Problemario De Quimica 14w6q

CICLO BASICO

QUÍMICA

ALEJANDRO IRAZABAL

PROBLEMAS ALEJANDRO IRAZABAL

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Profesor Egresado del instituto Pedagógico

PROBLEMARIO DE QUIMICA TERCER AÑO

CICLO BASICO

1978 CARACAS OTRAS OBRAS

2

Profesor Alejandro Irazábal Química – tercer año Prácticas de química - tercer año Química Orgánica – (2do. Año de ciencias). Prácticas de Química Orgánica- (2do. Año de ciencias). Problemario de Química Orgánica- (2do. Año de ciencias). Profesor Alejandro Irazábal y Rubén Clavel Prácticas de Química General- (1do. Año de ciencias). Química General- (1do. Año de ciencias). Profesor Alejandro Irazábal, Rubén Clavel y Luis F. Medina Problemario de Química General

Caracas, 25 de octubre de 1972. RESUELTO Por disposición del ciudadano Presidente de la República, visto el dictamen de los organismos técnicos del despacho, y de conformidad con lo dispuesto por el artículo 63 del Reglamento General de la Ley de Educación se autoriza la obra titulada: Problemario de Química-Tercer año, cuyo autor es ALEJANDRO IRAZÁBAL, como material auxiliar para ser usado en el tercer año del ciclo básico común de Educación Media.

Comuníquese y publíquese PEDRO CONTRERAS PULIDO Encargado del Ministerio de Educación

DERECHOS RESERVADOS A LOS PROFESORES

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La publicación de este problemario, obedece a la imperiosa necesidad de lograr que los alumnos que cusan Química en Tercer Año, adquieran la debida ejercitación en los diversos temas contemplados en el programa oficial. Es patente la deficiencia de los alumnos en conocimientos básicos, tales como símbolos, formulas, valencias, ecuaciones, etc., y ello se refleja no solo en el resultado negativo de los exámenes, sino también en los cursos posteriores, donde en Profesor se ve obligado, con frecuencia, a explicar conocimientos que se supone ya han debido ser adquiridos. Este fenómeno trae, como es natural, un retraso considerable en la enseñanza. Los diferentes ejercicios en cerrados en este problemario, son los que habitualmente desarrollo durante el año escolar, unos se resuelven en clase y otros son propuestos como tarea hogareña. Su correcta resolución, por un parte, capacita al alumno en el aprendizaje de la Química de Tercer Año y por otra, le hace adquirir una buena base para entender la asignatura en años siguientes. Espero que este Problemario sirva de ayuda a lis colegas en el desarrollo de una mejor enseñanza de la química.

EL AUTOR Caracas Marzo de 1963

A LOS ALUMNOS 4

Este problemario sigue el mismo orden del libro Química de tercer Año (adaptado al programa oficial). Al principio de cada capítulo, en conocimientos fundamentales, aparecen unos números que representan las páginas del texto mencionado anteriormente, para que sea fácil repasar los conocimientos teóricos que se necesitan para entender los problemas. El problemario contiene problemas tipo, resuelto, seguidos por numerosos ejercicios con sus respuestas, a fin de que el alumno pueda verificar, de inmediato, si la solución encontrada por él es la correcta. Solo con la práctica constante, resolviendo problemas, es que se puede llegar a dominarlos; así que esta debe ser una labor continua durante todo el año escolar. Lo mismo puede decirse de otros aspectos básicos de la Química de Tercer Año: símbolos, valencias, formulas y balanceo de ecuaciones. No está de más insistir en que un alumno, que no maneje con corrección los conocimientos anteriormente mencionados, no está en condiciones de aprobar el curso. Finalizo estas líneas con la confianza en que este Problemario ayudara a los alumnos de Secundaria, Normal y libre escolaridad a cursar con éxito la Química de Tercer Año.

EL AUTOR Caracas Marzo de 1963 INDICE GENERAL 5

CAPITULO I - Leyes que rigen los cambios químicos………………………... Ley de la conservación de los pesos………………………………………… Ley de la composición constante…………………………………………….. Ley de las proporciones definidas………………………………………….... Ley de las proporciones múltiples…………………………………………….

Pág. 8 10 11 13 15

CAPITULO II – La medida de los Gases…………………………………………. Ley de Boyle……………………………………………………………………. Conversión de ºC a ºK……………………………………………………….... Conversión de ºK a ºC……………………………………………………….... Ley de Charles…………………………………………………………………. Ecuación combinada…………………………………………………………... Ley de las presiones parciales………………………………………………..

20 21 22 23 24 25 27

CAPITULO III – Teoría atómica……………………………………………………. Densidad absoluta……………………………………………………………... Densidad relativa………………………………………………………………. Peso molecular………………………………………………………………… Volumen molecular gramo……………………………………………………. Densidad absoluta, peso molecular y peso atómico………………………. Ley de Dulong y Petit………………………………………………………….. Átomo - Gramo………………………………………………………………….

31 33 34 35 36 37 39 41

CAPITULO IV –Símbolos y fórmulas……………………………………………... Símbolos………………………………………………………………………… Fórmulas………………………………………………………………………… Peso fórmula……………………………………………………………………. Determinación de fórmulas empíricas……………………………………….. Determinación de fórmulas moleculares…………………………………….. Composición centesimal……………………………………………………….

42 43 44 44 45 47 49

CAPITULO V – La valencia…………………………………………………………. Valencia de elementos y radicales…………………………………………… Valencias positivas y negativas………………………………………………. Fórmulas a partir de la valencia………………………………………………. Representación gráfica de fórmulas…………………………………………. Valencia de un elemento en un compuesto………………………………… Pesos equivalentes……………………………………………………………..

51 53 53 54 56 59 61

CAPITULO VI – Nomenclatura de los compuestos químicos……………….. Nomenclatura de los óxidos…………………………………………………... Nomenclatura de ácidos binarios…………………………………………….. Nomenclatura de sales binarias……………………………………………… Nomenclatura de bases……………………………………………………….. Nomenclatura de ácidos ternarios……………………………………………

66 67 68 69 70 70

6

Nomenclatura de sales ternarias…………………………………………….. Nomenclatura de sales acidas………………………………………………..

72 73

CAPITULO VII – Las Ecuaciones………………………………………………….. Balanceo de ecuaciones………………………………………………………. Reacciones típica……………………………………………………………….

78 81 83

CAPITULO VIII – Cálculos basados en ecuaciones…………………………… Problemas con relación de pesos……………………………………………. Problemas con relación de peso y volumen………………………………… Problemas con relación de volúmenes……………………………………… Problemas con porcentaje directo……………………………………………. Problemas con porcentaje inverso……………………………………………

89 90 95 104 107 108

CAPITULO IX – Concentración de las soluciones y neutralización………... Soluciones porcentuales en peso sobre peso……………………………… Soluciones porcentuales en peso sobre volumen………………………….. Soluciones porcentuales en volumen sobre volumen……………………… Molaridad………………………………………………………………………... Normalidad de un ácido……………………………………………………….. Normalidad de una base………………………………………………………. Normalidad de una sal………………………………………………………… Neutralización en volumen……………………………………………………. Neutralización en gramos……………………………………………………...

115 117 118 120 123 125 126 127 133 135

PROBLEMAS DIVERSOS……………………………………………………. SÍMBOLOS, VALENCIAS Y PESOS ATÓMICOS…………………………

138 145

CAPITULO I 7

LEYES QUE RIGEN LOS CAMBIOS QUÍMICOS

CONOCIMIENTOS FUNDAMENTALES PARA LA RESOLUCIOEN DE ESTOS PROBLEMAS.

1. 2. 3. 4.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LOS PESOS (29) LEY DE LA COMPOSICIÓN CONSTANTE (30) LEY DE LAS PROPORCIONES DEFINIDAS (31) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (32)

GENERALIDADES La Química es una ciencia experimental; en el laboratorio el investigador busca los secretos que celosamente guarda la Naturaleza; para ello repite los fenómenos que observa y aun crea otro que su imaginación le trae a la mente. Mezcla y hace reaccionar los materiales que tiene a su alcance, para producir materiales nuevos con propiedades distintas. A su lado la balanza es la compañera inseparable; todas las sustancias que el químico emplea pasan por sus platillos, registrándose así con exactitud las cantidades de materia que se deben emplear a cada caso para que el experimento sea exitoso. Para el químico la balanza resulta imprescindible: “Una química sin balanza, no es verdadera ciencia; no deja de ser un pasatiempo”. Pesando cuidadosamente las sustancias antes y después de reaccionar, advertimos que en las reacciones químicas no hay pérdida de peso (Ley de la conservación de los pesos). Analizando una sustancia compuesta se encuentra que siempre está constituida por los mismos elementos en proporciones invariables de pesos (Ley de la composición constante).

8

Para preparar una sustancia compuesta deben utilizarse pesos fijos de los elementos que se desea unir; de modo que existe una relación de peso invariable entre las sustancias reaccionantes y las resultantes (Ley de las proporciones definidas). Dos elementos pueden unirse dos o más sustancias compuestas; en este caso mientras el peso de un elemento permanece fijo, el peso del otro elemento varia en una relación de números enteros sencillos (Ley de las proporciones múltiples). Estos principios fundamentales que quedan expuestos en pocas líneas, son las leyes ponderales de la química (Leyes relativas a los pesos). Su comprensión y uso constituyen, por decirlo así, la primera piedra en la construcción de una vía, sólida y segura que lleve al alumno hasta el nivel de conocimientos que requiere adquirir.

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CONSERVACION DE LOS PESOS 1.- PROBLEMA TIPO. Si 7 gramos de hierro se combinan con 4 gramos de azufre para formar una sustancia compuesta sulfuro de hierro, sin que quede residuo de ninguno de los dos elementos, ¿qué peso de sulfuro de hierro se habrá producido?

RESOLUCION Hierro 7g

+

Azufre 4g



Sulfuro de hierro 11 g

Como en el enunciado del problema se ha dicho que 7 gramos de hierro se combinan con 4gramos de azufre, sin que quede residuo, lógicamente el peso del sulfuro de hierro será la suma de estas cantidades, es decir, 7g + 4g = 11g en la resolución de este problema se aplicó la ley de la conservación de los pesos.

2.- Sabiendo que el hierro y el azufre se unen en la proporción de 7:4, calcular la cantidad de sulfuro de hierro producida cuando reaccionan completamente 56 gramos de hierro con 32 gramos de azufre. ¿Qué ley se aplicó en la resolución del problema? R:

88 g.

3.- Si 4,8 gramos del metal magnesio reaccionan con suficiente cantidad de oxigeno produciendo 8,00 gramos de óxido de magnesio, ¿Qué cantidad de oxigeno se combinó con el magnesio? R:

10

3,2 g.

4.- 500 gramos de azúcar de caña producen por fermentación 200 centímetros cúbicos de alcohol etílico de densidad 0.79 g/cc. Se pregunta: a) ¿cuál es el peso de los demás productos de la fermentación y b) que ley se aplicó en la resolución del problema. R:

342 g.

COMPOSICION CONSTANTE 5.- PROBLEMA TIPO. Dos muestras de sal común purificada (cloruro de sodio) dieron, por análisis, los siguientes resultados: Sodio 1 g. 3 g.

Muestra 1: Muestra 2:

Cloro 1,543 g. 4,629 g.

Demostrar, con estos datos, que la composición del cloruro de sodio es constante.

RESOLUCION Sodio 1g

+



Cloro 1,543 g

Cloruro de sodio 2,543 g

De donde: Cloruro de sodio 2,543 g. 100 g. X = 39,34 % de sodio

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Sodio 1 g. X

Por diferencia se halla el porcentaje de cloro: 100 – 39,34 = 60,66% de Cloro La muestra 1 contiene, entonces, 39,34 % de sodio y 60,66 % de Cloro.

Procediendo de idéntica manera para la muestra 2: Sodio 3g

+

Cloro 4,629 g



Cloruro de sodio 7,629 g

De donde: Cloruro de sodio 7,629 g. 100 g.

Sodio 3 g. X

X = 39,34 % de sodio

Por diferencia se halla el porcentaje de cloro:

100 – 39,34 = 60,66% de cloro

A pesar d que las cantidades analizadas eran diferentes y también la procedencia de las muestras, el análisis arroja la misma composición: sodio 39,34% y cloro 60,66%. De esta manera queda demostrada la ley de la composición constante.

6.- Un compuesto está formado por 70% de hierro y 30% de oxígeno. ¿Qué cantidad de hierro estará contenida en 20 gramos del compuesto? R:

12

14 g.

7.- Si en 112 gramos de cal viva (óxido de calcio) hay 80 gramos de calcio, ¿Qué cantidad de calcio habrá en 10 Kg de cal viva? R:

7,14 Kg.

PROPORCISIONES DEFINIDAS 8.- PROBLEMA TIPO. Se van a hacer reaccionar 50 gramos de hierro con 100 gramos de azufre. Sabiendo que el hierro y el azufre se combinan en la proporción de 7:4, calcular: a) que elemento queda sobrante; b) en que cantidad; c) cual es la cantidad de sulfuro de hidrogeno formado y d) que leyes se aplican fundamentalmente en la resolución del problema.

RESOLUCION a) Si 7 gramos de hierro se combinan con 4 gramos de azufre, entonces, 50 gramos de hierro se combinaran con X gramos de azufre. X=

50∗4 =28,5 g . de azufre 7

Por tanto, si disponemos de 100 gramos de azufre y solo se van a emplear 28,5 gramos, el elemento que queda en exceso es el azufre.

b) La diferencia entre la cantidad de azufre de que disponemos y la cantidad que se va a emplear, nos dará. 100 g .−28,5 g .=71,5 g .

c) La cantidad de sulfuro de hierro formado viene dado por la suma de los pesos de hierro y azufre que tomaron parte en la reacción. Hierro 50 g

+

Azufre 28,5 g

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

Sulfuro de hierro 78,5 g

d) Las leyes que se aplican fundamentalmente son: la de las proporciones definidas (pasos a y b) y la ley de la conservación de los pesos (c). 9.- Se mezclan para hacerlos reaccionar, 25 gramos de hierro con 15 gramos de azufre y se pregunta: a) que elemento queda sobrante; b) en que cantidad y c) cual es la cantidad de sulfuro de hierro formado. a a R: ) z uf re b 0, ) 7 2 g. c 3 ) 9, 2 8 g. 10.- Si 7 gramos de una sustancia A se combinan con 16 gramos de una sustancia B, ¿qué peso de A y B contendrá 1,5 Kg. del compuesto? R:

A) B)

456,52 g. 1043,47 g.

11.- Se calienta 4 gramos de hierro con 20 gramos de mercurio, sabiendo que el azufre y el mercurio se combinan con la proporción de 1: 6,25 calcular: a) cuantos gramos del compuesto sulfuro de mercurio se forman; b) que representa el residuo y c) que leyes se aplican en la resolución del problema. R:

14

a) b)

23,2 g. 0,8 g. de azufre

12.- Sabiendo que el cobre y el oxígeno se combinan con la proporción de 4: 1, calcular la cantidad de óxido de cobre que podrá formarse con 15 gramos del metal. R: 18,75 g. 13.- Calentando un exceso de cobre en medio litro de oxigeno (antes de la experiencia en condiciones normales), ¿Qué cantidad de óxido de cobre será posible obtener? Peso de 1 litro de oxígeno en condiciones normales = 1,43 g. R: 3,575 g. 14.- En la descomposición de cierta cantidad de óxido de mercurio, quedo en el tubo de ensayo un residuo de 5,5 gramos del metal. Sabiendo que en el compuesto el mercurio y el oxígeno están en la proporción de 12,5:1, calcular la cantidad de oxigeno desprendida a) en gramos y b) en litros. R:

a) 0,44 g. b) 0,30 l.

PROPORCISIONES MULTIPLES 15.- PROBLEMA TIPO. Se conocen dos óxidos de cobre; en uno de ellos 1 gramo de oxigeno se combina con 3,96 gramos de cobre y en el otro, 1 gramo de oxigeno está unido a 7,92 gramos de cobre. ¿En qué proporción están entre si las diferentes cantidades de cobre que se unen entre sí? ¿Qué ley se aplica en este ejemplo?

RESOLUCION

15

Las cantidades de cobre, que se unen con una misma cantidad de oxígeno, están entre sí en la relación de 3,96:7,92. Dividiendo ambos números entre el menor para simplificar la proporción: 3,96 7,92 =1 =2 3,96 3,96

Vemos que las cantidades de cobre están en la relación numérica sencilla de 1:2. En este ejemplo quedo demostrada la ley de las proporciones múltiples.

16.- El carbono forma dos compuestos con el oxígeno; en uno, 12 gramos de carbono se combinan con 16 gramos de oxígeno y en el otro, 12 gramos de carbono se unen con 32 gramos de oxígeno. ¿En qué relación sencilla están las cantidades variables de oxigeno? ¿Qué ley se aplica en este caso? R: 1:2 17.- El cobre forma dos compuestos con el cloro; en uno de ellos 1 gramo de cobre esta combinado con 0,55 gramos de cloro y en el otro 6 gramos del metal están unidos a 6,60 gramos de cloro. Demostrar, matemáticamente, que en esas dos combinaciones se cumple la ley de las proporciones múltiples. R: 1:2 18.- Analizando tres compuestos de nitrógeno y oxigeno se halló: Compuesto 1: Compuesto 2: Compuesto 3:

Oxígeno 1 g. 1 g. 1 g.

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Nitrógeno 1,75128 0,87564 0,43782

Demostrar que estos compuestos cumplen la ley de las proporciones múltiples. R: 1:2:4 19.- El hidrógeno y el oxígeno se combinan para formar dos compuestos que tienen la siguiente composición: Compuesto 1: Compuesto 2:

Hidrógeno 11,190 % 5,926 %

Oxígeno 88,819 % 94,073 %

Demostrar que en estos compuestos se cumple la ley de las proporciones múltiples. R: 1:2 y 1:1 PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS 20.- ¿Qué cantidad de azufre hay en 263,73 gramos de sulfuro de hierro? R: 95,90 g. 21.- ¿Cuánto azufre queda sin combinarse cuando se calientan 54 gramos de azufre con 250 gramos de mercurio? R: 14 g. 22.- ¿Cuántos gramos de oxigeno están contenidos en 500 gramos de agua pura? R: 444 g. 23.- Con los datos siguientes, demuestre como se cumple la ley de las proporciones múltiples: Nitrógeno 17

Oxígeno

Compuesto 1: Compuesto 2: Compuesto 3: Compuesto 4: Compuesto 5:

28 g. 28 g. 28 g. 28 g. 28 g.

16 g. 32 g. 48 g. 64 g. 80 g. R: 1:2:3:4: 5

24.- Si en 88 gramos de sulfuro de hierro hay 56 gramos de hierro: ¿Cuál es el porcentaje de azufre en el compuesto? R: 36,36 %

CAPITULO II LA MEDIDA DE LOS GASES

CONOCIMIENTOS FUNDAMENTALES PARA LA RESOLUCION DE ESTOS PROBLEMAS:

1. 2. 3. 4. 5. 6.

LEY DE BOYLE (44) CONVERSIÓN DE ºC A ºK (43) CONVERSIÓN DE ºK A ºC (43) LEY DE CHARLES (46) ECUACIÓN COMBINADA (47) LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES (48)

GENERALIDADES 18

La materia se puede presentar en tres formas o estados: sólido, líquido y gaseoso. Los materiales en estado gaseoso se prestan a ser estudiados fácilmente, de allí que inicialmente nos interesamos por ellos. Los gases están constituidos por unas partículas diminutas, invisibles a simple vista, que se mueven con gran velocidad en todas las direcciones, llamadas moléculas. Molécula es la menor cantidad de materia, en estado gaseoso, que puede existir en libertad. Entre las moléculas existen grandes espacios vacíos, los llamados espacios intermoleculares; por ello es que cuando un gas se comprime, disminuye su volumen. Esta disminución se atribuye a que los espacios entre las moléculas se hacen menores. Cuando se aumenta la temperatura sobre una masa gaseosa, esta aumenta su volumen. Las moléculas se mueven con mayor velocidad y aumenta la separación entre ellas, de allí el cambio en el volumen. Presión y temperatura son dos factores que modifican considerablemente el volumen de un gas. La relación presión-volumen, a temperatura constante, está contemplada en un principio llamado ley de Boyle. La relación temperatura-volumen, a presión constante, en la ley de Charles. Cuando presión y temperatura varían al mismo tiempo aplicamos una ecuación llamada ecuación combinada, que nos permite determinar al mismo tiempo la influencia de estos dos factores sobre el volumen ocupado por una masa gaseosa. Cuando dos o más gases se encuentran mezclados, cada uno de ellos actúa independiente mente, como si estuviera solo. El comportamiento de una mezcla se rige por la ley de las presiones parciales de Dalton.

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LEY DE BOYLE 25.- PROBLEMA TIPO. Cierta masa de un gas ocupa, a temperatura constante, un volumen de 200 centímetros cúbicos a la presión de 680 milímetros de mercurio. ¿Qué volumen ocupará ese gas a la presión de 1 atmosfera? DATOS

FORMUL A V 1 P2 = V 2 P1

V1 = 200 cc. V2 =? P1 = 680 mm Hg P2 = 1 atm. = 760 mm Hg

RESOLUCION Reemplazando en la fórmula por los correspondientes valores, tenemos: 20

200 cc 760 mm Hg = V2 680 mm Hg

Despejando la incógnita y resolviendo: V 2=

200 cc .∗760 mm Hg =179 cc . 680 mm Hg

26.- Siendo la temperatura constante, el volumen ocupado por un gas, a la presión de 1,5 atmósferas, es de 2,3 litros ¿Cuál será el nuevo volumen a la presión de 98 centímetros de mercurio? R: 2,67 l. 27.- A temperatura constante, un gas ocupa un volumen de 150 centímetros cúbicos a la presión de 700 milímetros de mercurio ¿En cuántos milímetros hay que aumentar la presión para que el volumen se deduzca a 125 centímetros cúbicos? R: 140 mm Hg. 28.- A la presión de 685 milímetros de mercurio cierta masa de oxígeno ocupa un volumen de 120 centímetros cúbicos. Si la temperatura permanece constante y la presión sufre un incremento de 15 milímetros de mercurio ¿en cuántos centímetros cúbicos disminuirá el volumen de oxígeno? R: 2,6 cc. 29.- Un volumen de un gas midió 600 centímetros cúbicos a una presión de 740 milímetros de mercurio. Si la temperatura se mantiene constante pero la presión cambia a 800 milímetros de mercurio, ¿Cuál será el nuevo volumen? 21

R: 555 cc. CONVERSIÓN DE ºC A ºK 30.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos grados absolutos (Kelvin) son 25 grados centígrados?

RESOLUCION Para transformar ºC a ºK se aplica la siguiente fórmula: ºK = ºC + 273 ºK = 25ºC + 273 = 298ºK

31.- Transformar las siguientes temperaturas centígradas a la escala Kelvin: a) 10ºC; b) 20ºC; c) -15ºC; d) -50ºC; e) 120ºC R:

a) 283 ºK b) 293 ºK c) 258 ºK d) 223 ºK e) 393 ºK

CONVERSIÓN DE ºK A ºC 32.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos grados centígrados son 373 grados absolutos (kelvin)?

RESOLUCION Para transformar ºK a ºC se aplica la siguiente fórmula: 22

ºC = ºK – 273 Luego: ºC = 373ºK – 273 = 100ºC

33.- transforme las siguientes temperaturas absolutas a centígrados: a) 650ºK; b) 435ºK; c) 285ºK; d) 200ºK; e) 150ºK R:

a) 377ºC b) 162ºC c) 12ºC d) -73ºC e) -123ºC

LEY DE CHARLES 34.- PROBLEMA TIPO. Cierta masa de un gas ocupa, a presión constante, un volumen de 3,5 litros a la temperatura de 27ºC. ¿Cuál será el nuevo volumen ocupado por el gas a la temperatura de 50ºC? DATOS

FORMULA V 1 P2 = V 2 P1

V1 = 3,5 l. V2 =? T1 = 27ºC + 273 = 300ºK T2 = 50ºC + 273 = 323ºK

RESOLUCION Reemplazando en la fórmula por los valores correspondientes, tenemos:

23

3,5 l . 300 K = V2 323 K

Despejando y efectuando operaciones: V 2=

3,5l .∗300 K =3,76 l . 323 K

35.- A presión constante, un gas ocupa un volumen de 820 centímetros cúbicos a la temperatura de 80ºC. ¿Cuál será el nuevo volumen a la temperatura de 38ºC? R:

722 cc.

36.- Un gas, a presión constante y a la temperatura de 17ºC., ocupa un volumen de 458 centímetros cúbicos ¿En cuántos grados centígrados hay que aumentar la temperatura, para que el volumen se haga igual a 520 centímetros cúbicos? R:

39ºC.

37.- Cierta masa de aire ocupa un volumen de 9,55 litros, a la presión de 1 atmosfera y a la temperatura de 25ºC. Si la presión es mantenida constante, ¿Cuál será el volumen ocupado por el aire cuando la temperatura aumente en 10ºC sobre el valor original? R:

9,86 l.

38.- A 18ºC cierta masa de aire ocupa un volumen de 400 centímetros cúbicos. Si la presión permanece constante, ¿Cuál será el volumen del aire a 0ºC? R: 24

375 cc.

ECUACION COMBINADA 39.- PROBLEMA TIPO. A la temperatura de 25ºC y a la presión de 690 milímetros de mercurio, cierta cantidad de oxigeno ocupa un volumen de 80 centímetros cúbicos ¿Cuál será el volumen ocupado por el gas en condiciones normales? DATOS

FORMULA

V1 = 80 cc. V2 =? P1 = 690 mmHg P2 = 760 mmHg T1 =25ºC + 273 = 298 ºK T2 = 0ºC + 273 = 273 ºK

V 1∗P1∗T 2=V 2∗P2∗T 1

RESOLUCION Despajamos a V2: V 2=

V 1∗P1∗T 2 P2∗T 1

Sustituyendo por los valores correspondientes y efectuando operaciones: V 2=

80 cc∗690 mm∗273 ºK =66,6 cc 760mm∗298 ºK

40.- Cierta masa de un gas ocupa un volumen de 1,35 litros, a la temperatura de 30ºC y a la presión de 695 milímetros de mercurio. Llevar ese volumen gaseoso a condiciones normales. R: 25

1,11 l.

41.- A la temperatura de 38ºC y a la presión de 640 milímetros de mercurio, un gas ocupa el volumen de 2150 centímetros cúbicos. Si la temperatura se aumenta hasta 50ºC. Y el volumen se hace igual a 2200 centímetros cúbicos ¿Qué valor habrá tomado la presión? R:

649 mm Hg.

42.- Cierta masa de oxígeno ocupa un volumen de 1,80 litros, a la temperatura de 40ºC y a la presión de 1 atmósfera. Si la presión disminuye a 650 milímetros de mercurio y el volumen se hace igual a 1,95 litros, ¿en cuántos grados centígrados habrá variado la temperatura? R:

23 ºC.

43.- Cierta masa gaseosa a 27ºC y 700 milímetros de mercurio midió 400 centímetros cúbicos. ¿Qué volumen ocupara a 7ºC y a 600 milímetros de mercurio de presión? R:

435 cc.

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES (A) 44.- PROBLEMA TIPO. Se recogen 200 centímetros cúbicos de oxígeno por desalojamiento de agua, a la temperatura de 25ºC y a la presión de 700 milímetros de mercurio. ¿Cuál es la presión ejercida por el oxígeno? ¿Cuál es el volumen ocupado por el oxígeno y cual el ocupado por el vapor de agua? Presión de vapor de agua a 25ºC = 23,7 milímetros de mercurio

RESOLUCION

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a) La presión ejercida por el oxígeno se encuentra aplicando la ley de las presiones parciales o ley de Dalton, ya que se trata de una mezcla de dos gases: oxígeno y vapor de agua.

Presión total = presión del oxígeno + presión del vapor de agua De donde: Presión del oxígeno = Presión total - presión del vapor de agua Y reemplazando por los valores correspondientes, encontramos que la presión del oxígeno es igual: Presión del oxígeno = 700 mm Hg – 23,7 mm Hg = 676,3 mm Hg b) El volumen ocupado realmente por el oxígeno se halla considerando la variación de presión de 700 a 676,3 mm Hg, o sea, aplicando la ley de Boyle. Según esto, el volumen que ocupa el oxígeno es: Volumen de oxígeno=

200 cc∗676,3mm Hg =193,5 cc 700 mm Hg

c) Y el volumen ocupado por el vapor de agua será igual al volumen total menos el volumen que ocupa el oxígeno o sea: 200cc – 193,5cc = 6,5cc

45.- Se recogen 800 centímetros cúbicos de oxigeno sobre agua a la temperatura de 30ºC y a la presión de 630 milímetros de mercurio. Se quiere saber: a) Cuál es la presión ejercida por el oxígeno; b) Cuál es el volumen ocupado por el oxígeno y c) cual es el volumen ocupado por el vapor de agua. Presión de vapor de agua a 30 ºC = 31,5 milímetros de mercurio 27

R:

a) 598,5 mmHg b) 762 cc c) 38 cc

46.- Sabiendo que el oxígeno representa aproximadamente 1/5 del volumen de la atmósfera, calcular que presión corresponde al gas oxígeno al nivel del mar. R:

152 mmHg.

LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES (B) 47.- PROBLEMA TIPO. Se han recogido 150 centímetros cúbicos de un gas por desalojamiento de agua, a la temperatura de 27ºC y a la presión de 680 milímetros de mercurio ¿Qué volumen ocupara ese gas seco y en condiciones normales? Presión de vapor de agua a 27ºC = 26,5 milímetros de mercurio. DATOS

FORMULA

V1 = 150 cc. V2 =? P1 = 680 mm Hg – 26,5 mm Hg = 653,5 mm Hg

V 2=

V 1∗P1∗T 2 P2∗T 1

P2 = 760 mm Hg T1 = 27 ºC + 273 = 300 ºK T2 = 0 ºC + 273 = 273 ºK RESOLUCION Una vez establecidos los datos ordenadamente, el problema se reduce a colocarlos en la fórmula y efectuar las operaciones del caso. V 2=

150 cc∗653,5 mm Hg∗273 K =118 cc 760 mm Hg∗300 K

28

48.- 400 centímetros cúbicos de hidrogeno fueron recogidos sobre agua a 755 milímetros de mercurio de presión y a 20ºC. ¿Qué volumen ocupara el gas seco en condiciones normales? Presión de vapor del agua a 20ºC = 17,4 milímetros de mercurio R:

361,7 cc.

49.- Un volumen de gas recogido sobre agua a 26ºC y 750 milímetros de mercurio de presión midió 760 centímetros cúbicos ¿Qué volumen ocupara el gas seco a 15ºC y 750 milímetros de mercurio de presión? Presión de vapor del agua a 26ºC = 25 milímetros de mercurio R:

707,4 cc.

PROBLEMAS COMPLEMANTARIOS 50.- A la presión de 735,5 milímetros de mercurio, cierta masa de hidrogeno ocupa un volumen de 623 centímetros cúbicos. Si la temperatura se mantiene constante y la presión varia a 800 milímetros de mercurio ¿Cuál será el nuevo volumen? R:

573 cc.

51.- Se tienen 345 centímetros cúbicos de oxígeno a 21ºC; si la presión se mantiene constante, ¿Cuál será el volumen ocupado por el gas a 10ºC? R:

332 cc.

52.- Un gas, en condiciones normales, ocupa un volumen de 9 litros. ¿Qué volumen ocupara a 27ºC y 720 milímetros de mercurio de presión? R:

29

10,43 l.

53.- Un gas a 0ºC y 600 milímetros de mercurio de presión tiene un volumen de 500 centímetros cúbicos. Si la presión es aumentada a 800 milímetros de mercurio, y el volumen varia a 600 centímetros cúbicos, ¿Cuál será la nueva temperatura expresada en grados centígrados? R:

163,8 ºC.

54.- Un gas que ocupaba un volumen de 528 centímetros cúbicos. A la presión de 744,5 milímetros de mercurio y a la temperatura de 0ºC, fue dejado expansionarse hasta que el volumen midió 875 centímetros cúbicos a la temperatura de 20ºC ¿a qué presión estará sometido el gas? R:

428,1 mm Hg.

CAPITULO III TEORÍA ATÓMICA

CONOCIMIENTOS FUNDAMENTALES ESTOS PROBLEMAS:

1. 2. 3. 4. 5.

PARA LA REOLUCION

DENSIDAD ABSOLUTA (60) DENSIDAD RELATIVA (60) PESO MOLECULAR (62) VOLUMEN MOLECULAR GRAMO (61) DENSIDAD ABSOLUTA, PESO MOLECULAR Y PESO ATÓMICO (65) 6. LEY DE DULONG Y PETIT (69)

30

DE

GENERALIDADES Todas las cosas materiales que nos rodean están constituidas por unas partículas diminutas, indivisibles e indestructibles que son los átomos. Este principio fundamental de la Química fue sentado a principios del siglo XIX por el científico inglés John Dalton. En el estado gaseoso las partículas más pequeñas que se encuentran en libertad son las moléculas. Estas están formadas por la asociación de átomos; las moléculas de los elementos generalmente son diatómicas; las moléculas de las sustancias compuestas, poliatómicas, es decir, formadas por muchos átomos. Averiguando cuánto pesa una molécula de un elemento es posible hallar el peso de un átomo del elemento en cuestión; así fue como se orientaron los primeros trabajos tendientes a hallar los pesos atómicos de los elementos. Después se aplicaron otros principios (ley de Dulong y Petit) para encontrar los pesos atómicos de los elementos en estado sólido. Al átomo no le asignamos, ordinariamente, su propio peso, porque este resultaría sumamente pequeño. De modo que establecemos una escala tomando un elemento como patrón (el oxígeno) y asignándole un peso lo suficientemente grande (16 gramos) obtenemos una serie de pesos para los demás elementos, serie que conocemos como pesos atómicos relativos. Con ellos se trabaja ordinariamente en química.

31

DENSIDAD ABSOLUTA 55.- PROBLEMA TIPO. Calcular la densidad absoluta de un gas, sabiendo que 300 centímetros cúbicos del mismo pesan – a P.T.N.- 0,428 gramos.

RESOLUCION Como la densidad absoluta es la el peso, expresado en gramos, de 1 litro del gas a P.T.N., tenemos 0,3 l.

0,428 g.

1 l.

Da

Luego la densidad absoluta (Da) es igual: 32

D a=

0,428 g∗1 l =1,42 g . 0,3l

O sea, que 1 litro del gas pesa – a P.T.N.- 1,42 gramos.

56.- Calcular la densidad absoluta de una sustancia en estado gaseoso, sabiendo que 450 centímetros cúbicos de la misma, en condiciones normales, pesan 0,685 gramos. R:

1,52 g.

57.- Si la densidad absoluta del cloro es 3,2 ¿Cuánto pesan 250 centímetros cúbicos del gas en condiciones normales? R:

0,8 g.

58.- ¿Cuál es el peso de un litro de un gas en condiciones normales, si 280 centímetros cúbicos del mismo a 20 ºC y 750 milímetros de mercurio pesan 0,325 gramos? R:

1,26 g.

DENSIDAD RELATIVA 59.- PROBLEMA TIPO. ¿Calcular la densidad relativa (Dr) del oxígeno con respecto al hidrogeno?

RESOLUCION

33

Como es la relación que existe entre el peso de 1 litro de oxígeno y uno de hidrogeno, ambos en condiciones normales, dividimos estas magnitudes. Dr =

1,43 g/l =15,9 0,09 g/l

Esto quiere decir que el oxígeno es 15,2 veces más pesado que el hidrogeno.

60.- ¿Calcular la densidad relativa del hidrogeno con respecto al aire? Densidad del aire = 1,29 g/l R:

0,06

R:

35,5

61.- ¿Cuántas veces es más pesado el cloro que el hidrogeno? Densidad del cloro = 3,2 g/l Densidad del hidrogeno = 0,09 g/l

PESO MOLECULAR 62.- PROBLEMA TIPO. 300 centímetros cúbicos de un gas, a 20ºC y 750 milímetros de mercurio, pesan 0,70 gramos. Hallar la densidad absoluta y el peso del gas.

RESOLUCION a) Se reduce el volumen a P.T.N.

34

V1 = 0,3 l. T1 = 20ºC + 273 = 293ºK P1 = 750 mm Hg

V2 =? T2 = 273ºK P2 = 760 mm Hg

35

V 2=

0,3 l∗750 mm Hg∗273 K =0,276 l 760 mm Hg∗293 K

b) Se busca el peso de 1 litro o sea la densidad absoluta. 0,276 l. 1 l.

D a=

0,70 g. Da

0,70 g∗1 l =2,54 g 0,276l

c) Como 1 mol ocupa 22,4 litros, a P.T.N., se puede razonar así: 1 l. 22,4 l.

2,54 g. PM

De donde: PM =

22,4 l∗2,54 g =56,8 g 1l

63.- ¿Cuál será el peso molecular de un gas, sabiendo que 250 centímetros cúbicos del mismo, a 27ºC y 740 milímetros de mercurio, pesan 0,68 gramos? R:

68,5 g.

64.- un litro de un gas, a 25ºC y 760 milímetros de mercurio, pesa 1,25 gramos. Hallar la densidad absoluta del gas y el peso molecular del gas. R:

36

a) 1,36 b) 30,5

VOLUMEN MOLECULAR GRAMO 65.- PROBLMA TIPO. ¿Qué volumen ocuparan 2 gramos de cloro, en condiciones normales?

RESOLUCION Como el peso atómico del cloro es 35,5 una molécula de cloro, Cl 2, pesara 71gramos y ocupara un volumen de 22,4 litros. Entonces: 71 g. 2 g.

22,4 l. X

37

X=

2 g∗22,4 l =0,63l El volumen ocupado por 2 gramos de cloro, a PTN., es 71 g

de 0,63 litros.

66.- ¿Qué volumen ocuparan 10 gramos de oxígeno en condiciones normales? R:

7 l.

67.- ¿Cuánto pesan 20 litro de hidrógeno en condiciones normales? Peso molecular del hidrogeno = 2 R:

1,78 g.

DENSIDAD ABSOLUTA, PESO MOLECULAR Y PESO ATOMICO 68.- PROBLEMA TIPO. Sabiendo que 250 centímetros cúbicos de un elemento gaseoso a P.T.N., pesan 0,357 gramos: a) hallar densidad absoluta; b) hallar peso molecular; c) determinar peso atómico y d) mediante la tabla de pesos atómicos ubicar el elemento y representarlo como átomo y como molécula.

RESOLUCION a) Se plantea la siguiente proporción: 250 cc.

0,357 g.

1000 cc.

X

De donde:

38

X=

1000 cc∗0,357 g =1,428 g 250 cc

39

b) Conociendo la densidad absoluta se calcula el peso molecular: 1 l.

1,428 g.

22,4 l.

X

De donde:

40

X=

22,4 l∗1,428 g =31,98 g . El peso molecular del gas es de 31,98 gramos. 1l

c) Si una molécula de este elemento gaseoso pesa 31,98 gramos, siendo la molécula diatómica (formada por dos átomos), evidentemente que cada átomo pesara la mitad del peso molecular, e sea: peso atómico=

peso molecular 31,98 g . = =15,99 g 2 2

Hay que hacer notar que lo anteriormente expuesto solo es verdadero para los elementos en estado gaseoso, no para las sustancias compuestas.

d) Buscando en la tabla de pesos atómicos hallamos que el elemento cuyo peso atómico se aproxima más a 15.99 es el oxígeno, ya que tiene un peso atómico de 16. El elemento en cuestión es, pues, es oxígeno, el que se representa abreviadamente con la letra (o símbolo) O. con el símbolo representa un átomo; una molécula la escribimos O-O, o también O2. 69.- Sabiendo que 500 centímetros cúbicos de elemento gaseoso a P.T.N., pesan exactamente 1,585 gramos, calcular: a) densidad absoluta (Da); b) peso molecular (PM); c) determinar peso atómico (PA) y d) valiéndose de la tabla de pesos atómicos ubicar el elemento y representarlo como átomo y como molécula. R:

41

a) 3,17 b) 71 c) 35,5 d) el cloro: Cl y Cl2

70.- 2 litros de un elemento gaseoso, a P.T.N., pesan 0,18 gramos. Hallar: a) Da; b) PM; c) PA y d) el elemento y representarlo como átomo y como molécula. R:

a) 0,09 b) 2,016 c) 1,008 d) el hidrogeno: H y H2

71.- un elemento X se combina con el hidrogeno formando un compuesto gaseoso HX. Un litro de dicho compuesto pesa, en condiciones normales, 1,629 gramos. Hallar: a) PM; b) peso atómico del elemento X, sabiendo que el hidrogeno pesa 1,008 gramos; c) ubicar el elemento mediante la tabla de pesos atómicos. R:

a) 36,489 b) 35,481 c) el cloro: Cl.

PESO ATÓMICO APROXIMADO LEY DE DULONG Y PETIT 72.- PROBLEMA TIPO. Calcular el peso atómico aproximado de la plata, sabiendo que su calor específico es de 0,0565 cal/g

RESOLUCION La ley de Dulong y Petit, dice que: PA x Ce = K K= 6,4 cal

42

De donde: despejando a PA, sustituyendo y efectuando operaciones: P . A .=

K 6,4 cal = =110 g Ce 0,0565 cal / g

El peso atómico aproximado de la plata es de 110 gramos.

73.- Calcular el peso atómico aproximado del magnesio, partiendo que su calor específico es de 0,235 cal/g. R:

27 g.

74.- Se duda sobre si el peso atómico de un elemento es 52 ó 104. ¿Por cuál de los valores se decidirá Ud., sabiendo que el calor específico del elemento es de 0,11 cal/g? R:

52

75.- Un oxido de cobre contiene 88,82% del metal. El calor específico del cobre es de 0,0912 cal/g. Calcular el peso atómico aproximado, el peso equivalen y el peso atómico exacto del metal. R:

ATOMO GRAMO 76.- ¿Cuantos átomos-gramo hay en 3,2 gramos de azufre?

RESOLUCION Como 1 átomo-gramo de azufre pesa 32 gramos, razonamos así: 43

a) 70 b) 63,6 c) 63,6

32 g.

1 átomo-g.

3,2 g.

X

De donde:

X=

3,2 g∗1 átomo−g =0,1 átomo−g . 32 g

77.- ¿Cuantos átomos-gramos están contenidos en: a) 15 gramos de magnesio; b) 6 gramos de cloro; c) 80 gramos de plata? Pesos atómicos: Mg = 24; Cl = 35,5; Ag = 107,8 R:

a) 0,625 b) 0,169 c) 0,743

78.- ¿Cuánto pesan 0,25 átomos-gramo de aluminio? P.A. del aluminio = 27 R:

6,75 g.

CAPITULO IV SÍMBOLOS Y FÓRMULAS

CONOCIMIENTOS FUNDAMENTALES PARA LA RESOLUCION DE ESTOS PROBLEMAS

1. SÍMBOLOS (71) 2. FÓRMULAS (72) 3. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS (74) 44

4. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS MOLECULARES (76) 5. DETERMINACIÓN DE LA COMPOSICIÓN EN TANTO POR CIENTO (77)

GENERLIDADES Los símbolos constituyen la representación abreviada de los elementos. Un elemento se representa con la primera letra de su nombre o con las dos primeras. Así C es el símbolo del carbono. Ca es el del calcio, Cd es el del cio (porque ya Ca se utilizó para el calcio), Cl el símbolo del cloro y así sucesivamente. A veces la letra o letras del símbolo se han tomado del latín: Cu para el cobre, del latín cuprum; Hg para el mercurio, del latín hidrargirium; Fe para el hierro, del latín ferrum, etc. También voces sajonas: Na para el sodio, natrium y K para el potasio, de kalium. Agregados de símbolos representan las sustancias compuestas. Esta agrupación no la hacemos arbitrariamente a nuestro capricho, sino traduciendo los resultados obtenidos en múltiples y cuidadosos análisis. Antes de aprender a escribir formulas mecánicamente se debe empezar a calcularlas o partir de datos obtenidos mediante análisis químicos. Así se adquirirá el concepto fundamental de que una formula representa la combinación proporcionada de los diferentes elementos que la integran y que nunca podremos a nuestro arbitrio variarla. También es de suma importancia aprender a calcular el peso de una de una fórmula, sumando los pesos de los átomos que forman la molécula. El peso formula o peso molecular, así obtenido, servirá más adelante para resolver cálculos basados en ecuaciones.

SIMBOLOS 78.- Al lado de cada elemento escriba el símbolo correspondiente.

45

a) Aluminio c) Oxígeno e) Bario g) Sodio I) Azufre k) Flúor

b) Cloro d) Calcio f) Magnesio h) Iodo j) Plomo l) Oro

79.- Al lado de cada símbolo escriba el nombre del elemento.

46

a) K c) Br e) Cu g) Hg I) Mn k) P

b) H d) Fe f) Ag h) N j) C l) Ne

NOTA: cuando se tenga duda consúltese la tabla de pesos Atómicos, pagina 143.

FORMULAS 80.- En la columna apropiada, a la derecha de cada fórmula, indique el número de átomos de cada elemento que está contenido en la fórmula. SUSTANCIA Nombre Fórmula H2O Agua (ejemplo)

Ácido clorhídrico Sulfato de sodio Sulfato de aluminio Permanganato de potasio Carbonato de calcio Hidróxido de calcio óxido cuproso Cloruro de calcio Cloruro de aluminio Clorato de

H

O

2

1

Cl

S

HCl Na2SO4 Al2SO4 KMnO4 CaCO3 Ca(OH)2 Cu2O CaCl2 AlCl3 Al(ClO3)3 47

Na

Al

Mn

K

Ca

C

Cu

aluminio Clorato de potasio Ácido sulfúrico Dióxido de manganeso

KClO3 H2SO4 MnO2

PESO FORMULA 81.- Este ejercicio tiene por objeto determinar los pesos de las fórmulas (pesos moleculares). Siguiendo las instrucciones contempladas en el ejemplo, complete el siguiente cuadro: Formula H2O CuO CaCl2 H2SO4 CaCO3 Al2(SO4)3 KCl KClO3 MnO2 KMnO4 NaOH Ca(OH)2 H3PO4 HNO3 Ca(NO3)2

PESOS ATOMICOS

CALCULOS

H=1; O= 16 Cu=63.5; O=16 Ca=40; Cl=35,5 H=1; S=32; O=16 Ca= 40; C=12; O=16 Al=27; S=32; O=16 K=39; Cl=35,5 K=39; Cl=35,5; O=16 Mn= 55; O=16 K=39; Mn= 55; O=16 Na=23; O=16 Ca=40; H=1; O=16 H=; P=31; O=16 H=; n=14; O=16 Ca= 40; N= 14; O=16

(2x1)+16

PESO FORMULA 18

DETERMINACION DE FORMULAS EMPIRICAS 82.- PROBLEMA TIPO Calcular la fórmula empírica de una sustancia que tiene la siguiente composición: 48

Sodio: 32.38%; azufre: 22.57%; oxigeno: 45.05% Pesos atómicos: Na = 23; S = 32; O = 16.

RESOLUCION a) Se dividen los porcentajes entre los respectivos pesos atómicos. Na=

S=

32,38 =1,40 23

22,57 =0,70 32

O=

45,05 =2,81 16

Los valores obtenidos representan la relación en que se encuentran los átomos de azufre, sodio y oxígeno, o sea: 1,40:0,70:2,81.

b) Pero como en toda fórmula la relación entre los átomos debe venir expresada por números enteros, dividimos todos esos valores entre el menor. Na=

S=

1,40 =2 0,70

0,70 =1 0,70

O=

2,81 =4 0,70

Luego escribimos los símbolos, colocándole a cada uno su respectivo subíndice, el cual señala el número de átomos de cada elemento en la molécula. 49

La fórmula resulta ser: Na2 SO4

83.- Una sustancia tiene la siguiente composición centesimal: potasio 31,9%; cloro 28,9% y oxigeno 39,2% Hallar la fórmula empírica: Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5 O = 16 R:

KClO3

84.- Un sulfuro de hierro contiene 46,55% de hierro y 53,45% de azufre. Determinar su fórmula empírica. Pesos atómicos: Fe = 56; S = 32 R: FeS2 85.- Un compuesto está formado por 36,98% de calcio y 63,02% de cloro. Calcular su fórmula empírica. Pesos atómicos: Ca = 40; Cl = 35,5 R:

CaCl2

86.- Por análisis se encuentra que 17,23 gramos de hierro están combinados con 32,20 gramos de cloro, formando un compuesto. ¿Cuál es la fórmula de dicho compuesto? R:

FeCl3

87.- Un compuesto está formado por 70% de hierro y 30% de oxígeno. Determinar su fórmula empírica. R:

DETERMINACION DE FORMULAS MOLECULARES 50

Fe2O3

88.- PROBLEMA TIPO. Un compuesto contiene 85,6% de carbono y 14,2% de hidrogeno. Su peso molecular es 42. ¿Cuál es su fórmula molecular? Pesos atómicos: C = 12; H = 1.

RESOLUCION a) Se busca la formula empírica por el método habitual: C=

85,6 14,2 =7,1 H = =14,2 12 1

b) Estos valores se dividen entre el menor para hallar una relación numérica sencilla. C=

7,1 14,2 =1 H= =2 7,1 7,1

c) Entonces, la formula empírica es CH 2. Para hallar la formula molecular se divide el peso molecular, 42 entre el peso de la formula empírica, que es 14 (12+1+1) 42 =3 14

d) Este número indica cuantas veces hay que aumentar la fórmula para poder obtener la formula molecular. 3 x CH2 = C3H6 La fórmula es molecular es C3H6

51

89.- Un compuesto contiene 82,76% de carbono y 17,24% de hidrogeno. Sabiendo que su peso molecular es 58, hallar: a) formula empírica; b) formula molecular. R:

a) C2H5 b) C4H10

90.- Una sustancia contiene: carbono 40%; hidrogeno 6,66% y oxigeno 53,34%. Si su peso molecular es 60, ¿Cuál es su fórmula molecular? R: C2H4O 2

91.- 500 centímetros cúbicos de un gas, a P.T.N., pesan 0,581 gramos. La composición de la sustancia gaseosa es: C = 92,36%; H = 7,64%. Hallar su fórmula molecular. R:

C2H2

COMPOSICION CENTESIMAL 92.- PROBLEMA TIPO. Conocida la fórmula del cloruro de calcio, CaCl 2, hallar el % de calcio y de cloro en dicha sustancia. Pesos atómicos: Ca = 40; Cl = 35,5

RESOLUCION a) Se busca el peso fórmula: Ca + 2Cl = CaCl2 40 + 2(35,5)= 111 b) Para hallar el % de calcio, se razona así:

52

Hay  Habrá 

Si en 111 g. de CaCl2 En 100 g. de CaCl2

40 g. de Ca X

X= 36,1% c) Para hallar el % de cloro, tenemos 111 g. 100 g.

 

71 g. X

X= 63,9% Luego, en el cloruro de calcio, hay 36,1% de calcio y 63,9% de cloro. 93.- Hallar los porcentajes de K, Cl, y O en el clorato de potasio, KClO 3. Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16 R:

K = 31,9% Cl = 28,9% O = 39,2%

94.- Determinar la composición centesimal del ácido sulfúrico, H 2SO4. Pesos atómicos: H = 1; S = 32; O = 16 R:

H = 2% S = 32,6% O = 65,4%

95.- Determinar la composición centesimal del nitrato de sodio, NaNO 3. Pesos atómicos: Na = 23; N = 14; O = 16 R:

53

Na = 27,0% N = 16,4% O = 56,0%

CAPITULO V LA VALENCIA


1. 2. 3. 4. 5. 6.

VALENCIA DE ELEMENTOS Y RADICALES (79 Y 81) VALENCIAS POSITIVAS Y NEGATIVAS (83) FÓRMULAS A PARTIR DE LA VALENCIA (86) REPRESENTACIÓN GRÁFICA DE FÓRMULAS (80) VALENCIA DE UN ELEMENTO EN UN COMPUESTO (84) PESOS EQUIVALENTES (87)

GENERALIDADES

54

Entendemos por valencia la capacidad de combinación de los átomos, individualmente o agrupaciones constituyendo radicales. La valencia de un elemento es una propiedad que solo se pone de manifiesto cuando el elemento se combina; por ello a los elementos sin combinarse, es decir libres, se les asigna valencia cero. Desde cero las valencias se desplazan en sentido negativo hasta -7 y positivo hasta +7, como se muestra seguidamente:

El hidrogeno es el elemento que se toma como patrón para establecer la escala de valencia; de manera, pues que el hidrogeno valencia uno; quiere decir que es monovalente, y, con más exactitud, monovalente positivo. El cloro, en el HCl, ácido clorhídrico, es monovalente negativo; obsérvese que un átomo monovalente positivo se ha combinado con otro monovalente negativo. Este es el principio fundamental que se sigue para explicar las combinaciones de los átomos formando sustancias compuestas: que siempre existan tantas valencias positivas como negativas. Los radicales son átomos o conjuntos de átomos con valencias libres, dispuestos a combinarse rápidamente, y por ello, inestables. Los radicales no existen en libertad. Cuando el oxígeno, que es divalente negativo, se une al hidrogeno, que es monovalente positivo, se produce el radical oxhidrilo, OH, con una valencia negativa. La desigualdad en las valencias de los átomos que se combinan es la causa de que se produzcan radicales con valencias libres y no sustancias con todas sus valencias compensadas. Las soluciones de los ejercicios que siguen, pueden verse al final del capítulo. 55

VALENCIA DE ELEMENTOS Y RADICALES 96.- Al lado de cada elemento o radical, escriba su valencia. a) Mg c) OH e) Zn g) Ca I) Al k) PO4 m) Ba o) C

b) SO4 d) Na f) NO3 h) CO3 j) Ag l) K n) O p) SO3

97.- Los elementos, cuyos símbolos se citan a continuación, tienen valencia variable. Escríbalas. a) S c) P e) N g) Mn

b) Br d) Cu f) I h) Cl 56

I) Fe

j) Hg

VALENCIAS POSITIVAS Y NEGATIVAS 98.- Escriba las valencias de los elementos que siguen a continuación, indicando su carácter positivo (+) o negativo (-) a) H c) Zn e) Ag g) Cu I) N

b) O d) K f) Cl h) S j) Na

Cuando el cloro (y en general los halógenos) se combinan con el hidrogeno y con los mentales actúa como monovalente negativo. FORMULAS A PARTIR DE LA VALENCIA 99.- PROBLEMA TIPO. Escriba las fórmulas de: a) cloruro de potasio; b) cloruro de calcio y c) sulfato de aluminio.

RESOLUCION a) Se escriben los símbolos uno al lado del otro, empezando por el del metal y encima de los mismos sus valencias respectivas. Recuérdese que cuando el cloro se une a los metales, actúa como monovalente. KIClI Siempre que ambos elementos tengan la misma valencia, la fórmula es, simplemente, la agrupación de sus símbolos: KCl

57

b) Se escriben los símbolos y las valencias CaII ClI La valencia del calcio se coloca como sub-índice al cloro y viceversa: CaCl2 c) Se escriben el aluminio y el radical sulfato, con sus valencias AlIII SO4II Se intercambian las valencias, encerrando al radical sulfato entre paréntesis para evitar confusiones con los sub-índices. Al2 (SO4)3

100.- Empleando las valencias, escriba las formulas correctas de los compuestos siguientes: a) Na Cl c) Ca O e) Al O g) Ca OH I) CuII SO4 k) FeIII SO4 m) Ca NO3 ñ) Ca (HSO4) p) Na NO3

b) K Br d) Na O f) Na OH h) FeIII OH j) Na SO4 l) Na NO3 n) K (HSO4) o) H S q) (NH4) SO4

ESCRITURA DE FORMULAS A PARTIR DE LA VALENCIA 101.-

58

bromuro

nitrato

hidróxido

óxido

sulfuro

sulfato

sulfito

carbonato

fosfato

Sulfato ácido

Símbolo o radical

cloruro

Nombre

Cl-

Br-

NO3-

OH-

O=

S=

SO4=

SO3=

CO3=

PO4≡

HSO4-

Metal y símbolo Sodio, Na

NaCl

Potasio, K

KCl

Plata, Ag

AgCl

Amonio, NH4

NH4Cl

Mercurio I, Hg

HgCl

Mercurio II,Hg

HgCl2

Zinc, Zn

ZnCl2

Calcio, Ca

CaCl2

Magnesio, Mg

MgCl2

Cobre II, Cu

CuCl2

Bario, Ba

BaCl2

Plomo II, Pb

PbCl2

Hierro II, Fe

FeCl2

Hierro III, Fe

FeCl3

Aluminio, Al

AlCl3

X X X X

X

X

X el compuesto no se forma

REPRESENTACION GRAFICA DE FORMULAS 102.- PROBLEMA TIPO. Representar gráficamente las fórmulas de: a) cloruro de calcio, CaCl 2; b) ácido nítrico, HNO3 y oxido férrico, Fe2O3.

59

RESOLUCION a) En el cloruro de calcio, CaCl2; hay un átomo de calcio divalente y dora tomos de cloro, cada uno de los cuales es monovalente. Luego:

Es la fórmula gráfica del cloruro de calcio. Cada trazo representa al mismo tiempo una valencia del calcio y la valencia del cloro.

b) En el ácido nítrico, HNO3, hay un hidrogeno monovalente, un nitrógeno pentavalente y tres oxígenos , cada uno de los cuales es divalente; entonces, la única forma de escribir los enlaces es:

Cuéntese las valencias de cada átomo en particular, para comprobar que están completas.

c) En el óxido férrico, Fe2O3, existen dos átomos de hierro trivalentes y tres de oxigeno divalente. Por tanto, la formula será

60

103.- a continuación se escriben algunas estructuras que deben ser completadas con las con las valencias respectivas. En algunos casos aparecerá un número encima de determinado elemento. Es la valencia con la cual actúa. En los demás casos es innecesario porque se trata de elementos con valencias fijas. O a)

Cl

b) A l

Ba

O A l Cl O

Cloruro de Bario

Oxido de Aluminio

c)

d)

O 6

O H

4

S O

O

Dióxido de Azufre f) H

Hidróxido de Calcio

5

O

O

O H

Agua Oxigenada

O

h)

OH

P 5

O

O

O H

Ácido Sulfúrico e) O H Ca O H

g)

S

O

O

P

OH

P O

OH

Pentóxido de Fósforo

Oxido Fosfórico

61

i)

j) O K

O

Cl

O

Cl

OH

O Clorato de potasio

Ácido Cloroso

104.- A continuación se dan unas fórmulas que deben ser desarrolladas colocándoles las respectivas valencias. Cuando se trate de un elemento de valencia variable, hay que asignarle aquella que le convenga, de modo que ni sobren ni falten valencias. a) Cloruro férrico, FeCl3 b) Nitrato de sodio, NaNO3 c) Sulfato de potasio, K2SO4 d) Hidróxido de aluminio, Al (OH)3 e) Fosfato de sodio, Na3PO4 f) Trióxido de azufre, SO3 g) Dióxido de carbono, CO2 h) Pentóxido de nitrógeno, N2O5 i) Amoniaco, NH3

desarrollada: desarrollada: desarrollada: desarrollada: desarrollada: desarrollada: desarrollada: desarrollada: desarrollada:

VALENCIA DE UN ELEMENTO EN UN COMPUESTO 105.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuál es la valencia del cloro en el clorato de potasio, KClO 3?

RESOLUCION Este ejercicio tiene por objeto determinar la valencia variable de un elemento, cuando se conocen las valencias de otros elementos a que a él se unen. En este caso el potasio y el oxígeno tienen valencias fijas 1 y -2, respectivamente. Entonces, se procede como sigue: a) Encima de la formula se escriben las valencias conocidas: 62

+ 1 K

-2 C O l 3

b) Se multiplican los sub-índices por las valencias: + 1 K

-2 C O l 3 -6

+ 1

c) Como en toda formula, la suma algebraica de las valencias debe ser igual a cero, tenemos: +1 + V - 6 = 0 V = valencia del cloro Y despejamos a V: V=6-1=5 Luego la valencia del cloro es +5

106.- ¿Cuál es la valencia del aluminio en Al 2O3? Solamente indicando los pasos tenemos: a) Al

-2 O

2

3

b) -2

63

Al

O

2

3

-6 c) V – 6 = 0 aluminio

V = valencia del

De donde: V = 6

d) Dos átomos de aluminio tienen 6 valencias positivas; entonces a cada átomo de aluminio le corresponde 6/2=3 valencias. Luego el aluminio es trivalente positivo. 107.- hallar la valencia de: a) Mn en MnCl4 b) Cr en K2Cr2O7 c) Fe en Fe2O3 d) Cl en HClO3 e) C en CaCO3 f) P en H3PO4 g) P en P2O3 h) N en NaNO3

PESOS EQUIVALENTES 108.- PROBLEMA TIPO. Hallar el peso equivalente del calcio en el cloruro de calcio, CaCl 2.

64

RESOLUCION a) Como el metal esta combinado con dos átomos de cloro, cada uno de los cuales es monovalente, se deduce que el calcio es divalente. b) Dividiendo el peso atómico del calcio, que es 40, entre su valencia, 2, se halla el peso equivalente. P . E .=

P . A 40 = =20 V 2

Si analizamos el óxido de calcio, CaO, vemos que 40 gramos de calcio se combinan con 16 gramos de oxigeno; luego 20 gramos de calcio (su P.E) se combinan con 8 gramos de oxigeno (el P.E de este elemento).

Nota: Los elementos se combinan entre sí en la proporción de sus pesos equivalentes.

109.- Hallar el peso equivalente del: a) Fe en FeCl2; (Fe = 56) b) Fe en FeCl3; (Fe = 56) c) Mg en MgO; (Mg = 24) d) Ba en BaCl2; (Ba = 137) e) Na en Na2O; (Na = 23) f) Hg en HgCl2; (Hg = 200)

65

SOLUCIONES 96.a) 2; i) 3;

b) 2; j) 1;

c) 1; k) 3;

d) 1; l) 1;

e) 2; m) 2;

f) 1; n) 2;

g) 2; o) 4;

97.a) 2-4-6 f) 1-3-5-7

b) 1-3-5-7 c) 3-5 g) 2-3-4-6-7 h) 1-3-5-7

98.-

66

d) 1-2 i) 2-3

e) 3-5 j) 1-2

h) 2; p) 2

a) +1 f) -1

b) -2 g) +1 y +2

c) +2 h) -2

d) +1 i) -3

e) +1 j) +1

99.a) KCl

b) CaCl2

c) Al2(SO4)3

100.a) NaCl f) NaOH k) Fe(SO4)3 p) H2S 103.-

b) KBr g) Ca(OH)2 l) NaNO3 q) Na2CO3

c) CaO h) Fe(OH)3 m) Ca(NO3)2 r) (NH4)2SO4

a)

d) Na2O i) CuSO4 n) KHSO4

e) Al2O3 j) Na2SO4 o) Ca(HSO4)2

b) Al I O I Al

Ba − Cl I Cl

c)

−

O

−

O

d) O ←

OH I S → O I OH

e)

O = S = O

f) Ca −

O H

H − O − O − H

I O

67

H

g) O

O

h) ←

←

P I O I P

= O

OH I O ← P − O H I OH

= O

104.a )

Cl

b )

O

I F − C e l I Cl

N a

e)

‖ − O − N → O

f) O ←

ONa I P − ON a I ONa

g)

O ‖ O ← S → O

h) O = C = O

O

68

i)

105.-

+5;

106.-

+3;

107.-

a) +4; e) +4;

108.-

20 g;

109.-

a) 28;

‖ N → O I O I N → O ‖ O

H I N − H I H

b) +6; f) +5;

c) +3; g) +3;

d) +5 h) +5;

b) 18,66;

c) 12;

d) 68,5;

e) 23;

f) 100;

CAPITULO VI NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS QUIMICOS


1. NOMENCALTURA DE LOS OXIDOS (91) 69

2. 3. 4. 5. 6. 7.

NOMENCALTURA DE ACIDOS BINARIOS (91) NOMENCALTURA DE SALES BINARIAS (92) NOMENCALTURA DE BASES (92) NOMENCALTURA DE ACIDOS TERNARIOS (92) NOMENCALTURA DE SALES TERNARIAS (93) NOMENCALTURA DE SALES ACIDAS (82)

GENERALIDADES La nomenclatura de los compuestos químicos es el conjunto de palabras de carácter técnico del que nos valemos para designar apropiadamente todas las sustancias. A través de los años la nomenclatura química ha experimentado grandes variaciones; actualmente se siguen las normas dictadas por la Unión Internacional de Química, organismo de carácter mundial, que persigue crear un lenguaje capaz de ser entendido por los químicos de todo el mundo. Por ejemplo: la sustancia MnO 2, en español es llamada dióxido de manganeso; en francés, dioxyde de manganese; en italiano, diossido di manganese; en inglés, manganese dioxide y en alemán, mangandioyd. Como se observa, ha podido logar una gran semejanza en la nomenclatura entre los distintos idiomas. La nomenclatura de los compuestos químicos es uno de los capítulos que debe dominar el estudiante antes de seguir avanzando. Las soluciones a los ejercicios pueden verse al final del capítulo. NOMENCLATURA DE LOS OXIDOS Los óxidos son los compuestos formados por la combinación del oxígeno con los demás elementos. Si el oxígeno se une a un metal origina un oxido básico; si se combina con un no metal, un oxido ácido. 110.- Cuando el metal actúa solo con una valencia y, por tanto, forma un único compuesto con el oxígeno, este se nombra anteponiendo la palabra óxido al nombre del metal.

70

Ejemplo: CaO, Oxido de calcio. Al lado de cada formula, coloque el nombre correspondiente: a ) c ) e )

Na2 O MgO

b) K2O d) Ba O f) Zn O

Al2O 3

111.- Cuando el metal que se combina con el oxígeno, trabaja con dos valencia diferentes, se usa el sufijo OSO para el compuesto en que el metal actúa con menor valencia e ICO para la mayor valencia. Ejemplo: el cobre monovalente forma un óxido, Cu2O, que es llamado oxido cuproso. El cobre divalente produce un oxido, CuO, llamado óxido cúprico. Usando los sufijos OSO e ICO, nombra los óxidos siguientes: a ) c ) e ) g )

Hg2 O FeO Au2 O SnO

b HgO ) d Fe2O ) 3 f) Au2O 3

h )

SnO2

Nota: los óxidos metálicos también pueden nombrarse haciendo referencia a la valencia del metal. Por ejemplo: Cu2O, óxido de cobre monovalente u óxido de cobre I; CuO, óxido de cobre divalente u óxido de cobre II. Esta manera de nombrar los óxidos, aunque es más correcta, no se ha generalizado mucho.

71

112.- Para los óxidos ácidos (óxidos de los no metales), se acostumbra emplear los prefijos mono, di, tri, tetra o penta, según la cantidad de oxigeno presente en el óxido. Los óxidos de nitrógeno se denominarían: FORMULA

NOMBRE

NO NO2 N2O3 N2O4 N2O5

Monóxido de nitrógeno Dióxido de nitrógeno Trióxido de nitrógeno Tetraóxido de nitrógeno Pentóxido de nitrógeno

Usando los prefijos indicados, nombre los óxidos siguientes: a ) c ) e ) g ) i)

Cl2O Cl2O 3

P2O3 CO I2O3

b ) d ) f)

ClO2

h ) j)

CO2

Cl2O 5

P2O5

I2O5

NOMENCLATURA DE ACIDOS BINARIOS Los ácidos binarios o hidrácidos, están formados por hidrogeno y un no metal. Se nombran con la palabra ácido, seguida por una contracción del nombre del no metal y el sufijo hídrico. Ejemplo: HCl: Ácido Clorhídrico 113.- Dele nombre a los siguientes hidrácidos. a)

HBr

Ácido Bromhídrico 72

b) c) d)

HI HF H2S

Ácido Iodhídrico Ácido Fluorhidríco Ácido Sulfhidríco

NOMENCLATURA DE LAS SALES BINARIAS Los sales binarias o haloideas, se derivan de los ácidos binarios, reemplazando el hidrogeno ácido por un metal. Así, el cloruro de sodio, y todos los cloruros, se derivan del ácido clorhídrico. Obsérvese que la terminación HÍDRICO del ácido se ha cambiado en la sal por URO. Cuando el metal actúa con dos valencias diferentes se emplean los sufijos OSO e ICO: FeCl2, cloruro ferroso y FeCl3, cloruro férrico. A continuación los hidrácidos y los nombres de las sales que de ellos se originan: Clorhídrico Bromhídric o Yodhídrico Fluorhídric o Sulfhídrico

Cloruros Bromuros Yoduros Fluoruros Sulfuros

114.- Al lado de cada formula coloque el nombre correspondiente: a ) c ) e ) g ) i)

KCl CuC l AgB r NaI Na2

b ) d ) f)

CaCl

h ) j)

CaF2

73

2

CuCl 2

KBr

FeS

S 115.- Al lado de cada formula coloque el nombre corresponde a la sal: a ) c ) e ) g )

FeS3

b) HgCl 2

ZnCl

d) CaBr

2

PbS

2

f)

BaCl 2

MgI2

h )

AuCl 2

Nota: Las sales de metales con valencia variables también pueden denominarse así: FeCl2, dicloruro de hierro y FeCl3, tricloruro de hierro. NOMENCLATURA DE LAS BASES Todas las bases contienen el radical OH, oxhidrilo, unido a uno o más átomos metálicos. Las bases se nombran con la palabra hidróxido seguida por el nombre del metal; por ejemplo: NaOH, hidróxido de sodio. Si el metal tiene dos valencias, y forma dos hidróxidos, se emplean los sufijos OSO e ICO; por ejemplo: Fe(OH)2, hidróxido ferroso y Fe(OH)3 , hidróxido férrico.

116.- Al lado de cada formula, escriba el nombre corresponde a la base:

a Ca(OH) ) 2 c NH4OH ) e CuOH )

b KOH ) d Ba(OH) ) 2 f) Cu(OH) 2

74

g )

Mg(OH)

h )

2

Zn(OH) 2

NOMENCLATURA DE ACIDOS TERNARIOS Los ácidos ternarios están constituidos por hidrogeno, oxígeno y un no metal. Los ácidos ternarios se denominan oxácidos porque contienen oxígeno. Teóricamente se originan de la reacción entre un óxido ácido y el agua. De acuerdo con la cantidad de oxigeno que contengan en su molécula, se emplean los sufijos prefijos OSO, ICO, HIPO y PER para diferenciarlos. 117.- a continuación se muestran los ácidos oxigenados (oxácidos) del cloro con sus correspondientes anhídridos:

Cl2O + H2O

H2Cl2O 2

simplificand o

Anhídrido Hipocloroso

Cl2O3 + H2O

Acido Hipocloroso

H2Cl2O 4

simplificand o

Anhídrido hipocloroso

Cl2O5 + H2O

HClO2 Ácido Cloroso

H2Cl2O 6

simplificand o

Anhídrido Clórico

Cl2O7 + H2O

HClO

HClO3 Ácido Clórico

H2Cl2O 8

simplificand o

Anhídrido Perclórico

HClO4 Ácido Perclórico

118.- Seguidamente una lista de algunos oxácidos y sus radicales: FORMUL

NOMBRE

RADICA 75

NOMBRE

A HNO HNO2 HNO3 H2SO3 H2SO4 H2S2O8 H2CO3 HBrO HBrO3 HIO3

Ácido hiponitroso Acido nitroso Ácido nítrico Acido sulfuroso Ácido sulfúrico Ácido persulfúrico Ácido carbónico Ácido hipobromoso Ácido brómico Ácido yódico

L NONO2NO3SO3= SO4= S2O8= CO3= BrOBrO3IO3-

hiponitrito nitrito nitrato sulfito sulfato persulfato carbonato hipobromito bromato yodato

Los ácidos oxácidos del fosforo presentan cierta complicación, debido a que cada anhídrido de este elemento puede reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua, dando lugar a tres series de diferentes ácidos llamados meta, piro y orto. El anhídrido fosforoso, P2O3, al reaccionar con el agua, produce: P2O3 + H2O P2O3 + 2H2O P2O3 + 3H2O

2HPO2 H4P2O5 H3PO3

Ácido metafosfóroso Ácido pirofosfóroso Ácido ortofosfóroso o simplemente fosforoso

El anhídrido fosfórico, P2O5, al reaccionar con el agua, produce: P2O5 P2O5 P2O5

+ H2 O + 2H2O + 3H2O

2HPO3 H4P2O7 H3PO4

Ácido metafosfórico Ácido pirofosfórico Ácido ortofosfórico o simplemente fosfórico

NOMENCLATURA DE LAS SALES OXISALES El siguiente ejemplo ilustra la manera correcta de denominar las sales ternarias (oxisales).

76

De acuerdo con la cantidad de oxigeno que contengan en su molécula, se emplean los sufijos prefijos OSO, ICO, HIPO y PER para diferenciarlos. HClO: ácido hipocloroso HClO2: ácido cloroso HClO3: ácido clórico HClO4: ácido perclórico

NaClO: hipoclorito de sodio NaClO2: clorito de sodio NaClO3: clorato de sodio NaClO4: perclorato de sodio

Los ácidos terminados en OSO producen una sal que termina en ITO. Aquellos que terminan en ICO una sal que termina en ATO. El ácido sulfuroso produce los sulfitos y el sulfúrico los sulfatos.

119.- Al lado de la formula escriba el nombre de la oxisal: a ) c ) e ) g ) i) k )

KClO

b) KClO3

KClO2

d) KClO4

Na2SO4

f)

Mg(OH)2

h) NaNO2

K4PO4 CuCO3

j) l)

CaSO3

Zn(ClO3)2 K2CO3

120.- Al lado del nombre escriba la fórmula que corresponda: a ) b ) c )

Sulfato de magnesio Clorato de calcio Hipoclorito de sodio

77

d ) e ) f) g ) h ) i) j) k ) l)

Nitrato de zinc Fosfato de sodio Nitrato cúprico Sulfato mercurioso Sulfito de potasio Persulfato de sodio Nitrito de bario Carbonato de calcio Carbonato de magnesio

121.- Escriba los siguientes radicales, indicando al lado sus valencias respectivas: hipoclorito, clorito, clorato, perclorato, sulfato, sulfito, nitrito, nitrato, fosfato y carbonato. RADICA L ClO

NOMBRE Hipoclorit o Clorito Clorato Perclorato Sulfato Sulfito Nitrito Nitrato Fosfato Carbonato

VALENCI A 1

NOMENCLATURA DE LAS SALES ACIDAS

78

Si en el ácido sulfúrico, H2SO4, reemplazamos un átomo de hidrogeno por un átomo de un metal, digamos sodio, Na, obtendremos una sal ácida: el sulfato acido de sodio, NaHSO 4. H

N a SO

SO

4

4

H

H

Sales ácidas son aquellas que contienen hidrógeno. Solo forman sales acidas aquellas aquellos ácidos que tienen dos o más átomos de hidrógeno, es decir los llamado poliácidos. A continuación una lista de los principales radicales ácidos y sus valencias. RADICAL HSO4HSO3HCO3HSH2PO4HPO4=

NOMBRE Sulfato ácido Sulfito ácido o bisulfito Carbonato ácido o bicarbonato Sulfuro ácido Fosfato diácido Fosfato monoácido

VALENCIA 1 1 1 1 1 2

122.- Al lado de cada fórmula escriba el nombre correspondiente: a ) c ) e ) g )

KHSO4

b) Ca(HSO4)2

NaHSO4

d) NaHCO3

Ba(HCO3)2

f)

NaH2PO4

h) Na2HPO4

79

KHS

123.- Al lado de cada nombre escriba la fórmula correcta: a ) b ) c) d ) e)

Sulfato acido de magnesio Bicarbonato de potasio Carbonato acido de calcio Sulfuro acido de sodio

Fosfato monoácido de sodio (fosfato disódico) f) Fosfato diácido de sodio (fosfato monosódico) g Bisulfito de calcio ) h Sulfato acido de bario )

SOLUCIONES 110.a Óxido de sodio. ) c Óxido de magnesio. ) e Óxido de aluminio. )

b) Óxido de potasio.

a Óxido mercurioso ) c Óxido ferroso

b) Óxido mercúrico

d) Óxido de bario. f)

Óxido de zinc

111.-

d) Óxido férrico 80

) e ) g )

Óxido auroso

f)

Óxido áurico

Óxido estannoso

h )

Óxido estánnico

Monóxido de cloro

b) Dióxido de cloro

Trióxido de cloro

d) Pentóxido de cloro

Trióxido de fosforo

f)

Pentóxido de fosforo

Monóxido de carbono

h ) j)

Dióxido de carbono

112.a ) c ) e ) g ) i)

Trióxido de yodo

Pentóxido de yodo

113.a) b) c) d)

Ácido Bromhídrico Ácido yodhídrico Ácido fluorhídrico Ácido sulfhídrico

114.a ) c ) e ) g ) i)

Cloruro de potasio

b) Cloruro de calcio

Cloruro de cuproso

d) Cloruro cúprico

Bromuro de plata

f)

Bromuro de potasio

Yoduro de sodio

h ) j)

Fluoruro de calcio

Sulfuro de sodio

81

Sulfuro de hierro

115.a ) c ) e ) g )

Sulfuro férrico

b) Cloruro mercúrico

Cloruro de zinc

d) Bromuro de calcio

Sulfuro plumboso*

f)

Cloruro de bario

Yoduro de magnesio

h )

Cloruro de potasio

a ) c ) e ) g )

Hidróxido de calcio

b) Hidróxido de potasio

Hidróxido de amonio

d) Hidróxido de bario

Hidróxido cuproso

f)

Hidróxido cúprico

Hidróxido de magnesio

h )

Hidróxido de zinc

a ) c ) e ) g ) i) k )

Hipoclorito de potasio

b) clorato de potasio

clorito de potasio

d) perclorato de potasio

Sulfato de sodio

f)

Sulfito de calcio

Sulfato de zinc

h ) j) l)

Nitrito de sodio

116.-

119.-

Fosfato tripotásico Carbonato cúprico

82

Clorato de zinc Carbonato de potasio

120.a ) b ) c ) d ) e ) f) g ) h ) i) j) k ) l)

MgSO4 Ca(ClO3)2 NaClO Zn(NO2)2 Na3PO4 Cu(NO3)2 Hg2SO4 K2SO3 Na2S2O8 Ba(NO2)2 CaCO3 MgCO3

121.RADICA L ClO ClO2ClO3ClO4SO4= SO3= NO2NO3PO4≡ CO3=

NOMBRE Hipoclorit o Clorito Clorato Perclorato Sulfato Sulfito Nitrito Nitrato Fosfato Carbonato 83

VALENCI A 1 1 1 1 2 2 1 1 3 2

122.a ) c) e) g )

Sulfato acido de potasio

b) Sulfato acido de calcio

Sulfato acido de sodio Bicarbonato de bario Fosfato monosódico

d) Bicarbonato de sodio f) Sulfuro acido de potasio h Fosfato disódico )

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

Mg(HSO4)2 KHCO3 Ca(HCO3)2 NaHS Na2HPO4 NaH2PO4 Ca(HSO3)2 Mg(HSO4)2

CAPITULO VII LAS ECUACIONES 84

CONOCIMIENTOS FUNDAMENTALES PARA LA RESOLUCION DE ESTOS EJERCICIOS:

1. ECUACIONES QUIMICAS (95)

GENERALIDADES Las ecuaciones son las representaciones gráficas, mediante el empleo de símbolos y fórmulas, de las transformaciones que experimentan las sustancias. Una ecuación química consta de dos : el de la izquierda, que contiene las sustancias que reaccionan, y el de la derecha, que contiene las sustancias que se producen. La flecha, que separa los dos , indica el sentido de la reacción. La ecuación: Fe

+



S

FeS

Se lee diciendo que: un átomo de hierro se ha combinado con un átomo de azufre, produciéndose una molécula de sulfuro de hierro. Observándose que en los dos de la ecuación hay el mismo número de átomos de hierro y azufre; la ecuación esta igualada o balanceada. Una ecuación se considera correctamente escrita solo cuando esta balanceada; de lo contrario no estaría de acuerdo con la ley de conservación de los pesos, ya que en las transformaciones químicas no hay pérdida de peso. La ecuación: S

+

O2 85



SO2

Se lee diciendo que: un átomo de azufre, más una molécula de oxígeno, produce una molécula de dióxido de azufre. Nótese que las sustancias gaseosas siempre representan como moléculas: O2, Cl2, N2, H2, etc. La anterior ecuación también esta balanceada, ya que existe igual cantidad de átomos de azufre y oxígeno a izquierda y derecha de la ecuación. En la ecuación: Mg

+

HCl



MgCl2

+

H2 ↑

↑ la flecha indica que la sustancia formada es un gas que se desprende; en otras ecuaciones aparece la flecha ↓ la cual señala que la sustancia formada precipita. Esta ecuación no está igualada; en el primer miembro existe un átomo de hidrogeno y dos en el segundo, mientras que uno en el primero. Si multiplicamos HCl x 2 o sea 2HCl, tenemos: Mg

+

2 HCl



MgCl2

+

H2 ↑

Y la ecuación estará balanceada. Este procedimiento se llama balanceo de ecuaciones, y se lleva a cabo colocando, delante de las sustancias que se desea igualar, unos números llamados coeficientes. Los coeficientes multiplican a toda la molécula Por ejemplo: En En En En

2 SO4= 2 MgCl2 2 H2SO4 3 Cu(NO3)2

Hay Hay Hay Hay

86

2Sy8O 2 Mg y 6 Cl 4 H, 2 S y 8 O 3 Cu, 6 N y 18 O

La ecuación: Al

+

HCl



AlCl3

+

H2

No esta balanceada: el número de átomos de hidrogeno y cloro en el primer miembro, no corresponde al número de átomos de estos mismos elementos en el segundo miembro. Si multiplicamos HCl x 3 (3 HCl), tendremos balanceado el cloro: Al

+

3 HCl



AlCl3

+

H2

Pero el hidrogeno queda sin igualar, ya que hay tres hidrógenos en el primer miembro y solo dos en el segundo. Si multiplicamos HCl x 6 (6 HCl), tendremos igualados el cloro y el hidrogeno a la vez: Al

+

6 HCl



2 AlCl3

+

3 H2

Y con multiplicar el aluminio Al x 2 (2 Al) en el primer miembro, estará completamente balanceada la ecuación: 2 Al

+

6 HCl



2 AlCl3

+

3 H2

Lo más práctico es proceder de una vez a eliminar sub-índices impares. Por ejemplo, en la ecuación: N2

+

O2



N2O5

Si multiplicamos N2O5 x 2 (2 N2O5), tendremos diez oxígenos en vez de cinco originales. Colocando entonces los coeficientes 2 y 5 delante del nitrógeno y del oxígeno, respectivamente estará balanceada la ecuación:  2 N2 + 5 O2 2 N2O5 Al final del capítulo se encontraran las ecuaciones que se proponen como ejercicios, debidamente balanceadas.

87

BALANCEO DE ECUACIONES A continuación se escriben algunas ecuaciones esquemáticas y balanceadas: el alumno deberá debe razonar los pasos que se han seguido en el balanceo:

124.Esquemática: Balanceada:

Zn Zn

+ +

HCl 2 HCl

 

ZnCl2 ZnCl2

+ +

H2 H2

(desplazamiento)

125.Esquemática HCl : Balanceada: 2 HCl

+ Ca(OH)2 

CaCl2

+

+ Ca(OH)2 

CaCl2

+ 2 H2O

H2 O


Al2O3 Al2O3

+ +

H2SO4 3 H2SO4

 Al2(SO4)  Al2(SO4)3

+ +

H2 O 3 H2O

127.Esquemática : Balanceada:

P

+

O2



P2O3 (Combinación)

4P

+

3 O2



2 P2O3

Na

+

H2O



NaOH

2 Na

+

2 H2 O


+

H2

 2 NaOH +

H2

129.88

Esquemática: Balanceada:

P2O5 P2O5

+ +

 

H2 O 3 H2O

H3PO4 2 H3PO4


KClO3 2 KClO3

 

KCl 2 KCl

+ +

O2 3 O2

(Descomposición)


Fe

+

HCl



FeCl3

+

H2

2 Fe

+

6 HCl



2 FeCl3

+

3 H2

132.Esquemática: NaOH + CuCl2  Cu(OH)2 + NaCl Balanceada: 2 NaOH + CuCl2  Cu(OH)2 + 2 NaCl

(Doble descomposición)


Cu Cu

+ +

 Cu(NO3)2 +  Cu(NO3)2 +

HNO3 4 HNO3

H2 O 2 H2O

+ NO2 + 2 NO2

Como ejercicio, balancee las ecuaciones siguientes: 134.135.136.137.138.139.140.141.142.143.144.-

Al Cu Cu N2 HCl Hg Fe2O3 KMnO4 ZnS P HNO3

+ + + + + + + + + +

H2SO4 H2SO4 HNO3 O2 MnO2 H2SO4 C H2SO4 O2 Cl2

          

Al2(SO4)3 CuSO4 Cu(NO3)2 N2O4 MnCl2 HgSO4 Fe K2SO4 ZnO PCl5 H2 O 89

+ + +

H2 SO2 H2O

+ +

H2 O NO

+ H2O + H2O + CO + MnSO4 + SO2

+ +

Cl2 SO2

+

H2 O

+

+

O2

NO2

+

O2

145.146.147.148.149.150.151.-

MgO NH3 N2 HNO3 H2 S I2 Cl2

+ HCl O2 + H2 + + SO2 + HNO3 + HNO3 + NaOH

      

MgCl2 NO NH3 H2 O H2 O HIO3 NaCl

+ +

H2O H2O

+ NO2 + SO2 + NO2 + NaClO

+ + + +

SO3 NO H2 O H2 O

REACIONES TIPICAS Para poder escribir correctamente una ecuación, es necesario conocer las sustancias que reaccionan y las que se producen. En algunas reacciones tipo, es posible predecir los productos que se forman: a continuación se ofrecen algunos casos: A .

METAL

+

2 Mg

+

OXIGEN O O2



OXIDO BASICO



2 MgO

Esta reacción tipo es una combinación. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 152.153.154.155.156.B .

Ca Na Hg Fe Al

+ + + + +

No METAL

+

S

+

O2 O2 O2 O2 O2

    

OXIGEN O O2

 

Esta reacción tipo es una combinación.

90

OXIDO ACIDO (anhídrido) SO2

Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 157.158.159.160.161.C .

N2 P C Si S

+ + + + +

O2 O2 O2 O2 O2

    

OXIDO BASICO

+

AGUA



BASE (hidróxido)

MgO

+

H2O



Mg(OH)2

Esta reacción tipo es una combinación. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 162.163.164.165.166.D .

CaO BaO Na2O K2O FeO

+ + + + +

H2 O H2 O H2 O H2 O H2 O

    

OXIDO ACIDO

+

AGUA



ACIDO

SO2

+

H2 O



H2SO3

Esta reacción tipo es una combinación. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 167.168.169.170.171.-

SO3 CO2 N2O5 P2O5 P2O3

+ + + + +

H2 O H2 O H2 O H2 O H2 O

    

91

OXIDO BASICO + ACIDO  SAL  CaO + HCl CaCl2 Esta reacción tipo es una doble descomposición. E.

+ +

AGUA H2O

Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 172.173.174.175.176.F.

MgO Na2O BaO CaO CuO

ACID O HCl

+ + + + +

    

HCl HCl H2SO4 H3PO4 HCl

+ + + + +

+

BASE



SAL

+

AGUA

+

NaOH



NaCl

+

H2O

Esta reacción tipo es una doble descomposición. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 177.178.179.180.181.G .

H2SO4 NaOH + HCl KOH +  HCl + Ca(OH)2 H3PO4 Ba(OH)2 + HNO3 NaOH +

META L Zn

 

+ + +

 

+ +

+

ACIDO



SAL

+

+

HCl



ZnCl2

+

HIDROGEN O H2

Esta reacción tipo es un desplazamiento. Solo la producen los ácidos (preferiblemente diluidos) con los metales activos. El ácido nítrico difiere de los otros ácidos en que casi nunca libera hidrogeno al reaccionar con los metales (solo lo hace con el magnesio) 92

Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 182.183.184.185.186.H .

Ca Mg Mg Al Fe

+ + + + +

HCl H2SO4 HNO3 H2SO4 HCl

    

+ + + + +

SAL A

+

SAL B



SAL C

+

SAL D

NaCl

+

AgNO3



AgCl

+

NaNO3

Esta reacción tipo es una doble descomposición. Complete y balancee las ecuaciones siguientes: 187.188.189.190.191.-

KCl CaCl2 Na2SO4 K2SO4 Al2(SO4)3

+ + + + +

AgNO3 AgNO3 BaCl2 CaCl2 BaCl2

    

93

+ + + + +

SOLUCIONES 134.135.136.137.138.139.140.141.142.143.144.145.146.147.148.149.150.151.-

2Al Cu 3Cu 2N2 4HCl Hg Fe2O3 2KMnO4 2ZnS 2P 4HNO3 MgO 4NH3 N2 2HNO3 H2S I2 Cl2

+ + + + + + + + + + + + + + + + +

3H2SO4 2H2SO4 8HNO3 3O2 MnO2 2H2SO4 3C 3H2SO4 3O2 5Cl2 2HCl 5O2 3H2 SO2 2HNO3 10HNO3 2NaOH

                 

Al2(SO4)3 CuSO4 3Cu(NO3)2 2N2O3 MnCl2 HgSO4 2Fe K2SO4 2ZnO 2PCl5 2H2O MgCl2 4NO 2NH3 H2O 2H2O 2HIO3 NaCl

A.152.153.154.155.156.-

2Ca 4Na 2Hg 2Fe 4Al

+ + + + +

O2 O2 O2 O2 3O2

    

2N2 4P

+ +

5O2 5O2

 

2CaO 2Na2O 2HgO 2FeO 2Al2O3

B.157.158.-

2N2O5 2P2O5 94

+ 3H2 + SO2 + 4H2O

+ +

2H2O 2NO

+ +

Cl2 SO2

+

3H2O

+ 4NO2 + H2O + 6H2O

+

O2

+ 2NO2 + SO2 + 10NO2 + NaClO

+ + + +

3SO3 2NO 4H2O H2O

+ + + + +

2H2O 2H2O 3CO 2MnSO4 2SO2

+

O2

159.160.161.-

C Si S

  

O2 O2 O2

+ + +

CO2 SiO2 SO2

C.162.163.164.165.166.-

CaO BaO Na2O K2O FeO

H2O H2O H2O H2O H2O

    

Ca(OH)2 Ba(OH)2 2NaOH 2KOH Fe(OH)2

H2O H2O H2O 3H2O 3H2O

    

H2SO4 H2CO3 2HNO3 2H3PO4 2H3PO3

+ + + + +

D.167.168.169.170.171.-

SO3 CO2 N2O5 P2O5 P2O3

+ + + + +

E.172.173.174.175.176.-

MgO Na2O BaO 3CaO CuO

+ + + + +

2HCl 2HCl H2SO4 2H3PO4 2HCl

    

MgCl2 2NaCl BaSO4 Ca3(PO4)2 CuCl2

2NaOH KOH Ca(OH)2 3Ba(OH)2 NaOH

    

Na2SO4 KCl CaCl2 Ba3(PO4)3 NaNO3

+ + + + +

H2O H2O H2O 3H2O H2O

F.177.178.179.180.181.-

H2SO4 HCl 2HCl 2H3PO4 HNO3

+ + + + +

Ca Mg Mg 2Al

2HCl H2SO4 2HNO3 3H2SO4

+ + + + +

G.182.183.184.185.-

+ + + +

   

CaCl MgSO4 Mg(NO3)2 Al2(SO4)3 95

+ + + +

H2 H2 H2 3H2

2H2O H2O 2H2O 6H2O H2O

186.-

Fe

+

2HCl



FeCl2

+

H2

H.187.188.189.190.191.-

KCl CaCl2 Na2SO4 K2SO4 Al2(SO4)3

+ + + + +

    

AgNO3 2AgNO3 BaCl2 CaCl2 3BaCl2

AgCl 2AgCl BaSO4 CaSO4 3BaSO4

+ + + + +

KNO3 Ca(NO3)2 2NaCl 2KCl 2AlCl3

CAPITULO VIII CALCULOS BASADOS EN ECUACIONES


1. 2. 3. 4.

PROBLEMAS CON RELACION DE PESOS (101) PROBLEMAS CON RELACION DE PESOS Y VOLUMENES (102) PROBLEMAS CON RELACION DE VOLUMENES (104) PROBLEMAS CON PORCENTAJES (137)

GENERLIDADES Una ecuación química, además de mostrar las transformaciones que experimentan las sustancias, lleva en si relaciones definidas de peso o de volumen entre los reaccionantes y los resultantes. Examinemos, desde un punto de vista cuantitativo, la reacción entre magnesio y el ácido clorhídrico: Mg 1 átomo 24 g.

+

2 HCl 2 molécula 2*36,5=73 g.



96

MgCl2 1 molécula 95 g.

+

H2 1 molécula 2 g. o 22,4 l

Debajo de las ecuaciones se han escrito los pesos y volúmenes que toman parte en la reacción; de ella se deduce que para obtener 2 gramos o 22,4 litros de hidrógeno, será preciso disolver exactamente 24 gramos de magnesio en suficiente ácido clorhídrico. Si se emplea menor cantidad del metal, la cantidad de hidrogeno será proporcionalmente menor. Supongamos que se utilicen 12 gramos de magnesio; entonces se obtendrá 1 gramo de hidrogeno o su equivalente en volumen de 11,2 litros. Los problemas que siguen a continuación, tienen, como base fundamental, el establecimiento de la ecuación que corresponde, debidamente balanceada; además, el conocimiento de los pesos de los átomos y de las moléculas, que en cada caso, toman parte en el proceso. Sin esta base, se dificultará el aprendizaje de problemas basados en ecuaciones químicas.

PROBLEMAS CON RELACION DE PESOS 192.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de oxigeno se obtendrán por la descomposición, mediante el calor, de 20 gramos de clorato de potasio, KClO 3? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16.

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación debidamente balanceada: 2 KClO3



2 KCl

+

3 O2

b) De la ecuación se desprende que con dos moléculas de clorato de potasio se obtienen tres moléculas oxígeno. Se busca el peso molecular al clorato de potasio. 39

+

35,

+

3 * 16 =

97

122,5 g.

K

+

5 Cl

+

3*O

=

KClO3

Y lo mismo al oxigeno 2 * 16 = 32 = O2 Estos valores se colocan debajo de las sustancias en la ecuación, teniendo cuidado de multiplicarlos por los coeficientes empleados en el balanceo: 2 KClO3 2*112,5 g. 245 g.



2 KCl

+

3 O2 3*32 g. 96 g.

c) Debajo de esos pesos se escriben, en el orden correspondiente, el dato del problema y la incógnita: 2 KClO3 245 g. 20 g.



2 KCl

+

3 O2 96 g. X

Resultando una regla de tres que se lee así: si con 245 gramos de clorato de potasio se obtienen 96 gramos de oxígeno, con 20 gramos de clorato de potasio se obtendrán X gramos de oxígeno.

d) Se resuelve la regla de tres así planteada: X=

20 g∗96 g =7,85 g . 245 g

Luego, con 20 gramos de clorato de potasio se obtienen 7,85 gramos de oxígeno.

98

193.- ¿Cuántos gramos de oxigeno se producirán por la descomposición, mediante calor, de 4,5 gramos de clorato de potasio puro? R:

1,76 g.

194.- ¿Cuántos gramos de clorato de potasio se habrán utilizado en una experiencia en la cual se produjeron 2,8 gramos de oxígeno? R:

1,14 g.

195.- ¿Cuántos gramos de oxigeno se producirán por la descomposición, mediante calor, de 25 gramos de óxido mercúrico? Pesos atómicos: Hg = 200; O = 16 R:

1,85 g.

196.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de hidrogeno se obtendrán al disolver 5 gramos de zinc en exceso de ácido clorhídrico diluido? Pesos Atómicos: Zn = 65; H = 1

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada: Zn

+

2 HCl



ZnCl2

+

H2

b) Con un átomo de zinc, que pesa 65 gramos, se obtienen dos átomos de hidrógeno, es decir una molécula que pesa 2 gramos. Estos valores se escriben debajo de la ecuación: Zn 65 g.

+

2 HCl



99

ZnCl2

+

H2 2 g.

c) A continuación se copia el dato del problema y la incógnita: Zn 65 g. 5 g.

+

2 HCl



ZnCl2

+

H2 2 g. X

Resultando una regla de tres que se lee así: si con 65 gramos de zinc se obtienes 2 gramos de hidrógeno, con 5 gramos se obtendrán X gramos.

d) Se resuelve la regla de tres: X=

5 g∗2 g =0,15 g . 65 g

Luego, con 5 gramos de zinc se obtienen 0,15 gramos de hidrógeno.

197.- Se disuelven 17,5 gramos de zinc en ácido clorhídrico. Calcular cuántos gramos de hidrogeno se obtendrán. R:

0,53 g.

198.- ¿Qué cantidad de magnesio será preciso hacer reaccionar con ácido clorhídrico para obtener 0,98 gramos de hidrógeno? Peso atómico: Mg = 24 R: 11,76 g. 199.- Cierta cantidad de hierro se hizo reaccionar con ácido sulfúrico, produciéndose sulfato ferroso y 1,15 gramos de hidrógeno. ¿Qué cantidad de hierro se empleó en la reacción? Peso atómico: Fe = 56

100

R: 32,2 g.

200.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio se formaran al hacer reaccionar 5 gramos de óxido de calcio con suficiente agua? Pesos Atómicos: Ca = 40; O = 16; H = 1

RESOLUCION

Indicando solamente los pasos: a) Ca O

+

+ + 56 g.

H2O 16



H2 O

Ca(OH) 2

b) CaO 40



Ca(OH)2 40 + (2*16) + (2*1) 74 g.

c) CaO

+ 56 g. 5 g.

H2O



d) X=

5 g∗74 g =6,6 g . 56 g

101

Ca(OH)2 74 g. X

201.- ¿Cuántos gramos de sulfuro ferroso se producirán al combinarse 20 gramos de hierro con suficiente azufre? Peso atómico: Fe = 56; S = 32 R: 11,4 g. 202.- ¿Qué cantidad de zinc habrá que disolver en ácido sulfúrico para obtener 85 gramos de sulfato de zinc? Peso atómico: Zn = 65; S = 32; O = 16. R: 33,88 g. 203.- ¿Qué cantidad de sodio habrá que disolver en agua para que se produzcan 65 gramos de hidróxido de sodio? Peso atómico: Na = 23; O = 16; H = 1 R: 37,3 g. 204.- ¿Qué cantidad de sulfato de potasio se formará al hacer reaccionar 18 gramos de hidróxido de potasio con suficiente ácido sulfúrico? Peso atómico: K = 39; O = 16; S = 32; H = 1 R: 27,9 g. 205.- ¿Cuántos gramos de óxido de magnesio se producirán en la combinación de 1,20 gramos de magnesio con oxígeno? Peso atómico: Na = 23; O = 16; H = 1 R: 2,0 g.

PROBLEMAS CON RELACIÓN DE PESO Y VOLUMEN 206.- PROBLEMA TIPO. 102

¿Cuántos litros de hidrógeno, a P.T.N., se obtendrán al hacer reaccionar 7 gramos de zinc con suficiente ácido clorhídrico? Pesos atómicos: Zn = 65.

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada: Zn

+

2 HCl



ZnCl2

+

H2 ↑

b) Debajo de las sustancias que se relacionan en el problema (zinc e hidrógeno) se escriben el peso y el volumen correspondientes. Recuérdese que una molécula de hidrogeno, H2, ocupa a P.T.N., un volumen de 22,4 litros. Zn 65 g.

+

2 HCl



ZnCl2

+

H2 ↑ 22,4 l

c) Debajo de estos valores se colocan, a su vez, el dato del problema y la incógnita. Zn 65 g. 7 g.

+

2 HCl



ZnCl2

+

H2 ↑ 22,4 l X

d) Se resuelve la regla de tres: X=

7 g∗22,4 l =2,4 l . 65 g

Con 7 gramos de zinc se obtienen 2,4 litros de hidrógeno en condiciones normales. Si el volumen se exigiese en centímetros cúbicos o en mililitros, bastaría con multiplicar el resultado anterior (2,4 l) por mil, ya que 1 litro es igual a 1000 centímetros cúbicos o 1000 mililitros. 103

Entonces. X =2,4 l x 1000=2400 cc .

207.- ¿Cuántos litros de hidrógeno, a P.T.N., se obtendrán al hacer reaccionar 12 gramos de magnesio con exceso de ácido clorhídrico? Peso atómico: Mg = 24 R: 11,2 l. 208.- ¿Cuántos gramos de zinc serán necesarios para obtener 5000 centímetros cúbicos de hidrogeno, a P.T.N.? Peso atómico: Zn = 65 R: 14,5 g. 209.- ¿Cuántos gramos de hierro hay que disolver en ácido clorhídrico para obtener 8000 centímetros cúbicos de hidrogeno, a P.T.N.? Peso atómico: Fe = 65 R: 20 g. 210.- ¿Cuántos gramos de zinc hay que disolver en ácido clorhídrico para obtener 4,5 litros de hidrógeno, a P.T.N.? Peso atómico: Zn = 65 R: 13,07 g. 211.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de dióxido de azufre, a P.T.N., se producirán al quemar 23 gramos de azufre en atmosfera de oxígeno? Peso atómico: S = 32

104

R: 16000 cc. 212.- ¿Cuántos gramos de azufre se combinaran con el oxígeno del aire para producir un litro de dióxido de azufre? Peso atómico: S = 32 R: 1,42 g. 213.- ¿Cuántos litros de dióxido de carbono, en condiciones normales, se formaran por la combustión de 32 gramos de carbono en atmosfera de en atmosfera de oxígeno? Peso atómico: C = 12 R: 59,65 l. 214.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos litros de oxígeno, a P.T.N., se producirán en la descomposición de 59 gramos de clorato de potasio? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16.

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada: 2 KClO3

 2 KCl2

+

3 O2

b) Debajo del clorato de potasio se escribe el peso de esta sustancia que toma parte de esta reacción; coma una molécula pesa 122,5 gramos, dos moléculas pesaran 2 x 122,5 gramos o sea 245 gramos. Debajo del oxígeno. El volumen producido, o sea 3 x 22,4 l = 67,2 litros.

105

2 KClO3 245 g.

 2 KCl2

+

3 O2 67,2 l

c) Luego el dato del problema y la ecuación: 2 KClO3 245 g. 59 g.

 2 KCl2

+

3 O2 67,2 l X

d) Resolviendo la regla de tres, tenemos: X=

59 g∗67,2l =13,44 l . 245 g

Con 59 gramos de clorato de potasio se obtienen 13,44 litros de oxígeno a P.T.N.

215.- ¿Cuántos gramos de oxígeno, a P.T.N., se obtendrán en la descomposición de 40 gramos de clorato de potasio? R: 10,96 l. 216.- ¿Qué cantidad de clorato de potasio será preciso descomponer para obtener 5000 centímetros cúbicos de oxígeno a P.T.N.? R: 18,2 g. 217.- ¿Cuántos gramos de óxido mercúrico, HgO, habrá que calentar para obtener 3200 centímetros cúbicos de oxígeno a P.T.N.? Peso atómico Hg = 200; O = 16. R: 61,7 g.

106

218.- ¿Cuántos litros de oxígeno a 0 ºC y 760 milímetros de mercurio de presión, se obtendrán por la descomposición de 23,82 gramos de óxido mercúrico? R: 1,23 l. 219.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de oxígeno, a 0 ºC y 760 milímetros de mercurio de presión, se obtendrán en la descomposición de 1,22 gramos de clorato de potasio? R: 335 cc. 220.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos litros de oxígeno, a 27ºC y 700 milímetros de mercurio de presión se podrán recoger mediante la descomposición de 30 gramos de clorato de potasio? Pesos Atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16.

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada, colocando debajo peso y volumen correspondiente: 2 KClO3 245 g.

 2 KCl2

+

3 O2 67,2 l

b) Luego se colocan el dato del problema y la incógnita: 2 KClO3  2 KCl2 245 g. 59 g. De donde:

107

+

3 O2 67,2 l X

X=

30 g∗67,2l =8,25 l . 245 g

Con 30 gramos de clorato de potasio se obtienen 8,25 litros de oxígeno a P.T.N. (0 ºC y 760 mmHg)

c) Se aplica la ecuación combinada para llevar este volumen de oxígeno a las condiciones exigidos en el problema, o sea 27 ºC y 700 mmHg de presión: DATOS V1 = P1 = T1 = V2 = P2 = T2 =

FORMUL A V1*P1*T2

8,25 l 760 mmHg 0 ºC + 273 = 273 ºK ? 700 mmHg 27 ºC + 273 = 273 ºK

= V2*P2*T1 ó

V 2=

V 1∗P1∗T 2 P2∗T 1

Reemplazando por los respectivos valores, se tiene: V 2=

8,25 l∗760 mmHg∗300 ºK =9,28 l 700 mmHg∗273ºK

Con 30 gramos de clorato de potasio se obtienen, a 27 ºC y 700 mm Hg de presión, 9,28 litros de oxígeno.

221.- ¿Cuántos gramos de oxígeno, a P.T.N., se obtendrán en la descomposición de 40 gramos de clorato de potasio? R: 5,9 l. 108

222.- ¿Qué cantidad de clorato de potasio será preciso descomponer para obtener 5000 centímetros cúbicos de oxígeno a P.T.N.? R: 0,24 l. 223.- ¿Cuántos gramos de óxido mercúrico, HgO, habrá que calentar para obtener 3200 centímetros cúbicos de oxígeno a P.T.N.? Peso atómico Hg = 200; O = 16. R: 2500 cc. 224.- ¿Cuántos litros de oxígeno a 0 ºC y 760 milímetros de mercurio de presión, se obtendrán por la descomposición de 23,82 gramos de óxido mercúrico? R: 6,8 l. 225.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de oxígeno, a 0 ºC y 760 milímetros de mercurio de presión, se obtendrán en la descomposición de 1,22 gramos de clorato de potasio? R: 60 l. 226.- ¿Qué volumen de oxigeno, a 27 ºC y 740 milímetros de mercurio de presión, podrá obtenerse descomponiendo 8,66 gramos de clorato de potasio? R: 2,68 l. 227.- ¿Qué volumen de oxigeno, a 15 ºC y 720 milímetros de mercurio de presión, podrá obtenerse con 18 gramos de HgO? R: 1 l.

109

228.- PROBLEMA TIPO. ¿Qué cantidad de magnesio hábra que disolver en ácido clorhídrico para obtener 2 litros de hidrogeno, medidos a 20ºC y 800 milímetros de mercurio? Pesos Atómicos: Mg = 24

RESOLUCION a) Se reduce el volumen de hidrogeno a condiciones normales.

DATOS V1 = P1 = T1 = V2 = P2 = T2 =

FORMUL A V1*P1*T2

2l 800 mmHg 20 ºC + 273 = 293 ºK ? 760 mmHg 0 ºC + 273 = 273 ºK

= V2*P2*T1 ó

V 2=

V 1∗P1∗T 2 P2∗T 1

Reemplazando por los respectivos valores, se tiene: V 2=

2l∗800 mmHg∗273 ºK =1,96 l 760 mmHg∗293ºK

b) Ahora se calcula la cantidad de magnesio necesario para obtener 1,96 litros de hidrógeno en condiciones normales. Se escribe la ecuación balanceada, colocando debajo el peso de magnesio e yl volumen de hidrogeno. Mg 24 g.

+

2 HCl



110

MgCl2

+

H2 ↑ 22,4 l

c) Luego se añaden el dato del problema (modificado según se vio en el aprtado a) y la incognita) Mg 24 g. X

+

2 HCl



MgCl2

+

H2 ↑ 22,4 l 1,96 l

d) Despejando la incognita, resulta: X=

1,96 l∗24 g =2,12 g . 22,4 l

Entonces para obtener 2 litros de hidrógeno, a 20ºC y 800 mmHg, se requieren 2,12 gramos de magnesio.

229.- ¿Cuántos gramos de zinc se requieren para obtener 500 centimetros cúbicos de hidrógeno a 20ºC y 720 milímetros de mercurio de presión? R: 1,29 g. 230.- ¿Cuántos gramos de zinc serán necesarios para obtener 50 litros de hidrogeno a 15ºC y 710 milímetros de mercurio de presión? R: 128 g. 231.- ¿Cuántos gramos de clorato de potasio se requieren para obtener 480 centimetros cúbicos de oxigeno a 21ºC y 640 milímetros de mercurio de presión? R: 1,37 g.

111

232.- ¿Cuántos gramos de HgO se necesitan para obtener 300 centimetros cúbicos de oxígeno a 15ºC y 740 milímetros de mercurio de presión? R: 5,32 g. PROBLEMAS CON RELACION DE VOLUMENES 233.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos litros de vapor de agua se producirn al combinarse 10 litros de oxígeno con suficiente hidrógeno?

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada. 2 H2

+

O2



2 H2 O

b) Como cada molecuala representa, en condiciones normales, un volumen de 22,4 litros, tenemos: 2 H2

+

O2 22,4 l.



2 H2O 2*22,4 l

O sea que con 22,4 litros de oxigeno se obtienen 44,8 litros de vapor de agua. c) Debajo de esos datos se escribien el dato del problema y la incognita. 2 H2

+

O2 22,4 l. 10 l.

112



2 H2O 2*22,4 l X

d) Se resuelve la regla de tres:Despejando la incognita, resulta: X=

10 l∗44,8 l =20l 22,4 l

Con 10 litros de oxigeno se obtienen 20 litros de vapor de agua.

234.- ¿Cuántos litros de hidrógeno se combinaran con 1,8 litros de oxígeno para formar vapor de agua? Suponggase los gases en condiciones normales, antes y después de la reacción. R: 3,6 l. 235.- ¿Cuántos litros de amoníaco, en codiciones normales se formaran por la reacción entre 5,5 litros de hidrógeno con un exceso de nitrógeno? R: 3,66 l. 236.- ¿Cuántos litros de amoníaco se producirán al hacr reaccionar 750 litros de nitrógeno con suficiente hidrógeno? R: 1500 l. 237.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de dióxido de azufre se producirán por la combustión de un exceso de azufre en 350 centimetros cúbicos de oxígeno? R: 350 cc. 238.- Basandose en la reacción: H2

+

Cl2

113



2 HCl

Calcule qué volumen de cloro es necesario para obtener 8,35 litros de cloruro de hidrogeno. R: 4,17 l. 239.- La combustión del alcohol etílico se representa por la ecuación: C2H2O H

+

3 O2



2 CO2

+

3 H2O

Si en este proceso se han formado 580 centimetro cúbicos de dióxido de carbono, ¿Qué cantidad de oxígeno tomó parte en la combustión? 870 R: cc

PROBLEMAS CON PORCENTAJES La mayoría de los sustancias conlas que se trabaja en el laboratorio no son puras, de allí que sea importante manejar los porcentajes de pureza, para poder calcular con exactitud el rendimiento de una reacción. Los problemas de porcentaje pueden ser de dos tipos: directos e inversos.

PROBLEMAS CON PORCENTAJE DIRECTO 240.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos litros de oxígeno, en condiciones normales, se otendrán por la descomposición de 10 gramos de clorato de potasio de 80% de pureza?

114

RESOLUCION a) Se busca la cantidad de clorato de potasio puro contenida en los 10 gramos. 100 g. 10 g.

 

80 g. X

De donde: X=

10 g∗80 g . =8 g . 100 g

b) Se escribe la ecuación balanceada y debajo la relación pesovolumen correspondiente y la incognita. 2 KClO3 245 g 8g



2 KCl

+

3 O2 3*22,4 l X

De donde X es igual:

X=

8 g∗67,2l =2,19 l 245 g

Luego por la descomposición de 10 gramos de clorato de potasio, de 80% de pureza, se obtienen 2,19 litros de oxígeno.

241.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de oxígeno, en condiciones normales, se obtendrán por la descomposición de 35 gramos de clorato de potasio de 75% de pureza? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16. R: 7200 cc.

115

242.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de hidrógeno, en condiciones normales, se obtendrán disolviendo 16,55 gramos de zinc, de 92% de pureza, en suficiente ácido clorhídrico? Pesos atómicos: Zn = 65 R: 5,25 l. 243.- Calcular que cantidad de hidróxido de calcio se podrá obtener a partir de 1 kilogramo de oxido calcio, mediante reacción con el agua. El oxido contiene 5,6% de impurezas. Pesos atómicos: Ca = 40; O = 16; H = 1 R: 1248 g. PROBLEMAS CON PORCENTAJE INVERSO 244.- PROBLEMA TIPO. ¿Qué cantidad de hierro, de 90% de pureza, será necesario para obtener 0,25 litros de hidrógeno, en condiciones normales, a partir de la reacción entre este metal y acido clorihidrico?

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada; debajo los pesos y volúmenes correspondientes y además el otro dato del problema y la incógnita. Fe 56 g X

+

2 HCl



De donde X es igual:

116

FeCl2

+

H2 22,4 l 0,25 l

X=

56 g∗0,25 l. =0,625 l . 22,4 l

b) Si el hierro empleado en la reacción fuese puro, se necesitarían 0,625 gramos. Pero como se tiene un 90% de pureza, hay que hacer el razonamiento siguiente: si 90 gramos de hierro puro están contenidos en 100 gramos de hierro impuro, entonces, 0,625 gramos de hierro estarán contenidos en X. X=

0.625 g∗100 g =0,696 g 90 g

Entonces la cantidad de real de hierro requerida es de 0,696 gramos.

245.- ¿Qué cantidad de magnesio, de 70% pureza, se empleará para obtener 500 centimetros cúbicos de hidrógeno a P.T.N? Pesos atómicos: Mg = 24. R: 0,77 g. 246.- ¿Qué cantidad de KClO3, de 80% de pureza, será necesario para obtener 2 litros de oxígeno en condiciones normales? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16 R: 9 g. 247.- ¿Qué cantidad de KClO3, de 90% de pureza, será necesario para obtener 1000 centimetros cunicos de oxígeno en condiciones normales? R: 4 g.

117

248.- ¿Cuántos gramos de CaO, de 50% de pureza, deben reaccionar con agua para producir 200 gramos de Ca(OH)2? Pesos atómicos: Ca = 40; O = 16 R: 302 g. 249.- PROBLEMA TIPO. Calentando 12 gramos de KClO3, se produjeron 2 litros de oxígeno, medidos en condiciones normales. ¿Cuál es la pureza del clorato de potasio utilizado? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16

RESOLUCION a) Se calcula cuantos litros de oxígeno se obtendrán mediante la descomposición de 12 gramos de KClO 3.para ello se escribe la ecuación balanceada y debajo, en orden, peso y volumen que se relacionan, el dato del problema y la incógnita: 2 KClO3 245 g 12 g



2 KCl

+

De donde: X=

12 g∗67,2 l . =3,3l . 245 g

b) Luego se plantea la siguiente regla de tres: 3,3 l. 2l.

 

118

100 %. X %.

3 O2 3*22,4 l X

Que se lee así: si 3,3 litros correspondena un clorato de potasio ciento por ciento puro, 2 litros corresponderán a un clorato con un X por ciento de pureza. Resolviendo la la regla de tres se tiene que: X=

2 l.∗100 =60,6 3,3l .

Luego el clorato de potasio utilizado tenía pureza del 60,6%.

250.- Descomponiendo por el calor 8 gramos de clorato de potasio se obtuvo un litro de oxígeno, medido a P.T.N. ¿Cuál es la pureza del clorato de potasio empleado? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16 R: 45,5 %. 251.- Disolviendo 6 gramos de magnesio en ácido clorhídrico, se obtuvieron 3 litros de hidrógeno medidos en condiciones normales. ¿Cuál es la pureza del magnesio empleado? Pesos atómicos: Mg = 24 R: 53,5%. 252.- Disolviendo 13 gramos de zinc en ácido clorhídrico, se pueden recoger hasta 3 litros de hidrógeno medidos en condiciones normales. ¿Cuál es la pureza del zinc? Pesos atómicos: Zn = 65 R: 67,5 %. 253.- PROBLEMA TIPO.

119

Haciendo reaccionar con ácido clorhídrico una barra de hierro de 80% de pureza, se recogieron 6,4 litros de hidrógeno a P.T.N. ¿Cuál era el peso de la barra de hierro? Pesos atómicos: Fe = 56;

RESOLUCION a) Se calcula el peso de hierro necesario para producir 6,4 litros de hidrógeno a P.T.N.; para ello se escribe al ecuación balanceada, debejo se escribe la relación peso-volumen indicada por la ecuación y luego el dato del problema y la incógnita: Fe 56 g Xg

+

2 HCl



2 FeCl2

+

H2 22,4 l 6,4 l

De donde: X=

6,4 l∗56 g . =16 g . 22,4 l .

b) Se plantea entonces una regla de tres: 80 g. 16 g.

 

100 g X

Que se lee así: 80 gramos de hierro puro están contenidos en 100 gramos de hierro impuro, 16 gramos estarán contenidos en x cantidad de hierro impuro. De donde X será igual a: X=

16 g .∗100 g =20 g 80 g .

120

Entonces el peso de la barra de hierro que produjo 6,4 litros de hidrógeno, a P.T.N., era de 20 gramos.

254.- Empleando clorato de potasio de 80% de pureza, se obtienen 2190 centimetros cúbicos de oxígeno a P.T.N. ¿Cuál fue el peso de KClO 3 empleado? Pesos atómicos: K = 39; Cl = 35,5; O = 16 R: 10 g. 255.- Se recogieron 5250 centimetros cúbicos de hidrógeno disolviendo una barra de zinc de 92% de pureza en ácido sulfúrico. ¿Cuál fue el peso de la barra metalica? Pesos atómicos: Mg = 56 R: 16,5 g. 256.- Se disuelve una barra de zinc, conteniendo 12% de impurezas, en HCl y se desprenden 4500 centimetros cúbicos de hidrógeno a P.T.N. ¿Cuál era el peso de barra de zinc? Pesos atómicos: Zn = 65 R: 14,6 g.

121

CAPITULO IX CONCENTRACION DE LAS SOLUCIONES Y NEUTRALIZACION


1. 2. 3. 4. 5.

EL SOLUTO Y LA CONCENTRACION (166) LA NEUTRALIZACION (210) TITULACION (211) MOLARIDAD (212) NORMALIDAD (213) 122

GENERALIDADES Caundo agregamos cloruro de sodio al agua la sal desaparece; decimos que se a disuelto, queriendo signeficar con esto que las partículas (cristales) visibles de cloruro de sodio se han dividido formando otras mas pequeñas e invisibles que penetran entre las moléculas del agua. En esencia ésta es la explicación del fenómeno conocido como disolución. La sustancia que se diuelve se llama soluto y la que disuelve, disolvente o solvente. Para expresar la concentración de una solución, o sea la cantidad de soluto contenida endeterminado volumen de solución, pueden utilizarse unidades físicas o químicas. Empleando unidades físicas tenemos los siguientes tipos de soluciones: a) Soluciones porcentulaes, donde soluto y solvente se expresan en gramos. b) Soluciones porcentulaes, donde soluto se expresa en gramos y solvente se expresan en volumen. c) Soluciones porcentulaes, donde soluto y solvente se expresan en volumen.

Utilizando unidades químicas para expresar la concentración: a) Soluciones molares, que se refieren al número de moléculas gramo de soluto por litro de solución. b) Soluciones normales, que se refiere al número de equivalentes gramo de soluto por litro de solución. Los problemas ue siguen a continuación son sencillas, pero de carácter básico. En el curso inmediato superior se estudiaran otros mas complicados.

123

CONCENTRACION EXPRESADA EN UNIDADES FISICAS SOLUCIOES PORCENTULAES PESO SOBRE PESO (P/P)

257.- PROBLEMA TIPO. En 80 gramos de agua se disuelven 10 gramos de cloruro de sodio, NaCl. ¿Cuál es la concentración de la solución?

RESOLUCION Solucion = Soluto + Solvente = 10 g. + 80 g. = 90 g. de solución.

124

Si en 90 gramos de solución hay 10 gramos de soluto. En 100 gramos de solución habrá X gramos de soluto. De donde: X=

100 g∗10 g =11,11 g . 90 g .

En 100 gramos de solución existen 11,11 gramos de soluto, luego la concentración, expresada en peso/peso (p/p), será de 11,11 %.

258.- En 150 gramos de agua se disuelven 5 gramos de sulfato de cúprico, CuSO4. Hallara la concentración de soución. R: 3,2 % 259.- En 20 centimetros cúbicos de agua (20 gramos) se disuelven 2 gramos de sal común, NaCl. ¿Cuál es la concentración de soución? R: 9,1 % p/p 260.- En 800 centimetros cúbicos de agua se disuelven 50 gramos de sulfato de sodio, Na2SO4. Calcular la concentración de solución. R: 5,8 % p/p 261.- ¿Qué cantidad de NaCl y de H 2O hay que en 100 gramos de una solución al 20 % p/p? R: NaCl 20 g. H2O 80 g.

125

262.- ¿Qué cantidad de NaCl y de H 2O hay que en 30 gramos de una solución al 40 % p/p? R: NaCl 12 g. H2O 18 g.

PESO SOBRE VOLUMEN (P/V) 263.- PROBLEMA TIPO. En 500 centimetros cúbicos de solución están contenidos 25 gramos de cloruro de potasio, KCl, ¿Cuál es la concentración de la solución?

RESOLUCION Si en 500 centimetros cúbicos de solución hay 25 gramos de soluto. En 100 centimetros cúbicos de solución habrá X. gramos de soluto. De donde: X=

100 cc∗25 g =5 g . 500 cc

Si En 100 centimetros cúbicos de solución hay disueltos 5 gramos de KCl, la solución tiene una concentración del 5% p/v.

264.- En 400 centimetros cúbicos de solución están contenidos 8 gramos de cloruro de sodio, NaCl, ¿Cuál es la concentración de la solución? R: 2 % p/v

126

265.- En 20 centimetros cúbicos de agua (20 gramos) se disuelven 2 gramos de sal común, NaCl. ¿Cuál es la concentración de soución? R: 4 % p/v 266.- ¿Cuántos gramos de sulfato de sodio, Na 2SO4, estarán contenidos en 800 centímetros cúbicos de solución al 3 %? R: 24 g. 267.- ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio, NaOH, estarán contenidos en 1 centímetro cúbico de solución al 7,5 %? R: 24 g. 268.- ¿En cuantos centímetros cúbicos de solución deberán estar contenidos 5 gramos de NaCl, para que la concentración de la solución sea de 8 %? R: 62,5 cc.

VOLUMEN SOBRE VOLUMEN (V/V) 269.- PROBLEMA TIPO. A 50 centímetros cúbicos de agua destilada se añade 10 centímetros cúbicos solución concentrada de ácido clorhídrico, HCl. ¿Cuál es la concentración de la solución?

RESOLUCION Volumen total de solución = 50 cc. + 10 cc. = 60 cc. Si en 60 cc de solución hay 10 cc de HCl. 127

En 100 cc de solución habrá X cc de HCl. De donde: X=

100 cc∗10 cc =16,6 cc 60 cc

Si En 100 centimetros cúbicos de solución hay disueltos 16,6 centimetros cúbicos de HCl, la solución tiene una concentración del 16,6 % v/v.

270.- A 15 centímetros cúbicos de agua destilada se agrega 1 centímetros cúbicos solución concentrada de ácido clorhídrico, HCl. ¿Cuál es la concentración de la solución? R: 6,2 % v/v 271.- Se prepara una solución con 25 centimetros cúbicos de agua y 8 centimetros cúbicos de sulucion concentrada de acido sulfúrico, H 2SO4. Calcular la concentración de la solución resultante. R: 24,2 % v/v 272.- Se mezclan 20 centímetros cúbicos de alcohol con 3 centímetros cúbicos de agua. Calcular la concentración del alcohol en la solución preparada. R: 40 % v/v. 273.- En 50 centímetros cúbicos de una solución de ácido clorhídrico, HCl, al 12 % (v/v); ¿Cuántos centímetros cúbicos de HCl hay? R: 6 cc.

128

274.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de una solución hay que añadir a 15 centímetros cúbicos de una solución concentrada de ácido sulfúrico, H2SO4, para obtener una solución al 2 % v/v? R: 735 cc.

CONCENTRACION EXPRESADA EN UNIDADES QUIMICAS MOLARIDAD – INCOGNITA EN GRAMOS 275.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de NaOH será necesario disolver para preparar 500 centímetros cúbicos de solución 0,25 M? Peso molecular del NaOH = 40 g.

RESOLUCION a) Por definición: en 1000 centÍmetros cúbicos de solución Molar (1M) hay una molécula-gramo de NaOH, o sea 40 gramos; en tonces se razona asi: Si en 1000 centimetros cúbicos hay 40 gramos de NaOH. En 500 centimetros cúbicos habrá X. gramos de NaOH. De donde: X=

500 cc∗40 g =20 g 1000 cc

129

b) Esto es si se fuera a preparar 500 centimetros cúbicos de solución un molar; pero como la solución se quiere a 0,25M se dice: Si para la solucion 1M se requieren 20 gramos de NaOH. Para la solución 0,25M se requerirán X. gramos de NaOH.

De donde: X=

0,25 M∗20 g =5 g 1M

Entonces, para preparar 500 centimetros cúbicos de solución 0,25 Molar se precisan 5 gramos de hidróxido de sodio NaOH.

276.- ¿Cuántos gramos de NaOH serán necesarios para preparar 250 centímetros cúbicos de solución 0,8 Molar? Peso molecular del NaOH = 40 g. R: 8 g. 277.- ¿Cuántos gramos de KOH serán necesarios para preparar 300 centímetros cúbicos de solución 1,5 Molar? Peso molecular del KOH = 56 g. R: 25,2 g. 278.- ¿Cuántos gramos de HCl puro se necesitaran para la preparación de 2,5 litros de solución 0,75 Molar? Peso molecular del HCl = 36,5 g. R: 68,43 g. 130

279.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 puro se necesitaran para la preparación de 1200 centímetros cúbicos de solución 0,98 Molar? Peso molecular del H2SO4 = 98 g. R: 115,24 g. MOLARIDAD – INCOGNITA M. 280.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuál será la molaridad de una solución que contiene 2 gramos de NaOH disueltos hasta tener un volumen de 500 centímetros cúbicos? Peso molecular del NaOH = 40 g.

RESOLUCION a) Basandonos en que 1000 centimetros cúbicos de solución Molar (1M) contienen 40 gramos de NaOH, decimos. Si en 1000 centimetros cúbicos hay 40 gramos de NaOH. En 500 centimetros cúbicos habrá X. gramos de NaOH. De donde: X=

500 cc∗40 g =20 g 1000 cc

b) Sabiendo que 20 gramos de NaOH, en 500 centimetros cúbicos de solución, producen una solución un molar (1M) se sigue que: Si 20 gramos producen una solucion 1M. 2 gramos producirán una solución X M. 131

De donde: X=

1 M∗2 g =0,1 M 20 g

Luego, 2 gramos de NaOH en 500 centímetros cúbicos de solución dan lugar a una solución 0,1M.

281.- ¿Cuál será la molaridad de una solución de NaOH que contiene 5 gramos del hidróxido en 800 centímetros cúbicos de solucion? Peso molecular del NaOH = 40 g. R: 0,15 M. 282.- Calcular la molaridad de 350 centímetos cúbicos de solución que contienen 10 gramos de HCl. Peso molecular del HCl = 36,5 g. R: 0,7 M. 283.- Si se disuelven 15 gramos de Ca(OH) 2 hasta obtener 900 centímetros cúbicos de solución, ¿Cuál será la molaridad resultante? Peso molecular del Ca(OH)2 = 36,5 g. R: 0,2 M. 284.- Se disuelven 12 gramos de acido sulfúrico hasta tener 1,5 litros de solución, ¿Cuál será la molaridad de la solución ácida? Peso molecular del H2SO4 = 98 g. R: 0,08 M 132

NORMALIDAD DE UN ACIDO – INCOGNITA EN GRAMOS. 285.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de acido sulfúrico serán necesarios para preparar 250 centímetros cúbicos de solución 0,5 N? Peso molecular del H2SO4 = 98 g.

RESOLUCION a) Antes que nada es preciso hallar el peso equivalente del ácido; como el ácido sulfúrico contiene en su molecula dos hidrógenos, dividimos el peso molecular entre dos. El resultado será el peso equivalente del ácido. PE=

PM 98 g = =49 g 2 2

b) Una solución normal (1N) de H2SO4 contiene, en 1000 centimetros cúbicos de solución, 49 gramos del acido, entonces: Si en 1000 centimetros cubicos hay 49 gramos del ácido. En 250 centimetros cúbicos habrá X gramos del ácido. De donde: X=

250 cc .∗49 g =12,25 g 1000 cc .

133

c) 12,25 gramos de H2SO4 en 250 centimetros cúbicos de solución producen una normalidad igual a 1N; pero como se busca preparar una solución 0,5N, tenemos aun que hacer el razonamiento que sigue: Si una solución 1N contiene 12,25 gramos. Una solución 0,5N contendrá X gramos.

X=

0,5 N∗12,25 g =6,125 g 1N

Para preparar 250 centímetros cúbicos de solución 1N de H 2SO4 se requieren 6,125 ramos del ácido.

NORMALIDAD DE UNA BASE – INCOGNITA EN GRAMOS. 286.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de NaOH serán necesarios para preparar 400 centímetros cúbicos de solución 1,5N? Peso molecular del NaOH = 40 g. RESOLUCION a) Se determina primero el peso equivalente del NaOH, dividiendo el peso molecular entre el número de oxidrilos. PE=

PM 40 g = =40 g OH 1

b) Una solución normal (1N) de NaOH contiene, en 1000 centimetros cúbicos de solución, 40 gramos de la base, luego: 134

Si en 1000 centimetros cubicos hay 49 gramos de la base. En 400 centimetros cúbicos habrá X gramos de la base. De donde: X=

400 cc .∗40 g =16 g 1000 cc .

c) 16 gramos NaOH en 400 centimetros cúbicos de solución producen una normalidad igual a 1N; pero como se quiere que la solución sea 1,5N, se dice: Si una solución 1N contiene 16 gramos de NaOH. Una solución 1,5N contendrá X gramos de NaOH. X=

1,5 N∗16 g =24 g 1N

Concluimos, entonces, que para prparar 400 centimetros cúbicos de solucion 1,5N se requieren 24 gramos de NaOH.

NORMALIDAD DE UNA SAL – INCOGNITA EN GRAMOS. 287.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de cloruro de calcio, CaCl 2, serán necesarios para la preparación de 600 centímetros cúbicos de solución 0,25N? Peso molecular del CaCl2 = 111 g.

RESOLUCION

135

a) El peso equivalente del cloruro de calcio se encuentra dividiendo su peso molecular entre el total de valencias del metal calcio. Como un atomo de calcio tiene dos valencias se divide, entonces , entre dos: PE=

PM 111 g = =55,5 g V 2

b) Sabiendo que 55,5 gramos (un peso equilvalente) de CaCl 2, esta contenido en 1000 centimetros cúbicos de solución normal (1N), decimos: Si en 1000 centimetros cubicos hay 55,5 gramos de la sal. En 600 centimetros cúbicos habrá X gramos de la sal. De donde: X=

600 cc .∗55,5 g =33,3 g 1000 cc .

c) 33,3 gramos están contenidos en 600 centimetros cúbicos de solución 1N; pero como la solución debe ser 0,25N: Si una solución 1N contiene 33,3 gramos de la sal. Una solución 0,25N contendrá X gramos de la sal. X=

0,25 N∗33,3 g =8,3 g 1N

Para preparar 600 centimetros cúbicos de solucion 0,25N de CaCl 2, se precisan 8,3 gramos de la sal.

288.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 estan contenidos en 5 litros de solución 2N? 136

Peso molecular del H2SO4 = 98 g. R: 490 g. 289.- ¿Cuántos gramos de NaOH puro son necesarios para preparar 2 litros de solución 1N? Peso molecular del NaOH = 40 g. R: 80 g. 290.- ¿Cuántos gramos de Ca(OH)2 estan contenidos en 800 centimetros cubicos de solución 0,12N? Peso molecular del Ca(OH)2 = 74 g. R: 3,5 g. 291.- ¿Cuántos gramos de HCl son necesarios para preparar 400 centimetros cúbicos de solución 0,15N? Peso molecular del HCl = 36,5 g. R: 2,19 g. 292.- ¿Cuántos gramos de BaCl2 serán necesarios para la preparación de 500 centimetros cúbicos de solución 0,25N? Peso molecular del BaCl2 = 208 g. R: 13 g. 293.- ¿Cuántos gramos de FeCl2 estan contenidos en 1 litro de solución 3N? Peso molecular del FeCl2 = 127 g. R: 190,5 g. 137

294.- ¿Cuántos gramos de FeCl3 estan contenidos en 500 centimetros cúbicos de solución 2N? Peso molecular del FeCl3 = 162,5 g. R: 54,16 g. 295.- ¿Cuántos gramos de ácido fosfórico H3PO4, serán necesarios para preparar 2 litros de solución 0,5N? Peso molecular del H3PO4= 98 g. R: 32,6 g. 296.- Calcular cuántos gramos de KOH se precisan para la preparación de 1200 centimetros cúbicos de solución 1,5N? Peso molecular del KOH = 56 g. R: 100,8 g. 297.- ¿Cuántos gramos de acido sulfúrico están contenidos en 50 centimetros cúbicos de solución 0,2N? Peso molecular del H2SO4 = 98 g. R: 0,49 g. NORMALIDAD – INCOGNITA N 298.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 2 gramos de acido sulfúrico en 100 centímetros cúbicos de solución? Peso equivalente del H2SO4 = 49 g.

138

RESOLUCION a) Siempre se parte de la base de que un peso equivalente del acido, 49 g, están contenidos en 1000 centimetros cúbicos de solución 1N, luego: Si 1000 centimetros cubicos contiene 49 gramos del ácido. 100 centimetros cúbicos contendrá X gramos del ácido. De donde: X=

100 cc .∗49 g =4,9 g 1000 cc .

b) 4,9 gramos del ácido en 100 centimetros cúbicos de solución producen una normalidad igual a 1N; pero como solo se tienen 2 gramos la normalidad será: Si con 4,9 gramos la normalidad es 1N. Con 2 gramos la normalidad será X. De donde: X=

2 g .∗1 N g =0,4 N 4,9 g .

Entonces, 2 gramos de acido sulfúrico en 100 centímetros cúbicos de solución dan origen a una solución 0,4N.

295.- ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 21 gramos de KOH en 2,5 litros de solución? Peso molecular del KOH = 56 g.

139

R: 0,15 N. 296.- Hallar la normalidad de una solución que contiene 0,535 gramos de Ba(OH)2 en 50 centímetros cúbicos de solución. Peso molecular del Ba(OH)2 = 171 g. R: 0,12 N. 297.- Calcular la normalidad que produce 8,33 gramos de cloruro de aluminio en 250 centimetros cúbicos de solución. Peso molecular del AlCl3 = 133,5 g. R: 0,75 N. 298.- Si en 400 centímetros cúbicos de solución están disueltos 4,9 gramos de ácido fosfórico, ¿Cuál será la normalidad de la solución resultante? Peso molecular del H3PO4 = 98 g. R: 0,37 N. 299.- Si 382 gramos de nitrato de plata se disuelven hasta tener 3 litrosde solución, ¿Cuál será la normalidad de la solución? Peso molecular del AgNO3 = 170 g. R: 0,7 N. 300.- Calcular la normalidad de una solución que contiene 4 gramos de ácido sulfúrico en 600 centimetros cúbicos de solución. Peso molecular del H2SO4 = 98 g. R: 0,13 N.

140

301.- ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 4,9 gramos de ácido sulfúrico en 200 centimetros cúbicos de solución? Peso molecular del H2SO4 = 98 g. R: 0,5 N. 302.- En 300 centímetros cúbicos de solución están contenidos 3 gramos de NaOH. Calcular la normalidad de la solución. Peso molecular del NaOH = 40 g. R: 0,25 N 303.- En 40 centímetros cúbicos de solución están contenidos 1,5 gramos de HCl. Calcular la normalidad de la solución. Peso molecular del HCl = 36,5 g. R: 1,02 N. 304.- En 50 centímetros cúbicos de solución está contenido 1 gramos de hidróxido de calcio. Hallar la normalidad de la solución. Peso molecular del Ca(OH)2 = 74 g. R: 0,54 N.

NEUTRALIZACION – INCOGNITA VOLUMEN 305.- PROBLEMA TIPO. ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio 0,5 N será necesaria para neutralizar 10 centímetros cúbicos de ácido sulfúrico 0,25 N? RESOLUCION

141

DATOS Nb = Vb = Na = Va =

0,5 N ? 0,25 N 10 cc

FORMUL A Va * Na

= Vb * Nb ó

V b=

V a∗N a Nb

Despejando en la formula por los valores correspondientes, se tiene que: V b=

10 cc .∗0,25 N =5 cc 0,5 N

Entonces, para neutralizar 10 centímetros cúbicos de solución de ácido sulfúrico 0,25 N se emplean exactamente 5 centímetros cúbicos de hidróxido de sodio 0,5 N.

306.- ¿Qué cantidad de hidróxido de sodio 2 N será necesaria para neutralizar 50 centímetros cúbicos de ácido clorhídrico 0,75 N? R: 18,7 cc. 307.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de ácido sulfúrico 0,2 N serán necesarios para neutralizar 30 centímetros cúbicos de hidróxido de potasio 0,5 N? R: 75 cc. 308.- ¿Qué cantidad de ácido clorhidrico 0,5 N será necesaria para la neutralización de 12 centímetros cúbicos de hidróxido de sodio 0,37 N? R: 8,8 cc.

142

309.- ¿Cuántos centímetros cúbicos de ácido clohídrico 0,35 N serán necesarios para la neutralización 40 centímetros cúbicos de hidróxido de calcio Ca(OH)2 0,8 N? R: 91 cc. 310.- Calcular cuántos centímetros cúbicos de solución de KOH 2,5 N se emplearon en la neutralización de 750 centímetros cúbicos de HCl 1,8 N? R: 540 cc. NEUTRALIZACION – INCOGNITA NORMALIDAD 311.- PROBLEMA TIPO. Con 30 centimetros cúbicos de HCl 0,25 N se neutralizan 10 centímetros cúbicos de solución de NaOH. ¿Cuál es la normalidad del hidróxido de sodio?

RESOLUCION DATOS Va = Na = Vb = Nb =

FORMUL A Va * Na

30 cc 0,25 N 10 cc ?

=

Vb * Nb

ó N b=

V a∗N a Vb

Reemplazando en la fórmula por los correspondientes valores, tenemos que: N b=

30 cc∗0,25 N =0,75 N 10 cc

143

La normalidad de la solución de NaOH neutralizada es, pues, de 0,75 N.

312.- Con 25 centimetros cúbicos de ácido sulfúrico 1,2 N se neutralizan 30 centímetros cúbicos de solución de NaOH. ¿Cuál es la normalidad de la base? R: 1 N. 313.- Sabiendo que con 75 centimetros cúbicos de KOH se neutralizan 50 centímetros cúbicos de solución de HCl 0,5 N, calcular la normalidad del hidróxido. R: 0,33 N. 314.- ¿Cuál será la normalidad de una solución de ácido fosfórico si 20 centimetros cúbicos de la misma son neutralizados por 40 centímetros cúbicos de solución de hidróxido de sodio 3 N? R: 6 N. 315.- Calcular la normalidad de una solución de ácido sulfúrico sabiendo que 280 centímetros cúbicos del mismo reaccionan hasta neutralizarse con 0,25 litros de hidróxido de sodio 0,6 N. R: 0,53 N. 316.- Calcular la normalidad de una solución de hidróxido de calcio sabiendo que 100 centímetros cúbicos del mismo son neutralizados por 0,008 litros de solución de ácido clorhídrico 0,05 N. R: 0,4 N. NEUTRALIZACION EN GRAMOS

144

311.- PROBLEMA TIPO. ¿Cuántos gramos de HCl serán necesarios para neutralizar 15 gramos de NaOH? Pesos moleculares: HCl = 36,5 g; NaOH = 40g

RESOLUCION a) Se escribe la ecuación balanceada y debajo los pesos del acido y la base que reacionan: HCl 1 mol 36,5 g.

+

NaOH 1 mol 40 g.



NaCl

+

H2O

b) Sabiendo que una molecula (36,5g) de HCl neutralizan a una molecula (40g) de NaOH, se busca la cantidad de acido necesario para neutralizar 15 gramos de NaOH. Si 40 gramos de NaOH son neutralizados por 36,5 gramos de HCl. 15 gramos de NaOH serán neutralizados por X gramos de HCl. De donde: X=

15 g . NaOH∗36,5 g . HCl =13,6 g HCl 40 g . NaOH

Para neutralizar 15 gramos de hidróxido de sodio se emplean 13,6 gramos de HCl.

318.- ¿Cuántos gramos de HCl serán necesarios para neutralizar 25 gramos de KOH?

145

Pesos moleculares: HCl = 36,5 g; KOH = 56 g R: 16,2 g. 319.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 se emplearan para neutralizar 3 gramos de NaOH? Pesos moleculares: H2SO4 = 98 g; NaOH = 40g R: 3,6 g. 320.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 se necesitaran para neutralizar 20 gramos de NaOH al 90% de pureza? Pesos moleculares: H2SO4 = 98 g; NaOH = 40g R: 22 g. 321.- ¿Cuántos gramos de HCl reaccionaran completamente con 60 gramos de Ca(OH)2 de 80% de pureza? Pesos moleculares: HCl = 36,5 g; Ca(OH)2= 74 g R: 47 g. 322.- Para neutralizar 15 gramos de NaOH se emplean 18 gramos de HCl. ¿Cuál es la pureza del ácido clorhídrico? R: 75,5 %. PROBLEMAS DIVERSOS 323.- ¿Cuántos litros de oxígeno, a P.T.N., se obtendrán en la descomposición de 180 gramos de KClO 3? R: 49,537 g.

146

324.- Sabiendo que 80 centimetros cúbicos de un gas, a P.T.N., pesan 0,21 gramos calcular: a) densidad absoluta y b) peso molecualr del gas. 325.- ¿Cuántos centimetros cúbicos de hidrógeno, a P.T.N., se producirán al reacionar 8,5 gramos de magnesio, de 90% de pureza, con suficiente ácido clorhídrico? 326.- ¿Qué volumen ocuparan, a P.T.N., 3 gramos de oxígeno que fueron recogidos a 25 ºC y 700 mmHg de presión? 327.- Si el peso molecular de un gas es densidad absoluta?

36,5 gramos. ¿Cuál es su

328.- A la temperatura de 30 ºC un gas ocupa un volumen de 2500 centimetros cúbicos. Si la presión se mantiene constante, ¿Qué volumen ocupara el gas a la temperatura de 50 ºC? 329.- Un oxido de zinc contiene 80,25% del metal. ¿Cual es la formula del óxido? 330.- ¿Cuántos gramos de zinc, de 75% de pureza, se emplearan para obtener 2 litros de hidrogeno a P.T.N.? 331.- ¿Qué volumen de HCl 0,01 N se utilizara para neutralizar 45 centimetros cúbicos de NaOH 0,05 N? 332.- ¿Qué volumen ocuparán 8 gramos de oxígeno a P.T.N.? 333.- Mediante la descomposición de 50 gramos de HgO de 95% de pureza, ¿Qué volumen de oxígeno puede obtenerse a P.T.N.? 334.- Para obtener 8500 centimetros cúbicos de oxigeno, a P.T.N., ¿Cuántos gramos de cloruro de potásio de 70% de pureza se requieren? 335.- ¿Cuántos gramos de NaOH neutralizaran 2,5 gramos de HCl? 336.- Cierta masa de aire, ocupa un volumen de 12 litros a 29ºC y 600 milimetros de mercurio de presión. Reducirese volumen a condiciones normales (P.T.N.).

147

337.- A la presión de una atmosfera un gas ocupa un volumen de 3,5 litros. Si la temperatura se mantiene constante ¿Qué volumen ocupará el gas a lapresion de 500 mmHg? 338.- Un compuesto contiene 39,55% de cobre y 60,45% de cloro. Con estos datos calcular su formula empírica. 339.- A la presión de 600 milímetros de mercurio de presión y a la temperatura de 30ºC, 500 centimetro cúbicos de un gas pesan 2,48 gramos. Calcular: a) densidad absoluta y b) peso molecular del gas. 340.- ¿En cuantos grados centígrados hay que elevar la temperatura sobre 1 litro de un gas, que se ha medido a 20ºC, para que llegue a ocupar un volumen de 1100 centimetros cubicos? 341.- ¿Cuántos gramos de hierro, de 60% de pureza, deben reaccionar con HCl para producir 10 litros de hidrógeno a P.T.N.? 342.- ¿Qué volumen ocupan 12 gramos de cloro en condiciones normales? 343.- ¿Cuánto pesan 15 litros de nitrógeno en condiciones normales? 344.- El hierro forma dos compuestos con el cloro. En el primero 1 gramo esta combinado con 1,26 gramos de cloro y en el segundo, 1 gramo del metal se combina con 1,90 gramos de cloro. Demostrar matemáticamente, que en esos compuestos se cumple la ley de los proporciones multiples. 345.- Se hace reaccionar 7 gramos de hierro con 5 gramos de azufre. ¿Qué elemento queda sobrante? ¿En que cantidad? ¿Cuántos gramos de sulfuro de hierro se producen? 346.- Con 10 gramos de zinc se obtienen 1,5 litros de hidrogeno, a P.T.N. ¿Cuál es la pureza del zinc utilizado? 347.- A 26ºc se recogen 100 centimetros cúbicos de hidrogeno, siendo la presión en el laboratorio de 690 milimetros de mercurio ¿Qué volumen ocupa el gas seco y en condiciones normales? 348.- ¿Cuál es el peso equivalente del hierro en el cloruro férrico, FeCl 3?

148

349.- Si 1 mililitro de KOH es neutralizado exactamente por 1,2 mililitros de HCl 0,95 N ¿Cuál es la normalidad de la base? 350.- ¿Cuántos gramos de NaOH serán necesarios para preparar 200 centímetros cúbicos de solución 1,5 N? 351.- ¿Cuántos gramos de H2SO4 se precisan para la preparación de 2 litros de solución 0,8 M? 352.- Se disuelven 8 gramos de NaCl en 65 gramos de agua. ¿Cuál es la concentración de la solución? 353.- Calcular la valencia del cloro en: a) H 2SO3 y b) H2SO4 354.- Calcular la valencia del azufre en: a) HClO; b) HClO 2 c) HClO3 y d) HClO4 355.- Determinar los pesos moleculares (pesos de las fórmulas) de las siguientes sustancias: a) H2SO4; b) HNO3; c) H3PO4; d) HClO4 y e) Fe2O3 356.- ¿Cuál será la normalidad de una solución que contiene 2 gramos de HCl disueltos en 500 centimetros cúbicos de solución? 357.- A 15ºC y 800 milímetros de mecurio de presión un gas ocupa un volumen de 450 centímetros cúbicos ¿Qué volumen ocupará a 25 ºC y 900 milímetros de mecurio de presión? 358.- Dada la fórmula CaCO3, calcular los porcentajes de calcio, carbono y oxígeno en la molécula. 359.- De un kilogramo de azúcar se obtiene, por fermentación. 350 centímetros cúbicos de alcohol de densidad 0,8 g/cc. Calcular el peso de los restantes productos de la fermentación. 360.- ¿Cuál será el volumen ocupado, a P.T.N., por 50 centimetros cúbicos de hidrógeno que fueron recogidos a 23 ºC y 700 milimetros de mercurio de presión? 361.- ¿Cuál es el porcentaje de agua en el sulfato cúprico hidratado, CuSO4.H2O? 149

362.- ¿Cuál será la moralidad de una solución que se ha preparado disolviendo 5 gramos de NaOH en 120 centímetros cúbicos de solución? 363.- En 100 centímetros cúbicos de solución esta contenidos 2 gramos de CaCl3. ¿Cuál es la molaridad de la solución? 364.- Calcular la concentración porcentual (p/p) de una solución que se ha preparado disolviendo 3,5 gramos de sulfato de sodio en 80 gramos de agua. 365.- ¿Cuántos gramos de KClO 3, de 75% de pureza, se necesitarán para obtener 3 litros de oxígeno a P.T.N.? 366.- ¿Cuántos mililitros de HCl 0,25 N serán necesarios para neutralizar 20 mililitros de NaOH 0,5 N? 367.- ¿Qué cantidad de magnesio se combinara con el oxígeno atmosférico para producir 8 gramos de óxido de magnesio? 368.- ¿Qué cantidad de agua reaccionara con 8 gramos de óxido de magnesio para producir hidróxido de magnesio? 369.- Un compuesto esta formado por 41,37% de magnesio. Por 3,44% de hidrógeno y por 55,18% de óxigeno. Con estos datos calcular su forula empírica. 370.- ¿Cuántos gramos de sodio deben reaccionar con agua para producir un litro de hidrógeno? 371.- ¿Cuántos gramos de cloruro de plata precipitarán al hacer reaccionar 2 gramos de cloruro de sodio con suficiente nitrato de plata? 372.- ¿Qué volumen ocuparan 5 gramos de hirogeno a 25ºC y 800 milímetros de mercurio de presión? 373.- ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico serán necesarios para neutralizar 20 gramos de hidróxido de calcio de 90% de pureza?

150

ESCRIBA, COMPLETE Y BALANCEE LAS ECUACIONES SIGUIENTES:

374.- Sodio + Agua Na

+



H2O

375.- Calcio + Oxigeno Ca

+



O2

376.- Aluminio + Oxigeno Al

+



O2

377.- Ácido clorhídrico + Óxido de magnesio HCl

+

MgO



378.- Ácido sulfúrico + Hidroxido de sodio H2SO4

+



NaOH

379.- Pentoxido de fósforo + Agua PO5

+

H2O



380.- Clorato de potasio + calor KClO3

+



calor

381.- Aluminio + Acido sulfurico Al

+

H2SO4



151

382.- Pentoxido de nitrógeno + Agua NO5

+

H2O



383.- Cloruro de calcio + Nitrato de plata CaCl2

+



AgNO

384.- Sulfato de sodio + Cloruro de bario Na2SO4

+



BaCl2

385.- Cloruro de sodio + Ácido sulfúrico NaCl

+



H2SO4

386.- Amoníaco + Cloruro de hidrógeno NH3

+

HCl



152

SIMBOLOS, PESOS ATOMICOS Y VALENCIAS DE ELGUNOS ELEMENTOS COMUNES.

ELEMENTOS SIMBOLOS Aluminio Al Azufre S Bario B Bromo Br Calcio Ca Carbono C Cloro Cl Cobre Cu Cromo Cr Estaño Sn Fluor F Fosforo P Hidrogeno H Hierro Fe Litio Li Magnesio Mg Manganeso Mn Mercurio Hg Nitrógeno N Oro Au Oxigeno O Plata Ag Plomo Pb Potasio K Sodio Na Yodo I Zinc Zn

153

P. A. 27 32 137,3 79,9 40 12 35,5 63,5 52 118,7 19 31 1 56 6,9 24,3 54,9 200 14 197,2 16 107,8 207,2 39 23 126,9 65,3

V. 3 2,4,6 2 -1,1,3,5,7 2 4 -1,1,3,5,7 1,2 3,6 2,4 -1 3,5 1 2,3 1 2 2,4,6,7 1,2 3,5 1,3 -2 1 2,3,4 1 1 -1,1,3,5,7 2

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