problemario de quimica

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Problemario-DE- Quimica

Química (Universidad Autónoma de Nuevo León)

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CIENCIAS BASICAS

2008

IT-7-ACM-04-RO1

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE NUEVO LEÓN

FACULTAD DE INGENIERÍA MECÁNICA Y ELÉCTRICA

PROGRAMA DE LA MATERIA

Fecha de última actualización: o7 de Agosto 2003

NOMBRE DE LA MATERIA: QUÍMICA GENERAL

NOMBRE DEL PROGRAMA: QUÍMICA GENRAL

UBICACIÓN: PRIMER SEMESTRE

REQUISITOS: N/A

SESIONES TOTALES: 48 HORAS-CLASE

CREDITOS: 6 CRÉDITOS

FUNDAMENTOS DE LA MATERIA:

La materia de química es básica, los conocimientos adquiridos serán aplicados posteriormente en

materias relacionadas con la misma.

Se comprenderá la materia desde su composición, forma, estado de combinación, los cambios de

energía y masa involucradas en la obtención de nuevas especie, así como el impacto ecológico que

tienen los residuos contaminantes.

OBJETIVO GENERAL DE LA MATERIA:

Adquirirá conocimientos, habilidades y destreza en los temas requeridos para la aplicación de la

química en cursos posteriores de su Especialidad.

TEMARIO:

I. LA MATERIA Y SU CLASIFICACIÓN

II. ENLACE QUÍMICO

III. ESTEQUIOMETRÍA

IV. SOLUCIONES

V. NEUTRALIZACIÓN

VI. ELECTROQUÍMICA

VII. TERMOQUÍMICA

VIII. ESTADOS DE LA MATERIA

IX. EQUILIBRIO Y CINÉTICA QUÍMICA

X. QUÍMICA DE LOS MATERIALES

Tiempo estimado: 48 horas-clase

REVISIÓN No. 2

VIGENTE A PARTIR DEL 04 de OCTUBRE del 2004

ACADEMIA DE QUÍMICA

I


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OBJETIVO PARTICULAR DE CADA TEMA

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1. LA MATERIA Y SU CLASIFICACIÓN (1 hr.-clase)

Conocerá los conceptos generales de la materia, su clasificación e identificará sus

propiedades físicas y químicas.

1.1 Materia

1.2 Elementos, mezclas y compuestos

1.3 Propiedades

2. ENLACE QUÍMICO (4 hrs.-clase)

Identificará los diferentes tipos de enlace químico, así como la relación de sus propiedades

de acuerdo al tipo de enlace que presenta.

2.1 Enlace químico

2.2 Tipos de enlace

2.3 Enlace iónico

2.4 Enlace covalente

2.5 Enlace metálico

2.6 Fuerzas intermoleculares

2.7 Propiedades de los compuestos según el tipo de enlace predominante

3. ESTEQUIOMETRÍA (6hrs.-clase)

Calculará las cantidades de materia a partir de una ecuación química, su rendimiento, así

como la relación ideal aire/combustible para una reacción de combustión.

3.1 Ecuaciones Químicas

3.2 Balanceo de Ecuaciones

3.3 Cálculos estequiométricos

3.4 Eficiencia de una reacción Química

3.5 Química de la combustión

4. SOLUCIONES (6hrs.clase)

Diferenciará entre los tipos de soluciones, así como entre una suspensión y un coloide.

Distinguirá los parámetros de solubilidad y determinará la concentración de una solución.

4.1 Solución, suspensión y coloide

4.2 Tipos de Soluciones

4.3 Solubilidad

4.4 El agua como solvente

4.5 Concentración: % en masa, % en volumen, molaridad, molalidad, Normalidad y

fracción molar

5. NEUTRALIZACIÓN (3hrs.-clase)

REVISIÓN No. 2



II


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Conocerá las propiedades de los ácidos y bases, su efecto en el PH, los procesos de

titulación en la determinación de la concentración de ácidos o bases, así como diferenciar

la reacción de Neutralización de la Hidrólisis.

5.1 Ácidos, bases y sales

5.2 Neutralización

5.3 Titulación

5.4 Definición y calculo de pH

5.5 Hidrólisis

6. ELECTROQUÍMICA (5hrs.-clase)

Adquirirá la capacidad de balancear las ecuaciones de oxido-reducción, que identifique los

diferentes tipos de conducción eléctrica, así como los tipos de celdas.

6.1 Proceso de oxidación-reducción

6.2 Balanceo de ecuaciones por el método de oxidación-reducción

6.3 Soluciones Electrolíticas y no Electrolíticas

6.4 Celdas Voltaicas y Galvánicas

6.5 Electrólisis

6.6 Acumulador

6.7 Ley de Faraday

7. TERMOQUÍMICA (4hrs.-clase)

Estudiará los cambios de energía involucrados en los procesos químicos, la primera Ley de

la termodinámica, relacionará los conceptos de entalpía y entropía en la determinación de

la energía libre de Gibas, y aplicará la ley de Hess.

7.1 Primera ley de la Termodinámica

7.2 Energía y calor

7.3 Ley de Hess

7.4 Entropía

7.5 Energía libre de Gibbs

REVISIÓN No. 2



III


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8. ESTADOS DE LA MATERIA (5hrs.-clase)

Conocerá los tres estados de la materia en cuanto a sus distancias moleculares, definirá el

estado gaseoso en función de la Teoría cinética molecular. Aplicará las leyes asociadas con

el volumen, presión, temperatura y densidad.

8.1 Sólido

8.2 Líquidos

8.3 Gaseoso

8.4 Temperatura, Presión y Volumen

8.5 Ley de los Gases y Teoría Cinética Molecular

8.5.1 Ley de Boyle

8.5.2 Ley de Charles

8.5.3 Ley de Gay-Lussac

8.5.4 Ecuación Combinada

8.5.5 Ecuación general del estado gaseoso

8.5.6 Ley de Daltón de las Presiones Parciales

9. EQUILIBRIO Y CINÉTICA QUÍMICA (4hrs.-clase)

Analizará las velocidades de reacción y el equilibrio químico, así como los factores que los

afectan. Conocerá la ley de Acción de Masas, la constante de equilibrio, el principio de Le

Chatelier y Catálisis.

9.1 Cinética química

9.2 Velocidad de reacción

9.3 Equilibrio químico

9.4 Ley de acción de masas

9.5 Constante de equilibrio

9.6 Principio de Le Chatelier

9.7 Catálisis

10. QUÍMICA DE MATERIALES (3hrs.-clase)

Conocerá la estructura y propiedades de los materiales, algunos de los principales procesos

de fabricación, así como el impacto que éstos tienen en la naturaleza y sus efectos

ecológicos.

10.1 Materiales

a) Metales

b) Polímeros

c) Cristales Líquidos

d) Productos Cerámicos

10.2 Procesos de Fabricación de los Materiales de los Materiales y sus efectos ecológicos.

a) Contaminación

b) Residuos

REVISIÓN No. 2



IV


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CRITERIO DE EVALUACIÓN

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Criterios de evaluación basados según el reglamento interno F.I.M.E.-U.A.N.L del Título Sexto,

Capítulo 1, Artículo 102, 103 y 10

MATERIALES:

Pizarrón, Rotafolio, Proyector de Acetatos, Computadora, Infocus.

REVISIÓN No. 2



V


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LIBRO DE TEXTO:

IT-7-ACM-04-RO1

QUÍMICA GENERAL, segunda edición, 2003

Autor: Martín S. Silberberg/ Raymond Chang

ISBN 970- 10- 3894-0

Impreso en Julio del 2003

Editorial: McGraw Hill / Interamericana Editores, S.A. de C.V.

BIBLIOGRAFIA:

QUÍMICA, séptima edición, 2003

Autor: Raymond Chang

ISBN 970- 10- 3894-0

Impreso en Julio del 2002

Editorial: McGraw Hill/Interamericana Editores, S.A. de C.V.

QUÍMICA GENERAL, segunda edición, 2002

Autor: Martín S. Silberberg

ISBN 970- 10- 3528-3

Impreso en Enero del 2002

Editorial: McGraw Hill/Interamericana Editores, S.A. de C.V.

QUÍMICA GENERAL, quinta edición, 2002

Autores: Whitten/Davis/Peck

ISBN 0-03-0061188-1

Impreso en Enero del 2002

Editorial: McGraw Hill / Interamericana de España Editores, S.A. de C.V.

QUÍMICA, segunda edición, 2001

Autor: Charles Mortimer

ISBN 968-7270 10-1

Impreso en Marzo del 2001

Editorial: Grupo Editorial Iberoamerica S.A. de C.V.

REVISIÓN No. 2



VI


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COLABORADORES EN LA ELABORACIÓN DEL PROGRAMA:

IT-7-ACM-04-RO1

M.C. Leticia Flores Moreno

M.C. Margarita Cantú Villarreal

M.C. Amanda Vázquez García

Ing. Tomás F. León Treviño

M.C. Jesús Martínez Hernández

M.C. Alejandro Trujillo Álvarez

M.C. Laura Elena Elizondo Callejas

FECHA DE CONCLUSION DEL PROGRAMA: Noviembre 15 de 1999

M.C. LETICIA FLORES MORENO

JEFA DE LA ACADEMIA DE QUÍMICA

M.E.C. ANDRÉS MONSIVAIS PEREZ

JEFE DEL DEPARTAMENTO DE FÍSICA

M. C. JOSE ANGEL MENDOZA SALAS DR. MOISÉS HINOJOSA RIVERA

COORDINADOR DE LA DIV.

SUBDIRECCIÓN ACADEMICA DE

CIENCIAS BASICAS LA F. I. M. E.

REVISIÓN No. 2



VII


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Constantes Fundamentales

−19

Carga de Electrón ( e ) 1.6022 x 10 C

Constante de Faranday ( F ) 96 485. 3 C/mol e-

Constante de los gases ( R ) 8.314 J/K • mol (0.08206 L • atm/K • mol)

−34

Constantes de Planck ( h ) 6.6256 x 10 J s

−28

Masa del electrón 9.109387 x 10 g

−24

Masa del protón 1.672623 x 10 g

−24

Masa del neutrón 1.674928 x 10 g

23

Número de Avogandro 6.0221367 x 10

Velocidad de la luz en el vacío

8

2.99792458 x 10 m/s

Longitud

Unidad SI; metro, m

1 Km = 1 000 m

= 0.62 milla (mi)

1 Pulgada (in) = 2.54cm

1 m = 1.094 yardas (yd)

1 pm = 10 -12 m = 0.01 A °

Presión

Unidad SI; pascal, Pa

1 Pa = 1 N/m 2

= 1 Kg/m • s 2

1 atm = 1.01325 x 10 5 Pa

1 bar = 1 x 10 5 Pa

1 atm = 760 mmHg

1 mmHg. = 1 torr


VIII


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Volumen

Unidad SI; metro cúbico, m 3

1 dm 3 = 10 -3 m -3

= 1 litro (L)

= 1.057 cuartos (qt)

1 cm 3 = 1 ml

1 m 3 = 35.3 ft 3

Masa

Unidad SI; kilogramo, kg

1 kg = 10 3 g

= 2.205 lb

1 tonelada

métrica ( t ) = 10 3 kg

Temperatura

Unidad SI; Kelvin, K

0 K = -273.15°C

Pf de H 2 O = 0°C ( 273.15 K )

Pe de H 2 O = 100°C ( 373.15 K )

T (K) = T(°C) + 273.15

T (°C) = K – 273.15


IX


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La atmósfera estándar esta dada por

4 3 2

1 atm = ( 0.76m Hg )( 1.35951 x 10 kg/m )( 9.80665m/s )

= 101 325kg m/m 2 2

• s

= 101 325 N/m 2

= 101 325 Pa

La constante de los gases R está dada por 0.082057 L • atm/K • mol. Al utilizar los factores de

conversión

se escribe

1L = 1 x 10 −3 m 3

2

1 atm = 101 325 N/m

⎛

R =

⎜0.082057

⎝

N m

= 8.314

K mol

J

= 8.314

K mol

L

K

atm ⎞

⎟

mol ⎠

⎛1

⎜

⎝

x

10

1L

−3

m

3

⎞

⎟

⎠

⎛101

⎜

⎝

325 N / m

1 atm

2

⎞

⎟

⎠

−3

3 2

1L • atm = ( 1x 10) m )(101 325 N/m )

= 101. 3 N m

= 101. 3 J


X


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Responsables de la elaboración de este problemario

MC Leticia Flores Moreno

MC David Garza Castaño

Colaboración especial

Claudia Elizabeth Alvarez Reyes


XI


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INDICE

ESTEQUIMOTERIA

Problemas Resueltos 1

Problemas Propuestos 8

Realiza las siguientes conversiones 8

Cálculos estequiometricos 8

Reacciones de rendimiento 9

Reacciones de combustión 13

SOLUCIONES



NEUTRALIZACIÓN



Complete las siguientes reacciones

de neutralización 23

Titulación 23

Determine el PH 24

ELECTROQUIMICA



Reacciones de oxido reducción 29

Balanceo de ecuaciones por el método

en el numero de oxidación 30

Aplicación de la Ley de Faraday 31


XII


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TERMOQUÍMICA



Aplicación de la Ley de Hess 35

Reacciones endotérmicas y

exotérmicas 38

ESTADOS DE LA MATERIA



Ley de Boyle 42

Ley de Charles 42

Ley combinada 43

Ley de Dalton 43

TPN y densidades 44

Gases ideales 44


XIII


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ESTEQUIOMETRÍA

PROBLEMAS RESUELTOS

Al 4 C 3 + H 2 O Al(OH) 3 + CH 4

a) ¿Cuántos moles de H 2 O se necesitan para reaccionar con 100 g de Al 4 C 3 ?

b) ¿Cuántos moles de Hidróxido de Aluminio [Al(OH) 3 ] se producen cuando se forma 0.6

moles de CH 4 ?

Procedimiento:

A)

1. Determine la masa molecular de las sustancias que participan en la reacción:

MM Al 4 C 3 = 108 + 36 = 144 g/mol

MM Al(OH) 3 = 27 + 48 + 3 = 78 g/mol

MM H 2 O = 2 + 16 = 18 g/mol

MM CH 4 = 12 + 4 =16 g/mol

2. Balancee la ecuación química:

Al4C3

+ 12 H 2O

4 Al ( OH ) 3

+ 3C

H 4

3. Calcule los moles de la sustancia Al4Cl3

(100g)

n = MM

m

n

100g

= =0.694 mol Al 4 C 3

144g

/ m

4. Establezca la relación Estequiometrica correspondiente a partir de la ecuación química

balanceada.

⎛12molH

O ⎞

2

0. 694mol Al4C3

⎜

= 8. 33mol

H

2O

1molAl4C

⎟

⎝

3 ⎠

B) ¿Cuántos moles de Hidróxido de Aluminio [Al(OH) 3 ] se producen cuando se forma 0.6 moles

de CH 4 ?

1. A partir de los moles de C H 4 establezca la relación Estequiometrica entre H y Al(OH)

⎛ 4Al(

OH ) ⎞

3

0. 6mol CH

4 ⎜

= .8mol

Al(

OH )

3

3molCH

⎟

⎝

4 ⎠

C 4 3

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1


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OTRO METODO:


MM Al 4 C 3 = 108 + 36 = 144 g/mol

MM Al(OH) 3 = 27 + 48 + 3 = 78 g/mol

MM H 2 O = 2 + 16 = 18 g/mol

MM CH 4 = 12 + 4 =16 g/mol

2. Balancee la ecuación química

Al4C3

+ 12 H 2O

4 Al ( OH ) 3

+ 3C

H 4

3. Calcule los moles de la sustancia

Al4C3

+ 12 H 2O

4 Al ( OH ) 3

+ 3C

H 4

1 mol Al4C3

+ 12 mol H 2 O 4 mol Al ( OH )

3

+ 3 mol

4. Exprese la ecuación en masa:

m = ( n)(

MM )

C H 4

1mol (144

g

) + 12mol(18

g

) 4mol (78

g

) + 3mol(16

g

)

mol

mol

mol

mol

144 g + 216g 312 g + 48g

5. Calcule lo que se pide:

Al4C3

+ 12 H 2O

4 Al ( OH ) 3

+ 3C

H 4

144g + 216g

100g x

100×

216

x = = 150g de H 2O

144

6. Determine los moles de agua.

m 150

n = = = 8. 33mol

de H 2 O

MM 18

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2.- Dada la ecuación, demuestre la ley de la Conservación de la masa de 155 g de FeS 2

Procedimiento:

FeS 2 + O 2 Fe 2 O 3 + SO 2


MM FeS 2 = 56+64 = 120 g/mol

MM Fe 2 O 3 = 112+48 = 160 g/mol

MM O 2 = 32 g/mol

MM SO 2 = 32++32 = 64 g/mol



4 FeS 2 +11 O 2 2 Fe 2 O 3 +8 SO 2

n =

m

M.

M

⎛ 155g

⎞

n =

⎜ =

120g

/ m

⎟

⎝ ⎠

1.29mol

FeS

2

4. Establezca la relación Estequiometrica correspondiente a partir de la ecuación química

balanceada.

⎛ 11molO2

⎞

1.29mol FeS

2 ⎜

= 3. 54mol

O2

4molFeS

⎟

⎝

2 ⎠

5. Calcule la masa.

m = (n) (M.M) = (3.54mol) (32g/m) = 113.5 g O 2

Moles de SO 2 :

⎛ 8molSO2

⎞

1.29mol FeS

2 ⎜

= 2. 58mol

SO2

4molFeS

⎟

⎝

2 ⎠

m = (n) (M.M) = (2.58mol) (64g/m) = 165.12 g SO 2

Moles de FeO 3 :

⎛ 2molFe2O3

⎞

1.29mol FeS

2 ⎜

= . 645mol

FeO

4molFeS

⎟

⎝

2 ⎠

3

m = (n) (M.M) = .645mol(160g/m) = 103.2 g Fe 2 O 3

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6. Demostración de la Ley de la conservación de la masa.

4 FeS 2 + 11O 2 2 Fe 2 O 3 + 8 SO 2

155 g + 113.5 g 103.2 g + 165.12 g

268.5 268.3

3.- El Carburo de Silicio (SiC) es un importante material cerámico que se elabora permitiendo que

la arena (dióxido de Silicio , SiO2) reaccione a alta temperatura con carbón en polvo. También se

forma monóxido de carbono. Cuando se procesa 100 kg de arena, se recuperan 51.4 Kg de SiC.

¿Cuál es el rendimiento porcentual de SiC en este proceso?

Procedimiento:

SiO 2 (s) + C (s)

SiC(s) + CO(g)


MM SiO 2 = 29 + 32 = 61 g/mol

MM SiC = 29 + 12 = 41 g/mol

MM C = 12 g/mol

MM CO = 12 + 16 = 28 g/mol


SiO 2 +3 C

SiC +2 CO


m 100,000gSiO

n = =

2

= 1639.34 mol SiO 2

M.M. 61g

/ m

SiC

⎛ 1molSiC

⎞

1639.34mol SiO2 ⎜

= 1639. 34mol

1molSiO

⎟

⎝

2 ⎠

m = (n) (M.M.)

m = (1639.34 mol SiC) (41g/m) = 67.21 kg SiC

⎛ R.Re

al ⎞

% Re ndimiento

SiC = ⎜ ⎟ x 100

⎝ R.

Teórico ⎠

51.4KgSiC

= x 100 = 76.47%

67.21KgSiC

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4.- Calcular la relación ideal Aire/Combustible para:

a) Octano (C 8 H 18 )

Procedimiento:

C 8 H 18 + O 2

CO 2 + H 2 O


MM C 8 H 18 = 96 + 18 = 114 g/mol MM O 2 = 32 g/mol

MM CO 2 = 12 + 32 = 44 g/mol MM H 2 O = 2 + 16 = 18 g/mol

MM N 2 = 14 X 2 = 28 g/mol


2C 8 H 18 + 25O 2

16CO 2 + 18H 2 O

3. Calcule los moles de la sustancia combustible C 8 H 18 (1000g)

m 1000gC

n = =

8H18

= 8.77 mol C 8 H 18

M.M. 114g

/ molC8H18

4. Calcule la masa de O 2

⎛ 25molO

8.77 mol C 8 H 18

⎟ ⎞

2

⎜

= 109.64 mol O 2

⎝ 2molC8H18

⎠

m O 2 = (n) (MM)

m O 2 = (109.64mol O 2 ) (32g/mol O 2 ) = 3508.77 g O 2

m O 2 = 3.508 kg O 2

5. Calcule la masa de N 2

m N 2 = (n) (MM)

en el aire por cada mol de oxigeno hay 3.76 moles de nitrógeno

1 mol O 2 = 3.76 mol N 2

3.76molN

2

109.64 mol O 2

= 412.24 mol N2

molO

2

m N 2 = (412.24 mol N 2 ) (28 g/mol) = 11542.89 g N 2

m N 2 =11.54 kg N 2

A/C

=

KgO2

+ KgN2

KgCombustible

3.5 + 11.54

=

1Kg C8

H 18

15.04KgAire

=

1Kg C8

H 18

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b) Butano (C 4 H 10 )

Procedimiento:

C 4 H 10 + O 2

CO 2 + H 2 O


MM C 4 H 10 = 48 + 10 = 58 g/mol

MM CO 2 = 12 + 32 = 44 g/mol

MM N 2 = 14 X 2 = 28 g/mol

MM O 2 = 32 g/mol

MM H 2 O = 2 + 16 = 18 g/mol


2C 4 H 10 + 13O 2

8CO 2 + 10H 2 O

3. Calcule los moles de la sustancia combustible C 4 H 10 (1000g)

n =

m 1000gC

=

4 H 10

= 17.24 mol C 4 H 10

M.M. 58g

/ molC4H10

4. Calcule la masa de O 2

17.24 mol C 4 H 10

⎛ 13molO2

⎜

⎝ 2molC4H

10

⎞

⎟ = 112.06 mol O 2

⎠

m O 2 = (n) (MM)

m O 2 = (112.06mol O 2 ) (32g/mol O 2 ) = 3586.20 g O 2

m O 2 = 3.586 kg O 2

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5. Calcule la masa de N 2

en el aire por cada mol de oxigeno hay 3.76 moles de nitrógeno

1 mol O 2 = 3.76 mol N 2

⎛ 3.76mol

N 2 ⎞

112.06 mol O 2 ⎜ ⎟ = 421.34mol

N

⎝ 1mol O2

⎠

2

m N 2 = (n) (MM)

m N 2 = (421.34 mol N 2 ) (28 g/mol) = 11797.67 g N 2

m N 2 =11.79kg N 2

A/C

=

KgO2

+ KgN2

KgCombustible

=

3.586 + 11.97

1Kg C 4 H 10

15.37KgAire

=

1Kg C 4 H 10

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PROBLEMAS PROPUESTOS

I. Realiza las siguientes conversiones.

1.- Convierte 9.46 g de CsBr a moles.

R = 0.044 mol

2.- Convierte 4.55 moles de BaI 2 a gramos.

R = 1779.05 g

3.- Convierte 250 g de Al 2 (SO 4 ) 3.

R = 0.7309 mol

4.- Convierte 2.54 moles de H 2 S a gramos.

R = 86.36 g

5.- Convierte 5.10 moles de CO 2 a gramos.

R = 224.4 g

II. Cálculos estequiometricos.

1.- ¿Cuántos gramos de Cu 2 S se producen cuando 9.90 g de CuCl reaccionan con H 2 S gas

según la siguiente ecuación?

R= 8 g Cu 2 S

CuCl + H 2 S

Cu 2 S + HCl

2.- ¿Cuántos moles de hidróxido de Calcio se necesitan para reaccionar completamente con 10 g

de ácido fosfórico?

R= 0.153 moles

Ca(OH) 2 + H 3 PO 4

Ca 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O

3.- ¿Qué cantidad de dióxido de nitrógeno y agua se producen cuando reacciona 2.5 kg de ácido

nítrico, según la siguiente ecuación? R= 357.12 g de H 2 O, 1825.28 g de NO 2

HNO 3 NO 2 + H 2 O + O 2

4.- Demuestra la ley de la conservación de la masa, de las siguientes reacciones a partir de:

56 g de O 2 .

CH 4 (g) + O 2 (g)

R = masa total de reactivos = 70 g

CO 2 (g) + H 2 O (l)

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5.- 432 g de Na 2 SO 4


NaCl + H 2 SO 4

Na 2 SO 4 + HCl

6.- 43.54 moles de KCl

KCl + O 2 KClO 3

7.- 1.2 kg de H 2 O

H 2 O + CO 2 C 6 H 14 + O 2


R = masa total de reactivos = 3714.28 g

III. Rendimiento de una reacción.

1.- Para prevenir el “hoyo amargo” en la manzana (trastorno fisiológico asociado a la

disponibilidad de calcio) se recomiendan aplicaciones foliares de Ca(NO 3 ) 2

Calcule cuantos gramos de Ca(NO 3 ) 2 se obtendrán si reaccionan 7.4 g de Ca(OH) 2 con 10.5 g de

HNO 3

R =13.6 g

Ca(OH) 2 (ac) + HNO 3 (ac)

Ca(NO 3 ) 2 (ac) + H 2 O (l)

Si MM Ca(OH) 2 = 74 g/mol

Si MM HNO 3 = 63 g/mol

Si MM Ca(NO 3 ) 2 = 164 g/mol

2.- El CaO es una sustancia importante en la producción industrial de papel puede obtenerse de

acuerdo a la reacción:

CaCO 3 (ac)

CaO (s) + CO 2 (g)

Calcule la masa de CaO que se obtiene a partir de 80 g de CaCO3 (s) de 90% de pureza.

R = 40.32

MM CaCO 3 = 100 g/mol

MM CaO = 56 g/mol

MM CO 2 = 44 g/mol

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3.- El fertilizante superfosfato de calcio puede obtenerse de acuerdo a la siguiente reacción:

Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) + H 2 SO 4 (ac) CaH 4 (PO 4 ) 2 + CaSO 4

a) Calcule cuántos moles de CaH 4 (PO 4 ) 3 se obtendrán si reaccionan 31 g de H 2 SO 4 con cantidad

suficiente de Ca 3 (PO 4 ) 2 .

R = 0.158 mol

b) Si experimentalmente se obtuvieron 25 g de CaH 4 (PO 4 ) 2 , cual es el rendimiento de la reacción.

R = 67.56 %

MM Ca 3 (PO 4 ) 2 = 310 g/mol

MM H 2 SO 4 = 98 g/mol

MM CaH 4 (PO 4 ) 2 = 234 g/mol

4.- El nitrato de amonio (compuesto que se emplea como fertilizante) puede obtenerse por

reacción entre hidróxido de amonio y ácido nítrico:

NH 4 OH (ac) + HNO 3 (ac)

NH 4 NO 3 (ac) + H 2 O

Calcule la masa de NH 4 NO 3 que se obtendrá si reaccionan 40 g de NH 4 OH de 85% de pureza con

cantidad suficiente HNO 3 y el rendimiento de la reacción es del 90%.

R = 77.77 g

MM NH 4 OH = 35 g/mol

MM HNO 3 = 63 g/mol

MM NH 4 NO 3 = 80 g/mol

5.- En la fotosíntesis se produce glucosa de acuerdo a la reacción:

CO 2 (g) + H 2 O (l)

C 6 H 12 O 6 (s) + O 2 (g)

Si se obtuvieron 18 g de glucosa, ¿Qué masa de CO 2 se habrá consumido?

R = 26.4 g

MM CO 2 = 44 g/mol

MM H 2 O = 18 g/mol

MM C 6 H 12 O 6 = 180 g/mol

6. - ¿Cuál es la cantidad máxima de Al(OH) 3 que podrá prepararse por reacción de 13.4 g de AlCl 3

con 10 g de NaOH según la siguiente ecuación:

R = 6.5 g

AlCl 3 + 3NaOH

Al(OH) 3 + 3NaCl

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7.- El Hg(SCN) 2 se obtiene de la siguiente reacción.

Calcule:

NH 4 SCN + Hg(NO 3 ) 2 Hg(SCN) 2 + NH 4 NO 3

a) Los g de NH 4 SCN requeridos para reaccionar con 4.5 g de Hg(NO 3 ) 2

R = 2.09 g

b) El rendimiento teórico en gramos de Hg(SCN) 2

R = 4.36 g

c) El % de rendimiento si se obtuvieron 3.39 g de Hg(SCN) 2

R = 77.7 %

8.- Se puede preparar hidróxido de sodio a partir de la siguiente reacción química balanceada:

Na 2 CO 3 + Ca(OH) 2 2NaOH + CaCO 3

a) Si el Na 2 CO 3 utilizando en esta preparación tiene 90% de pureza, ¿Cuántos gramos del

compuesto se necesitan para preparar 200 g de NaOH?

R = 294.15 g

b) Si el porciento de rendimiento de la reacción es 70% ¿Cuántos gramos de NaOH se

producirán a partir de la reacción de 100 g de Na2CO3 de un 90% de pureza y 50g de

Ca(OH)2 puro?

R = 37.8 g

c) Determine los gramos de Na 2 CO 3 necesarios para producir 160 g de NaOH, si se va a

añadir un 20% de exceso de este reactivo.

R = 254 g

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

sobre bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ).

R = 20.28 g

2NaHCO 3 + H 2 SO 4

2CO 2 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

a) Si el NaHCO 3 usado en esta preparación tiene un 94 % de pureza, ¿Cuántos gramos del

bicarbonato de sodio (NaHCO 3 ) se necesitarán para preparar 10 g de CO 2 ?

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10.- Uno de los pasos para convertir el amoníaco en ácido nítrico, comprende la oxidación

catalítica del NH 3 a NO

4NH 3 (g) + 5O 2 (g)

4NO (g) + 6H 2 O (g)

a) ¿Cuántos gramos de NO se forman por la reacción completa de 2.5 g de NH 3 ?

R = 4.41 g

b) ¿Cuántos gramos de O 2 se requieren para reaccionar con 2.5 g de NH 3 ?

R = 5.85 g

c) ¿Cuántos gramos de NO se forman cuando 1.5 g de NH 3 reaccionan con 1.0 g de O 2 ?

R = 0.72 g

d) En la parte c, ¿Cuál de los reactivos es el limitante y cuál es el que está en exceso?

Limitante = O 2 , Exceso = NH 3

e) En la parte c, ¿Cuánto reactivo en exceso permanece después de que el limitante se ha

consumido completamente?

R = 0.064 mol NH 3

11.- El etileno arde en el aire:

C 2 H 4 (g) + 3O 2 (g)

2CO 2 (g) + 2H 2 O (l)

¿Cuántos g de CO 2 se pueden formar cuando una mezcla de 2.93 g de C 2 H 4 y 4.29 g de O 2 se

ponen en ignición, considerando que solo se efectúa la reacción anterior?

R = 3.93 g

12.- Un estudiante hace reaccionar benceno, C 6 H 12 con bromo, Br 2 , con el objeto de preparar

bromobenceno, C 6 H 5 Br:

C 6 H 6 + Br 2

C 6 H 5 Br + HBr

a) ¿ Cuál es el rendimiento teórico de bromobenceno en esta reacción cuando 30 g de

benceno reaccionan con 65 g de Br 2 ?

R = 60.38 g

b) Si el rendimiento de bromobenceno fue de 56.7 ¿Cuál fue el porcentaje de rendimiento?

R = 94.04 %

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IV. Reacciones de combustión.

Determina la ecuación de combustión y calcula la relación ideal Aire/Combustible para:

1. 2.5 Kg Acetileno (C 2 H 2 )

32.999 Kg aire

R = A / C =

1Kg C 2 H 2

2. C 6 H 12

14.69 Kg aire

R = A / C =

1Kg C 6 H 12

3. C 3 H 8

15.58 Kg

R = A/ C =

1Kg C

3

H

aire

8

4. C 6 H 6

13.99 Kg aire

R = A/ C =

1Kg C 6 H 6

5. Una mezcla formada por 40% de Benceno (C 6 H 6 ) y 60% de Hidrógeno (H 2 )

25.799 Kg aire

R = A/ C =

1Kg

mezcla

6. Una mezcla formada por 20% de Carbono, 35% de propano (C 3 H 8 ), y 45% de pentano

(C 5 H 12 )

14.6 Kg aire

R = A/ C =

1 Kg mezcla

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FORMULARIO

n = MM

m

% Rendimiento = masa real x 100

masa teórica

A/C = Kg O 2 + Kg N 2

Kg combustible

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SOLUCIONES

PROBLEMAS RESUELTOS

1. – Calcular la molaridad y normalidad de una solución de Ca ( OH )

2

que tiene una densidad de

1.23 g/ml y que es el 37 % en masa de Ca OH ) .

(

2

Solución:

Considerando que una solución esta formada por soluto y solvente tendremos que:

Soluto

Solución +

Solvente

Por lo tanto:

Datos:

m solución = m soluto + m solvente

V solución = V soluto + V solvente

Soluto Ca OH )

(

2

Solución +

Ca ( OH )

2

ρ = 1.23 g/ml Solvente H 2O

La solución es el 100 % y tenemos que del soluto hay 37 % en la reacción.

Solución (100 %) = 37 % soluto + solvente

% de solvente = 100 –37

% de solvente = 63 %

como no tenemos masa de solución podemos considerar 100 g.

Soluto 37 % ≈ 37g

Solución +

100 g

ρ = 1.23 g/ml Solvente 63 % ≈ 63g


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y si

ρ = m

m 100g

V = = = 81. 30

V

ρ 1.23g

/ ml

ml

V solucion = 81.30ml

≈ 0. 0813L

Complementando la información:

Soluto 37g Ca OH )

(

2

Solución +

m = 100 g

V = 0.0813 L Solvente 63g H 2O

Aplicando formulas:

Molaridad

nsoluto

M =

Lsolucion

MMCa ( OH )

MM H

2

2

= 40 + 32 + 2 = 74g

/ mol

O = 2 + 16 = 18g

/ mol

nsoluto msoluto 37g

= = = 0. mol

MM 74g

/ mol

5

0.5mol

M = = 6.1mol

/ L ≈ 6. 1M

0.0813L

Normalidad

# eq − g

N =

L

# eq − g =

MM

Peg =

# OH

msoluto

Peq

−

74g

/ mol

Peg = = 37g

/ mol

2

37g

# eq − g = = 1

37g

/ mol

1eq

−

N =

0.0813

g

L

= 12.3eq

− g / L ≈ 12.3N


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2. – Calcular la molalidad y la fracción molar de una solución de Sacarosa C 12 H 22 O 11 2 M y que

tiene una densidad de 1.39 g/ml.

Datos:

Una solución 2 M significa que hay 2 moles de soluto en 1 L de solución, ya que

MM H

MM C

2

12

O = 2 + 16 = 18g

/ mol

H

22

O

11

= 144 + 22 + 176 = 342g

/ mol

Soluto C 12 H 22 O 11 2 moles

Solución +

1 L

ρ = 1.39 g/ml Solvente

m

ρ = ∴m = ρV m = (1.39g/ml)(1000ml) = 13900g

V

m solución = 13900g

O H 2

m

n = ∴m

= ( n)(

MM ) m = ( 2mol)(342g

/ mol)

= 684g

MM

m soluto = 684g

n

M = .

L

y si

m solución = m soluto + m solvente

m solvente = m solución – m soluto

m solvente = 13900g – 684g

m solvente = 616g

Entonces:

Soluto C 12 H 22 O 11 2 moles

684g

Solución +

1390 g

1 L Solvente H 2O 616g


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Aplicando formulas:

0.999

0.944

0.0552

0.944

36.22

34.22

0.0552

36.22

2

36.22

34.22

2

34.22

/

18

616

3.246

0.616

2

2

2

11

22

12

11

22

12

2

2

11

22

12

2

2

11

22

12

11

22

12

=

+

=

=

=

=

=

=

=

=

+

=

=

=

=

+

=

=

=

=

=

=

T

T

O

H

O

H

T

O

H

C

O

H

C

T

O

H

O

H

O

H

C

T

T

O

H

O

H

T

O

H

C

O

H

C

X

mol

mol

n

n

X

mol

mol

n

n

X

moles

mol

n

moles

mol

g

g

MM

m

n

n

n

n

n

n

X

n

n

X

m

Kg

moles

Kgsolvente

nsoluto

m


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1. - Determinar la Normalidad (N) y la fracción molar (X) de una solución de ácido fosfórico

(H 3 PO 4 ) que tiene una densidad de 1.27 g/ml y que es el 38% en masa de H 3 PO 4 .

R = 14.73 N , X H3PO4 = 0.101 , X H2O = 0.898

2. - Calcular la molalidad de una solución de tetracloruro de carbono (CCl 4 ) en Hexano (C 6 H 14 ),

si tiene una masa de 250 g en 750 ml de solución; y una densidad de 1.15 g/cm 3 .

R = 2.65

3. - Calcule la fracción molar de una solución acuosa de concentración 0.5 molal.

R = 0.0089 soluto, 0.99 solvente

4. - La densidad de una disolución acuosa de ácido fosfórico (H 3 PO 4 ) es de 1.81 g/ml y tiene el

40% en masa. Calcular:

a) La molalidad (m) de la disolución R = 6.8 m

b) La molaridad (M) R = 7.38 M

5. - Calcule la molalidad de una disolución de etanol (C 2 H 5 OH) 5.86 M cuya densidad es 0.927

g/ml. R = 8.919

6. - Un procedimiento requiere 0.040 moles de sacarosa (C 12 H 22 O 11 ). ¿Cuantos ml de una solución

0.100 M de sacarosa tendrías que utilizar? R = 400 ml

7.- Para obtener 8.00 gr de sacarosa, ¿Cuántos ml de una solución 0.100 M de sacarosa habría de

utilizar?

R = 233.91 ml

8.- Si tenemos 199 g de NiBr 2 en 5.00 x 10 2 g de agua. ¿Cuál es su molalidad? R = 1.816

9.- Si 52.0 g de K2CO3 se disuelven en 518 g de agua ¿Cuál será la molalidad de la solución?

R = 0.7274 mol/Kg

10.- Indica las cantidades en gramos de soluto y de agua que es preciso emplear para preparar

cada una de las soluciones acuosas siguientes:

a) 500 g de solución de glucosa ( C 6 H 12 O 6 ) al 5.0% R = 25g soluto , 475g solvente

b) 2 Kg de una solución de carbonato de sodio al 30 % R = 600g soluto , 1400 g solvente

11.- Una muestra de 6.44 g de naftaleno (C 10 H 8 ) se disuelve en 81.1 g de benceno (C 6 H 6 ). Calcule

el porcentaje en masa de naftaleno en esta disolución. R = 7.35 %

12.- Si un vino es etanol (C 2 H 5 OH) al 12% (v/v) ¿Cuántos mililitros de etanol están presentes en

una copa que contiene 120 ml del vino?

R = 14.4 ml


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13.- ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución de alcohol isopropílico preparada

mezclando 25.0 ml de alcohol con agua suficiente para dar un volumen total de 125 ml de

solución. R = 20 %

14.- ¿Cuántos ml de alcohol isopropílico habría que emplear para preparar 500 ml de una solución

de alcohol isopropílico al 60% (v/v).

R = 300 ml

15.- Calcular la normalidad y fracción molar de una solución de ácido sulfúrico(H 2 SO 4 ) 2M que

tiene una densidad de 1.32 g/ml. R = 4 N , 0.031 de H 2 SO 4

16.- Calcular la normalidad y fracción molar de una disolución acuosa de hidróxido de sodio, que

tiene una densidad de 1.21 g/ml y que es el 36% en masa de NaOH.

R = 10.89 N , 0.20 NaOH

17.- Calcular la fracción molar de cada uno de los componentes de la siguiente solución:

12.3 g de C 4 H 4 O en 1.00 x 10 2 g de C 2 H 6 O.

R = 0.0764 de C 4 H 4 O , 0.922 de C 2 H 6 O

18.- ¿Cuál es la fracción molar del alcohol, en una solución compuesta de 2.00 moles de etanol

(C 2 H 5 OH) y 8.00 moles de agua?. R = 0.2

% volumen = volumen soluto x 100

volumen solución

% masa = m soluto x 100

m solución

FORMULARIO

Concentración molar de una solución = M = moles de soluto

litros solución

Normalidad de una solución = N = equivalentes-gramo de soluto

litros solución

# eq-g = m soluto Peq = MM soluto (base) Peq = MM soluto (ácido)

peq # OH - # H +

Molalidad de una solución = m = moles de soluto

Kg de solvente

Fracción mol de cualquier componente = X =

solución = soluto + solvente

numero de moles de ese componente

numero total de moles de todos los componentes


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NEUTRALIZACIÓN

PROBLEMAS RESUELTOS

1. - Una muestra de 1.25 g de Mg(OH) 2 impuro requiere 29.5 ml de solución de HCl de 0.6 M

para su neutralización. Si la impureza es MgCl 2 , ¿Cuál es el porcentaje en masa de Mg(OH) 2 en la

muestra contaminada?

Procedimiento:

Mg(OH) 2 + 2HCl

1.25 g 29.5 ml

0.6 M

MgCl 2 + 2H 2 O

1. A partir de la solución que se conoce su volumen y concentración, (HCl) se determina los

moles de este.

n

M = (M) (L) = n = (0.6 M) (.0295 L) = 0.0177 mol HCl

Lsolucion

2. Utilizando la relación Estequiometrica se calcula los moles de la otra solución (Mg(OH) 2 )

⎛1molMg(

OH )

2 ⎞

0.0177 mol HCl ⎜

⎟ = .00885 mol Mg(OH) 2

⎝ 2HCl

⎠

3. Calcular la masa de (Mg(OH) 2 )

m = (n) (M.M.)=(.00885 mol)(58 g/mol)=.5133 gr

4. Calcular la cantidad de (Mg(OH) 2 ) en la muestra impura.

mMg( OH )

2

%masa =

x 100

mconta min ada

% masa =

0.5133g

1.25g

x 100 = 41%


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2 - Halla los ml de H 2 SO 4 de 300 N que se requieren para neutralizar 450 ml de NaOH de

0.250 N.

Procedimiento:

H 2 SO 4 + NaOH

V = ? 450 ml

3.0 N 0.25 ml

Na 2 SO 4 + H 2 O

1. A parir del principio de equivalencia el establece que:

“ El # eq-g Ácido = # eq-g Base”

tenemos

V 1 N 1 = V 2 N 2

Ácido = Base

V 2 N 2 (450ml)(0.25N)

V 1 = =

= 37. 5ml

H 2 SO 4

N 1 3N


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I. Completa las siguientes reacciones de neutralización.

1. H 2 CO 3 + KOH

2. HNO 3 + Ba(OH) 2

3. Ca(OH) 2 + HCl

II. Titulación.

4. LiOH + H 3 PO 4

5. Al(OH) 3 + H 2 S

6. KOH + HClO

1.- ¿Cuál es la molaridad de una solución de H 2 SO 4 , si 25 ml de ésta solución requieren 32.15 ml

de solución de NaOH de 0.6 M para su neutralización completa? R = 0. 3858

2.- ¿Cuál es la molaridad de una solución de Ba(OH) 2 , si 25 ml de esta solución requieren 15.27

ml de solución de HCl de 0.1 M para su neutralización completa? R = 0.03054

3.- Una muestra de 0.3 g de ácido oxálico contaminado (H 2 C 2 O 4 ) se neutraliza completamente con

27 ml de solución de NaOH de 0.179 M ¿Cuál es el porcentaje en masa de H 2 C 2 O 4 en la muestra?

R = 72 %

4.- Una muestra de 25 ml de solución de un ácido requiere 43.5 ml de NaOH a .235 N para su

neutralización. ¿Cuál es la normalidad del ácido? R = 0.4089

5.- Una muestra de 10 ml de una solución de una base requiere 37.2 ml de H 2 SO 4 a 0.125 N para

su neutralización. ¿Cuál es la normalidad de la base? R = 0.465

6.- El ácido láctico, el ácido de la leche agria, tiene una fórmula molecular C 3 H 6 O 3 . Una muestra

de 0.612 g de muestra de ácido láctico puro, requiere 39.3 ml de NaOH a 0.173 N para su

neutralización completa.

a) ¿Cuál es el peso equivalente del ácido láctico?

R = 90.1 g

b) ¿Cuántos hidrógenos ácidos por molécula tiene el ácido láctico?

R = 1 Hidrógenos ácidos.


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7.- El ácido cítrico, que se obtiene del jugo de limón tiene una fórmula molecular C6H8O7. Una

muestra de 0.571 g del ácido cítrico requiere 42.5 ml de NaOH a 0.210 N para su neutralización

completa.

a) ¿Cuál es el peso equivalente del ácido cítrico?

R = 64.5 g

b) ¿Cuántos hidrógenos ácidos por molécula tiene el ácido cítrico?

R = 3 Hidrógenos

8- Encontrar el volumen de KOH si tiene 2.3 N y se titulan con 50 ml de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 )

de concentración 1.4 N.

R = 30.43 ml

9.- Calcula la normalidad de HClO 4 si 62 ml fueron valorados con 90 ml de una solución de

concentración 2 M de NaOH. R = 2.90

10.- Una muestra de 25 ml de un ácido (H 2 S) requiere 36.2 ml de NaOH a .13 N para su

neutralización. Halle la molaridad del ácido.

R = 0.09412 M

11. -Encuentra el % en masa que representa el HNO 2 puro en una solución de 173 g con

impurezas, si reaccionan con 29 ml de Mg(OH) 2 12 M. R = 18.9 %

12.- Calcula la normalidad de HCN si 49 ml fueron valorados con 88 ml de una solución de

Al(OH) 3 de 1.9 N.

R = 3.41 N

13.- Calcula la molaridad de 30 ml de HMnO 4 si se titulan con 8 ml de Al(OH) 3 1.4 M.

R = 1.12 M

14.- Encuentra el volumen de NaOH si tiene una concentración 3 N y se valoran 30 ml de HClO 4

3.3 N. R = 0.033 L

III. Determina el PH

Completa la siguiente tabla

Escala PH

Solución PH POH H + OH -

Ba(OH)2

0.5 M

HCl

0.2 M

H 2 S 2.5

HNO 3 9.5

KOH 3.0


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FORMULARIO

PH = - log [ H + ]

POH = - log [ OH - ]

PH + POH = 14

[ H + ] = antilog – PH

[ OH - ] antilog – POH

V 1 N 1 = V 2 N 2

Ácido = Base

Principio de equivalencia

# eq- g ácido = # eq-g base


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ELECTROQUÍMICA

Balanceo de ecuaciones de oxido reducción.

Método del cambio en el número de oxidación.

1. Escribir los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción química.

2. Identificar los elementos que cambian su numero de oxidación.

3. Escribir las semiecuaciones de oxidación y reducción.

4. Balancear los átomos que sufren la oxidación y la reducción.

5. Establecer en cuantas unidades aumenta y disminuye el numero de oxidación o cuantos

electrones se ganaron y perdieron durante la reacción.

6. Multiplicar las ecuaciones de tal forma que el aumento y la disminución en el numero de

oxidación sean iguales.

7. Se suman las dos semireacciones.

8. Se termina de balancear por tanteo.

PROBLEMAS RESUELTOS

1. – Balancea la siguiente ecuación.

Cu + AgN O3

Cu ( N O3)

2

+ Ag

1. Escribir los números de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción química.

Cu

+ 1 + 5 2

+ 2 + 5 −2

+ Ag N O3

Cu ( N O3

) + Ag

0 −

2. Identificar los elementos que cambian su numero de oxidación.

Cu

+ 1 + 5 2

+ 2 + 5 −2

+ Ag N O3

Cu ( N O3

) + Ag

0 −

2

2

0

0


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3. Escribir las semiecuaciones de oxidación y reducción.

Oxidación: Cu 0 Cu +2

Reducción: Ag +1 Ag 0

4. Establecer en cuantas unidades aumenta y disminuye el numero de oxidación o cuantos

electrones se ganaron y perdieron durante la reacción.

2


1

Reducción: Ag +1 Ag 0

5. Multiplicar las ecuaciones de tal forma que el aumento y la disminución en el numero de

oxidación sean iguales.

2

Oxidación: Cu 0 Cu +2 ( 1 )

1

Reducción: Ag +1 Ag 0 ( 2 )

2


2

Reducción: 2 Ag +1 2 Ag 0

6. Se suman las dos semireacciones.

7. Se termina de balancear por tanteo.

Cu + 2AgN O3

Cu ( N O ) + 3 2

2Ag


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Aplicación de la Ley de Faraday

2. – Considere la electrolisis del Cloruro de Bario fundido, BaCl

2 .

a) Escriba las semireacciones

b) Cuantos gramos de Bario metálicos se puede producir al pasar 0.50A durante 30minutos

m = ?

I = 0.50 A

Ba

2 −1

2

Cl

Ba 0

T = 30min

≈

1800s

60s

30 min = 1800s

1min

E = ?

E

MA 137.3

= = 68.65

# e 2

=

−

m EIT (68.65gmol)(0.50A)(1800s)

= =

= . g

F 96.500A

− s / mol

64026

m

= .64026

g


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I. Reacciones de oxido reducción.

1. - Las ecuaciones químicas siguientes representan solo una parte de una reacción química. Para

cada reactivo indicado, señala si se oxida o reduce.

a) Cl 2 2 Cl -1

b) WO 3 W 0

c) 2 H +1 H 0 2

d) CO CO 2

e)H 2 O H 0 2

f) Br 2 2 Br -1

g) IO 3

-1

I 2

h) H 3 PO 4 P 4

2. - Coloca las letras AO encima del agente oxidante y AR encima del agente reductor en cada una

de estas reacciones.

a) 2 Fe + 3 Cl 2 2FeCl 3

b) Mg + Cu(NO 3 ) 2 Cu + Mg(NO 3 ) 2

c) 2 PbO + C 2 Pb + CO 2

d) Cl 2 + 2 NaBr Br 2 + 2 NaCl

3. - Dada la reacción:

HNO 3 + SO 2 H 2 SO 4 + 2 NO 2

a) ¿Que elemento se oxida?

b) ¿Qué elemento se reduce?

c) ¿Cuál e el agente oxidante?

d) ¿Cuál es el agente reductor?


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4. - Cuando fallo la bomba de agua en el reactor nuclear de Three Mile Island en 1979, el zirconio

metálico reaccionó con el agua, que estaba muy caliente, produciendo hidrógeno gaseoso.

Zr + 2 H 2 O ZrO 2 + 2 H 2





5. - Los artículos de plata que se usan con huevo manchan. La descomposición de proteína del

huevo produce Sulfuro de Hidrógeno,, del que se piensa se combina con la plata según la siguiente

reacción, produciendo Sulfuro de Plata, Ag 2 S de color marrón.

4Ag + 2 H 2 S + O 2

2 Ag 2 S + 2 H 2 O





II. Balancee las siguientes ecuaciones por el método de cambio de oxidación.

1. Ag + H 2 S + O 2 Ag 2 S + H 2 O

2. Mn O 4 -1 + Fe +2 + H +1 Mn +2 + Fe +3 + H 2 O

3. K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + H 2 O + Cl 2

4. H 2 SO 3 + HNO 3 H 2 SO 4 + NO + H 2 O

5. H 2 O + MnO -1 4 + ClO -1 2 MnO 2 +ClO -1 4 + OH -

6. H + + Cr 2 O -2 7 + H 2 S Cr 3+ + S + H 2 O

7. H 2 O + P 4 + HOCl H 3 PO 4 + Cl - + H +

8. Cu + H + −

+ NO Cu

2+ + NO + H 2 O

3

9. PbO 2 + HI PbI 2 + I 2 + H 2 O

10. NaI + H 2 SO 4 H 2 S + I 2 + Na 2 SO 4 + H 2 O


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III. Aplicación de la Ley de Faraday.

1. – Calcule la masa del Cobre producido por la reducción de iones Cobre(II) durante el paso de

2.5 A de corriente a 450 minutos, por una disolución de Sulfato de Cobre (II). R = 22.2 g

Cu +2 + 2 e (en el cátodo) Cu 0

2. – Calcule el peso de oro depositado durante la electrolisis del Sulfato de Oro (III) con una

corriente de 0.150 A durante 52.0 horas.

R =19.10 g

Au +3 SO 3 Au 0

3. - ¿Cuánto debería durar la electrolisis del Sulfato de Oro (III) para producir 5.00 gramos de Oro

con una corriente de 9.150 A

R = 803.11 s

Au +3 SO 3 Au 0

4. Cuantos amperes deben circular durante 10.0 horas para producir un gramo de:

a) Fe 0 a partir de Fe +2 R = 0.09599 A

b) Cr 0 a partir de Cr +3 R = 0.1549 A

5. – ¿Cuál es la carga del Ion Estaño si 14.84 gramos de Estaño metálico se depositan mediante el

paso de 24,125 coulombs? R = 59.36

6. - ¿Cuántos gramos de H 2 y O 2 se producen durante la electrolisis el agua con una corriente de

1.30 A durante 5.00 horas? R H 2 = 0.24 g ,R O 2 = 1.94 g

7. - Cuántos minutos se necesitan para reducir 0.606 gramos de Au +3 a Oro metálico con una

corriente de 1.50 A

R = 9.89 min

8. – ¿Que masa de Plata puede depositarse sobre una cuchara mediante electrolisis de Nitrato de

Plata con una corriente de 1.00 A durante 10.0 minutos? R = 0.672


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REGLAS PARA DETERMINAR LOS N ° DE OXIDACIÓN

1. A cualquier átomo libre o cualquier átomo de una molécula de un elemento, se le asigna

un numero de oxidación cero.

2. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuestos es cero, puesto que

los compuestos son eléctricamente neutros.

3. El numero de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga del ion. En sus

compuestos, los elementos del grupo I A (Li, Na, K, Rb y Cs) siempre tienen números de

oxidación 1 + ; los elementos del grupo II A (Be, Mg, Ca, Sr y Ba) siempre tienen números

de oxidación 2 - .

4. La suma de los números de oxidación de los átomos que forman un ion poliatómico, es

igual a la carga del ion.

5. En la mayoría de los compuestos que contienen oxigeno, el numero de oxidación del

oxigeno es 2 - . Sin embargo, existen algunas excepciones.

a) En los peróxidos, cada átomo de oxigeno tiene un número de oxidación 1 - .

6. El numero de oxidación del hidrógeno es 1 + en todos sus compuestos, excepto en los

hidruros metálicos (CaH 2 y NaH son ejemplos ) en los cuales el hidrógeno esta en estado

de oxidación 1 - .

FORMULARIO

m =

EIT

F

MA

E = q = IT

#

−

de e transferidos

C =AS

q = carga

m = masa (g)

E = Equivalente químico (Peq)

I = flujo de corriente (Ampere A)

T = tiempo (s)

F = constante Faraday (96500 C (coul))/mol e -

1 coul = 1 Ampere – segundo


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TERMOQUÍMICA

PROBLEMAS RESUELTOS

Aplicación de la ley de Hess.

1. – Dados las siguientes ecuaciones :

a) FeO + H 2 Fe + H 2O

ΔH = 24.7KJ

b) 3 FeO +

1

2 O2

Fe3O4

ΔH = -317.6KJ

c)

1

H 2 + 2 O2

H 2O ΔH = -241.8KJ

Calcula el valor de ΔH para la reacción de:

3 Fe + 4 H 2O

Fe3O4

+ 4 H 2

Solución:

(-1) b) − 3FeO −

1

2 O2

− Fe3O4

ΔH =+ 317.6KJ

c)

1

H 2 + 2 O2

H 2O ΔH = -241.8KJ

2 + Fe3O

3 FeO + H 2O

ΔH = +75.8KJ

H 4

(3) a) 3 FeO + 3H

2

3 Fe + 3H

2O

ΔH = +74.1KJ

(-1) 4 H 2 + Fe3O4

4 H 2 O + 3Fe

ΔH = +149.9KJ

4 H 2 O + 3Fe

4 2 + Fe O 4 ΔH = -149.9KJ

H 3

∴Es una reacción exotérmica


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2. – Dados las siguientes ecuaciones:

a) C ( grafito)

+ O2 ( g)

C O2 ( g)

ΔH = -393.5 KJ

b) H 1

2( g)

+ 2(

g)

2O

H 2O(

l)

ΔH = -285.8 KJ

c) 2C 2 H 6 ( g)

+ 7O2

( g)

4C O2 + 6 H 2O(

l)

ΔH = -3119.6 KJ

Calcule el valor de ΔH a partir de la siguiente reacción:

2C ( grafito)

+ 3 H 2 ( g)

C 2 H 6 ( g)

(2) a) 2 C + 2 O 2 2 CO 2 ΔH = -787 KJ

(-1/2) c) – C 2 H 6 – 7/2 O 2 -2 CO 2 – 3H 2 O ΔH = +1559.8 KJ

2 C – 3/2 O 2 + 3 H 2 O C 2 H 6 ΔH = +772.8 KJ

( 3) b) 3H 2 + 3/2 O 2 3H 2 O ΔH = -857.4 KJ

2 C + 3 H 2 C 2 H 6 ΔH = -84.6 KJ

∴Es una reacción exotérmica


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I.- Aplicación de la ley de Hess.

1. – Dados:

a) B Cl3( g)

+ 3 H 2O(

l)

H 3 B O3(

s)

+ 3HCl(

g)

ΔH = -112.5KJ

b) B 2 H 6 ( g)

+ 6 H 2O(

l)

2 H 3 B O3(

s)

+ 6 H 2 ( g)

ΔH = - 493.4 KJ

c) 1 ( ) 1 ( )

2H 2

g + g 2Cl

HCl

ΔH = -92.3 KJ

2

Calcule el valor de ΔH para la reacción

B ( 2H

6

g)

+ 6Cl

( g)

2B HCl

2

Cl + 6

3

R = ΔH = -1376KJ Exotérmica

2. - Dados:

a) 2Cl F 3(

g)

+ 2N H 3(

g)

N 2 ( g)

+ 6HF(

g)

+ Cl 2 ( g)

ΔH = -1195.6KJ

b) N 2 H 4 ( l)

+ O2

( g)

N 2 ( g)

+ 2 H 2O(

l)

ΔH = -622.4 KJ

c) 4N H 3(

l)

+ 3O2

( g)

2 N 2 ( g)

+ 6 H 2O

ΔH = -1530.6 KJ

Calcule el valor de ΔH para la siguiente reacción:

3 N 2 H 4 ( l)

+ 4Cl

F 3(

g)

3 N 2 ( g)

+ 12HF(

g)

+ 2Cl

2 ( g)

R = ΔH = -2727.8 KJ Exotérmica

3. – Dados:

a) OS Cl 2 + H 2O

S O2 + 2HCl

ΔH = 10.3 KJ

b) P

1

Cl3 + 2 O2

OP Cl 3 ΔH = -32.1 KJ

c) P +

3

2 Cl 2 P Cl 3

ΔH = -306.7 KJ

d) 4 HCl + O2

2 Cl 2 + 2 H 2O

ΔH = -202.6 KJ

Calcule el valor de ΔH para la reacción:

2 P + 2S O2 + 5Cl

2

2 OSCl 2 + 2 OPCl 3

R =ΔH = -495.6 KJ Exotérmica

4.- Dados:

a) C + O 2 CO 2 ΔH = -94.05 KJ

b) 2 H 2 + O 2 2 H 2 O ΔH = -136.6 KJ

c) C O2 + 2 H 2O

C H 4 + 2O2

ΔH = 212.80 KJ


+ 2 H

C H 4

R =ΔH = -17.85KJ Exotérmica

C 2


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5. - Dados:

a) 2 C + 3

1

H 2 + 2O2

C 2 H 5 + OH ΔH = -227.7 KJ

b) 2C + 2H 2

C2

H 4 ΔH = 52.3KJ

c) 2 + 1 2 O

H 2O ΔH = -285.8 KJ

H 2


C 2 H 4 + H 2O

C 2 H 5 + OH

R =ΔH = +5.8KJ Exotérmica

6.- Dados:

a) C + 2 H 2

C H 4 ΔH = -74.9 KJ

b) C + 2Cl

2

C Cl 4 ΔH = -139 KJ

c) 1 + 1 Cl2

2 H 2 2

HCl ΔH = -92.3KJ


C H 4 + 4Cl 2

C Cl 4 + 4HCl

R =ΔH = -433.3KJ Exotérmica

7.- Dados:

a) 2 W + 3O2

2W O 3 ΔH = -1680.6 KJ

b) C + O2

C O 2 ΔH = -396.5KJ

c) 2 WC + 5O2

2 W O3 + 2C

O2

ΔH = -2391.6KJ


W + C

WC

R =ΔH = -41 KJ Exotérmica

8.- Dados:

a) S ( rombico)

+ O2 ( g)

S O2 ( g)

ΔH = -296.06 KJ

b) S( monoclinico)

+ O2

S O2 ( g)

ΔH = -296.36 KJ


S (rombico)

S( monoclinico)

R =ΔH = 0.3 KJ Endotérmica


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9.- Dados:

a) C H

3

3OH( l)

+ 2(

g)

2 O

C O2 ( g)

+ 2 H 2O(

l)

ΔH = -723.4KJ

b) C ( grafito)

+ O2 ( g)

C O2 ( g)

ΔH = -393.5KJ

c) H 1

2( g)

+ 2(

g)

2O

H 2O(

l)

ΔH = -285.8KJ

Calcule la entalpía de formación del metanol (

H

OH ) a partir de sus elementos

C 3

C ( grafito)

+ 2 H ( ) 1

2 g + 2(

g)

2O

C H 3OH

( l)


10.- Dados:

a) 2Al ( s)

+ 3

2(

g)

2 O

Al 2O3(

s)

ΔH = -1601KJ

b) 2Fe ( s)

+ 3

2(

g)

2 O

Fe2O3

ΔH = -821KJ

Calcule el cambio de la entalpía estándar para la siguiente reacción:

2Al + Fe2O3(

s)

2Fe ( s)

+ Al 2O3(

s)

R = ΔH = -780KJ Exotérmica

11.- Dados:

a) H 2 ( g)

2H

( g)

ΔH = 436 KJ

b) Br 2 ( g)

2 Br ΔH = 192 KJ

c) H 2 ( g)

+ Br 2 ( g)

2HBr(

g)

ΔH = -1041 KJ

Calcule el cambio de la entalpía para la siguiente reacción:

H ( g)

+ Br(

g)

HBr(g)


12. – Dados:

a) Fe ( s)

+ 1

2(

g)

2O

FeO(s) ΔH = -272.KJ

b) 2Fe ( s)

+ 3

2(

g)

2 O

Fe2O3(

s)

ΔH = -824.2KJ

Diga cual es el ΔH para la reacción:

2FeO ( s)

+ 1

2(

g)

2O

Fe2O3(

s)

R = ΔH = -280.2KJ Exotérmica


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II. – Reacciones endotérmicas y exotérmicas.

Identifique si la reacción es exotérmica o endotérmica.

1.-

C H 4( g)

+ 2O2(

g)

( me tan o)

C O2

( g)

+ 2 H 2O(

g)

+ Energia

2.- 6C O ( g)

+ 6 H 2O(

l)

+ Luz

2 6 12 6 ( s)

6 2 ( g)

C H O +

3.- CaO ( s)

+ H 2O(

l)

Ca OH ) ( s)

+ Energia

(

2

4.- 2Al O3(

s)

4Al ( s)

+ 3O2 ( g)

O

5.-

C 8 H 18 ( g)

+ 25O

( oc tan o)

2 2

( g)

16 C O2 ( g)

+ 18 H 2O

+ Energia

6.- N 2 ( g)

+ 3 H 2 ( g)

2N H 3 ( g)

+ Energia

7.- 2Al ( s)

+ 3 I 2 ( s)

2Al I 3 ( s)

+ Energia

8.- 4CuO ( s)

+ C H 4 ( g)

4CU ( s)

+ C O2 ( g)

+ 2 H 2O(

g)

9.- Fe 2O3(

s)

+ 2Al(

s)

2Fe ( s)

+ Al 2 O3(

s)

+ Energia

10.- 2N O2 ( g)

+ Luz

2NO ( g)

+ O2 ( g)

FORMULARIO

ΔH = -Reacción exotérmica

ΔH = + Reacción endotérmica


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PROBLEMAS RESUELTOS

ESTADOS DE LA MATERIA

1.– Dados 50 L de un gas a 2500 mmHg. y 100 °F. ¿Cuál será su volumen a presión y temperatura

estándar?

a. Para poder comprender el problema utilizaremos el Sistema Internacional de Medidas.

Presión en pascal, temperatura en Kelvin y volumen en m³.

1m³

50L

= 0.05m³

1000L

101325pa

2500mmHg

760mmHg

= 333306 pascal

100°

F − 32°

= ° C = 82.22°

1.8

° K = ° C + 273°

= 82.22° + 273°

= 355.4K

b. La temperatura y presión estándar son 0°C y 1 atm de presión cambiando estos datos al

Sistema Internacional de Medidas.

0°

C + 273.16°

= 273.16K

101326 pa

1atm

1atm

= 101326 pascal

c. Plantear el problema en diagrama.

Estado inicial

Estado final

PROCESO

Condiciones iniciales

Condiciones finales

Volumen = 0.05m³ Volumen = ?

Presión = 333306pascal

Presión = 101326pascal

Temperatura = 355.4 K

Temperatura = 273.16 K


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d. En este diagrama se observan 2 cambios uno de presión y uno de temperatura. La

ecuación para este caso es:

P1V

1 P2V

2

=

T 1 T 2

Despejando V 2 (volumen final)

P1V

1T

2

V 2 =

P2T

1

Sustituyendo

(333306 pa)(0.05m³)(273.16K)

V 2 =

(101326 pa)(355.4K)

Resultado

V 2 = 0.01263m³

= 12. 63L

2. – Una mezcla de gases a 25 °C y con un volumen de 18 L tiene las siguientes presiones

parciales.

Presión Helio = 50 Kpascal

Presión Nitrógeno = 100 Kpascal

Presión Oxigeno = 70 Kpascal

a) Determine la presión total de la mezcla de gases.

b) Determine los volúmenes de cada gas dentro de la mezcla.

a. Para resolver el inciso (a) utilizaremos la ley de Dalton que dice que la suma de las

presiones parciales de cada gas dentro de la mezcla es igual a la presión total.

a)

P

P

P

T

T

T

= PHe

+ PN

+

= 50Kpa

+ 100Kpa

+ 70Kpa

= 220Kpa

2

P

O

2


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b. Para resolver el inciso (b) primero obtendremos la fracción molar de cada gas dentro de la

mezcla.

P A = X A P T

Entonces

P

X He =

P

X

X

N 2

O2

=

=

P

P

P

P

He

T

N 2

T

O2

T

50Kpa

= = 0.2272727

220Kpa

100Kpa

= = 0.454545

220Kpa

70Kpa

= = 0.3181818

220Kpa

como la fracción molar de un gas dentro de una mezcla es igual al volumen del gas entre el

volumen total. Podemos obtener el volumen de cada gas al multiplicar la fracción molar por

el volumen total.

V A

X A =

V

Entonces

V

V

V

V

He

N 2

O2

T

= X

= X

= X

= 18L

He

N 2

O2

V

V

V

T

T

T

V He = 4. 09L

V = N

8. 18L

2

V O

5. 72L

2 =

= ( O.227272)(18L)

= 4.09L

= (0.454545)(18L)

= 8.18L

= (0.3181818)(18L)

= 5.72L

Volumen total: 18 L

NOTA: Se encuentran distribuidos al azar (Mezcla)

T


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I.- LEY DE BOYLE

1. – Una bombona que contiene 29 L de gas helio a una presión de 165 atm se usa para llenar

globos de juguete a una presión de 1,1 atm. Cada globo inflado tiene volumen de 2,0 L. ¿Cuál es

él numero máximo de globos que pueden inflar? Recuerda que 29 L de Helio a 1,1 atm quedaran

en la bombona (vacía). R = 2160

2. – Un cilindro de oxigeno tiene un volumen de 2.00 L la presión del gas es de 1470 lb/pulg² a

20 °C ¿Qué volumen ocupara él oxigeno a la presión atmosférica normal ( 14.7 Ib/pulg² ), si se

supone que no hay cambio de temperatura?

R = 200 L

3. – Una cápsula especial esta equipada con un tanque de aire que tiene un volumen de 0.100 m³.

El aire se encuentra bajo una presión de 100 atm. Luego de una caminata espacial, durante la cual

se reduce la presión de la cabina a cero, esta ultima se cierra y se llena con el aire del tanque.

¿Cuál será la presión final si el volumen de la cápsula es de 12.5 m³? R = 0.8 atm

4. – Un tanque contiene 500 mL de aire comprimido a 1800 torr. ¿Qué volumen ocupara el aire

comprimido a 750 torr, si se supone que no hay cambio de temperatura? R = 1200 ml

5. – Un tanque de 13.0 L que se usa para bucear se lleno con aire a una presión de 155 atm. ¿Qué

volumen (en litros) ocupara el gas a una presión de 775 torr?

R = 1976 L

II.- LEY DE CHARLES

1. – ¿Cuales de las afirmaciones siguientes son verdaderas? ¿Cuáles son falsas? ¿Por qué son unas

verdaderas y otras falsas? Supón presión constante en cada caso.

a) Si una muestra de gas se calienta de 100 °C a 200 °C, el volumen se duplicara.

b) Si una muestra de gas se calienta de 0 °C a 273 °C, el volumen se duplicara.

c) Si una muestra de gas se enfría de 1273 °C a 500 °C, el volumen se reducirá por un factor

de dos.

d) Si una muestra de gas se enfría de 1000 °C a 200 °C, el volumen se reducirá por un factor

de cinco.

e) Si una muestra de gas se calienta de 473 °C a 1219 °C, el volumen se duplicara por un

factor de dos.

2. – Un globo en el interior de una habitación a 27 °C, tiene un volumen de 2.00 L. ¿Cuál será su

volumen en el exterior, donde la temperatura es de –23 °C? (Supón que no hay cambio de presión;

la presión atmosférica es constante)

R = 1.66 L

3. – Un globo lleno de helio tenia un volumen de 5.00L a 27 °C. ¿Cuál será su volumen a 93 °C,

suponiendo que no hay cambio de presión.

R = 6.1 L


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4. - Si una muestra de aire de 1500 mL a 20 °C se calienta lo suficiente para expandir su volumen

a 1750 mL a presión constante, ¿qué temperatura Celsius final se requiere? ¿Cuál fue el cambio de

temperatura? R = 68.83 °C , R = 48.8 Δ °C

III.- LEY COMBINADA

1. – Una muestra de 280 mL de neon ejerce una presión de 660 torr a 26 °C. ¿A qué temperatura

en °C ejercería una presión de 880 torr con un volumen de 440 mL? R = 353.47 °C

2. - ¿Qué temperatura seria necesaria para duplicar el volumen de un gas ideal a PTN si la presión

desciende en un 25%? R = 136.5 °C

3. – Se llena en parte un globo con helio a nivel del suelo, a 22 °C y a una presión de 740 torr.

En estas condiciones el volumen es 10.0 m³. ¿Cuál seria el volumen ( en m³) a una altitud de 5300

m, donde la presión es 370 torr y la temperatura es –23 °C? R = 16.94 L

4. – Calcula el volumen a TPN de una muestra de dióxido de carbono que tiene volumen de 10 L a

25 °C y a una presión de 4.0 atm. R = 36.64 L

5. - ¿Qué volumen ocupara 150 mL de un gas a 23 °C y 710 torr a TPN? R = 0.1286 L

6. – Si un gas tiene un volumen de 800 ml a 10 °C y 1.00 atm, ¿Cuál será su presión a una

temperatura de 100 °C si el volumen aumenta hasta 850 ml?

R = 1.24 atm

7. – Una muestra de oxigeno gaseoso ocupa 1 m³ a 273 °K y 760 mmHg. ¿Cuál será su presión si

la temperatura cambia a 35 °C y su volumen a 0.5 m³.

R = 1714.87 mmHg.

IV.- LEY DE DALTON

1. – Un recipiente guarda oxigeno a una presión parcial de 0.25 atm, nitrógeno a una presión

parcial de 0.50 atm, y helio a una presión parcial de 0.20 atm. ¿Cuál es la presión interior del

recipiente?

R = 0.95 atm

2. – La presión atmosférica en la superficie de Marte es de aproximadamente 6.0 torr. La presión

parcial del dióxido de carbono es 5.7 torr. ¿Qué porcentaje de la atmósfera marciana es dióxido de

carbono? R = 95 %

3.– Se tienen 3 recipientes de 1 L cada uno en el que se encuentran O 2 , N 2 e H 2 a una presión de 3

atm. Si todos se llevan a un mismo recipiente de 3 L, cuales son las presiones parciales, cual es la

presión total (todo a temperatura de 37° C).

R = 3 atm

4.– Calcule la presión total en un tanque de1 m³ que contiene 142 Kg de Cloro gas (Cl 2 ), 20 Kg

de nitrógeno gas ( N 2 ) y 2 Kg de hidrógeno gas ( H 2 ) a una temperatura de 273 °K.

R = 8435.24 KPa


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V.- TPN Y DENSIDADES

1.- ¿Cuántas moléculas de un gas ideal están contenidas en un recipiente de 1,00 L a PTN?

R = 2.688 x 10 22

2.– Un profesor de laboratorio le pregunto a un alumno que le calculase él numero de moles de

gas contenidos en una matraz de laboratorio de 320 mL. El alumno determino que la presión y

temperatura del gas eran 732 torr y 23,3 °C. Sus cálculos fueron los siguientes

1mol

? mol = 0,320L

* = 0, 0143mol

22,4L

¿Estaba en lo cierto?¿Por qué?

R = No

3. – Un técnico de laboratorio se olvidó que significaba el código de colores de algunas bombonas

comerciales de gases, pero se acordaba que una de cada dos bombonas especificas contenía los

gases siguientes: He, Ne, Ar o Kr. Medidas realizadas a PTN sobre las muestras de gases de las

dos bombonas mostraron que las densidades eran 3,74 g/L y 0,178 g/L. Determina mediante

cálculos cuales de estos gases estaban presentes en cada bombona.

R = Kr y He

4.– Un matraz de 503 mL contiene 0,0243 moles de un gas ideal a una temperatura y presión

determinadas. Otro matraz contiene 0,0188 moles del gas a la misma temperatura y presión. ¿Cuál

es el volumen del segundo matraz?

R = 389.15 ml

VI.- GASES IDEALES

1.– Calcula la presión necesaria para contener 2,44 moles de un gas ideal a 45 °C en un volumen

de 3,45 L.

R = 18.46 atm

2.– Una muestra de neon de 5,00 moles se confina en un recipiente de 3,14 L.

a) ¿Cuál es la temperatura si la presión es de 2,50 atm R = 19.171 K

b) ¿Cuál es la densidad de la muestra? R = 31.78 g/L

3. – Calcule la masa en gramos de 0.1 m³ de oxigeno a 20 °C y a 2 atm de presión.

4. – ¿Cuál es la densidad de un gas (Nitrógeno) N 2(

g)

a 27 °C y 1.5 atm de presión.

R = 265.92 g

R = 1.70 g/L


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FORMULARIO

Ley de Boyle Ley de Charles Ley Charles – Gaylussae

V 1 P 1 = V 2 P 2

V V 2

P

=

P2

=

T 1 T 2

T 1 T 2

T = cte. P = cte. V = cte.

Ley combinada

V 1P1

V 2 P2

=

T 1 T 2

Ecuaciones del estado para gas ideal

PV = nRT

n =

m

MM

ρRT

P =

MM

m

ρ =

V

ρ = densidad

Constante universal del edo. Gaseoso (R) = 0.0821 L-atm / K-mol

Presión total

P T = P a + P b + P c

TPE = Temperatura y Presión estándar

T = 273 ° K

P = 1 atm

P A = X A P T

X A =

n

n

A

T


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problemario de quimica

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