Problemario de Modelos Fisico-Quimicos

PROBLEMARIO 1999 AUTORES: Biol. M. Margarita Canales Martínez M. en C. Tzasna Hernández Delgado Fis. J. Samuel Meraz Martínez Dr. Ignacio Peñalosa Castro Lo mas importante no es “trabajar” sino producir y disfrutar el fruto de nuestro trabajo. En ultima instancia la solución de los problemas, no consiste en HACER, ni en dejar de hacer,sino en COMPRENDER; porque en donde hay verdadera comprensión,no hay PROBLEMAS. Roger Patron Lujan PRESENTACIÓN Con la finalidad de hacer mas eficiente el proceso de Enseñanza − Aprendizaje los autores de este problemario, profesores del Módulo de Modelos Fisicoquímicos de la ENEP − Iztacala, UNAM; hicimos una selección de mas de 800 problemas recopilados de diferentes textos para que tanto profesores como alumnos puedan elegir los mas adecuados al ritmo de aprendizaje de cada grupo. ÍNDICE Átomo y Configuración Tabla Periódica Enlace Químico Nomenclatura Estequiometría Balanceo de Ecuaciones Relaciones Estequiométricas Soluciones Gases Líquidos pH Termodinámica Cinética de las Reacciones Químicas Apéndice I. Resultados Apéndice II. Tablas de constantes Apéndice III. Constantes de disociación ácidas y básicas Apéndice IV. Datos Termodinámica Apéndice V. Formulario Bibliografía 1. ÁTOMO Y CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA 1.1 Dar el símbolo atómico para el circonio (91), el valor de Z y el valor de A. 1.2 Cuántos electrones protones y neutrones hay en cada uno de los siguientes elementos 12 40 40 +2 a) C b) Ca c) Ca 6 20 20 1.3 El cloro natural está compuesto de una mezcla de 75.53 % de 35Cl y 24.47 % de 37Cl, teniendo masas isotópicas de 34.969 y 36.966 uma. respectivamente. Calcular la masa atómica promedio. 1.4 Que significa la siguiente notación: a) 3p2 y b) 4d5.. 1.5 Que subniveles son posibles en el nivel de energía n = 4. 1.6 a) ¿Cuántos electrones se pueden acomodar en el nivel principal M (n=3)?. b) ¿Cuáles serían los subniveles ocupados y cuantos electrones estarían en cada uno?. 1.7 Escribe la configuración electrónica para el azufre, Z = 16. 1.8 Escribe la configuración atómica para el galio, Z = 31. 1.9 Escribe la configuración atómica para el cesio. Z = 55. 1.10 Escribe la configuración total y el diagrama orbital para: a) Cl, Z = 17 y b) Mn+2 , Z = 25. 1.11 Distribuir los electrones del átomo de Nitrógeno (Z = 7) en los correspondientes orbitales y aplicar el principio de exclusión de Pauli y la Regla de Hund. 1.12 Aplicar la regla de Hund y el principio de exclusión de Pauli para el elemento con un número atómico de 23. 131 1.13 Explica la siguiente notación: Xe 54 192 209 1.14 Cuantos neutrones y protones hay en: Ir Bi 77 83 1.15 El antimonio natural es una mezcla de 2 isótopos, 57.25 % 121Sb con una masa de 120.904 uma. y 42.75 % de 123Sb con una masa de 122.904 uma. Calcular la masa atómica promedio. 1.16 Dar el número máximo de electrones que se pueden acomodar en los siguientes orbitales: 4p, 6d y 7s. 1.17 De los siguientes orbitales, cuál no existe: 3p, 2d, 4s y 6f. 1.18 Cuál es la configuración electrónica para el Na. 1.19 Escribe la configuración electrónica de 14Si y 23V. 1.20 Escribe la configuración electrónica de a) S−2, b) N−3 y c)Mg+2. 1.21 Escribe la configuración electrónica de los siguientes elementos: a) Sn, b) Ba y c) Cs. 1.22 Identificar el átomo que presenta la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1. 1.23 Escribe la configuración electrónica para el K y Ca +2 1.24 Escribe las configuraciones electrónicas de los siguientes elementos: a) fósforo, b) oxígeno, c) carbono, d) magnesio, e) argón, f) helio, g) hidrógeno, h) litio, i) bromo, j) yodo, k) arsénico y l) criptón. 1.25 Diga cuántos nodos radiales y cuántos nodos angulares tiene cada uno de los siguientes orbitales: a) 5s b) 4d c) 3p d) 5p e) 4f. 1.26 Establezca una regla general que le permita predecir el número y tipo de nodos en un orbital a partir de sus números cuánticos principal y azimutal. 2. TABLA PERIÓDICA 2.1 Los elementos berilio, magnesio, calcio, bario y radio están en el mismo grupo periódico, ¿A qué grupo o familia pertenecen, cuáles son las asignaciones de los electrones en sus orbitales más externos y que valencia exhiben? 2.2 Los elementos selenio, telurio y polonio pertenecen al mismo grupo periódico. Encontrar las asignaciones de los electrones de valencia y el grupo al que pertenecen. 2.3 De acuerdo con la relación que existe entre la estructura de la tabla periódica y las configuraciones electrónicas de los átomos, ¿Cuántos elementos hay en el primero, segundo y tercer período? 2.4 En la tabla periódica, el arsénico, elemento número 33, tiene 4 elementos vecinos más próximos: 15, 32, 34 y 51. ¿Cuáles de estos tienen propiedades parecidas a la del arsénico? 2.5 El fósforo y el calcio tienen número atómico 15 y 20, respectivamente. Mencionar a qué grupo y período de la tabla pertenecen. 2.6 Cierto elemento tiene la configuración electrónica siguiente: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2. a) Decidir a que período y a que grupo pertenece. b) Determinar su valencia y c) Identificar al elemento. 2.7 Ordenar las siguientes especies en orden decreciente de tamaño: H−−, He, Li+ y Be+2. 2.8 Ordenar los iones; M+, del grupo I−A por orden creciente de tamaño. 2.9 Seleccionar: a) la partícula más grande: Al+3, Ne, F− o Na+; b) el ion positivo más grande: Na+, Mg+2, Ca+2 o K+. 2.10 De los siguientes iones menciona que características tienen en común y ordénalos por orden decreciente de tamaño. N−3, O−2, F−1, Na+1, y Mg+2.. 2.11 Ordena por orden creciente de tamaño la siguiente serie de iones F−, Cl−, Br−, I−. 2.12 Ordenar los elementos de la familia de los Metales Alcalinos por orden creciente de potencial de ionización. 2.13 ¿Cuál será la valencia de los elementos de número atómico 13 y 20? 2.14 ¿Cuál será la valencia más común de los elementos 15, 16 y 17? 2.15 Usando la tabla periódica predecir las fórmulas de los compuestos formados por; a) aluminio y cloro, b) fósforo y cloro. 2.16 Determinar la valencia del a) flúor y b) criptón. 2.17 Determinar las posibles valencias del manganeso. 2.18 Ordenar de mayor a menor electronegatividad los siguientes elementos: Ba, Cs, As, Br, Li y K. 2.19 El cloro y el bario tienen número atómico de 17 y 56. Decidir a qué grupo y período pertenecen. 2.20 El azufre y el galio tienen número atómico de 16 y 31. Decidir a qué grupo y período pertenecen. 2.21 ¿En qué grupo y período estará el átomo que tiene la configuración electrónica siguiente: 6s2 6p2? 2.22 Sin consultar la tabla periódica, seleccionar de la siguiente lista los elementos que están localizados en el mismo grupo y aquellos que están en el mismo período: 20Ca, 16S, 19K, 56Ba, 30Zn, 34Se y 4Be. 2.23 En cada par seleccionar el átomo o ion más grande: a) K o Rb, b) Br− o I−. 2.24 ¿Cuál es el ion más grande en la serie isoelectrónicos: Na+, Mg+2 o Al+3? 2.25 En la siguiente serie isoelectrónica, ¿Cuál es el ion más grande? N−3, O−2, o F−? 2.26 Para la siguiente serie de iones isoelectrónicos decidir cuál tiene el mayor tamaño: S−2, Cl −, K+, Ca+2 o Ga+3. 2.27 Ordenar los elementos del grupo VI en orden creciente de tamaño atómico. 2.28 En cada par seleccionar el átomo o ion con energía de ionización más grande: a) Na o Rb, b) Na o Mg y c) Cl− o Cl. 2.29 De la siguiente lista ¿Cuál átomo tiene la afinidad electrónica más pequeña? Si, Al, B, o C. 2.30 ¿Cuál átomo tiene la energía de ionización más grande? Si, Al, B, C. 2.31 ¿Cuál de los siguientes átomos tiene el mayor potencial de ionización? Al, P, As, Si, S. 2.32 ¿Cuál de los siguientes es el elemento más electronegativo? O, Se, Ga, S, Si. 2.33 ¿Cuáles de los siguientes elementos son lantánidos? U, Nd, Ra, Pb, Eu, Hf, Luz, Ta. 2.34 ¿Cuáles de los elementos siguientes son actínidos? Ce, Fr, Th, Eu, Am, Hg, Fm. 2.35 ¿Cuáles son transuránidos? Th, Np, Pa, Cm, Pr, No, Sm. 2.36 ¿Cuál es la valencia del elemento de número atómico 19? 2.37 ¿Cuál es la valencia del elemento de número atómico 33? 2.38 Sobre la base de las valencias de los grupos periódicos, predecir la fórmula del compuesto formado entre el estaño (Sn) y el flúor (F). 3. ENLACES 3.1 Escribir la fórmula de Lewis para: a) Be b) O c) F d) Li. 3.2 De acuerdo con la regla del octeto, escribe las fórmulas electrónicas y estructurales de: a) HF b) CH4 c) H2S 3.3 Dibuja la estructura de Lewis para los siguientes compuestos covalentes: a) dibromoetano CH2BrCH2Br b) amoníaco NH3. 3.4 Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: a) BeCl2 b) BCl3. 3.5 Encontrar la covalencia de los átomos que forman las moléculas de: a) amoníaco NH3 b) tricloruro de fósforo PCl3 c) tetrafloruro de silicio SiF4 d) ácido sulfhídrico H2S. 3.6 Escribir el arreglo electrónico que representa la estructura de gas noble, así como también su carga para los siguientes iones: a) fluoruro y aluminio b) sulfuro y potasio. 3.7 Escribir las fórmulas empíricas de los compuestos iónicos formados por a) K+ y F− b) Ba+2 y Cl− c) Al+3 y S−2. 3.8 Explicar la formación del enlace covalente en la molécula del ácido clorhídrico gaseoso, HCl. 3.9 Dibujar la estructura de Lewis para la molécula de nitrógeno (N2) basándose en la estructura electrónica del átomo de nitrógeno. 3.10 Representar mediante diagramas de Lewis el enlace múltiple en las moléculas de a) fósgeno COCl2 b) ácido cianhídrico HCN c) bióxido de carbono CO2. 3.11 Consultando la tabla, arreglar los siguientes enlaces en orden de polaridad decreciente: B−Cl, Ba−Cl, Be−Cl y Cl−Cl. 3.12 Explicar mediante diagramas la presencia de un momento dipolar en la molécula de agua H2O, sabiendo que el ángulo entre los enlaces O−H es de 104.7o. 3.13 Calcular el momento dipolar del HCl, sabiendo que la distancia internuclear es de 1.27 A. 3.14 Calcular el porcentaje de carácter iónico del enlace H−Cl si el valor experimental del momento dipolar es de 1.03 D. 3.15 Indicar los dipolos, si los hay, en los diferentes enlaces de las siguientes moléculas: a) SO2 (angular), b) CO2 (lineal); decidir cuál de estas moléculas es polar y cuál es no polar y por qué. 3.16 En la molécula SO2 (uno de los contaminantes más severo de la atmósfera) las longitudes del enlace S−O son exactamente iguales; además, la longitud de dicho enlace está entre la longitud de un enlace sencillo y uno doble; ¿Cómo explicar este hecho por medio de un diagrama de Lewis? 3.17 a) Dibujar el diagrama de Lewis para el ion carbonato CO3−3, b) este ion tiene una estructura plana en la cual todos los enlaces oxígeno − carbono son idénticos; escribir las diferentes estructuras resonantes que contribuyen al enlace de este ion. 3.18 Predecir las fórmulas de las siguientes moléculas y en cada caso escribir la estructura de Lewis. a) BeH2, b) BBr3 y c) H2S. 3.19 Escribir la estructura de Lewis y predecir la forma de lo siguientes enlaces: a) SiH4, b) PH3 c) ICl4. 3.20 Escribir las estructura de Lewis para: a) C b) Cl c) Ca d) P. 3.21 Escribir la estructura de Lewis para: a) el átomo de flúor, b) la molécula covalente del Br2 y c) la molécula covalente del NH3. 3.22 Escribe la fórmula de Lewis y la fórmula estructural de: a) CO2, b) CH2O, y c) HCN. 3.23 Escribir las fórmulas de Lewis para: a) BF3, y b) BeCl2. 3.24 Usando el concepto de valencia para los elementos Si, P, S y Br, predecir las fórmulas de los compuestos más simples formados por estos elementos y el hidrógeno. 3.25 Escribir las fórmulas de Lewis para: a) CH2O (los dos H están unidos directamente al C), b) ácido nitroso HNO2 (el hidrógeno está unido a un oxígeno). 3.26 Escribir las fórmulas de Lewis para los siguientes compuestos: a) SCN− (el carbono está unido al azufre y al nitrógeno), b) O3, c) O2. 3.27 Usar los símbolos de Lewis para representar la formación del enlace iónico entre el Na y Cl. 3.28 Dar el número de electrones ganados o perdidos por los átomos en cada uno de los siguientes compuestos iónicos: a) NaI, y b) CaO. 3.29 Dar el número de electrones ganados o perdidos por los átomos en cada uno de los siguientes compuestos iónicos: a) CaCl2, y b) MgF2. 3.30 Escribir las fórmulas de Lewis para las siguientes moléculas covalentes: a) H2, y b) Cl2. 3.31 Escribir la fórmula de Lewis para el ion amonio (NH4+). 3.32 ¿Cuál de los siguientes compuestos es esencialmente iónico y cuál es esencialmente covalente? a) RbCl, b) NO2, c) BaO. 3.33 ¿Cuál será el tipo de enlace predominante que se producirá entre: a) Cl y Li, b) F y Br, c) N y O, y d) Mg y I. 3.34 ¿Cuál de los siguientes compuestos tiene el enlace más polar? a) BeF2, b) BF3, c) CF4, d) NF3, y e) F2? 3.35 De acuerdo con la tabla periódica determinar cuál extremo de los enlaces siguientes lleva una carga parcial negativa: a) P−S, b) Sb−H, c) C−F, d) Br−S. 3.36 Ordenar los compuestos siguientes en orden creciente de carácter iónico de sus enlaces: NaCl, KBr, MgF2, HI, CaS, (consultar la tabla de electronegatividades). 3.37 ¿Cuáles de las siguientes moléculas son no polares? a) SiCl4, b) NH3, c) CO2, d) H2S, y e) N2. 3.38 En las siguientes moléculas diatómicas, establecer cuál átomo tiene la carga negativa parcial: a) H−Cl, b) CºO, c) Cl−Cl. 3.39 La molécula CCl4 es no polar en cambio el H2O es polar. Explicar por qué. 3.40 Escribir las tres estructuras resonantes para el CO2. Las distancias C−O son iguales. 3.41 Dibujar todas las estructuras resonantes para el ion azida N3− (estructura lineal). 3.42 Predecir la forma de las siguientes moléculas e iones: a) TeCl4, b) IF4−, c) PbCl2, d) AsH3 y c) SnCl4. 3.43 Predecir la forma de las siguientes moléculas e iones: a) BI3, b) BF4−, c) H3O+, d) SbCl5, y e) I3−. 3.44 ¿Qué serie de orbitales híbridos tiene la orientación geométrica que sea: a) trigonal planar, b) octaédrica, c) tetraédrica y d) lineal? 4. NOMENCLATURA 4.1 Calcular el número de oxidación para: a) arsénico en el compuesto As2O5 y b) manganeso en el compuesto KMnO4. 4.2 4.2 Predecir la fórmula para el compuesto formado por los elementos a) calcio y flúor y b) antimonio y azufre. 4.3 Predecir las fórmulas para los compuestos binarios entre: a) calcio y fósforo y b) cloro y aluminio. 4.4 ¿Cuál es el nombre del siguiente compuesto? Fe2O3. 4.5 Basándose en su posición en la tabla periódica, predecir una fórmula química para el óxido de cada uno de los siguientes elementos: Se, Cu, Cr y Li. 4.6 Dar los nombres de los siguientes compuestos: a) CuO, b) Cu2O, c) FeO, d) Fe2O3, e) CrO, f) Cr2O3, g) CaO, h) N2O, i) NO, j) Cl2O5, k) Cl2O7, l) As2O3 y m) As2O5. 4.7 Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos: a) óxido de zinc, b) óxido de bismuto (III), c) óxido de manganeso (III), d) óxido estánico, e) pentaóxido de diyodo, f) óxido de litio y g) pentaóxido de difósforo. 4.8 Nombrar los siguientes compuestos: a) Ca(OH)2, b) Mn(OH)3, c) Co(OH)2, y d) Sn(OH)4. 4.9 Escribe las fórmulas de las siguientes bases: a) hidróxido de aluminio, b) hidróxido de cobre (II), c) hidróxido de hierro (III), d) hidróxido de cobalto (III), e) hidróxido estanoso, f) hidróxido de manganeso (II) y g) hidróxido de berilio. 4.10 Dar los nombres de los siguientes ácidos: a) HIO, b) HIO2, c) HIO3, y d) HIO4. 4.11 Escribe la reacción entre los siguientes óxidos ácidos y el agua, dar el nombre de los productos: a) SO3, b) N2O3, c) P2O3, d) P2O5 y e) Cl2O7. 4.12 Dar el nombre de las siguientes sales: a) CoCl3, b) Pb(NO3)2. 4.13 La fórmula del oxalato de calcio es CaC2O4. Escribe las fórmulas de: a) oxalato de sodio, b) oxalato de aluminio y c) ácido oxálico. 4.14 Da el nombre de los siguientes compuestos: a) Fe(ClO4)2, b) FeSO4, c) Fe2(SO4)3, d) Cr2(SO3)3, y e) Pb3(PO4)2. 4.15 Nombrar los siguientes haluros: a) AuCl3, b) TiCl2, c) CuCl, d) NiBr2, e) PbCl2, f) CrF3 y g) TiI4. 4.16 Escribe las fórmulas de los siguientes hidruros: a) hidruro de sodio, b) hidruro de plata, c) hidruro de bario, d) hidruro de aluminio, y e) hidruro de plomo (IV). 4.17 Escribe la fórmula de los siguientes peróxidos: a) peróxido de litio, b) peróxido de potasio y c) peróxido de calcio. 4.18 ¿Cuál es el número de oxidación de cada elemento de los siguientes compuestos: FeO, H2S, Sb2S3, Ca(NO3)2. 4.19 Escribe la fórmula de: a) cloruro de arsénico (V), b) yoduro de rubidio, c) cloruro de mercurio (I) y cloruro de mercurio (II). 4.20 Completa la siguiente tabla y da nombre a los compuestos formados: F− Cl− Br− Li+ LiF fluoruro de litio Na+ K+ 4.21 Completa la siguiente tabla y da nombre a los compuestos formados: Cl− OH− CN− Mg+2 Ca+2 4.22 Completa la siguiente tabla y da nombre a los compuestos formados: F− O−2− Mg+2 Na+ Fe+2 4.23 Da el nombre de los siguientes compuestos: a) MgO, b) MnO2, c) Al2O3, d) Sb2O3 y e) Au2O. 4.24 Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: a) óxido de mercurio (I), b) óxido de oro (III), c) óxido cúprico, d) óxido de plomo (IV), e) óxido platínico, f) trióxido de azufre y g) trióxido de difósforo. 4.25 Escribe el nombre de las siguientes bases: a) Cu(OH)2, b) Fe(OH)2, c) Fe(OH)3, d) Hg(OH)2, e) Ba(OH)2, f) Au(OH)3, g) Pb(OH)4, h) Cr(OH)2, i) Sn(OH)4, y j) Sn(OH)2. 4.26 Dar el nombre y la fórmula del producto de la reacción de los siguientes óxidos de metales con el agua: a) K2O b) Na2O c) BaO d) CaO e) Al2O3 f) FeO g) CrO. 4.27 Escribe la fórmula de los siguientes oxiácidos: a) ácido bórico b) ácido carbónico c) ácido nitroso d) ácido fosforoso e) ácido clórico. 4.28 Escribe el nombre de las siguientes sales incluyendo el nombre del ácido del cual proviene la sal: a) NaClO3, b) Fe(ClO4)2, c) NH4BrO3, d) Mg(IO3)2, e) Hg(BrO3)2, f) ZnSO4, g) Ba(NO3)2 y h) MnI2. 4.29 Escribe la fórmula de cada sal y el nombre del ácido del cual se puede obtener la misma: a) sulfato de amonio, b) nitrato de cromo (III). c) clorato de litio, d) sulfito de cobalto (II), e) perclorato de potasio. 4.30 Dar los nombre y fórmulas de los compuestos formados por yodo y los siguientes elementos: cesio, calcio, estaño, antimonio. 4.31 Escribe las fórmulas de las siguientes sales: a) clorato de cobre (II), b) sulfato de cromo (III), c) sulfato de cobalto (III), d) fosfato de cobre (II), e) nitrito de mercurio (I), f) nitrato de estaño (IV), g) perclorato de cobalto (II), h) sulfato de mercurio (I). 4.32 Completa la siguiente tabla, mencionando la fórmula y el nombre de cada compuesto formado por las especies que se indican: S−2 Cl−1 SO4−2 PO4−3PPpppppPPo Al+3 Fe+2 Na+ 4.33 Da el nombre de los siguientes compuestos: a) NaHCO3, b) NaH2PO4 c) K2HPO4 d) KNaCO3 e) NH4MgPO4 f) NaHSO4 g) KCaPO4. 5. ESTEQUIOMETRíA 5.1 Calcular el peso molecular de: a) CH3−CH2−OH, b) KMnO4, c) Ca3(PO4)2 y d) CH3−CH2−COOH. 5.2 A cuántos gramos corresponden 0.4 moles de ácido acético 5.3 ¿Cuántas moléculas hay en 0.5 moles de metano (CH4)? 5.4 ¿Cuántas moléculas hay en 2.8 g de etano (CH3−CH3)? 5.5 Calcular los gramos de C e H que hay en una mol de tolueno (C6H5CH3). 5.6 ¿Qué porcentaje de C e H hay en una mol de metano? 5.7 Para la fórmula H2S indicar: a) peso molecular, b) cuántos gramos de H y S y c) que porcentaje está presente de H y S. 5.8 ¿Cuántas moles de aluminio hay en 81 gramos? 5.9 Calcular el número de gramos de Na y S que hay en 71.3 g de Na2SO4. 5.10 ¿Cuántas moles hay en un kilogramo de agua? 5.11 326 ml de un gas pesan 0.422 g, calcular el peso molecular del gas, (suponer que el gas de encuentra en condiciones estándar). 5.12 El peso molecular de una sustancia gaseosa es de 80 g/mol; ¿cuánto pesará un litro de gas bajo condiciones estándar?. 5.13 Calcular: a) moles, y b) número de átomos en 5 g de cobre. 5.14 a) ¿Cuántas moléculas hay en 0.4 moles de flúor? y b) ¿Cuántos gramos?. 5.15 ¿Cuántas moles de H y S hay en 2.0 moles de H2S, b) cuántos gramos de H y S?, c) ¿Cuántas moléculas de H2S hay en 0.2 moles de H2S? 5.16 ¿Cuántas moles de bromo hay en una muestra de 16.320 x 1022 átomos de bromo? 5.17 a) ¿Cuántos átomos hay en 100 moles de H?, b) ¿Cuántos átomos hay en 10 moles de C?, c) ¿Cuántos gramos de H hay en 100 moles de H? y d) ¿Cuántos gramos de C hay en 10 moles de C?. 5.18 Calcular el número de moléculas de O2 que hay presentes en 0.631 moles de O2. 5.19 ¿Cuántas moles hay presentes en; a) 50.16 g de FeS2 y b) 42.58 g de NH3? 5.20 ¿Cuántas moles de HgBr2 hay en 400.25 g? 5.21 ¿Cuántas moléculas hay en 50.0 ml de tetracloruro de carbono (CCl4) puro si su densidad es de 1.595 g/cm3? 5.22 a) ¿Cuántas moles de cobre hay en 31.77 g?, b) ¿Cuántas moles de S hay en 128.24 g?, c) ¿Cuántas moles de S8 hay en 128.24 g de S8? y d) ¿Cuántas moléculas de S hay en 128.24 g? 5.23 ¿Cuántos átomos de Hg contiene 1 ml de éste si su densidad es de: 13.6 g/cm3 y su peso atómico es de 200.5 g? 5.24 Calcular los pesos moleculares de: a) agua, b) Na2SO4, c) Ba(ClO3)2 y d) Ca3(PO4)2. 5.25 a) ¿Cuántos gramos de CO2 hay en 0.5 moles?, b) ¿Cuántas moles de C y O?, c) ¿Cuántos gramos de C y O?, d) ¿Cuántas moléculas de CO2 ? y e) ¿Cuántos átomos de C y cuántos de O?. 5.26 ¿Cuántas moles representan?: a) 24.52 g de H2SO4, y b) 200.92 g de HClO4. 5.27 El análisis de la clorofila da como resultado el 25 % de Mg, ¿Cuántos átomos de Mg habrá en 0.5 g de clorofila? 5.28 ¿Cuál es el peso de una mol de cada uno de los siguientes compuestos? a) N2O, b) NO y c) NO2. 5.29 ¿Cuántas moles hay en 458.6 g de cada uno de los compuestos anteriores? 5.30 ¿Cual es el peso de 6.02 x 1021 átomos de Hg? 5.31 ¿Cuál es el peso de dos átomos de azufre? 5.32 Calcular el peso de 10 moles de SO3. 5.33 Calcular el número de moléculas de etano (C2H6) en 45 g de C2H6. 5.34 ¿Cuántas moléculas de C2H6 hay en 0.1 moles? 5.35 Calcular el peso de 5.0 moles de K2Co(SO4)2.6H2O. 5.36 El Cu metálico tiene una densidad de 8.96 g/cm3, ¿qué volumen ocupan 4.0 moles de Cu? 5.37 Calcular los pesos moleculares de: a) Al(OH)3, b) CaC2O4, c) FeSO4.7H2O y d) HgCl2. 5.38 Calcular el peso molecular de: a) clorato de potasio, b) ácido fosfórico, c) Hidróxido de calcio, d) cloruro férrico, e) sulfato de bario y f) cloruro de cromo (III). 5.39 Se tienen 0.75 moles de P4, a) cuántas moléculas hay, b) ¿cuántos átomos de P?, c) ¿Cuántas moles de P hay en 0.75 moles de P4? 5.40 ¿Cuántas moles hay en a) 4.631 g de Fe3O4 y b) 0.256 g de O2? 5.41 ¿Cuántos átomos de bromo contienen 3.47 cm3 de bromo? 5.42 ¿Cuántas moles de bromo hay en 2.774 x 1023 átomos de bromo? 5.43 ¿Cuántas moles hay en: a) 270.29 g de HgBr2 y b) 676.34 g de K2IrCl6? 5.44 ¿Cuántas moles de AgCl hay en 7.1801 g? 5.45 Calcular el número de gramos en 0.5 moles de las siguientes sustancias; a) yeso CaSO4.2H2O, b) plomo blanco Pb(OH)2.2PbCO3 y c) galena PbS. 5.46 Calcular los pesos moleculares de: a) Cr2(SO4)3, b) FeSO4.7H2O, c) K3Fe(CN)6, d) Mg(ClO4)2 y e) Na2B4O7.10H2O (bórax). 5.47 ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 0.5 moles de Ba(NO3)2,? b) ¿Cuántos átomos de nitrógeno hay en la misma cantidad del compuesto? 5.48 La densidad del mercurio es de 13.6 g/cm3, cuál es el volumen de un átomo de mercurio. 5.49 En una muestra de 180.0 cm3 de benceno líquido puro (densidad = 0.88 g/cm3) calcular: a) peso de C6H6. b) peso molecular del benceno y c) número de átomos de C en la muestra. 5.50 ¿Cuál de las siguientes muestras contiene el número mas grande de átomos? a) 2 g de oro, b) 2 g de agua, c) 2.0 g de helio y d) 2 g de octano (C8H18). 5.51 ¿Cuál es el peso de tres milimoles de (NH4)2HPO4? 5.52 ¿Cuántos átomos hay presentes en 530 mg de KAuCl4? 5.53 ¿Cuántos átomos de azufre hay presentes en 15 moles de Au2(SO4)3.? 6. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS 6.1 Balancea la siguiente ecuación por los métodos Algebraico y Óxido− Reducción. HNO3 + C ¾® H2O + CO2 + NO2. 6.2 Balancea la siguiente ecuación por los métodos Algebraico y Óxido− Reducción. K2Cr2O7 + KI + HCl ¾® KCl + CrCl3 + I2 + H2O. 6.3 Balancea la siguiente ecuación por los métodos Algebraico y Óxido− Reducción. KClO3 ¾® KClO4 + KCl. 6.4 Balancea la siguiente ecuación por los métodos Algebraico y Óxido− Reducción. KMnO4+ H2C2O4 + H2SO4 ® K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O. 6.5 Balancea la siguiente ecuación por los métodos Algebraico y Óxido− Reducción. Ca3(PO4)2 + SiO2 + C ¾® CaSiO3 + P4 + CO. 6.6 Balancea la siguiente ecuación por los métodos Algebraico y Óxido− Reducción. KMnO4 + HNO2 + H2SO4 ® K2SO4 + MnSO4 + HNO3 + H2O. 6.7 Cuando el óxido de mercurio (II) se calienta se descompone en mercurio, Escribe la ecuación y balancéala por el método algebraico. 6.8 Balancea la siguiente ecuación por el método algebraico: Hg + Br2 ¾® Hg2Br2. 6.9 El Zn reacciona con el HCl para producir cloruro de cinc y gas hidrógeno. Balancea la ecuación. Zn + HCl ¾® ZnCl2 + H2. 6.10 Balancea la siguiente ecuación por el método algebraico . C7H6O2 + O2 ¾® CO2 + H2O. 6.11 El clorato de potasio por calentamiento se descompone para formar oxígeno y cloruro de potasio según la reacción: KClO3 ¾® KCl + O2, balancea por el método algebraico. 6.12 Cuando el FeS2 reacciona con O2 los productos son Fe2O3 y SO2. Balancea la ecuación por los métodos algebraico y óxido−reducción. 6.13 Balancea la siguiente ecuación por el método algebraico. NH3 + H3PO4 ¾® (NH4)3PO4. Balancea las siguientes ecuaciones: 6.14 NH3 + O2 ¾® N2O4 + H2O 6.15 NaOH + CO2 ¾® Na2CO3 + H2O 6.16 H3PO4 + Li2O ¾® Li3PO4 + H2O 6.17 Al2S3 + H2O ¾® Al(OH)3 + H2S 6.18 CaCO3 + HCl ¾® CaCl2 + H2O + CO2 6.19 C2H5Cl + NaPb ¾® (C2H5)4Pb + NaCl + Pb. 6.20 KMnO4 + FeO ¾® K2O + MnO + Fe2O3. 6.21 KMnO4 + H2SO4 ¾® K2SO4 + MnSO4 + O2 + H2O 6.22 CrI3 + KOH + Cl2 ¾® K2CrO4 + KIO4 + KCl + H2O 6.23 As2S3 + HNO3 + H2O ¾® H3AsO4 + H2SO4 + NO 6.24 Cl2 + NaOH ¾® NaCl + NaClO3 + H2O 6.25 NaCl + MnO2 + H2SO4 ¾® NaHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O 6.26 K2Cr2O7 + H2SO4 + SO2 ¾® K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O 6.27 H3BO4 + Na2CO3 ¾® Na2B4O7 + H2O + CO2 6.28 HBr + HBrO3 ¾® Br2 + H2O 6.29 Hg + HNO3 ¾® Hg(NO3)2 + NO + H2O 6.30 As + NaClO + NaOH ¾® Na3AsO4 + NaCl + H2O 6.31 MnO2 + Na2CO3 + KClO3 ¾® NaMnO4 + CO2 + KCl 6.32 CuS + KCN + KOH ¾® KCu(CN)2 + K2S + KCNO + H2O 6.33 FeCl2 + H2O2 + HCl ¾® FeCl3 + H2O 6.34 KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ¾® K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2. 7. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS 7.1 Calcular: a) ¿Cuántos gramos de sulfuro de hidrógeno (H2S) reaccionan con 100 gramos de bióxido de azufre (SO2)?, b) ¿Cuántos gramos de azufre y agua se producen? 7.2 Calcular el peso de fierro que se produce en la reacción de 16 gramos de Fe2O3 con CO, b) qué peso de CO se requiere para la reducción de los 16 g de Fe2O3, y c) qué peso de CO2 se forma. 7.3 Calcular los volúmenes de hidrógeno y oxígeno que se pueden obtener teóricamente en la descomposición electrolítica de 100 g de agua. 7.4 ¿Cuántos litros de amoníaco se pueden preparar al hacer reaccionar 750 dm3 de N2 con H2 en condiciones normales? 7.5 ¿Cuantos gramos de ZnSO4 se forman por la acción de 4.31 g de Zn sobre ácido sulfúrico? 7.6 Calcular las cantidades de CO2 y agua que se forman por la combustión completa de 80 g de CH4, calcular la cantidad de oxígeno que se consume. 7.7 ¿Cuantos litros de oxígeno se requieren para la combustión completa de 1 kilogramo de butano bajo condiciones normales? 7.8 ¿Cuántos gramos de cloruro de amonio se requieren para preparar 0.5 dm3 de nitrógeno dada la siguiente reacción? NH4Cl + NaNO2 ¾® NaCl + 2H2O + N2. 7.9 Encontrar el volumen de oxígeno que se necesita para la combustión de 3 litros de acetileno y calcular el volumen de CO2 que se forma en condiciones normales. 7.10 El Oxígeno se prepara calentando el clorato de potasio (KClO3), cuál es el peso de oxígeno obtenido a partir de 6.0 g de clorato de potasio según la reacción: KClO3 ¾® KCl + O2. 7.11 El NaOH se puede preparar mediante la reacción del Na2CO3 con Ba(OH)2. Cuántos kilogramos de NaOH se pueden obtener tratando 2000 g de Na2CO3 con Ba(OH)2. 7.12 Cuando el óxido férrico se calienta en una atmósfera de H2 se reduce para formar hierro libre y agua. Si se reducen 106 g de óxido férrico: cuántas moles de hidrógeno se consumen y b) cuántos gramos de agua se producen. 7.13 El amoníaco reacciona con el oxígeno para producir NO y agua de acuerdo a la siguiente reacción: 4 NH3 + 5 O2 ¾® 4 NO + 6 H2O. a) ¿Cuántos gramos de agua se producen cuando reaccionan 85.5 g de amoníaco?, b) ¿Cuántas moles de oxígeno se consumen?, y c) ¿Cuántas moléculas de NO se producen? 7.14 Calcular el peso de cal viva (CaO) que pueden prepararse calentando 500 g de caliza con una pureza del 90 % de CaCO3. 7.15 ¿Cuántos gramos de amoníaco gaseoso se pueden obtener por la reducción de 0.2 moles de N2 en exceso de H2? b) ¿Cuántas moles de hidrógeno se consumen? y c) ¿Cuántas moléculas de NH3 se producen? 7.16 El carbonato de sodio reacciona con el ácido nítrico (HNO3), para producir nitrato de sodio (NaNO3), agua y CO2. a) ¿Cuántos gramos de NaNO3 se pueden preparar a partir de 53 g de Na2CO3? b) ¿Cuántas moles de CO2 se producen? y c) ¿Cuántos g de agua se obtienen? 7.17 El cloro gaseoso (Cl2) se puede obtener mediante la acción del HCl, sobre el bióxido de manganeso (MnO2). En la reacción también se produce MnCl2 y agua. ¿Cuántas moles de Cl2 se pueden preparar a partir de 73 g de HCl? 7.18 El ácido clorhídrico reacciona con el oxígeno a temperaturas altas para formar cloro y agua. a) ¿Cuántos g de HCl se necesitan para formar 0.6 moles de Cl2? b) ¿Cuántas moles de O2 reaccionan? y c) ¿Cuántas moléculas de agua se producen? 7.19 El antimonio se oxida en atmósfera de oxígeno para producir Sb2O3 de acuerdo con la siguiente reacción: 4 Sb + 3O2 ¾® 2 Sb2O3. a) ¿Cuántos gramos de oxígeno se requieren para quemar 6 moles de antimonio? y b) ¿Cuántas moles de Sb2O3 se producen? 7.20 Cuando se quema el butano en un exceso de oxígeno se produce bióxido de carbono y agua según la reacción: 2 C4H10 + 13 O2 ¾® 8 CO2 + 10 H2O. a) ¿Cuántas moles de oxígeno se requieren para quemar 232 g de butano?, b) ¿Cuántos gramos de CO2 se producen y c) ¿Cuántas moléculas de CO2 son producidas? 7.21 El fósforo reacciona con el oxígeno para producir P4O10 según la reacción: P4 + 5 O2 ¾® P4O10. a) ¿Cuántos g de oxígeno se necesitan para obtener 28.39 g de P4O10? b) ¿Cuántas moles de P4 reaccionaron? y c) ¿Cuántas moléculas de O2 se consumen? 7.22 La reacción entre el NaOH y el H2SO4 producen sulfato de sodio y agua, a) ¿Cuántos g de NaOH se requieren para neutralizar 392.32 g de ácido sulfúrico?, b) ¿Cuántas moles de NaOH se emplearon? y c) ¿Cuántas moles de agua se producen? 7.23 El propano (C3H8) reacciona con oxígeno para producir agua y monóxido de carbono, a) ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitan para oxidar 4.41 g del hidrocarburo?, b) ¿Cuántas moles de CO se producen en la reacción? 2 7.24 a) ¿Cuántas moles de agua se producen cuando se oxidan 220.5 g de C3H8 por oxigeno a CO y agua?, b) ¿Cuántos gramos de CO se desprenden en la reacción? y c) ¿Cuántas moléculas de agua se producen? 7.25 Cuando se calienta sulfuro ferroso (FeS) en oxígeno gaseoso, los productos de la reacción son; óxido férrico (Fe2O3) y anhidro sulfuroso gaseoso (SO2). a) ¿Cuántas moles de SO2 se pueden formar a partir de 8.791 g de FeS?, b) ¿Cuántas moles de O2 se consumen en la reacción? 7.26 El ácido sulfúrico se puede obtener a partir de pirita de hierro pura (FeS2) de acuerdo con las siguientes reacciones: 4 FeS2 + 11 O2 ¾® 2 Fe2O3 + 8 SO2, 2 SO2 + O2 ¾® 2 SO3 SO3 + H2O ¾® H2SO4. ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico pueden obtenerse a partir de 20 gramos de FeS2? 7.27 El gas propano C3H8 en presencia de oxígeno reacciona para dar CO2 y agua. ¿Cuántas moles de CO2 se forman cuando se queman 110.0 g de propano en presencia de aire? 7.28 ¿Cuántos gramos de FeS se necesitan para producir 350.0 g de H2S según la ecuación: FeS + 2 HCl ¾® H2S + FeCl3.? 7.29 ¿Cuántas moles de oxígeno se necesitan para formar 0.8 moles de Cl2 según la reacción: 4 HCl + O2 ¾® 2 H2O + 2 Cl2.? 7.30 El Zn reacciona con el HCl para producir ZnCl2 y H2. (Zn + HCl ¾® ZnCl2 + H2). Si se mezclan 56 g de Zn con un exceso de ácido clorhídrico, ¿Cuál es el peso de cloruro de zinc producido? 7.31 ¿Qué peso de Na2SO4 se forma en la reacción de 250 g de H2SO4 y un exceso de NaOH? 7.32 Cuando el etano se quema con un exceso de oxígeno se produce la reacción: 2 C2H6 + 7 O2 ¾® 4 CO2 + 6 H2O. a) ¿Cuántas moles de oxígeno se necesitan para quemar 3.6 moles de etano? y b) ¿Cuántas moles de CO2 se forman?. 7.33 La sosa cáustica NaOH se prepara mediante la reacción del Na2CO3 con cal apagada (Ca(OH)2), a) ¿Cuantos kilogramos de sosa se obtienen tratando 5 kilogramos de Na2CO3 con Ca(OH)2? y ¿Cuántas moles de NaOH se producen? 7.34 ¿Qué peso de FeS se necesita para preparar 6.75 moles de H2S? 7.35 ¿Cuántos gramos de oxígeno se producen en la descomposición térmica de 0.6 moles de BaO2.? 7.36 Calcular el peso de oxígeno que se pueden obtener teóricamente por la descomposición de 200 g de KClO3. 7.37 Según la ecuación: 4 FeS + 7 O2 ¾® 2 Fe2O3 + 4 SO2, calcular: a) número de moléculas de SO2 formadas a partir de 80 moléculas de FeS y b) número de moléculas de oxígeno necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS. 7.38 El nitrato de sodio se puede preparar a partir del carbonato de sodio y ácido nítrico según la siguiente reacción: Na2CO3 + 2 HNO3 ¾® 2 NaNO3 + H2O + CO2. ¿Cuántos gramos de NaNO3 pueden prepararse a partir de 21.2 g de Na2CO3? 7.39 a) ¿Cuál es el peso de óxido de calcio CaO que se pueden obtener por el calentamiento de 300 g de carbonato de calcio?, y b) cuántas moles de CO2 se producen?. 7.40 El hidrógeno se puede preparar mediante la reacción: Zn + H2SO4 ¾® H2 + ZnSO4. a) ¿Cuántos gramos de Zn deben ser tratados con exceso de ácido sulfúrico para producir 3 moles de hidrógeno? 7.41 ¿Cuántas moles de SO2 se pueden producir cuando se queman 14.43 g de azufre? 7.42 ¿Qué peso de Fe3O4 producirá 1.63 g de Fe2O3. (2 Fe3O4 + ½ O2 ¾® 3 Fe2O3.)? 7.43 El NiS reacciona con oxígeno a temperaturas elevadas para formar NiO y SO2, ¿Cuál es el peso de oxígeno necesario para que reaccione con 90.8 g de NiS? 7.44 ¿Qué peso de AgCl se forma cuando se mezclan en solución acuosa 0.5 moles de NaCl con 1.5 moles de AgNO3? 7.45 El NO reacciona con el O2 para formar NO2, ¿Cuántos g de O2 se necesitan para producir 18 g de NO2? 7.46 El NH3 en presencia de oxígeno se oxida para producir NO y agua, ¿Cuántas moles de agua se producen por kg de NO en esta reacción? 7.47 Una manera fácil de regenerar H2 consiste en combinar hidruro de calcio con agua según la reacción: CaH2 + 2 H2O ¾® Ca(OH)2 + 2 H2. ¿Cuántos g de hidrógeno se pueden producir con 20.0 g de CaH2? 7.48 a) ¿Cuánto KClO3 debe calentarse para obtener 9.6 g de O2,? b) ¿cuántas moles de KCl se producen? 7.49 Dada la reacción: Ca(OH)2 + 2 SO2 ¾® Ca(HSO3)2, a) ¿Cuántos g de Ca(HSO3)2 se producen con 18.52 g de Ca(OH)2? b) ¿Cuántas moles de SO2 se consumen? 7.50 Para la reacción BaCl2 + Na2SO4 ¾® BaSO4 + 2 NaCl, calcular: a) peso de cloruro de bario que se requiere para reaccionar con 50 g de sulfato de sodio, b) peso de sulfato de bario que se forma. 7.51 ¿Qué peso de oxígeno se consume cuando se queman 6.6 x 1012 g de octano (C8H18) para producir CO2 y agua? 7.52 Calcular el peso de cada producto formado por la reacción de 2.51 moles de B2H6 con exceso de agua según la reacción: B2H6 + 6 H2O ¾® 2 H3BO3 + 6 H2. 4 7.53 a) ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico se necesitan para neutralizar 160 g de NaOH?, b) ¿Cuántas moles de agua se producen en la reacción? 7.54 Cuando se trata óxido férrico con ácido sulfúrico se produce la siguiente reacción: Fe2O3 + 3 H2SO4 ¾® Fe2(SO4)3 + 3 H2O, a) ¿Cuántos g de sulfato férrico se forman a partir de 63.84 g de Fe2O3? b) ¿Cuántas moles de agua se forman? 7.55 ¿Cuántos kg de fosfato de magnesio pueden obtenerse a partir de 24.18 kg de óxido de magnesio de acuerdo con la reacción: 3 MgO + 2 H3PO4 ¾® Mg3(PO4)2 + 3 H2O? 7.56 Se hace saltar una chispa en una mezcla que contiene 25 g de H2 y 25 g de O2 para formar agua según la reacción: 2 H2 + O2 ¾® 2 H2O. a) ¿Cuántas moles de agua se forman? b) ¿Qué peso de agua se produce?, c) ¿Cuántas moles de H2 se consumen? y d) ¿Cuántos g de hidrógeno se necesitan? 7.57 El aluminio metálico Al, reacciona con el óxido de titanio metálico TiO2 para producir óxido de aluminio Al2O3 y titanio metálico Ti. a) ¿Cuántas moles de titanio se producen cuando reaccionan 134.9 g de Al?, y b) ¿Cuántas moles de Al2O3 se obtienen? 7.58 ¿Cuántas moles de fosfato de potasio se necesitan para producir 0.38 moles de cloruro de potasio? 7.59 El ácido clorhídrico se prepara calentando cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado, ¿Cuántos kg de ácido sulfúrico al 95 % en peso se necesitan para preparar 3 kg de ácido clorhídrico concentrado que contenga el 50 % de pureza? 7.60 El Hg reacciona con el bromo para producir bromuro de mercurio de acuerdo con la ecuación: Hg + Br2 ¾® HgBr2, cuando reaccionan 250 g de mercurio reaccionan con 250 g de Br2, a) ¿Cuál de las dos sustancias esta en exceso?, b) ¿Cuántos gramos de HgBr2 se producen?, y c) ¿Qué peso de la sustancia en exceso quedó sin reaccionar? 7.61 Si 88.3 g de cloruro de amonio reaccionan con 92.6 g de óxido de calcio para producir amoníaco, ¿Cuál de las dos sustancias esta en exceso y en qué cantidad? 7.62 El nitrato de sodio NaNO3 reacciona con el ácido sulfúrico para producir ácido nítrico. ¿Cuál es el peso de NaNO3 que contiene el 89.5 % en peso de NaNO3 necesario para producir 200 g de ácido nítrico que contiene 65.3 % en peso de HNO3.? 7.63 Cuando se calienta sulfuro ferroso en O2 gaseoso los productos de la reacción son: óxido férrico y anhídrido sulfuroso según la reacción: 4 FeS + 7 O2 ¾® 2 Fe2O3 + 4 SO2. a) ¿Cuántas moléculas de SO2 pueden formarse a partir de 14 moléculas de FeS?, b) ¿Cuántas moléculas de O2 son necesarias para reaccionar con 40 moléculas de FeS? 7.64 Según las siguientes reacciones: 2 Al + 6 HCl ¾® 3 H2 + 2 AlCl3 y H2 + CuO ¾® Cu + H2O, a) ¿Cuántos g de Cu se obtienen cuando el H2 obtenido, al hacer reaccionar 16.64 g de Al con un exceso de HCl se hace pasar por un exceso de CuO? 7.65 ¿Cuántos g de Al son necesarios tratar con un exceso de H2SO4 con el fin de obtener suficiente hidrógeno para reducir 20 g de CuO a Cu? 7.66 Una muestra de NaCl impuro se disuelve en agua y el cloruro se precipita con AgNO3 dando lugar a 2.0 g de AgCl, ¿Cuál es la muestra en peso del cloro en la muestra original? 7.67 ¿Cuántos g de Na2SO4.10 H2O son equivalentes al Na del NaCl necesario para precipitar la plata de 3 g de AgNO3? 7.68 El KClO4 puede prepararse mediante la siguiente serie de reacciones: Cl2 + 2, KOH ¾® KCl + KClO + H2, 2 KClO ¾® 2 KCl + KClO3, 4 KClO3 ¾® 3 KClO4 + KCl. a) ¿Cuántas moles de Cl2 se necesitan para preparar 2.0 moles de KClO4? b) ¿Cuántos g de Cl2 se consumen? 7.69 ¿Qué peso de pirita que contiene 40 % de S es necesario tomar en un análisis para obtener un precipitado de BaSO4 que pese 2.565 g? 7.70 La reacción de cloruro de calcio con el nitrato de plata produce cloruro de plata y nitrato de calcio de acuerdo con la reacción: CaCl2 + 2 AgNO3 ¾® 2 AgCl + Ca(NO3)2. a) ¿Cuántos g de AgCl se pueden obtener a partir de 100 g de cloruro de calcio?, y b) ¿Cuántas moles de Ca(NO3)2 se han producido? 7.71 El hierro de una muestra de FeCO3 que contiene impurezas inertes, se convierte por disolución, oxidación, precipitación y calcinación en Fe2O3 con un peso de 3 g. ¿Cuál es el peso de Fe expresado como FeO en la muestra original? 7.72 Una muestra de calcio metálico puro pesaba 2.025 g fue convertida cuantitativamente en 2.820 g de CaO puro, ¿Cuál es el peso atómico del calcio? 8. SOLUCIONES 8.1 Cuando se evaporan 50 g de una solución de sulfato de sodio hasta completa sequedad se producen 20 g de soluto. ¿Cuál es la concentración de la solución en %? 8.2 Si una solución contiene 30 g de azúcar en 100 g de agua, ¿Cuál es la concentración en %? 8.3 ¿Cuántos g de agua se deben usar para disolver 150 g de cloruro de sodio para producir una solución con un concentración del 20 %? 8.4 ¿Cuál es el % de una solución que contiene 20 g de sulfato de potasio disueltos en 130 g de solución? 8.5 ¿Cuántos g de cloruro de sodio se deben disolver en 60 g de agua para producir una solución con una concentración del 20 %? 8.6 ¿Cuántos gramos de ácido sulfúrico puro hay en 1.0 litros de solución al 70 % p/p? La densidad del ácido sulfúrico es de 1.521 g/cm3. 8.7 Se colocan 2 g de cloruro de zinc en una probeta y se agrega agua hasta alcanzar un volumen de 20 ml, ¿Cuál es la concentración en %? 8.8 Haga los cálculos necesarios para preparar 60 ml de una solución al 3 % de yodo en alcohol. 8.9 ¿Cuántos gramos de disolución al 5 % de cloruro de sodio se necesitan para tener 3.2 g de cloruro de sodio?. 8.10 Se disuelven 7 g de NaCl en 43 g de agua. Calcular la concentración en gramos de soluto por 100 g de agua p/p. 8.11 Se disuelven 280 g de cloruro calcio en 650 ml de agua obteniéndose un volumen total de 750 ml, ¿Cuál es la concentración en % p/v? 8.12 ¿Cómo se preparan 500 ml de alcohol etílico al 70 %, partiendo de alcohol etílico al 96 %? 8.13 Preparar 1500 ml de NaCl al 0.85 %. 8.14 Preparar 100 ml de NaCl al 2.5 % a partir de 55 ml de NaCl al 1.5 %. 8.15 El CaCO3 y el MgCO3 se descomponen por calentamiento para formar CaO y MgO, además de producir CO2 gaseoso. Si se calientan 9.686 g de la mezcla resultan 5.286 g de masa residual. ¿Cuál es el porcentaje de CaCO3 en la mezcla? 8.16 Preparar 10 ml se alcohol al 70 % a partir de una solución de alcohol al 96 %. 8.17 Calcular la fracción molar del ácido sulfúrico en 100 g de solución al 20 % p/p. 8.18 Se disuelven 25 g de metanol en 50 g de agua. Calcular la fracción molar del metanol y del agua en la solución. 8.19 Una solución gaseosa contiene 2 g de helio y 4 g de oxígeno, ¿Cuáles son las fracciones molares de ambos? 8.20 Calcular la fracción molar de soluto y solvente en una solución acuosa 1 M (considerar que 1 litro de la solución equivalen a 1000 g). 8.21 ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 29.22 g de NaCl en 100 ml de agua? 8.22 ¿Cuántos g de nitrato de plata se necesitan para preparar 200 ml de una solución 0.2 m? 8.23 ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 40 g de sacarosa disueltos en 150 g de agua? 8.24 Una solución de alcohol etílico en agua es 1.6 m. ¿Cuántos g de alcohol están disueltos en 2000 g de agua? 8.25 Calcular la molalidad de una solución que contiene 36 g de glucosa en 500 ml de agua. 8.26 ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 20 g de sacarosa en 125 g de agua? 8.27 Una solución de alcohol etílico en agua es 1.54 m, ¿Cuántos g de alcohol están disueltos en 2500 g de agua? 8.28 ¿Qué cantidad de solvente se tiene que agregar para preparar una solución 3 m con 6.4 g de cloruro de sodio? 8.29 ¿Cuántos gramos de NaCl se necesitan para preparar 2000 ml de una solución 0.2 M? 8.30 ¿Cuál es la molaridad de una solución que contiene 64 g de metanol en 500 ml de solución? 8.31 ¿Cuántos ml se necesitan de una solución de nitrato de plata 0.5 M para obtener 0.4 g de soluto? 8.32 ¿Cuántas moles de ácido clorhídrico hay en 2.0 dm3 de una solución 3.0 M, y ¿Cuántos gramos de ácido están presentes? 8.33 ¿Cuántas moles de HCl hay en 1.5 dm3 de solución 2 M?, ¿Cuántos gramos están presentes? 8.34 Se prepara una solución con 250 g de KOH en suficiente agua para preparar 3.0 dm3 de solución, ¿Cuál es la M resultante? 8.35 ¿Cuál es la molalidad de una solución que contiene 10 g de KOH en un volumen total de 200 ml? 8.36 ¿Qué masa de sulfato de cobre es necesaria para preparar 3 dm3 de una solución 0.5 M? 8.37 ¿Cuántas moles de nitrato de plata hay en 25 ml de solución 0.6 M? 8.38 ¿Cuántos g de NaOH se necesitan para preparar 0.25 l de una solución 0.3 M? 8.39 ¿Cuál es la molaridad de una solución que tiene 16 g de CH3OH en 200 ml de solución? 8.40 ¿Cuántos g de ácido nítrico concentrado deben usarse para preparar 250 ml de una solución 2.0 M, el ácido nítrico concentrado tiene un 70 % en peso de pureza?. 8.41 Si la densidad de la solución del problema anterior es de 1.42 g/cm3 ¿Qué volumen debe emplearse? 8.42 ¿Cuál es la molaridad del HCl concentrado si la solución contiene 37.0% de HCl en masa y la densidad del ácido es de 1.18 g/cm3 ?. 8.43 ¿Qué volumen de ácido clorhídrico concentrado se deben usar para preparar 500 ml de una solución 3.0 M?. La M del HCl concentrado es de 12 M. 8.44 ¿Cuántos equivalentes gramo de HCl están contenidos en?: a) 2 dm3 de solución 1 N, b) 2 dm3 de solución 0.5 N y c) 0.2 dm3 de solución 0.5 N. 8.45 Cuántos: a) equivalentes gramo y b) miliequivalentes de soluto están presentes en 100 ml de una solución de NaOH 2.0 N. 8.46 ¿Cuál es la normalidad de una solución que contiene 49.05 g de ácido sulfúrico en 500 ml de solución? 8.47 ¿Cuántos miliequivalentes hay en 100 ml de H2SO4 0.25 N? 8.48 ¿Qué volumen de una solución 0.4 N de NaOH contiene 20 mlliequivalentes del soluto? 8.49 ¿Cuál es el volumen de ácido clorhídrico concentrado (densidad 1.19 g/cm3, pureza del 38 %) que se necesita para preparar 4.5 dm3 de ácido al 0.02 N? 8.50 ¿Cuántos ml de H2SO4 concentrado de densidad 1.8 g/cm3 y con una pureza del 95 % debo tomar para preparar 2.0 dm3 de solución 5 N? 8.51 ¿Qué volumen de NaOH 12 N y 3 N deben mezclarse para preparar 2.0 litros de NaOH 6.0 N? 8.52 ¿Cuál es la molaridad de una solución al 40 % de ácido sulfúrico? (densidad 1.19 g/cm3). 8.53 Una solución al 25 % de etanol y 75 % de agua es peso tiene una densidad de 0.950 g/cm3, determinar: a) fracción molar del soluto y solvente, b) molalidad y c) molaridad. 8.54 ¿Cuál es la normalidad de una solución de ácido sulfúrico 0.4 M? 8.55 ¿Cuál es la fracción molar del ácido sulfúrico en 1000 g de solución al 20 %? 8.56 Se disuelven 86.53 g de carbonato de sodio Na2CO3 en agua en un matraz de 1000 ml y se afora. La densidad de la solución es de 1.081 g/cm3. Calcular la molaridad y la molalidad de la solución. 8.57 La lisozima en una proteína que se encuentra en la clara de huevo y su peso molecular es de 13900 g/mol. Se desean preparar 0.5 kg de solución 0.01 m. ¿Qué cantidad de agua y lisozima se requieren para preparar la solución? 8.58 Una solución contiene 20.0 g de ácido acético en 250 g de agua. a) calcular la molalidad, b) la fracción molar de los componentes. 8.59 Una solución acuosa de HCLO4 tiene una densidad de 1.25 g/cm3 y una concentración al 35 % en peso. Calcular: a) molalidad y b) molaridad. 8.60 Una solución que contiene 9.06 g de alumbre en 162 ml de agua ocupa un volumen de 172 ml. Este alumbre cristaliza con 24 fórmulas de agua, y se disocia: Al2(SO4)3(NH4)2SO4.24H2O ® 2 NH4+ + 4 SO4−2 + 2 Al+3 + 24 H2O. Si la disociación ocurre en un 100 %, calcular: a) La molaridad de todas las especies iónicas. B) normalidad, c) molalidad, d) su fracción molar y la fracción molar del agua 8.61 Se disuelven 80 g de NaCl en agua hasta obtener 1 litro de solución. Calcular la molaridad y la molalidad. 8.62 Como se preparan 60 ml de una solución acuosa de nitrato de plata de a una concentración de 0.03 g por ml. 8.63 La densidad del etanol a 20 oC es de 0.79 g/cm3, ¿Cuál es la masa de 250 ml de etanol. 8.64 Un frasco de laboratorio tiene escrito un rotulo con 10 M de NaOH, Cuántos ml de esta solución se necesitan para preparar 50 ml de una solución 2.0 M de NaOH? 8.65 Calcular el volumen aproximado de agua que se debe añadir a 200 ml de una solución de HCl 1.5 N para hacerla 0.3 N. 8.66 Hasta donde debe diluirse una solución de concentración 20 mg de NaNO3 por ml para obtener una concentración de 4 mg/ml. 8.67 ¿Cuál es la molaridad de una solución de KOH 0.5 N? 8.68 ¿Cuántos ml de NaOH 4.0 N se necesitan para neutralizar 20 ml de HCl 3.0 N? 8.69 a) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico 2.5 N se necesitan para neutralizar una solución que contiene 5 g de NaOH?, b) ¿Cuántos g de H2SO4 puro se necesitan? 8.70 El aluminio reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción: 2 Al + 3 H2SO4 ¾® Al2(SO4)3 + 3 H2, ¿Qué volumen de una solución de ácido sulfúrico 2.8 M se necesitan para reaccionar con 81 g de Al? 8.71 Se necesitan 72.6 ml de solución de HCl para neutralizar 1.86 g de carbonato de calcio puro. ¿Cuál es la normalidad de la solución de HCl si, CaCO3 + 2 HCl ¾® 2 NaCl + CO2 + H2O? 8.72 ¿Cuántos gramos de cobre se pueden disolver en 300 ml de HNO2 2 N si, 3 Cu + 8 HNO3 ¾® 3 Cu(NO3)2 + NO + 4 H2O? 8.73 ¿Cuántos gramos de cromato de bario se pueden precipitar agregando un exceso de solución de cloruro de bario a 100 ml de K2CrO4 0.5 M si, K2CrO4 + BaCl2 ¾® BaCrO4 + 2 KCl? 8.74 ¿Cuántos litros de hidrógeno se pueden liberar medidos a 740 mmHg y 27 oC a partir de 50 ml de HCl 0.2 M usando un exceso de Mg si: 2 HCl + Mg ¾® H2 + MgCl2? 8.75 ¿Cuántos g de NaOH se necesitan para neutralizar 90 ml de HCl 1.5 M? 8.76 ¿Cuál es la normalidad de una solución de ácido sulfúrico, si 25 ml de la misma se neutralizan con 50 ml de NaOH 0.1 N? 8.77 ¿Qué volumen de FeSO4 0.1 N se necesita para reducir 8.0 g de KMnO4 en una solución acidificada con ácido sulfúrico? 8.78 De una solución de Na2SO4 se toman 25 ml y se tratan con un exceso de BaCl2. Si el sulfato de bario precipitado pesa 1.756 g. ¿Cuál es la molaridad de la solución de Na2SO4? 8.79 ¿Cuántos ml de sulfato de plata 0.4 M reaccionan con 50 ml de FeCl3 0.3 M si: 2 FeCl3 + 3 Ag2SO4 ¾® 6 AgCl + Fe2(SO4)3.? 8.80 ¿Qué volumen de Cl2 medido a 740 mmHg y 26 oC se puede obtener a partir de 100 ml de HCl 2.4 N si: MnO2 + 4 HCl ¾® MnCl2 + 2 H2O + Cl2.? 8.81 Si se necesitan 31.2 ml de NaOH 0.281 N para titular una solución preparada con 1.262 g de un ácido desconocido, ¿Cuál es el peso equivalente del ácido? 8.82 ¿Qué volumen de nitrato de plata 0.93 M será necesario para precipitar con AgBr todo el ion Br en 70 ml de CaBr2 0.256. Si 2 AgNO3 + CaBr2 ¾® 2 AgBr + Ca(NO3)2? 8.83 Una solución de ácido sulfúrico tiene una densidad de 1.343 g/cm3 y una concentración de 44 % en peso. Cuando 50 ml de esta reaccionan con un exceso de zinc se desprende H2 de acuerdo con la reacción: Zn + H2SO4 ¾® ZnSO4 + H2. Calcular el volumen de H2 producido bajo condiciones normales. 8.84 ¿Cuántos ml de una solución con una concentración de 80 mg de Na por ml se necesitan para preparar 2.0 dm3 de solución de concentración 20 mg de Na por ml? 8.85 ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0.5 N y 0.1 N deben mezclarse para preparar 4 dm3 de HCl 0.2 N? 8.86 El ácido sulfúrico en presencia de carbonato de sodio produce CO2 de acuerdo a la reacción: H2SO4 + Na2CO3 ¾® Na2SO4 + H2O + CO2, ¿Qué volumen de CO2 se desprenderá bajo condiciones normales cuando se tratan 200 ml de H2SO4 0.8 M? 8.87 ¿Cuántos ml de HCl se necesitan para neutralizar 50 ml de NaOH 0.6 N? 8.88 100 ml de una solución concentrada de HCl 12 M se diluye hasta 2 litros, ¿Cuál es la molaridad de la solución diluida? 8.89 Se disolvió una muestra de 2.0 g de Na2CO3.10 H2O en 20 ml de agua. Se adiciona agua hasta obtener un volumen de 250 ml. ¿Cuál es la concentración molar del Na2CO3? 8.90 Una solución de ácido nítrico tiene una concentración de 40 % en peso, una densidad de 1.249 g/cm3, ¿Qué volumen de la solución contiene 20 g de HNO3? 8.91 ¿Cuántos ml de KOH 5 N se necesitan para neutralizar 50 ml de HCl 2 N? 9. G A S E S 9.1 Un cultivo a 104 oF se congela para su estudio en el microscopio a 257 oK, cuál fue el descenso en la temperatura del cultivo. 9.2 La mayoría de las aves migratorias no soportan temperaturas inferiores a los 10 oC por un largo tiempo. Emigrarían estas aves a un país que en invierno tiene una temperatura media de 40 oF, justifique su respuesta. 9.3 Encontrar una fórmula para transformar de grados F a grados K directamente. 9.4 Las condiciones de vida en el océano en función de la profundidad están determinadas por los siguientes factores ecológicos: temperatura, presión, salinidad, presencia de CO2 y O2, luz, etc., los cuales determinan la distribución de las especies. Desde la superficie a las capas más profundas, se distinguen en el océano tres zonas: superficial o fótica (hasta los 300 metros de profundidad), la batial (de 300 a 1000 m de profundidad) y la abisal (de 1000 m de profundidad en adelante). En las últimas dos zonas la presión y la escasez de O2 limitan la vida animal, y la vida vegetal sólo se da en la primera. Calcular las presiones mínimas y máximas que tienen que soportar las diferentes especies marinas en función de la profundidad. 9.5 Calcular la presión que tiene que soportar un buzo a 30, 45 y 90 metros de profundidad. 9.6 Mucho se ha hablado que la altitud de la Ciudad de México interviene en el rendimiento deportivo, estime la diferencia porcentual entre la presión de la Cd. de México y la presión a nivel del mar. Discuta este razonamiento. 9.7 Calcular la presión atmosférica en la cima del Nevado de Toluca que se encuentra a 4538 m sobre el nivel del mar. 9.8 Calcular la presión que tiene que soportar un buzo a 20 m de profundidad en el lago Titicaca situado a 3540 m sobre el nivel del mar. (La densidad del agua del lago es de 1.56 g/cm3). 9.9 Los buceadores de aguas profundas respiran una mezcla de oxígeno y helio gaseoso bajo el agua. Estímese la composición porcentual en volumen de oxígeno en la mezcla a una profundidad de 20.5 m por debajo del nivel del mar en forma tal que la presión parcial de oxígeno sea de 0.2 atm. Supóngase un comportamiento ideal, la densidad del agua de mar es de 1.03 g/cm3. (calcular la presión hidrostática primero a la profundidad de 20.5 m) 9.10 A 0 oC y 5 atm de presión una muestra de un gas dado ocupa un volumen de 75 dm3, si el gas se comprime a un volumen final de 30 dm3 a 0 oC, ¿Cuál será la presión final?. 9.11 Una muestra de un gas ocupa un volumen de 365 ml bajo una presión de 0.75 atm. Si la temperatura se mantiene constante, que volumen ocupará la muestra bajo una presión de 1 atm. 9.12 Un globo perfectamente elástico hasta su volumen de explosión de 1.68 litros se llenó a nivel del mar con un dm3 de un gas ligero. Hasta que presión atmosférica puede elevarse antes de explotar (suponer que no hay cambio en la temperatura; la presión atmosférica a nivel del mar es de 101 kPa). 9.13 Todas las amas de casa saben que para que un pastel crezca debe llevar polvos de hornear, saben así mismo que cuando se saca el pastel del horno y se enfría, su altura disminuye. Si se prepara un pastel en un molde de 30 cm de diámetro y 6.5 cm de altura, conteniendo masa suficiente para cubrir 2 cm de altura, y se hornea a 120ºC: a)¿Cuántos gramos de polvo de hornear se necesitan para que “crezca” lo suficiente sin derramarse?. La presión dentro del horno es constante (1 atm) y sólo el 50% de los gases producidos son retenidos en la masa, el resto se escapa. b)Si se le pone la cantidad máxima de polvo de hornear ¿Cuál será la altura del pastel al retirarlo del horno y dejarlo enfriar a la temperatura ambiente (25ºC)? Considere que el polvo de hornear consta de una mezcla equimolar de tartrato ácido de potasio y bicarbonato de amonio y que en presencia de agua y de calor se lleva a cabo la siguiente reacción: NH4HCO3 + KHC4H4O6 NH4KC4H4O6 + H2O + CO2 9.14 Un globo de hidrógeno perfectamente elástico y de 2 m de diámetro se soltó a nivel del mar, cual será su diámetro cuando haya subido a 3050 m sobre el nivel de l mar. (Suponer que no hay cambio en la temperatura; la presión atmosférica a nivel del mar es de 101 kPa y de 68.1 kPa a 3050 m sobre el nivel del mar. El volumen de una esfera es igual a 4/3 p r3). 9.15 Un supervisor de almacén midió el contenido de un tambor de 25 galones parcialmente lleno de acetona en un día en que la temperatura era de 18 oC y la presión atmosférica de 780 mmHg y observó que quedaban 15.4 galones del solvente. Después de sellar herméticamente el tambor, un estudiante lo dejo cae r mientras lo subía al laboratorio. El tambor se abollo y su volumen interno disminuyó a 20.4 galones. ¿Cuál es la presión total en el interior del tambor después del accidente? La presión de vapor de la acetona es de 400 mmHg a 18 oC. (en el momento en que el tambor fue sellado la presión en el interior es la suma de las presiones del aire y la acetona, esta suma es igual a la presión atmosférica). 9.16 Una buceadora asciende rápidamente a la superficie del agua desde una profundidad de 4.08 m sin exhalar el gas de sus pulmones. ¿Cuál sería el factor en que el volumen de sus pulmones se incrementaría en el tiempo en que llega a la superficie?, supóngase que la temperatura es constante y se tiene un comportamiento ideal. La densidad del agua del mar es de 1.03 g/cm3 y la aceleración debida a la gravedad es de 980 cm / seg2. 9.17 La composición de una mezcla de gases en volumen es de: 30 % de N2, 50 % de CO, 15% de H2 y 5 % de O2. Calcular el porcentaje en peso de cada gas en la mezcla. 9.18 Una muestra de un gas tiene un volumen de 79.5 ml a 45 oC ¿Qué volumen ocupará la muestra a 0 oC cuando la presión se mantiene constante?. 9.19 El gas desprendido por el crecimiento en forma fermentativa de un cultivo bacteriano tiene un volumen de 580 cm3 medidos en el laboratorio a la temperatura de 17 oC. ¿Cuál es el volumen de este gas a la temperatura de crecimiento de 37 oC? (considerar que los valores se midieron a presión constante). 9.20 Un gas que se desprende durante la fermentación de la glucosa tiene un volumen de 0.78 dm3, cuando se mide a 20.1 oC y 1.0 atm de presión. ¿Cuál fue el volumen de este gas a la temperatura de la fermentación de 36.5 oC? 9.21 A 0oC y bajo una presión de 1000 mmHg un peso dado de N2 ocupa un volumen de 1 dm3, a 100 oC el mismo peso de gas a la misma presión ocupa un volumen de 0.6313 dm3. Calcular el valor del 0 absoluto en oC y de razones acerca de la diferencia observada entre aquel y el aceptado. 9.22 Convertir los siguientes volúmenes de gas a volúmenes en condiciones standard (P = 101.325 kPa y T = 273.15 oK): a) 450 cm3 a 303 oC y 102.7 kPa, b) 25 cm3 a 310 oK y 12.156 x 105 Pa, c) 25 cm3 a 256 oK y 72.0 kPa, d) 0.87 dm3 a 303 oK y 102.7 kPa, e) 0.025 dm3 a 23 oC y 12.156 x 105 Pa, f) 78 cm3 a 256 oK y 142.5 mmHg. 9.23 La presión de un gas en un vaso de reacción de volumen fijo debe reducirse a 1 kPa. La bomba de vacío disponible solo puede bajar la presión a 1.5 kPa a la temperatura del laboratorio de 17 oC. ¿Se podrá obtener el vacío deseado enfriando el vaso a −25 oC en una mezcla de sal−hielo? 9.24 Que volumen ocupa 1 dm3 de un gas perfecto a tpe : a) 303 oK y 102 kPa, b) 288 oK y 2.2026 x 106 Pa y c) 258 oK a 2.026 x 105 Pa. 9.25 Convertir los siguientes volúmenes de gas a condiciones standard: a) 450 cm3 a 303 oK y 102.7 kPa, b) 25 cm3 a 310 oK y 12.156 x 105 Pa y c) 125 cm3 a 256 oK y 72 kPa. 9.26 Un gas insoluble producido durante la fermentación por un cultivo bacteriano, se recoge sobre agua a 30 oC y 750 mmHg de presión, si bajo estas condiciones ocupa un volumen de 430 cm3. Calcular el volumen de gas seco a tpe. (la presión de vapor del agua a 303 oK es de 4.266 kPa; 1 mmHg es igual a 133.32 Pa). 9.27 Un cierto gas tiene un volumen de 800 ml a 80 oC y 600 mmHg de presión, ¿Cuál será el volumen bajo condiciones standard? Si el gas es oxígeno, ¿Cuál será su peso? y ¿Cuántas moléculas están presentes en el sistema?. 9.28 Se recoge sobre agua una cierta cantidad de nitrógeno a 20 oC y una presión total de 745 mmHg con un volumen de 200 ml. ¿Cuál será el volumen de nitrógeno en su estado completamente seco a 780 mmHg de presión y 48 oC? La presión de vapor del agua a esta temperatura es de 17.54 mmHg. 9.29 En un sistema con dos litros de nitrógeno a tpe se aumenta la temperatura a 60 oC, ¿Cuál será el valor de la presión final si no hay cambio en el volumen? 9.30 Se recoge sobre agua una cierta cantidad de N2 a 20 oC y 1 atm de presión ocupando un volumen de 300 ml. ¿Cuál será el volumen total de gas seco a esta temperatura y presión?, ¿Cuál será el volumen de gas seco a 50 oC y una presión de 900 mmHg?. 9.31 Un cierto gas ocupa un volumen de 6 dm3 bajo una presión de 720 mmHg a 25 oC, ¿Qué volumen ocupará este gas bajo condiciones standard de presión y temperatura? 9.32 Un globo muy flexible con un volumen inicial de 1.2 litros a 1 atm y 300 oK se eleva hasta la estratósfera donde la temperatura y la presión son de 250 oK y 3.0 x 10−3 atm, ¿Cuál será el volumen final del globo?. 9.33 Un globo sale de tierra (P=760 torr y 18 ºC) con 5 personas a bordo y 25 bolsas de lastre, de 10 kg cada una. El peso del globo vacío, la canastilla, las bolsas de lastre y las personas es de 1203 kg. Cuánto lastre se deberá echar para subir y estabilizarse a 1200 m de altura, donde la P=700 torr y la t=12.8 ºC. Considérese que el PM promedio del aire es 29.5 g/mol y que el globo será llenado con helio, siendo el volumen del globo de 1000 m3, y presentando un orificio siembre abierto al exterior en la parte más inferior del mismo. 9.34 La nitroglicerina es un explosivo de gran potencia. Esto se debe a que su descomposición produce un gran aumento de volumen. La reacción de descomposición se lleva a cabo según la siguiente ecuación: 4C3H5(ONO2)3 12CO2(g) + 10H2O(g) + 6N2(g) + O2(g) Si la temperatura final de la reacción es de 1000 ºC y la presión externa es de 1.00 atm ¿Cuál será la relación del volumen final al volumen inicial?. Considérese que la densidad de la nitroglicerina líquida es de 1.594 g/ml 9.35 Una muestra de aire ocupa un volumen de 2.5 litros cuando la presión es de 1.2 atm. a) qué volumen ocupará a 6.5 atm, b) que presión se requiere para comprimirlo hasta 2.5 cm3. 9.36 Una burbuja de aire con un radio de 1.5 cm en el fondo de un lago donde la temperatura es de 8.4 oC y la presión es de 2.5 atm, se eleva hasta la superficie donde la temperatura es de 25 ºC y la presión de 1 atm. Calcular el radio de la burbuja cuando llega a la superficie. (el volumen de una esfera es de 4/3 p r3). 9.37 Se tiene que llenar una bomba calorimétrica de 5 dm3 con suficiente O2 a presión como para permitir la combustión completa de 36 g de glucosa, cuando se llena de oxígeno a temperatura ambiente a partir de la única bomba disponible, la presión final es de solo 7.1 x 105 Pa. ¿Será esta presión suficiente para permitir la combustión completa del azúcar? (la temperatura ambiente es de 17 oC. la fórmula de la glucosa es C6H12O6). 9.38 Se necesita un globo sonda de 120 m3 a una altura de 10000 m. Por pruebas anteriores con otros globos se sabe que a esa altura hay una temperatura de −50 oC y una presión de 0.26 atm. ¿Cuál es la masa necesaria de gas helio para llenar el globo? 9.39 4 g de metano a 27 oC y una presión de 2.5 atm ocupan un volumen de 2.46 dm3. Calcular el valor de la constante de los gases R y compararla con alguno de los valores dados. 9.40 Un recipiente de 250 cm3 lleno de argón a 273 oK y 101.3 kPa pesa 48.3 g. Al llevarlo a 303 oK y 105.9 kPa con el gas desprendido de un cultivo fotosintético de algas verdes, pesó 48.19 g. Considerando que el gas desconocido es seco y un compuesto puro, intentar identificar su composición a partir de estos resultados. (la densidad del argón es de 1.78 kg/m3 a tpe). 9.41 Un pequeño cilindro contiene 500 cm3 de gas a 1.52 N / m2 y 291 oK, si se disuelve el gas en 10 dm3 de agua, ¿Cuál será la molaridad de la solución? 9.42 Para preparar ácido tetrahidrofólico (PtH4G) se hidrogena catalíticamente el ácido pteroilglutámico (PtG) a temperatura ambiente, es decir; PtG + 2 H2 ¾® PtH4G, Una muestra de 5 g de ácido pteroilglutámico de pureza desconocida se trató de este modo y absorbió 507 cm3 de H2 a 290 oK y 102.3 kPa, considerando que las impurezas no reaccionan con el hidrógeno, calcular el % de pureza aproximado de la muestra. (peso molecular del ácido pteroilglutámico es de 441 g / mol). 9.43 Bajo condiciones anaeróbicas, una suspensión de una bacteria reduce el nitrato a gas nitrógeno, si también se proporciona con un exceso de sustrato oxidable; por ejemplo: 2 NO3− ¾® N2 + 2 OH− + 4 H2O. En una botella de 2 dm3 con una atmósfera inicial de oxígeno libre de N2 y 100 kPa se incuban 200 cm3 de una suspensión lavada de la bacteria en un exceso de succinato y 0.25 moles de nitrato a una temperatura de 303 oK. ¿Cuál será la presión final de gas en la botella después de la reducción completa del nitrato? (Considerar una solubilidad despreciable del N2 en el medio de cultivo). 9.44 Si 100 cm3 de un hidrocarburo en estado gaseoso pesan 0.255 g a 100 oC y a una presión de 1 atm. ¿Cuál será su peso molecular y cuántas moléculas están presentes en la muestra a la presión y temperatura dada? 9.45 Qué presión resulta si se introducen 1.05 x 10 22 moléculas de N2 a 27 oC en un volumen de 4 litros, ¿Cuál será la presión bajo éstas condiciones de temperatura y volumen si el gas esta formado por el mismo número de moléculas pero de metano? 9.46 Cuál será el volumen de 4 g de hidrógeno a 250 mmHg de presión y a una temperatura de 37 oC, ¿Cuántas moles de H2 estarán presentes en 40 ml de este gas a la misma temperatura y a la misma presión? 9.47 Cuál es el peso de 5 dm3 de vapor de benceno a 300 oC y 380 mmHg de presión. Si se duplica la presión del benceno. ¿Qué aumento de temperatura deberá de hacerse para que no haya cambio en el volumen? 9.48 ¿Cuántos gramos de Argón ocuparán el mismo volumen que 3.01 x 1022 moléculas de metano a 1.5 atm de presión y a −35 oC? ¿Cuál será el volumen a la temperatura y presión dadas? 9.49 Dos litros de un cierto gas a 1 atm de presión y 273.15 oK pesan 1.34 g. a) ¿Cuál será el volumen del gas a 2 atm de presión y una temperatura de −35 oC?, b) Si la temperatura se aumenta a 400 oC, ¿Cuál será la presión final si el volumen sigue igual? (2 litros), c) ¿Cuántas moléculas están presentes en 10 ml de este gas cuando la presión es de 0.1 atm y la temperatura de 50 oC? y d) ¿Cuál será el peso molecular del gas? 9.50 ¿Cuál es el peso de 15 litros de metano a 150 oC y una presión de 800 mmHg? 9.51 Un cierto gas tiene un volumen de 1 litro a 100 oC y 400 atm de presión. ¿Cuál será el peso de la muestra, cuántas moléculas están presentes en 500 ml bajo condiciones normales? 9.52 Un matraz de 30 litros de capacidad contiene 20 gramos de N2. ¿Cuánto N2 habrá que agregar para elevar la presión total a 1.2 atm a 27 oC? 9.53 Una muestra de una sustancia que pesa 2.2 g en estado gaseoso ocupa 931 ml a 25 oC y una presión de 740 mmHg. ¿Cuál será su peso molecular? 9.54 ¿Cuántos gramos de helio ocuparán el mismo volumen que 1.81 x 1022 moléculas de O2 bajo condiciones normales? 9.55 ¿Qué presión resulta si se introducen 1.2 x 1021 moléculas de N2 en un volumen de 10 litros a 27 oC?, si se introduce el doble de moléculas de oxígeno en vez de nitrógeno, ¿Cuál será la presión final a 27 oC? 9.56 Si 0.01 g de un gas ocupan un volumen de 5.8 ml a 30 oC y una presión de 771.8 mmHg cuando se recoge sobre agua, ¿Cuál será su peso molecular? (La presión de vapor del agua es de 31.8 mmHg). 9.57 Se recoge sobre agua una muestra de un gas con un peso de 0.4 g a una temperatura de 40 oC y una presión total de 720 mmHg. El peso molecular del gas es de 32 g / mol. ¿Cuál será el volumen del gas húmedo?, La presión de vapor del agua a esta temperatura es de 55.32 mmHg. ¿Cuántos g de agua habrá presentes en la muestra del gas húmedo? 9.58 2 g de un cierto gas a 273 oC y 380 mmHg ocupan un volumen de 1.12 litros. a) Si la temperatura aumenta a 400 oC y la presión a 600 mmHg, ¿Cuál será el volumen?, b) Si esta cantidad de gas se recoge sobre agua a 40 oC y una presión de 800 mmHg, ¿Cuál será el volumen del gas húmedo? (La presión de vapor del agua es de 55.32 mmHg). c) ¿Cuál es el peso molecular del gas? 9.59 En el estado de vapor 0.98 g de cloroformo ocupan un volumen de 200 ml a una presión de 752 mmHg y a una temperatura de 21 oC. A partir de estos datos calcular el peso molecular del cloroformo. 9.60 ¿Cuál será el volumen de 2.006 x 1020 moléculas de N2 a 27 oC y a una presión de 100 mmHg?. 9.61 Una cierta cantidad de un gas a una presión de 730 mmHg y a una temperatura de −20 oC ocupan un volumen de 20 litros. ¿Cuál es el volumen a tpe. ¿Cuántas moles de gas están presentes en el sistema? ¿Cuántas moléculas hay?. 9.62 Se recogen 500 ml de oxígeno sobre agua a una presión de 760 mmHg y a 25 oC, a esta temperatura el agua tiene una presión de vapor de 23.8 mmHg, ¿Cuál es la presión parcial del oxígeno, cuántas moles de O2 están presentes en el tubo colector, cuál será el volumen libre de O2 de vapor de agua a tpe? 9.63 Hallar la densidad del gas amoniaco a 100 oC cuando se encuentra encerrado bajo un presión de 1600 mmHg. 9.64 2 g de oxígeno se encuentran encerrados en un recipiente de 2 litros de capacidad y a una presión de 1.21 atm, ¿Cuál es la temperatura en oC? 9.65 Hallar la presión total ejercida por 2 g de etano y 3 g de CO2 contenidos en una vasija de 5 litros a una temperatura de 50 oC. 9.66 a) ¿Cuántos g de metano a 27 oC y una presión de 2.5 atm ocupan un volumen de 2.46 litros?, b) Calcular el valor de R en cm3 atm / oK mol. 9.67 a) encontrar el peso de gas helio necesario para llenar un balón cuya capacidad es de 1,000,000 litros a 1 atm de presión y 25 oC. 9.68 Calcular la densidad en g /cm3 del N2 a 0 oC y 100 atm de presión. 9.69 La ecuación de la descomposición metabólica de la glucosa es igual a la de su combustión en el aire: C6H12O6 + 6 O2 ¾® 6 CO2 + 6 H2O. Calcular el volumen de CO2 que se produce a 37 oC y 1 atm de presión cuando se consumen 5.6 g de glucosa en una combustión. 9.70 Una bomba de ultra alto vacío puede reducir la presión de aire desde 1 atm a 1.0 x 10−10 mmHg. Calcular el número de moléculas de aire que hay en un litro a esta presión y 298 oK. Comparar el resultado con el número de moléculas que hay en un litro a 1.0 atm de presión y a una temperatura de 298 oK. 9.71 Una muestra de Zn se hizo reaccionar con un exceso de HCl. El gas H2 se recibió sobre agua a 25.0 oC, el volumen del gas fue de 7.8 litros y su presión de 0.98 atm. Calcular la cantidad de Zn metálico que se consumió. La presión de vapor es de 23.8 mmHg. 9.72 Calcular la presión que ejercen 2.5 moles de CO2 confinados en un volumen de 1000 litros a 450 oK. 9.73 Comenzando con la ecuación de los gases ideales, demuéstrese como se puede calcular la masa molar de un gas a partir de su densidad. 9.74 La humedad relativa de un cuarto cerrado de volumen igual a 645.2 m3 es de 87.6 % a 300 oK. La presión de vapor de agua a esta temperatura es de 0.0313 atm. Calcular la masa de agua en el aire. 9.75 La presión de vapor saturada de Hg es de 0.002 mmHg a 300 oK y la densidad del aire es de 1.18 g / l. a) Calcular la concentración del vapor de Hg en el aire en mol / l. b) ¿Cuál es el número de partes por millón (ppm) en peso de mercurio en el aire?. 9.76 Por medio de una bomba de vapor de mercurio se logra un vacío de 10−7 mmHg con cierto aparato. Calcular el número de moléculas que aun permanecen en 1 cm3 del aparato a 27 oC. 9.77 A 27 oC, 500 cm3 de H2 medidos bajo una presión de 400 mmHg y 1000 cm3 de N2 medidos bajo una presión de 600 mmHg se colocan dentro de un recipiente de 2 litros de capacidad, ¿Cuál es la presión resultante? 9.78 Cuáles son las presiones parciales de oxígeno y nitrógeno en el aire si sus volúmenes porcentuales son 21 y 78 %. Hágase el cálculo a nivel del mar donde la presión total de aire es de 1 atm. 9.79 Cuál será la presión de aire necesaria para sostener la combustión completa de 30 g de glucosa a una temperatura de 300 oK en un recipiente de 2 litros. 9.80 En estudios clínicos referentes a mezclas de gases, su composición se expresa frecuentemente como el tanto por ciento en volumen de contribución de cada gas componente, el cual es el porcentaje del volumen total que ocupa un determinado gas (reducidos todos los volúmenes a tpe y referidos a gas seco). Por lo tanto, el aire alveolar del pulmón humano contiene un volumen de 80.5 % de N2, 14 % de O2 y 5.5 % de CO2. Si la presión en el pulmón es de 1.01 x 105 Pa y la presión de vapor del agua es de 6.25 x 103 Pa. Calcular las presiones parciales ejercidas por estos constituyentes principales. 9.81 Se intenta fabricar una pequeña muestra de una mezcla gaseosa que contenga 95 % de N2 y 5 % de CO2 (% en volumen). En un vidrio de reloj con una cantidad pesada de carbonato sódico anhídro se deja flotar en la superficie de H2SO4 concentrado, en la base de un desecador por vacío. A continuación se vacía la atmósfera y se cambia por N2 gaseoso puro. Si usaron 2 dm3 de N2 a 98.6 kPa y se agito para que reaccionaran el carbonato y el ácido. ¿Qué peso de carbonato sódico anhidro se debió haber puesto para conseguir la mezcla de gases correcta? (temperatura es de 290 oK y el peso molecular del carbonato es de 106 g/mol) 9.82 ¿Qué presión de aire a 303 oK se requiere para llevar a cabo la combustión completa de 1.5 g de ácido láctico (C3H6O3) en un recipiente de 1 litro de capacidad? (el peso molecular del ácido láctico es de 90 g / mol, el aire contiene el 21 % de O2 en volumen). 9.83 Una bacteria cuando crece anaeróbicamente en un medio sin N2, obtiene todo su nitrógeno por fijación del N2 atmosférico. ¿Qué volumen de aire a la presión atmosférica standard y 303 oK suplirá el requerimiento de N2 de 1 dm3 de un cultivo de esta bacteria, la cual crece hasta una densidad de 0.84 mg de peso seco por cm3 de organismo, conteniendo el 7 % de N2. El aire contiene el 78 % de nitrógeno en volumen. 9.84 Un matraz contiene una mezcla de H2 y O2. La presión total es de 1.5 atm y la temperatura de 27 oC. Si se quita el O2, la presión baja 0.5 atm y el peso del matraz con su contenido disminuye 16 g. Calcular el volumen del matraz, el peso de H2 presente y la fracción mol de cada gas en la mezcla original. 9.85 Una muestra de gas contiene: 7 g de nitrógeno, 4 g de O2 y 4 g de H2. Esta muestra se introduce en un recipiente a vacío de 150 litros de capacidad a 50 oC. ¿Cuál es la fracción mol de cada gas en la muestra?, ¿Cuál es la presión total en el recipiente?, ¿Cuál es la presión parcial de cada gas, cuántos g de H2 se tendrían que quitar para reducir la presión a la mitad del valor original y cuántos gramos de hidrógeno se tendrían que introducir para duplicar el valor original de la presión? 9.86 Un sistema esta formado por: 16 gramos de oxígeno, 8 gramos de helio y 21 gramos de nitrógeno. a) ¿Cuál será el volumen total de la mezcla si la temperatura es de 27 oC y la presión de 150 mmHg?, b) Si esta mezcla gaseosa se coloca sobre agua a 30 oC y el volumen queda igual, ¿Cuál será la presión total? (la presión de vapor del agua a esta temperatura es de 31.82 mmHg), c) calcular la fracción molar de cada uno de los componentes en el gas húmedo obtenido en b, d) si se desea duplicar el valor de la presión introduciendo gas argón en el sistema origina bajo condiciones normales, ¿Cuántos gramos de argón será necesario introducir si la presión original de la muestra era de 150 mmHg y la temperatura de 27 oC?, e) Calcular el número de moléculas por ml en la mezcla gaseosa original bajo las condiciones de presión y temperatura que se dan en a. 9.87 En un matraz de 10 litros de capacidad se introducen 2 gramos de N2, 2 g de O2 y 2 g de Ar. ¿Cuál será la presión total y las presiones parciales de cada gas a 15 oC?. Para duplicar la presión; ¿Cuántos gramos mas de argón es necesario introducir? 9.88 Un matraz contiene una mezcla de helio y nitrógeno. La presión total es de 800 mmHg y la temperatura de 35 ºC, si se saca el helio, la presión baja a 400 mmHg y el peso del matraz con su contenido disminuye 2 g, ¿Cuál será la fracción mol original de cada uno de los gases?, ¿Cuál es el volumen del matraz, cuántas moléculas están presentes de cada gas en cada ml de la muestra original? 9.89 Un sistema esta formado por 5 g de argón, 5 g de helio y 10 g de hidrógeno a 27 oC y en un volumen de 100 dm3. a) ¿Cuál es la presión total del sistema y cuál es la presión parcial de cada componente?, b) ¿Cuántas moléculas de cada gas están presentes en un ml bajo las condiciones indicadas?, c) ¿Cuántos g de hidrógeno hay que sacar de este volumen para reducir la presión total a la mitad de su valor original a temperatura constante?. 9.90 En un recipiente al vacío se introducen 7 g de nitrógeno, 16 g de oxígeno y 3.03 g de hidrógeno. La capacidad del recipiente es de 80 litros y la temperatura es de 50 oC. ¿Cuál es la presión parcial de cada uno de los gases en la mezcla y cuál es la presión total? 9.91 Una muestra de aire seco en las proximidades del nivel del mar tiene la composición siguiente en volumen: 78.08 % de N2, 20.94 % de O2, 0.95 % de argón y 0.03 % de CO2. Suponiendo un comportamiento ideal y que la presión atmosférica es de 1 atm. Calcular la presión parcial de cada gas y la concentración de cada gas en mol / litro a 273 oK. 9.92 Una mezcla de helio y neón que pesa 5.5 g ocupa un volumen de 6.8 litros a 300 oK y una atm de presión. Calcular la composición de la mezcla en % en peso. 9.93 Se tiene una mezcla de H2, O2 y He en un recipiente de 2 litros a 1.23 atm de presión y 27 ºC de temperatura. Se hace saltar una chispa en la parte superior del recipiente, al volver la temperatura a 27ºC, se registra una presión de 0.861 atm. Posteriormente, se calienta el fondo del recipiente, para hacer reaccionar cinta de magnesio que existía en el recipiente. Al permitir que la temperatura vuelva a ser 27ºC, la presión es de 0.491 atm. a)¿Cuál es el número de moles inicial de cada gas en el recipiente? b)¿Cuántos gramos y de qué producto se formaron al caer la presión de 1.23 atm a 0.861? c)¿Cuántos gramos de oxido de magnesio se formaron? 9.94 Una nave espacial consta de 2 cabinas, herméticamente cerradas y completamente aisladas entre sí. La cabina A, de 5.66 m3 se encuentrra a 27 ºC y a 1.00 atm de presión de aire. La cabina B es de 11.32 m3 y está a 37 ºC y 1.1 atm de presión de aire. Por un desperfecto en el sistema de aire acondicionado, la presión de CO2 en la cabina A aumenta a 14 torricellis. El capitán de la nave ordena que se abra la compuerta que comunica a ambas cabinas, con lo cual la temperatura se estabiliza en 34 ºC. ¿Se salvan los astronautas si se considera que la presión máxima recomendada de CO2 es de 4.1 mmHg? 9.95 La densidad del aire seco a 1 atm de presión y 34.4 oC es de 1.15 g/ l. Calcular la composición del aire (% en peso) suponiendo que solo están presentes N2 y O2 y que se comportan idealmente. (primero calcular la masa molar del aire y a continuación, las fracciones de masa del O2 y del N2. 9.96 Una mezcla que contiene nitrógeno e hidrógeno pesa 3.5 g cuando la presión es de 1.2 atm y el volumen de 7.46 litros a 300 oK. Calcular el % en peso de estos dos gases. 9.97 Suponiendo que el aire seco contiene el 72 % de nitrógeno y 21 % de oxígeno en volumen, calcular la densidad del aire húmedo a 25 oC y una atm de presión cuando la humedad relativa es del 60 %. La presión de vapor de agua es de 23.76 mmHg a dicha temperatura. 9.98 ¿Cuál será la relación de las velocidades de difusión del oxígeno y del helio a 0 oC? 9.99 A que temperatura tendrían la misma velocidad una molécula de argón y una de oxígeno a 27 oC. 9.100 ¿Cuál será la relación de las velocidades medias de las moléculas de helio e hidrógeno a: a) 30 oC y b) 100 oC. 9.101 A que temperatura será 4.0 x 104 cm/seg. la velocidad media de la molécula de N2. 9.102 Calcular la velocidad media de la molécula de N2: a) 25 o C , b) 0 oC. 9.103 Un cierto volumen de oxígeno se difunde a través de un orificio pequeño en 40 minutos. ¿Cuánto tardará de escapar por el mismo orificio un volumen igual de metano a la misma temperatura y presión? 9.104 Calcular la velocidad media de las moléculas de criptón y de H2 a: a) −50 oC. b) 0 oC y c) 100 oC. A que temperatura tendrá la molécula de criptón la misma velocidad que la molécula de H2 a −50 oC. ¿Cuál será la relación de las velocidades medias a: a) o oC y b) 100 oC. 9.105 Si la velocidad media de las moléculas de un gas es de 5.16 x 104 cm/seg a 27 oC, a) ¿Cuál será el volumen de 10 g de este gas a 27 oC y una presión de 0.5 atm?, b) ¿Cuántas moléculas están presentes en 10 ml de este gas en condiciones normales?, y c) ¿Cuál es el peso molecular del gas? 9.106 a) Calcular la velocidad media de las moléculas de nitrógeno a 27 oC, b) A partir del valor de la velocidad media del N2 calcular la velocidad media de la molécula de H2 a la misma temperatura. 9.107 Repetir los cálculos del problema anterior para una presión de 100 mmHg y una temperatura de 600 ºK, ¿Cuál será la influencia de la temperatura en las condiciones calculadas? 9.108 Repetir los cálculos del problema anterior a la misma temperatura pero con una presión de 200 mmHg, cuan pronunciado es el efecto de la presión en las cantidades buscadas. 9.109 El diámetro de una molécula de CO es de 3.19 x 10−9 cm a 300 ºK y a una presión de 100 mmHg, a) ¿Cuál será el número de colisiones por cm3 por seg2?, b) el número de colisiones bimoleculares, c) el camino medio libre del gas. 9.110 Calcular la velocidad cuadrática media, promedio y más probable expresada en cm / seg para las moléculas de H2 a 0 ºC. 9.111 Calcular la raíz cuadrada media de la velocidad en cm / seg. de las moléculas de N2 a 27 ºC, repetir el cálculo cuando la temperatura es de 127 ºC. 9.112 ¿Cuál es la energía cinética total de translación en ergios de dos moles de un gas perfecto a 27 ºC en calorías? 9.113 Para poder probar en que tiempo se vaciaba una cámara de gas se lleno de N2 y se vacío a través de unos orificios de escape, la cámara se vacío en 180 seg, posteriormente se lleno de CO2, si una persona entra en la cámara 200 seg. después de comenzar el vaciado, ¿Estará razonablemente segura?. 9.114 Un cierto volumen de un gas envuelto en la fotosíntesis de un cultivo de algas verdes tarda 231 seg. en salir por unos orificios. Bajo las mismas condiciones un volumen igual de argón (40 g / mol) tardó 258 seg. Se sospecha que el gas es oxigeno, comprobar si esto es cierto. 9.115 Al cultivar anaerobicamente una bacteria, esta libera un gas flamable, una muestra de este gas tarda 491 seg. en salir por un pequeño orificio; bajo las mismas condiciones de temperatura y presión un volumen igual de N2 tarda 650 seg. en salir por el mismo orificio. Calcular el peso molecular del gas flamable y sugerir cual puede ser. 9.116 Un cultivo anaeróbico de una bacteria aislada de aguas residuales libera un gas inflamable durante su crecimiento. Una muestra pura de este gas tarda 491 seg. en fluir por un orificio diminuto, bajo las mismas condiciones de temperatura y presión un volumen igual de N2 tarda 650 seg. en fluir por el mismo orificio. Calcular el peso molecular del gas y sugerir cuál puede ser.. 9.117 Un cierto volumen de un gas se difunde a través de un orificio pequeño en 23.2 seg., el mismo volumen de O2 difundió en 32.8 seg. bajo las mismas condiciones. ¿Cuál es el peso molecular del gas? 9.118 Un cierto volumen de N2 tarda 105.6 seg. en difundir a través de un orificio pequeño. Otro gas bajo las mismas condiciones requiere de 46.4 seg. para difundir. ¿Cuál es el peso molecular del segundo gas? 9.119 Una muestra de helio difunde a través de un orificio pequeño en 16.4 min. ¿Cuánto tardará el mismo volumen de hidrógeno en difundir a través del mismo orificio y bajo las mismas condiciones?. 9.120 Un litro de O2 se difunde a través de un orificio pequeño en 20 min. El tiempo para que difunda un litro de etano es de 19.4 min. Calcular el peso molecular del etano. 9.121 Comparar los tiempos de difusión por un orificio dado y bajo las mismas condiciones de temperatura y presión de los gases H2, NH3 y CO2 relativos a los del N2. 9.122 El tiempo necesario para que un cierto volumen de N2 difunda por un orificio es de 35 seg. Calcular el peso molecular de un gas que tarda 50 seg. en difundir por el mismo orificio y bajo las mismas condiciones. 9.123 Cierto cultivo de bacterias anaeróbicas generan un gas flamable en terrenos pantanosos y aguas de albañal, se encontró que una muestra pura de este gas emana a través de un orificio en 12.6 min. En condiciones idénticas el O2 tardó 17.8 min. para salir por dicho orificio. Calcular el peso molecular del gas y sugerir cual puede ser. 9.124 Calcular la cantidad de nitrógeno en g disueltos en 100 cm3 de plasma sanguíneo cuando este se airea a 311 ºK y 102.7 kPa. (El coeficiente de absorción del nitrógeno en el plasma es de 0.012, el aire contiene 78 % de N2 en volumen). 9.125 Los trabajadores de cámaras submarinas necesariamente respiran aire a mayor presión que la normal. Si ascienden rápidamente a la superficie el N2 disuelto en la sangre a la mayor presión anterior, deja de estar disuelto y puede causar embolias (burbujas de aire en la sangre) dolores graves y un malestar general (enfermedad de descompresión), una ascensión lenta hasta la superficie o la utilización de una cámara de descompresión da tiempo suficiente para la eliminación gradual de este nitrógeno gaseoso disuelto. Calcular el volumen aproximado de N2 que desprende del plasma de un trabajador submarino cuando se le devuelve a la presión atmosférica standard de 101.3 kPa después de una exposición prolongada a una presión de aire en exceso debida a 270 m de agua. (Coeficiente de absorción del N2 es de 0.012, volumen de plasma promedio 3.2 litros, la presión de 1 m de agua es de 9807 Pa, el aire contiene 78 % de N2 en volumen). 9.126 A 100 ºC y 100 atm de presión, ¿Cuál será el peso de oxígeno necesario para llenar un cilindro de gas de 100 litros de capacidad bajo estas condiciones. (El valor de Z para el oxígeno es de 0.927). 9.127 El factor de compresibilidad del metano a 100 atm y 0 ºC es de 0.783. Calcular el volumen a que se encuentran confinados 10 moles de metano en estas condiciones de presión y temperatura, a) usando la ecuación general y b) usando el valor de Z. 9.128 A 0 ºC y bajo una presión de 100 atm el factor de comprensibilidad del O2 es de 0.927. Calcular el peso de O2 necesario para llenar un cilindro de gas de 100 litros de capacidad bajo las condiciones dadas. 9.129 Hallar los factores de compresibilidad de una mol de CO a −50 ºC y presiones de 10, 100 y 1000 atm en un recipiente de 100 litros. 9.130 Usando la ecuación de Van der Waals calcular el volumen al que se encuentran confinados 100 g de H2 a una presión de 500 atm a 40 ºC. Comparar el resultado obtenido con el que se obtendría utilizando la ecuación general del estado gaseoso. (b = 0.0266 l / mol). 9.131 Mediante la ecuación de Van der Waals encuéntrese la temperatura a la cual 3 moles de SO2 ocupan un volumen de 10 l dm3 a la presión de 15 atm. Comparar el resultado con el que se obtiene usando la ley general del estado gaseoso. (a = 6.71 atm l2 mol −2 , b = 0.0564 l / mol). 9.132 Calcular mediante la ecuación de Van der Waals la presión a la que se encuentran 2 moles de amoniaco (NH3) que ocupan un volumen de 5 dm3 a 27 ºC. El valor de a = 4.17 atm l2 mol−2 y b= 0.0371 l / mol. 9.133 Calcular la presión a la que una mol de helio a 35 ºC ocupa un volumen de 2 litros, usando a) la ecuación general y b) usando la ecuación de Van der Waals. (a = 0.03412 atm l2 mol−2 y b= 0.02370 l / mol). 9.134 Usando la ecuación de los gases ideales y la ecuación de Van der Waals, calcular la presión ejercida por 2 moles de N2 a 27 ºC en un volumen de: a) 1 litro y b) 20 litros. ( a= 1.39 atm l2 mol−2 y b = 0.03913 l / mol). 9.135 Calcular la presión ejercida por un sistema formado por un mol de CO2 en un volumen de 0.5 litros y a 50 ºC. a) utilizando la ecuación general y b) con la ecuación de Van der Waals. ( a = 3.592 atm l2 mol−2 y b = 0.04267 l / mol). 9.136 Usando la ecuación de Van der Waals calcular la presión producida por 100 g de CO2 en un volumen de 5 dm3 a 40 ºC, comparar este valor con el calculado con la ecuación general ( a = 3.592 atm l2 mol−2 y b = 0.04267 l / mol). 9.137 ¿Cuál es la presión que ejerce el gas liberado en un cultivo de algas si al ser medida con un manómetro lleno con un solución salina (densidad 1.05 g / cm3) ocasiona una elevación final de la columna de 8 cm. 9.138 En un barómetro que usa mercurio (densidad 13.6 g / cm3) la columna señala 75.5 cm y 76 cm en dos días consecutivos. ¿Cuál es la presión atmosférica en esos días en atm y kpa?. 9.139 El ácido pirúvico se puede ensayar manométricamente por descarboxilación enzimática a pH 5.0. carboxilasa CH3COCOOH ¾¾¾¾¾® CO2 + CH3COOH en un recipiente manométrico con 2.5 cm3 de carboxilasa en un tampón de acetatos a pH 5.0 se introdujeron 0.5 ml de una solución de piruvato de concentración desconocida, durante la incubación bajo nitrógeno a 303 ºK la producción de CO2 causo un incremento de 110 mm en la lectura del manómetro. La lectura del termómetro descendió 7 mm en el mismo periodo. Calcular la concentración del piruvato en la solución. (el volumen del recipiente mas la rama cerrada es de 22.0 ml, el coeficiente de absorción del CO2 a 303 ºK es de 0.665). 9.140 El compartimento principal del recipiente de un manómetro de Warburg contenía 0.4 cm3 de ferrocianuro potásico 0.1 M, 0.4 cm3 de hidróxido sódico 4 M y 1.2 cm3 de agua. En el brazo lateral de este recipiente se puso 0.5 cm3 de NaOH 4 M después de un equilibrio preliminar a 303 ºK y situar el manómetro en posición de recibir los gases, se volcó el contenido del brazo lateral en el compartimento principal del recipiente, la reacción acabó en pocos minutos, cuando la lectura del manómetro había terminado en 100 mm, en el mismo periodo la lectura del termobarómetro descendió 2 mm. Calcular: a) la constante del manómetro para el nitrógeno a 303 ºK, b) la constante para el CO2 a 298 ºK El ferrocianuro oxida a la hiracina en solución alcalina produciendo gas N2. 4 Fe(CN)6−3 + N2H4 ¾® N2- + 4 H+ + 4 Fe(CN)6−4. El coeficiente de absorción para el N2 es de 0.0134 a 303 ºK, para el CO2 a 298 ºK es de 0.759. La presión atmosférica standard es de 10000 mm de fluido manométrico. 10. L I Q U I D O S 10.1 Calcular el calor de evaporación de la acetona a partir de los siguientes datos: a) T1= 10 ºC y presión de 115.6 mmHg b) T2= 60 ºC y 860 mmHg 10.2 ¿Cuál será la viscosidad absoluta de un líquido orgánico de densidad 0.706 g / cm3 que tarda en fluir a través de un viscosímetro 4 minutos? si un volumen igual de agua tarda 36 segundo a 60 ºC (la viscosidad del agua a esa temperatura es de 0.469 cp) 10.3 En un viscosimetro se encontró que el tiempo de flujo del agua y un segundo líquido son: 155 segundos y 80 segundos respectivamente. El segundo líquido tiene una densidad de 1.22 g / cm3. El experimento se realizó a una temperatura de 20 ºC. Calcular la viscosidad relativa y absoluta del segundo líquido a esta temperatura. (la viscosidad del agua a 20 ºC es de 0.01005 poices) 10.4 El volumen de agua que fluye por un viscosimetro (ver problema anterior) es de 3.5 ml. ¿Cuál será el tiempo que necesita un volumen igual de etanol (densidad igual a 0.792 g / cm3) para fluir por el mismo viscosimetro a una temperatura de 20 ºC (la viscosidad del etanol a esta temperatura es de 0.01194 p). 10.5 La acetona y el etanol tienen aproximadamente la misma viscosidad a 20 ºC. ¿Cuál es la relación de tiempo necesaria para que 3 cm3 de cada uno de ellos fluya a través de un viscosimetro a esta temperatura. 10.6 En un viscosímetro los tiempos de flujo de volúmenes iguales de etanol y otro líquido son a 20 ºC, 140 y 160 segundos. La densidad del segundo líquido es de 1.06 g / cm3. Calcular la viscosidad relativa y absoluta a esta temperatura del segundo líquido (la densidad del etanol es de 0.792 g / cm3 y su viscosidad es de 0.01194 p). 10.7 Una esfera de radio 5 x 10 −2 cm y densidad de 1.10 g / cm3 cae a una velocidad constante por un líquido de densidad 1.0 g / cm3 y una viscosidad de 1.0 p. ¿Cuál es la velocidad de la esfera? 10.8 Suponiendo que todas las condiciones del problema anterior se conservan menos la densidad de la esfera que ahora es de 0.9 g / cm3. ¿Cuál es la velocidad de la esfera?. 10.9 A 293 ºK el tiempo de flujo del agua a través de un viscosimentro de Oswald es de 342.5 segundos. Para un mismo volumen de un solvente orgánico el tiempo de flujo es de 271.4 segundos. Calcular la viscosidad del solvente orgánico relativa a la del agua. La densidad del líquido orgánico es de 0.984 g / cm3. 10.10 El tiempo de flujo del agua en un viscosímetro de Oswald es de 100 segundos. Un volumen igual de un líquido orgánico de densidad 0.8 g / cm3 tardó 150 segundos. Encontrar la viscosidad relativa del líquido orgánico respecto a la del agua y su valor absoluto en milipoices a 60 ºC (la viscosidad del agua a esta t emperatura es de 0.469 cp) 10.11 Una bala de acero de 7.9 g / cm3 de densidad y 4 mm de diámetro requiere de 55 segundos para caer una distancia de un metro a través de un líquido de densidad 1.1 g / cm3. Calcular la viscosidad absoluta en micropoices. 10.12 ¿Cuál es el radio interior de los capilares de un tallo, si sólo por capilaridad elevan agua a una distancia de un metro del suelo a una temperatura de 20 ºC (la tensión superficial a 20 ºC es de 72.75 dinas/cm). 10.13 Deducir una fórmula que permita el calculo de la tensión superficial, sin tomar en cuenta el radio interior del capilar en el método de ascenso en el capilar. Discutir la utilidad de lo calculado. 10.14 ¿Cuál es el radio interior de los capilares de un tallo, si sólo por capilaridad elevan agua hasta 1.278 m del suelo a una temperatura de 20 ºC (la tensión superficial del agua a esta temperatura es de 72.75 dinas/cm). 10.15 El agua se eleva a una cierta altura en un tubo capilar de 0.014 cm de radio. ¿Cuál es la altura y cuál el radio del capilar en el que el agua a esta temperatura se eleva a una altura de 9 cm?. 10.16 La acetona (densidad igual a 0.792 g / cm3) se eleva a una altura de 9.39 cm a 20 ºC en un tubo capilar con un radio de 0.065 mm. Calcular la tensión superficial de la acetona a partir de estos datos. 10.17 Las densidades de propanol I y propanol II son, 0.739 y 0.804 g / cm3. Cuál es la relación de las alturas a las que se elevan a 20 ºC en un cierto capilar (la tensión superficial del propanol i y II a esta temperatura son 23.8 y 21.7 dinas/cm respectivamente) 10.18 El nitrobenceno se eleva a una altura de 3.72 cm en un tubo capilar de radio 0.02 cm, si el experimento se hubiera llevado a cabo a 20 ºC. ¿Cuál sería la densidad de esta sustancia (la tensión superficial a 20 ºC del nitrobenceno es de 43.9 dinas/cm). 10.19 ¿A qué altura se elevara el agua a 20 ºC en un tubo capilar de radio 0.024 cm. A que altura se elevará el tolueno en el mismo capilar a 20 ºC si la tensión superficial es de 28.4 dinas/cm y su densidad de 0.866 g / cm3? (la tensión superficial del agua a esta temperatura es de 23.8 dinas/cm. 10.20 Hay dos soluciones de etanol en agua, la primera con una densidad de 0.8 y la segunda con densidad de 0.9 g / cm3. ¿Cuál será la relación de las alturas a las que se elevarán en un tubo capilar? (Suponer que la relación de las tensiones superficiales es de 0.75). 10.21 A 127 ºC la tensión superficial del naftaleno líquido es de 28.8 dinas/cm y su densidad de 0.96 g / cm3. ¿Cuál será el diámetro del capilar más grande que permitiría que el líquido ascendiera 3 cm? 10.22 La tensión superficial de la quinolina es el doble de la acetona a 20 ºC. Si al ascenso de la quinolina es de 2.5 cm, ¿Cuál será la elevación de la acetona en el mismo capilar? (la densidad de la quinolina es de 1.09 g / cm3 y la de la acetona es de 0.79 g / cm3. 10.23 Complete la siguiente tabla. Calcule la molaridad (M), molalidad (m), fracción mol del soluto (X 2) de las siguientes soluciones. densidad g / cm3 %p/p a)NaOH 1.109 10.0 b)H2SO4 1.178 25.0 c)NaCO4 1.146 14.0 10.24 Calcular la M, m, y X2, de una solución de 64.92 g de MgCl2 con un volumen de 600 ml y una densidad de 1.082 g / cm3. 10.25 Calcular la M, m y X2 de las siguientes soluciones. densidad g / cm3 concentración a) KOH 1.101 M = 2.16 b) Sacarosa 1.127 %p/p = 30.00 c) H2SO4 1.303 %p/p = 40.00 10.26 Una solución que contiene 163.2 g de Tiosulfato de sodio en 900 ml de solución tiene una densidad de 1.138 g/cm3. Calcular M, m y X2. 10.27 Una solución de KOH es 5.011 M y tiene una densidad de 1.159 g / cm3. Calcular la m, X2 y % en peso. 10.28 ¿Cuántos gramos de agua se deben añadir a 20 gramos de urea para preparar una solución acuosa al 5%?. 10.29 ¿Cuál es la molaridad de una solución acuosa de ácido sulfúrico 2.12 m?, la densidad de la solución es de 1.30 g/cm3. 10.30 El nivel de glucosa en la sangre de un paciente diabético es de aproximadamente 0.14 gramos de glucosa en 100 ml. Cada vez que la paciente ingiere 40 gramos de glucosa su nivel en sangre aumenta a 0.240 g / 100 ml. Calcular el número de moles de glucosa por ml antes y después de haberla consumido. El volumen total de plasma es de 5 litros. 10.31 La graduación de las bebidas alcohólicas se describe en términos de grados proof, el cual se define como el doble del porcentaje en volumen de etanol. Calcular el número de gramos de alcohol en 2/4 de galón de Ginebra con un grado alcohólico de 75 grados proof. ¿Cuál es la molalidad de la ginebra, si la densidad del etanol es de 0.8 g / cm3. 10.32 Calcular el porcentaje en peso de una solución de sacarosa 0.25 M y una densidad de 1.2 g / cm3. 10.33 Si la presión de vapor de una solución acuosa es la mitad de la del solvente, se podría obtener usando únicamente la Ley de Rault la fracción molar del solvente y la del soluto. ¿Cuáles serían estas y cuántas moles del solvente habría por mol del soluto, si esto se pudiese hacer?. 10.34 La acetona pura tiene una presión de vapor de 184.8 mmHg a una temperatura de 20 ºC. Calcular la presión de vapor de una solución de acetona, hecha disolviendo 10 gramos de Nitrotolueno en 900 g de acetona a 20 ºC. 10.35 ¿Cuántos gramos de ácido benzoico se deben agregar a 1200 g de acetona a 20 ºC para producir una solución cuya presión de vapor sea 184.2 mmHg? 10.36 Una solución contiene 5 gramos de urea por 100 gramos de agua. ¿Cuál será la presión de vapor de esta solución a 25 ºC?. La presión de vapor del agua pura a esta temperatura es de 23.756 mmHg. 10.37 A 30 ºC el benceno puro tiene una presión de vapor de 119.6 mmHg. Calcular la presión de vapor del benceno a esta temperatura sobre una solución formada por 15 gramos de naftaleno disueltos en 156 gramos de benceno. 10.38 Si la presión de vapor del tolueno puro es de 36.7 mmHg a 30 ºC. ¿Cuánto dinitro benceno habría que disolver en 100 gramos de tolueno a esta temperatura para reducir la presión de vapor a 36 mmHg? 10.39 Una solución acuosa de un soluto no volátil, hierve a 100.16 ºC a la presión normal. ¿Cuál es la molalidad y cuál es la presión de vapor a 100 ºC? 10.40 Una solución contiene 5 gramos de urea (Peso Molecular 60.05 g / mol) por 100 gramos de agua. ¿Cuál será la presión de vapor de esta solución a 25 ºC? La presión de vapor de agua a esta temperatura es de 23.756 mmHg. 10.41 A 50 ºC la presión de vapor del agua pura y del alcohol etílico son 92.5 y 219.9 mmHg respectivamente. Si se disuelven 6 gramos de un soluto no volátil, de peso molecular 120 g / mol, en 150 gramos de cada uno de aquellos solventes, ¿Cuál será la disminución de la presión de vapor de cada uno de los solventes?. 10.42 Una solución compuesta por 10 gramos de un soluto orgánico no volátil en 100 gramos de éter dietílico tiene una presión de vapor de 426.0 mmHg a 20 ºC. Si la presión de vapor del éter dietílico es de 442.2 mmHg a la misma temperatura, ¿Cuál será el peso molecular del soluto? 10.43 ¿Cuántos gramos de urea se deben agregar a 4000 g de agua para que la solución hierva a 132.32 ºC? 10.44 ¿Cuál es la molalidad de una solución acuosa cuyo punto de ebullición es de 403 ºK? 10.45 Si 30 gramos de difenilo se disuelven en 250 gramos de benceno. ¿Cuál será el punto de ebullición resultante bajo la presión atmosférica?. 10.46 Una solución contiene 5 g de un soluto orgánico por 25 g de CCl4 y hierve a 81.5 ºC a la presión atmosférica. ¿Cuál es el peso molecular del soluto?. 10.47 ¿Cuál será el peso molecular de una substancia, si una solución de 3 gramos de soluto en 200 gramos de benceno se congela a 4.98 ºC?. 10.48 Una solución que contiene 2.8 gramos de una substancia en 200 gramos de ácido acético, se congela a 15.95 ºC. ¿Cuál será su peso molecular? 10.49 Una solución de glucosa en agua congela a −0.5 ºC. Si la solución contiene 300 g de agua ¿qué peso de glucosa se habrá disuelto en el agua, y cuánta urea habría que agregar a 500 gramos de esta solución para que tuviese un punto de congelación de −1.0 ºC?. 10.50 Una solución contiene 5 gramos de glucosa y 5 gramos de urea en 800 ml de agua. a) Determinar su punto de congelación y b) ¿Cuánta agua se tendría que evaporar para que el punto de congelación fuera de −0.82 ºC?. 10.51 Calcular los gramos de etilen glicol que se tendrían que agregar a 8 kilogramos de agua para disminuir el punto de congelación a 10 ºF. 10.52 Calcular los gramos de etilen glicol que se deben agregar a 10 kilogramos de agua para que la solución tenga un punto de congelación de 0 ºF. 10.53 ¿Qué peso de glicerina debe agregarse a 1000 gramos de agua, a fin de hacer descender el punto de congelación a 10 ºC? 10.54 Una solución acuosa contiene el 5% de peso en urea y 10 % de glucosa. ¿Cuál es su punto de congelación? 10.55 Comparar los pesos de metanol y glicerina que se necesitan para hacer descender el punto de congelación de 1000 gramos de agua a 1 ºC. 10.56 Cuando se ha disuelto 0.5550 gramos d un soluto de peso molecular de 110.1 g/mol en 100 gramos de solvente, cuyo peso molecular es de 94.1 g/mol y su punto de congelación de 45 ºC, hay una depresión del punto de solidificación de 0.382 ºC. De nuevo, cuando 0.4372 g de soluto de peso molecular desconocido se disuelven en 96.5 g del mismo solvente, el descenso en el punto de congelación es de 0.467 ºC. Con estos datos encontrar el peso molecular del soluto problema. 10.57 Los árboles con clima frío pueden estar sometidos a temperaturas del orden de los −60 ºC. Estime la concentración de una solución acuosa del interior del tronco de un árbol que se conservaría sin congelar a esta temperatura. 10.58 Una muestra de 0.458 gramos de un compuesto se disolvió en 30 gramos de ácido acético. El punto de congelación de la solución fue de 1.5 ºC por debajo del solvente puro. Calcular el peso molecular del compuesto. 10.59 La presión de vapor de un líquido puro es de 25 mmHg, al añadirle urea (60.05 g / mol) esta presión baja a 5 mmHg. Si el volumen inicial del solvente puro es de 0.5 litros y su densidad de 0.8 g / cm3 y su peso molecular de 160 g/mol, calcular cuántos gramos de urea se le añadieron. 10.60 Si tenemos la misma solución del problema anterior y la constante ebulloscópica del solvente es 0.9, ¿Cuál es la temperatura de ebullición de la solución, si la del solvente puro es de 60 ºC?. 10.61 Si el punto de congelación del problema anterior es de 15 ºC y la constante crioscópica es de 1.45. ¿Cuál será el punto de congelación del solvente puro?. 10.62 Calcular la disminución en la presión de vapor que se produce por la adición de 12.8 gramos de naftaleno a 500 gramos de benceno a 20 ºC. El benceno puro tiene una presión de vapor de 74.7 mmHg a esta temperatura. Calcular también el punto de ebullición y el de congelación de la solución. 10.63 Calcular los puntos de ebullición y congelación de las siguientes soluciones: a) 10 gramos de sacarosa en 32 gramos de agua, b) 0.4 gramos de urea en 15 gramos de acetona, c) 6 gramos de glucosa en 150 gramos de agua. 10.64 Calcular los puntos de congelación y ebullición para cada una de las siguientes soluciones. a) 9 gramos de glucosa en 220 gramos de agua, b) 3.5 de ácido benzoico en 120 gramos de benceno. 10.65 De la tabla de presiones de vapor del benceno (ver apéndice) a varias temperaturas, calcular la presión de vapor del benceno a 20, 40 y 60 ºC para una solución que contenga 10 gramos de naftaleno en 800 gramos de benceno. Calcular el punto de ebullición, de congelación y la presión de vapor de la solución. 10.66 Una solución acuosa de un polisacárido soluble con una concentración de 5 g / litro, tiene p de 3.24 kPa a 278 ºK; suponiendo un comportamiento ideal, calcular el peso molecular del polisacárido. 10.67 Los siguientes datos de presión osmótica se obtuvieron para una proteína disuelta en su punto isoeléctrico y a 278 ºK en amortiguador 0.1 mol/l. C.(g/l) 15 32.5 50 65 80 p (kPa) 0.557 1.277 2.076 2.856 3.697 Calcular el peso molecular de la proteína. 10.68 El azúcar estaquiosa se encuentra en las semillas de varias leguminosas, es un polisacárido que por hidrólisis produce, galactosa, fructuosa y glucosa. Una solución de 100 mg de estaquiosa en 10 cm3 de agua muestra una presión osmótica de 35.55 kPa a 285 ºK. ¿Cuál es el peso molecular de la estaquiosa?. 10.69 Los siguientes datos de presión osmótica fueron obtenidos para una proteína disuelta en su punto isoeléctrico a 278 ºK en un amortiguador 0.12 M. ¿Cuál es su peso molecular? C.(g/l) 7.3 18.4 27.6 42.1 57.4 p (kPa) 0.211 0.533 0.804 1.236 1.701 10.70 El punto de congelación de una solución acuosa es de −0.75 ºC. ¿Cuál será su presión osmótica a 20 ºC?. 10.71 ¿Cuál será la presión osmótica a 25 ºC de una solución que contiene 30 gramos de urea en 1800 ml de agua?. Suponiendo que no haya cambio en el volumen, ¿Cuál será la presión osmótica a 40, 50, 75 y 90 ºC?. 10.72 ¿Cuál es el punto de congelación de una solución acuosa de glicerol que tiene una presión osmótica de 1219.6 kPa a 278 ºK?. 10.73 Una solución acuosa contiene 20 gramos de glucosa por litro, suponiendo que la solución es ideal, calcular la presión osmótica a 25 ºC. 10.74 La presión osmótica de una solución acuosa que contiene 45 gramos de sacarosa por litro de solución, es de 2.97 atmósferas a 0 ºC. Hallar el valor de la constante universal del estado gaseoso (R) y comparar el resultado con el valor aceptado. 10.75 Una solución con un gramo de antipirina C11H12N2O en 100 cm3 de una solución acuosa dio una presión osmótica de 1.18 atm a 0 ºC. Calcular el peso molecular del compuesto y comparar el resultado con el que cabe esperar de la formula dada. 10.76 Calcular la molalidad de una solución que tiene una presión osmótica de 1000 mmHg a 27 ºC y cuyo solvente es el agua. Calcular la presión osmótica a 50 ºC. 10.77 ¿Qué cantidad de agua se debe agregar a 40 gramos de un soluto cuyo peso molecular es de 120 g / mol si se va a establecer una presión osmótica de 1.2 atm a 35 ºC? ¿Qué cantidad de agua se debe agregar si se va a establecer la misma presión osmótica pero a 5 ºC? 10.78 ¿Cuántas moléculas de urea se deben agregar a 10 ml de agua a 10 ºC si se quiere establecer una presión osmótica de 0.8 atm. 10.79 Una solución está formada por 10 gramos de glucosa, 10 de sacarosa y 20 de urea en 3000 ml de agua. ¿Cuál será la presión osmótica a 15 ºC, cuántos gramos de sacarosa habrá que quitar para reducir la presión osmótica en un 5%?. 10.80 Una solución contiene 0.5 % en peso de azúcar de caña en agua, ¿Cuántos gramos de glucosa se deben agregar a 200 gramos de esta solución para obtener una presión osmótica igual a la de la sangre (7.65 atm)? 10.81 ¿Cuál es la presión osmótica a 27 ºC de una solución que contiene 3 x1020 moléculas de un soluto no volátil en 10 ml de agua. 10.82 ¿Qué cantidad de agua se debe agregar a 3.0 x 10 22 moléculas de azúcar para obtener una solución cuya presión osmótica sea la misma que la de una solución 0.1 molar a 27 ºC? 10.83 ¿Cuántas moléculas de soluto se tendrán que agregar a un mililitro de agua para producir una presión osmótica igual a la del plasma sanguíneo (7.65 atm)?. 10.84 Si tenemos 3 litros de una solución de dextrosa en agua y su presión osmótica es de 1.5 atm a 27 ºC. ¿Qué cantidad de agua hay que quitar de esta solución para que la presión osmótica aumente a 2 atmósferas a esta temperatura?. 10.85 ¿Qué peso de urea habría que agregar a 200 ml de una solución 0.10 % en peso de azúcar de caña en agua para que la solución resultante tenga la misma presión osmótica que la sangre (7.65 atm)?. 10.86 Calcular la presión osmótica a 25 ºC de una solución acuosa que contenga 30 gramos de urea, 3.01 x 10 22 moléculas de sacarosa y 0.01 moles de un soluto no volátil cuyo peso molecular es de 80 g / mol en 1800 ml de agua. 10.87 Los árboles más altos que se conocen son las cecuollas de California, suponiendo que la altura es de 105 metros, estímese la presión osmótica que se requiere para impulsar agua desde la raíz a la punta del árbol. 10.88 La presión osmótica del metacrilato de metilo en tolueno se midió a una serie de concentraciones a 298 ºK. Determinar el peso molecular del polímero. Presión en atm 8.4 x 10−4 1.72 x 10−3 2.52 x 10−3 C (g/l) 8.1 12.31 15.0 10.89 Una solución acuosa solidifica a −1.5 ºC. Calcular el punto normal de ebullición, la presión de vapor a 25 ºC y la presión osmótica a 25 ºC de la solución dada. 10.90 La presión osmótica promedio de la sangre es de 7.7 atm a 40 ºC, ¿Cuál es la concentración total de solutos en la sangre?, suponiendo que la concentración es igual a la molalidad, hallar el punto de congelación de la sangre. 10.91 Una cierta solución acuosa de un soluto no volátil tiene una presión osmótica de 0.8 atm a 27 ºC. ¿Cuál será su punto de congelación, de ebullición y su presión de vapor a 20 ºC? 10.92 Si el soluto del problema anterior fuera sacarosa, ¿Cuántas moléculas habría en un mililitro de solución a 27 ºC?, ¿Cuántas moléculas habría presentes en un mililitro si el soluto fuera glucosa?. 10.93 Calcular el punto de congelación del plasma a partir del hecho de que su presión osmótica es de 7.65 atm a 37 ºC. 10.94 Una solución biológica tiene un cambio en el punto de congelación de −0.002 ºC, ¿Cuál será su presión osmótica a 25 ºC?. 10.95 ¿Cuál es la presión osmótica y la presión de vapor a 20 ºC de una solución acuosa de 20 g de urea en 900 ml de agua y cuál será su punto de congelación? 10.96 Se plantea agregar glucosa al problema anterior hasta que la presión osmótica se eleve a 12 atm a 20 ºC. Cuántos gramos habrá que agregar. 10.97 Una solución acuosa tiene una presión osmótica de 1.2 atm a 27 ºC. Calcular;: punto de congelación, molalidad, si el soluto es sacarosa, ¿Cuántos g se tendrían que agregar a 1800 ml de agua para producir esta solución? 10.98 El punto de congelación de una solución acuosa es de −0.120 ºC. Calcular la presión osmótica en el punto de congelación y a 17 ºC. Cuántas moléculas de un soluto se tendrían que agregar a 200 ml de esta solución para triplicar el valor de la presión osmótica. 10.99 La lisosima que se extrae de la clara de huevo de gallina tiene un peso molecular de 13930 g/mol. Si se disuelven 0.1 g de esta proteína en 50 g de agua a 298 ºK, calcular el descenso en la presión de vapor, la elevación del punto de ebullición y la presión osmótica de la solución. (la presión de vapor del agua a estas temperatura es de 23.76 mmHg). 10.100 La presión osmótica del plasma sanguíneo es de aproximadamente 7.65 atm a 37 ºC. Estímese la concentración de especies disueltas y el punto de congelación del plasma sanguíneo. 10.101 Calcular la fuerza iónica de las siguientes soluciones acuosas a 298 ºK. a) 0.01 M de CaCl2, b) 0.1 M de MgSO4, c) Una mezcla de (NH4)2SO4 y 0.5 M con urea 0.5 M. 10.102. Calcular la fuerza iónica de: a) 0.05 M de LiCl, b) 0.02 M de KNO3 y 0.02 M de Cu(NO3)2, c) 0.12 M de Al(NO3)3 y d) 0.122 de K2(CO4) y 0.122 de MgSO4. 10.103 Se tiene una solución que es 0.012 M en KCl. Cuántos gramos de nitrato de sodio hay que agregar a 800 ml. de una solución para aumentar la fuerza iónica a 0.040, si se agrega sulfato de sodio para efectuar el cambio, ¿Cuántos gramos habría que agregar de esta solución?. 10.104 ¿Cuál es la fuerza iónica de 2 litros de solución que contiene dos gramos de cada una de las siguientes substancias: NaCl, MgCl2, MgSO4, Mg(NO3)2. 10.105 Se prepara una solución agregando 1200 ml de una solución 0.006 M de Cloruro de sodio a 1500 ml de una solución 0.005 M de CaCl2. ¿Cuál es la fuerza iónica resultante? 10.106 ¿Cuántos gramos de a) NaNO3 y b) CaCl2 se tienen que agregar a la solución del problema anterior para duplicar la fuerza iónica? 10.107 Colocar las siguientes soluciones acuosas por orden de fuerza iónica creciente . NaCl 0.1 M, CaCl2 0.05 M, Etanol 0.25 M, MgSO4 0.03 M, FeCl3 0.03 M. 10.108 Comparar la fortaleza iónica de las siguientes soluciones 0.1 N. HCl, StCl2, AlCl3, ZnSO4, Fe2(SO4)3. 10.109 Una solución es 0.5 M en MgSO4, 0.1 en AlCl3 y 0.2 en (NH3)2SO4. ¿Cuál es la fuerza iónica resultante?. 10.110 El factor de Vant Hoff para el Cloruro de potasio es de 1.9, ¿Cuál será la presión osmótica que se observa para una solución 3 m de KCl a 27 ºC?. 10.111 El ácido fosfórico es un electrólito débil que en disolución acuosa se ioniza: H3PO4 ¾® H+ + H2PO4−. El grado de ionización del ácido fosfórico en solución acuosa 10−3 M a 298 ºK, determinado por estudios de conductancia, se encontró que era igual a 0.93. Calcular los valores aproximados de: a) Factor de Vant Hoff y b) La presión osmótica de la solución. 10.112 Una solución 0.2 m de KCl solidifica a −0.680 ºC. Calcular el valor de Vant Hoff y la presión osmótica a 0 ºC. 10.113 Una solución acuosa 0.2 m de K2SO4 solidifica a −0.680 ºC. Calcular el valor de Vant Hoff, la presión de vapor, la temperatura de ebullición y la presión osmótica si se realiza a 20 ºC (la presión de vapor del agua es de 17.53 mmHg). 10.114 Una solución acuosa 0.4 m de K2SO4 solidifica a −1.52 ºC. Suponiendo que el factor de Van’t Hoff es constante. Calcular la presión de vapor a 25 ºC y el punto de ebullición de la solución (la presión de vapor del agua a 25 ºC es de 24.675 mmHg). 10.115 Usando la ecuación de Debeye Huckel. Calcular los valores del factor de Van’t Hoff a 0 ºC para las soluciones acuosas siguientes con una concentración 0.0005 M de: HCl, BaCl2, H2SO4, CuSO4. 10.116 Una solución de HCl de 0.72 ·% en peso solidifica a −0.706 ºC. Calcular la molalidad aparente y el peso molecular aparente. 10.117 Una solución 1 m de un electrólito débil se ioniza dando dos iones y congela a −0.208 ºC. Calcular el grado de disociación. 10.118 A 25 ºC, una solución 0.1 m de ácido acético está disociada en 1.35 %. Calcular el punto de congelación y la presión osmótica de la solución. Compare el resultado con el que cabría e sperar baja condiciones de no−disociación. 10.119 El descenso en el punto de congelación de una solución de ácido acético 0.01 m es de 0.0193 ºK. Calcular el grado de disociación del ácido acético a esta concentración. 10.120 Calcular las actividades de los iones sodio y sulfato de una solución acuosa 0.005 M de NaCl y 0.001 M de K2SO4 a 298 ºK. Las sales están completamente ionizadas en solución. 10.121 Calcular el coeficiente de actividad del agua en una solución de un no electrolito a 298 ºK dado que la fracción molar del agua en la solución es de 0.95 y que la presión de vapor de agua sobre la solución es de 2.56 kPa (la presión de vapor del agua a esta temperatura es 3.167 kPa). 10.122 Se tiene una solución 0.12 M en sulfato de sodio y 0.08 M en NaCl. Calcular la fuerza iónica de la solución, los coeficientes de actividad y actividades de los diversos iones presentes a 25 ºC. 10.123 Una solución 0.1 M de sulfato de potasio, 0.05 M de ácido clorhídrico y 0.03 M de nitrato de magnesio. Calcular los coeficientes de actividad y actividades de cada uno de los iones presentes en la solución a 25 ºC. 10.124 Calcular la actividad de cada uno de los iones presentes a 25 ºC en una solución 0.075 M en sulfato de potasio y 0.6 M en cloruro de potasio. 10.125 Calcular la actividad, el coeficiente de actividad y la fuerza iónica de los electrólitos siguientes: RbI, SrCO4, CaCl2, Li2CO3, K3Fe(CN6), K4FeCN6 0.1M. 10.126 Calcular la fuerza iónica y el coeficiente de actividad de las soluciones siguientes: NaCl 0.1 M, MgCl2 0.1 M, K4 FeCN6 0.1 M. 10.127 El coeficiente de actividad de una solución de ácido sulfúrico 0.01 M es de 0.544. ¿Cuál será la actividad? 10.128 Calcular la fuerza iónica de una solución acuosa de MgCl2 a 298 ºK, calcular también los coeficientes de actividad de los iones magnesio (+2) y cloro (−1) 0.1 M. 10.129 A 45 ºC la presión de vapor de una solución de glucosa cuya fracción mol es igual a 0.080 es de 65.76 mmHg. Calcular la actividad y el coeficiente de actividad en la solución. La presión de vapor del agua a 45 ºC es de 71.88 mmHg. 10.130 Calcular el coeficiente de actividad en una solución acuosa de un no electrolito a 298 ºC, la presión de vapor de la solución es de 2.56 kPa, la fracción molar del agua es de 0.95 y la presión de vapor del agua pura es de 3.167 kPa. 10.131 Si el coeficiente e actividad de la solución acuosa de un no−electrolito es de 0.8 y su presión de vapor de 25 mmHg calcular la concentración del no−electrolito si la temperatura experimental es de 300 ºK y la presión de vapor del agua es de 29 mmHg. 10.132 ¿Cuál será la presión de vapor de una solución si la molalidad es de 0.9 y el coeficiente de actividad es de 0.95 (la presión de vapor del agua es de 29 mmHg)?. 10.133 Calcular el coeficiente de actividad a 298 ºK del cloruro de magnesio en una solución acuosa 10−4 M (considerar un valor de 0.51 para la constante de la ecuación de Debye Huckel). 10.134 A 316 ºK la presión de vapor del glicerol es despreciable comparada con la del agua. Si la presión de vapor de una solución 56% de glicerol tiene una presión de vapor de 4772 Pa. Calcular la actividad del agua en la solución. 10.135 El cloruro de potasio tiene un coeficiente de actividad de 0.77 en una disolución acuosa 0.1 M a 298 ºK. Calcular la presión osmótica. 10.136 Calcular la actividad de los iones potasio y cloro en una solución acuosa que contiene cloruro de potasio , sulfato de magnesio y nitrato sódico, cada uno a una concentración de 10 −5 M. 10.137 Usando la ecuación de Debye Huckel calcular el coeficiente de actividad y las actividades de los diversos iones en las siguientes soluciones: a) 0.05 M de LiCl b) 0.02 M de KNO3 y 0.02 M de Cu(NO3)2, c) 0.120 M de Al(NO3)3 d) 0.122 M de K2SO4 y 0.122 M de MgSO4. 10.138 Acomodar las siguientes soluciones acuosas en orden creciente de presión osmótica a 298 ºK: a) 125 gramos de proteína en 100 gramos de agua (el peso molecular de la proteína es de 60000 g/mol) b) 0.1 M de sacarosa c) 0.05 de cloruro de calcio (coeficiente de actividad media igual a 0.823), d) 0.05 M de cloruro de sodio (coeficiente de actividad 0.570). 10.139 Usando la siguiente tabla calcular las actividades de los iones en cada una de las soluciones para el KCl y el NaCl. Calcular las presiones osmóticas de las soluciones para el NaCl y KCl 0.1M, 0.05 M a una temperatura de 25 ºC. COEFICIENTES DE ACTIVIDAD DEL NaCl, KCl Y HCl A DIFERENTES CONCENTRACIONES. C ¡ NaCl 0.01 0.903 0.05 0.823 0.10 0.778 0.50 0.680 1.00 0.656 1.50 0.659 KCl 0.01 0.901 0.05 0.816 0.10 0.770 0.50 0.650 1.00 0.607 1.50 0.585 HCl 0.01 0.905 0.05 0.830 0.10 0.796 0.50 0.758 1.00 0.810 1.50 0.896 10.140 Calcular las actividades del ion sodio, sulfato y cloro en una solución 0.04 M en sulfato de sodio y 0.02 en cloruro de sodio. 10.141 Con los datos de la tabla anterior calcula la actividad de cada uno de los iones de las diversas soluciones de HCl. ¿Cuál sería la presión osmótica de cada uno a 25 ºC?. 11. POTENCIAL DE HIDROGENO pH 11.1 Calcular :a) pH de una disolución cuya concentración de iones hidronio es de 2.3 x 10−9 M, b) la concentración de iones hidronio de una disolución cuyo pH es de 4.31. 11.2 Calcular el pH de una solución de ácido clorhídrico 0.0063 N 11.3 ¿Cuál es el pH de una solución en la cual la concentración de iones hidronio es de 12.1 x 10−6? 11.4 ¿Cuál es el pH de una solución en la cual la concentración de iones hidronio es de 1.32 x 10−4. 11.5 Encontrar el pH de una solución de hidróxido de sodio 0.00278 M. 11.6 ¿Cuál es el pH de una solución 0.0039 N de KOH? 11.7 El pH de una cerveza es de 4,7, ¿Cuál será la concentración de iones hidronio?. 11.8 El pH de un refresco es de 3.82, calcular la concentración de iones hidronio. 11.9 ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de un vino típico de mesa que tiene un pH de 3.6? 11.10 Calcular el pH de una disolución 0.025 M de un ácido fuerte, monobásico e ideal a 298 ºK. 11.11 Calcular el pH de una solución acuosa de KOH 0.56 M 11.12 Calcular la concentración de iones hidronio, la concentración de iones oxidrílo y e l pH de: a) 0.002 M de HI, b) 0.001 M HBr y c) 0.003 M de NaOH. 11.13 Cual es el pH de una solución en la cual la concentración de iones hidronio es: a) 3.4 x 10−5 , b) 1.5 x 10−10, c) 1.26 x 10−4, d) 1.8 x 10−4, y cuál es el pH de una solución cuya concentración de iones oxidrílo es: e)6.7 x 10−6, f) 2.7 x 10−11, g) 4.8 x 10−10 y h) 3.4 x 10−4. 11.14 Calcular el pH de una solución de ácido clorhídrico 10−8 M. 11.15 Calcular e l pH de cada una de las soluciones siguientes a 298 ºK. a) una solución 0.0029 M de HCl, b) una solución que contenga 1 g de NaOH en 800 ml de agua. 11.16 Calcular la concentración de iones hidronio y la concentración de iones oxidrílo de las siguientes soluciones: a) una solución con un pH de 10.27, b) una solución con un pOH de 8.73. 11.17 Convertir las siguientes concentraciones de iones hidronio en valores de pH: a) 10−3, 1.5 x 10−4, 3.1 x 10−6. a 1.0 x 10−10 y b) convertir los siguientes valores de pH en concentración de iones hidronio: 3.2, 7.7, 10.6 y 13.5. 11.18 Calcular la concentración de iones hidronio y la concentración de iones oxidrílo de las siguientes soluciones de electrolitos fuertes: HCl 0.01 M, HNO3 0.05 M, H2SO4 0.01 M, NaOH 0.01 M, KOH 0.05 M y BaOH 0.01 M. 11.19 Calcular el pH de las soluciones siguientes de HCl: 1.0 M, 0.1 M, 0.01 M, 1 x 10−4 M, 1 x 10−5 y 1 x 10−10. 11.20 Calcular el pH de una disolución 0.01 M de un ácido muy débil (HY) en donde el valor de Ka es de 3.2 x 10−7. 11.21 La Ka del ácido acético es de 1.79 x 10−5, calcular : la concentración de iones hidronio y el pH de una solución de ácido acético 0.01 M. 11.22 Calcular la concentración de iones hidronio y el pH de una solución de ácido cianhídrico 0.1 M, Ka = 7.2 x 10−10. 11.23 La Kb del amoníaco (NH3) es de 1.76 x 10−5, calcular la concentración de iones hidronio, la concentración de iones oxidrílo y el pH de una solución de amoníaco 0.10 M. 11.24 Los valores de pKb del amoníaco y la trimetilamina son: 4.74 y 4.21 respectivamente a 298 ºK. Calcular el pH de una solución acuosa 0.05 M de amoníaco y trimetilamina y las constantes de disociación ácida para los iones amonio y trimetilamonio. 11.25 Calcular la concentración de iones hidronios, iones oxidrilos y el pH de una solución de ion acetato 0.05 M, Kb = 5.6 x 10−10. 11.26 Calcular la concentración de iones hidronio, la concentración de iones oxidrílo y el pH de una solución de CH3NH2 0.25 M (Kb = 4.4 x 10−5). 11.27 Calcular la concentración de iones hidronio, la concentración de iones oxidrílo y el pH de una solución de acetato de sodio (CH3COONa) 0.1 M (Kb= 5.6 x 10−10). 11.28 Calcular la concentración de iones hidronio, la concentración de iones oxidrílo y el pH de una solución de Na2CO3 0.1 M (Kb= 1.84 x 10−4). 11.29 Calcular la concentración de iones hidronio y el pH de una solución de NH4 0.002 M (Ka = 5.69 x 10−10). 11.30 Calcular la concentración de iones hidronio, la concentración de iones oxidrílo y el pH de una solución de acetato de sodio 0.02 M (Kb= 5.6 x 10−10). 11.31 Calcular la concentración de iones oxidrílo, el pH y el pOH de cada una de las siguientes soluciones a 25 ºC: a) 0.05 M de trimetilamina y b) 0.14 M de amoníaco. 11.32 Calcular la concentración de iones hidronio y el pH a 25 ºC de una solución preparada mezclando 0.4 moles de iones acetato con 0.2 moles de iones hidronio en 800 ml de solución. 11.33 Calcular la concentración de iones hidronio y el pH de una solución 0.08 M de H2CO3 a 25 ºC y calcular la concentración de iones CO3−2 para la solución anterior. 11.34 Calcular la concentración de iones hidronio de una solución 0.07 M de H2S. 11.35 Calcular la concentración de iones hidronio y el pH de una solución 0.15 M de glicolato de potasio. 11.36 Calcular el pH y la concentración de iones oxidrílo en cada una de las soluciones siguientes a 25 ºC: a) ácido benzoico 0.05 M, b) una solución con 0.5 g de HCl en 100 ml de solución y c) una solución con 1.4 g de NH3 en 400 ml de solución. 11.37 Calcular el número de gramos de cloruro de amonio que se deben agregar a 1 litro de agua a 25 ºC para obtener una solución que contenga el mismo pH que el de una solución 0.1 M de HCN. 11.38 Calcular el pH y el pOH de cada una de las siguientes soluciones a 25 ºC: a) 0.001 M de H2SO4, b) 0.001 M de NaH2SO4 y c) 0.01 M de NH4OH. 11.39 Calcular la concentración de iones hidronio a 25 ºC en una solución 0.05 M de ácido acético tomando como base que Ka = ka’. 11.40 Calcular el pH de una solución de ácido butírico CH3(CH2)2COOH 0.1 M (Ka = 1.5 x 10−5). 11.41 Cuál es el pH de una solución de anilina C6H5NH2 0.05 M (Kb= 4.0 x 10−10). 11.42 Los siguientes resultados se obtuvieron cuando se titularon 100 cm3 de una base monoácida 0.1 M con HCl 0.1 M, interpretar estos resultados y determinar la constante de disociación básica aparente (Kb) de la base: 0.1 M de HCl (ml). 0 10 25 50 90 99 99.8 pH 11.1 10.2 9.8 9.3 8.3 7.3 6.6 11.43 Calcular los valores de pH de las siguientes disoluciones 0.02 M de: a) Cianuro potásico y b) triscloruro (considerar los siguientes valores de Ka, para el ácido cianhídrico 7.24 x 10−10 y para el triscloruro 8.32 x 10−9). 11.44 A partir de las constantes de disociación Ka y Kb de un ácido y su base conjugada, demostrar que Ka x Kb = Kw. 11.45 Calcular el pH de una solución de NH4Cl 0.1 M. 11.46 Dependiendo del pH de la solución, los iones férrico (Fe+3) pueden existir en la forma iónica libre o formar el precipitado insoluble Fe(OH)3. Kp= −1.0 x 10−36. Calcular el pH al cual el 90 % de los iones Fe+3 de una solución con una concentración de 4.5 x 10−5 M en Fe+3 se precipitan. Que conclusión puede sacarse acerca de la concentración de Fe+3 en el plasma sanguíneo cuyo pH es de 7.4. 11.47 ¿Cuál es el pH de una solución de glicina 0.05 M? 11.48 Calcular el pH de: a) HCl 0.1 M disociado en un 83 % a 298 ºK. 11.49 Calcular el pH de una solución de ácido acético 0.1 M disociado en 1.35 % a 298 ºK. 11.50 Calcular la concentración de iones hidronio y el grado de disociación de cada una de las soluciones siguientes: a) ácido acético 0.26 M, b) ácido cianhídrico 0.06 M, c) ácido láctico 0.25 M y d) ácido glicólico 0.080 M. 11.51 Calcular el grado de disociación y la concentración del ácido sin ionizar a 25 ºC en las soluciones siguientes, ¿Cuántos gramos de ácido se necesitan para preparar 2.2 litros de cada una de ellas?. a) una s olución de ácido glicólico en la que la concentración de hidronios es de 9.0 x 10−3 M y b) una solución de ácido fórmico en la que la concentración de hidronios sea de 4.4 x 10−3 M. 11.52 Calcular la constante de disociación de cada uno de los ácidos momopróticos siguientes: a) 0.04 M y pH de 5.22, b) grado de disociación de 0.005 y pH de 2.88. 11.53 Calcular la concentración de ácido o de base y el grado de disociación de cada una de las siguientes soluciones: a) una solución de ácido acético en la cual la concentración de iones hidronio es de 1.4 x 10−3 M, b) una solución de metilamina en la cual el pH es de 11.4, y c) una solución de ácido glicólico en la que el pH es de 3.04. 11.54 Cuántos gramos se necesitan de cada una de las sustancias del problema anterior para preparar 1400 ml de solución. 11.55 Calcular el pH, pOH y el grado de disociación de cada una de las soluciones siguientes: a) ácido cianhídrico 0.32 M, b) ácido carbónico 0.05 M y c) piridina 0.06 M. 11.56 Calcular la constante de ionización de las bases siguientes a 25 ºC. a) 0.08 M, pH = 10.20, b) grado de disociación de 0.0142 y pH de 12.10. 11.57 Para el ácido propiónico la Ka es de 1.34 x 10−5 a 25 ºC. Hallar para una solución 0.01 M de ácido: a) grado de disociación, b) concentración de iones hidronio y c) pH. 11.58 Una solución 0.04 M de un ácido monoprótico se encuentra ionizado en un 13.5 %. ¿Cuál es la constante de ionización del ácido? 11.59 La constante de disociación de un ácido monoprótico 0.1 M es de 1.47 x 10−2, calcular el grado de disociación suponiendo un comportamiento ideal. 11.60 Cuanto hay que diluir una solución 0.2 M de acetato de sodio para duplicar el grado de hidrólisis. 11.61 Cúal es la constante de ionización del ácido cianhídrico si una solución 0.1 M tiene un pH de 5.07. 11.62 La sal de cloruro de una base orgánica débil se disuelve en agua para formar una solución con un pH de 3.11, cuando la concentración de la sal es de 0.20 M a 25 ºC. Calcular la constante de ionización de la base. 11.63 ¿Cuál es el pH de una solución 0.12 M de carbonato de sodio?. 11.64 ¿Cuál es el pH de una solución 0.15 M de bicarbonato de sodio a 25 ºC? 11.65 Calcular la constante de hidrólisis de las siguientes sales a 25 ºC. a) K+CN −, b) NH4+NO3− y c) NH4+C2H3O2−. 11.66 Calcular el grado de hidrólisis, el pH y el pOH a 25 ºC de una solución 0.1 M de citrato de sodio. 11.67 Cuàntos gramos de CH3NH3C se deben de agregar a 1 litro de agua a 25 ºC para obtener una solución con un pH de 5. 11.68 Una solución 0.12 M de sal sódica de un ácido monoprótico débil esta 6.0 % hidrolizado a 25 ºC. Calcular la constante de ionización del ácido débil a esta temperatura. 11.69 Calcular el pH y el grado de hidrólisis a 25 ºC de una solución 0.14 M de carbonato de sodio. 11.70 Calcular las constantes hidrolíticas de cada una de las sales siguientes: cloruro de urea, carbonato de amonio, fosfato disódico y bicarbonato de sodio. 11.71 Calcular el grado de hidrólisis y la concentración de iones oxidrílo a 25 ºC en cada una de las soluciones siguientes: a) 0.5 M de KCN; y b) 0.01 M de Na2CO3. 11.72 Suponiendo que los grados de hidrólisis son iguales para ambos iones. Calcular la proporción a la cual una solución 0.1 M de acetato de anilina (C6H5NH3C2H5O2) se hidroliza a 25 ºC y ¿Cuál es el pH de la solución?. 11.73 La solubilidad del carbonato de plata es de 4.1 x 10−2 g / l. ¿Cuántos mg de carbonato de plata quedan sin precipitar en 1200 ml de solución en la que la concentración del ion es de 0.002 M?. 11.74 El producto de solubilidad del Ag2C2O4 es de 5.3 x 10−12 a 25 ºC. Calcular: a) la solubilidad del oxalacetato de plata en g / l. b) la concentración de oxalacetato en una solución saturada, c) Los mg de iones plata en 750 ml de una solución saturada y d) los gramos de nitrato de plata que habría que agregar a 1 litro de solución saturada para reducir la concentración de iones oxalato a la quinta parte de su valor original. 11.75 La solubilidad del HgI2 es de 4.5 x 10−4 g / dm3 a 25 º C. Calcular el producto de solubilidad del yoduro mercúrico a esta temperatura. 11.76 El oxalato de calcio es el componente principal de los cálculos renales. A partir de las constantes de disociación de la tabla y dado que el producto de solubilidad del CaC2O4 es de 3.0 x 10−9, predígase si la formación de cálculos puede reducirse al mínimo al aumentar o disminuir el pH del líquido presente en los riñones. El pH normal del líquido en los riñones es de 8.2. 11.77 Calcular la concentración de iones sulfuro en una solución de sulfuro de hidrógeno 0.06 M que sea también 0.05 M de HCl. Calcular el pH de la solución. 11.78 Calcular la concentración de cada una de las especies iónicas en las soluciones siguientes a 25 ºC: benzoato de potasio 0.06 M, cloruro de amonio 0.05 M y ¿Cuál es el grado de hidrólisis?. 11.79 Calcular la concentración de cada especie iónica en una solución formada disolviendo 0.1 moles de cloruro de sodio y 0.1 moles de cloruro de amonio en una cantidad suficiente de agua para preparar un litro de solución. 11.80 Calcular a 25 ºC la concentración de todas las especies iónicas de una solución 0.07 M de ácido carbónico. 11.81 Calcular las concentraciones de iones hidronio, H3PO4, H2PO4−, HPO4−2 y PO4−3, en una solución 0.1 M de ácido fosfórico.PO 11.82 Calcular la concentración de todas las especies iónicas presentes en una solución que es 0.12 M en HCN y 0.34 M en NaCN, ¿Cuál es el pH de la solución, la solución presenta actividad amortiguadora? 11.83 Calcular: a) la concentración de iones hidronio y el pH de una solución que contiene HF 0.01 M y b) la concentración de iones hidronio y el pH de una solución que contiene HF 0.01 M y F− (NaF) 0.010 M. 11.84 La concentración de iones hidronios de una solución que contiene ácido acético 0.1 M y iones acetato 0.1 M es 1.8 x 10−5 tiene un pH de 4.74. Calcular el pH de esta solución después de que se le añaden 0.01 M de NaOH. (Ka = 1.8 x 10−5). 11.85 Una solución contiene ácido acético 0.1 M y ion acetato 0.1 M. Calcular el pH después de que se le añaden 0.01 M de HCl. 11.86 Una solución que contiene ácido acético 0.2 M y acetato 0.2 M tiene un pH de 4.74. Calcular el pH después de que se añaden: a) 0.02 M de NaOH y b) 0.05 M de HCl. 11.87 Calcular: la) la concentración de iones hidronio y el pH de una solución de ácido acético 0.2 M y acetato de sodio 0.01 M (Ka = 1.8 x 10−5). 11.88 Calcular la concentración de iones oxidrilo en una solución que contiene amoníaco (NH3) 0.002 M y cloruro de amonio (NH4Cl) 0.001 M (Kb = 1.8 x 10−5) 11.89 Una solución contiene ácido acético 0.09 M y ion acetato 0.08 M. Calcular: a) pH de la solución, b) pH después de que se añaden 0.02 M de NaOH y c) pH después de haber introducido 0.01 M de HCl. 11.90 Una solución contiene amoníaco 0.06 M y amonio 0.07 M (cloruro de amonio). Calcular: a) pH de la solución, b) pH después de añadir 0.01 M de KOH y c) pH después de añadir 0.01 M de HCl. 11.91 Preparar 350 ml de un buffer de fosfatos 0.9 M a un pH de 7.0, 11.92 Calcular las concentraciones de todas las especies iónicas en una solución 0.14 M con respecto al ácido acético y 0.21 M con respecto al acetato de calcio a una temperatura de 25 ºC. 11.93 Cuántos gramos de acetato de sodio sólido se deben agregar a 400 ml de ácido acético 0.08 M para producir una solución con una concentración de iones hidronio de 4.0 x 10−5 M. 11.94 Calcular el pOH, pH, concentración de iones hidronio y concentración de iones oxidrilo de cada una de las soluciones siguientes: a)100 ml de solución con 0.6 mol de ácido acético y 0.5 mol de acetato de sodio. b) 12.2 g de ácido benzoico y 14.4 g de benzoato de sodio en 0.8 litros de solución y c) 600 ml de una solución 0.2 M de NH3 y 0.15 M de NH4Cl. 11.95 Se tienen 200 ml de ácido acético 1.0 M al que se le agregan 0.1 mol de NaOH, calcular la concentración de iones hidronio, el pOH y el grado de disociación del ácido en la solución resultante. 11.96 En que proporción molecular se debe mezclar ácido láctico y lactato de sodio a 25 ºC para producir una solución amortiguadora con un pH de 3.35. 11.97 Es necesario preparar una solución amortiguadora de pH 4.35, ¿Cuál es la proporción en volumen que se deben mezclar las sustancias siguientes para obtener el pH deseado? a) ácido acético 0.08 M y acetato de sodio 0.08 M, b) ácido acético 0.15 M y acetato de sodio 0.3 M, y c) ácido acético 0.3 M y acetato de sodio 0.15 M. 11.98 ¿Cuántos gramos de ftalato ácido de potasio se deben agregar a 1 litro de ácido ftálico 0.1 M para obtener una solución amortiguadora de pH 3.0 a 25 ºC (pKa = 2.89). 11.99 Se tiene una solución de ácido acético 0.12 M y una solución de acetato de sodio 0.12 M. Calcular el número de ml de una solución de acetato de sodio que se deben agregar a 100 ml de ácido para preparar una serie de soluciones amortiguadoras que den valores de pH de 0.2 en 0.2 unidades de pH dentro del rango útil de este par amortiguador. 11.100 Preparar una serie de soluciones amortiguadoras de pH dentro del margen útil del par amortiguador fosfato disódico y fosfato monosódico. Calcular a 25 ºC el número de ml de fosfato disódico 0.2 M que se deben agregar a 150 ml de fosfato monosódico 0.2 M para preparar cada una de estas soluciones. 11.101 ¿Cuántos gramos de acetato de sodio se deben agregar a una solución que contiene 1.0 g de ácido acético en 80 ml de la solución para que la solución final tenga un pH de 4.95 a 25 ºC.? 11.102 Calcular la concentración de iones hidronio y el pH a 25 ºC de una solución preparada mezclando 100 ml de acetato de potasio 0.24 M con 50 ml de HCl 0.33 M. 11.103 Se tiene una solución 0.15 M de amoníaco y una solución 0.15 M de ácido clorhídrico. Calcular el pH de cada una de las soluciones siguientes: a) 100 ml de amoníaco + 25 ml de HCl. b) 100 ml de amoníaco + 50 ml de HCl. c) 100 ml de amoníaco + 75 ml de HCl. d) 100 ml de amoníaco + 100 ml de HCl. e) 100 ml de amoníaco + 25 ml de HCl. 11.104 Una mezcla de ácido ftálico con un peso de 1 g se disuelve en una cantidad de agua suficiente para hacer 80 ml de solución. ¿Cuántos gramos de ftalato ácido de potasio se deben agregar a la solución para obtener un amortiguador de pH 3.2 a 25 ºC (pKa 2.89). 11.105 Se van a mezclar 100 ml de una solución 0.2 M de Na2HPO4 con una solución 0.3 de NaH2PO4 para preparar las soluciones amortiguadoras siguientes. Calcular el volumen de solución de NaH2PO4 que hay que agregar en cada caso para obtener amortiguadores con un pH de 6.2, 6.6 y 7.2 a 25 ºC. 11.106 Calcular el pH, pOH, concentración de iones hidronio y concentración de iones oxidrilo en cada una de las siguientes soluciones a 25 ºC: a) 200 ml de solución 0.3 M de ácido láctico y 0.12 M de lactato de sodio, b) 250 ml de solución 0.11 M en metilamina y 0.21 M de cloruro de metilamonio y c) Una solución con 800 ml de volumen que contiene 6.10 g de ácido benzoico y 28.8 g de benzoato de sodio. 11.107 Una solución acuosa a 25 ºC es 0.01 M en ácido propiónico y 0.02 en propionato de sodio. Hallar para esta solución: a) grado de ionización del ácido, b) concentración de iones hidronio y c) pH de la solución. 11.108 Una solución compuesta de ácido benzoico 0.05 M y benzoato de sodio 0.1 M da un pH de 4.5 a 25 ºC. Hallar la constante de ionización del ácido. 11.109 Si el volumen final debe ser un litro, ¿Cuántas moles de HCl deben añadirse a 500 cm3 de una solución 0.1 M de Na2CO3 a fin de ajustar el pH a 10.0? 11.110 Dar las fórmulas de los ácidos conjugados del alcohol metílico, anilina, éter dimetílico y las bases conjugadas del alcohol metílico y fenol. 11.111 Dados 100 cm3 de ácido fórmico 0.05 M, ¿Qué volumen de NaOH 0.05 M se necesitarán para obtener un amortiguador de pH 4.23? (Ka 0 1.77 x 10−4). 11.112 Cuáles son los valores de pH resultantes cuando se añaden a 100 cm3 de ácido acético 0.1 M, los siguientes volúmenes de NaOH 0.1 M: a) 10 cm3, b) 25 cm3, c) 50 cm3, d) 75 cm3 y e) 90 cm3 (Ka ac. acético 1.82 x 10−5). 11.113 ¿Cuáles son los valores de pH de las soluciones resultantes al mezclar 100 cm3 de acetato de sodio 0.1 M con: a) 100 cm3 de HCl 0.05 M, b) 100 cm3 de ácido acético 0.05 M? ¿Cuáles son las concentraciones de iones oxidrilos en las soluciones finales? 11.114 Una suspensión bacteriana en tampón de fosfatos 0.1 M y pH de 7.1 con glucosa al 3 %, convierte completamente el azúcar por fermentación en ácido láctico. ¿Cuál es el pH final de la suspensión? glu ¾® 2 ac. láctico, el peso molecular de la glucosa es de 180 g / mol pKa del ácido fosfórico a esta fuerza iónica es de 6.8. 11.115 Se preparan tres soluciones mezclando lo siguiente: a) 30 ml de HCl 0.02 M y 90 ml de trimetilamina 0.02 M, b) 30 ml de HCl 0.02 M y 20 ml de trimetilamina 0.04 M y c) 100 ml de Na3PO4 0.05 M y 150 ml de HCl 0.05 M. ¿Cuál es el pH de estas soluciones? (Katrimetilamina = 1.74 x 10−10, para el ácido fosfórico los valores son: Ka1 = 1.1 x 10 −2, Ka2 = 1.6 x 10−7 y Ka3 = 1 x 10−12.) 11.116 Sobre que margen de concentración de iones hidronio se puede esperar que un amortiguador de cloruro de amonio muestre una capacidad amortiguadora razonable? (pKb = 4.74). 11.117 ¿Cómo se prepara un litro de amortiguador de piridina 0.02 M a un pH de 5.0 con una disolución de piridina 0.1 M y HCl 2.0 M? (pKb 8.64). 11.118 ¿Como se preparan 500 ml de amortiguador de fosfato sódico 0.1 M a un pH de 7.1 con Na2HPO4.H2O ( peso molecular de 178 g / mol) y NaH2PO4.H2O? (peso molecular 138 g / mol). 11.119 Si se añaden 5.2 ml de HCl 0.2 M a 100 cm3 de una disolución con 820 mg de sal de veronal monosódico (dimetilbarbiturato sódico) se obtiene una disolución amortiguadora a pH 8.4. ¿Cuál es el peso molecular de esta sal de veronal monosódico? (pK veronal 7.95) 11.120 Una alícuota de 26.4 ml de una solución de ácido acético 0.45 M se agregó a 31.9 ml de una solución de NaOH 0.37 M. ¿Cuál es el pH final de la solución?. 11.121 ¿Cuál es el pH del amortiguador Na2HPO4 0.1 M / KH2PO4 0.1 M? Calcular la concentración de todas las especies iónicas presentes en la solución. 11.122 Un amortiguador de fosfatos tiene un pH de 7.3. ¿Cuál es el par conjugado que predomina si la concentración es de 0.1 M?, ¿Cuál será el pH después de añadir 5.0 ml de HCl 0.1 M a 20 ml de esta solución amortiguadora?. 11.123 En el estudio de sistemas biológicos, es común el empleo del amortiguador tris (hidroximetil) aminometano tris. Calcular el pH del amortiguador tris cuando se mezclan 15 ml de HCl 0.1 M con 25.0 ml de tris 0.1 M. 11.124 Deducir la ecuación de Henderson−Hasselbalch del sistema amortiguador de NH4 / NH3. 11.125 Calcular el pH del sistema amortiguador NH4Cl 0.2 M / NH3 0.1 M a 298 ºK. 11.126 Descríbase el número de formas distintas que permitiría la preparación de 1 litro de un amortiguador de fosfatos 0.05 M a pH de 7.8. 11.127 Calcular el pH de una solución de NaCl 0.085 M que contiene 0.02 M de Na2HPO4 y 0.02 M de NaH2PO4 suponiendo un comportamiento no ideal. 11.128 a) Calcular la concentración de iones hidronio, pH y el grado de disociación en una solución de ácido acético 0.16 M en un litro a la que se le han agregado 0.24 mol de acetato de sodio sólido. b) ¿Cuál es la relación de la concentración de iones hidronio en la solución a y la concentración en la solución del ácido acético 0.16 M antes de agregar el acetato de sodio? 11.129 Se prepara una solución disolviendo 1.0 g de propionato de sodio y 1.0 g de ácido propiónico en suficiente cantidad de agua para hacer un volumen total de 500 ml. Calcular el pH de la solución y el grado de disociación del ácido propiónico a 25 ºC. 11.130 Calcular la concentración de iones hidronio, el pH y el grado de disociación de una solución 0.08 M de ácido benzóico que sea también 0.09 M de benzoato de sodio. 11.131 a) Calcular el pH y el grado de ionización a 25 ºC de una solución preparada disolviendo 2.3 g de ácido fórmico en una cantidad suficiente de agua para preparar 150 ml de solución. 11.132 Calcular la concentración de todas las especies iónicas de cada una de las soluciones siguientes : a) 1500 ml de ácido acético 0.14 M con 8.2 g de acetato de sodio y b) 1100 ml de amoníaco 0.066 M al que se le han agregado 800 ml de cloruro de amonio 0.033 M. 11.133 Se prepara una solución agregando 80 ml de lactato de potasio 0.2 M a 120 ml de ácido láctico 0.16 M. Calcular la concentración de todas las especies iónicas en la solución. Determinar el grado de disociación del ácido láctico a 25 ºC. 11.134 Una solución a 25 ºC contiene ácido propiónico 0.01 M y HCl 0.03 M. Encontrar para esta solución el grado de ionización, la concentración de iones hidronio y el pH. 11.135 ¿Cuál de los siguientes indicadores se usará cuando se titula una solución de trimetilamina aproximadamente 0.2 M con HCl 0.2 M? a) verde de bromocresol pKa = 4.7, b) anaranjado de metilo pKa = 3.7, c) rojo de metilo pKa = 5.1 y d) rojo de fenol pKb = 7.9 (pKb de la trimetilamina es de 7.76). 12. T E R M O D I N Á M I C A 12.1 ¿Cuál será el cambio de energía interna en la combustión de un mol de benceno líquido cuando se efectúa a presión constante. (el calor de combustión del benceno líquido es de −780 980 cal a 25 ºC). C6H6 (l) + 7 ½ O2 (g) ¾® 6 CO2 (g) + 3 H2O (l) 12.2 Calcular el calor de formación de un mol de ácido acético. 2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g) ¾® CH3COOH (l) si se cuenta con: CH3COOH (l)+2 O2 (g) ¾® 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) D H = −208 340 cal/mol 12.3 Calcular el calor de formación del propano, si se cuenta con: C3H8 (g) + 5 O2 (g) ¾® 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) D H = −530 610 cal/mol 12.4 Determinar el calor de formación de un mol de benceno líquido a 25 ºC a partir del calor de combustión del benceno y los calores de formación del agua (−68 320 cal / mol) y CO2 (−94 050 cal / mol). El calor de combustión del benceno líquido es de −780 980 cal / mol a 25 ºC. 12.5 La hidrólisis del ATP que libera un grupo fosfato terminal, es una reacción de gran importancia en bioquímica y se han hecho muchos intentos en medir los valores de DH, DS y DG para esta reacción a temperatura y valores de pH fisiológicos. En una de estas determinaciones a 309 ºK y pH de 7.0 en presencia de iones Mg se calculó que cuando DH era de −20.08 kJ / mol, DS era +35.21 J / ºK mol. Calcular el valor correspondiente de DG en la reacción. 12.6 El DGºf de la glucosa y el etanol en disolución acuosa es igual a −917 y − 181.6 kJ / mol respectivamente, y DGºf para el CO2 como gas es de −394.5 kJ / mol, deducir el valor de DGº’ para la reacción neta de la fermentación alcohólica. glucosa ¾® 2 etanol + 2 CO2, en disolución acuosa a 298 ºK con desprendimiento de CO2 gaseoso. 12.7 Durante la glucólisis la fructosa 1,6 di−fosfato se rompe para dar gliceraldehído 3−fosfato y di hidroxi acetona fosfato (DHAP). Además, durante la glucogénesis, la fructosa 1,6 di−fosfato se sintetiza a partir de estos fosfatos de triosa. Una sola enzima cataliza ambos procesos los cuales son debidos a una reacción químicamente reversible: fru−1,6, di−P ¬¾® gli 3−P + DHAP, si Keq de izquierda a derecha es igual a 8.91 x 10−5 mol/dm3. Calcular los valores de DGº para la ruptura de la fru 1,6 di−P. 12.8 El dinucleótido de nicotín adenina (NAD) es uno de los agentes de transporte electrónico muy importante en las células vivas, puede existir en forma oxidada (NAD) o en forma reducida (NADH2) y este último puede al menos teóricamente oxidarse para dar la primera de acuerdo a la reacción: NAD + H ¾® NAD + H2. Si DGº para esta reacción es de −21 840 J / mol, calcular el valor de DGº’ a pH de 7.0. 12.9 Frecuentemente se afirma que la hidrólisis de ATP dando ADP + pi bajo condiciones aproximadamente fisiológicas a 36 ºC está asociado con un valor de DGº’ de −30.96 kJ / mol y a un DHº’ de −20.08 kJ / mol, esta temperatura puede sin duda considerarse aproximadamente fisiológica para un mamífero de sangre caliente, pero ¿Cuál será el valor de DGº’ para esta reacción en el músculo de un bacalao del mar del norte a 5 ºC. 12.10 Si los calores de combustión (DHº) del monosacárido glucosa sólido y del disacárido maltosa sólida son −2.816 y −5.648 kJ / mol respectivamente a 298 ºK y a presión atmosférica estándar. Calcular el cambio en la entalpía estándar que acompaña a la conversión de 18 g de glucosa en maltosa a esta temperatura y presión de acuerdo a la ecuación: 2 glu (s) ¾® maltosa (s) + H2O (l). 12.11 Las bacterias del género Nitrobacter juegan un papel muy importante en el ciclo del nitrógeno en la naturaleza, oxidando el nitrito del suelo a nitrato. A partir de esta simple oxidación obtienen toda la energía para su crecimiento . NO2− (ac) + ½ O2 (g) ¾® NO3 (ac). Calcular el valor de DGº para esta reacción dado que DGºs para una disolución acuosa de NO2 es de −34.5 kJ / mol y para NO3 es de −110.5 kJ / mol. 12.12 El aminoácido alanina en presencia de una enzima aminoácido oxidasa apropiada, se convierte en piruvato de acuerdo a la siguiente ecuación: l−alanina + H2O ¾® piruvato + NH4 + H2O2. Calcular DGº a pH de 7.0 de esta reacción a partir de los valores conocidos de DGº’ a pH de 7.0 de las siguientes reacciones: H2O2 ¾® O2 + H2 DGº’ = +136.8 kJ / mol l−ala + H2O ¾® piruvato + NH4 + H2 DGº’ = +54.4 kJ / mol 12.13 Si DHº para la disociación del ácido acético en disolución acuosa es de −385 J / mol y DSº es de −92.5 J / ºK mol, calcular: a) la constante de disociación termodinámica del ácido acético a 298 ºK y b) el valor de DGº’ para la disociación a pH 7.0. 12.14 La enzima triosa fosfato isomerasa cataliza la interconversión del gliceraldehído 3 fosfato a DHAP. gli 3−P ¾® DHAP. Si la constante de equilibrio termodinámica para la reacción en la dirección de formación de DHAP es de 22.0 a 298 ºK, en disolución acuosa a la presión atmosférica estándar, calcular el valor de DGº para esta reacción. 12.15 La importante hidrólisis del acetil Coenzima A es una reacción exergónica en la célula viva, si tiene lugar según la reacción: AcCoA + H2O ¾® Acetato− + H+ + CoA DGº = −15.48 kJ / mol. a) ¿Cuál será el valor de DGº’ para esta reacción a 298 ºK y pH de 7.0 y b) cuando acetato, CoA y AcCoA se encuentran presentes en una concentración de 0.01 M (considerar los coeficientes de actividad como unidad para los propósitos de este cálculo). 12.16 La reacción de la adición de agua al fumarato para obtener malato es: fumarato −2 + agua ¾® malato−2, es esencial para el funcionamiento del ciclo de Krebs en los tejidos del hombre y de la rana. Cuando esta reacción se lleva a cabo a 25 ºC y un pH aproximadamente fisiológico se obtienen los valores de −3.68 kJ / mol y +14.87 kJ / mol para DGº’ y DHº’ respectivamente. Calcular los valores de DGº’ para esta reacción al mismo pH pero: a) en el hombre a 37 ºC y b) en la rana a 7 ºC. 12.17 Las siguientes reacciones se han encontrado en un experimento sobre el funcionamiento biológico del hígado de un mamífero a 25 ºC y pH 7.5: a) 3 arginosuccinato + 3 agua ® 3 aspartato + 3 citrulina DGº’ = −102.9 kJ / mol b) 2 arginosuccinato ® 2 arginina + 2 fumarato DGº’ = +23.4 kJ / mol c) fumarato + NH4 ® aspartato DGº’ = −15.5 kJ / mol Calcular los valores de DGº y DGº’ para la reacción: arginina + agua ® citrulina + NH4. 13. CINÉTICA DE REACCIONES QUÍMICAS 13.1 En que condiciones las velocidades promedio son iguales a las instantáneas. 13.2 Una reacción compleja es de cero orden en A, de tercer orden en B y de segundo orden en C. ¿Cuál será el efecto en la velocidad al duplicar la concentración de: a) A, b) B y c) C?. 13.3 Una reacción es de orden un medio en D, tres medios en E y uno en F. ¿Cuál será el efecto en la velocidad de reacción al duplicar la concentración de: a) D, b) E y c) F? 13.4 Para las reacciones descritas por cada una de las siguientes leyes de velocidad, indique el orden respecto a cada una de las especies y el orden de la reacción global de: a) Vo = k [A] [B]2, b) Vo = k [A]2, y c) Vo = k [A] [B]2 / [C]. 13.5 Los siguientes datos se obtuvieron de la siguiente reacción: 2 A + B ® 3 C + D [A] inicial [B] inicial −d[A] / dt (Ms−1) 0.12 0.34 1.6 x 10−6 0.24 0.34 3.2 x 10−6 0.24 0.68 1.28 x 10−5 deduzca: a) la ley de velocidad, b) valor de k, c) la −d[A] / dt si [A]o = 0.1 y [B]o = 0.2, d) la −d[A] / dt en estas últimas condiciones. 13.6 Los siguientes datos de velocidad inicial se obtuvieron e la reacción: 2 X + A + 3 B ® 3 C + 4 D [A]o [B]o [X] −d[A] / dt (Ms−1) 0.671 0.238 0.127 2.82 x 10−3 0.839 0.238 0.127 2.82 x 10−3 0.421 0.476 0.127 1.128 x 102 0.911 0.238 0.254 5.64 x 10−3 a) calcula −d[A] / dt si [A] = [B] = [X] = 0.5 M. b) calcula −d[A] / dt si [A] = [B] = [X] = 0.2 M. c) −d[A] / dt si [A] = [B] = [X] = 0.1 M. 13.7 Los siguientes datos se obtuvieron de la siguiente reacción: A+B ® C [A]o [B]o −d[A] / dt (Ms−1) 0.245 0.128 1.46 x 10−4 0.490 0.128 2.92 x 10−4 0.735 0.256 8.76 x 10−4 Escriba la ley de velocidad de la reacción. 13.8 Calcular k a partir de los siguientes datos: [A]o [B]o −d[A] / dt (Ms−1) 0.345 0.280 1.67 x 10−5 0.482 0.280 2.04 x 10−5 0.482 0.475 5.87 x 10−5 13.9 Si −d [N2] / dt para la reacción N2 + 3 H2 ® 2NH3 es 2.5 x 10−3 Ms−1 ¿Cuáles −d [H2] / dt? 13.10 Cuál es −d [NH3] / dt para la reacción anterior. 13.11 A 25 °C el periodo de vida media para la descomposición de N2O5 es 5.7 hrs. (1er. orden) calcular la constante especifica de la reacción. 13.12 Si experimentalmente se tienen los siguientes valores para las constantes de velocidad de la descomposición del N2O5 a dos temperaturas diferentes, k = 1.35 x 10−4 para T = 35 °C y k = 4.87x10−3 para T = 65 °C, calcular la energía de activación para esta reacción. 13.13 Un radio isótopo artificial se descompone según una ley de 1er. orden con un periodo de vida media de 15 minutos. ¿En cuanto tiempo se descompondrá el 75 % de la muestra?. 13.14 La constante de velocidad para la descomposición ( reacción de 1er. orden) del NO5 en CCl4 es k = 0.00047 a 25 º C, ¿Cuál es el periodo de vida media a esta temperatura? 13.15 A 25 °C el periodo de vida media para la descomposición de N2O5 es 5.7 hrs. (1er. orden) calcular el tiempo necesario para que se consuma el 90%. 13.16 El ciclo pentadieno (C5H6) reacciona consigo mismo para formar el diciclopntadieno (C10H12) , reacción de Diels−Alder. Se monitoreó una solución 0.04 M de C5H6 en función del tiempo, obteniéndose los siguientes datos : Tiempo(s) 0 50 100 150 200 [ C5H6] M 0.04 0.03 0.024 0.02 0.017 Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad. 13.17 En un estudio de la saponificación del acetato de etilo en solución de hidróxido de sodio a 25 ºC, Walker (Proc. Roy. Soc. A78, 157 (1906)) encontró que la constante de velocidad tenía un valor de 6.5 litros mol−1 min−1 . Si las concentraciones iniciales de la base y el éster son 0.02 M para ambos, ¿Cuál será la concentración del éster al final de 20 minutos? ¿Cuántos minutos se requieren para reducir en un 50 % la concentración inicial? 13.18 Calcular la constante de velocidad para la descomposición del peróxido de nitrógeno a 35 ºC. Usando el valor promedio de las constantes obtenidas, determinar la fracción de peróxido de nitrógeno que se descompondría en 175 min. Calcular el periodo de vida media a esta temperatura. Tiempo Fracción (min) descompuesta 20 0.148 40 0.274 60 0.382 100 0.551 13.19 A partir del valor para la constante de velocidad para la saponificación del acetato de etilo en solución de hidróxido de sodio a 25 ºC que se da en el problema 13.17, calcular la concentración de acetato de etilo cuando las concentraciones originales del éster y del hidróxido de sodio son 0.04 M para ambos y el tiempo transcurrido es de 20 min. 13.20 Lamer y Miller en 1935 encontraron que la constante de velocidad para la descomposición del diacetón−alcohol a 25 ºC, usando hidróxido de sodio 0.02 M como catalizador, tiene un valor de 0.0455 min−1 . Calcular el periodo de vida media del alcohol en la concentración dada de hidróxido de sodio a esta temperatura. Empezando con una concentración inicial de 0.060 M, calcular la concentración del diacetón al final de 20 min. ¿Qué fracción se descompondrá al final de 1 hora?. 13.21 A partir de los siguientes datos calcular la concentración de acetato de metilo al final de 20 minutos a 25 ºC cuando se mezclan volúmenes iguales de soluciones 0.02 M de acetato de metilo e hidróxido de sodio a esta temperatura. Calcular el periodo de vida media si las dos soluciones son 0.04 M en acetato de metilo y en hidróxido de sodio. Tiempo Concentración encontrada (min) de la base 3 0.00743 5 0.00635 7 0.00552 10 0.00464 15 0.00363 21 0.00290 13.22 La constante de velocidad específica para la reacción del 2,4−dinitroclorobenceno con piperidina tiene un valor de 1.11 a 25 ºC y 0.200 a 0 ºC, según lo determinaron Bunnett y Crockford en 1956. La constante se expresa en litros mol−1 min−1 . Calcular la energía de activación. 13.23 Los valores de la constante de velocidad para la descomposición del pentaóxido de nitrógeno a 25 ºC y 65 ºC son 3.46 x 10−5 y 4.87 x 10−3, respectivamente, cuando la constante se expresa en segundos. Estimar el valor de la constante de velocidad cuando la temperatura es de 40 ºC. 13.24 Eyring y Daniels encontraron que la constante de velocidad para la descomposición del peróxido de nitrógeno en tetracloruro de carbono es de 0.469 x 10−4 a 25 ºC, el tiempo expresado en segundos. Calcular el periodo de vida media a esta temperatura. ¿Qué fracción de la concentración inicial quedará a final de a) 40 min. y b) 80 min.? Con una concentración inicial de 0.25 M, ¿cuál será la concentración del pentaóxido al final de 35 min? 13.25 Calcular el periodo de vida media y la constante de velocidad a partir del hecho de que la fracción descompuesta al final de 25 min es de 0.497. 13.26 Demuestre gráficamente, usando los datos que se muestran a continuación, que la descomposición del peróxido de hidrógeno es solución acuosa de KI es una reacción de primero orden. tiempo x (volumen de gas (min) producido) 0 0.00 5 7.50 10 14.00 25 28.80 45 41.20 infinito 57.90 3.27 Demostrar gráficamente, a partir de los datos del problema 13.5 que la saponificación del acetato de metilo a 25 ºC es una reacción de segundo orden. 3.28 Usando los datos del problema anterior calcular la concentración del acetato de metilo, del ion hidrógeno y del metanol al final de 30 min si la concentraciones iniciales del éster y del hidróxido de sodio son 0.04 M para ambos. 3.29 Brown y Borkowski en 1952 encontraron que los valores de las constantes de velocidad para la hidrólisis del (CH2)6CCH3Cl en solución de etanol al 80 % a 0 ºC y 45 ºC son 1.06 x 10−5 y 2.92 x 10−3, respectivamente cuando se expresa el tiempo en segundos. Calcular la energía de activación para la hidrólisis. ¿Cuál será el valor de la constante de velocidad a 30 ºC? 13.30 Cuando se siguió la descomposición del compuesto A en una disolución acuosa de 1 mol dm−3 a 303 ºK, se encontró que se concentración descendía en un 20 % en 10 minutos. Calcular la constante de velocidad de la reacción considerando que obedece a una cinética de : a) orden cero, b) primer orden y c) segundo orden con respecto a A. 13.31 Una reacción unidireccional entre los compuestos A y B tiene lugar con una cinética global de segundo orden (constante de velocidad a 310 ºK es de 5 x 10−2 dm3 mol−1 s−1). Calcular las concentraciones de A y B que quedarán después de 30 s de reacción, si las concentraciones iniciales eran de 0.2 mol dm−3 para A y 0.1 mol dm−3 para B. 13.32 Los compuestos A y B se interconvierten mediante una reacción química reversible cuyas constantes de velocidad de primer orden en las direcciones directa e inversa a 310 ºK son respectivamente k1 = 2.5 x 10−6 s−1 y k−1 = 5 x 10−4 s−1. Si la reacción empezó con 20 mol dm−3 de A y nada de B, calcular las concentraciones de B en el equilibrio. 13.33 Se obtuvieron los siguientes valores para la constante de velocidad de segundo orden de una reacción bimolecular para las temperaturas indicadas: Temperatura Constantes de velocidad (ºK) (dm3 mol−1 s−1) 285 1.07 x 10−2 290 2.82 x 10−2 298 0.126 306 0.525 Calcular: a) la energía de activación y b) la entalpía de activación de esta reacción a 303 ºK. 13.34 Una reacción de primer orden con respecto a A tiene una velocidad inicial de 0.5 mmol cm−3 s−1 cuando se suplementa 0.1 mol dm−3 de A a 293 ºK. Si la energía de activación es de 33.47 kJ mol−1, ¿cuál será la velocidad inicial de utilización de 0.1 mol dm−3 de A a 310 ºK? 13.35 Un metabolito se descompone con una cinética de primer orden en disolución acuosa ácida a 298 ºK. El valor de la constante de velocidad de primer orden varía con el pH de la disolución como se indica: pH Constante de velocidad s−1 3.0 8.50 x 10−4 3.1 7.17 x 10−4 3.3 5.26 x 10−4 3.7 3.30 x 10−4 5.0 2.07 x 10−4 7.0 2.00 x 10−4 ¿Sugieren estos datos una catálisis ácida (protón) de la descomposición? 13.36 Se encontró que la reacción siguiente es de primero orden respecto de A: A ® B + C. Si la mitad de la cantidad inicial de A se consume luego de 56 s, calcúlese la cantidad que se consumirá después de 6.0 min. 13.37 Cierta reacción de primer orden experimenta una transformación de 34.5 % en 4.9 min a 298 ºK. ¿Cuál es su constante de velocidad? 13.38 Cuando en la reacción A ® B, se hizo variar la concentración de A de 1.20 a 0.60 M, la vida media aumento de 2.0 a 4.0 min a 25 ºC. Calcular el orden de la reacción y la constante de velocidad. 13.39 Muchas de las reacciones duplican sus velocidades cuando la temperatura aumenta 10 º cada vez. Supóngase que dicha reacción tiene lugar a 305 y 315 ºK. ¿Cuál debe ser su energía de activación a fin de que se cumpla esta aseveración? 13.40 La etapa que determina la velocidad de cierta reacción involucra la ruptura de un enlace carbono − hidrógeno. Estímese la relación de las constantes KC−H /KC−D de la reacción a 300 ºK. Las frecuencias de vibración de los enlaces en particular son vC−H » 3000 cm−1 y vC−D » 2100 cm−1. APENDICE 1 RESULTADOS 1. ATOMO Y CONFIGURACIÓN ATÓMICA 1.1 Zr, A = 91 y Z = 40 1.2 a) C= 6 p, 6 N y 6 e−. b) Ca = 20 p, 20 N. 20 e−. c) Ca+2 = 20 p, 20 N, 18 e−. 1.3 Masa Atómica promedio 35. 46. 1.4 a) 2e− en el tercer nivel n=3, subnivel p, l = 1 b) 5 e− en el cuarto nivel n=4, subnivel d, l = 2. 1.5 s, p d y f 1.6 a) 18 e− b) 3s2, 3p6, 3d10. 1.7 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 ó (Ne) 3s2 3p4 1.8 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 ó (Ar 4s2 3d10 4p1) 1.9 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 ó (Kr) 5s2 5p6 6s1 1.10 a)1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ - b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ - -¯ -¯ - -¯ -¯ - 1.11 1s2 2s2 2p3 -¯ -¯ - - - 1.12 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ -¯ - -¯ -¯ - -¯ -¯ - 1.13 54 = No. atómico, 131 =No. de masa, p+ = 54, N = 77 Xe = xenon 1.14 a) 77 p, 115 N b) 83 p, 126 N. 1.15 121.8 uma 1.16 4p = 6, 6d = 10 y 7s = 2. 1.17 2d 1.18 1s2 2s2 2p6 3s1 1.19 a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 1.20 a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 b) 1s2 2s2 2p6 c) 1s2 2s2 2p6 1.21 a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 c)1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 1.22 Lantano 57 1.23 K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Ca+2 = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 1.24 H =1s1 He =1s2 Li = 1s2 2s1 C = 1s2 2s2 2p2 O = 1s2 2s2 2p4 Mg = 1s2 2s2 2p6 3s2 P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Ar = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 As = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Br = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Kr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 I = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 1.25 a) 5 nodos radiales y ningún nodo angular. b) 2 nodos radiales y 2 nodos angulares. c) 2 nodos radiales y un nodo angular. d) 4 nodos radiales y un nodo angular y y e) un nodo radial y 3 nodos angulares. 1.26 El número de nodos angulares es igual al valor del número cuántico azimutal. El número de nodos radiales es igual a la diferencia entre el valor del número cuántico principal y el valor del número cuántico azimutal. 2. TABLA PERIODICA 2.1 símbolo período orb. ext. val Be 2 2s2 2 Mg 3 3s2 2 Ca 4 4s2 2 Sr 5 5s2 2 Ba 6 6s2 2 Ra 7 7s2 2 2.2 símbolo período e− de val. Se 4 4s2 4p4 Te 5 5s2 5p4 Po 6 6s2 6p4 2.3 período elementos e− de val. 1 2 2s2 2 8 2s2 2p6 3 8 3s2 3p6 2.4 El arsénico es del grupo VA y su configuración electrónica de valencia es 4s2 4p3 por lo tanto los elementos del grupo VA tienen configuración y propiedades químicas similares, que se parecen al As, los elementos 15 y 51 que son: Fósforo y Antimonio. 2.5 El fósforo pertenece al grupo V , período 3; el calcio pertenece al grupo II, período 4. 2.6 a) Grupo IVA período 4. b) Valencia = 4. c) No. atómico 32, Germanio 2.7 H− > He > Li+ > Be+2 2.8 Li+< Na+< K+< Rb+< Cs+ 2.9 a) F− b) K+ 2.10 a) Todos son isoelectrónicos y tienen el mismo número de electrones y difieren solamente en la carga del núcleo, la configuración electrónica es:1s2 2s2 2p6. b) N−3 > O−2 > F− > Na > Mg +2 2.11 F− < Cl− < Br− < I− 2.12 Cs < Rb < K < Na < Li 2.13 3 y 2 respectivamente. 2.14 Las valencias más comunes son: P=3, S=2 y Cl=1. 2.15 a) Al Cl3 b) PCl3 ó PCl5 2.16 a) −1 b) 0 2.17 7 y 2. 2.18 Br > As > Li > Ba > K > Cs 2.19 El cloro pertenece al grupo VII A, período 3; el bario pertenece al grupo II A, período 6. 2.20 S pertenece al grupo VI A, período 3; galio al grupo III A, período 4. 2.21 Grupo IV A período 6. 2.22 El grupo IIA: Be, Ca y Ba; grupo VI A: S y Se; período 4 Ca, K, Zn y Se. 2.23 a) Rb b) I− 2.24 Na+ 2.25 N −3 2.26 S −2* 2.27 O < S < Se < Te 2.28 a) Na b) Mg c) Cl 2.29 Al 2.30 C 2.31 P 2.32 O 2.33 Nd, Eu, Lu. 2.34 Th, Am, Fm. 2.35 Np, Cm, y No 2.36 1 2.37 3 y 5 2.38 SnF2 y SnF4 3. ENLACE 3.1 elemento config. Lewis Be 1s2 2s2 Be: O 1s2 2s22p4 . :O: . F 1s2 2s22p5 .. :F: . Li 1s2 2s1 Li. 3.2 Fórmula electrónica Fórmula estructural . . H:F: . . H¾F H . . H:C:H . . H H ½ H¾C¾H ½ H H:S:H H¾S¾H 3.3 H H . . . . . . . . :Br:C:C:Br: . . . . . . . . H H H H . . ½ ½ . . :Br¾C¾C ¾Br: . . ½ ½ . . H H . . H:N:H . . H . . H¾N¾H ½ H 3.4 . . . . :Cl:Be:Cl: . . . . El Be sólo está rodeado por cuatro electrones . . :Cl: . . . . . . :Cl:B:Cl: . . . . El B sólo está rodeado por seis electrones y por lo tanto no cumplen la regla del octeto. 3.5 . . N /½\ H H H . . P /½\ Cl Cl Cl P ½ Si /½\ F F F . . S . . / \ H H Covalencia del átomo central N = 3, P = 3, Si = 4, y S = 2 Covalencia H = 1, Cl = 1 y F=1. 3.6 a) + 1e− 1s2 2s2 2p5 ® 1s22s22p6 Fº F− −3e− 1s2 2s2 2p63s23p1 ® 1s22s22p6 Alº Al+3 Ambos adoptan la configuración del Neón, que es 1s22s22p6 . b) +2e− 1s2 2s2 2p63s23p4®1s2 2s2 2p63s23p6 Sº S−2 −1e− 1s2 2s2 2p63s23p64s1® 1s2 2s2 2p63s23p6 Kº k+1 Ambos adoptan la configuración del Argón, que es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. 3.7 a) KF b) BaCl2 c) Al2 S3 3.8 . . . . H. + :Cl. ® H:Cl: . . . . El cloro adquiere la configuración del Argón y el Hidrógeno la configuración de Helio. 3.9 :N:::N: ó :NºN: 3.10 . . :O . . :: . . :Cl:C:Cl: . . . . . . . . :Cl—C—Cl : . . || . . :O: H:C:::N: H—CºN : . . . . :O::C::O: . . . . :O=C=O: 3.11 Ba−Cl > Be−Cl > B−Cl > Cl−Cl 3.12 d− :O: :O: / \ / \ H H d+ H H d+ 3.13 6.1 D m iónico 3.14 17% 3.15 a) . . S / \\ O O d+ m = 0 d− b) O=C=O m CO m CO m = 0 3.16 .. S // \ :O: :O: . . .. S / \\ :O: :O: . . Las 2 estructuras ilustradas se interconvierten y se denominan resonantes. 3.17 . . −2 :O: ½ . . −2 :O: ½ −2 :O: || C / \\ :O: :O: . . 3.18 C // \ :O: :O: . . C / \ :O: :O: . . . . H:Be:H H—Be—H . . . . :Br:B:Br: . . . . . . :Br: . . Br Br \ / B ½ Br . . :H:S:H: . . . . ½ S — : H H 3.19 H . . H:Si:H . . H H ½ Si — H H H tetrahédrica . . H:P:H . . H pirámide . . ½ P — H H H triangular Cl .... Cl : I : Cl .... Cl . . Cl ½ Cl I Cl ½ Cl . . cuadrada 3.20 . .C. . . . :Cl. . . .Ca. . :P. . 3.21 . . :F. . . . . . . :Br:Br: . . . . . . H:N:H . . H 3.22 . . . . :O::C::O: O=C=O :O: :: H:C:H O || H−C−H H:C:::N: H−CºN 3.23 . . :F: . . | . . :F −B − F: . . . . . . . . :Cl:Be:Cl: . . . . 3.24 SiH4, PH3, H2S y HBr 3.25 O :: H:C:H O || H−C−H . . H:O:N::O H−O−N−O 3.26 a) . . . . ( :S=C=N: )− . . ( :S−CºN: )− . . b) . . . . . . : O = O − O : . . c) . . . . : O : O: O = O 3.27 . . Na. + :Cl. . . . . Na + :Cl: − . . 3.28 a) El Na pierde un electrón y el iodo gana uno. b) Ca pierde dos electrones y el oxígeno gana dos. 3.29 a) El calcio pierde dos electrones y el cloro gana uno. b) El magnesio pierde 2 electrones y el F gana 1. 3.30 a) H:H b) . . . . :Cl:Cl: . . . . 3.31 . . H+ + H − N − H | H H + | H − N − H | H 3.32 a) iónico b) covalente c) iónico 3.33 a) iónico b) covalente c) covalente d) iónico 3.34 El enlace mas polar lo presenta el BeF2 3.35 a) S b) H c) F d) Br 3.36 HI< CaS < KBr < NaCl 3.39 La molécula de agua es polar porque no es lineal. El CCl4 tiene enlaces polares pero la molécula tiene estructura simétrica (tetrahédrica). 3.40 . . . . O=C=O . . . . . . OºC−O: . . . . :O−CºO . . 3.41 . . :NºN−N:− . . . . :N−NºN:− . . . . . . :N=N=N:− 3.42 a) Balancin b) Planar cuadrada c) Forma doblada d) Piramidal triangular e) Tetrahédrica 3.43 a) Triángulo equilátero b) Tetrahédrica c) Piramidal triangular d) Bipiramidal e) Lineal 3.44 a) sp2 b) sp3d2 c) sp3 d) sp. 4. NOMENCLATURA 4.1 a) Arsénico +5 b) Mn +7 4.2 a) Ca F2 b) Sb2 S5 4.3 a) Ca3P2 b) AlCl3 4.4 Oxido férrico 4.5 SeO3, Cu2O, CrO3 y Li2O. 4.6 a) Oxido cúprico b) Oxido cuproso c) Oxido ferroso d) Oxido Férrico e) Oxido cromoso f) Oxido crómico g) Oxido de calcio h) Monóxido de dinitrógeno i) Monóxido de nitrógeno j) Anhídrido clórico k) Anhídrido perclorico l) Anhídrido arsenioso m) Anhídrido arsenico 4.7 a) ZnO b) Br2O3 c) Mn2O3 d) SnO2 e) I2O5 f) Li2O g) P2O5 4.8 a) Hidróxido de calcio b) Hidróxido mangánico c) Hidróxido cobaltoso d) Hidróxido estánico 4.9 a) Al (OH)3 b) Cu (OH)2 c) Fe(OH)3 d) Co(OH)3 e) Sn(OH)2 f) Mn(OH)2 g) Be(OH)2 4.10 a) Acido hipoyodoso b) Acido yodoso c) Acido yódico d) Acido peryódico 4.11 a) SO3+H2O ® H2SO4 ácido sulfúrico. b) N2O3 + H2O ® 2HNO2 ácido nitroso. c) P2O3+ 3H2O ® 2H3PO3 ácido fosfóroso. d) P2O5+3H2O ® 2H3PO4 ácido fosfórico. e) Cl2O7+ H2O ® 2 HClO4 ácido perclórico. 4.12 a) Cloruro cobáltico b) Nitrato plumboso 4.13 a) Na2 C2O4 b) Al2 (C2O4)3 c) H2C2O4 4.14 a) Perclorato de hierro II b) Sulfato de hierro II c) Sulfato de hierro III d) Sulfito de cromo III e) Fosfato de plomo II 4.15 a) Cloruro de oro III b) Cloruro de titanio II c) Cloruro de cobre I d) Bromuro de niquel II e) Cloruro de plomo II f) Floruro de cromo III g) Yoduro de titanio IV 4.16 a) NaH b) AgH c) BaH2 d) AlH3 e) PbH4 4.17 a) Li2O2 b) K2O2 c) CaO2 4.18 a) Fe = +2, O = −2 b) H = +1, S = −2 c) Sb = +3, S = −2 d) Ca = +2 N = +5, O = −2 4.19 a) AsCl5 b) RbI c) HgCl d) HgCl2 4.20 LiF Floruro de litio, LiCl Cloruro de litio, LiBr Bromuro de litio, NaF Floruro de sodio, NaCl Cloruro de sodio, NaBr Bromuro de sodio, KF Floruro de potasio, KCl Cloruro de potasio KBr Bromuro de potasio 4.21 MgCl2 Cloruro de magnesio II Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio II Mg(CN)2 Cianuro de magnesio II CaCl2 Cloruro de calcio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Ca(CN)2 Cianuro de calcio 4.22 NaF Floruro de sodio Na2O Óxido de sodio MgF2 Floruro de magnesio II MgO Óxido de magnesio II FeF2 Floruro de fierro II FeO Óxido de ferroso 4.23 a) Oxido de magnesio b) Oxido de manganeso IV c) Oxido de aluminio d) Oxido de antimonio e) Oxido auroso 4.24 a) Hg2O b) Au2O3 c) CuO d) PbO2 e) PtO2 f) SO3 g) P2O3 4.25 a) Hidróxido cúprico b) Hidróxido ferroso c) Hidróxido férrico d) Hidróxido mercúrico e) Hidróxido de bario f) Hidróxido aúrico g) Hidróxido plúmbico h) Hidróxido cromoso i) Hidróxido estánico j) Hidróxido estanoso 4.26 a) KOH Hidróxido de potasio b) NaOH Hidróxido de sodio c) Ba(OH)2 Hidróxido de bario d) Ca(OH)2 Hidróxido de calcio e) Al(OH)3 Hidróxido de aluminio. f) Fe(OH)2 Hidróxido ferroso. g) Cr(OH)2 Hidróxido de cromo II. 4.27 a) H3BO3 b) H2CO3 c) HNO2 d) H3PO3 e) HClO3 4.28 a) Clorato de sodio, ácido cloríco. b) Perclorato de hierro II, ácido perclórico. c) Bromato de amonio, ácido brómico. d) Yodato de magnesio, ácido yódico. e) Bromato de mercurio II, ácido brómico. f) Sulfato de zinc, ácido sulfúrico. g) Nitrato de bario, ácido nítrico. h) Yoduro de manganeso II, ácido yodhídrico. 4.29 a) (NH4)2SO4, ácido sulfúrico b) Cr(NO3)3, ácido nítrico c) LiClO3 ácido clórico d) CoSO3, ácido sulfúroso e) KClO4, ácido perclórico. 4.30 Yoduro de cesio, CsI, yoduro de calcio CaI2, yoduro de estaño IV SnI4, yoduro de antimonio V, SbI5 4.31 a) Cu(ClO3)2 b) Cr2(SO4)3 c) Co2(SO4)3 d) Cu3(PO4)2 e) HgNO2 f) Sn(NO3)4 g)Co(ClO4)2 h) Hg2SO4 4.32 Sulfuro de aluminio Al2S3, cloruro de aluminio AlCl3, sulfato de aluminio Al2(SO4)3, fosfato de aluminio AlPO4, sulfuro de hierro II FeS, cloruro de hierro II FeCl2, sulfato de hierro II FeSO4, fosfato de fierro II Fe3(PO4)2, sulfuro de sodio Na2S, cloruro de sodio NaCl, sulfato de sodio Na2 SO4, fosfato de sodio Na3PO4. 4.33 a) Carbonato ácido de sodio b) Fosfato diácido de sodio c) Fosfato (mono)ácido de potasio. d) Carbonato doble de sodio y potasio e) Fosfato doble de amonio y magnesio f) Sulfato (mono)ácido de sodio g) Fosfato doble de potasio y calcio. 5. ESTEQUIOMETRIA 5.1 a) 46 g/mol b) 158 g/mol c) 310 g/mol d) 74 g/mol 5.2 24 g de CH3COOH . 5.3 3.011 x 1023 moléculas 5.4 5.621 x 1022 moléculas 5.5 84 g de C y 8 g de H 5.6 75 % de C y 25 % de H 5.7 1 mol, 2 g de H y 32 g de S, peso molecular 34 g/mol, 5.88 % de H y 94.11 % de S. 6.023 x 1023 moléculas 5.8 3 moles de Al 5.9 23.0097 g de Na 16.0068 g de S. 5.10 55.5556 moles 5.11 28.99 g/mol 5.12 3.5714 g 5.13 0.0787 moles 4.74 x 1022 moléculas 5.14 2.41 x 1023 moléculas 15.2 g 5.15 2 moles de S, 4 moles de H, 4.0 g de de H, 64.12 g de S y 1.20 x 1023 moléculas de H2S. 5.16 0.271 moles de Br. 5.17 a) 6.023 x 1025 átomos b) 6.023 x 1024 átomos c) 100.8 g de H d) 120.11 g de C 5.18 3.80 x 1023 moléculas 5.19 a) 0.418 moles b) 2.50 moles 5.20 1.11 moles de HgBr2. 5.21 3.1227 x 1023 moléculas. 5.22 a) 0.5 moles de Cu b) 4.0 moles de S c) 0.5 moles de S8 d) 3.011 x 1023 moléculas 5.23 4.08 x 1022 átomos 5.24 a) 18.015 g/mol b) 142.0 g/mol c) 304.24 g/mol d) 310.18 g/mol 5.25 a) 22.0 g de CO2 b) 0.5 moles de C y 1 mol de Oxígeno c) 6.0 g de C y 16.0 g de Oxígeno d) 3.01 x 1023 moléculas de CO2 e) 3.01 x 1023 atomos de C y 6.023 x 1023 atomos de O 5.26 a) 0.25 moles de H2SO4 b) 2.0 moles de HClO4 5.27 3.0976 x 1021 átomos. 5.28 a) 44.0 g b) 30 g c) 46 g 5.29 a) 10.4227 moles b) 15.287 moles c) 9.9696 moles 5.30 2.0049 g de Hg 5.31 1.0626 x 10−22 g 5.32 800.0 g 5.33 9.0345 x 1023 moléculas 5.34 6.023 x 1022 moléculas 5.35 2185 g 5.36 28.3661 ml 5.37 a) 78.0 g/mol b) 128.0 g/mol c) 278 g/mol d) 472.20 g/mol 5.38 a) 122.45 g/mol b) 98.0 g/mol c) 74.0 g/mol d) 162.35 g/mol e) 233.34 g/mol f) 158.35 g/mol 5.39 a) 4.5173 x 1023 moléculas b) 1.8069 x 1024 átomos c) 3.0 moles de P 5.40 a) 0.01996 moles b) 0.008 moles 5.41 8.16 x 1022 átomos 5.42 0.4606 moles 5.43 a) 0.7496 moles b) 1.4005 moles 5.44 0.05 moles 5.45 a) 86.0 g b) 387.8 g c) 119.595 g 5.46 a) 392.0 g/mol b) 278.0 g/mol c) 329.0 g/mol d) 222.9 g/mol e) 381.2 g/mol 5.47 a) 1.8 x 1024 átomos b) 6.023 x 1023 átomos 5.48 2.4488 x 10−23 cm3. 5.49 a) 158.4 g b) 78 g/mol c) 7.33 x 1024 átomos de C. 5.50 a) 6.11 x 1021 átomos de Au b) 6.69 x 10 22 átomos de H2O c) 3.0115 x 1023 átomos de He d) 1.056 x 1022 C8H18 El que tiene mayor número de átomos son los 2.0 g de He. 5.51 0.3959 g 5.52 5.067 x 1021 átomos 5.53 45.0 moles de S 6. BALANCEO NOTA Para el método algebraico sólo se muestran los coeficientes que son mayores a la unidad. Las literales están ordenadas de izquierda a derecha. Para el método por oxido reducción solo se indican los elementos que se oxidan o reducen. 6.1 a = 4, c = 2, e = 4, se reduce el N (N+5 a N+4) y se oxida el C (Co a C+4). 6.2 b = 6, c = 14, d = 8, e = 2, f = 3, g = 7. se reduce el Cr (Cr2+6 a Cr+3) y se oxida el I (I−1 a I2o). 6.3 a = 8,, b = 6, c = 2. se reduce el Cl (Cl+5 a Cl−1) y se oxida el Cl (Cl+5 a Cl+7). 6.4 a = 2, b = 5, c = 3, e = 2, f = 10, g = 8. se reduce el Mn (Mn+7 a Mn+2) y se oxida el C (C2+3 a C+4). 6.5 a = 2, b = 6, c = 10, d = 6, g = 10. se reduce el P (P+5 a Po) y se oxida el C (Co a C+2). 6.6 a = 2, b = 5, c = 3, e = 2, f = 5, g = 3. se reduce el Mn (Mn+7 a Mn+2) y se oxida el N (N+3 a N+5). 6.7 a = 2, b = 2. se reduce el Hg (Hg+2 a Hgo) y se oxida el O (O−2 a Oo). 6.8 a = 2. se reduce el Br (Br2o a Br2−1) y se oxida el Hg (Hgo a Hg+1). 6.9 b = 2, se reduce el H (H+1 a H2o) y se oxida el Zn (Zn0 a Zn+2). 6.10 a = 2, b = 15, c = 14 d = 6 6.11 a = 2, b = 2, c = 3. 6.12 a = 4, b = 11, c = 2, d = 8. Se oxida el Fe (Fe+2 a Fe+3) y el S (S−1 a S+4) y se reduce el O (O2o a O−2). 6.13 a = 3 6.14 a = 4, b = 7, c = 2, d = 6 6.15 a = 2. 6.16 a = 2, b = 3, c = 2, d = 3. 6.17 b = 6, c = 2, d = 3. 6.18 b = 2,. 6.19 a = 4, b = 4, d = 4, e = 3. 6.20 a = 2, b = 10, d = 2, e = 5. 7 RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS 7.1 a) 106.25 g de H2S b) 150.00 g de S c) 56.25 g de agua. 7.2 a) 11.17 g de Fe b) 8.4 g de CO c) 13.2 g de CO2 7.3 124.32 dm3 de H2 y 62.16 dm3 de O2 7.4 1500 dm3 de NH3 7.5 10.6395 g de ZnSO4 7.6 220.0 g de CO2, 180.0 g de H2O, 320.0 g de O2. 7.7 2510.3448 dm3 de O2 7.8 1.1919 g de NH4Cl. 7.9 7.5 dm3 de O2, 6.0 dm3 de CO2. 7.10 2.3491 g de O2. 7.11 1.509 kg de NaOH. 7.12 a) 1.99 moles de H2 b) 35.8422 g de H2O. 7.13 a) 135.15 g de H2O b) 6.25 moles de O2 c) 3.0115 x 1024 moléculas. 7.14 252.45 g de cal viva. 7.15 a) 6.812 g de NH3 b) 0.6 moles de H2 c) 2.4092 x 1023 moléculas. 7.16 a) 85.0 g de NaNO3 b) 0.5 moles de CO2 c) 9.0 g de H2O 7.17 0.5 moles de Cl2 7.18 a) 43.8 g de HCl. b) 0.3 moles de O2 c) 3.6138 x 1023 moléculas. 7.19 a) 144.0 g de O2 b) 3.0 moles de Sb2O3 7.20 a) 26.0 moles de O2 b) 704.0 g de CO2 c) 9.6368 x 1024 moléculas 7.21 a) 16.0 g de O2 b) 0.1 moles de P4 c) 3.0115 x 1023 moléculas 7.22 a) 320.0 g de NaOH b) 8.0 moles de NaOH c) 8.0 moles de H2O 7.23 a) 11.2 g de O2 b) 0.3 moles de CO 7.24 a) 20 moles de H2O b) 420 g de CO c) 1.2046 x 1025 moléculas 7.25 a) 0.10 moles de SO2 b) 0.1751 moles de O2 7.26 98.0 g de H2SO4 7.27 7.5 moles de CO2 7.28 905.88 g de FeS 7.29 0.4 moles de O2 7.30 116.73 g de ZnCl2 7.31 362.24 g de Na2SO4 7.32 a) 12.6 moles de O2 b) 7.2 moles de CO2 7.33 a) 3773.58 g de NaOH b) 94.33 moles de NaOH 7.34 594.0 g de FeS 7.35 19.2 g de O2 7.36 78.3 g de O2 7.37 a) 80.0 moléculas de SO2 b) 70.43 moléculas de O2. 7.38 34.0 g de NaNO3 7.39 a) 168.3 g de CaO b) 3.0 moles de CO2 7.40 196.11 g de Zn 7.41 0.45 moles de SO2 7.42 1.5756 g de Fe2O3. 7.43 48.0476 g de O2 7.44 71.66 g de AgCl 7.45 6.2609 g de O2 7.46 50 moles de H2O 7.47 1.9011 g de H2 7.48 a) 24.51 g de KClO3 b) 0.2 moles de KCl. 7.49 a) 50.52 g de Ca(HSO3)2 b) 0.5 moles de SO2. 7.50 a) 73.34 g de BaCl2 b) 82.16 g de BaSO4 7.51 2.31 x 1013 g de O2 7.52 a) 945.4668 g de H3BO3 b) 30.12 g de H2 7.53 a) 196.0 g de H2SO4 b) 4.0 moles de agua 7.54 a) 159.7835 g de Fe2(SO4)3 b) 1.1993 moles de agua 7.55 52.561 kg de Mg3(PO4)2 7.56 a) 1.5625 moles de agua b) 1.56 moles de H2 c) 28.125 g de agua d) 3.125 g de H2 7.57 a) 3.7498 moles de Ti b) 2.4999 moles de Al2O3 7.58 0.1267 moles de H3PO4 7.59 2.12 kg de H2SO4 7.60 a) 449.1624 g de HgBr2 b) 50.8375 g de Br 7.61 46.3 g de CaO 7.62 196.88 g de NaNO3 7.63 a) 14 moléculas de FeS b) 70 moléculas de O2 7.64 58.8 g de Cu 7.65 4.52 g de Al 7.66 0.495 g de Cloro 7.67 2.84 g de Na2SO4 7.68 a) 8.0 moles de Cl2 b) 527.2 g de Cl2 7.69 0.8763 g de pirita 7.70 a) 258.5 g de AgCl b) 0.9 moles de Ca(NO3)2 7.71 2.70 g de FeO 7.72 40.82 g/mol. 8. SOLUCIONES 8.1 40.0 % 8.2 23.0 % 8.3 600.0 g de agua 8.4 15.38 % 8.5 15 g de NaCl 8.6 1064.7 g de H2SO4 8.7 10.0 % 8.8 1.8 g de I2 8.9 64.0 g de solución 8.10 14 % 8.11 37.39 % 8.12 364,5853 ml de alcohol y aforar a 500 ml con agua destilada. 8.13 12.75 g de NaCl y aforar a 1500 ml con agua destilada. 8.14 33 ml de NaCl 2.5 % y aforar a 55 ml con agua destilada. 8.15 82.6 % p/p de CaCO3. 8.16 7.2917 ml de 96 % y aforar a 10 ml con agua destilada. 8.17 X2 = 0.043 8.18 X1 = 0.78, X2 = 0.22 8,19 X1 = 0.8, X2 = 0.2 8.20 X1 = 0.9823, X2 = 0.0177 8.21 5.0 m 8.22 6.8 g de AgNO3 8.23 0.78 m 8.24 147.52 g de alcohol 8.25 0.4 m 8.26 0.468 m 8.27 177.485 g de alcohol 8.28 36.4672 g de H2O 8.29 23.4 g de NaCl 8.30 4.0 M 8.31 4.70 ml 8.32 6 moles, 216.0 g 8.33 a) 3.0 moles b) 109.5 g 8.34 1.4881 M 8.35 0.8930 M 8.36 239.31 g 8.37 0.015 moles 8.38 3.0 g 8.39 2.5 M 8.40 45.0 g de HNO3 concentrado. 8.41 31.6901 ml 8.42 11.95 M 8.43 125 ml 8.44 a) 2 eq. b) 1 eq. c) 0.1 eq. 8.45 a) 0.2 eq. b) 200 milieq. 8.46 2.0 N 8.47 25 milieq. 8.48 50 ml 8.49 7.2645 ml de HCl 8.50 286.55 ml y aforar a 2.0 dm3 con agua destilada 8.51 2/3 litros 12.0 N y 4/3 litros 3.0 N 8.52 4.86 M 8.53 a) X2 = 0.115 b) 7.2 m c) 5.13 M 8.54 0.8 N 8.55 X1 = 0.9561 X2 = 0.0439 8.56 0.8163 M 8.57 69.5 g aprox. 8.58 a) 1.33 m b) X2 = 0.0234 X1 = 0.9766 8.59 a) 4.37 M b) 5.38 m 8.60 a) 0.116 M de Al, 0.116 M de amonio, 0.232 M de sulfato b) 0.348 N de Al, 0.116 N de amonio y 0.464 N de sulfato c) 0.12 m de Al, 0.12 m de amonio, 0.24 m de sulfato d) 0.002 de Al, 0.002 de amonio, 0.00429 de sulfato y 0.9914 de agua. 8.61 1.3675 N = 1.3675 M 8.62 1.8 g de AgNO3 y aforar a 60 ml con agua destilada. 8.63 197.5 g 8.64 10 ml y aforar a 50 ml 8.65 800 ml 8.66 5 ml (a 1 ml de la solución se le agregan 5 ml de agua destilada. 8.67 0.5 M 8.68 15 ml de NaOH 8.69 a) 50 ml de H2SO4 2.5 N b) 6.125 g de H2SO4 8.70 1.61 litros de H2SO4 2.5 M 8.71 0.5096 N 8.72 14.2965 g de Cu 8.73 12.65 g de BaCrO4 8.74 0.127 dm3 de H2 8.75 5.4 g 8.76 0.2 N 8.77 2.532 ml 8.78 0.301 M 8.79 56.25 ml de Ag2SO4 8.80 1.5 dm3 de Cl2 8.81 144 g/eq. 8.82 38.54 ml 8.83 0.67 l de H2 8.84 500 ml 8.85 1.0 litros de 0.5 N y 3.0 l de 0.1 N 8.86 3.6 dm3 de CO2 8.87 75 ml 8.88 0.6 M 8.89 0.028 M 8.90 40 ml 8.91 20 ml 9. GASES 9.1 El descenso fue de 56.15 ºK 9.2 4.4 ºC 9.3 T = 273.15 + 5/9 (Tf−32ºF) 9.4 fótica mín. = 1.010 x 105 Pa max. = 3.117 x 106 Pa batial mín. = 3.117 x 106 Pa max. = 1.015 x 107 Pa abisal mín. = 1.015 x 107 Pa 9.5 a) 4.0264 x 105 Nm−2 b) 5.5397 x 105 Nm−2 c) 1.0059 x 106 Nm−2 9.6 P = 78040.74 Nm−2, 77.26 % 9.7 59, 899.249 Nm−2 9.8 372952.5888 Pa 9.9 6.58 % 9.10 12.5 atm 9.11 273 ml 9.12 60.1 KPa 9.13 a)26.34 g. b) 3.706 cm. 9.14 2.2830 m 9.15 1129.6 mmHg 9.16 3.45 9.17 8.4 g de N2, 34.57% 14 g de CO, 57.61 % 0.30 g de H2, 1.23 % 1.60 g de O2, 6.58 % 9.18 68.25 ml 9.19 619.97 cc 9.20 0.8226 dm3 9.21 −271.2232 ºC 9.22 a) 0.2162 dm3 b) 0.2642 dm3 c) 0.0189 dm3 d) 0.7949 dm3 e) 0.2766 dm3 f) 0.0156 dm3 9.23 1.2829 KPa 9.24 a) 1.1019 dm3 b) 0.0526 dm3 c) 0.4709 dm3 9.25 a) 411.1733 cc b) 264.2735 cc c) 18.9547 cc 9.26 366.1001 cc 9.27 a) 488.44 ml b) 0.6978 g de O2 c) 1.3130 x 1022 moléculas 9.28 204.3534 ml 9.29 1.2198 atm 9.30 293.0763 ml, 272.8266 ml 9.31 5.207 dm3 9.32 333.33 dm3 9.33 12.22 bolsas 9.34 5314 9.35 a) 0.4615 dm3 b) 1200 atm 9.36 2.15 cm 9.37 1.4724 moles de O2 9.38 6,816.1495 g 9.39 0.0819 atm l / ºK mol 9.40 31.87 g/mol, oxígeno 9.41 3.0 x 10−8 M 9.42 94.7920 % pureza 9.43 274.9344 KPa 9.44 78.042 g/mol, 1.9680 x 1021 moléculas 9.45 0.1072 atm 9.46 154.67 dm3, 5.1723 x 10−4 moles 9.47 a) 4.1466 g b) 573.15 ºK 9.48 0.6509 dm3, 1.995 g de Ar. 9.49 a) 0.8709 dm3 b) 2.4628 atm c) 2.27 x 10 19 moléculas d)15.0160 g / mol 9.50 7.2784 g de CH4 9.51 0.3852 dm3, 0.4815 g de N2, 1.3444 x 1022 moléculas. 9.52 20.9506 g 9.53 59.2992 g/mol 9.54 0.6720 dm3, 0.12 g de He 9.55 0.004923 atm, 0.00985 atm 9.56 44.44 g/mol 9.57 0.3388 dm3, 0.01724 g de H2O 9.58 0.8743 dm3, 0.2852 dm3, 160 g/mol 9.59 119.36 g/mol 9.60 0.0623 dm3 9.61 a) 20.7405 dm3 b) 5.57 x 1023 moléculas 9.62 736.2 mmHg, 0.0198 moles, 444.0 ml 9.63 1.2382 g/ml 9.64 198.9074 ºC 9.65 0.7145 atm 9.66 a) 3.9976 g de CH4 b) 82.0656 atm cm3 / ºK mol 9.67 163593.1602 g de He 9.68 0.125 g/cm3 9.69 4.7511 dm3 9.70 a) 32.4121 moléculas b) 2.4628 moléculas 9.71 19.78 g 9.72 92.3062 atm 9.73 M = d R T / P 9.74 12935.47 g 9.75 a) 8.7652 x 10−3 g/l b) 7428.178 ppm 9.76 3.2198 x 109 moléculas 9.77 400 mmHg 9.78 0.21 atm de O2, 0.78 atm de N2 9.79 58.57 atm 9.80 N2 = 76.27 Kpa, O2 = 13.27 Kpa, CO2 = 5.211 KPa 9.81 0.4564 g 9.82 5.9193 atm 9.83 66.9 cm3 9.84 12.30 dm3, Xoxígeno= 0.6666, Xhidrógeno = 0.3334, 0.5002 g de H2. 9.85 Xnitrógeno = 0.1053 Xoxígeno = 0.0526 XHidrógeno = 0.821 PT = 0.4196 atm Poxígeno = 0.0220 atm Pnitrógeno = 0.04418 atm PHidrógeno = 0.3533 atm 2.3752 g de H2 se quitan 4.7496 g de H2 se adicionan 9.86 a) 405.2622 dm3 b) 183.3412 mmHg c) XOxígeno = 0.1272 XNitrógeno = 0.1907 XHelio = 0.5088 Xagua = 0.1734 d) 130.0 g de Ar e) 4.8301 x 1018 moléculas 9.87 PT = 0.4346 atm XNitrógeno = 0.3884 XOxígeno = 0.3398 XArgon = 0.2719 PNitrógeno = 0.1688 atm POxígeno = 0.1477 atm PArgon = 0.1182 atm adiciono 7.356 g de Ar. 9.88 XHe = 0.5 XNitrógeno = 0.5 24.0085 dm3 1.25 x 1019 moléculas 9.89 P = 1.5692 atm PAr = 0.0308 atm PHe = 0.3077 atm PHidrógeno = 1.2307 atm 7.5287x1017 moléculas de Ar. 7.5288x1018 moléculas de He 3.0115 x1019 moléculas de H2 6.375 g de H2 quito 9.90 PT = 0.7503 atm PHidrógeno = 0.5018 atm PNitrógeno = 0.0828 atm POxígeno = 0.1656 atm 9.91 a) PNitrógeno = 0.7808 atm POxígeno = 0.2094 atm PArgon = 0.0095 atm PBióxido de carbono = 0.0003 atm b) concentración de cada gas: N2 = 27.886 M, O2 = 6.25 M, Ar = 0.2375 M, CO2 = 6.81 x 10−3 M. 9.92 88.77 % para el Neon 11.22 % para el Helio 9.93 a) 0.02 moles de H2, 0.04 moles de O2, 0.04 moles de He. b) 0.36 g de agua, c) 2.418 g de MgO. 9.94 se alcanza una presión de 4.776 torr, no se salvan 9.95 71.33 % del N2 28.66 % para el O2 9.96 11.1 % para H2 88.9 % para N2 9.97 1.0923 g/ dm3 9.98 0.354 9.99 100.6 ºC 9.100 a) 0.707 y b) 0.707 9.101 −93.3 ºC 9.102 a) 5.15 x 104 cm/seg b) 4.93 x 104 cm/seg 9.103 28.2843 min 9.106 a) 5.16 x 104 cm/seg b) 19.2 x 104 cm/seg 9.113 225 seg 9.114 32.06 g/mol 9.115 15.97 g/mol 9.116 15.97 g/mol 9.117 16.0095 g/mol 9.118 5.4068 g/mol 9.119 11.5964 min 9.120 30.1 g/mol 9.121 H2 = 9.3541 seg NH3 = 27.2718 seg CO2 = 43.8748 seg 9.122 57.143 g/mol 9.123 16.0343 g/mol 9.124 0.0011 g de N2 9.125 782.9181 cm3 de N2 9.126 11274.78 g 9.127 a) 2.24 dm3 b) 1.75 dm3 9.128 15410.93 g 9.130 a) 3.89 dm3 b) 2.56 dm3 9.131 a) 623.57 ºK b) 609.75 ºK 9.132 9.33 atm 9.133 a) 12.6357 atm b) 12.7787 atm 9.134 a) 47.8522 atm, 49.23 atm b) 2.4573 atm, 2.4615 atm 9.135 a) 53 atm. b) 43.6 atm 9.136 a) 70.6101 atm b) 116.7349 atm 9.137 824.04 Pa 9.138 a)100727.08 Pa, b) 101396.16 Pa 9.140 a) 2.0705 para el N2 b) 2.2588 para el CO2 10. LIQUIDOS 10.1 7530.386 cal 10.2 2.20 cp 10.3 0.6296, 6.3275 x 10−3 10.4 232.209 seg 10.5 0.27 10.6 1.52, 0.0182 p 10.7 5.44 x 10−2 cm/seg 10.8 −0.0544 cm/seg 10.9 0.7797 10.10 1.2, 5.628 mp 10.11 3.2581 x 107 mp 10.12 1.48318 x 10−3- cm 10.13 g1 = [d1 h1 / d2 h2] g2 10.14 0.0116 mm 10.15 h = 10.60 cm, r = 0.01649 cm 10.16 23.7106 dina/cm 10.17 1.19 10.18 1.202 g/cm3 10.19 a) 6.1951 cm b) 2.78 cm 10.20 0.84 10.21 0.0408 cm 10.22 1.7247 cm 10.23 a) 2.77 M, 2.32 m X2 = 0.047 b) 3.005 M, 3.4 m, X2 = 0.056 c) 1.6 m, 1.67 M, X2 = 0.02 10.24 1.13 M, 1.18 m, X2 = 0.0215 10.25 a) 2.38 m, X2= 0.037, 2.16 M b) 0.99 M, 1.25 m, X2 = 0.021 c) 5,31 M, 6.8 m, X2 = 0.109 10.26 1.33 M, 1.392 m, X2 = 0.0244 10.27 5.71 m, 24.21 %, X2 = 0.0931 10.28 380 g de H2O 10.29 2.7568 M 10.30 a) 7.778 x 10−6 mol/1 ml b) 0.0389 mol/5 dm3 7.0002 g/5 dm3 c) 0.0667 mol/5 dm3 12.0 g/5 dm3 10.31 537.328 g de etanol 10.43 m 10.32 7.125 % 10.33 X2 = 1 − ½ P/Pº X1 = ½ P / Pº 10.34 183.9314 mmHg 10.35 8.1953 g 10.36 23.4051 mmHg 10.37 112.5922 mmHg 10.38 3.54 g 10.39 0.3077 m, 755.82 mmHg 10.40 23.4068 mmHg 10.41 a) 3.3718 b) 0.5555 10.42 194.6 g/mol 10.43 147.8154 g 10.44 57.6923 m 10.45 82.1416 ºC 10.46 214.0426 g/mol 10.47 147.6923 g/mol 10.48 72.80 g/mol 10.49 a) 14.5161 g b) 8.0707 10.50 a) −0.2580 ºC b) 548 g se deben quitar 10.51 3258.6667 g 10.52 5933.333 g 10.53 494.6237 g 10.54 −3.0242 ºC 10.55 17.2043 g de metanol 49.4624 g de glicerina 10.56 a) Kf = 7,5780 b) 73.5175 g/mol 10.57 32.26 m 10.58 39.6933 g/mol 10.59 120.1 g 10.60 64.5 ºC 10.61 22.25 ºC 10.62 1.1504 mmHg, Tb = 80.6140 ºC Tf = 4.4760 ºC 10.63 a) Tf = −1.6996 ºC, Tb = 100.4751 ºC b) Tb = 57.2638 ºC Tf = −63.0446 ºC c) Tb = 100.1156 ºC Tf = −0.4133 ºC 10.64 a) Tb = 100.1182 ºC Tf = −0.4227 ºC b) Tb = 80.7216 ºC Tf = 4.2760 ºC 10.65 73.95 mmHg a 20 ºC 179.28 mmHg a 40 ºC 384.75 mmHg a 60 ºC Tb = 80.40 ºC Tf = 5.05 ºC 10.66 3566.8086 g/mol 10.67 66666.6667 g/mol 10.68 666.5232 g/mol 10.69 80256.8218 g/mol 10.70 982.2588 kPa 10.71 687641.4113 Pa a 25 ºC 722254.2340 Pa a 40 ºC 745329.4492 Pa a 50 ºC 803017.4870 Pa a 75ºC 837630.3098 Pa a 90 ºC 10.72 −0.9815 ºC 10.73 2.7165 atm 10.74 0.08268 atm dm3/ºK mol 10.75 189.8275 g/mol 10.76 0.053 m, 1077.44 mmHg 10.77 a) 7.08 kg b) 6.4 kg 10.78 20762 x 1020 moléculas 10.79 a) 3.2894 atm b) 7.3324 g 10.80 10.833 g 10.81 1.2258 atm 10.82 499.7515 g 10.83 1.8115 x 1020 moleculas 10.84 750.189 ml se deben quitar 10.85 3.6937g, 7.6506 atm 10.86 7.6015 atm 10.87 1029.0 kPa 10.88 723101.4055 g/mol 10.89 19.7185 atm, Tb = 100.4194 ºC P = 23.4202 mmHg 10.90 0.2998 m, −0.5576 ºC 10.91 Tb = 100.0169 ºC Tf = 0.0604 ºC 17.5295 mmHg 10.92 1.9575 x 1019 moléculas 10.93 −0.55 ºC 10.94 2.44 atm 10.95 8.8965 atm Tf = −0.6883 ºC P = 17.4232 mmHg 10.96 20.9132 g, 11.9987 atm 10.97 −0.90 ºC, 29.9934 g 10.98 a) 1.4445 atm b) 1.5351 atm c) 1.5539 x 1022 moléculas 10.99 DP = 6.14 x 10−5 DTb = 7.32 x 10−5 P = 355.7174 Pa 10.100 0.30 M, −0.558 ºC 10.101 a) 0.03, b) 0.4, c) 1.5. 10.102 a) 0.05, b) 0.08, c) 0.72, d) 0.854 10.103 a) 1.904 g, b) 1.0603 g 10.104 m = 0.1043 10.105 m = 0.0405 10.107 m etanol = 0 m NaCl = 0.1 m MgSO4 = 0.12 m CaCl2 = 0.15 m FeCl3 = 0.18 10.108 HCl = 0.1 StCl2 = 0.3 ZnSO4 = 0.4 AlCl3 = 0.6 Fe2(SO4)3 = 1.5 10.109 m = 3.2 10.110 140.32 atm 10.111 i = 1.93, 0.0472 atm, 4.7825 kPa 10.112 i = 1.827, 8.17 atm 10.113 a) i = 1.827, b) 31.91 mmHg c) 100.1863 ºC d) 8.779 atm 10.114 100.24 ºC, 24.4973 mmHg 10.115 a) 1.9832 b) 1.9420 c) 1.9420 d) 1.8658 e) 1.8767 10.116 0.1985 m, 36.525 g/mol 10.117 a = 0.1182 10.118 a) 16.31 ºC, 2.4450 atm b) 16.3047 ºC, 2.4780 atm 10.119 49 % 10.120 0.0045 para el Na+ 6.57 x 10−4 para el SO4−2 10.121 0.8508 10.122 m = 0.6633 coef. de actividad: para el SO4−2 = 0.0446 para el Na+ = 0.4596 para el Cl− = 0.4596 actividades: Na+ = 0.0552 SO4−2 = 5.352 x 103 Na+ = 0.0368 Cl = 0.0368 10.123 para el K+, H+, Cl−, y NO3− a = 0.4596 para el SO4−2, Mg+2: a = 0.0446 10.124 K+ a = 0.0259 SO4−2 a = 1.0575 x 10−3 K+ a = 0.2069 Cl− = 0.2069 10.125 comp ion m coef act act RbI 0.1 0.6903 0.069 SrSO4 0.4 0.0516 5,1x10−3 CaCl2 0.3 Cl− 0.5263 0.0526 Ca+2 0.0767 7.6x10−3 Li2CO3 0.3 Li 0.5263 0.0526 CO3 0.0767 7.7x10−3 K3Fe(CN6) 0.6 K+ 0.4034 .0403 FeCN6 2.8x10−4 2.8x10−5 K4Fe(CN6) 1.0 K+ 0.3097 0.0309 7.2x10−9 1.2x10−10 10.126 a) 0.1, 0.6903 b) 0.03, 0.6663 c) 1.0, 9.2045 x 10−3 10.127 5.44 x 10−3 10.128 a) 0.3, b) coef. act. Mg+2 0.0767 Cl− 0.5263. 10.129 a = 0.915, cef act. 0.995 10.130 coef act. = 0.85 10.131 1.0776 M 10.132 24.7950 mmHg 10.133 coef. act. 0.96 10.134 a = 0.76 10.135 190.7665 kPa 10.136 9.9 x 10−6 para ambas concentraciones. 10.137 iones cef. act. actividad K+ 0.718 0.0144 NO3− 0.718 0.0144 Cu+2 0.2656 0.0053 Al+3 1.29x10−4 1.5x10−5 NO3− 0.3699 0.1370 K+ 0.3385 0.0825 SO4−2 0.0131 0.0032 Mg+2 0.0131 0.0016 10.138 a) 0.5094 atm b) 2.4451 atm c) 1.0062 atm d) 0.6969 atm 10.139 conc. actividad P. O.(atm) NaCl 0.01 0.0098 1.9023 0.05 0.0412 1.007 0.10 0.0778 0.50 0.3400 1.00 0.6560 1.50 0.9885 KCl 0.01 0.0090 1.8827 0.05 0.0408 0.9976 0.10 0.0770 0.50 0.3250 1.00 0.6070 1.50 0.8775 10.140 a) Na+ = 0.0256 SO4−2 = 0.0069 b) actividades Cl− = 0.0129 Na+ = 0.0129 10.141 concentracion actividad Presión Osmotica (atm) 0.01 0.0090 0.2213 0.05 0.0415. 1.0147 0.10 0.0796 1.9463 0.50 0.3790 9.2669 1.00 0.8100 19.8052 1.50 1.3440 32.8620 11. p H 11.1 a) pH = 8.64, b) 4.89 x 10−5 11.2 pH = 2.22 11.3 pH = 4.91 11.4 pH = 3.87 11.5 pH = 11.45 11.6 pH =11.53 11.7 1.99 x 10−5 11.8 1.51 x 10−4 11.9 2.51 x 10−4 11.10 pH = 1.6 11.11 pH = 13.75 11.12 a) b) c) [H+] 2.0x10−3 1.0x10−3 3.3x10−12 pH 2.69 3.0 11.47 [OH−] 5.0x10−12 1.0x10−11 3.0x10−3 11.13 a) pH = 4.46, 9,82, 3.89, 3.74 b) pH = 8.82, 3.43, 4.68, 10.53. 11.14 pH = 6.97 11.15 a) pH = 2.54 b) pH = 12.49 11.16 a) b) [H+] 5.37x10−11 5.37x10−6 [OH−] 1.86x10−4 1.86x10−9 11.17 a) pH = 3.0, 3.82, 5.51, 9.96 b) [H+] = 6 .31 x 10−4 1.99 x 10 −8 2.51 x 10−11 3.16 x 10−14 11.18 [H+] pH [OH−] pOH a) 1x10−2 2.0 1x10−12 12.0 b) 5x10−2 1.3 5x10−13 12.7 c) 1x10−2 1.6 5x10−13 12.4 d) 1x10−2 2.0 1x10−12 12.0 e) 2x10−13 12.3 5x10−2 1.7 f) 5x10−13 12.30 2x10−2 1.7 11.19 1, 0, 2, 4, 5, 10. 11.20 pH = 4.24 11.21 pH = 3.35, [H+] = 4.46 x 10−4 11.22 pH = 5.07, [H+] = 8.5 x 10−6 11.23 pH = 11.13, [H+] = 7.41x10−12, [OH−] = 1.34 x 10−3 11.24 a) pH amoniaco 10.98, pH trimetilamina 11.24 b) amoniaco 5.5 x 10−10 trimetilamina 1.62 x 10−10 11.25 pH = 8.73, [H+] = 1.88 x 10−9, [OH−] = 5.3 x 10−6 11.26 pH = 11.53, [H+] = 2.95x10−12 [OH−] = 3,38 x 10−3 11.27 pH = 8.88, [H+] = 1.33 x 10−9 [OH−] = 7.49 x 10−6 11.28 pH =11.68, [H+] = 2.31 x 10−12 [OH−] = 4.33 x 10−3 11.29 pH = 5.97, [H+] = 1.05 x 10−6 11.30 pH = 8.52, [H+] = 2.99 x 10−9 [OH−] = 3.34 x 10−6 11.31 a) pH = 11.21, pOH = 2.79, [OH−] = 1.62 x 10−3 b) pH = 11.20, pOH = 2.80 [OH−] = 1.60 x 10−3 11.32 pH = 4.76, [H+] = 1.76 x 10−5 11.33 pH = 3.74, [H+] = 1.83 x 10−4 [OH−] = 5.45 x 10−11 11.34 [H+] = 6.31 x 10−5 11.35 pH = 8.50, [H+] = 3.18 x 10−9 11.36 a) pH = 2.74, [OH−] = 5.50x10−12 b) pH = 0.86, [OH−] = 7.30x10−14 c) pH = 11.27, [OH−] = 1.87x10−3 11.38 pH pOH a) 2.70 11.30 b) 5.10 8.89 c) 10.63 3.37 11.39 pH = 3.02, [H+] = 9.4 x 10−4 11.40 pH = 2.91 11.41 pH = 8.65 11.42 Kb = 2 x 10−5 11.43 a) pH = 10.72 b) pH = 4.89 11.44 Kw = [H+] [OH−] 11.45 pH = 5.0 11.47 pH = 8.55 11.48 pH = 1.08 11.49 pH = 2.87 11.50 a [H+] a) 8.20 x 103 2.13 x 10−3 b) 1.09 x 10−4 6.57 x 10−6 c) 2.36 x 10−2 5.9 x 10−3 d) 4.35 x 10-−2 3.48 x 10−3 11.51 a) a = 1.85 x 10−2, c = 0.53 w = 88.6 g b) a = 4.02 x 10−2, c = 0.11 w = 11.6 g 11.52 a) Ka = 9.08 x 10−10 b) Ka = 6.59 x 10−6 11.53 a c a) 0.0125 0.1120 M b) 0.1744 0.0144 M c) 0.1667 0.0055 M 11.54 a) 9.408 g b) 0.707 g c) 0.582 g 11.55 a) pH = 4.82, pOH = 9.18 a = 4.74 x 10−5 b) pH = 3.82, pOH = 10.18 a = 3.01 x 10−3 c) pH = 8.96, pOH = 5.04 a = 1.53 x 10−4 11.56 a) Kb = 3.14 x 10−7 b) Kb = 0.89 11.57 a = 0.04, [H+] = 3.66 x 10−4, pH = 3.44 11.58 Ka = 8.4 x 10−4 11.59 a = 0.38 11.60 el cuadruple de su volumen 11.61 Ka = 7.24 x 10−10 11.62 Kb = 3.32 x 10-−9 11.63 pH = 11.66 11.64 pH = 8.31 11.70 a) 0.672, b) 11.9 11.77 3.1 x 10−19, 1.30 11.78 concentra ción grado de hidrólisis H+ 3.25 x 1−7 5.25 x 10−6 OH− 3.09 x 10−6 1.9 x 10−9 B2− 0.06 − K+ 0.06 − NH4+ − 0.05 Cl− − 0.05 OH− 5.15 x 10−5 1.65 x 10−4 11.79 [Cl−] = 0.20, cNa] = 0.10, [H+] = 7.45 x 10−6 [OH−] = 1.34 x 10−9 11.81 [Hidrógeno] = 0.02, [H3PO4] = 0.0761 11.83 a) pH = 2.59, [H+] = 2.54 x 10−3 b) pH = 3.19, [H+] = 6.4 x 10−4 11.84 [H+] = 1.47 x 10−5, pH = 4.83 11.85 [H+] = 2.2 x 10−5, pH = 4.65 11.86 [H+] pH a) 1.47 x 10−5 4.83 b) 3.0 x 10−5 4.52 11.87 [H+] = 3.6 x 10−4, pH = 3.44 11.88 [OH−] = 3.6 x 10−5 11.89 [H+] pH a) 2.03 x 10−5 4.69 b) 1.26 x 10−5 4.89 c) 2.57 x 10−5 4.58 11.90 pH a) 9.18 b) 9.32 c) 9.05 11.91 26.65 g de ácido y 17.30 g de sal 11.92 [acetato] = 0.42, [Ca] = 0.21, [H+] = 5.83 x 10−6, [OH−] = 1.72 x 10−9 11.93 1.15 g de acetato de sodio 11.94 a) b) c) pH 4.68 4.18 9.38 [H+] 2.1x10−5 6.6x10−5 4.17x10−10 pOH 9.32 9.82 4.63 [OH−] 4.8x10−10 1.5x10−10 2.4 x 10−5 11.95 [H+] = 3.49 x 10−5, pOH 9.54, a = 4.18 x 10−3 11.96 [sal] / [ácido] = 0.3134 11.97 a) 0.8075 dm3 de ácido en 1 dm3 de solución. b) 1.61 dm3 de àcido c) 0.40 dm3 de ácido 11.98 24.60 g 11.99 pH volumen (ml) 5.757 1000.00 5.557 630.96 5.357 398.11 5.157 251.19 4.957 158.49 4.757 100.00 4.557 63.10 4.357 39.81 4.157 25.12 3.957 15.85 11.100 pH volumen (ml) 8.2 1500.00 8.0 946.94 7.8 597.16 7.6 376.78 7.4 237.73 7.2 150.00 7.0 94.64 6.8 59.72 6.6 37.68 6.4 23.77 6.2 15.00 11.101 2.132 g 11.104 2.29 g 11.105 6.78 dm3 11.106 a) b) c) pH 2.68 10.37 3.80 pOH 11.32 3.63 10.2 [H+] 2.1x10−3 4.3x10−11 1.9x10−4 [OH-−] 4.8x10−12 2.3x10−4 6.3x10−11 11.107 pH = 5.17, a = 0.03, [H+] = 6.7 x 10−6 11.108 Ka = 6.32 x 10−5 11.111 75 ml 11.112 pH a) 3.74 b) 4.13 c) 4.43 d) 4.61 e) 4.69 11.113 pH [OH−] a) 4.74 5.49 x 10−10 b) 5.04 1.09 x 10−9 11.114 pH = 6.5 11.115 pH a) 10.06 b) 9.31 c) 6.72 11.116 de 5.5 x 10−9 a 5.5 x 10−1 M 11.117 200 ml de base y 7 ml de ácido 11.118 5.93 g de Na2HPO42H2O y 2 g de NaH2PO4.H2O, aforar a 500 ml 11.119 206 g/mol 11.122 b) pH = 6.84 11.125 pH = 8.95 11.128 a) pH = 4.93, [H+] = 1.16 x 10−5 a = 7.25 x 10−5 b) 6.92 x 10−3 11.129 pH = 4.74, a = 1.35 x 10−3 11.130 pH = 5.33, [H+] = 4.72 x 10−6 a = 0.03 11.131 a) pH = 2.16, a = 0.03 b) pH = 3.55 c) 24.36 11.132 a) [Na] = 0.07, [acetato] 0.07 [H+] = 3.67 x 10−5 [OH−] = 2.72 x 10−10 b) [amoniaco] = 0.01, [Cl−] = 0.01 [H+] = 2.02 x 10−10 [OH− = 4.95 x 10−5 12. TERMODINAMICA 12.1 DE = −780090.47 cal/mol 12.2 DH = −116400.00 cal/mol 12.3 DH = −24820 cal/mol 12.4 DH = 11.71 kcal/mol 12.5 DG = −30959.89 J/mol 12.6 DG = −235.2 kJ/mol 12.7 DGº = 23109.9 J/mol 12.8 DGº’ = 18102.0 J/mol 12.9 DG2º’ = −29.86 kJ/mol 12.10 DH = −0.8 J 12.11 DGº = −76.0 kJ/mol 12.12 DGº’ = −82.4 kJ/mol 12.13 a) DGº = 27180.0 J/mol, Keq = 1.72 x 10−5 b) DGº’ = −12760.938 J/mol 12.14 DGº = −7659.8638 J/mol 12.15 a) DGº’ = −55422.0 J/mol b) DG = −66831.64 J/mol 12.16 a) DG2º’ = −4.41 kJ/mol para el hombre b) DG2º’ = 2.54 kJ/mol para la rana 12.17 DGº’ = −30.5 kJ/mol DGº = 12295.0 J/mol 13. CINÉTICA DE REACCIONES QUÍMICAS 13.1 Cuando la cinética es de orden cero. 13.2 a) la velocidad no cambia b) se octuplica la velocidad c) se cuadruplica la velocidad 13.3 a) la velocidad se ve alterada por el factor Ö 2 b) la velocidad se ve alterada por el factor Ö 8 c) la velocidad se ve alterada por el factor 2. 13.4 a) el orden de A es 1, el de B es 2 y el de C es cero. b) el orden de A es 2, el de B es cero y el de C es cero. c) el orden de A es 1, el de B es 1 y el de C es −1. 13.5 a) −d [A] / dt = k[A][B]2 b) 0.00011534 c) 4.61 x 10−7 d)2.305 x 10−7 13.6 a) 0.049 Ms−1 b) 0.0094 Ms−1 c) 0.000784 Ms−1 13.7 −d [A] / dt = k[A][B] 13.8 k = 5.40 x 10−4 13.9 −d [H2] / dt = 7.5 x 10−3 13.10 −d [NH] / dt = 5 x 10−3 13.11 0.002 min−1 13.12 E = 24760 cal/mol 13.13 75 min 13.14 t1/2 = 1468 s 13.15 17.93 hrs. 13.16 1º orden, k = 4.6 x 10−3 13.17 0.0056M, 7.70 min. 13.18 8.01 x 10−3, 0.754 descompuesto, 86.5 min 13.19 6.46 x 10−3 13.20 periodo de vida media: 15.2 min, 0.0241 M (20 min), fracción: 0.935 13.21 3.03 x 10−3 M 8.70 min (soluciones 0.02 M), 4.35 (solución 0.04 M). 13.22 11 080 cal. 13.23 2.1 x 10−4. 13.24 a) 0.02 mol dm−3 s−1 b) 0.0223 s−1 c) 0.025 dm3 mol−1 s−1 13.25 0.1755 mol dm−3 de A 0.0755 mol dm−3 de B. 13.26 Concentración en el equilibrio de B = 9.95 x 10−5 mol dm−3 13.27 a) 135.5 kJ mol−1 b) 133.0 kJ mol−1 13.28 Vel. inicial 1.06 mmol cm−3 seg−1 13.29 Si. La constante de velocidad observada es una constante de velocidad de pseudo primero orden para la reacción que tiene lugar simultáneamente por dos mecanismos, que son: a) no catalizado ( constante de velocidad 2 x 10−4 seg−1 ), b) catalizado por iones H+ (constante catalítica de los iones H+ 0.65 s−1) o sea, kobs. = kc [ H+ ] + ku donde kc es la constante catalítica y ku es la constante de velocidad. 13.30 0.988 13.31 0.086 min−1 13.32 Segundo orden, 0.42 M−1 s−1 13.33 55.0 kJ mol−1 13.34 8.7 TABLA 1 SISTEMA MÉTRICO Y SI (cgs) (mks) Unidad Nombre Símbolo Factores de conversión de Métrico SI Métrico SI Métrico ® SI SI ® Métrico Métrico a E.U.A. longitud metro metro m m 1 m = 1 m 1 m = 1 m 1 m = 39.37 in 2.54 cm = 1.0 in superficie metro cuadrado metro cuadrado m 2 m 2 1 m2 = 1 m2 1 m2 = 1 m2 1 m2 = 10.764 ft2 1 m2 = 1550 in2 volumen litro metro cúbico l m3 1 l = 1x10−3 m 3 1 m3 = 1 x 103 l 1 l = 1.0567 qt 1 l = 0.2642 gal masa (peso) gramo kilogramo g kg 1 g = 1x10−3 kg 1 kg = 1 x 103 g 1 g = 2.20x10−3 lb 435.6 g = 1 lb temperatura grado Celsius grado Kelvin º C º K 1 ºC = 1 ºK 1 ºK = 1 ºC 1 ºC = 1.8 ºF calor (energía) caloría julio cal J 1 cal = 4.184 J 1 J = 0.239 cal 1cal= 3.97x10−3 Btu 252 Btu = 1 cal presión atmósfera pascal atm Pa 1 atm = 1.013 x 105 Pa 1 Pa 9.869 x 10−6 atm 1 atm = 14.7 lb in.−2 1atm = 29.92 in Hg Unidad Nombre Símbolo Factores de conversión de Métrico SI Métrico SI Métrico ® SI SI ® Métrico Métrico a E.U.A. tiempo segundo segundo seg s 1 seg = 1 s 1 s = 1 seg 60 seg = 1 min densidad gramo por centímetro cúbico kilogramo por metro cúbico g cm−3 kg m −3 1 g cm −3 = 1 x 103 kg m−3 1 kgm−3 = 1 x 103 g cm−3 1 g cm−3 = 62.4 lb ft−3 1 lb ft−3 = 1.60 x 10−2 gcm−3 velocidad centímetro metro por cm seg−1 m s−1 1 = 1 x 10−2 1 = 1 x 102 1 cm seg−1 por segundo segundo cm seg−1 m s −1 m s −1 cm seg−1 =2.24x10 −2 mi hr−1 aceleración centímetro por segundo al cuadrado metro por segundo al cuadrado cm seg−2 m s−2 1 cm seg−2 = 1 x 10−2 m s −2 1 m s −2 = 1 x 102 cm seg−2 −−−−−−−−− cantidad de movimiento gramo centímetro por segundo kilogramo metro por segundo g cm seg−1 kg m s −1 1 gr cm seg−1 = 1 x 10−5 kg m seg−1 1 kgms−1 = 1 x 105 gr cm seg−1 −−−−−−−−−− fuerza gramo centímetro por segundo al cuadrado (dina) kilogramo metro por segundo al cuadrado (Newton, N) g cm seg−2 kg m s −2 1 gcmseg−2 = 1 x 10−5 kg m s−2 1 kgms−2 = 1 x 105 g cm seg−2 1 dina = 7.23 x 10−5 poundal 1 poundal =1.38 x 104 dinas energía (trabajo) dina centímetro (ergio) kilogramo metro cuadrado por segundo al cuadrado (julio, J) dina cm kg m2 s −2 1 erg = 1 x 10−7 J 1 J 1 x 107 erg 1 J = 9.48 x 10−4 Btu 1 Btu = 1055 J Unidad Nombre Símbolo Factores de conversión de Métrico SI Métrico SI Métrico ® SI SI ® Métrico Métrico a E.U.A. potencia ergio por segundo julio por segundo (vatio, W) erg seg−1 J s−1 1 erg seg−1 = 1 x 10−7 J seg−1 1 J s−1 = 1 x 107 erg seg−1 1 erg seg−1 = 1x 107 W 1 x 107 ergseg−1 =1 W carga eléctrica unidad electrostática amperio segundo (colombio, C) Q esu (g ½ x cm 3/2 x s −1) 1 C =3.00 x 109 esu 1 esu =3.34x10−10 C −−−−−−−−− corriente eléctrica amperio amperio amp A 1 amp = 1 A 1 A = 1 amp −−−−−−−−− diferencia de potencial eléctrico voltio voltio v (V) V (JA−1s−1) 1 v = 1 V 1 V = 1 v −−−−−−−−− resistencia eléctrica ohmio ohomio W W (VA−1) 1 W = 1 W 1 W = 1 W −−−−−−−−− capacitancia faradio faradio F F 1 F = 1 F 1 F = 1 F −−−−−−−−−− intensidad del campo magnético amperio por metro amperio por metro A m−1 A m−1 1 A m−1 = 1 A m −1 1 A = 1 A m−1 −−−−−−−−− m −1 flujo magnético weber weber Wb (Vs) Wb (Vs) 1 Wb = 1 Wb 1 Wb = 1 Wb −−−−−−−−−− Unidad Nombre Símbolo Factores de conversión de Métrico SI Métrico SI Métrico ® SI SI ® Métrico Métrico a E.U.A. densidad del flujo magnético weber por metro weber por metro Wb m−2 (gauss, G) Wb m −2 1 Wb m −2 (1 G) = 1 Wb m −2 (= 1 x 10−4 Wb m −2) 1 Wbm−2 = 1 Wb m −2 −−−−−−−−− momento dipolar unidad electrostática centímetro (debye, D) culombio por metro esu cm C m 1 esu cm = 3.34 x 10−12 Cm 1 C m = 3 x 1011 esu cm −−−−−−−−− viscosidad gramo centímetro segundo (poise, P) kilogramo por metro segundo g cm−1 seg−1 (Poise, P) kg m −1 seg−1 1 P = 1 x 10−1 kg m−1 seg−1 1 kg m −1 s −1 = 10 P −−−−−−−−− tensión superficial dina por centímetro newton por metro dina cm −1 N m−1 1 dina cm −1 = 1 x 10−3 N m−1 1 N m −1 = 1 x 103 dina cm−1 −−−−−−−−−− TABLA 2. FACTORES DE CONVERSION ADICIONALES (Métrico, SI Y E.U.A.) 1 m = 3.243 x 10−17 parsec = 1.057 x 10−16 año luz = 1 x 106 m = 1 x 1010 A º = 3.281 ft. 1 m =1 650 763.73 longitudes de onda de la lfnea rojo−anaranjado del 86Kr. 1 m2 = 1 x 1023 barn = 1550 in2 = 10.76 ft2. 1 m3 = 1000 l = 35.31 ft3 = 6.102 x 104 in3 = 26.42 gal = 105.7 qt 1 g = 6.204 x l023 uma = 6.852 x 10−5 slug = 5.61 x 1026 MeV = 5.61 x 1020 eV = 1 x 107 gamma uma = 1.66024 x 10−24 g = 931 MeV 1 atm = 1.013 x 106 dina cm−2 = 760 torr = 1033.3 g cm−2 = 1.013 x 105 Pa = 1.013 bar 1 bar = 106 dina cm−2 = 105 Nm−2 1 erg = 1 x l0−7 J = 2.389 x 10−8 cal = 6.242 x 1011 eV = 1 g cm2 s−2 = 1 dina = 5.035 x 1015 cm−1. 1 litro atm = 22.4 cal = 1.01 x 109 erg = 1.01 x 102 VC = 1.01 x.102 W s 1 ues = 1 g l/2 cm3/2 s−1 = 3.336 x 10−10 C = 3.336 x 10−10 A s. 1 W = 0.2389 cal s−1 = 1 A V = 1 J s−1 = 1.341 x 10−3 caballos de potencia 1ºC = 1.8º F = 0.8 ºR (Réaumur) 1 Ci = 3.7 x 1010 desintegraciónes por segundo = 3.7 x 104 rutherfords 1 roentgen = 1 ues cm−3 1 ergio molécula-−1 = 1.44 x 1013 Kcal mol−1 = 6.24 x 1011 eV molécula−1. 1 unidad atómica (ua) = 4,359 x 10−11 ergio molécula−1 = 27.2 e V molécula−1 = 195 x 105 cm−1. TABLA 3. ABREVIATURAS DE ALGUNAS UNIDADES Y TÉRMINOS CIENTÍFICOS ABREVIATURA ABREVIATURA UNIDAD SI MÉTRICO UNIDAD SI MÉTRICO amperio A amp ohm W W angstrom −−− A peso atómico p.at. (término) atmósfera −−− atm peso molecular P. M. (término) caloría −−− cal poise −−− Po candela cd −−− punto de ebullición p. eb. (término) culombio C −−− punto de fusión p. f. (término) curio Ci Ci rydberg −−− Ry debye −−− D torricelli −−− torr dina −−− dina unidad atómica −−− u.a. electrón volt eV(ev) eV(ev) unidad de masa atómica −−− uma faraday −−− F unidad electrostática −−− ues fracción molar X (término) unidad brítanica Btu (E.U.A.) de calor grado Celsius −−− ºC vatio W W (w) grado Fahrenheit ºF ºF voltio V V (v) grado Kelvin ºK ºK weber Wb −−− hertzio Hz −−− molal m (término) julio J J molar M (término) mol mol mol normal N (término) TABLA 4. PREFIJOS PARA UNIDADES SI Y DEL SISTEMA MÉTRICO Prefijo abreviatura Factor Prefijo Abrevíatura factor tera T 1012 centi c 10-−2 giga G 109 mili m 10−3 mega M 106 micro m 10−6 kilo k 103 nano n 10−9 hecto h 102 pico p 10−12 deca da 101 femto f 10−15 deci d 10−1 atto a 10−18 TABLA 5. ALFABETO GRIEGO Letra Griega Nombre Letra Griega Nombre minúscula mayúscula minúscula mayúscula a A alfa n N nu. ny b B beta x X xi g G gama o O omicron d D delta p P pi e E épsilon r R ro t Z dseta s S sigma h H eta t T tau q Q teta u U ípsilon i I iota f F phi, fi k K kappa c C ji l L lambda y Y psi m M mu, my v W omega TABLA 6. CONSTANTES FISICAS Símbolo Nombre Valor a velocidad de la luz 2.997925 x 108 m s−1 2.997925 x 1010 cm s−1 h constante de Planck 6.626196 x 10−34 J s 6.626916 x 10−27 erg NA constante de Abogadro 6.022045 x 1023 mol−1 9.648670 x 104 C mol−1 F constante de Faraday 2.8926 x 1014 esu mol−1 2.3061 x 104 cal V−1 mol−l Vo volumen molar de un gas a tpe. 22.4136 litro mol−1 Po presión standar 133.322 Pa 1.000 atm 760 torr (mm Hg) 1.033 x 103 g cm−2 1.033 x 103 g cm−2 1.01325 x 106 dina cm−2 14.696 lb in−2 k constante de Boltzman 1.38062 x 10−16 erg ºK−1 molécula−1 o carga del electrón 1.602191 x 10−19 C 4.8029 x 10−10 ues ma masa del electrón en reposo 9.109558 x 10−31 kg 5.48597 x 10−4 uma mp masa del protón en reposo 1.67252 x 10−27 kg 1.00727663 uma mn masa del neutrón en reposo 1.67482 x 10−27 kg 1.0086654 uma R constante de los gases 8.314 J ºK−1 mol−1 6.236 x 104 cm3 mm Hg ºK−1 mol−1 0.082054 litro atn ºK−1 mol−1 82.054 cm3 atm ºK−1 mol−l 8.31434 x 107 erg ºK−1 mol−1 1.9872 cal ºK−1 mol−l uma unidad de masa atómica 1.660531 x 10−27 kg g aceleración de la gravedad 9.80665 m s−2 980.665 cm s−2 eV electrón volt 1.60219 x 10−19 J molécula−1 1.60219 x 10−12 erg molécula−1 2.3061 x 104 cal mol−1 d aire densidad del aire a tpe. 1.2929 x 10−3 Kg l−1 1.2929 g l−1 Rv constante de Rydberg 1.09737312 x 107 m−1 1.09737312 x 105 cm−1 ao radio de Bohr 5.2918 x 10−11 m TABLA 7. RELACIONES ATÓMICAS (SÍMBOLOS QUÍMICOS, NÚMEROS DE OXIDACIÓN USUALES Y PESOS ATÓMICOS APROXIMADOS DE ALGUNOS IONES COMUNES) +1 −1 Nombre Símbolo uma Nombre Símbolo uma hidrógeno H 1.0 bromo Br 80.0 litio Li 7.0 cloro (cloruro) Cl 35.5 Mercurio (I) Hg 200.6 flúor (fluoruro) F 19.0 potasio K 39.0 hidrógeno (hidruro) H 1.0 plata Ag 108.0 yodo (yoduro) I 127.0 sodio Na 23.0 acetato C2H302− −−− amonio NH4+ −−− carbonato ácido HCO3− −−− sulfato ácido HSO4− −−− clorato ClO3− −−− hidróxido OH− −−− nitrato NO3− −−− permanga−nato MnO4− −−− +2 −2 Nombre Símnbolo uma Nombre Símbolo uma bario Ba 137.0 oxígeno (óxido) 0 16.0 cadmio Cd 112.0 azufre (sulfuro) S 32.0 calcio Ca 40.0 selenio (seleniuro) Se 79.0 cobalto (II) Co 58.9 telurio (telururo) Te 128.0 cobre (II) Cu 63.5 carbonato C03−2 −−− hierro (II) Fe 55.8 cromato CrO4−2 −−− plomo (II) Pb 207.0 oxalato C2O4−2 −−− magnesio Mg 24.3 silicato SiO3−2 −−− manganeso (II) Mn 55.0 sulfato SO4−2 −−− mercurio Hg 200.0 +2 −2 Nombre Símbolo uma Nombre Símbolo uma níquel (II) Ni 58.7 estroncio Sr 87.6 estaño (II) Sn 119.0 cinc Zn 65.4 +3 −3 Nombre Símbolo uma Nombre Símbolo uma aluminio Al 27.0 nitrogeno (nitruro) N 14.0 antimonio Sb 122.0 arseniato AsO4−3 −−− arsénico As 75.00 borato BO3−3 −−− bismuto Bi 209.9 hexacianoferrato (III) Fe(CN)6−3 −−− boro B 10.8 fosfato PO4−3 −−− cromo (III) Cr 52.0 hierro (III) Fe 55.8 nitrógeno N 14.0 Fósforo P 31.0 +4 −4 Nombre Símbolo uma Nombre Símbolo uma carbono C 12.0 carbono (carburo) C 12.0 plomo (IV) Pb 207.0 hexacianoferrato (II) Fe(CN)6−4 −−− manganeso (IV) Mn 55.0 silicio Si 28.0 azufre (IV) S 32.0 estaño (IV) Sn 119.9 TABLA 8. PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS EN CONDICIONES ESTANDARES Nombre Símbolo Número Peso Densidad p.f. p.eb. Atómico Atómico (g/cm3) (ºC) (ºC) actinio Ac 89 (227) −−− 1100 −−− aluminio Al 13 26.9815 2.699 660 2327 americio Am 95 (243) 11.7 995 −−− antimonio Sb 51 121.75 6.62 630 1325 argón Ar 18 39.948 1.6626 x 10−3 −189 −186 arsénico As 33 74.9216 5.75 814 (36 atm) 883 se sublima astato At 85 (210) −−− −−− −−− azufre S 16 32.064 2.07 119 445 bario Ba 56 137.34 3.5 704 1638 berilio Be 4 9.0122 1.848 1283 1500 berkelio Bk 97 (249) −−− −−− −−− bismuto Bi 83 208.980 9.80 271 1560 boro B 5 10.811 2.34 2300 2550 bromo Br 35 79.904 3.12 −7.3 58.8 cadmio Cd 48 112.40 8.65 321 767 calcio Ca 20 40.08 1.55 850 1490 californio Cf 98 (249) −−− −−− −−− carbono C 6 12.01115 2.25 3570 3470 se sublima cerio Ce 58 140.12 6.768 795 3468 cesio Cs 55 132,905 1.9 28.7 690 cinc Zn 30 65.37 7.133 420 907 circonio Zr 40 91.22 6.489 1852 4375 cloro Cl 17 35.453 3.214 x 10−3 −101 −34 cobalto Co 27 58.9332 8.85 1493 3100 cobre Cu 29 63.546 8.96 1083 2582 cromo Cr 24 51.996 7.19 1900 2642 curio cm 96 (247) −−− 1340 −−− disprosio Dy 66 162.5 8.55 1407 2600 einsteinio Es 99 (254) −−− −−− −−− erbio Er 68 167.26 9.15 1497 2900 escandio Sc 21 44.956 2.99 1539 2727 estaño Sn 50 118.69 7.2984 232 2362 estroncio Sr 38 87.62 2.60 770 1384 europio Eu 63 151.96 5.245 826 1439 fermio Fm 100 (253) −−− −−− −−− fluor F 9 18.9984 1.81x10−3 −218 −188 fósforo P 15 30.9738 1.83 44 280 francio Fr 87 (223) −−− −−− −−− godolinio Gd 64 157.25 7.86 1312 3000 galio Ga 31 69.72 5.907 30 1983 germanio Ge 32 72.59 5.325 958 2700 hafnio Hf 72 178.49 13.09 2300 5200 hahnio Ha ? 105 (260) −−− −−− −−− helio He 2 4.0026 0.1785 x 10−3 −272.2 (26 atm) −268.9 hidrógeno H 1 1.00797 0.08988 x 10−3 −259.2 −252.8 hierro Fe 26 55.047 7.87 1535 2800 holmio Ho 67 164.930 8.79 1461 2600 indio In 49 114.82 7.31 157 2000 iridio Ir 77 192.2 22.5 2454 4500 iterbio Yb 70 173.04 6.959 824 1427 itrio Y 39 88.905 4.472 1509 2927 kripton Kr 36 83.080 3.733 x 10−3 −157 −153 kurchatovio Ku ? 104 (261) −−− −−− −−− lantano La 57 138.91 6.189 920 3469 lawrencio Lr (Lw) 103 (257) −−− −−− −−− litio Li 3 6.939 0.534 180 1326 lutecio Lu 71 174.97 9.849 1652 3327 magnesio Mg 12 24.312 1.74 650 1120 manganeso Mn 25 54.9380 7.43 1247 2030 mendelevio Md 101 (256) −−− −−− −−− mercurio Hg 80 200.59 13.55 −38.9 356.9 molibdeno Mo 42 95.94 10.22 2610 4825 neodimio Nd 60 144.24 7.00 1024 3027 neón Ne 10 20.183 0.8999 x 10−3 −249 −246 neptunio Np 93 (237) 20.4 637 −−− niobio Nb 41 92.906 8.57 2487 4930 níquel Ni 28 58.71 8.902 1455 2800 nitrógeno N 7 14.0067 1.250 x 10−3 −210 −196 nobelio No 102 (253) −−− −−− −−− oro Au 79 196.967 19.32 1063 2660 osmio Os 76 190.2 22.57 2700 4600 oxígeno O 8 15.9994 1.429 x 10−3 −219 −183 paladio Pd 46 106.4 12.02 1550 3170 plata Ag 47 107.868 10.49 961 2193 platino Pt 78 195.09 21.45 1769 3800 plomo Pb 82 207.19 11.36 328 1755 plutonio Pu 94 (242) 19.7 640 3235 polonio Po 84 (210) 9.24 −−− −−− potasio K 19 39.102 0.86 63.4 757 praseodimio Pr 59 140.907 6.769 935 3127 prometio Pm 61 (147) −−− 1035 2730 protactinio Pa 91 (231) 15.4 −−− −−− radio Ra 88 (226) 5.0 700 1500 radón Rn 86 (222) 9.960 x 10−3 −77 −62 renio Re 75 186.2 21.04 3150 −−− rodio Rh 45 102.905 12.44 1960 3900 rubidio Rb 37 85.47 1.53 38.8 679 rutenio Ru 44 101.07 12.2 2400 4200 samario Sm 62 150.35 7.49 1072 1900 selenio Se 34 78.96 4.79 217 688 silicio Si 14 28.086 2.33 1414 2355 sodio Na 11 22.9898 0.9712 97.5 889 talio Tl 81 204.37 11.85 304 1457 tantalio Ta 73 180.948 16.6 2997 5425 tecnecio Tc 43 (99) 11.46 −−− −−− telurio Te 52 127.60 6.24 450 990 terbio Tb 65 158.924 8.25 1356 2800 titanio Ti 22 47.90 4.507 1725 3260 torio Th 90 232.038 11.66 1750 >3500 tulio Tm 69 168.934 9.31 1545 1727 tungsteno W 74 183.85 19.3 3380 5900 uranio u 92 238.03 19.07 1132 3818 vanadio V 23 50.942 6.1 1730 3375 xenón Xe 54 131.30 5.895 x 10−3 −112 −107 yodo I 53 126.9044 4.94 114 184 Nota. En 1974, los norteamericanos y los rusos reportaron el elemento Número 106 (eka−tungsteno) con un número de masa de 263. TABLA 9. VALORES DE a Y b DE VAN DER WAALS Gas a = litro2 atm b = litro Gas a = litro2 atm b = litro mol2 mol mol2 mol NH3 4.17000 0.03707 HBr 4.451 0.04431 C02 3.59200 0.04267 HCI 3.667 0.04081 Cl2 6.49300 0.05622 H2S 4.431 0.04287 He 0.03412 0.02370 NO 1.340 0.02789 H2 0.24440 0.02661 NO2 5.284 0.04424 CH4 2.25300 0.04278 N2O 3.782 0.04415 En 0.21070 0.01709 S02 6.714 0.05636 N2 1.39000 0.03913 C3H8 8.664 0.08445 O2 1.36000 0.03183 C4H10 14.47 0.12260 H2O 5.46400 0.03049 HC2H3O2 17.59 0.10680 C2H2 4.39000 0.05136 (CH3)2CO 13.91 0.09940 Ar 1.34500 0.03219 C2N2 7.667 0.06901 CS2 11.6200 0.07685 C2H5OH 12.02 0.08407 CO 1.48200 0.03985 Kr 2.320 0.03980 CCl4 20.2390 0.11830 CH3OH 9.520 0.06700 CHCl5 15.1700 0.10220 Xe 4.190 0.05100 C2H6 5.48200 0.03380 C2H4 4.471 0.05714 (C2H5)2O 17.3800 0.13440 C6H6 18.00 0.11540 TABLA 10. PROPIEDADES DEL AGUA Propiedad valor propiedad valor Punto de congelación (760 mmHg) 0 ºC calor de vaporización (100 ºC) 539.55 cal g−1 Punto de ebullición (760 mmHg) 100 ºC Tensión superficial 72.75 dina cm1 Constante crioscopica −l.86 ºC Kg mol−1 Conductividad eléctrica a: 0 ºC 1 x 10 −8 Constante ebulloscópica 0.512 ºC Kg mol−1 18 ºC 50 ºC 4 x l0 −8 17 x 10−8 Constante molal de disminución de presión de vapor 0.425 torr Temperatura crítica 374.2 ºC Densidad del hielo (0ºC) 0.9168 gcm−2 Presión crítica 218.5 atm Punto triple (4.58 torr) 0.0075 ºC Densidad crítica 0.324 g cm−3 Densidad a 0 ºC (líquido) 0.999868 g cm−3 Viscosidad (20 ºC) 1.002 cp Densidad a 3.98 ºC 1.000 g cm−3 Constante dieléctrica a: 0 ºC 87.8 Calor específico en el hielo (0 ºC) 0.487 cal g−1 18 ºC 25 ºC 80.1 78.3 Calor específico (15 ºC) 1.000 cal g−1 Producto iónico (Kw) a 0 ºC 1.14 x 10−15 Calor específico del vapor (1 atm y 100 ºC) 0.462 cal g−1 a 25 ºC a 50 ºC 1.01 x 10−14 5.47 x 10−14 Calor de fusión (0ºC) 79.67 cal g−1 TABLA 11. VISCOSIDADES ABSOLUTAS DE ALGUNOS LÍQUIDOS COMÚNES A 20 ºC. LÍQUIDO VISCOSIDAD (poise) Acetona 0.00331 Benceno 0.0064'7 Etanol 0.01194 Ácido acético 0.01222 Nitrobenceno 0.01980 Agua 0.01005 TABLA 12. TENSIÓN SUPERFICIAL DE ALGUNOS LÍQUIDOS COMÚNES A 20 ºC Sustancia Tensión superficial Sustancia Tensión superficial (dinas/cm) (dinas/cm) Agua 72.8 Propanol−1 23.8 Glicerina 63.4 Metanol 22.6 Glicol 47.7 Etanol 22.3 Nitrobenceno 43.9 Propanol−2 21.7 Anilina 42.9 n−Hexano 18.4 Benceno 28.9 Eter dietilico 17.0 TABLA 13. PRESIÓN DE VAPOR Y DENSIDAD DEL AGUA A DIFERENTES TEMPERATURAS Temp. Pres. Vap. Densidad Temp. Pres. Vap. Densidad (ºC) (mmHg) (g cm−3) (ºC) (mmHg) (g cm−3) −10 (hielo) 1.95 0.99815 29 30.04 0.99597 −5 (hielo) 3.01 −0.99930 30 31.82 0.99567 0 4.58 0.99981 31 33.70 0.99537 1 4.93 0.99993 32 35.66 0.99505 2 5.29 0.99997 33 37.73 0.99473 3 5.69 0.99999 34 39.90 0.99440 4 6.10 1.00000 35 42.18 0.99406 5 6.54 0.99999 36 44.56 0.99371 6 7.01 0.99997 37 47.07 0.99336 7 7.51 0.99993 38 49.69 0.99299 8 8.05 0.99988 39 52.44 0.99262 9 8.61 0.99981 40 55.32 0.99224 10 9.21 0.99973 45 71.88 0.99025 11 9.84 0.99963 50 92.51 0.98807 12 10.52 0.99952 55 118.04 0.98573 13 11.23 0.99940 60 149.38 0.98324 14 11.99 0.99927 65 187.54 0.98059 15 12.79 0.99913 70 233.70 0.97781 16 13.63 0.99897 75 289.10 0.97489 17 14.53 0.99880' 80 355.10 0.97183 18 15.48 0.99862 85 433.60 0.96865 19 16.48 0.99843 90 525.80 0.96534 20 17.54 0.99823 95 633.90 0.96192 21 18.65 0.99802 100 760.00 0.95838 22 19.83 0.99780 105 906.10 −−−− 23 21.07 0.99756 110 1,074.6 0.9510 24 22.38 0.99732 150 3,570.5 0.9173 25 23.76 0.99707 200 11,660.0 0.8628 26 25.21 0.99681 250 29,820.0 0.7940 27 26.74 0.99654 300 64,430.0 28 28.35 0.99626 TABLA 14. PRESIÓN DE VAPOR DE ALGUNOS LÍQUIDOS COMÚNES (La presión de vapor esta dada en milimetros de mercurio) Temperatura (ºC) Agua Etanol Acetona Benceno Ácido Acético 0 4.58 12.2 67.3 26.5 −−−− 10 9.21 23.6 115.6 45.4 −−− 20 17.53 43.9 184.8 74.7 11.7 30 31.82 78.8 282.7 118.2 20.6 40 55.32 135.3 421.5 181.1 34.8 50 92.51 222.2 612.6 269.0 56.6 60 149.4 352.7 860.6 388.6 88.9 70 233.7 542.5 −−− 547.4 136.0 80 355.1 812.6 −−− 753.6 202.3 90 525.8 −−− −−− 1016.1 293.7 100 760.0 −−− −−− −−− 417.1 TABLA 15. CONSTANTES MOLALES EBULLOSCÓPICAS Y CRIOSCÓPICAS Sustancia Tb (ºC) Kb Tf (ºC) Kf Agua 100 0.512 0.00 1.86 Ácido acetico. 118 3.07 16.7 3.9 Acetona 56.5 1.71 − 59.35 8.32 Benceno 80.1 2.53 5.53 5.12 tetracloruro de carbono 76.8 5.03 −22.96 31.8 Cloroformo 61.2 3.63 −63.5 7.3 Alcanfor 208 5.95 178.4 37.7 Dioxano 101 −−−− 10.51 4.9 Etanol 78.4 1.20 115 1.99 Eter 34.6 2.11 −116 1.79 Metanol 64.7 0.80 −97.8 Naftaleno 218 5.65 80.2 6.9 Fenol 182 3.56 42.0 7.27 Disulfuro de carbono 45 2.34 ~112 −−− Acetato de etilo 77.1 2.77 ~83.6 −−− n−octano 125.8 4.02 −56.5 −−− Tolueno 110.6 3.33 ~95 −−− Uretano 185 −−− 48 5.14 Difenilo 254.9 7.06 70.6 8.00 Anilina 184.3 3.69 −5.96 5.87 TABLA 16. PROPIEDADES FÍSICAS DE ALGUNOS LÍQUIDOS ORGÁNICOS (a presion estandar) Sustancia Densidad a 20 ºC (g cm−3 ) Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Acetona (2−propanona) 0.791 − 95.4 56.2 Acetato de etilo 0.901 − 83.58 77.1 ácido acético (ac. etanoico) 1.049 16.6 118.5 Alcohol etílico (etanol) 0.789 −117.3 78.5 Alcohol isopropílico (2−propanol) 0.785 − 89.5 82.4 Alcohol metílico (metanol) 0.791 − 97.8 65.0 Anilina 1.022 −6.2 184.3 Benceno 0.879 5.5 80.1 Cloroformo (triclorometano) 1.492 − 63.5 62.2 Disulfuro de carbono 1.263 −112 45.0 Eter (eter dietílico) 0.714 −116.2 34.6 Glicerol 1.261 18.6 290.0 d Glicol (1,2~etanodiol) 1.109 − 13.2 198.0 n−heptano 0.684 − 91 98.4 n−octano 0.703 − 56.5 125.0 Tetracloruro de carbono 1.594 − 22.96 76.75 Tolueno (benceno metílico) 0.867 −95 110.6 TABLA 17. COEFICIENTES DE ACTIVIDAD MEDIA DE LOS IONES DE VARIOS ELECTROLITOS A 25 ºC m 0.00 0.01 0.05 0.10 0.50 1.00 1.50 NaCl 1.00 0.903 0.823 0.778 0.680 0.656 0.659 KC1 1.00 0.901 0.816 0.770 0.650 0.607 0.585 HC! 1.00 0.905 0.830 0.796 0.758 0.810 0.896 TABLA 18. RELACIONES TERMODINÁMICAS Símbolos termodinámicos. D E = cambio de energía interna en cal q = calor adicionado al sistema en cal w = trabajo efectuado por el sistema en cal (puede expresarse en cualquier unidad de trabajo: ergio, litro, atm, J. eV, W S) D H = cambio en entalpla en cal mol−1 (H = E + PV) qp = calor adicionado al sistema a presión constante en cal Cp = Capacidad calorífica molar de una sustancia a presión constante en cal mol−1 ºK−1 Cv = capacidad calorífica molar de una sustancia a volumen constante en cal mol−1 'ºK−] n = número de moles D Hºf = entalpla estandar de formación en kcal mol−1 a 298'K R = constante de los gases en cal mol−1 ºK−1 P = presión en cualquier unidad apropiada V = volumen en cualquier unidad adecuada T = temperatura en ºK Pex = presión externa ejercida sobre un sistema (siempre positiva) D Hvap = entalpla de vaporización en cal mol−1 D Hfus = entalpla de fusión en cal mol−1 Sº = entropla absoluta en cal mol−1 ºK−1 a 298 ºK dqrev = diferencial del calor absorbido reversíblemente por el sistema en cal qv = calor adicionado al sistema a volumen constante en cal D Hsub = entalpla de sublimación en cal mol−1 S = entropía en cal mol−1 ºK−1 (unidad entropica ue) So = entropla a O ºK = 0 APENDICE III CONSTANTES DE DISOCIACIÓN ÁCIDAS Y BÁSICAS Constantes de Disociación Ácida a 25 °C y 1 atm Ácido Ecuación de equilibrio Ka pKa Acético HC--2H3O2 + H2O « H3O+ + C2H3O2− 1.8 x 10−5 4.7447 Alumino (OH) Al(OH)3 « H3O+ + AlO2− 4.0 x 10−13 12.3979 Aluminio (Ion) Al+3 + 2 H2O « H3O+ + AlOH−2 1.4 x 10−5 4.8539 Amonio (Ion) NH4+ + H2O « H3O+ + NH3 5.6 x 10−10 9.2518 Antimonio III (OH) SbOOH + H2O « H3O+ + SbO2− 1.0 x 10−11 11.000 Arsénico (orto) H3AsO4 + H2O « H3O+ + H2AsO4− H2AsO4− + H2O « H3O+ + HAsO4−2 HAsO4−2 + H2O « H3O+ + AsO4−3 2.5 x 10−4 5.6 x 10−8 3.0 x 10−13 3.6021 7.2518 12.5229 Arsenoso (meta) HAsO2 + H2O « H3O+ + AsO2− 6.0 x 10−10 9.2218 Benzoico HC7H5O2 + H2O « H3O+ +C7H5O2− 6.6 x 10−5 4.1805 Bismuto III (Ion) Bi+3 + 2 H2O « H3O+ +BiOH−2 1.0 x 10−2 2.0000 Bórico (orto) H3BO3 + H2O « H3O+ + H2BO3− 6 x 10−10 9.2218 Bromhídrico HBr + H2O « H3O+ + Br− Grande negativo n−butírico HC4H7O2 + H2O « H3O+ + C4H7O2− 1.5 x 10−5 4.8239 Carbónico H2CO3 + H2O « H3O+ + HCO3− HCO3− + H2O « H3O+ + CO3−2 4.2 x 10−7 4.8 x 10−11 6.3767 10.3188 Cianhídrico HCN + H2O « H3O+ + CN− 4.0 x 10−10 9.3979 Zinc (OH) Zn(OH)2 + 2 H2O « H3O+ + ZnO2−2 1.0 x 10−29 29.0000 Zinc (Ion) Zn+ 2 H2O « H3O+ + ZnOH 2.5 x 10−10 9.6021 Cítrico H3C6H5O7 + H2O « H3O+ + H2C6H5O7− H2C6H5O7− + H2O « H3O+ + HC6H5O7−2 HC6H5O7−2 + H2O « H3O+ + C6H5O7−3 8.4 x 10−4 1.8 x 10−5 4.0 x 10−6 3.0757 4.7447 5.3979 Cloroacético HC2H2ClO2 + H2O « H3O+ + C2H2ClO2− 1.4 x 10−3 2.8539 Clorhídrico HCl + H2O « H3O+ + Cl− Grande negativo Cobre II (OH) Cu(OH)2 + H2O « H3O+ + HCuO2− HCuO2− + H2O « H3O+ + CuO2− 1.0 x 10−19 7.9 x 10−14 19.000 13.1024 Cobre II (Ion) Cu+2 + 2 H2O « H3O+ + CuOH− 1.0 x 10−8 8.0000 Crómico H2CrO4 + H2O « H3O+ +HCrO4 HCrO4− + H2O « H3O+ + CrO4−2 1.0 x 10−1 3.2 x 10−7 1.0000 6.4948 Cromo III (OH) Cr(OH)3 + H2O « H3O+ + CrO2− 9.0 x 10−17 16.0458 Cromo III (Ion) Cr+3 + 2 H2O « H3O+ + CrOH +2 1.0 x 10−4 4.0000 Dicloroacético HC2HCl2O2 + H2O « H3O+ + C2HCl2O2− 3.3 x 10−2 1.4815 Estaño IV (OH) Sn(OH)4 + 4 H2O « 2 H3O+ + Sn(OH)6−2 1.0 x 10−32 32.0000 Fórmico HCHO2 + H2O « H3O+ +CHO2 2.1 x 10−4 3.6778 Estaño II (OH) Sn(OH)2 + H2O « H3O+ + HSnO2− 3.8 x 10−15 14.4202 Fosfórico (orto) H3PO4 + H2O « H3O+ + H2PO4− H2PO4− + H2O « H3O+ + HPO4−2 HPO4−2 + H2O « H3O+ + PO4−3 7.5 x 10−3 6.2 x 10−8 1.0 x 10−12 2.1249 7.2076 12.0000 o−ftálico H2C8H4O4 + H2O « H3O+ + HC8H4O4− HC8H4O4− + H2O « H3O+ + C8H4O4−2 1.3 x 10−3 3.9 x 10−6 2.8861 5.4089 m−ftálico H2C8H4O4 + H2O « H3O+ + HC8H4O4− HC8H4O4− + H2O « H3O+ + C8H4O4−2 2.9 x 10−4 2.5 x 10−5 3.5376 4.6021 p−ftálico H2C8H4O4 + H2O « H3O+ + HC8H4O4− HC8H4O4− + H2O « H3O+ + C8H4O4−2 3.1 x 10−4 1.5 x 10−5 3.5086 4.8239 Fluorhídrico HF + H2O « H3O+ + F− 6.7 x 10−4 3.1739 Hexacianoférrico III H3(Fe(CN)6) + H2O « H3O+ + H2(Fe(CN)6)− H2(Fe(CN)6)− + H2O « H3O+ + H(Fe(CN)6)−2 H(Fe(CN)6)−2 + H2O « H3O+ + Fe(CN)6−3 H4(Fe(CN)6) + H2O « H3O+ + H3(Fe(CN)6)−1 grande grande grande grande negativo negativo negativo negativo Hexacianoférrico II H3(Fe(CN)6)−1 + H2O « H3O+ + H2(Fe(CN)6)−2 H2(Fe(CN)6)−2 + H2O « H3O+ + H(Fe(CN)6)−3 grande negativo H(Fe(CN)6)−3 + H2O « H3O+ + Fe(CN)6−4 1 x 10−3 5.6 x 10−5 3.0000 4.2518 Hierro III (Ion) Fe+3 + 2 H2O « H3O+ + FeOH+2 4.0 x 10−3 2.3979 Hierro II (Ion) Fe2+ + 2 H2O « H3O+ + FeOH+ 1.2 x 10−6 5.9208 Hipocloroso HClO + H2O « H3O+ + ClO− 3.2 x 10−8 7.4948 Láctico HC3H5O3 + H2O « H3O+ + C3H5O3 8.4 x 10−4 3.0757 Magnesio (Ion) Mg+2 + 2 H2O´« H3O+ + MgOH+ 2.0 x 10−12 11.6990 Mercurio II (Ion) Hg+2 + 2 H2O « H3O+ + HgOH+ 2.0 x 10−3 2.6990 Nítrico HNO3 + H2O « H3O+ + NO3− grande negativo Nitroso HNO2 + H2O « H3O+ + NO2− 4.5 x 10−4 3.3468 Oxálico H2C2O4 + H2O « H3O+ + HC2O4− HC2O4− + H2O « H3O+ + C2O4−2 3.8 x 10−5 5.0 x 10−5 1.4202 4.3010 Perclórco HClO4 + H2O « H3O+ + ClO4− grande negativo Permangánico HMnO4 + H2O « H3O+ + MnO4− grande negativo Peróxido de Hidrógeno H2O2 + H2O « H3O+ + HO2− 2.4 x 10−12 11.6198 Picrico HC6H2N3O7 + H2O « H3O+ + C6H2N3O7 4.2 x 10−1 0.3767 Plomo II (OH) Pb(OH)2 + H2O « H3O+ + HPbO2− 4.6 x 10−16 15.3372 Propiónico (propanoico) HC3H5O2 + H2O « H3O+ + C3H5O2− 1.4 x 10−5 4.8539 Salicílico HC7H5O3 + H2O « H3O+ + C7H5O3− 1.0 x 10−3 3.0000 Salicílico (meta) H2SiO3 + H2O « H3O+ + HSiO3− HSiO3− + H2O « H3O+ + SiO3−2 3.2 x 10−10 6.3 x 10−12 9.4948 11.2007 Sulfámico HNH2SO3 + H2O « H3O+ + NH2SO3− 1.0 x 10−1 1.0000 Sufhídrico H2S + H2O « H3O+ + HS− HS− + H2O « H3O+ + S−2 1.0 x 10−7 1.3 x 10−13 7.0000 12.8861 Sulfúrico H2SO4 + H2O « H3O+ + HSO4− HSO4− + H2O « H3O+ + SO4−2 grande 5.26 x 10−2 negativo 1.8996 Sulfuroso H2SO3 + H2O « H3O+ + HSO3− HSO3− + H2O « H3O+ + SO3−2 1.25 x 10−2 5.6 x 10−8 1.9631 7.2518 Tartárico H2C4H4O6 + H2O « H3O+ + HC4H4O6− HC4H4O6− + H2O « H3O+ + C4H4O6−2 1.0 x 10−3 4.3 x 10−5 3.0000 4.3665 Tiocianico HNCS + H2O « H3O+ + NCS− grande negativo Tiosulfúrico H2S2O3 + H2O « H3O+ + HS2O3− HS2O3− + H2O « H3O+ + S2O3−2 2.0 x 10−2 3.2 x 10−3 1.6990 2.4998 Tricloroacético HC2Cl3O2 + H2O « H3O+ + C2Cl3O2− 2.0 x 10−1 .6990 Yodhídrico HI + H2O « H3O+ + I− grande negativo Constantes de Disociación Básica a 25 °C y 1 atm Base Equación de Equilibrio Kb pKb Acetato (ion) C2H3O2− + H2O « HC2H3O2 + OH− 5.6 x 10−10 9.2518 Amoniaco NH3 + H2O « NH4+ + OH− 1.0 x 10−5 4.7447 Anilina C6H5NH2 + H2O « C6H5NH3+ + OH− 3.8 x 10−10 9.4202 o−arseniato (Ion) AsO4−3 + H2O « HAsO4−2 + OH− HAsO4−2 + H2O « H2AsO4− + OH− H2AsO4− + H2O « H3AsO4 + OH− 3.3 x 10−2 1.8 x 10−7 4.0 x 10−11 1.4815 6.7447 10.397 m−arseniato (Ion) AsO2− + H2O « HAsO2 + OH− 1.6 x 10−5 4.7959 Borato (Ion) H2BO3− + H2O « H3BO3 + OH− 1.6 x 10−5 4.7959 Tetraborato (Ion) B4O7−2 + 5 H2O « 2 H2BO3− + 2 H3BO3 1.0 x 10−3 3.0000 Bromuro Br− + H2O « HBr + OH− pequeño grande Carbonato (Ion) HCO3− + H2O « H2CO3 + OH− CO3−2 + H2O « HCO3− + OH− 2.4 x 10−8 2.1 x 10−4 7.6199 3.6778 Cianuro (Ion) CN− + H2O « HCN + OH− 2.5 x 10−3 4.6021 Cloruro (Ion) Cl− + H2O « HCl + OH− pequeño grande Cromato (Ion) CrO4−2 + H2O « HCrO4− + OH− 3.0 x 10−8 7−5229 Dimetilamina (CH3)2NH + H2O « (CH3)2NH2+ + OH− 5.1 x 10−4 3.2924 Etanolamina HO(CH2)2NH2 + H2O « HO(CH2)2NH3+ + OH− 3.2 x 10−5 4.4948 Etilamina C2H5NH2 + H2O « C2H5NH3+ + OH− 5.6 x 10−4 3.2518 Etilendiamina NH2(CH2)2NH2 + H2O « NH2(CH2)2NH3+ + OH− 8.5 x 10−5 4.0706 floruro (Ion) F− + H2O « HF + OH− 1.5 x 10−11 10.8239 o−fosfato (ion) PO4−3 + H2O « HPO4−2 + OH− HPO4−2 + H2O « H2PO4− + OH− H2PO4− + H2O « H3PO4 + OH− 1.0 x 10−2 1.6 x 10−7 1.3 x 10−12 2.0000 6.7959 11.8861 glicina +NH3CH2CO2− + H2O « +NH3CH2COOH + OH− 2.2 x 10−12 11.6576 Hexacianoferrato III (Fe(CN)6)−3 + H2O « H(Fe(CN)6)−2 + OH− pequeño grande Hexacianoferrato II (Fe(CN)6)−4 + H2O « H(Fe(CN)6)−3 + OH− 1.8 x 10−10 9.7447 H(Fe(CN)6)−3 + H2O « H2(Fe(CN)6)−2 + OH− 1.0 x 10−11 11.0000 Hidrazina H2NNH2 + H2O « H2NNH3+ + OH− 1.3 x 10−6 5.8861 Hidroxilamina HONH2 + H2O « HONH3+ + OH− 9.1 x 10−9 8.0410 Metilamina CH3NH2 + H2O « CH3NH3+ + OH− 4.4 x 10−4 3.3565 Nitrato (Ion) NO3− + H2O « HNO3 + OH− pequeño grande Nitrito (Ion) NO2− + H2O « HNO2− + OH− 2.2 x 10−11 10.6576 Oxalato (Ion) C2O4−2 + H2O « HC2O4−1 + OH− 2.0 x 10−10 9.6990 Permanganato (Ion) MnO4− + H2O « HMnO4 + OH− pequeño grande Piridina C5H5N + H2O « C5H5NH+ + OH− 2.0 x 10−9 8.6990 m−silicato (Ion) SiO3−2 + H2O « HSiO3− + OH− HSiO3− + H2O « H2SiO3 + OH− 1.6 x 10−3 3.1 x 10−5 2.7959 4.5086 Sulfato (Ion) SO4−2 + H2O « HSO4− + OH− 8.0 x 10−13 12.0969 Sulfito (Ion) SO3−2+ H2O « HSO3− + OH− HSO3− + H2O « H2SO3 + OH− 1.8 x 10−7 8.0 x 10−13 6.7447 12.0969 Sulfuro S−2 + H2O « HS− + OH− HS− + H2O « H2S + OH− 7.7 x 10−2 1.0 x 10−7 1.1135 7.0000 Tiocianato (Ion) NCS− + H2O « HNCS + OH− pequeño grande Tiosulfato (Ion) S2O3−2 + H2O « HS2O3− + OH− 3.1 x 10−12 11.5086 Trietanolamina (HOC2H2)3N + H2O « (HOC2H2)3NH+ + OH− 5.9 x 10−7 6.2291 Trietilamina (C2H5)3N + H2O « (C2H5)3NH+ + OH− 5.3 x 10−4 3.2757 Trimetilamina (CH3)3N + H2O « (CH3)3NH+ + OH− 5.3 x 10−5 4.2757 Yoduro (ion) I− + H2O « HI + OH− pequeño grande Constantes de Disociación a 25 °C y 1 atm Especie Ecuación de Equilibrio K pK AlF6−3 AlF6−3 = Al+3 + 6 F−1 1.5 x 10−20 19.8224 Al(OH)+2 Al(OH)+2 = Al+3 + OH− 7.9 x 10−10 9.1024 Al(C2O4)−3 Al(C2O4)−3 = Al+3 + 3 C2O4−2 5.0 x 10−17 16.3010 BiOH+2 BiOH+2 = Bi +3 + OH− 4.0 x 10−13 12.3979 Cd(NH3)4+2 Cd(NH3)4+2 = Cd+2 + 4 NH3+ 2.5 x 10−7 6.6021 CdCl3− CdCl3− = Cd+2 + 3 Cl− 4.0 x 10−3 2.3979 Cd(CN)4−2 Cd(CN)4−2 = Cd+2 + 4 CN− 1.4 x 10−19 18.8539 Cd(C2O4)2−2 Cd(C2O4)2−2 = Cd+2 + 2 C2O4−2 2.0 x 10−6 5.6990 Co(NH3)6+2 Co(NH3)6+2 = Co+2 + 6 NH3+ 1.2 x 10−5 4.9208 Co(OH)+ Co(OH)+ = Co+2 + OH− 2.5 x 10−5 4.6020 Co(C2O4)2−2 Co(C2O4)2−2 = Co+2 + 2 C2O4−2 2.0 x 10−7 6.6990 Co(NH3)6+3 Co(NH3)6+3 = Co+2 + 6 NH3+ 2.2 x 10−34 33.6576 Co(NH3)5(H2O) +3 Co(NH3)5(H2O) +3 = Co+2 + 5 NH3+ + H2O 1.6 x 10−35 34.7959 Co(NH3)5Cl+2 Co(NH3)5Cl+2 = Co+2 + 5 NH3+ + Cl− 1.0 x 10−38 38.0000 Cu(NH3)+ Cu(NH3)+ = Cu+ + NH3+ 7.0 x 10−7 6.1549 Cu(NH3)2+ Cu(NH3)2+ = Cu+ + 2 NH3+ 1.4 x 10−11 10.8539 Cu(CN)2− Cu(CN)2− = Cu+ + 2 CN− 1.0 x 10−16 16.0000 Cu(CN)3−2 Cu(CN)3−2 = Cu+ + 3 CN− 5.0 x 10−28 27.3010 Cu(CN)4−3 Cu(CN)4−3 = Cu+ + 4 CN− 2.0 x 10−27 26.6990 Cu(NH3)4+2 Cu(NH3)4+2 = Cu+2 + 4 NH3+ 4.7 x 10−15 14.3279 Cu(OH)+ Cu(OH)+ = Cu+2 + OH− 1.0 x 10−6 6.0000 Cu(C2O4)2−2 Cu(C2O4)2−2 = Cu+ + 2 C2O4−2 4.8 x 10−11 10.3188 Fe(CN)6−4 Fe(CN)6−4 = Fe+2 + 6 CN− 1.0 x 10−37 37.6000 Fe(OH)− Fe(OH)− = Fe+2 + OH− 2.0 x 10−6 5.6990 FeBr+2 FeBr+2 = Fe+2 + Br− 2.5 x 10−1 0.6020 FeCl+2 FeCl+2 = Fe+3 + Cl− 5.0 x 10−2 1.3010 Fe(CN)6−3 Fe(CN)6−3 = Fe+3 + 6 CN− 1.0 x 10−42 42.0000 FeF5−2 FeF5−2 = Fe+3 + 5 F− 5.0 x 10−16 15.3010 Fe(OH)+2 Fe(OH)+2 = Fe+3 + OH− 2.5 x 10−12 11.6020 Fe(C2O4)3−3 Fe(C2O4)3−3 = Fe+3 + 3 C2O4−2 6.0 x 10−21 20.2218 Fe(SCN)+2 Fe(SCN)+2 = Fe+3 + SCN− 9.4 x 10−4 3.0269 Fe(SCN)3 Fe(SCN)3 = Fe+3 + 3 SCN− 2.6 x 10−6 5.5850 Fe(SCN)6−3 Fe(SCN)6−3 = Fe+3 + 6 SCN− 8.0 x 10−10 9.0969 Pb(C2H3O2)4−2 Pb(C2H3O2)4−2 = Pb+2 + 4 C2H3O2− 8.0 x 10−3 2.0969 PbCl+ PbCl+ = Pb+2 + Cl− 7.8 x 10−1 0.1079 PbCl3− PbCl3− = Pb+2 + 3 Cl− 4.2 x 10−2 1.3767 Pb(CN)4−2 Pb(CN)4−2 = Pb+2 + 4 CN− 5.0 x 10−11 10.3010 PbOH+ PbOH+ = Pb+2 + OH− 1.6 x 10−8 7.7959 PbI3− PbI3− = Pb+2 + 3 I− 3.6 x 10−6 5.4437 Mg(OH)+ Mg(OH)+ = Mg+2 + OH− 5.0 x 10−3 2.3010 Mn(OH)+ Mn(OH)+ = Mn+2 + OH− 1.3 x 10−4 3.8861 Hg(OH)+ Hg(OH)+ = Hg+2 + OH− 1.0 x 10−9 9.0000 Hg(NH3)4+2 Hg(NH3)4+2 = Hg+2 + 4 NH3+ 5.2 x 10−20 19.2840 HgBr4−2 HgBr4−2 = Hg+2 + 4 Br− 2.3 x 10−22 21.6383 HgCl4−2 HgCl4−2 = Hg+2 + 4 Cl− 8.3 x 10−16 15.0809 HgCl3− HgCl3− = Hg+2 + 3 Cl− 8.3 x 10−15 14.0809 HgCl2− HgCl2− = Hg+2 + 2 Cl− 3.3 x 10−7 6.4815 HgCl+ HgCl+ = Hg+2 + Cl− 1.8 x 10−7 6.7447 Hg(CN)4−2 Hg(CN)4−2 = Hg+2 + 4 CN− 4.0 x 10−42 41.3979 Hg(OH)+ Hg(OH)+ = Hg+2 + OH− 5.0 x 10−11 10.3010 HgI4−2 HgI4−2 = Hg+2 + 4 I− 5.3 x 10−31 30.2757 HgS2−2 HgS2−2 = Hg+2 + 2 S−2 2.0 x 10−55 54.6990 Hg(SCN)4−2 Hg(SCN)4−2 = Hg+2 + 4 SCN− 5.0 x 10−20 19.3010 Ni(NH3)4+2 Ni(NH3)4+2 = Ni+2 + 4 NH3+ 5.0 x 10−8 7.3010 Ni(NH3)6+2 Ni(NH3)6+2 = Ni+2 + 6 NH3+ 1.8 x 10−9 8.7447 Ni(CN)4−2 Ni(CN)4−2 = Ni+2 + 4 CN− 1.0 x 10−22 22.0000 Ni(OH)+ Ni(OH)+ = Ni+2 + OH− 1.0 x 10−5 5.0000 Ag(NH3)2+ Ag(NH3)2+ = Ag(NH3)+ + NH3+ 1.3 x 10−4 3.8861 Ag(NH3)+ Ag(NH3)+ = Ag+ + NH3+ 4.8 x 10−4 3.3188 Ag(NH3)2+ Ag(NH3)2+ = Ag+ + 2 NH3+ 6.3 x 10−8 7.2007 AgCl2− AgCl2− = Ag+ + 2 Cl− 2.0 x 10−5 4.6990 Ag(CN)2− Ag(CN)2− = Ag+ + 2 CN− 1.8 x 10−19 18.7447 Ag(OH) Ag(OH) = Ag+ + OH− 5.0 x 10−3 2.3010 Ag(SO3)2−3 Ag(SO3)2−3 = Ag+ + 2 SO3−2 3.0 x 10−9 8.5229 Ag(S2O3)2−3 Ag(S2O3)2−3 = Ag+ + 2 S2O3−2 6.0 x 10−14 13.2218 Sn(OH)2 Sn(OH)2 = H3O+ + HSnO2− 1.3 x 10−12 11.8861 SnCl6−2 SnCl6−2 = Sn+4 + 6 Cl− 3.2 x 10−2 1.4949 SnF6−2 SnF6−2 = Sn+4 + 6 F− 1.0 x 10−18 18.0000 Zn(NH3)4+2 Zn(NH3)4+2 = Zn+2 + 4 NH3+ 3.4 x 10−10 9.4685 Zn(CN)4−2 Zn(CN)4−2 = Zn+2 + 4 CN− 1.0 x 10−18 18.0000 Zn(OH)+ Zn(OH)+ = Zn+2 + OH− 4.0 x 10−5 4.3979 Zn(Hg(SCN)4)5 Zn(Hg(SCN)4)5 = Zn+2 + 5 (Hg(SCN)4)−2 2.0 x 10−7 6.6990 APENDICE IV DATOS TERMODINÁMICOS CAPACIDADES CALORIFICAS Algunas capacidades caloríficas (como una función de la temperatura). H2 Cp = (6.95 − 2.00 x 10−4T + 4.81 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 2500 N2 Cp = (6.45 + 1.41 x 10−3T − 8.10 x 10−8 T2) cal mol°K−1 300 − 2500 O2 Cp = (6.10 + 3.25 x 10−3T − 1.02 x 10−6 T2) cal mol°K−1 300 − 2500 H2O Cp = (7.19 + 2.37 x 10−3T − 2.08 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 CO2 Cp = (6.40 + 10.2 x 10−3T − 35.6 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 CH4 Cp= (3.38 + 18.0 x 10−3T −43.0 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 CO Cp = (6.42 + 1.67 x 10−3T − 1.96 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 2500 C2H4 Cp = (2.83 + 28.6 x 10−3T − 1.96 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 C2H6 Cp = (2.25 + 38.2 x 10−3T − 110.5 x 10−7T2) cal mol°K−1 300 − 1000 NH3 Cp = (6.19 + 7.89 x 10−3T − 7.28 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1000 HCl Cp = (6.70 + 0.84 x 10−3T + 3.70 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 H2S Cp = (6.96 + 3.68 x 10−3T + 7.40 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1800 Cl2 Cp = (7.57 + 2.42 x 10−3T − 9.65 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 NO Cp = (8.05 + 0.23 x 10−3T − 1.56 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 2500 C6H6 Cp= (−0.41 + 77.6 x 10−3T − 264.3 x 10−7 T2) cal mol°K−1 300 − 1500 DATOS TERMODINAMICOS Entalpías y energías libres en Kcal mol−1 a 25 ºC Entripías en ue a 25 ºC Capacidad calorífica molar en cal mol−1- ºK−1 1 cal = 4.184 J Elementos sólidos Elemento DHºf DGºf Sº Gºp Li 0.00 0.00 6.73 5.65 Na 0.00 0.00 12.24 6.79 K 0.00 0.00 15.34 6.97 Be 0.00 0.00 2.28 4.26 Mg 0.00 0.00 7.81 5.71 Ca 0.00 0.00 9.95 6.28 Sr 0.00 0.00 13.00 6.30 B 0.00 0.00 1.40 2.86 Al 0.00 0.00 6.769 5.82 C (grafito) 0.00 0.00 1.36 2.07 C (diamante) 0.45 0.69 0.58 1.45 Si 0.00 0.00 4.50 4.75 Sn 0.00 0.00 12.3 6.30 Pb 0.00 0.00 15.49 6.41 P (blanco) 0.00 0.00 9.82 5.55 P (rojo) −4.20 −2.90 5.45 5.10 S (rumbico) 0.00 0.00 7.60 5.40 S (monoclínico) 0.00 0.02 7.78 5.65 I2 0.00 0.00 27.76 13.14 Ti 0.00 0.00 7.24 5.99 V 0.00 0.00 7.05 5.91 Cr 0.00 0.00 5.68 5.58 Mn 0.00 0.00 7.59 6.29 Fe 0.00 0.00 6.49 6.03 Co 0.00 0.00 7.18 6.11 Ni 0.00 0.00 7.20 6.21 Cu 0.00 0.00 7.96 5.85 Zn 0.00 0.00 9.95 5.99 Ge 0.00 0.00 7.43 5.99 As 0.00 0.00 8.44 5.88 Se 0.00 0.00 10.00 0.06 Mo 0.00 0.00 6.83 5.61 Ag 0.00 0.00 10.21 6.09 Cd 0.00 0.00 12.30 6.19 Sb 0.00 0.00 10.50 6.03 W 0.00 0.00 8.00 5.97 Pt 0.00 0.00 9.95 6.36 Au 0.00 0.00 11.40 6.03 Bi 0.00 0.00 13.60 6.10 Elementos Gaseosos Gases Monoatómicos Gas DHºf DGºf Sº Gºp H 0.00 48.58 27.39 4.97 He 0.00 0.00 30.12 4.97 Ne 0.00 0.00 34.95 4.97 Ar 0.00 0.00 36.98 4.97 Kr 0.00 0.00 39.19 4.97 Xe 0.00 0.00 40.53 4.97 F 18.88 14.72 37.92 5.44 Cl 29.08 25.26 39.46 5.22 Br 26.74 19.70 41.81 4.97 I 25.54 16.80 43.18 4.97 O 59.55 55.39 38.47 5.24 N 112.18 108.8 36.62 4.97 S 66.64 56.95 40.09 5.66 Hg 14.54 7.59 41.80 4.97 Gases Diatómicos Gas DHºf DGºf Sº Gºp H2 0.00 0.00 31.21 6.89 O2 0.00 0.00 49.00 7.02 F2 0.00 0.00 48.44 7.48 Cl2 0.00 0.00 53.29 8.10 Br2 7.39 0.75 58.65 8.62 I2 14.92 4.63 62.28 8.81 N2 0.00 0.00 45.77 6.96 P2 34.5 24.80 52.11 −−− S2 30.68 18.90 54.51 7.76 Hg2 26.00 16.30 68.82 8.94 Elementos Líquidos Elemento DHºf DGºf Sº Gºp Br2 0.00 0.00 36.38 18.09 Hg 0.00 0.00 18.50 6.65 Ga 1.33 −−− −−− 6.14 Compuestos Gaseosos Compuesto DHºf DGºf Sº Gºp HF −64.20 −64.70 41.47 6.95 HCl −22.06 −22.77 44.62 6.96 HBr −8.66 −12.72 47.44 6.96 HI 6.20 0.41 49.30 6.96 H2O −57.80 −54.64 45.11 8.03 D2O −59.56 −56.06 47.37 8.19 H2S −4.82 −7.89 49.15 8.12 CH4 −17.89 −12.14 44.50 8.54 C2H6 −20.24 −7.86 54.85 12.59 C2H4 12.50 16.28 52.45 10.41 C2H2 54.19 50.00 48.00 10.50 CO −26.42 −32.81 47.30 6.97 CO2 −94.05 −94.26 51.06 8.87 NH3 −11.04 −3.97 46.01 8.52 O3 34.00 39.06 56.80 9.12 SO2 −70.76 −71.79 59.40 9.51 SO3 −94.45 −88.52 61.24 12.11 ICl 4.20 −1.32 59.12 8.46 NO −21.60 −20.72 50.32 7.14 NO2 7.93 12.26 57.35 8.89 N2o 19.49 24.76 52.58 9.25 SiH4 8.20 13.60 44.88 10.24 SiCl4 −157.03 −147.00 99.80 21.27 PCl3 −68.6 −64.00 74.49 17.17 HCOOH −90.48 −80.24 60.00 23.60 HCHO −27.70 −26.20 52.26 8.45 C2N2 73.60 70.81 57.86 13.60 HCN 31.20 28.70 48.23 8.58 UF6 −50.5 −48.50 90.76 −−− CH3Cl −19.60 −14.00 55.97 −−− C2H5Cl −25.10 −19.20 49.84 −−− Compuestos Líquidos Compuesto DHºf DGºf Sº Gºp H2O −68.32 −56.69 16.72 18.00 H2O2 −44.88 −28.78 26.2 21.30 CH3COOH −116.40 −93.80 38.2 29.50 C2H5OC2H5 −66.82 −−− −−− −−− C2H5OH −66.36 −41.77 38.40 26.64 C6H6 11.72 29.76 48.50 31.98 CH3OH −57.04 −39.75 30.30 19.50 CS2 21.00 15.20 36.10 18.10 CHCl3 −32.14 −17.62 48.20 27.20 CCl4 −33.34 −16.43 51.25 31.49 H2SO4 −194.55 −164.94 37.50 33.20 HNO3 −41.60 −19.31 37.19 26.26 N2H4 12.10 35.67 28.97 23.63 H3PO4 −305.70 −267.50 26.41 25.35 Compuestos Sólidos Compuesto DHºf DGºf Sº Cºp H2C2O4 −197.70 −166.80 28.70 26.00 NH4Cl − 75.38 − 48.73 22.60 20.10 NH4NO3 − 87.37 − 43.98 36.11 33.30 (NH4)2 SO4 −282.23 −215.56 52.65 44.81 As4O6 −314.04 −275.46 51.20 45.72 As2S3 − 40.40 − 40.30 39.10 27.80 Sb4O6 −338.70 −299.50 58.80 48.46 Sb2S3 − 41.80 − 41.50 43.50 28.65 BiCl3 − 90.61 − 75.30 42.30 25.00 Bi2O3 −137.90 −118.70 36.20 27.20 Bi2S3 − 34.20 − 33.60 47.90 29.20 SiO2 −217.72 −204.75 10.00 10.62 SiC − 15.50 − 15.00 3.97 6.42 SnO − 68.40 − 61.50 13.50 10.60 SnO2 −138.80 −124.20 12.50 12.57 SnS −24.00 −23.50 18.40 11.77 PbO − 51.94 −44.91 16.42 10.94 PbO2 − 66.30 − 51.95 16.40 15.45 Pb3O4 −171.70 −143.70 50.50 35.14 PbCl2 − 85.85 − 75.04 32.60 18.40 PbI2 − 41.85 − 41.53 41.79 18.40 PbS −24.00 −23.60 21.80 11.83 PbSO4 −219.50 −193.89 35.20 24.90 Pb(NO3)2 −107.35 − 60.30 50.90 −−−−− PbCO3 −167.30 −149.70 31.30 20.90 ZnO − 83.17 − 76.05 10.50 9.62 ZnS − 49.23 − 48.11 13.80 11.00 ZnCl2 − 99.40 − 88.26 26.60 17.10 Zn(NO3)2 −115.12 −−− −−− −−− ZnSO4 −234.90 −209.00 28.60 28.00 ZnCO3 −194.20 −174.80 19.70 19.16 CdCl3 −93.57 −82.21 27.55 17.85 CdSO4 −223.10 −196.65 29.40 23.80 CdS −38.70 −37.40 15.50 −−− HgO −21.68 −13.99 17.20 10.93 HgCl2 −53.60 −42.70 34.90 −−− Hg2Cl2 63.20 50.35 46.80 24.30 HgS −13.90 −12.9 19.7 11.57 Hg2SO4 −177.34 −149.12 47.98 31.54 CuCO3 −142.20 −123.80 210 −−− CuCl2 −52.60 −42.00 25.83 13.82 CuO −37.10 −31.00 10.19 10.11 Cu2O −40.30 −34.90 22.26 15.21 CuS −12.70 −12.80 15.90 11.43 CuSO4 .SH2O −544.45 −449.30 73.00 67.20 AgCl −30.36 −26.22 22.97 12.14 AgBr −23.99 −23.16 25.60 12.52 AgL −14.91 −15.85 27.30 13.01 Ag2SO4 −170.50 −147.17 47.80 31.40 AgNO3 −29.43 −7.69 33.68 22.24 AgCN 34.94 37.50 25.62 15.92 NlO −57.30 −50.60 9.08 10.59 NlS −19.60 −19.00 12.66 11.26 NlSO4 . 6H2O −641.21 −531.78 79.94 78.36 CoCl2 −74.70 −64.50 26.10 18.80 CoSO4 −212.30 −187.00 28.20 −−− CoS −19.30 −19.80 16.10 −−− Co(NO3)2 −100.90 −55.10 46.00 −−− FeCO3 −177.00 −159.35 22.20 19.63 Fe2CO3 −196.50 −177.10 21.50 25.00 Fe3O4 −267.90 −242.40 35.00 34.28 Fe(OH)2 −136.00 −116.30 21.00 −−− Fe(OH)3 −197.00 −166.00 25.50 −−− FeCl2 −81.69 −72.26 28.19 18.31 FeCl3 −95.48 −79.84 34.00 23.10 FeS2 −42.51 −39.94 12.70 14.80 FeSO4 −221.90 −196.20 25.70 24.04 MnCl2 −115.03 −105.29 28.26 17.43 MnO2 −124.20 −111.40 12.70 12.91 MnSO4 −254.60 −228.83 26.80 24.02 Cr2O3 −272.40 −252.90 19.40 28.38 CrCl3 −133.00 −116.20 29.40 21.94 B2O3 −302.00 −283.00 12.91 14.88 H3BO3 −260.20 −230.20 21.41 19.61 AlCl3 −168.30 −150.30 23.45 21.95 AlF3 −359.50 −340.60 15.88 17.95 AlN −76.00 −68.60 4.82 7.20 Al2O3 −400.50 −378.20 12.17 18.89 Al(OH)3 −304.90 −271.90 17.00 −−− Al2(SO4)3 −820.98 −738.99 57.20 62.00 BeO −146.00 −139.00 3.40 6.10 MgCl2 −153.40 −141.57 21.14 17.00 MgO −143.84 −136.13 6.40 8.94 Mg(OH)2 −221.00 −199.27 15.09 18.41 Mg(OH3)2 −188.70 −141.57 21.14 17.00 MgSO4 −305.50 −280.50 21.90 23.01 MgCO3 −266.00 −246.00 15−70 18.05 CaCl2 −190.00 −179.30 27.20 17.40 CaF2 −290.30 −277.70 16.46 8.18 Ca3N2 −103.20 −88.10 64.57 2.50 CaO 151.90 −144.40 9.50 10.23 Ca(OH)2 −235.80 −214.33 18.20 20.20 CaCO3 −288.45 −269.78 22.20 19.57 Ca3(PO4)2 −986.20 −929.70 57.60 −−− Ca3P2 −120.50 −−− −−− −−− CaSO4 −342.42 −315.56 25.50 23.80 CaSO4 . 2H2O −483.06 −429.19 46.36 44.50 CaS −115.30 −114.10 13.50 −−− Ca(NO3)2 −224.00 −177.34 46.20 35.69 BaCO3 −291.30 −272.20 26.80 20.33 BaCl2 . 2H2O −349.35 −309.80 48.50 37.10 BaF2 −286.90 −−− −−− −−− Ba(NO3)2 −237.06 −199.00 51.10 36.10 Ba3N2 −86.90 −−− −−− −−− BaO −133.40 −126.30 16.80 11.30 Ba(OH)2 −226.20 −−− −−−− −−− BaSO4 −345.30 −350.30 31.60 −−− SrCO3 −291.20 −271.90 23.20 19.50 SrCl2 −198.00 −186.70 28.00 18.90 SrF2 −171.10 −−− −−− −−− SrN2 −93.40 −76.50 −−− −−− SrO −141.10 −133.80 13.00 10.80 Li2CO3 −290.50 −270.70 21.60 21.30 LiCl −97.70 −91.90 13.90 12.00 LiF −146.30 −139.60 8.60 10.00 LiOH −116.40 −105.50 10.20 11.90 Li3N −47.20 −37.30 −−− −−− Li2O −142.40 −133.80 9.10 13.00 Li2SO4 −342.80 −316.00 29.00 −−− Na2O −99.40 −90.00 17.40 16.30 Na2O2 −123.00 −107.80 22.60 −−− NaOH −101.99 −90.10 15.30 14.30 NaCl −98.23 −91.74 17.30 11.88 NaBr −86.00 −82.9 20.00 12.50 Na2SO4 −330.90 −302.78 35.78 30.50 NaNO3 −111.54 −87.45 27.80 22.24 Na2CO3 −270.30 −250.40 32.50 26.41 NaHCO3 −226.50 −203.60 24.40 20.94 KOH −101.78 −89.50 −−− −−− KF −134.50 −127.40 15.90 11.70 KCl −104.18 −97.59 19.76 12.31 KClO3 −93.50 −69.29 34.17 23.96 KBr −93.73 −90.63 23.05 12.82 KI −78.31 −77.03 24.94 13.16 K2O −86.40 −77.00 23.50 −−− K2SO4 −342.66 −314.62 42.00 31.10 KNO3 −117.76 −93.96 31.77 23.01 K2CO3 −273.93 −255.50 28.50 −−− KMnO −194.40 −170.60 41.04 −−− Moléculas e Iones en Disolución Acuosa. Aniones DHºf DGºf Sº Cºp F− −79.50 −66.64 −3.30 −25.50 Cl− −39.95 −31.37 13.50 −32.60 Br− −29.05 −24.85 19.70 −33.90 I− −13.19 −12.33 26.60 −34.00 OH− −54.97 −37.59 2.57 −35.50 S2− 7.90 −20.50 −3.50 −−− HSO4− −212.08 −180.69 31.50 −20.00 SO4−2 −216.90 −177.34 4.10 4.00 H2SO3 −145.51 −128.56 55.50 −−− HSO3 −149.67 −126.15 33.40 −−− SO3−2 −149.20 −118.80 10.40 −−− HS− −4.20 −2.88 15.00 −−− NO2 −25.00 −8.90 33.50 −23.30 NO3− −49.56 −26.61 35.00 −20.70 PO4−3 −305.90 −244.00 −53.00 −−− HPO4−2 −309.37 −260.91 −8.00 −−− H2PO4− −310.38 −270.73 21.80 −−− H3PO4 −307.92 −273.10 37.80 −−− HCO3− −165.39 −140.26 21.80 −−− CO3−2 −161.84 −126.17 −13.60 −−− C2O4−2 −197.00 −161.30 12.30 −−− CH3COO− −116.84 −89.02 −−−−−−− −−− CN− 36.00 41.20 22.50 −−− Fe(CN)6−4 108.90 166.09 22.70 −−− MnO4 −129.40 −106.90 45.70 −−− CrO4−2 −210.60 −173.96 12.00 −−− Cr2O7−2 −356.20 −311.00 62.60 −−− Cationes DHºf DGºf Sº Cºp H+ 0.00 0.00 0.00 0.00 H3O+ −68.32 −56.69 16.72 18.00 NH4+ −31.74 −19.00 26.96 16.90 Pb+2 0.39 −5.83 2.50 −−−−−−− Zn+2 −36.78 −35.14 26.80 11.00 Hg2+ 40.90 39.30 −7.70 −−− Hg2+2 41.20 36.70 20.2 −−− Cu+ 17.13 11.95 9.70 −−− Cu+2 15.48 15.66 23.80 −−− Cu(NH3)4+2 −79.90 −61.20 −192.80 −−− Ag+ 25.23 −18.43 17.67 5.20 Be+2 −93.00 −85.20 −55.00 −−− Fe+2 −21.30 −18.85 −32.90 −−− Fe+3 −11.60 − 1.10 −75.50 −− Co+2 −13.90 −13.00 −27.00 −−− Ni2+ −12.90 −10.90 −30.80 −−− Mn+2 52.76 54.50 −17.60 12.00 Cr+2 34.30 −42.10 −−−− −−− Cr+3 1350.00 −51.50 −73.50 −−− Al+3 −127 −116.00 −76.90 −−− Mg+2 −110.41 −108.99 −28.20 −−− Ca+2 −129.77 −132.18 −13.20 −−− Sr+2 −130.38 −133.2. −9.40 −−− Ba+2 −128.67 −134.0. 3.00 −11.00 Li+ −66.55 −70.22 3.40 14.20 Na+ −57.28 −62.59 14.30 7.90 K+ −60.04 −67.46 24.50 2.30 APENDICE V FORMULARIO CÁLCULOS EN RELACIÓN AL ESTADO GASEOSO Para convertir de ºC a ºK ºK = temperatura absoluta ºK = ºC + 273.15 ºC = temperatura centígrada Para convertir de ºC a ºF ºF = temperatura Fahrenheid ºF = 32 F + 9/5 ºC ºC = temperatura centígrada Presión en el interior de un fluido P = Po + d g h P = presión en el interior de un fluido Po = presión en la superficie 1.01 x 105 Pa d = densidad en Kg/m3 g = gravedad 9.8 m/seg2 h = profundidad en m. Presión a diferentes alturas. P = Po 10 − a d P = presión a cualquier altitud en Pa. Po = presión a nivel del mar 1.01 x 105 Pa a = constante = 0.05 Km−1 d = altitud en Km Relación porcentual entre las presiones. P = P x 100 = Po10−ad x100=10−ad x100 Po Po Presión en el interior de un fluido a diferentes altitudes. P = Po 10 − a d + d g h Ley de Boyle PV = K P = presión P1V1 = P2V2 V = volumen 1 = referencia 2 = problema K = constante en cualquier unidad de presión y volumen. Ley de Charles V_ = K V1 V2 V = volumen T _____ = _____ T = temperatura absoluta T1 T2 K = constante expresada en cualquier unidad de volumen por ºK 1 = referencia 2 = problema Ley Combinada P1V1 P2V2 P = presión ______ = ________ V = volumen T1 T2 T = temperatura 1 = referencia 2 = problema Ley de Gay−Lussac (Ley de Amonton) P P1 P2 P = presión ___ = K _____ = _____ T = temperatura absoluta T T1 T2 K = constante expresada en cualquier unidad de presión por volumen 1 = referencia 2 = problema Ley General del Estado Gaseoso P V = n R T P = presión V = volumen n = moles R = constante universal del estado gaseoso T = temperatura absoluta Valores de la constante universal del estado gaseoso. R = 0.08205 atm l / ºk mol joule = Kg m2 / seg2 R = 8.314 x 107 ergios / ºK mol R = 8.314 x 10−7 K−1 mol−1 (dinas/cm2, cm2) N = Kg m / seg2 R = 8.314 joules / ºK mol R = 82.05 atm cm3 / ºK mol Pa = N / m2 R = 62.360 mmHg cm3 / ºK mol R = 1.987 cal / ºK mol Pa = (Kg m / seg2) / m2 R = 8.314 N m / ºK mol Peso molecular de un gas w R T M = peso molecular en g/mol M = __________ w = masa en g P V R = constante universal del estado gaseoso T = temperatura absoluta P = presión V = volumen Densidad de un gas P M P = presión d = __________ M = peso molecular R T R = constante universal T = temperatura absoluta d = densidad del gas Moles de un gas w w = masa en g n = ______ n = moles M M = peso molecular en g/mol Ley de Dalton (Presiones Parciales) Pt = Pa + Pb + Pc + ...... + Pn Pt = presión total Pa = presión parcial del gas “a” Pa V = na R T V = volumen na = moles del gas “a” Pa = Xa Pt R = constante universal T = temperatura absoluta Xa = fracción mol del gas “a” Fracción mol na na na = moles del gas “a” Xa = _________------____ = _______ nb = moles del gas “b” na + nb nt nt = moles totales Xa = fracción mol del gas “a” Xa + Xb + Xc + ..... + Xn = 1 Ley de Amagat (Volúmenes Parciales) Vt = Va + Vb + Vc + ... + Vn Vt = volumen total Va = volumen parcial del gas “a” P Va = na R T P = presión na = moles del gas “a” Va = Xa Vt R = constante universal T = temperatura absoluta Xa = fracción mol Energía Cinética de Translación Ec = 3/2 n R T Ec = energía cinética en ergios n = moles R = cte. universal 1.99 cal/ºKmol T = temperatura absoluta 1 cal = 4.186 x 107 ergios. Velocidad promedio C = \ 3 R T / M C = velocidad de las moléculas (promedio) cm/seg 3 P R = constante universal en ergios U = ________ M = peso molecular g/mol d U = raíz de la velocidad cuadrática media en cm/seg T = temperatura absoluta P = presión d = densidad en g/cm3 Ley de Difusión de Graham m1 M2 d2 T2 M = peso molecular en g/mol ___ = ______ = ______ = ______ T = tiempo de escape en seg m2 M1 d1 T1 d = densidad en g/cm3 m = velocidad en cm/seg 1 = referencia 2 = problema Ley de Henry S = K a P S = solubilidad K = constante S1 P1 a = coeficiente de absorción ______ = ______ P = presión S2 P2 S1 = solubilidad de referencia S2 = solubilidad problema P1 = Presión a nivel del mar P2 = Presión parcial del gas problema Factor de compresibilidad (Z) P V Z = factor de compresibilidad Z = ______________ n = moles n R T R = constante universal T = temperatura absoluta P = presión V = volumen Ecuación de Estado de Van der Waals n 2 a P = presión en atmósferas P + ________ (V − nb) = n R T n = moles V2 V = volumen en litros R = 0.08205 atm l / ºK mol T = temperatura absoluta a = cte. en l2 atm / mol2 b = cte. en l / mol Viscosidad de los gases h = 1/3 n w C l h = viscosidad en g/cm3 seg n = moles promedio por cm3 w = masa de una molécula en g I = recorrido libre promedio en cm C = velocidad promedio en cm/seg CÁLCULOS EN RELACIÓN AL ESTADO LIQUIDO Concentración de Soluciones w2 % = concentración expresada en % = -_____________________ x 100 porcentaje g de solución w1 = masa del solvente w2 = masa de soluto g de solución = w1 + w2 Molaridad n2 M = molaridad M = ______________________ n2 = moles de soluto litros de solución mM = milimolar mn2 = milimoles de soluto mn2 mM = ______________________ dm3 de solución Fracción Mol n1 n = moles X1 = _-___________ X = fracción mol n1 + n2 1 = solvente 2 = soluto n2 X2 = _-___________ n1 + n2 X1 + X2 = 1 Normalidad número de equivalentes N = normalidad N = __________________________________ litros de solución peso molecular del soluto # de eq. = ----------- ___________________________________ grupos sustituibles Molalidad n2 m = molalidad m = _____________________________ n2 = moles de soluto 1000 g de solvente mn2 = milimoles de soluto mm = milimolal mn2 mm = ____________________________ 1000 g de solvente Densidad masa d = densidad en g/ml d = ______________ volumen Dilución V1 C1 = V2 C2 V = volumen C = concentración 1 = referencia (concentracion inicial) 2 = problema (concentración final) Ecuación de Poiseville p P r4 t h = viscosidad en poises h = _____________ P = presión en dinas/cm2 8 L V r = radio del capilar en cm t = tiempo de flujo en seg L = longitud del capilar en cm V = volumen del líquido en cm3 Viscosidad relativa (obtenida por el tiempo de flujo a través de un capilar. h1 d1 T1 h = viscosidad ___ = ___________ T = tiempo de flujo h2 d2 T2 d = densidad en g/cm3 1 = problema 2 = referencia Viscosidad absoluta d1 T1 h = viscosidad h1 = ___________ h2 T = tiempo de flujo d2 T2 d = densidad en g/cm3 1 = problema 2 = referencia Ley de Stokes h = viscosidad 2 r2 (d − dm) g r = radio en cm h = _______________________ d = densidad g/cm3 9 v dm = densidad del medio g/cm3 g = gravedad 980 cm/seg2 v = velocidad de la esfera cm/seg Cuando se tiene un liquido de referencia (Ley de Stokes) h1 (d1 − dm1 ) T1 h = viscosidad ____ = ___________________ d = densidad g/cm3 h2 (d2 − dm2) T2 dm = densidad del medio g/cm3 T = tiempo de flujo 1 = problema 2 = referencia Tensión Superficial h g r d g = tensión superficial dinas/cm g = ____________ h = altura en cm 2 r = radio del capilar en cm g = gravedad 980 cm/seg2 d = densidad g/cm3 Tensión superficial cuando se tiene un líquido de referencia. g1 h1 d1 g = tensión superficial dinas/cm _____ = _____________ h = altura en cm g2 h2 d2 d = densidad g/cm3 1 = problema 2 = referencia Variación de la presión de vapor con la temperatura (Gibbs−Helmnoltz, Clausius−Clapeyron). P2 DHºV (T2 − T1) P = presión de vapor Log ______ = --________ ________________ DHºV = entalpía de vaporización en cal/mol P1 2.3 R T2 T1 T = temperatura absoluta R = constante universal cal/ mol ºK Ley de Rault P = Pº X1 P = presión se vapor de la solución Po = presión de vapor del solvente puro n1 X = fracción mol X1 = ______ n = moles nt w = masa en g M = peso molecular en g/mol X1 + X2 = 1 DP = cambio en la presión de vapor 1 = solvente DP = Pº X2 2 = soluto n2 X2 = ________ nt DP = Pº − P Pº w2 M1 DP = ______________ w1 M2 DP w1 M2 w2 = ________________ Pº M1 Molalidad de una solución moles de soluto m = molalidad m = __________________________ n = moles Kg de solvente w = masa g M = peso molecular g/mol w2 1 = solvente n = ______ 2 = soluto M2 sustituyendo: w2 1000 m = ______________ w1 M2 Elevación del punto de ebullición DTb = Tb − Tbº Tb = Temperatura de ebullición de la solución Tbº = Temperatura de ebullición del solvente puro DTb = Kb m DTb = cambio en la temperatura de ebullición Kb = constante ebulloscópica del solvente sustituyendo la molalidad: m = molalidad w = masa en g Kb 1000 w2 M = peso molecular g/mol DTb = ____________________ 1 = solvente w1 M2 2 = soluto DTb w1 M2 w2 = ___________________ Kb 1000 Kb 1000 w2 M2 = ____________________ DTb w1 Kb 1000 w2 w1 = _____________________ DTb M2 APENDICE V FORMULARIO CÁLCULOS EN RELACIÓN AL ESTADO GASEOSO continuación Disminución del punto de congelación DTf = Tfº − Tf Tf = Temperatura de congelación de la solución Tfº = Temperatura de congelación del solvente puro DTf = Kf m DTf = cambio en la temperatura de congelación Kf = constante crioscópica del solvente sustituyendo la molalidad: m = molalidad w = masa en g Kf 1000 w2 M = peso molecular g/mol DTf = ____________________ 1 = solvente w1 M2 2 = soluto DTf w1 M2 Tf = Temp. de congelación de la sol. w2 = ___________________ Kf 1000 Tfº = Temp. de congelación del solvente puro DTf = cambio en la temperatura de congelación Kf = constante crioscópica del solvente Kf 1000 w2 m = molalidad M2 = ____________________ w = masa en g DTf w1 M = peso molecular g/mol 1 = solvente Kf 1000 w2 2 = soluto w1 = _____________________ DTf M2 Presión Osmótica p V = n2 R T V = volumen p = presión osmótica n2 = moles de soluto R = constante universal T = temperatura absoluta las unidades de volumen y de presión osmótica dependen de como se exprese el valor de R. C R T p = ____________ C = concentración en g/m3 M2 p = presión osmótica en Pa C R T R = 8.314 N m / ºK mol T = temperatura absoluta M2 = -----___________ M2 = peso molecular del soluto p Relación entre el punto de congelación y la presión osmótica 1000 DTf R T R = 8.314 N m / ºK mol p = __________________ p = presión osmótica en Pa Kf DTf = cambio en la temperatura de congelación T = temperatura absoluta p Kf Kf = constante crioscópica del Tf = __________________ solvente. 1000 R T Presión osmótica utilizando la Molaridad y la molalidad. p = m R T m = molalidad M = molaridad p = M R T R = 0.08205 atm l / ºK mol T = temperatura absoluta Propiedades coligativas para soluciones de electrolitos. Factor de Van’t Hoff DTb = i Kb m i = factor de Van’t Hoff Kf = constante crioscópica del solvente DTf = i Kf m DTf = cambio en la temperatura de congelación DP = i Pº X2 DTb = cambio en la temperatura de ebullición i C R T DP = cambio en la presión de vapor p = __________ Kb = constante ebulloscópica del M2 solvente m = molalidad Pº = presión de vapor del solvente puro X2 = fracción mol del soluto C = concentración en g/m3 R = constante universal T = temperatura absoluta M2 = peso molecular del soluto Teoría de Arrhenius i = 1 + a (v − 1) v = número de iones producidos por una molécula i − 1 i = factor de Van’t Hoff a = ____________ a = grado de disociación v − 1 Fuerza Iónica. m = molalidad m = ½ S Ci Zi 2 m = fuerza iónica C = concentración m = ½ S mi Zi 2 Z = valencia del ion Actividad a = ¡ c a = actividad ¡ = coeficiente de actividad a c = concentración ¡ = ____ z = valencia del ion c m = fuerza iónica Log = −0.509 Z2 \/ m CÁLCULOS RELACIONADOS CON EL pH Producto iónico del agua Kw = [H+] [OH−] [OH−] = concentración de oxidrílos despejes: [H+] = concentración de hidronios Kw = producto iónico del agua Kw Kw = 1 x 10−14 pKw = 14 [OH−] = ______ [H+] Kw [H+] = ________ [OH−] pKw = − Log Kw pH de un Ácido Fuerte pH = − Log [H+] Log = logaritmo en base 10 antilog = antilogaritmo 10x pH = Log 1 / [H+] [H+] = concentración de hidronios (para ácidos fuertes es igual [H+] = antilog − pH a la concentración de la solución [H+] = 1 / antilog pH pOH de una Base Fuerte pOH = − Log [OH−] Log = logaritmo en base 10 antilog = antilogaritmo 10x pOH = Log 1 / [OH−] [OH−] = concentración de oxidrílo (para bases fuertes es igual despejes: a la concentración de la solución [OH−] = antilog − pOH [OH−] = 1 / antilog pOH Relación entre pH y pOH pKw = pH + pOH pKw = 14 14 = pH + pOH despejes: pH = 14 − pOH pOH = 14 − pH Constante de disociación ácida pKa = − Log Ka Ka = cte. de disociación ácida pKa = cte. de disociación ácida Ka = antilog − pKa expresada en términos de pH Log = logaritmo en base 10 antilog = antilogaritmo 10x Constante de disociación básica. pKb = − Log Kb Kb = cte. de disociación básica pKb = cte. de disociación básica Kb = antilog − pKb expresada en términos de pH Log = logaritmo en base 10 antilog = antilogaritmo 10x Relación entre Ka, Kb y Kw Kw = Ka Kb Kw = producto iónico del agua Ka = cte. de disociación ácida Kw Kb = cte. de disociación básica Ka = _______ Kw = 1 x 10−14 Kb Kw Kb = ________ Ka expresado en términos de pH: pKw = pKa + pKb pKa = cte. de disociación ácida expresada en términos de pH 14 = pKa + pKb pKb = cte. de disociación básica expresada en términos de pH despejes: pKw = 14 pKa = 14 − pKb pKb = 14 − pKa pH de un Ácido Débil pH = ½ pKa − ½ Log c c = concentración de la solución pKa = − Log Ka Cálculo de la [H+] de un ácido débil [H+] = Ö Ka c Ka = cte. de disociación ácida c = concentración de la solución despejes: [H+] 2 c = _______ Ka [H+] 2 Ka = _______ c pH = − Log Ö Ka c pH de una Base Débil pH = pKw − ½ pKb + ½ Log c c = concentración de la solución pKb = − Log Kb pKw = producto iónico del agua expresada en términos de pH pKw = 14 Cálculo de la [OH− ] de una base débil. [OH−] = Ö Kb c Kb = cte. de disociación básica c = concentración de la solución despejes: [OH−] 2 c = __________ Kb [OH−] 2 Kb = _________ c [H+] = de una base débil: Kw [H+] = __________ \/ Kb c Cálculo del pH mediante el grado de disociación: Ka a = ______ a = grado de disociación \ c a 2 c Ka = ________ 1 − a pH = Log a c Ecuación de Henderson−Hasselbach [sal] pH = pKa + Log __________ pKa = − Log Ka [ácido] pKb = − Log Kb [sal] pOH = pKb − Log __________ [ácido] [ácido] pOH = pKb + Log __________ [sal] CÁLCULOS DE TERMODINÁMICA Cambio de la Energía Interna DE = E2 − E1 DE = Cambio de la energía interna E1 = energía interna del estado inicial E2 = energía interna del estado final Primera Ley de la Termodinámica. DE = q − w DE = cambio en la energía interna q = calor adquirido por el sistema a presión constante. w = trabajo efectuado Entalpía H = E + P V H = entalpía E = energía interna P = presión V = volumen Cambio en la Entalpía DH = DE + P D V DH = cambio en la entalpía P = presión DV = cambio en el volumen DE = cambio en la energía interna Ley de Hess DH = S Hfº ( p ) − S Hfº ( r ) r = reactivos p = productos DH = cambio en la entalpía cal/mol Hfº = entalpía standard de formación en cal / mol a 298 ºK Enttalpía (para el estado gaseoso) DH = DE + Dn R T DH = cambio en la entalpía cal/mol DE = cambio en la energía interna DH = DE + D(PV) D(PV) = cambio en la presión y el volumen Dn = diferencia entre el número de moles de productos y reactivos gaseosos R = cte. universal T = temperatura absoluta Segunda Ley. Entropía DS = S2 − S1 DS = cambio en la entropía q rev = calor obtenido reversiblemente q rev por el sistema DS = ________ T = temperatura absoluta T Tercera Ley S0 = entropía a 0 ºK = 0 Expansión isotérmica (reversible e irreversible) cambio isobárico. V2 DS = cambio en la entropía DS = 2.303 n R Log ________ n = número de moles V1 R = 1.99 cal / ºK mol Cp = capacidad calorífica molar de T2 una sustancia a presión cte. en DS = 2.303 n Cp Log ________ cal / ºK mol T1 V = volumen T = temperatura absoluta Cambio a volumen constante. T2 Cv = capacidad calorífica molar de DS = 2.303 n Cv Log ________ una sustancia a volumen cte. T1 en cal / ºK mol. p = productos DSº = SSºp − SSºr r = reactivos Energía Libre Temperatura y presión constante (proceso reversible) DG = 0 Temperatura y presión constante (proceso irreversible) DGº = SGfº ( p ) − SGfº ( r ) DGº = cambio en la energía libre standard. Gfº = energía libre de formación en Kcal / mol Cálculo de la energía libre a partir de funciones de estado. DG = DH − T DS DG = cambio en la energía libre DH = cambio en la entalpía DS = cambio en la entropía T = temperatura absoluta Energía libre como criterio de espontaneidad para una celda galvánica DG = − E n F E = fuerza electromotriz de la celda n = número de cambios equivalentes F = constante de Faraday Relación entre Gº y Eº para una reacción de óxido−reducción DGº = − n F DEº n = número de electrones transferidos por molécula del reductor al oxidante. F = cte. de Faraday 96487 C/mol DEº = f.e.m. = diferencia entre potenciales de electrodo standard de los pares redox contribuyentes en V. Cambio en la energía libre normal en una reacción química DGº = DGº ( p ) + DGº ( r ) DG = cambio en la energía libre p = producto r = reactivo Relación entre el valor de Gº y el valor de la constante de equilibrio Keq en una reacción química reversible. DGº = − R T ln Keq R = 8.314 J / ºK mol T = temperatura absoluta (c) (d) Keq = cte. de equilibrio verdadera Keq = _____________ (a), (b), etc. = actividad de los (a) (b) componentes de la reacción en el equilibrio DGº’ (aplicado a reacciones relacionadas con iones H+ DGº’ = DGº + R T ln (H+) DGº’ = cambio en la energía libre de Gibbs bajo condiciones Si los H+ son producto standard pero el pH es distinto de 0. DGº’ = DGº − R T pH DGº = cambio en la energía libre bajo condiciones standard Si los H+ son reactivo R = 8.314 J / ºK mol T = 298 ºK DGº’ = DGº + R T pH Dependencia de DGº con respecto a la temperatura. DGº2 DGº1 DHº (T2 − T1) T = temperatura absoluta ______ = _________ − _____________________ 1 = referencia T2 T1 T2 T1 2 = problema BIBLIOGRAFÍA 1. AtKins, W. F. 1986. Fisicoquimica. Fondo Educativo Interamericano. México. 2. Brown, C. T. 1985. Química, “La Ciencia Central”. Prentice−Hall Hispanoamericana. México. 3. Benson, W. S. 1988. Cálculos Químicos. Limusa. México. 4. Bhagavan, N. V. (1974). Bioquímica. Ed. Interamericana, México 5. Bohinsky, R. C. (1978). Bioquímica. Ed. Fondo Educativo Interamericano, México. 6. Brescia − Arents − Meislinch − Turk. Fundamentos de Química. 2ª edición. CELSA, México. 7. Chang, R. 1986. Fisicoquímica con Aplicaciones a Sistemas Biológicos. CECSA. México. 8. Crockford, H. D. 1986. Fundamentos de Fisicoquímica. CECSA. México. 9. Dunhe, Ortegon, Domínguez. (1974) Química General y Orgánica. Ed. McGraw Hill, México. 10. González, V. F., et. al. (1975). Estequiometría. ANUIES, México 11. Garzon, G. G. 1987. Fundamentos de Química General. McGraw−Hill. México. 12. Holum, R. H. (1973). Principios de Fisicoquimica, Química Orgánica y Bioquímica, Ed. limusa. 13. Jiménez, V. J. (1979). Fisicoquímica Fisiológica. Ed. Interamericana, México. 14. Keenan, W. Charles y Wood H. J. Química General Universitaria. 2a edición . CELSA, México. 15. Lara, G. J. (1972). Química Inorgánica. ANUIES, Ed. UNIVERSITARIA. 2ª edición. CELSA, México. 16. Lara, G. j:, et al. 1976. Enlace Químico. ANUIES. México. 17. Metz, R. C. 1987. Fisicoquímica. McGraw−Hill. México. 18. Maron, H. S. y Prutton, F. C. 1977. Fundamentos de Fisicoquímica. Limusa. México. 19. Mortimer, E. C. 1983. Química. Grupo Editorial Iberoamericano. México. 20. Morris, J. G. 1980. Fisicoquímica para Biólogos. Revertee. España. 21. Rangel, L. R., et al. 1988. Problemas de Química Básica. Noriega Editores. México. 22. Rosenberg, L. J. 1982. Química General. McGraw−Hill. México. 23. Sancho, G. J. 1975. Periodicidad Química. ANUIES, México. 24. Sienko y Plane, (1974). Química. Ed Aguilar, México. 25. Slabaugh y Parsons. (1974). Química General. Ed. Limusa, México. 26. Stryer, L. (1985). Bioquímica. Ed. Reverte, España. 27. Summers, B. D. (1983). Manual de Química. Grupo Editorial Iberoamericana, México. 28. Tinoco, K. S. et. al. (1980). Fisicoquimica, Principios y Aplicaciones en las Ciencias Biológicas. Prentice / Hall. Internacional, Madrid. 29. Trejo, G. M. 1986. Elementos de los Enlaces Químicos. Editorial Cultural. México.