Problemario Química General 2004 A. Cruz - Biotecnologia.upibi.ipn ...

PROBLEMARIO DE QUIMICA GENERAL 2004
Preguntas
Instituto Politécnico Nacional
Unidad Profesional Interdisciplinaria de Biotecnología
Departamento de Qímica
Academia de Qímica General
Problemario de Química General
Por: Alejandro Cruz
Teoría atómica moderna
1.- Explique qué son los rayos catódicos de J. J. Thompson.
2.- ¿Como determinó Milikan la masa del electrón?.
3.- Explique cómo se llegó a la conclusión de que existen espacios entre los electrones y
el núcleo.
4.- Explique las conclusiones del modelo atómico de Niels Bohr.
5.- ¿Cómo representó Schrödinger su modelo atómico?.
6.- ¿En cuales tipos de radiaciones se divide el espectro electromagnético?, ordenelos de
mayor a menor energía
7.- ¿Cuales son las características de una onda de radiación electromagnética?.
8.- ¿Cómo se relaciona matematicamente la longitud de onda con la frecuencia?.
9.- ¿Cómo se relaciona la energía con la longitud de onda?.
10.-¿ Cómo se relaciona la energía con la frecuencia?.
11.- Defina qué es un cuanto de energía.
12.- Escriba la ecuación de de Broglie y explique su significado.
13.- Explique el significado de cada uno de los cuatro números cuánticos n, l, m y s.
14¿Cuáles son los valores permitidos para cada uno de los cuatro números cuánticos?
15.- Defina por medio de una tabla los valores de los números cuánticos cuando el valor
de n = 2 y n = 3.
16.-Un electrón en cierto átomo está en el nivel cuántico n = 2. Escriba una lista de los
posibles cuatro números cuánticos que puede tener.
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17.- ¿Cómo difiere la forma de un orbital s de la de un orbital p?
18.- ¿Cuántos subniveles de energía existen en el nivel 3 y en el nivel 4?
19.- ¿Cuántos electrones como máximo pueden colocarse en el nivel 3 de energía de un
átomo?
20.- ¿Cuántos electrones pueden acomodarse en cada uno de los siguientes subniveles?
s, p, d y f.
21.- Explique cuáles son las razones por las que se llenan de electrones primero los
orbitales 4s y después los 3d en la distribución electrónica de los átomos.
22.- ¿Cuáles son los orbitales ocupados por electrones en los siguientes átomos: O, S,
Se?
23.- Ordene las siguientes radiaciones electromagnéticas, empezando con la radiación de
longitud de onda mas larga: Rayos-X, ondas de radio, ultravioleta, Infrarrojo, Visible. Con
base en lo anterior ordenelas de menor a mayor energía.
Ejercicios
1.- Se tiene un haz de rayos ultravioletas, cuya frecuencia es de 3 X 10 16 seg -1 . Calcule la
energía (E) con la ecuación de Plank. R) E = 1.99 x 10 -7 joules (1.99 x 10 -10 ergios)
2.- Si la energía (E) de una radiación es de 5.2 X 10 -18 ergios, Calcule su frecuencia (ν) y
su longitud de onda (λ). R) ν = 7.84 x 10 22 seg -1 , λ = 3.82 x 10 -13 cm
3.- Calcule la longitud de onda (λ) de una radiación electromagnética que tiene la energía
(E) necesaria para romper un mol
de enlaces químicos, cuya energía es de 50 Kcal / mol. Suponga que el enlace
necesita un cuanto para romperse. R) λ = 5.72 x 10 -5 cm
4.- Calcule la energía total de un fotón incidente si su ν = 5.1 x 10 14 seg -1 y su energía
cinética es de 2.73 x 10 19 ergs. R ) Et = 2.73 x 10 12 joules.
5.- La distancia promedio entre marte y la tierra es aproximadamente 1.3 x 10 8 millas.
¿cuanto tiempo tomaría a las imágenes de TV ser transmitidas desde un vehículo
espacial en la superficie de marte, a la tierra? (una milla = 1.61 Km). R) t = 700 seg
6.- Una radiacíon electromagnética particular tiene una frecuencia de 8.11 X 10 14 Hz.
a) ¿Cuál es su longitud de onda en nanómetros?, b) en metros?. c) ¿a qué región del
espectro electromagnético la asignaría?. d) ¿Cuál es la energía (en Joules) de un
cuanto de esta radiación?. R)
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7.- Considere los siguientes niveles de energía de un átomo hipotético:
E1---------------------- -1.0 X 10 -19 J
E2---------------------- -5.0 X 10 -19 J
E3----------------------- -10 X 10 -19 J
E4----------------------- -15 X 10 -19 J
a) ¿Cuál es la longitud de onda del fotón que se necesita para exitar un electrón de E1
a E4?. b) ¿Cuál es el valor (en Joules ) del cuanto de energía de un fotón requerido
para exitar un electrón de E2 a E3?. c).- Cuando un electrón cae del nivel E3 al E1, se
dice que el átomo sufre una emisión. Calcule la longitud de onda del fotón emitido en
ese proceso. R) a) λ = 140 nm; b) E = 5.0 x 10 19 J; c) λ = 200 nm
8.- Calcule la longitud de onda y la frecuencia del fotón emitido cuando un electrón sufre
una transición del nivel n = 5 al nivel n = 2 en un átomo de hidrógeno.
R) λ = 434 nm; ν = 6.9 x 10 14 seg -1
9.- Calcule la longitud de onda (en nanómetros) asociada con un rayo de neutrones que
se mueven a 4.0 X 10 3 cm/s. (Masa del neutrón = 1.675 X 10 -27 Kg). R) λ = 9 nm.
10.- ¿Cuál es la longitud de onda de De Broglie asociada a una pelota de ping-pong de
2.5 g que viaja a 35 mph?. R) λ = 1.7 x 10 -32 nm
11.- El láser utilizado en la cirugía de ojos para curar la retina desprendida, produce una
radiación electromagnética de 4.69 X 10 -14 s -1 , a) ¿cuál es la longitud de onda de
esta radiación?. b) Calcula la energía de un cuanto de esta radiación. c) Este láser
emite la energía en pulsos de corta duración. Si este láser emite 1.3 X 10 -2 J, de
energía durante un pulso, ¿cuántos cuantos de energía se emiten durante el pulso?.
R) a) λ = 6.4 x 10 23 cm; b) E = 3.1 x 10 -47 J
12.- Completa la siguiente tabla asumiendo que cada una de las columnas representa a
un átomo neutro:
46 Ti
Simbolo
Protones 45
Neutrones 58 18 50
Electrones 16 52
Num. atómico 38
Num. de masa
Tabla periódica y periodicidad
1.- Con ayuda de la tabla periódica, diga usted cuáles son los números de protones,
neutrones y electrones en cada uno de los siguientes átomos o iones:
Cs, Cd, Ag + , Se 2- , Ba, Cl - , Cd 2+
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2.- Explicar por que las masas atómicas de los elementos Cl y Cu, no son números
enteros.
3.- Indique si los siguientes elementos se encuentran en la naturaleza como especies
atómicas, moleculares o formando grandes estructuras tridimensionales en su estado mas
estable a 25°C y 1.0 atm y escriba la fórmula molecular o empírica:
Fósforo, Yodo, Magnesio, Neón, Argón, Azufre, Selenio y Oxígeno.
4.- ¿Cuáles de los siguientes elementos pertenecen al grupo de elementos
representativos, y cuáles al grupo de elementos de transición:
Mg, Ti, Fe, Se, Ni, Br, Sr, Ru, Rs, W, Ag, Al, Sn
5.- ¿Cuáles de los siguientes elementos son metales, no metales y metaloides?.
As, Xe, Fe, Li, B, Cl, Ba, P, I, Si
6.- Diga usted que elementos componen los siguientes grupos:
a) Los halógenos
b) Los gases nobles
c) Los metáles alcalinos
d) Los metáles alcalinoterreos
e) Los calcógenos
7.- Un átomo neutro de cierto elemento tiene 15 electrones. Sin consultar la tabla
periódica, conteste las siguientes preguntas:
a) ¿Cuál es la configuración electronica del elemento?
b) ¿Cómo debe clasificarse el elemento?
c) ¿Cuáles son las valencias con las que puede actuar este elemento?
d) ¿Son los átomos de este elemento diamagnéticos o paramagnéticos?
8.- Utilizando la tabla periódica, acomode los siguientes grupos de átomos y iones en
orden creciente de radio atómico.
a) P, Si, N e) F - , Cl - , Br - . i) Cl - , Cl 7+ , Cl 4+
b) K. Li, Na f) Cr 3+ , Cr 6+ j) N 5+ , N 3+ , N 3-
c) Na, C, F g) N 3- , F -
d) K + , Rb + , Cs + h) H + , H -
9.- ¿Cuál de los dos átomos siguientes tiene la menor energía de ionización, cual menor
afinidad electronica y cual mayor electronegatividad
a) O, S c) Cl, Cl - e) Cl - , I -
b) Na, Cl d) Cu + , Cu 2+ f) Ar, He
10.- Ordene los siguientes grupos de átomos de menor a mayor energia de ionización, de
menor a mayor afinidad electrónica y de menor a mayor electronegatividad
a) F, C, Li, B b) Se, O, S, Te c) F, Cl, S, N
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El enlace químico
1.- Elabore una lista con los siguientes enlaces en orden creciente de carácter iónico: El
enlace litio-fluor en LiF, Enlace potasio-oxígeno en K2O, enlace nitrógeno-nitrogeno en N2,
enlace azufre-oxigeno en SO2 y enlace cloro-fluor el ClF3.
2.- Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los átomos de los siguientes elementos
a) Be, b) K, c) Ca, d) Ga, e) O, f), Br, g) N, h) I, i) As, j) F
3.- Escriba los símbolos de puntos de Lewis para los siguientes átomos y iones:
a) Br, b) Br - , c) S, d) S 2- , e) P, f) P 3- , g) Na, h) Na + , i) Mg, j) Mg 2+ , k) Al, l) Al 3+
m) Pb, n) Pb 2+ .
4.- Utilice los símbolos de puntos de Lewis para demostrar la transferencia de electrones
entre los siguientes átomos para formar cationes y aniones.
a) Na y F, b) K y S, c) Ba y O, d) Al y N, e) Ca y H, f) Al y S, g) Li y N.
5.- Cuantos pares libres hay en cada uno de los átomos de las siguientes moléculas:
HBr, H2S, CH4, CO2, SiO2, H2CO CH3NH2 H2SO4
6.- Clasifique los siguientes enlaces como iónico, covalente polar o covalente puro y
justifique su respuesta:
a) el enlace C-C en el H3CCH3, b) enlace KI en KI, c) el enlace NB en H3NBCl3, d) el
enlace ClO en ClO2, e) el enlace SiSi en Cl3SiSiCl3, f) el enlace SiCl en Cl3SiSiCl3, g) el
enlace CaF en CaF2.
7.- Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes especies, incluyendo todas las
formas resonantes y mostrando las cargas formales: a) HCO2 - , b) CH2NO2 - , c) NO3 - , c)
HN3, d) CH2N2, e) HNO3, AlΙ3, H2SO4, HClO4, PF6,
8.- De algunas características del compuesto iónico KF que permitan distinguirlo de un
compuesto covalente como el benceno (C6H6)
9.- Considerando únicamente los átomos y enlaces representados en la siguiente
molécula hacer una lista de:
a) los átomos con hibridación sp 2 , b) los átomos con hibridación sp 3 . c) los átomos con
hibridación sp, d) los enlaces covalentes puros, e) los enlaces covalentes polarizados, f)
los enlaces iónicos, g) El número de enlaces sigma, h) el número de enlaces pi.
N
1
2
6
3
N
5
4
C
7
8
O H
12 13
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O
9
10
-
O
11
+
Na

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10.- Dar un ejemplo de un ión o molécula que contenga Al y que:
a) cumpla con la regla del octeto, b) tenga expandido el octeto y c) tenga incompleto el
octeto
11.- ¿Cuáles de las siguientes moléculas son polares?
a) HCl, b) CO2, c) CH4, d) CCl4, e) CHCl3, f) H2CO, g) CH4O, h) CH3COCH3
12.- De acuerdo a la teoría de enlace valencia (TEV), ¿cuáles de los siguientes pares de
orbitales atómicos de núcleos adyacentes se pueden traslapar para formar un enlace
sigma?, ¿que traslapes forman un enlace pi?, ¿cuáles no se pueden traslapar(no
enlazarse)?. Considere el eje x como el eje internuclear, esto es, la línea que une los dos
núcleos de los dos átomos: a) 1s y 1s, b) 1s y 2px, c) 2px y 2py, d) 3py y 3py, e) 2px y
2px, f) 1s y 2s.
13.- ¿Qué orbitales híbridos usa el átomo o los átomos de nitrógeno en cada una de las
siguientes especies?:
a) NH3, b) H2N-NH2, c) NO3 - , d) N2, e) HOCN, f) N3 - .
14.- La molécula de aleno H2C=C=CH2 es lineal. ¿Cuáles son los estados de hibridación
de los átomos de carbono?.
15.- Analice cada una de las siguientes moléculas de acuerdo a la teoría de enlace
valencia (TEV) y la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia
(TRPECV) e indique:
a) su estructura de Lewis, b) hibridación de cada átomo, c) geometría de la molécula, d)
los ángulos aproximados de los enlaces y e) polaridad de la molécula.
CH4, SiH4, SO2, SO3, H2O, NH3, PCl3, PCl5, SF6, CO2, BeCl2, C2H4, C2H2, H2CO.
16.- Indique usted que orbitales híbridos intervienen en la formación de los enlaces sigma
(σ) de las siguientes moléculas:
a) H2, b) Cl2, c) BF3, d) NH3, e) H2O, f) BeCl2, g) HCl, h) CH4, i) C2H6.
17.- Para. las siguientes moléculas:
O2, N2..CO2, H2C2, HCN, H4C2,
a) ¿Qué tipo de enlaces estan presentes?.
b) ¿Que tipo de orbitales forman los enlaces?.
18.- Represente los momentos dipolo de enlace y diga: ¿cual de las siguientes moléculas
es mas polar?
Br
H
H
Br
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Br
H
Br
H

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19.- Acomode los siguientes compuestos en orden creciente de polaridad:
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
20.- De acuerdo con la teoría de los orbitales moleculares (TOM) y con base al diagrama
general de niveles energéticos de los orbitales moleculares de moléculas homonucleares
a) Explique en términos de orden de enlace, el cambio en la estabilidad de las siguientes
especies: H2, H2 + , H2 2+
b) Acomode las siguientes especies en orden creciente de estabilidad: Li2, Li2 + , Li2 - .
c) Explique por que la molécula de Be2 no existe
d) El ión carburo está presente en numerosos compuestos iónicos como el CaC2 y MgC2.
Describa el esquema del enlace del ión carburo C2 2- y compare su orden de enlace
con el del C2.
21.- Llene con los electrones correspondientes los diagramas de los niveles de energía de
los orbitales moleculares para el N2, B2, C2 y O2 y diga: ¿cuál de las especies es mas
estable?, ¿cuál es diamagnética y cual es paramagnética?.
π 2py
Cl
σ* 2px
σ2s *
σ2s
σ* 1s
σ1s 22.- Qué tipo de fuerza(s) intermoleculares existen entre los siguientes pares de
moléculas:
a) HBr y H2S, b) Cl2 y CBr4, c) I2 y NO3 - , d) NH3 y C6H6.
23.- Cuáles de las siguientes especies son capaces de formar puentes de hidrógeno entre
ellas mismas: a)C2H6, b) HI, c) KF, d) BeH2, e) CH3COOH
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Cl
Cl
* *
σ 2px
π 2pz
π2py π2pz
Cl Cl
Cl

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24.- El éter dietílico tiene un punto de ebullición de 34.5°C y el 1-butanol tiene un punto de
ebullición de 117°C, ambos compuestos son isómeros (C4H10O). Explique la diferencia en
sus puntos de ebullición.
25.- Prediga la viscocidad y la tensión superficial del etilenglicol con respecto al etanol y la
glicerina.
HO
HO
CH 2
CH 2
26.- ¿Cuáles de las siguientes especies pueden formar puentes de hidrógeno con el
agua?. Represente la interacción.
CH3OCH3, CH4, HCOOH, H2, NH3, H2S, CH3COCH3.
27.- El amoniaco es tanto donador como aceptor de hidrógeno en la formación de puentes
de hidrógeno. Dibuje un diagrama que muestre un enlace de hidrógeno en la molécula de
amoniaco con otras dos moléculas de amoniaco.
28.- ¿Cuáles de las siguientes moléculas presenta un enláce covalente puro?
a) CI2 b) H2 c) CH4 d) H2O.
29.- Dar la configuración electronica del Ca 2+ :
30.- Qué nombre se da a los elementos de la tabla periodica que utilizan el orbital “d”
como último subnivel de energía
31.- Dados los siguientes elementos, ordenelos de mayor a menor electronegatividad
Li, K, Fe, F, Br.
32.- ¿En qué nivel y en que orbitales se encuentran los electrones de valencia del Se?.
33.- CONTESTE LAS SIGUIENTES PEGUNTAS
HO
HO
HO
CH 2
CH
CH 2
etilenglicol glicerina
CH 3 CH 2 OH
etanol
-¿Qué tipo de enlace que se forma cuando se une un metal con un no metal?.
-¿Nombre que se les da a las fuerzas intermoleculares que se presentan en los
compuestos que tienen unido un átomo de hidrógeno a un elemento muy
electronegativo?.
-¿Nombre del tipo de enlace en el cuál un átomo comparte los dos electrones del enlace?.
-¿Cuál es el tipo de fuerzas intermoleculares que se presentan en los compuestos cuyo
momento dipolar es diferente de cero?
-¿A qué tipo de compuestos pertenecen los compuestos sólidos de alto punto de fusión,
generalmente solubles en agua?.
-¿Cómo se define a los compuestos que pueden actuar como ácidos o como bases?.
-Indique la base conjugada del ión bisulfato (Sulfato ácido)
-Indique el acido conjugado del ión bisulfato (Sulfato ácido)
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-¿Cuál es la teoría que indica que un ácido es una especie que puede aceptar un par de
electrones?
-¿Como se define a la capacidad de un átomo para atraer los electrones de enlace?
34.- Defina por medio de una tabla los valores de los números cuánticos cuando el valor
de n = 2 y 3.
35.- Explique cuáles son las razones por las que se llenan de electrones primero los
orbitales 4s y despues los 3d en la distribución electrónica de los átomos.
Nomenclatura y formulación de los compuestos Inorgánicos
1.- RELACIONE LAS SIGUIENTES COLUMNAS
Son combinaciones binarias del hidrógeno con no metales como los halógenos y
calcógenos Hidrácidos
Son combinaciones binarias del hidrógeno con los metales Hidróxidos
Son combinaciones binarias del oxígeno con los no metales Sal
Son combinaciones binarias del oxígeno con los metales anhídridos
Resultan de la combinación de anhídridos con el agua oxoácidos
Resultan de la combinación de los óxidos metálicos con el agua Hidruros
Resultan de la reacción de un ácido con una base Oxidos
2.- Dar la fórmula y el nombre de las sales que resultan de las siguientes reacciones:
H2SO4 + 2NaOH → H3PO4 + CaOH→
H2SO4 + NaOH → H3PO4 + KOH→
H2CO3 + 2NaOH→ H3PO4 + 3LiOH→
H2CO3 + NaOH→ H3PO4 + Fe(OH)3→
HCl + Fe(OH)3→ HClO4 + Al(OH)3→
HNO3 + HClO4→ HNO3 + Mg(OH)2→
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3.- Dar la fórmula y el nombre de las compuestos que resultan de las siguientes
reacciones:
Al2O3 + H2O → Cl2O + H2O →
MgO + H2O → Cl2O3 + H2O →
CuO + H2O → Cl2O5 + H2O →
Fe2O3 + H2O → N2O5 + H2O →
CO2 + H2O → SO3 + H2O →
P2O5 + H2O → Au2O + H2O →
4.- Agrupe los siguientes compuestos químicos como: Hidruros, Sales neutras, óxidos,
anhídridos, peróxidos, sales básicas, sales ácidas, hidrácidos, oxoácidos e hidróxidos:
CuH2, HCl, HNO3, NaHCO3, H3PO4, Li2O2, CaO2, CaO, NaHSO4, LiOH, P2O5, HBr, SO3,
CO2, AlH3, Na2SO4, H2O2, LiH, PbH4, Al2O3, SO2, HClO4,
5.- Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:
a) ácido clórico b) dihidroxi cloruro Férrico c) carbonato de sodio d) fosfato ácido
férrico e) Cloruro cuproso, f) Perclorato de potasio, g) ácido perclórico, h) Anhídrido
sulfúrico, i) peróxido de litio, j) bicarbonato de amonio
6.- Los anhídridos de fósforo estables son aquellos que resultan de la combinación del
fósforo con valencia 3 y 5 con el oxígeno. Para estos anhídridos, escribir: a) las fórmulas
químicas, b) los nombres, c) sus estructuras de Lewis, d) geometría de las moléculas, e)
hibridación de cada átomo f) polaridad de las moléculas.
Estequiometría.
1.- El cobre, un metal conocido desde tiempos antiguos, se usa en la fabricación de
cables eléctricos y en las monedas, entre otras cosas. Las masas atómicas de sus dos
isótopos estables, 63 29Cu(69.09%) y 65 29Cu(30.91%), son 62,93 uma y 64.9278 uma,
respectivamente. Calculese la masa atómica promedio del cobre. Los porcentajes entre
paréntesis indican sus abundancias relativas. R) M.A.Cu = 63.55 uma
2.- Las masas atómicas de 35 17Cl(75.53%) y 37 17Cl(24.47%) son 34.968 uma y 36.956
uma, respectivamente. Calcule la masa atómica promedio del ión cloruro.
R) M.A.Cl-= 35.45 uma
3.- Cuantos átomos hay en una muestra de 5.0 g de: a) oxígeno, b) nitrógeno(g), c)
sodio(s), d) calcio(s), e) cloro(g), f) argón(g).
R) a) 1.88 x 10 23 ; b) 2.15 x 10 23 ; c) 1.3 x 10 23
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4.- A cuantos gramos equivalen 3.0 x 10 23 moléculas de:
a)amoniaco, b) metano, c) metanol, d) ácido sulfúrico, e) hidróxido de sodio, f) cloruro
cuproso, g) ácido fosfórico, h) permanganato de potasio.
R) a) 8.46 g; b) 7.97 g; c) 15.93 g
5.- A cuantos moles equivalen 80 g de:
a) oxígeno(g), b) nitrógeno(g), c)amoniaco, d) metano, d) ácido sulfúrico, e) hidróxido de
sodio, f) cloruro cúproso, g) ácido fosfórico, h) permanganato de potasio.
R) a) 2.5 mol; b) 2.85 mol, c) 0.81 mol
6.- ¿ Cuantos átomos de hidrógeno, oxígeno y carbono están presentes en 25.6 g de
sacarosa o azucar de mesa (C12H22O11).
R) 9.94 x 10 26 at H, 4.97 x 10 26 at O, 5.42 x 10 26 at C.
7.- El fluoruro de sodio (NaF) es la sustancia que se usa en algunas pastas dentales para
combatir caries. ¿Cuantas unidades fórmula hay en 253.6 g de NaF. R) 3.63 x 10 24 uf.
8.- Cierto óxido metálico tiene por fórmula MO. Una muestra de 39.46 g del compuesto se
calienta fuertemente en atmósfera de hidrógeno para eliminar el oxígeno en forma de
moléculas de agua. Al final, quedan 31.70 g del metal como residuo. Calcular la masa
atómica de M e identifique el elemento. R) Zn
9.- La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un análisis del
compuesto da la siguiente composición porcentual en masa: C: 44.44%; H: 6.21%; S:
39.5%; O: 9.86%. Calcule su fórmula empírica. Sabiendo que su masa molar es
aproximadamente 162 g, ¿cual es su fórmula molecular?. R) C6H10S2O
10.- El alcohol cinámico se utiliza principalmente en perfumería, en especial en jabones y
cosméticos. Su fórmula molecular es C9H10O. a) Calcule la composición porcentual en
masa de C, H y O en este alcohol. b) ¿Cuantas moléculas de alcohol cinámico estarán
presentes en una muestra de 0.469 g?.
R) a) 80.56% C, 7.5% H, 11.93% O; b) 2.11 x 10 21 moléculas.
11.- La lisina, un aminoácido esencial en el cuerpo humano contiene: C, H, O y N. En un
experimento, la combustión completa de 2.175 g de lisina dió 3.94 g de CO2 y 1.89 g de
H2O. En un experimento distinto, 1.873 g de lisina produjeron 0.436 g de NH3. a) Calcule
la fórmula empírica de la lisina. b) La masa molar aproximada de la lisina es 150 g. ¿Cual
es la fórmula molecular del compuesto?. R) C6H14O2N2
12.- Balacee las siguientes ecuaciones por el método de tanteo
Fe2O3 + H2C2O4 → Fe(C2O4)3 + H2O + H2
NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(aq)
C3H5N3O9 → N2 + CO2 + H2O + O2
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O3 + NO → O2 + NO2
K2PtCl4 + NH3 → Pt(NH3)2Cl2 + KCl
C6H12O6 + O2 →CO2 + H2O
Au + KCN + + O2 + H2O → KAu(CN)2 + KOH
HI + KMnO4 + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
13.- Balacee las ecuaciones del ejercicio anterior por el método matemático
14.- Balacee las siguientes ecuaciones por el método redox
S + HNO3 → SO2 + NO + H2O
KI + H2O2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O
MnSO4 + KMnO4 + H2O → MnO2 + K2SO4 + H2SO4
KClO3 + MnO2 + KOH → KMnO4 + KCl + H2O
KI + KIO3 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + + H2O
Cr2(SO4)3 + K3[Fe(CN)6] + KOH → K2CrO4 + K4[Fe(CN)6] + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + H2O2 + HCl → CrCl3 + O2 + H2O + KCl
Pt + NO3 - + H + + Cl - → Pt(Cl6) -2 + NO2 + H2O
15.- Una aplicación útil del ácido oxálico es la eliminación de herrumbre(Fe2O3) de
acuerdo con la reacción:
Fe2O3 + H2C2O4 → Fe(C2O4)3 + H2O + H2
Calcule la cantidad de herrumbre, en gramos, que se pueden remover mediante 5.0 x 10 2
mL de solución de ácido oxálico 0.1 M. R) 1.33 g.
16.- El etileno (C2H4), una importante sustancia orgánica industrial, se puede preparar por
calentamiento del hexano(C6H14) a 800°C:
C6H14 ------→ C2H4 + otros productos
Si el grado de conversión de esta reacción es del 42.5%, ¿Cual es la masa de hexano
que debe reaccionar para producir 481 g de etileno? R) 1158.71g.
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17.- El fertilizante de amonio [(NH4)2SO4] se prepara de amoniaco(NH3) con ácido
sulfúrico:
NH3(g) + H2SO4(ac) → (NH4)2SO4(aq)
a) ¿Cuantos kilogramos de NH3 se necesitan para producir 1 x 10 5 Kg de (NH4)2SO4?
b) Si se introducen 1.0 ton de amoniaco y el rendimiento de la reacción es del 75%,
¿cuantos kilogramos de sulfato de amonio se obtendrán?.
R) a) 25757.78 Kg, b) 2910 Kg
18.- La Nitroglicerina(NG) es un poderoso explosivo. Su descomposición se puede
representar por :
C3H5N3O9 → N2 + CO2 + H2O + O2
Esta reacción genera una gran cantidad de calor y muchos productos gaseosos. La veloz
formación de estos gases aunada a su rápida expansión es lo que produce la explosión.
a) ¿Cual es la máxima cantidad de oxígeno en gramos que se puede obtener de 2.0 x 10 2
g de NG, si el rendimiento es del 100%?. b) Si realmente se encuentra que se generan
solo 6.55 g de oxígeno, determinar: La cantidad de NG que no reaccionó y el rendimiento
de la reacción. R) a) 7.05 g de O2, b) 14.2 g de NG, 92.9%η
19.- El agotamiento de ozono (O3) en la estratósfera ha sido materia de gran
preocupación entre los científicos en los últimos años. Se cree que el O3 puede reaccionar
con el óxido nítrico (NO), proveniente de las emisiones de los aviones de propulsión a
elevadas temperaturas. La reacción es:
O3 + NO → O2 + NO2
Si 0.74 g de O3 reaccionan con 0.67 g de NO, a) ¿cuantos gramos de NO2 se pueden
producir?, b) ¿que compuesto es el reactivo limitante?, c) Calcule el número de moles del
reactivo excedente que permanece al final de la reacción.
R) a) 0.71 g, b) NO, c) 7.0 x 10 -3 moles.
Equilibrio químico en solución.
1.- Defina el equilibrio homogéneo y el heterogéneo. Dé un par de ejemplos de cada uno.
2.- Formule las ecuaciones de la constante Kc para los siguientes procesos:
2CO2(g) 2CO(g) + O2(g)
3O2(g) 2O3(g)
CO + Cl2(g) COCl2(g)
H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g)
HCOOH(aq) H + (aq) + HCOO - (aq)
2HgO(s) 2Hg(l) + O2(g)
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PROBLEMARIO DE QUIMICA GENERAL 2004
Ni(s) + 4CO(g) Ni(CO)4(g)
3.- Un recipiente de reacción contiene NH3, N2 y H2 en equilibrio a determinada
temperatura. Las concentraciones en el equilibrio son: [NH3] = 0.25 M, [N2] = 0.11 M y [H2]
= 1.91 M. Calcule la constante de equilibrio Kc para la síntesis del amoniaco si la reacción
se representa mediante cada una de las siguientes ecuaciones:
a) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g). R) Kc = 0.0816
b) 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) NH3(g). R) Kc = 0.2857
4.- Al calentar bicarbonato de sodio sólido en un recipiente cerrado se establece el
siguiente equilibrio:
2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)
Si la temperatura del sistema permanece constante, ¿Que sucedería a la posición de
equilibrio si a) se retirara algo de CO2 del sistema? b) se retirara algo de Na2CO3 sólido
del sistema? c) se retirara algo de NaHCO3 sólido del sistema?.
5.- Para los siguientes sistemas en equilibrio:
a) A 2B ∆H° = 20.0 Kj
b) A + B C ∆H° = -5.4 Kj
c) A B ∆H° = 0.0 Kj
Indique para cada caso si la constante de equilibrio Kc aumenta, no cambia o disminuye
si se eleva la temperatura del sistema de reacción.
6.- Una muestra de 0.892 g de cloruro de potasio (KCl) se disuelve en 54.6 g de agua.
¿Cuál es el porcentaje en peso de KCl en esta disolución?. R) %w = 1.61
7.- Un químico prepara una disolución añadiendo 200.4 g de etanol puro (C2H5OH) a
143.9 g de agua. Calcúlese la fracción molar de estos componentes.
R) Etanol, x = 0.35; Agua x = 0.65
Calcúlese la molaridad (M) y la molalidad (m) de una disolución de ácido sulfúrico que
contiene 24.4 g de la sustancia (ρ = 1.84) en 198 g de agua R) m = 1.26; M = 1.18
8.- ¿En cuantos gramos de agua deberán disolverse 18.7 g de nitrato de amonio
(NH4NO3) para preparar una disolución 0.542 m?. R) w (H2O) = 431 g
9.- Determinar la molaridad (M) de una disolución de glucosa (C6H12O6) 0.396 molal (m).
La densidad de la disolución es 1.16 g/mL. R) 0.428 M
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10.- Calcúlese la molaridad de una disolución acuosa de ácido fosfórico (ρ = 1.25 g/mL) al
35.4 %w. R) 4.5 M
11.- Calcúlese el porcentaje en masa del soluto en cada una de las siguientes
disoluciones acuosas: a)5.50 g de NaBr en 78.2 g de solución, b) 31.0 g de KCl en 152 g
de agua, c) 4.5 g de tolueno en 29 g de benceno. R) a) 7%, b) 16.94%, c) 13.43%
12.- Se calcula que el agua de mar contiene aproximadamente 4.0 x 10 -12 g/ml de oro. El
volúmen total de los oceanos es de aproximadamente 1.5 x 10 21 lt. a) Calcule la cantidad
de oro presente en el agua de mar b) Exprese la concentración en PPM de oro. c)
Cuantos litros de agua de mar se requieren para recuperar 1.0 mg de oro?.
R) a) 6 x 10 6 ton, b) 4.0 x 10 -12 ppm, c) 2.5 x 10 11 L
13.- Calcúlese la cantidad de agua que debe agregarse a: a) 5.0 g de urea (H2NCONH2)
para preparar una disolución al 16.2% en masa, b) 26.2 g de MgCl2 para preparar una
disolución al 1.5 % en masa. R) a) 25.86 g, b) 1.72 Kg
14.- Se prepara una disolución mezclando 62.6 mL de benceno (C6H6, ρ = 0.874 g/mL)
con 80.3 mL de tolueno (C7H8, ρ = 0.865 g/mL). Calcúlese las fracciones molares de estos
dos componentes en la disolución. R) Xb = 0.482, Xt =
0.518
15.-La densidad de una disolución acuosa de metanol 2.45 M es 0.976 g/mL. Expresar la
concentración de esta solución en a) molalidad (m). b) % peso (%w) c) %Volúmen %(V)
d) fracción mol. X R) a) 2.73, b) 8.03%, c) 9.92%, d) 0.046
16.- Calcúlese el pH de una solución que se prepara añadiendo 10 mL de una solución
acuosa de HCl al 37% en peso en un matraz aforado de 1L y se afora con agua destilada.
R) pH = 0.92
17.- Calcúlese el pH de una solución que se prepara disolviendo 3.7 g de NaOH en un
matraz aforado de 750 mL y se afora con agua destilada. R) pH = 13.1
18.- ¿Cuál es el pH de una solución saturada de hidróxido de Zinc?, Kps = 1.8 x 10 -14 .
R) pH = 9.42
19.- El pH de una disolución saturada de un hidróxido metálico (MOH) es 9.68. Calcule la
Kps del compuesto. R) Kps = 2 x 10 -9
20.- Calcúlese el porcentaje de ionización y el pH de las siguientes soluciones a) una
disolución de ácido fluorhídrico (Ka = 7.1 x 10 -4 ), donde se disuelven 1.0 g del ácido y se
aforan a 100 mL de agua b) una disolución de ácido cianhídrico (Ka = 4.9 x 10 -10 ), donde
se disuelven 1.5 g de ácido y se aforan a 150 mL de agua.
R) a) 3.62%, pH = 1.74, b) .0014%, pH = 5.28
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21.- La solubilidad molar (s) del sulfato de plata es 1.5 x 10 -2 mol/L. Calculese el producto
de solubilidad (Kps) de la sal. R) Kps = 1.4 x 10 -5
22.- Experimentalmente se encuentra que la solubilidad del sulfato de calcio es de 0.67
g/L. Calcúlese el Kps para el sulfato de calcio. R) Kps = 2.4 x 10 -5
23.- Si la Kps del ioduro de cobre (I) es 5.1 x 10 -12 , calcular la solubilidad molar (s) del CuI
R) (s) = 2.25 x 10 -6
24.- Si la Kps del fosfato de calcio es 1.2 x 10 -26 , calcúlese la solubilidad del fosfato de
calcio en g/L. R) (S) = 8.1 x 10 -4 g/L
25.- Usando datos de tablas, calcule la solubilidad molar (s) de los siguientes compuestos:
a) PbCO3, b) CaF2, c) Fe(OH)3, d) CaCO3.
R) a) 1.82 x 10 -7 , b) 2.1 x 10 -4 , c) 4.5 x 10 -10 , d) 9.32 x 10 -5
26- Calcule la concentración de iones [H + ] en mol/L para cada una de las siguientes
soluciones cuyo pH son: a) 5.20; b) 16; c) 8.43. R) a) 6.31 x 10 -6 M; b) 1.0 x 10 -16 M
27.- Calcule el pH de cada una de las siguientes soluciones: a) 0.001M de HCl; b) 0.76M
de KOH; c) 2.8 x 10 -4 M de Ba(OH)2; d) 5.2 x 10 -4 M de HNO3.
R) a) 3.0; b) 13.88; c) 10.74
28.- Cuál es el pH de una solución que se prepara disolviendo 0.7 mL de HCl al 37% en
peso, que tiene una densidad de 1.2 g/mL y se afora a 100 mL R) 1.07
29.- Que cantidad de NaOH se requiere para preparar 500 mL de una solución que tenga
un pH de 13. R) 2.0 g
30.- El pH de un ácido débil monoprótico de concentración 0.06M es de 3.44. Calcular su
Ka. R) Ka = 2.21 x 10 -6
31.- La Ka del ácido benzoico es de 6.5 x 10 -5 . Calcule las concentraciones de todas las
especies en una disolución de ácido benzoico 0.1M.
R) [H + ] = [C6H5COO] - = 2.51 x 10 -3 ; [C6H5COOH] = 0.097M; [OH] - = 3.98 x 10 -12 M
32.- Se disuelven 0.056 g de ácido acético en suficiente agua para hacer 50 mL de
solución. Calcule el pH de esta solución. R) pH = 3.1
33.- ¿Cuantos mL de ácido acético 100% puro(ρ = 1.05 g/mL) se nesecitan para preparar
300 mL de solución, cuyo pH sea de 2.0?. R) V = 95.31
mL
34.- ¿Cuál es el pH que resulta al disolver 2.5 g de ácido benzoico (C6H5COOH) en agua
hasta un aforo de 5 litros?. R) pH = 3.6
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35.- Cuáles son las concentraciones de las especies en el equilibrio de una solución de
ácido fórmico (HCOOH) cuyo pH es de 2.0. Ka = 1.7 x 10 -4
R) [H + ] = [HCOO] - = 1.58 x 10 -3 ; [HCOOH] = 0.0144M; [OH] - = 6.33 x 10 -12 M
36.- Si se disuelven 2.7 mL de ácido sulfúrico con una pureza del 98% en peso y una
densidad de 1.8 g/mL. Cuál será el pH resultante. R) pH = 1.5
37.- ¿Cuál es el pH que resulta al disolver 2.5 g de ácido oxálico en agua y aforarlo a 2
litros?. R) pH = 1.69
38.-a) Calcular el pH de una disolución que es 0.2 M en CH3COOH y 0.3 M en
CH3COONa, b) ¿Cual sería el pH de la disolución de CH3COOH 0.2 M si la sal no
estubiera presente. R) a) 4.92, b) 2.72
39.- Escriba todas las especies (excepto el agua) que están presentes en una disolución
de ácido fosfórico. Indique cuáles de las especies pueden actuar como ácidos de
Brönsted, cuáles como bases de Brönsted y cuáles como ácidos y bases de Brönsted
(anfóteros).
40.- ¿Cuales son las concentraciones de HSO4 - , SO4 2- y H + en una disolución de KHSO4
0.2 M. (KaHSO4 - = 1.3 X 10 -2 ). R) [H + ] = [SO4] 2- = 0.045M, [HSO4] - = 0.16M
41.- El ácido oxálico (C2H2O4) es un ácido diprótico (Ka1 = 6.5X10 -2 , Ka2 = 6.1X10 -5 ).
Calcule las concentraciones de C2H2O4, C2HO4 - , C2O4 2- y H + en una disolución de ácido
oxálico 0.1 M. R) [C2O4H2] = 0.046M, [C2O4H] - = 0.054M, (C2O4] 2- = 6.1 x 10 -5 M
42.- Describa el cambio en el pH (aumento, decremento o sin cambio) que resulta de cada
una de las siguientes adiciones: a) acetato de potasio a una disolución de ácido acético;
b) nitrato de amonio a una disolución de amoniaco; c) formiato de sodio (HCOONa) a una
disolución de ácido fórmico (HCOOH); d) cloruro de potasio a una disolución de ácido
clorhídrico; e) yoduro de bario a una disolución de ácido yodídrico.
43.- Determine el pH de: a) una disolución de CH3COOH 0.4 M y b) una disolución que es
0.4 M en CH3COOH y 0.2 M en CH3COONa. R) a) 2.57, b) 4.44
44.- Determine el pH de: a) una disolución 0.2 M de NH3 y b) una disolución que es 0.2 M
en NH3 y 0.3 M en NH4Cl (Ka = 5.6 x 10 –10 ). R) a) 11.27, b) 9.42
45.- Determine las concentraciones del ion hidrogeno y del ion acetato en: a) una
disolución de CH3COOH 0.1 M y b) en una disolución que es 0.1M tanto en CH3COOH
como en HCl.
R) a) [H+] = [CH3COOH] - = 1.3 x10 -3 M; b) [H+] = 0.1M; [CH3COOH] - = 1.8 x 10 -5 M
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PROBLEMARIO DE QUIMICA GENERAL 2004
46.- Calcule el pH de las dos soluciones amortiguadoras siguientes: a) 2.0 M de
CH3COONa / 2.0 M de CH3COOH, b) 0.2 M de CH3COONa / 0.2 M de CH3COOH. ¿Cuál
es el amortiguador más eficaz?, ¿por qué?. R) a) = b) =4.74.
47.- Calcule el pH de una solución amortiguadora preparada por la adición de 20.5 g de
CH3COOH y 17.8 g de CH3COONa a suficiente agua para hacer 5.0X10 2 mL. R) 5.37
48.- El pH del plasma sanguineo es de 7.40. Suponiendo que el sistema amortiguador
principal es el de HCO3 - / H2CO3, calcular la razón [HCO3 - ]/[H2CO3]. ¿Cuándo es más
eficaz este amortiguador; cuando se agrega un ácido o cuando se añade una base?.
R ) HCO3 - ]/[H2CO3] = 10
49.- Un volumen de 12.5 mL de disolución de H2SO4 0.5 M neutraliza 50.0 mL de una
solución de NaOH. ¿Cual es la concentración de NaOH en la disolución?. R) 0.25M
50.- Calcule el pH en el punto de equivalencia de las siguientes titulaciones a) HCl 0.1 M
con NH3 0.1 M, b) CH3COOH 0.1 M con NaOH 0.1 M. R) a) 5.12, b) 8.87
51.- Una muestra de 0.2688 g de un ácido monoprótico neutraliza 16.4 mL de disolución
de KOH 0.08133 M . calcule la masa molar del ácido. R) 201.5 g/mol
52.- Una muestra de 0.1276 g de un ácido monoprótico desconocido se disolvieron en
25.0 mL de agua y se titularon con disolución de NaOH 0.0633 M. El volúmen de base
requerido para alcanzar el punto de equivalencia fué de 18.4 ml. a) Calcular la masa
molar del ácido, b) Después de agregar 10.0 mL de base en la titulación, se determinó un
pH de 5.87. ¿Cuál es la Ka del ácido desconocido?. R) a) 110 g/mol, b) Ka = 1.6 x 10 -6
53.- Escriba las expresiones de constante de formación para los siguientes iones
complejos: a) Zn(OH)4 2- , b) Co(NH3)6 3+ , c) HgI4 2-
54.- Una cantidad de 0.2 moles de CuSO4 se añaden a un litro de disolución de NH3 1.2 M
¿Cuál es la concentración de los iones Cu 2+ en el equilibrio?. (Kf Cu(NH3)4 2+ = 5.0X10 13 ).
R) [Cu 2+ ] = 1.56x10 -13
55.- Si 2.50 g de CuSO4 se disuelven en 9.0X10 2 mL de NH3 0.3 M, ¿Cuáles son las
concentraciones de Cu 2+ , Cu(NH3)4 2+ en el equilibrio?.
R) [Cu(NH3)4 2+ ] = 0.0174M; [Cu 2+ ] = 1.24 x 10 -13 M
56.- Acomódense las siguientes especies en orden creciente de fuerza como agentes
oxidantes:
MnO4 - (en disolución ácida), Sn 2+ , Al 3+ , CO 3+ y Ag + . Supóngase que todas las especies
están en su estado estándar.
57.- ¿Cuáles de los siguientes reactivos pueden oxidar al H2O a O2(g) en condiciones de
estado estándard? H + (aq), Cl - (aq), Cl2(g), Cu 2+ aq), Pb 2+ (aq), MnO4 - (aq)(en medio ácido).
R) Cl2(g) y [MnO4] -
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58.- Prediga si las siguientes reacciones ocurrirán expontaneamente en disolución acuosa
a 25°C. Suponga que todas las concentraciones iniciales de las especies disueltas son
1.0 M.
a) Ca(s) + Cd 2+ (aq) → Ca 2+ (aq) + Cd(s) R ) ε° = +2.4 V (espontanea)
b) 2Br - (aq) + Sn 2+ (aq) → Br2(l) + Sn(s)
c) 2Ag(s) + Ni 2+ (aq) → 2Ag + (aq) + Ni(s) R ) ε° = -1.05 V (no espontanea)
d) Cu + (aq) + Fe 3+ (aq) → Cu 2+ (aq) + Fe 2+ (aq)
59.- Para cada una de las siguientes reacciones redox, a) escriba las reacciones de
semicelda; b) escriba una reacción balanceada para la reacción global; c) determine en
qué dirección procederá la reacción expontaneamente en condiciones de estado
estándar.
a) H2(g) + Ni 2+ (aq) → H + (aq) + Ni(s) R ) c) ε° = -0.25 V (derecha-izquierda)
b) Ni 2+ (aq) + Cd(s) → Ni(s) + Cd 2+ (aq) R ) c) ε° = +0.15 V (izquierda-derecha)
c) MnO4 - (aq) + Cl - (aq) → Mn 2+ (aq) + Cl2(g)(en disolución ácida)
d) Ce 3+ (aq) + H + (aq) → Ce 4+ (aq) + H2(g)
e) Cr(s) + Zn 2+ (aq) → Cr 3+ (aq) + Zn(s)
60.- Calcúlese la constante de equilibrio para la siguiente reacción a 25°C:
Sn(s) + 2Cu 2+ (aq) Sn 2+ (aq) + 2Cu + (aq) R) Keq = 6 x 10 9
61.- La constante de equilibrio para la reacción
Sr(s) + Mg 2+ (aq) Sr 2+ (aq) + Mg(s)
es 2.69 X 10 12 a 25°C. Calcula el ε° para una celda constituída por las semiceldas de
Sr/Sr 2+ y Mg/Mg 2+ . R) ε° = 0.367 V
62.- Calcule ∆G° y Kc para las siguientes reacciones a 25°C:
a) Mg(s) + Pb 2+ (aq) Mg 2+ (aq) + Pb(s) R) ∆G° = -20651 J; Kc = 4178
b) Br2(l) + 2I - (aq) 2Br - (aq) + I2(s)
c) O2(g) + 4H + (aq) + 4Fe 2+ (aq) 2H2O(l) + 4Fe 3+ (aq)
d) 2Al(s) + 3I2(s) 2Al 3+ (aq) + 6I - (aq) R) ∆G° = -1268010 J; Kc = ∞
63.- ¿Cuál es el potencial de una celda constituída por las semiceldas Zn/Zn 2+ y Cu/Cu 2+ a
25°C si [Zn 2+ ] = 0.25 M y [Cu 2+ ] 0.15 M?. R) 1.09 V
64.- Calcule E°, E y ∆G para las siguientes reacciones de celda.
a) Mg(s) + Sn 2+ (aq) Mg 2+ (aq) + Sn(s)
[Mg 2+ ] = 0.045 M, [Sn 2+ ] = 0.035 M R) ε° = 2.23 V; ε = 2.22 V; ∆G = -428460 J
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PROBLEMARIO DE QUIMICA GENERAL 2004
b) 3Zn(s) + 2Cr 3+ (aq) 3Zn 2+ (aq) + 2Cr(s)
[Cr 3+ ] = 0.010 M y [Zn 2+ ] = 0.0085 M. R) ε° = 0.02 V; ε = 0.418 V; ∆G = -24202 J
65.- Calcule la fem de la siguiente celda de concentración:
Mg(s)|Mg 2+ (aq, 0.24 M)|KCl(saturado)|Mg2+(aq, 0.53 M)|Mg(s) R) ε° = 0.01 V
Dr. ALEJANDRO CRUZ 20

PROBLEMARIO DE QUIMICA GENERAL 2004
PROLOGO
El nuevo modelo educativo de nuestro instituto requiere de un rápido desarrollo de
las capacidades del alumno para un mejor éxito en su formación académica. Para
alcanzar este objetivo, se requiere del diseño de material didáctico de apoyo que le
permita alcanzar tales capacidades. En este caso, la academia de química general y
orgánica pone a la consideración de la comunidad académica un problemario de química
general.
El objetivo principal de compilar este conjunto de ejercicios de química general es
que éstos apoyen y complementen el programa teórico de la asignatura que se imparte en
el aula
Los problemas se presentan para cada unidad de menor a mayor grado de
dificultad de tal forma que el alumno sea capaz de adquirir seguridad y destreza en la
resolución de dichos problemas. Además, se recomienda que el alumno intente resolver el
problemario por si solo y en caso estrictamente necesario recurrir a la asesoría de un
profesor; con la finalidad de que el alumno desarrolle su capacidad de razonamiento.
El presente material está sujeto a observaciones, comentarios y sugerencias para su
mejora continua.
ATENTAMENTE
EL AUTOR:
Dr. ALEJANDRO CRUZ 21

PROBLEMARIO DE QUIMICA GENERAL 2004
INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL
UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA
DE BIOTECNOLOGÍA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
ACADEMIA DE QUÍMICA GENERAL Y
ORGÁNICA
PROBLEMARIO DE QUÍMICA
GENERAL
ALEJANDRO CRUZ
VERSION 2004
Dr. ALEJANDRO CRUZ 22