GUIA DE EJERCITACION - Universidad de Belgrano

UNIVERSIDAD DE
BELGRANO
QUIMICA
GUIA DE
EJERCITACION
• UNIDADES I A VI
Autor: Ing. Ricardo J. L. Vinué y Dr. M. Rosario Soriano
Profesor a cargo: Dr. M. Rosario Soriano
Serie de problemas Química 2004 1

PROGRAMA
Tema 1: Introducción
Los métodos de la química. Planteo de problemas. Diseño de experimentos. Ciencia,
técnica y tecnología. Fórmulas y ecuaciones. Leyes. Materia, energía, espacio.
Tema 2: Estructura atómica y molecular
Modelo del átomo. Núcleo atómico; partículas nucleares. Partículas atómicas. Carga y
masa del electrón. Nucleídos, isótopos, isóbaros. Unidad de masa atómica. Mol.
Número de Avogadro.
Tema 3: Configuración electrónica
Configuración electrónica de átomos: principios de la mecánica cuántica; orbitales
atómicos. Números cuánticos. Propiedades químicas de los elementos, periodicidad.
Tabla Periódica. Propiedades periódicas: radios atómicos, iónicos, afinidad
electrónica, electronegatividad, número de oxidación.
Tema 4: Unión química
Moléculas y unión química. Fuerzas de interacción entre átomos y entre moléculas.
Orbitales moleculares. Energía, orden y distancia de unión. Fórmulas de Lewis.
Geometría de moléculas: TREPEV. Tipos de enlace. Teoría de Ligadura de Valencia.
Teoría de Orbitales Moleculares.
Tema 5: Estados de la Materia: Estado gaseoso
Descripción general del estado gaseoso. Propiedades macroscópicas y microscópicas.
Teoría cinética de los gases ideales. Nociones sobre comportamiento de gases reales.
Ecuaciones de estado. Presiones parciales. Difusión.
Tema 6: Estados de la Materia: Líquidos y sólidos. Equilibrio de fases.
Descripción general del estado líquido. Propiedades macroscópicas y microscópicas.
Presión de vapor y tensión superficial componente. Diagramas. Cambios de estado.
Viscosidad. Descripción general del estado sólido. Sólidos cristalinos y amorfos.
Elementos de simetría, celda unitaria, red cristalina. Teoría cinética Fuerzas de
interacción en líquidos y sólidos. Propiedades del agua. Equilibrio de fases en
sistemas de un componente. Diagramas. Cambios de estado.
Tema 7: Fórmulas, nomenclatura y estequimetría
Oxidos, ácidos, bases, sales. Estequimetría. Balance de ecuaciones. reactivos y
productos. reactivo limitante. Rendimiento. Pureza.
Tema 8: Termodinámica Química
Temperatura, calor y trabajo. Unidades. Distintas formas de energía. Primer
principio de la termodinámica. Energía interna y entalpía; funciones de estado.
Calorimetría. Leyes de la termodinámica: calor de reacción, ciclos. Ley de Hess.
Ciclo de Born-Haber. Segundo principio de la termodinámica: reversibilidad,
espontaneidad, entropía y energía libre. Tercer principio de la termodinámica.
Serie de problemas Química 2004 2

Tema 9: Cinética Química
Velocidad de reacciones químicas. Orden y molecularidad. Mecanismo de reacción;
constante de velocidad. Reacciones de primer y segundo orden. Energía de activación.
Modelos microscópicos. Catálisis; catálisis enzimática.
Tema 10: Sistemas dispersos no sólidos
Soluciones. Criterios sobre soluto-solvente. Solubilidad: soluciones saturadas,
sobresaturadas. Curvas de solubilidad. Equilibrio de fases en soluciones: ley de
Raoult; soluciones ideales y no ideales; propiedades coligativas. Solubilidad de gases;
ley de Henry. Solubilidad de gases en líquidos. Sistemas coloidales.
Tema 11: Equilibrio Químico
Concepto de equilibrio. Equilibrio dinámico. Constante de equilibrio. Dependencia
con la temperatura y la presión. Equilibrios homogéneos y heterogéneos. Equilibrios
simultáneos. Principio de Le Chatelier. Equilibrio químico y energía libre.
Tema 12: Equilibrio Químico Iónico
Soluciones de electrolitos: disociación; producto de solubilidad, efecto del ion común,
precipitación fraccionada. Teorías de ácidos y bases, pH, hidrólisis; soluciones
reguladoras de pH; pH de ácidos polipróticos. Curvas de titulación.
Tema 13: Oxido-reducción. Electroquímica
Reacciones rédox; constantes de equilibrio a partir de reacciones rédox. Método del
ion-electrón. Electrólisis. Interés industrial: obtención de aluminio. Corrosión
metálica. Agentes agresivos. Corrosión electroquímica del hierro. Protección
electroquímica y no electroquímica.
Tema 14: Introducción a la Química Orgánica
El átomo de carbono. Tipos de enlace en compuestos orgánicos, isomería estructural.
Grupos funcionales, series homólogas. Propiedades generales de los compuestos
orgánicos. Hidrocarburos: clasificación. Alcanos, alquenos, alquinos. Fuentes
naturales. Hidrocarburos alicíclicos. Hidrocarburos aromáticos. Aplicaciones.
Derivados: alcoholes, éteres, ésteres, aldehídos, cetonas, aminas. Hidrocarburos:
clasificación. Alcanos, alquenos, alquinos. Fuentes naturales. Hidrocarburos
alicíclicos. Hidrocarburos aromáticos. Aplicaciones. Derivados: alcoholes, éteres,
ésteres, aldehídos, cetonas, aminas, amidas.
Trabajos Prácticos:
N° 1: Separación de una mezcla
N° 2: Determinación de la masa molecular del Mg.
N° 3: Variaciones continuas
N° 4: solubilidad del clorato de potasio.
N° 5: Propiedades coligativas: crioscopía.
N° 6: Cinética y equilibrio químico
N° 7: Ácido-base.
Serie de problemas Química 2004 3

3) Bibliografía
B.H. Mahan, “Química, curso Universitario”, Addison Wesley Iberoamericano (1987)
Atkins, “Química General”, Ed. Omega (1992)
R. Chang, “Química”, 4ta edición McGraw Hill (1994)
J. B. Umland & J. M. Bellama, “Química General” 3ra Edición, International
Thomson Ed. (2000)
Brown, Le May & Bursten, ‘Química, la Ciencia Central” 5ta y 3ra edición, Prentice
Hall (1993)
K.W. Whitten, K.D. Gailey & R.E. Davis, “Química General”, 3ra edición, McGraw
Hill (1992)
G.M. Barrow, “Química General”, De. Reverté
C.E. Mortimer, “Química”, Grupo De. Iberoamérica (1983)
Brescia y otros, “Fundamentals of Chemistry”, Ac. Press (1970)
L. Pauling, “Química General”, Aguilar (1980)
M.A. Paul, E.J. King & L.H. Farinholt, “General Chemistry”, Harcourt, Brace &
World Inc. (1967)
Nekrasov, “Química General” , Mir (1969)
W.H. Slabaugh, ET.D. Parsons, “General Chemistry”, John Wiley (1966)
D.D.Ebbing, M.S.Wrighton “General Chemistry”; Ed. Houghton Mifflin Co., Boston,
1987.
4) Metodología de enseñanza
El curso se desarrolla a través del dictado de clases teóricas, clases de problemas y
trabajos prácticos en el laboratorio. Para las clases de discusión problemas los alumnos
disponen de una guía de problemas a resolver y problemas de los textos
recomendados, la resolución de los problemas es una tarea que los alumnos realizan
fuera del horario de clase, en clase se discuten los problemas que los alumnos ya han
resuelto. En cada clase un alumno será asignado para tomar notas que deberán ser
corregidas y pasadas a la computadora por otro alumno. Esas notas deben enviarse por
mail al profesor que luego de una revisión las pondrá a disposición de los alumnos a
través del foro. Para los prácticos de Laboratorio se toma una evaluación sobre el
práctico antes de su realización, que deberá estar aprobada para poder realizar la
práctica. El alumno elabora un informe sobre la práctica que también se evalúa. La
evaluación de la materia se lleva a cabo mediante dos parciales y sus respectivos
recuperatorios. Los parciales se aprueban si está correctamente desarrollado el 50% de
por lo menos dos tercios de los temas del examen. La nota final de la materia es un
promedio ponderado de la asistencia activa en clase, los problemas resueltos, la
actividad en el laboratorio, incluyendo parcialitos e informes, las notas de los parciales
y la nota del final.
Serie de problemas Química 2004 4

SERIE I
Estructura Atómica y Molecular
1) ¿Cómo resultan ser las masas de protones y neutrones comparadas con la del
electrón?.
2) Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas; en este último caso
proponga las correcciones pertinentes.
Los átomos están formados por pequeñas partículas llamadas moléculas.
Un compuesto dado suele contener el mismo número relativo de átomos de los
elementos que lo forman.
Dos átomos de diferentes elementos pueden tener el mismo número atómico.
Los electrones determinan las propiedades químicas del átomo.
3) En las siguientes transiciones indique si el electrón gana (G) o pierde (P) energía.
a) Desde n=3 hasta n=6.
b) Ionización a partir del estado fundamental.
4) ¿En qué difieren los isótopos de un elemento?.
5) Complete el siguiente cuadro.
núclido
Z
n° protones
n° neutrones
n° electrones
A
9 4Be
19
20
6) Dentro del cuadro localice
Isótopos.
Isóbaros.
Isótonos.
18
22
6
12
7) ¿Con el átomo de qué elemento se aplica por primera vez el Principio de Máxima
Multiplicidad?.
Serie de problemas Química 2004 5
19
21
Ar
20
17
37
35Cl

8) Si el número cuántico principal de un electrón es 2, ¿cuántos valores pueden tomar
los demás números cuánticos?.
9) Dé los valores de los números cuánticos (n,l,m) correspondientes a cada electrón.
2p 3d 4f
10) Dé los valores de los cuatro números cuánticos correspondientes al último
electrón externo del átomo de cada uno de los siguientes elementos.
Carbono galio hierro
11) Para el estado fundamental del Xe indique cuántos electrones tienen, como uno de
sus números cuánticos.
m=+1 m=+2
12) Indique si las siguientes notaciones son correctas para electrones externos de
átomos en el estado fundamental.
[He] 2s 2 2p 2 [Ar] 4s 2 3d 5 4p 3
[Ne] 3s¹ 3p 2 [Kr] 5s 2 3f 5
13) Describa la configuración electrónica de cada uno de los siguientes átomos e iones.
Ca H -
Ce Na +
Co S 2-
I Zn 2+
14) Indique a qué átomo corresponde la configuración
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d¹
15) Calcule la masa de la unidad de masa atómica.
R. 1,660 × 10 –24 g.
16) Calcule el número de átomos de sodio que hay en 1,98 × 10 13 uma.
R. 8,61 × 10 11 .
17) Calcule la masa que corresponde a 8,00 × 10 23 átomos de hierro.
R. 74,19g.
18) Calcule la masa de oxígeno que contiene el mismo número de átomos que 5,602g
de nitrógeno.
R. 6,3998g.
19) En las siguientes opciones indique solamente las que corresponden a un contenido
de ocho átomos.
a) una molécula de C2H6.
Serie de problemas Química 2004 6

) un mol de molécula de C2H6.
c) 30,0696 g de C2H6.
d) 5,00 × 10 –23 g de C2H6.
20) El metano (CH4) es el constituyente principal del gas natural. Calcule:
a) la masa de una molécula de metano.
b) el número de moléculas en 1,0 dm 3 de metano (δ= 0,72g dm -3 ).
R. a. 2,664 × 10 –23 g; b. 2,70 × 10 22 .
21) Se ha determinado que la molécula del fósforo natural es tetra-atómica. Calcule
para una masa de 92,91 g de fósforo.
a) el número de moles de moléculas.
b) el número de moléculas
c) el número de átomos.
d) el número de unidades de masa atómica.
R. a. 0,75; b. 4,52 ×10 23 ; c. 1,81 × 10 24 ; d. 5,6 × 10 25 .
22) Para 50,0g de ácido sulfúrico (H2SO4) calcule
a) el número de moles de moléculas.
b) el número de moles de átomos de cada elemento.
c) el número de moléculas.
d) el número de átomos de cada elemento.
R. a. 0,510; b. S=0,510, O=2,039, H=1,020; c. 3,07 × 10 23 ; d. S=3.07 × 10 23 ,
O=1,23 × 10 24 , H=6,14 × 10 23 .
23) Calcular para 0,30 moles de H2CO3:
a) el número de moles de átomos de oxígeno
b) el número de átomos de carbono
c) el número de moles de átomos de hidrógeno.
24) ¿En qué caso hay más átomos de cloro?
a) 30 gramos de Cl2O
b) 11,2 dm 3 de cloro gaseoso medidos en CNPT
c) 0,6 moles de HCl.
25) Calcular para 0,50 moles de CH3COOH:
a) el número de moles de átomos de oxígeno
b) el número de átomos de carbono
c) el número de moles de átomos de hidrógeno.
26) Determine el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las
siguientes especies: 96 42Mo ; 108 47Ag 1+
27) Calcule el número de moles equivalentes a cada una de las siguientes expresiones:
(a) 9,5 × 10 21 átomos de Cs, (b) 4,7 × 10 27 moléculas de CO2.
Serie de problemas Química 2004 7

28) Determine el número de protones, neutrones y electrones en cada una de las
siguientes especies: 91 40Zr ; 63 29Cu 2+
29) ¿En qué caso hay más átomos de flúor?
a) 40 gramos de F2O
b) 5,6 dm 3 de flúor gaseoso medidos en CNPT
c) 0,5 moles de HF.
30) Calcule el número de moles equivalentes a cada una de las siguientes expresiones:
(i) 230 g de CH4, (ii) 9,5 × 10 23 moléculas de Cl207.
Serie de problemas Química 2004 8

SERIE II
Configuración electrónica y Propiedades periódicas
1. Basándose solamente en la configuración electrónica indique, para los siguientes
átomos grupo y período de la Tabla al que pertenecen.
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
2. En función de la configuración electrónica es correcto afirmar que los elementos
de Z=7,9,12 y 18
pertenecen todos al mismo período.
pertenecen todos al mismo grupo.
son todos no metales.
son todos representativos
tienen radios atómicos crecientes.
3. Complete el siguiente cuadro:
Z
15
30
Configuración electrónica
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
[Ar] 4s 2 3d 6
período
grupo
4. ¿Cuál de las siguientes especies no es isoelectrónica con las demás?.
F - Ne Na + Ca 2+ Al 3+
Representativo
o transición
5. En función de la posición que ocupan en la Tabla Periódica indique, para el átomo
de cada uno de los elementos que se mencionan, el número de electrones externos
involucrados en la formación de compuestos:
B– Cl– Na– P– S– Si
6. Numere en orden creciente de
Serie de problemas Química 2004 9
4
2

Radio atómico: C– F– O– Se– Si.
Energía de 1ª. Ionización: Cd – Cs – N – P – Rn.
Electronegatividad: Ga – N – Rb – Sr – Te.
Afinidad electrónica: As – Ba – Ca – In – O.
7. El valor que corresponde al mayor número de átomos de hierro es:
6,70g 0,11 moles de átomos 7,83 × 10 22 átomos
8. Numere en orden creciente de número de átomos
2,5 mol de CH4 1,8 mol de S8
10,0 mol de He 3,0 mol de NH3
4,0 mol de SO2
9. Numere en orden creciente
1,06 mol de SF4 8,7 × 10 23 moléculas de Cl207
117g de CH4 417 × 10 23 átomos de Ar
a. Según su masa física.
b. Según el número de moles.
10. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a. Cuando los átomos de los metales ganan electrones conforman iones con
la configuración de un gas monoatómico.
b. Para cualquier átomo la pérdida de electrones siempre da como resultado
la formación de cationes.
c. Un anión contiene menos protones que el átomo correspondiente.
d. La masa de un átomo es mayor que la del ion correspondiente.
e. La masa de un ion –3 es mayor que la del átomo del cual procede.
f. La masa de un mol de hidrógeno es mayor que la de la de un mol de
helio.
g. La masa de un mol de H20 es la masa de una molécula de agua.
h. Un mol de cloruro de sodio contiene un número de átomos igual a NA.
i. El ion Na + es de menor radio que el átomo del cual procede.
j. El ion F - es de menor radio que el átomo del cual procede.
k. El ion Li + tiene radio considerablemente mayor que el ion F - .
l. Una razón que justifica la escasa reactividad del He es su elevada energía
de ionización.
m. Se desprende más energía cuando un electrón ingresa en el subnivel 3p
del cloro que cuando lo hace en el subnivel 4p del bromo.
11. La suma total de protones presentes en los cuatro núcleos atómicos de la molécula
de EF3 es 40. Sabiendo que el número atómico de F es 9 determine:
a. Número atómico y configuración electrónica de E.
b. Grupo y período al que pertenecen E y F.
R. a. 13 protones, [Ne] 3s 2 3p¹; b. E: período 3 grupo 13, F: período 2 grupo 17.
Serie de problemas Química 2004 10

12. Sabiendo que la masa atómica relativa del carbono natural es 12,011 y que sus
isótopos son los de A=12 y A=13, calcule la composición porcentual isotópica del
carbono natural.
¿Qué comentarios puede formular sobre el resultado?.
R. 12 C= 98,9%; 13 C=1,1%.
13. Sabiendo que el silicio natural está integrado por un 92,21% de isótopo 28
(27,97693 g), 4,70% de isótopo 29 (28,97649 g) y 3,09% de isótopo 30 (29,97376
g) calcule la masa atómica relativa.
R. 28,0856.
14. ¿Qué establece el principio de exclusión de Pauli? ¿Alguna de las siguientes
configuraciones electrónicas viola esta regla: (a) 1s 2 , (b) 1s 2 2p 1 , (c) 1s 3 ?
15. Escriba la configuración electrónica del elemento Z=19. Indique a qué grupo y
periodo de la tabla periódica pertenece.
16. ¿Cuáles son los valores permitidos del número cuántico principal? ¿Cuál es el
rango de valores de este número cuántico para el estado fundamental de los
elementos conocidos? ¿Qué significa n=∞?
17. Elegir entre las siguientes transiciones electrónicas la que corresponde a una mayor
energía de emisión que la correspondiente e n=3 a n=1: (a) de n=1 a n=25, (b) de
n=3 a n=2, (c) de n=5 a n=3, (d) de n=4 a n=1.
18. Elegir el conjunto de números cuánticos que representa el electrón de menor
energía: (a) n=2, l=0, ml=0, ms=- ½; (b) ) n=2, l=1, ml=0, ms=+ ½; (c) ) n=4, l=0,
ml=0, ms=-+½; (d) ) n=4, l=0, ml=0, ms=- ½.
19. ¿Cuántos electrones desapareados tienen los átomos de los siguientes elementos:
(a) Ca, (b) W, (c) Ge, (d) Ce ,(e) Tc.
20. Enunciar el principio de mínima energía. ¿Alguna de las siguientes
configuraciones electrónicas viola dicho principio? (a) 1s 1 2s 1 , (b) 1s 2 2p 1 , (c)
1s 2 2s 2 2px 1 2py 1 .
21. Calcular las masas atómicas relativas de los elementos que se indican a
continuación, según la abundancia de sus isótopos:
6 7
a) Li 7,50%; Li 92,5%
28 29 30
b) Si 92,2%; Si 4,7%; Si 3,1%
25 26 24
c) Mg 10,11%; Mg 11,29%; Mg 78,60%.
22. El galio (Ga) consiste en dos isótopos naturales con masas 68,926 y 70,926 uma.
(a) ¿Cuántos protones y neutrones contiene el núcleo de cada isótopo? Escriba el
símbolo atómico completo para cada uno, indicando el número atómico y el
número de masa. (b) La masa atómica promedio del Ga es 69,72 uma. Calcule la
abundancia de cada isótopo.
Serie de problemas Química 2004 11

23. El cobre natural está formado por los isótopos: 63 Cu y 65 Cu. ¿Cuál es el porcentaje
de cada uno, si su masa atómica relativa es de 63,54?
24. Indicar si cada una de las siguientes afirmaciones son válidas o no, justificando
cada respuesta:
a) los isótopos son átomos que tienen el mismo número de neutrones.
b) si dos átomos tiene masas iguales son isótopos.
c) 12 C y 14 C son un par de isótopos.
d) el número de masa es suficiente para conocer la estructura nuclear.
e) dos isótopos tiene el mismo número de masa, pero distinto número atómico.
25. Hay alguna analogía en la estructura electrónica de los elementos de Z= 3; 11; 19;
37; 55?
26. Hay alguna analogía en la estructura electrónica de los elementos de Z= 4; 12; 20;
38; 56? Justifique.
27. Una muestra altamente purificada de tetrabromuro de carbono, CBr4, contiene
96,379% de bromo y 3,621% de carbono en masa. Usando para la masa atómica
del carbono 12,011 uma, encuentre la masa atómica exacta del bromo.
28. Ordene los radios atómicos de los siguientes elementos en orden creciente: 17 Cl 15 P
14 Si 16 S. Justifique.
29. Clasifique las siguientes especies en i) atómicas, ii) moleculares o iii) iónicas: (a)
SO4 2- , (b) S8, (c) Na + Cl - , (d) CO2, (e) NH4 + , (f) Fe
30. a.
i- Calcule la masa de oxígeno que contiene el mismo número de átomos que
5,602g de nitrógeno.
ii- Decida entre los siguientes pares de átomos cuál es el de mayor radio: (a) Na,
Cl (b) B, In y justifique su respuesta.
iii- Calcule el número de átomos de magnesio que hay en 2,43 × 10 13 uma.
b. Decir si es verdadero o falso y justificar:
i. los isótopos son átomos que tienen el mismo número de neutrones.
ii. si dos átomos tiene masas iguales son isótopos.
iii. 37 Cl y 35 Cl son un par de isótopos.
Serie de problemas Química 2004 12

SERIE III
Unión Química
1. Complete el siguiente cuadro, marcando en los casilleros correspondientes:
Sustancia
BrF3
CS2
CsBr
LiI
N2
iónico
covalente
simple múltiple
orden que ocupa de
covalente a iónico
2. Indique el ion simple que forma cada una de los siguientes elementos con mayor
frecuencia:
Al Ba O Rb
3. Indique el tipo de enlace que se forma entre los elementos:
a) X del período 2, grupo 16, con M de número atómico 16.
b) Y del período 3, grupo 2, con N de número atómico 9.
4. En la siguiente lista marque las sustancias que no satisfacen la regla del octeto.
AlCl3 PF5
HClO2 CCl4
H2O2 SF6
5. En la siguiente lista marque las sustancias polares:
CH4 SCl4
H2S SnCl2
6. En los siguientes casos indique la fuerza de atracción intermolecular principal que
actúa:
H2O (l) PCl3 (l) Xe (l)
7. Esquematice la estructura de Lewis correspondiente a cada una de las siguientes
especies químicas:
Serie de problemas Química 2004 13

ClO3 - PBr3
CO2 POCl3
NO2 - SF4
OF2 CH4
8. a) Esquematice la estructura de Lewis correspondiente a cada una de las siguientes
moléculas:
BF3 , H2O, XeF4, NO3 - , CO, CH4,
b) Indique si se cumple la regla del octeto y si hay más de una estructura posible.
c) Determine la geometría utilizando el modelo TREPEV
d) En base a la polaridad de los enlaces individuales, indique cuáles de ellas
tendrán momento dipolar permanente.
9. Determine la geometría de cada una de las siguientes moléculas utilizando el
modelo TREPEV:
BeCl2, NH3, CCl4, Sn Cl2
10. Numere los siguientes enlaces en orden creciente de polaridad
B – F C – O N – O HCl
11. Usando una tabla de electronegatividades ordenar las siguientes uniones covalentes
en orden de polaridad creciente:
O – H, I – Br, C – F, P – H, S – Cl
12. Proponga la estructura espacial correspondiente a cada una de las siguientes
especies químicas: BeCl2, IO3 - , NO2 - , SH2
13. De las siguientes sustancias marque solamente las que presentan enlaces
hidrógeno: CH3OH, CH4, HBr , NaCl, NH3, PCl5
14. Basándose en las configuraciones electrónicas prediga la fórmula de cada
compuesto que puede formarse por combinación de los siguientes elementos:
aluminio y cloro carbono y azufre
bario y selenio litio y nitrógeno
berilio y azufre potasio y telurio
boro y oxígeno rubidio y flúor
calcio y yodo silicio y oxígeno
15. Describir la unión de BrF3 en términos de la teoría de ligadura de valencia.
16. Describir la unión de H2O en términos de la teoría de ligadura de valencia.
17. Identifique cuáles de las siguientes moléculas son polares:
(a) SO2, (b) BCl3, (c) ClF3.
18. ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares influencian las propiedades de: (a) BrF5, (b)
CH3COCH3.
Serie de problemas Química 2004 14

19. ¿Qué estructura geométrica predice TREPEV para las moléculas cuyas formulas
son: (a) AB, (b) AB2, (c) AB3, (d)AB5.
20. Usando un diagrama de energía de orbitales moleculares escriba la configuración
electrónica de O2¯ , O2 y O2 + . Analizar los órdenes de unión, las propiedades
magnéticas, la longitud de las uniones y la energía de disociación.
21. Indicar en cuáles de los siguientes ejemplos no se cumple la regla del octeto:
a- Cloro, Cl2
b- Tricloruro de nitrógeno, NCl3
c- Trifluoruro de boro, BF3
d- Pentacloruro de fósforo, PCl5
e- Amoníaco, NH3
22. En la escala de Pauling, las electronegatividades del Si y del F son 1,8 y 4,0
respectivamente. Teniendo en cuenta estos datos, ¿cómo se explica que el
momento dipolar de la molécula de SiF4 sea nulo?
23. Dada las siguientes sustancias, HF, PH3, LiCl, Br2, N2O3, K2S, y utilizando la
tabla de electronegatividades, ordenarlas según el carácter iónico creciente de los
enlaces.
24. Sabiendo que el momento dipolar de la molécula de BF3 es cero, mientras que el
momento dipolar de la molécula PF3 es 1,02D, proponer la geometría molecular
para cada uno de estos compuestos.
25. Determinar cuáles de las siguientes sustancias pueden considerarse iónicas y
cuáles covalentes:
a-Fluoruro de estroncio, SrF2
b-Fosfina, PH3
c-Oxido de potasio, K2O
d-Oxido hipocloroso, Cl2O
e-Nitrógeno, N2
f-Cloruro de berilio, BeCl2
g-Bromuro de hidrógeno, HBr
h-Dióxido de carbono, CO2
26.
a) Esquematice la estructura de Lewis correspondiente a cada una de las siguientes
moléculas: CCl4, BeCl2, SnCl2
b) Indique para cada una si se cumple la regla del octeto.
c) Determine la geometría de cada una de las moléculas utilizando el modelo
TREPEV.
e) Indicar si la siguiente característica corresponde a una unión metálica, iónica o
covalente:
Serie de problemas Química 2004 15

“Los valores de electronegatividad de los átomos que intervienen en una unión
son muy diferentes”
27.
a. Esquematice la estructura de Lewis correspondiente a cada una de las siguientes
moléculas: IF3, NH4 + , H2O
b. Indique para cada una si se cumple la regla del octeto.
c. Determine la geometría de cada una de las moléculas utilizando el modelo
TREPEV.
d. Determinar en cada caso si se trata de moléculas polares.
e. Indique si se forman uniones σ, π ó ninguna de ellas cuando se combinan los
siguientes orbitales de átomos vecinos, siendo el eje internuclear el eje z:
(2s,2pz); (2s, 2py); (2pz, 2pz); (2py, 2py)
28.
a. Esquematice la estructura de Lewis correspondiente a cada una de las siguientes
moléculas: XeF4, CO, CH4,
b. Indique para cada una si se cumple la regla del octeto.
c. Determine la geometría de cada una de las moléculas utilizando el modelo
TREPEV.
d. Determinar en cada caso si se trata de moléculas polares. Justifique.
e. Indique si se forman uniones σ, π ó ninguna de ellas cuando se combinan los
siguientes orbitales de átomos vecinos, siendo el eje internuclear el eje z: (2s,2s);
(2s, 2px); (2pz, 2pz); (2px, 2px)
29.Describa y esquematice las uniones del etano C2H6 en términos de la Teoría de
Enlace de Valencia (TEV) .
30. Identifique entre las siguientes moléculas cuáles son polares: (a) SO2, (B) BCl3,
(c) ClF3. Usando TREPEV describa la estructura.
Serie de problemas Química 2004 16

SERIE IV
Los Estados de la materia: Gases
1. Indique bajo qué condiciones el comportamiento de un gas tiende a la idealidad.
cerca del cero absoluto
masa molar baja.
presión atmosférica.
presión elevada.
temperatura elevada.
2. Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justifique su
repuesta.
a. El volumen de una masa de gas disminuye a la mitad si se enfría a presión
constante y la temperatura se reduce de 400°C hasta 200°C.
b. Si se enfría una masa de gas desde 1000°C hasta 200°C a volumen
constante su presión se reduce a la quinta parte.
c. Si una masa de gas se calienta a volumen constante desde 200°C hasta
2000°C su presión se incrementa 10 veces.
d. Si se calienta a presión constante una masa de gas desde 0°C hasta 273°C
su volumen se duplica.
3. Si se tiene un volumen de un gas, a 0°C, calcule la temperatura a la cual se lo debe
llevar para
a. duplicar su volumen, a presión constante.
b. duplicar su presión, a volumen constante.
R. a. 273°C; b. 273°C.
4. Calcule la temperatura de una masa de gas que contiene 6,022 × 10²³ moléculas
por dm³ y ejerce una presión de 1,00 atm. ¿Considera Ud que en estas condiciones
1,00 dm³ es el volumen molar del gas?. Justifique su respuesta.
R. –261°C.
5. Antes de una competición automovilística la presión manométrica de un neumático
es 1,6 atm a 25°C. Después de correr la pista durante una hora la presión
manométrica aumenta a 2,0 atm. Considerando que el volumen del neumático
permanece prácticamente invariable calcule la temperatura del mismo.
R. 99,5°C.
6. Calcule el volumen de un recipiente en el que se hace vacío, sabiendo que al entrar
en contacto con otro recipiente de 15 dm³, con una presión inicial de 20 atm, ésta
baja a 12 atm sin cambiar la temperatura.
R. 10 dm³.
Serie de problemas Química 2004 17

7. Cada uno de dos vasos de vidrio contiene 5,0 dm³ de gas ideal a 70°C; uno de ellos
está a 750 torr y el otro a 730 torr.
Se transfiere la totalidad del contenido de uno de los vasos al otro aumentando la
temperatura a 120°C. Calcule la presión final.
R. 2,23 atm.
8. Una burbuja de aire, de 5,00 mm de diámetro se eleva desde el fondo de un lago de
20 m de profundidad.
La temperatura en el fondo es de 7°C y en la superficie de 27°C.
Calcule el diámetro de la burbuja cuando llega a la superficie.
R. 7,33 mm.
9. Se vaporizan 0,55 g de un compuesto a 100°C, recogiéndose el gas desprendido
dentro de un recipiente de 373 cm³ y a 740 torr.
Calcule la masa molar del compuesto.
R. 46,4 g/mol
10. Un cilindro contiene helio a 1470 atm. Se retira una masa de gas que ocupa 4,0
dm³ a 14,7 atm. La presión dentro del recipiente es de 1400 atm. Calcule el
volumen del cilindro, sabiendo que la temperatura permanece constante.
R. 0,84 dm³.
11. Un recipiente cerrado con un émbolo móvil contiene 16,04 g de metano (CH4) a
186,651 kPa y 200°C. Calcule:
a. el volumen del recipiente.
b. la presión si el volumen se reduce a la mitad y la temperatura asciende a
300°C.
c. la presión, si en las condiciones del subítem b se retiran 0,50 moles de gas.
R. a. 21,07dm³; b. 451,91 kPa; c. 225,95 kPa.
12. La densidad de oxígeno, en condiciones normales, es 1,43 g dm -3 . Calcule dicho
valor para 17°C y 93,326 kPa.
R. 1,24 g dm -3 .
13. Se tiene tres ampollas conectadas de acuerdo con el diagrama, en el estado inicial
que se detalla.
Calcule la presión al abrir las llaves, si la temperatura permanece constante.
R. 56,32 kPa.
Serie de problemas Química 2004 18

14. Un recipiente de 6,5 dm³ que se encuentra a –15°C contiene 1,0 mol de átomos de
oxígeno, 1,0 mol de átomos de helio y 0,15 moles de átomos de nitrógeno. Calcule
la presión parcial de cada uno de estos gases.
R. pO2= 165,16 kPa; pHe= 330,32 kPa; pN2= 24,32 kPa.
15. La molécula de una sustancia gaseosa contiene el mismo número de átomos de
carbono y de hidrógeno y son los únicos átomos que contiene. Sabiendo que, a
273°C y 85,326 kPa, la masa de 150 cm³ de este gas es de 0,0734 g
a. calcule la masa molar del gas.
b. indique la fórmula del compuesto.
R. a. 26; b. C2H2.
16. La densidad de un gas es 3,48 g dm-3 cuando ejerce una presión de 1,1 atm a 0°C.
Calcule la masa molar.
R. 70,87 g.
17. Se prepara gas hidrógeno según la reacción
Zn(s) + H2SO4 (ac) H2(g) + ZnSO4 (ac)
recogiéndose 400 cm³ de hidrógeno sobre agua a 27°C y 787 torr. Sabiendo que la
presión de vapor del agua a dicha temperatura es 26,7 torr calcule el volumen que
ocupa el gas seco a 2,0 atm y –73°C.
R. 0,133 dm³.
18. Si en la determinación del problema anterior se desea obtener 60,0 cm³ de
hidrógeno, expresados a 1013 hPa y 20°C, utilizando magnesio en lugar de zinc,
¿qué masa de metal se debe usar?.
R. 60,7mg.
19. Un matraz contiene pentacloruro de fósforo puro a 65°C y 2 kPa. Cuando la
temperatura sube a 200°C el gas se descompone totalmente formando tricloruro de
fósforo y cloro. Calcule la presión final.
R. 5,6 kPa.
20. Un recipiente de volumen desconocido se llena de aire hasta alcanzar una presión
de 3,6 atm. Se conecta este recipiente con otro cuyo volumen es 4,9 L y se deja
que el gas se expanda a temperatura constante. La presión final del aire (en los dos
recipientes unidos) es de 2,5 atm. Calcular el volumen del primer recipiente.
R: 11,14 L
21. Diga cuál de las siguientes muestras contiene mayor número de moles de gas 52,9
L medidos a –12 °C y 0,255 atm de presión o 32,6 mL medidos a 37 °C y 37,6 atm
de presión.
R: a (n1= 0,63moles, n2= 0,048 moles).
Serie de problemas Química 2004 19

22. Una muestra de 6,2 L de N2 a 738 Torr se mezcla (a temperatura constante) con
15,2 L de O2 a 325 Torr. La mezcla gaseosa se coloca en un recipiente de 12,0 L
i) ¿Cuál es la presión de la mezcla? ¿Qué ley aplica?
ii) ¿Cuál es la composición de la mezcla en fracciones molares?
23. Un tanque cilíndrico, de 300 dm³ y a una temperatura constante de 32°C, contiene
9,4 . 10²² moléculas de oxígeno y 3,24 . 10²³ moléculas de helio. Posteriormente se
agregan 2,56 g de oxígeno. Calcule:
a. la presión total inicial y final del sistema.
b. la presión parcial inicial y final de cada uno de los gases.
R. a. Pi= 5,88 kPa, Pf= 6,59 kPa; b. inicial po2= 1,32 kPa, pHe= 4,56 kPa,
final pO2= 2,03 kPa, pHe=pHe inicial.
24. Un tanque de hierro contiene helio a 136 atm y 25°C. Suponiendo que dicho
recipiente se encuentre en un edificio que se incendia, determinar si el tanque
explota antes de fundirse o se funde antes de explotar.
La presión máxima que puede soportar es de 500 atm y el punto de fusión del
hierro es de 1535°C.
R. Explota antes de fundirse.
25. Se hace vacío sobre un tubo de vidrio de 100 cm³, se agrega un gas
comprobándose que su presión es de 1,6 × 10 –3 Pa. a 25°C. Calcule el número de
moléculas de gas contenidas dentro del tubo.
R. 3,9 × 10 13 .
26. Un recipiente con un pistón móvil se llena a 24°C con un gas que ocupa 36,2 cm 3 .
Si la capacidad máxima del cilindro es 65,2 cm 3 ¿cuál es la temperatura máxima a
la que se puede calentar el recipiente a presión constante sin que el pistón salte?
27. Convierta
(a) 0,357 atm a torr,
(b) 6,6 × 10 -2 torr a atm,
(c) 147,2 kPa a torr.
28. Una muestra gaseosa de 37,3g se encierra en un recipiente de 14,27 L a 0,930atm y
35°C.
a) ¿Cuál es la densidad del gas a 0°C y 1,2 atm?
b) ¿Cuál es la masa molar del gas?
29. Cierto día el barómetro de un laboratorio indica que la presión atmosférica es de
764,7 torr. Una muestra de gas se coloca en un recipiente conectado a un
manómetro de mercurio de extremo abierto, y se utiliza un metro para medir la
altura del mercurio por encima de la base del manómetro. El nivel del mercurio en
la rama abierta del manómetro tiene una altura de 136,4 mm y en la rama que está
Serie de problemas Química 2004 20

en contacto con el gas el nivel del mercurio tiene una altura de 103,8 mm. Calcule
la presión del gas en atmósferas.
30. Un recipiente de 503 mL contiene 0,0179 moles de un gas ideal a una dada presión
y temperatura. Otro recipiente contiene 0,0256 moles del mismo gas bajo las
mismas condiciones de presión y temperatura. ¿Cuál es el volumen del segundo
recipiente?
Serie de problemas Química 2004 21

SERIE V
Los Estados de la materia: Líquidos y Sólidos
1. ¿Por qué los líquidos son de mayor densidad que los gases?.
2. Numere las siguientes sustancias en orden creciente de tensión superficial;
justifique su respuesta.
CH3OH – H2O – Hg
3. Explique por qué el agua, en contacto con un tubo capilar de polietileno,
experimenta un descenso.
4. Explique por qué la temperatura de ebullición varía con la presión.
5. Numere las siguientes sustancias en orden creciente de punto de ebullición;
justifique su respuesta.
Br2 – CH3OH – H2SO4
6. Explique en qué grado afectan a la presión de vapor cada uno de los siguientes
factores:
área superficial, masa del líquido, temperatura
7. Indique si la siguiente afirmación es verdadera o falsa. “Los líquidos de punto de
ebullición elevado tienen baja presión de vapor”. Justifique su respuesta.
8. En función del diagrama de fases correspondiente describa los cambios de fase que
ocurren en cada uno de los siguientes casos:
a. H2O originalmente a 2,0 × 10 -3 atm y –0,1°C que se comprime lentamente a
temperatura constante hasta alcanzar las 8 atm.
b. H2O originalmente a –8°C y 0,30 atm, que se calienta a presión constante hasta
llegar a 80°C.
9. Se hacen burbujear lentamente 10,0 dm³ de aire seco a través de agua a 20°C,
observándose una pérdida de masa del líquido de 0,172 g. Admitiendo que el aire
se satura de agua calcule la presión de vapor del agua a 20°C.
R. 17,4 torr.
10. Se inyecta 1,00 g de benceno (C6H6) en una ampolla de 10,0 dm³ a 25°C.
Calcule :
a. la presión parcial de benceno en la ampolla.
b. masa de benceno no vaporizada.
Presión de vapor del benceno a 25°C: 94,7 torr.
R. a. 23,8 torr; b. 0g.
Serie de problemas Química 2004 22

11. ¿Cómo difiere un sólido amorfo de uno cristalino?
12. La densidad del SiO2 amorfo es de 2,2 g cm -3 y la del cristalino 2,65 g cm -3 .
Explique la razón de esta diferencia.
13. Cada una de las siguientes sustancias son líquidos a –100 °C: C2H6 (etano),
CH3OCH3 (dimetil eter), CH3CH2OH (alcohol etílico). Coloque los líquidos en
orden creciente de presión de vapor basándose en las fuerzas intermoleculares que
actúan entre ellos.
14. En cada uno de los siguientes pares de sustancias indique la de mayor punto de
fusión; justifique su respuesta.
C (grafito) – I2
KF – SiO2
MgCl2 – NaCl
15. Complete el siguiente cuadro.
Sustancia Punto de fusión Propiedad Tipo de cristal Fuerzas de
°C
atracción
AsBr3 33 Blando
Be2C 2700 Muy duro
MgCl2 650 duro
Y 1480 deformable
Conducción de
la electricidad
16. Indicar las características principales de los líquidos y comparar con los gases.
17. ¿Qué entiende por presión de vapor de un líquido puro?
En un gráfico describa cómo varía la presión de vapor en función de la temperatura.
18. Hacer un diagrama de equilibrio de fases. Pv en función de temperatura. Describa
las regiones, cuántas fases hay en cada una de ellas, en cada punto sobre las curvas
y en el punto triple.
19. El punto triple del agua es de 4,6 mmHg y 0,01°C, de acuerdo con estos valores,
¿es posible que el hielo pase a estado líquido por debajo de esa presión?
20. Señalar bajo qué condiciones puede pasar el vapor de agua directamente a hielo.
21. Hacer un cuadro de la clasificación de los cristales.
Hacer una tabla comparativa de propiedades físicas de gases, líquidos y sólidos.
22. La densidad del plomo sólido es 11,288 g/cm 3 a 20°C, la del líquido 10,43 g/cm 3 a
500°C, y la del plomo gaseoso 1,110 g/L a 2000°C y 1 atm de presión. (a) calcular
el volumen que ocupa un mol de plomo en cada estado. El radio de un átomo de Pb
Serie de problemas Química 2004 23

es 0,175 nm. Calcular (b) el volumen realmente ocupado por un mol de átomos de
Pb y (c) la fracción de volumen en cada estado realmente ocupada por los átomos.
23. La presión de vapor del bromo líquido a temperatura ambiente es 168 Torr.
Suponga que se introduce bromo gota a gota en un sistema cerrado que contiene
aire a 745 Torr y a temperatura ambiente. (a) Si se agrega bromo hasta que ya no
vaporiza y quedan unas pocas gotas presentes, ¿cuál es la presión total en el
recipiente? (b) Cuál será la presión total si se disminuye el volumen del recipiente
a la mitad manteniendo la temperatura constante?
24.Cada una de las siguientes sustancias es líquida a –100°C
H H H H H H
⏐ ⏐ ⏐ ⏐ ⏐ ⏐
H-C⎯C-H H-C⎯ O⎯ C-H H-C⎯C⎯O⎯H
⏐ ⏐ ⏐ ⏐ ⏐ ⏐
H H H H H H
etano dimetil eter etanol
Ordene estos líquidos en orden de presión de vapor creciente justificando su
decisión basado en las fuerzas intermoleculares que actúan.
25. La presión de vapor del yodo sólido es 0,466 Torr a 25°C. ¿Cuál será la masa de
yodo (I2) que sublima en un recipiente de 1,0 L? Si la presión atmosférica dentro
del recipiente era 763 Torr, ¿cuál será la presión total dentro del recipiente?
26. Se hacen burbujear lentamente 10,0 dm³ de aire seco a través de agua a 20°C,
observándose una pérdida de masa del líquido de 0,172g. Admitiendo que el aire
se satura de agua calcule la presión de vapor del agua a 20°C.
27.La presión de vapor de CH3CH2CH2Cl a temperatura ambiente es 385 Torr. En un
recipiente que contiene CH3CH2CH2Cl y aire la presión total es 745 Torr. ¿Qué
ocurre con la presión si se duplica el volumen del recipiente a temperatura
constante? Considere que siempre hay una pequeña cantidad de CH3CH2CH2Cl
líquido en el recipiente.
28. En la siguiente reacción se calienta clorato de potasio (KClO3) para obtener
oxígeno:
2 KClO3 (s) ⎯⎯→ 2 KCl (s) + 3 O2 (g)
Se obtiene un volumen de 550 mL de gas sobre agua a 21°C y se mide una presión
de 743 Torr. La presión de vapor del agua a 21°C es de 19 Torr. ¿Cuántos moles de
oxígeno se obtuvieron?
29. Analice el tipo de fuerzas intermoleculares (Dipolo-Dipolo; Dispersión; Unión
Hidrógeno) que son preponderantes para cada una de las sustancias propuestas y con
Serie de problemas Química 2004 24

ase en esto decida para cada par de ellas cuál tiene mayor temperatura de ebullición,
temperatura de fusión, entalpía de vaporización, entalpía de fusión y presión de vapor.
Fuerza
Teb
Tfus
∆vapH
∆fusH
Pv
H2O vs HCl HOCH2CH2OH vs CH3OCH2OH N2 vs CO
30. Analice el tipo de fuerzas intermoleculares (Dipolo-Dipolo; Dispersión; Unión
Hidrógeno) que son preponderantes para cada una de las sustancias propuestas y en
base a esto decida para cada par de ellas cuál tiene mayor temperatura de ebullición,
temperatura de fusión, entalpía de vaporización, entalpía de fusión y presión de vapor.
Fuerza
Teb
Tfus
∆vapH
∆fusH
Pv
CH3CH3 vs CH3CH2CH2CH3 CO2 vs CH3OH Br2 vs ICl
Serie de problemas Química 2004 25

SERIE VI
Fórmulas, Nomenclatura, Estequimetría
1. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos.
óxido de aluminio ácido brómico
óxido de litio ácido sulfúrico
óxido de magnesio ácido nitroso
óxido de calcio ácido nítrico
óxido sulfuroso ácido sulfhídrico
hidróxido de cobre(II) bromuro de amonio
hidróxido de cromo(III) carbonato férrico
hidróxido de estroncio sulfato de sodio
hidróxido de potasio nitrato mercúrico
hidróxido ferroso sulfito de calcio
2. Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos.
bromato de aluminio perclorato de bario
carbonato de rubidio tribromuro de nitrógeno
hipoclorito de calcio hidróxido de plata
3. Con relación a los siguientes compuestos indique:
a. nombre
b. número de oxidación del elemento central.
CaSO3
Cu2S HCl
Cu3(PO4)2 Mg(HCO3)2
Li3N Sn(NO3)4
Ajuste las siguientes ecuaciones por el método algebraico.
1. (a) pentacloruro de fósforo + (b) agua ⎯⎯→ (c) ácido ortofosfórico
+ (d) cloruro de hidrógeno
R. (a)=1; (b)=4; (c)=1; (d)=5.
2. (a) nitruro de litio + (b) agua ⎯⎯→ (c) amoníaco + (d) hidróxido de litio.
R. (a)=1; (b)= 3, (c)=1; (d)=3.
3. (a) nitruro de magnesio + (b) cloruro de hidrógeno ⎯⎯→ (c) cloruro de
magnesio + (d) cloruro de amonio.
R. (a)=1; (b)=8; (c)=3; (d)=2.
4. (a) antimonio de zinc + (b) agua ⎯⎯→ (c) hidróxido de zinc + (d) estibina.
R. (a)=1; (b)=6; (c)=3; (d)=2
Serie de problemas Química 2004 26

5. (a) tricloruro de boro + (b) fósforo (tetraatómico) + (c) hidrógeno ⎯⎯→
(d) fosfuro de boro + (e) cloruro de hidrógeno.
R. (a)=4; (b)=1; (c)=6, (d)=4; (e)=12.
Problemas.
1. Una muestra, de 10,50 g , de una mezcla de carbonato de calcio y de sulfato de
calcio se calienta para producir la reacción
CaCO3 (s) ⎯⎯→ CaO (s) + CO2 (g)
El volumen de gas obtenido es de 1,92 dm³, medidos a 20°C y 102 kPa. Calcule el
tanto por ciento de carbonato de calcio en la mezcla original.
R. 76,6%.
2. El hexaclorofeno, un compuesto que contiene carbono, cloro, hidrógeno y
oxígeno, forma parte de los jabones desodorantes.
La combustión de 1,00g de hexaclorofeno produce 1,047 g de dióxido de carbono,
0,5228 g de cloro y 0,134 g de agua. Calcule las proporciones porcentuales de
carbono, cloro, hidrógeno y oxígeno presentes en el compuesto.
R. C=28,57%; Cl=52,28%; H=1,5%; O=17,65%.
3. Se disuelven en agua 5,00 g de una mezcla de óxido de sodio y de óxido de bario y
trata con ácido sulfúrico diluido, con lo que se obtienen 3,43 g de sulfato de bario.
Establezca la composición porcentual de la mezcla de óxidos.
R. BaO= 45%; Na2O= 55%.
4. (*) Se queman 5,025 g de calcio puro en el aire, con lo que se produce una mezcla
de óxido y de nitruro de calcio. Al agregar agua se obtiene 4,832 g de hidróxido de
calcio procedente del óxido. Calcule las masas de óxido de calcio y de nitruro de
calcio producidas.
R. CaO = 3,657 g; Ca3N2= 2,973 g.
5. Un elemento X forma yoduro, de fórmula XI3, y un cloruro, de fórmula similar.
Cuando se calientan 0,500 g de XI3 en corriente de cloro se obtienen 0,236 g de
XCl3. ¿Cuál es la masa atómica del elemento X?.
R. 138,9 g.
6. La masa de una mezcla de cloruro de potasio y de bromuro de potasio es de 3,595
g. Al calentar en presencia de cloro todo el bromuro se transforma en cloruro. Al
término de la reacción la masa total es 3,121 g.
Calcule la proporción porcentual de bromuro de potasio en la mezcla original.
R. 35,3%.
Serie de problemas Química 2004 27

7. Se ponen en contacto 1,60 g de flúor y 1,60 g de hidróxido de sodio, los que
producen la reacción
F2(g) + NaOH(ac) ⎯⎯→ OF2(g) + NaF(ac) + H2O(l)
Calcule:
a. la masa de fluoruro de sodio que se obtiene.
b. el volumen de difluoruro de oxígeno, expresado en condiciones normales.
R. 1,68 g; b. 0,448 dm³.
8. Una solución de nitrito de amonio se descompone calentándola y se forma agua y
nitrógeno. ¿Qué volumen de N2 se forma en condiciones normales de presión y
temperatura (CNPT) si se descompusieron 80,0 g de NH4NO2?
R. 27,98 L.
NH4NO2(ac) ⎯⎯→ N2(g) + H2O(g)
9. Considere la reacción entre 100 m³ de monóxido de carbono y 1,20 kg de óxido
férrico:
Fe2O3(s) + CO(g) ⎯⎯→ Fe(s) + CO2(g)
Calcule el rendimiento porcentual de la reacción sabiendo que se obtiene 612 g de
hierro.
R. 72,9%.
10. Se ponen en contacto 3,50 g de sodamina y 3,50 g de nitrato de sodio los cuales
producen la reacción:
NaNH2(s) + NaNO3(s) ⎯⎯→ NaN3(s) + NaOH(s) + NH3(g)
Sabiendo que se obtiene 1,20 g de azida de sodio, calcule el rendimiento
porcentual de la reacción.
R. 61,7%.
11. Se calienta nitrato de amonio, de 95% de pureza y con un rendimiento de proceso
del 80%.
NH4NO3(s) ⎯⎯→ N2O(g) + H2O(g)
Calcule la masa de reactivo necesaria para obtener 100 dm³ de óxido de
dinitrógeno, a 0°C y 202,6 kPa.
R. 940 g.
12. Una empresa compra carburo de calcio industrial. Se analiza una muestra de
0,712g, que al reaccionar con agua, desprende 0,195 dm³ de etino húmedo,
medidos a 15°C y 101,325 kPa.
CaC2(s) + H2O(l) ⎯⎯→ C2H2(g) + CaO(s)
Serie de problemas Química 2004 28

Sabiendo que la presión de vapor del agua a 15°C es de 12,7 torr calcule la pureza
del material.
R. 73%.
13. Se tratan 200,0 g de dióxido de plomo, de 88% de pureza, con un exceso de
solución concentrada de ácido clorhídrico:
PbO2(s) + HCl(ac) ⎯⎯→ Cl2(g) + PbCl2(s) + H2O(l)
Calcule el volumen de cloro, expresado en condiciones normales, que se obtiene,
si el proceso tiene un 25% de pérdida.
R. 12,34 dm³.
14. Se tratan 100,0 g de antimonio, de 97% de pureza, con un exceso de solución de
ácido nítrico:
Sb(s) + HNO3(ac) ⎯⎯→ Sb2O5(s) + NO2(g) + H2O(l)
En base a un rendimiento del 75% calcule:
a. la masa de pentóxido de antimonio resultante.
b. el volumen de dióxido de nitrógeno a 30°C y 100kPa, que se obtiene.
R. a. 96,6 g; b. 75,3 dm³.
15. Se obtienen 25,0 dm³ de dióxido de azufre, a 27°C y 105,3 kPa, con un
rendimiento del 70%:
Na2SO3(ac) + H2SO4(ac) ⎯⎯→ SO2(g) + Na2SO4(ac) + H2O(l)
Calcule la masa de sulfito de sodio, 50% de pureza, de la cual se parte.
R. 380 g.
16. El estaño reacciona con el ácido nítrico en exceso según la ecuación
Sn(s) + HNO3(ac) + H2O(l) ⎯⎯→ H2SnO3(s) + NO(g)
posteriormente, a 100°C:
H2SnO3(s) ⎯⎯→ SnO2(s) + H2O(g)
Si el estaño tiene una pureza del 95% y el rendimiento del proceso es del 78%. ¿qué
masa de estaño se requiere para obtener 25 kg de óxido estánnico?
R. 26,6 kg.
Serie de problemas Química 2004 29

17. Una muestra de cemento contiene 90,0 g de óxido de calcio, 25,4 g de dióxido de
silicio, 5,0g de óxido de magnesio y 4,6 g de otros óxidos. Calcule la composición
centesimal de cemento.
R. óxido de calcio = 72 %; dióxido de silicio = 20,3 %; óxido de magnesio = 4 %;
otros óxidos 3,7 %.
18. Considerando el bronce es una aleación de compuesta únicamente por cobre y
zinc calcule la masa de zinc que, junto a 1,95 kg de cobre, produce un bronce con
65 % de cobre.
R. 1,05 kg.
19. Una muestra de un compuesto sintetizado y purificado en laboratorio contiene
25,0 g de hafnio y 31,5 g de telurio. En una formación natural se encuentra el
mismo compuesto. Calcule las masas de hafnio y de telurio contenidas en 0,247 g
de compuesto natural.
R. hafnio = 0, 109 g; telurio = 0, 138 g.
20. Para la confección de monedas se emplea una aleación con 25 % de níquel,
siendo el resto cobre. Calcule las masas de estos metales en una moneda de 5,0 g.
R. níquel = 1,25 g; cobre = 3,75 g.
21. El bronce de campana es una aleación formada por 78 % de cobre y el resto estaño.
Una fundición proyecta producir 850 toneladas anuales de aleación, con estaño
procedente de un mineral cuyo contenido de metal es de 26 %. ¿Cuántas toneladas
anuales de mineral se requieren?
R. 719 toneladas.
22. Mediante análisis se encuentra que un compuesto contiene 21,333 g de azufre y
21,376 g de oxígeno. Un análisis similar, practicado sobre otro compuesto, da por
resultado 48,096 g de azufre y 71,997g de oxígeno.¿Se trata del mismo compuesto?
Si se trata de dos compuestos diferentes, de cuál de ellos se obtendrá mayor
cantidad si se parte de 12 g de azufre y 16 g de oxígeno.
R. 26,688 g.
23. La tirosina (C15H11O4NI4) es una hormona segregada por la tiroides. Calcule la
masa de yodo contenida en 5,00g de esta hormona.
R. 3,27g.
24. Una tira de cobre puro pesa 3,178 g; se calienta en corriente de oxígeno hasta
convertirla totalmente en óxido, obteniéndose 3,978g de producto. ¿De qué óxido
se trata?.
R. CuO.
25. Dada la siguiente reacción: Al(s) + HCl(ac) ⎯→ AlCl3 + H2(g) si se colocan
500 g de aluminio y 50 moles de HCl, calcular:
(a) ¿Cuál es el reactivo limitante?, (b) ¿Cuántos moles y gramos de AlCl3 se
forman? (c) ¿Qué volumen de H2 se produce en CNPT?
Serie de problemas Química 2004 30

26. En la siguiente reacción el carbonato de calcio se calienta para producir óxido de
calcio y dióxido de carbono
CaCO3(s) ⎯→ CaO(s) + CO2(g)
Se obtienen 5,3 L de gas medidos a 25°C y 100 kPa. Calcular la masa de carbonato de
calcio que usó si la reacción tiene un rendimiento del 100%.
27. En la siguiente reacción:
Fe2O3(s) + CO (g) ⎯⎯→ Fe(s) + CO2(g)
Se producen hierro y dióxido de carbono. Se obtienen 1,5 L de gas medidos a
25°C y 101,325 kPa. Calcular la masa de óxido de hierro que usó si la reacción
tiene un rendimiento del 100%.
28. Cierta hulla contiene 2,8% de azufre. Cuando se quema esta hulla, el azufre pasa a
dióxido de azufre gaseoso. Se hace reaccionar el dióxido de azufre con óxido de
calcio para formar sulfito de calcio sólido. (a) Escriba la reacción química
balanceada. (b) Si la hulla se quema en una planta de energía que gasta 2000
toneladas de hulla al día, calcule la producción diaria de sulfito de calcio.
29. Se calienta nitrato de potasio (KNO3) y se produce la siguiente reacción:
KNO3(s) ⎯⎯→ KNO2(s) + O2(g)
Se utilizan 63,125 g de nitrato de potasio de 80% de pureza, calcular:
a) los gramos de KNO2 que se producen en el caso que el rendimiento sea del
72%.
b) El volumen de O2 que se obtiene a 1,5 atm y 90 °C si el rendimiento es del
100%.
Dato: R = 0,082 L atm /K mol = 8,3145 J/K mol
30. El HCN es un gas venenoso. La dosis letal es de 300 mg de HCN por kilogramo de
aire inhalado. (a) Calcule la cantidad de HCN que produce la dosis letal en un
laboratorio pequeño que mide 3,50×4,50×2,50 m. La densidad el aire a 26°C es de
0,00118 g/cm 3 . (b) Si el HCN se forma por la reacción de NaCN con un ácido
como H2SO4, ¿qué masa de NaCN produce la dosis letal en el laboratorio?
2 NaCN(s) + H2SO4(ac) ⎯⎯→ Na2SO4(ac) + 2 HCN(g)
(c) Cuando arden fibras sintéticas que contienen Orlón o Acrilán, se forma HCN.
El Acrilán tiene la fórmula empírica CH2CHCN, así que el 50,9% en masa de la
fórmula es HCN. Si una alfombra que mide 3,50×4,50 m y contiene 1,017 kg/m 2 se
quema, ¿se genera una dosis letal de HCN en el laboratorio? Suponga que el
rendimiento de HCN de las fibras es el 20% y que se consume el 50% de la
alfombra.
Serie de problemas Química 2004 31