Química, Mc Grawn-Hill 2005, 7a edición.998 págs. . Frey Paul R. Problemas de Química y como resolverlos, 19ª impresión CECSA págs. 89 -251 Harris C. Daniel, Análisis Químico Cuantitativo, 2ª Edición, Reverte. Barcelona, España 2001 págs. 13-27 Kotz John, Paul, Harman Patrick; Treichel, Weaver Química y Reactividad Química; Thomson 6ª edición 1995 págs. 4-230 Skoog, Douglas A. West Donald M, Holler , F James , Crouch Stanley R., Fundamentos de Química Analítica, Thompson México, 2005 págs. 236- 254, 457- 463 Solís Correa Hugo; Nomenclatura Química, Mc Graw Hill ; México, 1994, págs. 1-44 A. Garritz, J. A. Chamizo; Química; Addison-Wesley Iberoamericana, U.S.A. 1994, 856 pgs.. W. Whitten Kennet, D. Gailey Kennet Química General Mc Graw Hill, Madrid 1998 págs. 1-893

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