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GUIA DE EJERCICIOS
INTRODUCCIÓN A LA QUIMICA BIOLOGICA
CARRERA DE MEDICINA
UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA RIOJA
2015
Docentes Responsables
Dra. María Inés Pereira
Bioq. Marcela Rodríguez
Bioq. Renée Nasif
UNIDAD Nº 1
ANÁLISIS CUALITATIVO Y CUANTITATIVO DE LOS SISTEMAS MATERIALES
OBJETIVOS
- Reconocer el objeto de estudio de la química.
- Estudiar las propiedades de la materia
- Comprender el análisis cualitativo, a través de los métodos físicos y/o químicos
utilizados para el estudio de los sistemas materiales y el análisis cuantitativo de la
materia aplicando las Leyes Universales Gravimétricas
ACTIVIDADES
1)
Teniendo en cuenta cómo están constituidos los sistemas homogéneos de la columna de
la izquierda y la clasificación de los mismos en la columna de la derecha, determine la
concordancia correcta entre ellas:
Sistema Material
Características
I. Dispersión de aceite en agua.
1. Homogéneo / gas-gas / solución verdadera.
II. Sal disuelta en agua
2. Homogéneo / líquido-sólido / solución
verdadera
III. Agua y alcohol
3. Homogéneo / sustancia pura simple
IV. Suspensión de polvo de carbón en
agua
4. Homogéneo / sustancia pura compuesta
V. Aire
5. Homogéneo / líquido-líquido /solución.
VI. Aire filtrado
6. Heterogéneo / líquido-sólido /mezcla.
VII. Tres clavos de cobre
7. Heterogéneo / coloide
VIII. Solución de albúmina en agua
8. Heterogéneo / líquido-líquido/ emulsión.
IX. Gránulos de sulfuro ferroso
9. Heterogéneo / gas-sólido /mezcla.
2)
De las siguientes afirmaciones marque verdadero o falso fundamentando cada una de
ellas:
a) Un sistema material fraccionable puede estar constituido por una sustancia pura
compuesta.
b) Dos sustancias puras compuestas pueden formar un sistema homogéneo.
c) Un sistema formado por gases diferentes puede ser separado en las fases según los
gases que lo constituyen.
d) Al aplicar un método de separación sobre un sistema material heterogéneo se
obtienen sistemas con propiedades diferentes entre si.
e) Un sistema monofásico siempre es homogéneo.
f) Los sistemas polifásicos no pueden estar formados por solo una sustancia pura
compuesta.
2
3)
Lea atentamente el siguiente párrafo y clasifique las sustancias resaltadas en:
I- Sustancias puras simples o Sustancias puras compuestas (mono, bi o poliatómicas)
II- Mezcla homogénea.
III- Mezclas heterogéneas
“ …Las moléculas que constituyen la materia viva se denominan biomoléculas.
Cuando estas moléculas se examinan individualmente se observa que su
comportamiento no se diferencia de las moléculas que se encuentran en la
materia inanimada como la tierra, el aire (atmósfera formada por O2; H2; N2;
O3, entre otros) y el H2O. Cumplen con las leyes de las combinaciones químicas
y las propiedades son un reflejo de su composición y estructura molecular, sin
embargo es obvio que los organismos vivos manifiestan propiedades y atributos
que no poseen la materia inanimada:
- La complejidad y los niveles de organización son más complicados en la
materia viva.
- Las funciones, como por ejemplo, la de los aminoácidos que además de
formar las proteínas son precursores de hormonas, porfirinas y demás
sustancias biológicamente activas, los nucleótidos que no solo son las
unidades fundamentales de los ácidos nucleicos sino que forman coenzimas y
moléculas transformadoras de energía (ATP).
- La materia viva posee la capacidad de extraer y transformar la energía de su
entorno a partir de moléculas sencillas, como por ejemplo CO2 y H2O y
transformarlas en moléculas complejas por ejemplo glucosa (C6H12O6) para
realizar trabajos de locomoción, de contracción y demás..”
4)
Seleccione una característica de la columna identificada como serie B, para cada uno de
los sistemas clasificados en la serie A
Serie A
1- Homogéneo.
2- Sustancia Pura.
3- Sistema bifásico.
4- Heterogéneo.
5- Solución verdadera.
5)
Serie B
I- Composición definida y constante.
II- Dos fases.
III- Las mismas propiedades en toda su masa.
IV- La misma composición en toda la masa,
pero de proporción variable, hasta cierto límite.
V- Más de una fase.
Se analizaron gravimétricamente tres muestras formadas por la combinación de Sodio
(Na) y Oxígeno (O) para determinar si las sustancias puras compuestas formadas por
dicha combinación son iguales o diferentes. Los resultados obtenidos se muestran en la
siguiente tabla:
3
Muestra I
Muestra II
Muestra III
Masa de Sodio
(Na)
2,3g
11,5g
69g
Masa de Oxígeno
(O)
0,8g
4g
24g
Realice los cálculos de masa correspondientes para afirmar si las tres muestras
pertenecen a un mismo compuesto o a diferentes compuestos, fundamentando su
respuesta.
6)
a) Fundamente la siguiente hipótesis utilizando las Leyes gravimétricas:
“El CO y el CO2 son dos gases diferentes a pesar de estar formados por los mismos
elementos químicos”
b) Determine la masa de CO(g) y de CO2(g) que se forman con 10g de oxígeno que se
combinan completamente con C.
c) Fundamente dicha afirmación: “La masa de C que se combinan con 10g de oxígeno no
es la misma para formar CO(g) que para formar CO2(g).
7) Utilizando la Ley de la Conservación de la Masa y Ley de las Proporciones Constantes
complete, con los cálculos de masa correspondientes, la siguiente combinación química
para formar H2O (Dato: mO/mH = 8/1)
32 O2 +
8)
……g H2O
8,5 g H2
+
…..g……
Observe la siguiente tabla que indica las masas de Oxígeno y de Cadmio utilizadas en 4
experiencias diferentes para formar, en todas ellas, el mismo compuesto y complete los
espacios vacíos aplicando los conceptos de las Leyes gravimétricas:
Experiencia
1
2
3
4
Masa de
Oxígeno (g)
8,00
28,0
2,0
Masa de
Cadmio (g)
56,0
14,0
20,0
28,0
Masa total al final
de la reacción
Masa del
compuesto formado
64,0
14,0
Resolución: En la primera fila (experiencia 1) observe que la masa colocada de Oxígeno
(8g) y la masa colocada de Cadmio (56g) suman la masa del compuesto formado (64g),
por lo tanto, podemos inferir que esa es la relación de masas propuesta por la Ley de
Proust en que se combinan el Cadmio y el oxígeno para formar el compuesto, ya que de
no ser así debería haber sido diferente la cantidad de compuesto formado. La masa total
de la reacción se refiere a la masa de todos los productos obtenidos ya sea como
compuesto final o como oxígeno o cadmio en exceso, como en la primera experiencia no
hay reactantes en exceso esta es igual a 64g.
4
- En la segunda experiencia podemos inferir que si colocamos 14 g de Cd y la masa del
compuesto final es de 14g, como el compuesto esta formado por Cd y O hay un exceso
de Cd. Por lo tanto debemos averiguar cuanto de los 14g de Cd colocados es lo que
reacciona para formar el compuesto:
Según la experiencia 1 los 64g de compuesto están formados por 56g de Cd
Por lo tanto, manteniendo la misma relación en la experiencia 2, los 14g de compuesto
están formados 12,25g de Cd. Por lo tanto sobran 1,75g de Cd
En la experiencia 2 la masa de oxígeno será de 1,75g para que, al sumarlos a los 12,25g
de Cd se obtengan los 14g del compuesto final, y la masa total en el sistema serán
15,75g que surgen de la suma de 14g del compuesto y 1,75g del Cd sobrante.
- En la experiencia 3 debemos analizar si las cantidades colocadas de Cd y O son exactas
o alguno de ellos está en exceso. Para hacer este cálculo utilizamos la relación de masas
que surge de la experiencia 1: si 8g de O se combinan exactamente con 56g de Cd, los
28g de O se combinarán con 196g de Cd. Pero como se han colocado solamente 20g de
Cd llegamos a la conclusión que el Cd está en defecto (menor cantidad de la que se
requiere para combinarse con la masa de oxígeno colocada) y por lo tanto el O en exceso
en esta experiencia.
Si el Cd está en defecto reacciona completamente (los 20g colocados) sólo nos resta
averiguar con qué masa de O lo hace en esta experiencia: si 56g de Cd reaccionan
completamente con 8g de O, entonces los 20g de Cd se combinaran con 2,86g de O,
sobrando 25,14g de este elemento.
La masa del compuesto formado surge de 20g de Cd + 2,86g de O= 22,86g y la masa
total del sistema será 22,86 + 25,14g (sobrantes de Oxígeno) = 48g que era de esperar
porque según la Ley de conservación de la masa los 20g de Cd y los 28g de O iniciales
sumarán 48g finales.
-En la cuarta experiencia se analizan las masas de la misma manera que la experiencia
anterior, pero aquí la sustancia en exceso es el Cd mientras que los 2g de O colocados
reaccionan completamente.
9)
10)
Para formar Óxido de Magnesio (MgO) se combinan completamente 2,43g de Mg con
1,6g de O2. Con respecto a lo enunciado, calcule:
a) El porcentaje (%) de cada uno de los elementos que forman el óxido.
Aclaración: el % se refiere a la cantidad de masa de dicho elemento en 100g de la
muestra (compuesto)
b) La cantidad de O2 necesaria para que al reaccionar con 4,86g de Mg formen el óxido
citado.
c) Mencione las leyes gravimétricas que se cumplen
Si para formar óxido nítrico se combinan completamente 28g de nitrógeno con 80g de
oxígeno, calcule la cantidad de óxido que se formará cuando reaccionen 7g de N2 con
40g de O2.
5
UNIDAD 2
MAGNITUDES – UNIDADES QUÍMICAS
OBJETIVOS
- Comprender que la materia está formada por partículas que podrán ser átomos o
moléculas, con identidad y masa definidas.
- Trabajar con cálculos cuantitativos para átomos y moléculas en una combinación
química.
- Diferenciar entre masa relativa y absoluta de átomos y de moléculas
DATOS PARA TENER EN CUENTA:
PESO ATOMICO RELATIVO (PAr)
Se consulta la Tabla Periódica y se expresa
en uma
ATOMO GRAMO (Mol de átomos)
Se expresa en g (gramos) el PAr
PESO MOLECULAR RELATIVO (PM)
Se necesita conocer la fórmula molecular de
la sustancia y se obtiene a partir de los PAr.
Se expresa en uma.
NUMERO DE AVOGADRO
6,02 x 1023
MOL
Masa que contiene 6,02 x 1023 partículas
EJEMPLO:
1 mol de átomos de N = 6,02 x 1023 átomos de nitrógeno
1 mol de moléculas de H2 = 6,02 x 1023 moléculas de hidrógeno
1 mol de K+ = 6,02 x 1023 iones de potasio
1 mol de electrones o protones = 6,02 x 1023 electrones o protones
ACTIVIDADES
1) Teniendo en cuenta, la diferencia entre masas moleculares relativas y absolutas de los
átomos y de las moléculas, y buscando los datos necesarios en tablas, calcule:
a. El PAr (masa atómica relativa) y la masa absoluta de la sustancia hierro (Fe).
b. El PMr (masa molecular relativa) y la masa absoluta de la sustancia sulfato de aluminio
Al2(SO4)3
c. La cantidad de átomos de Fe y de moléculas de Al2(SO4)3 presentes en 10 g de cada
una de las sustancias.
d. La masa de 2 moles de átomos de hierro (Fe) y los moles de átomos contenidos en 28g
de esta sustancia.
2) Realice los cálculos correspondientes para averiguar si la cantidad de átomos de sodio
contenidos en una muestra de 159g de Na2CO3 (carbonato de sodio) es igual, mayor o
menor que la contenida en la misma masa de Na3PO4 (fosfato de sodio).
6
3) Sabiendo que el mol es la masa en gramos que contiene el número de Avogadro de
partículas, calcule la masa de 0,5 moles de moléculas, átomos o iones, según corresponda,
de:
a) Hidróxido de sodio (NaOH).
b) Carbono (C)
c) Azufre (S).
d) Cationes calcio (Ca++).
4) ¿Cuáles de las siguientes masas contiene mayor número de átomos de Calcio?:
a) 8,2 g de Ca.
b) 0,2 moles de átomos de Ca.
c) 1,4 x 1023 átomos de Ca.
5) En 71 g de cloro gaseoso (Cl2) hay : (Dato: PACl = 35,5 uma) Marque la opción correcta:
a. 6,02 x 1023 átomos.
b. 6,02 x 1023 moléculas.
c. El doble de moléculas que de átomos.
d. 1,204 x 1024 átomos.
e. b y d son correctas.
Resolución: El cloro(g) se presenta en la naturaleza como molécula biatómica, al igual que
todos los gases (a excepción de los gases nobles o inertes) , como por ejemplo O2, N2, H2 o los
halógenos como el mencionado. Si la masa atómica relativa (PAr) del Cloro es de 35,5 en una
masa de 35,5g habrá 6,02 x 1023 átomos de Cl (1mol de átomos) y el doble de átomos (1,204
x 1024 ) se encontrarán en 71g de Cl2.
Si calculamos el número de moléculas, debemos tener presente que la masa molecular relativa
(PMr) del Cl2 es 71, por lo tanto en 71g habrá 6,02 x 1023 moléculas de Cl2 (1 mol de
moléculas)
6) En 18 g de H2O(g) y 34 g de NH3(g) (amoníaco), existen respectivamente:
a) 18 moléculas de H2O y 34 moléculas de NH3.
b) 18 L de H2O y 34 L de NH3, en CNPT.
c) Un número de Avogadro de moléculas de H2O y 1,204 x 1024 moléculas de NH3.
d) 22,4 L de H2O y 22,4 L de NH3.
e) 6,02 x 1023 moléculas de H2O y 6,02 x 1023 moléculas de NH3.
7) De una muestra de Ca(NO3)2 (nitrato de calcio) cuya masa es de 82g, calcular: el número de
moles y de moléculas de dicha sustancia, la cantidad de átomos de N y los gramos de Ca.
Resolución: La masa de un mol del compuesto es de 164g por lo tanto en 82g habrá 0,5 moles
de moléculas, por lo que, el número de moléculas en 0,5 moles es 3,01 x 1023 moléculas del
compuesto.
Para calcular la cantidad de átomos de N (nitrógeno) debemos observar que según la fórmula
molecular del compuesto, en 1 mol de nitrato de calcio hay 2 moles de átomos de N, por lo
7
tanto en 0,5moles (correspondiente a los 82g) hay 1 mol de átomos de N, es decir, 6,02 x 1023
átomos de N.
Los gramos de Ca se calculan teniendo en cuenta que en los 164g del compuesto, 40g
corresponden al Ca, por lo que, en 82g habrá 20g de Calcio.
8) Clasificar los siguientes enunciados como verdaderos o falsos:
a) 32 g de azufre contiene el mismo número de átomos que 1g de hidrógeno.
b) El peso atómico de un elemento es la masa en gramos de un átomo de dicho elemento.
c) El número de átomos que hay en 11,2 L de N2(g), en CNPT, es igual al número de
moléculas presentes en 28 g de N2(g).
d) 9,8g de H2SO4 contiene menos números de átomos de S que 6,4 g de SO2.
e) 1 g de azufre y 1 g de potasio contienen el mismo número de átomos.
9) Calcular el número de moles, moléculas y átomos que están contenidos en:
a) 8,5 g de amoníaco (NH3).
b) 6,72 L de metano (CH4 (g)) en CNPT.
10) Calcule para 2,408x1024 moléculas de oxígeno en CNTP:
a) Los gramos, la cantidad de átomos y los litros de oxígeno contenidos en el recipiente.
b) Litros de hidrógeno necesarios para reaccionar con la cantidad total de oxígeno del
recipiente y la cantidad en gramos de H2O que se forman.
Resolución: Debido a que el recipiente hay un gas (O2) en CNPT, podemos inferir que, en el
mismo hay 4 moles de moléculas que corresponden a los 2,408x1024 moléculas que tenemos
como dato, por lo tanto habrá 8 veces el Nº de Avogadro de átomos, es decir 4,816 x 10 24
átomos, y estarán contenidos en el mismo 32g (masa de un mol) x 4 = 128g de O2. Si
calculamos los litros, como 1mol de moléculas ocupan 22,4 L, entonces, los 4 moles ocuparán
89,6L.
Para calcular lo pedido en b, debemos utilizar los datos proporcionados por la Ley de Proust,
que indica que la relación de masas O / H para formar H2O es de 8 / 1, es decir 8g de O2
requieren 1g de H2 para que al combinarse formen H2O. Por lo tanto los 128g de O2 presentes
necesitarán 16g de H2 y como 2g de H2 (1 mol de moléculas) ocupan 22,4L los 16g ocuparán
179,2L. La cantidad de H2O que se formarán la calculamos de la siguiente manera, si cuando
reaccionan 8g de O2 se forman 9g de H2O, cuando reaccionen 128g de O2 se formarán 144 g
de H2O.
11) La masa aceptada de un protón es 1,67252 x 10-24g de acuerdo a ello, calcule la masa de
un mol de protones.
8
UNIDAD 3
ESTRUCTURA ATÓMICA
OBJETIVOS
- Reconocer la naturaleza subatómica del átomo.
- Comprender el comportamiento del átomo basado en las propiedades de las
partículas subatómicas y su distribución dentro del mismo.
- Diferenciar las transformaciones atómicas ordinarias de las atómicas nucleares.
ACTIVIDADES
1) Con los datos proporcionados de la constitución de diferentes núcleos atómicos, calcule el
número másico (A) y el número atómico (Z) y coloque el símbolo químico (consultando
la tabla periódica) del elemento en cuestión.
Nº de P (+)
Nº de N
18
16
11
9
15
22
16
12
10
16
Z
A
SÍMBOLO
QUÍMICO
2) El Oxígeno, en las transformaciones químicas ordinarias, puede transformarse en un anión
bivalente representado como:
16
O-2
8
Establezca cuál de las siguientes opciones indica la constitución subatómica de dicha
especie, en cantidad de protones, neutrones y electrones, respectivamente:
a) 8, 8, 8
b) 8,10, 8
c) 8, 8,10
d) 8, 8, 6
e) 6, 8, 8
3) Establezca cuál de las siguientes opciones indica la constitución subatómica de un isótopo
del 126C en cantidad de protones, neutrones y electrones, respectivamente:
a) 6, 6, 6
b) 6, 8. 6
c) 6, 6, 8
d) 8, 8, 8
e) 6, 8, 8
9
4) Dadas las siguientes opciones, indica para cada una de ellas Verdadero o falso, consultando
la tabla periódica:
a) Las especies F - F- -Al+++ son isoelectrónicas.
b) Las especies O y O= poseen el mismo número de neutrones.
c) Las especies Na+ - Ca++ y Cl – son cationes con la misma distribución electrónica.
d) La configuración electrónica del calcio en su estado fundamental es igual a la de su
estado excitado. Nota: el estado excitado es el que adquiere una sustancia para
combinarse químicamente.
5) Los números cuánticos se utilizan para determinar la ubicación de los electrones y para
inferir en el comportamiento (por ejemplo, contenido energético) de los mismos. Analice
las siguientes afirmaciones referida a la posición y/o comportamiento de los electrones en la
zona extranuclear de un átomo:
I. Cada orbital aloja un máximo de dos electrones, por lo tanto el subnivel p admite 10
electrones.
II. Electrones con el mismo valor de “n” y “l” pero distinto m, tienen distinto valor
energético.
III. En orbitales del mismo número cuántico “l”, los electrones no se aparean hasta que, por
lo menos, exista un electrón en cada uno de los orbitales.
IV. Un orbital “s” es de mayor energía que uno “p” correspondiente a un mismo nivel.
Marque la opción correcta:
a) Solo I es correcta.
b) I y II son correctas.
c) III y IV son correctas
d) I y IV son correctas
e) Solo III es correcta.
6) Un electrón se encuentra en el orbital 3s y su número cuántico de spin es igual a ½. Si se
quiere agregar un electrón más a ese mismo orbital, el nuevo electrón deberá tener uno de
los siguientes conjuntos de números cuánticos:
Opción
A
B
C
D
E
N
3
3
3
3
2
l
0
0
1
0
0
M
1
0
0
0
0
S
0
½
½
-½
-½
Resolución: El próximo electrón que ingresa a este átomo posee “disponible” un lugar en el
orbital s del nivel 3, por lo tanto, se ubicará en n=3 y l=0 (este valor de l le corresponde al
orbital s, que es el que ocupará el nuevo electrón).
Si l=0, al número magnético m (que indica la ubicación “más” probable del electrón en el
orbital) sólo le corresponde un valor, esto es, m=0 porque el orbital s es esférico alrededor del
núcleo.
10
Podemos observar que los tres números cuánticos del nuevo electrón son iguales al que se
encontraba ubicado, por lo cual, según el principio de exclusión de Pauli, el número spin
deberá ser diferente → s= -1/2
11
UNIDAD 4
TABLA PERIÓDICA Y ENLACES QUÍMICOS
OBJETIVOS
- Reconocer las diferentes divisiones esquemáticas de la tabla periódica.
- Valorar la tabla periódica como un instrumento utilizado para la explicación de
numerosas propiedades observadas en el comportamiento de los elementos
químicos
- Interpretar la correlación entre la ubicación en la tabla periódica y la
configuración electrónica de los elementos
- Comprender el tipo de unión que se establece entre elementos químicos a partir
de su ubicación en la tabla periódica.
- Reconocer los diferentes tipos de uniones químicas.
- Describir las propiedades de las sustancias dependiendo de los tipos de uniones
que las mantienen.
ACTIVIDADES
1.
En referencia al conocimiento de la estructura y utilidad de la tabla periódica,
complete la siguiente tabla utilizando como dato los Nº atómicos proporcionados
Nº
atómico
(Z)
11
25
18
56
Símbolo
químico
Bloque
Grupo
Periodo
Configuración electrónica
a) De los elementos señalados ¿cuáles son metales y cuáles no metales?
b) ¿Cuál es el elemento con mayor afinidad electrónica y cuál es químicamente inerte?
2.
a)
b)
c)
d)
De los siguientes grupos de elementos acompañados por su Z (Nº atómico), indique en
cada caso, el de menor radio atómico
Be (4), Ca (20), Sr (38)
O (8), O2Al (13), Al 3+
F (9), Br (35), I (53)
a)
b)
c)
d)
e)
Si la distribución electrónica de un átomo es: 1s2 2s2 2p6 3s2 podemos afirmar que:
Pertenece al período 2 de la tabla periódica, grupo III A.
En su último nivel energético posee un orbital desapareado.
Es un buen conductor de la electricidad.
Posee alta afinidad electrónica.
Es un no metal.
3.
12
4.
a)
b)
c)
d)
e)
5.
a)
b)
c)
d)
e)
Con respecto del elemento ubicado en el grupo IIA período 2 podemos afirmar que:
Posee menor radio atómico que el elemento perteneciente al grupo II período 4.
Posee menor carácter metálico que el elemento perteneciente al grupo IV período 2.
Es el más electropositivo del grupo.
Cuando reaccione químicamente se transformará en un anión bivalente.
Posee un alto potencial de ionización.
a)
b)
c)
d)
e)
Entre las siguientes características marque la /las que corresponde/n al elemento
ubicado en grupo VIIA, período 2:
Posee dos electrones de valencia
Su energía de ionización es muy baja.
Es el de mayor tamaño atómico entre los elementos de ese período.
Manifiesta gran afinidad electrónica.
Posee mayor carácter electrónico comparado con todos los elementos de su grupo
6.
7.
Con la información de que la configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6
3s1, responda:
El grupo y el período al cuál pertenece.
El número total de electrones y el número de electrones de valencia del elemento.
Cómo será su potencial de ionización comparado con el halógeno del mismo periodo
Explique porqué posee mayor carácter metálico que el elemento de configuración
electrónica 1s2 2s2 2p4
Cuándo reaccione químicamente tendrá mayor tendencia a transformarse en: ¿anión o
en catión? Fundamente.
Observe las reacciones de ionización representadas en I y II y complete cada una de las
afirmaciones que siguen:
I) KCL
K+ + Cl-
II) MgS
Mg2+ + S2-
a) El enlace interatómico presente en ambas sustancias es………………….
Resolución: El enlace que mantiene unido a los iones para formar la “molécula” es iónico porque
se establece entre un metal y un no metal. Cuando el enlace entre átomos es iónico la especie
formada no es molécula porque se forma una agrupación de cationes y aniones con una
distribución espacial determinada, denominado cristal iónico.
b) Los elementos de bajo potencial de ionización se transforman en.................................
13
Resolución: recordando que el potencial de ionización es una medida de la capacidad que tienen
los átomos de transformarse en aniones, podemos inferir que los que posee bajo potencial tendrán
la capacidad de transformarse en cationes.
c) Los elementos de alta afinidad electrónica se transforman en .............................................
Resolución: Como la afinidad electrónica es una medida de los átomos de adquirir electrones, los
de alta afinidad electrónica se transformarán en aniones.
d) La polaridad es mayor en la especie I que en la II porque.....................................................
Resolución: La polaridad de una sustancia está relacionada con la formación de polos dentro
de la molécula o cristal que forman los átomos al unirse y con la geometría que dicha especie
adopte en el espacio. Los cristales iónicos al estar formados por aniones y cationes poseen
polos negativos y positivos fuertemente diferenciados y son más polares que las moléculas
(especies) formadas por enlaces covalentes entre sus átomos.
Como las dos especies son cristales iónicos podemos decir que la polaridad, si bien es muy
alta, no es la misma en ambas porque son diferentes cristales. Por lo cual poseerá mayor
polaridad la que posea mayor diferencia de electronegatividades entre los átomos que la
forman. La más polar es la I porque se une un metal del primer grupo (más electropositivo
que el del segundo grupo) con un no metal del grupo de los halógenos (el grupo más
electronegativo de la tabla)
8.
Dadas las siguientes especies químicas: CCl4, N2, HCl, NaCl, H2O, HF, NH3, NH4+,
K2S, CS2:
a) Agrúpelas considerando el/los tipo/s de enlace/s interatómico/s que posean en: Iónico,
Covalente apolar, Covalente polar y Covalente polar y dativo.
b) Cuál/es de las especies citadas anteriormente pueden establecer enlaces puente H?
9.
En relación con los átomos que poseen las siguientes configuraciones:
I. 1s2, 2s2, 2p3
II. 1s2, 2s2, 2p5
III. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
Podemos afirmar:
a) II y III pueden combinarse por enlaces covalentes polares.
b) En una unión intramolecular, II podrá transformarse en un catión.
c) I puede combinarse consigo mismo mediante tres uniones covalentes apolares.
d) I y II podrán combinarse por medio de un enlace iónico.
e) Ninguna de las anteriores es correcta.
10.
Señale cuál de las especies presentadas a continuación se comporta como sustancia
apolar a pesar de poseer enlaces interatómicos polares
a) CCl4
b) HCl
14
c) CO
d) CaF2
Resolución: De las especies dadas lo primero que debemos averiguar es el tipo de enlaces
químicos interatómicos. La especie a) (molécula) presenta 4 enlaces covalentes polares; la especie
b) (molécula) presenta 1 enlace covalente polar (recuerde que el hidrógeno es un no metal a pesar
de que la mayoría de las tablas periódicas lo ubican en el grupo de metales alcalinos) ; la
molécula c) es un caso excepcional en donde los enlaces establecidos completan con 8 electrones
el átomo de Oxígeno pero con 6 el de Carbono, pero a pesar de esto los enlaces establecidos son
covalentes polares; y en la molécula d el enlace es iónico.
Según lo analizado en la actividad Nº7 la especie más polar es la que presenta enlaces iónicos por
lo cual esta especie queda descartada como apolar.
De las otras podemos deducir que si bien la molécula a (CCl4) posee enlaces polares (de tipo
covalentes) se presenta en el espacio con una geometría simétrica, por lo que el centro de cargas
negativas de la molécula coincide con el centro de cargas positivas (como en todas las moléculas
simétricas) y la polaridad de la molécula es nula.
11.
De las opciones dadas a continuación, seleccione la que contenga todas las especies
con enlaces covalentes polares.
a) NaCl, LiI y O2.
b) N2, H2O y HBr.
c) NaF, NaCl y O2.
d) H2O, CO Y HF.
e) N2, LiF, NaF.
15
UNIDAD 5:
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS. ESTEQUIOMETRÍA. REDOX
OBJETIVOS
- Analizar cuantitativamente las transformaciones químicas respetando las Leyes
gravimétricas.
- Trabajar con las fórmulas químicas moleculares, respetando la Ley de las
- proporciones definidas de las especies que intervienen en las transformaciones.
- Reconocer que las transformaciones químicas pueden representarse con
- ecuaciones químicas donde se cumple con la Ley de conservación de la masa.
- Comprender cuando las transformaciones son de óxido- reducción (redox).
- Valorar el estado de oxidación de los elementos en las sustancias oxidantes y en las
reductoras.
ACTIVIDADES
1)
Balancear y completar con fórmulas moleculares y/o nombres, según corresponda, las
ecuaciones correspondientes a transformaciones químicas de obtención de compuestos
inorgánicos:
a) ácido fosfórico + NaOH
fosfato de sodio + ............
b) ácido fosfórico + NaOH
fosfato mono-ácido de sodio + ............
c) hidróxido de calcio + ácido sulfúrico
d) hidróxido férrico + HCl
2)
.............. + .....................
FeCl3
+
....................
Balancear la siguiente ecuación, para luego completar el cuadro, teniendo en cuenta las
cantidades que se indican en cada caso:
H2S
+
O2
SO2
+
H2O
16
Moles de H2S Gramos de O2
Gramos de SO2
Gramos de H2O
1,6
3,0 g
3)
La siguiente ecuación representa la descomposición térmica del clorato de potasio:
KClO3 (s)
KCl (s)
+
O2 (g)
¿Cuántos gramos de O2 se forman a partir de la descomposición de 4,5 g de KClO3?
4)
¿Cuántos gramos y qué volumen (medidos en CNPT) de CO2(g) se producen, cuando
combustionan 360g de glucosa, representada según la siguiente ecuación química?
C6H12O6 + O2(g)
5)
CO2(g) +
H2O
Un método de obtención de cloro en el laboratorio emplea la reacción representada por
la siguiente ecuación:
MnO2 (s) + HCl (ac.)
MnCl2 (ac) + H2O + Cl2 (g)
Equilibre la ecuación y calcule que masa de dióxido de manganeso y de cloruro de
hidrógeno se necesitan para producir 5 moles de gas cloro.
6) Dada la siguiente reacción química:
Al (s) +
Cl2 (g)
Al Cl3 (s)
Si se deja reaccionar 1,5 moles de Al y 3,0 moles Cl2. Complete:
a) El reactivo limitante es ......................
b) Se obtienen................... moles de Al Cl3
17
Resolución: Lo primero que se debe hacer es balancear la ecuación utilizando
coeficientes estequiométricos
2 Al (s) + 3 Cl2 (g)
→
2 Al Cl3 (s)
Al equilibrar la reacción podemos observar que para que reaccionen completamente 3
moles de Cl2 como dice el enunciado, es necesario la masa correspondiente a 2 moles
de Al, y en esta situación planteada contamos con la masa de 1,5 moles de Al. Por lo
cual podemos inferir que la cantidad de Al proporcionada es menor que la que
necesitamos, es decir, los 1,5 moles de Al están en defecto o podemos deducir que la
cantidad de Cl2 proporcionada (3 moles) están en exceso
Ante una situación de este tipo se recomienda tomar como dato para realizar cálculos
estequiométricos, el reactivo en defecto porque es el limitante, ya que la
transformación continua hasta que este se consuma, sobrando sin reaccionar, parte del
reactivo en exceso.
De acuerdo a lo explicado para la masa correspondiente a 1,5 moles de Al
reaccionarán, solamente, 2,25 moles de Cl2, sobrando sin reaccionar 0,75moles.
La masa formada se calcula con la cantidad colocada del reactivo limitante (1,5 moles
de Al) o con la cantidad que reacciona del reactivo en exceso (2,25 moles de Cl2). Por
lo cuál:
Si cuando reaccionen 2 moles de Al se forman 2 moles de AlCl3, cuando reaccionen
1,5 moles de Al se formaran 1,5 moles de Al Cl3
7)
Si se introducen en un recipiente 504 g de HNO3 y 6 moles de Cu, para completar la
siguiente transformación química:
Cu
+
HNO3
Cu(NO3)2
+
NO2
+ H2O
Calcule:
a) El reactivo que se encuentra en defecto.
b) El reactivo que se encuentra en exceso.
c) Los gramos de Cu(NO3)2 que se obtienen.
d) Las moléculas de H2O que se forman.
e) El volumen de NO2 que se desprende si la reacción se produce en CNPT.
8)
El nitrato de plata puede obtenerse de acuerdo a la siguiente reacción química, no
balanceada:
Ag +
HNO3
AgNO3
+
NO2
+
H2O
Considerando que se hacen reaccionar 83 g de HNO3 y 12 g de Ag, calcule:
a) La masa de AgNO3 formada
b) El reactivo que limitante y la masa del reactivo en exceso que reacciona.
18
9)
Una tira de cinc metálica que pesa 2 g, se coloca en una solución acuosa con 2,5 g de
nitrato de plata, ocasionando la siguiente reacción:
Zn (s)
+
AgNO3 (ac)
Ag (s) +
Zn (NO3) 2 (ac)
Balancee dicha ecuación y calcule los gramos de Ag que se forman en dicha reacción.
Resolución: la reacción balanceada será
Zn (s)
+
2 AgNO3 (ac)
2 Ag (s) +
Zn (NO3) 2 (ac)
En esta situación los datos proporcionados están en masa, por lo cual nos conviene trabajar los
coeficientes estequiométricos en masa:
65,4g Zn (s) + 340g AgNO3 (ac) → 216g Ag (s) + 189,4g Zn (NO3) 2 (ac)
Según la reacción balanceada 65,4g de Zn reaccionan completamente con 340g de AgNO3
Por lo que los 2g de Zn colocados (en forma de tira metálica) necesitarán 10,39g de AgNO3
Como solamente se han colocado 2,5g AgNO3 de podemos afirmar que esta sustancia está en
defecto o que es la limitante de la reacción, por lo tanto la cantidad de producto formado se
calcularán con la cantidad colocada de esta sustancia
Si con 340g del limitante se obtienen 216g de Ag
Con 2,5 g del limitante se obtendrán 1,59g de Ag
10)
La descomposición térmica del bicarbonato de sodio (NaHCO3), representada en la
siguiente ecuación no balanceada, origina:
NaHCO3

Na2CO3 + CO2 + H2O
En caso de que se sometan 42 g de NaHCO3 a descomposición térmica, responda:
a) ¿Cuántos moles y cuantos gramos de Na2CO3 se forman?
b) ¿Cuántos gramos de CO2 se forman?
c) ¿Cuántas moléculas de agua se forman?
11)
Una forma de obtener CO2 en el laboratorio es hacer reaccionar carbonato de calcio y
cloruro de hidrógeno, según la siguiente ecuación química:
CaCO3
+ HCl
CO2
+ H2O + CaCl2
¿Qué masa en gramos de ácido y cuántos moles de sal necesita para obtener 0,8 moles de
CO2?
19
12)
La efervescencia que se produce cuando una tableta de un antiácido se disuelve en agua
se debe a la reacción entre el NaHCO3 y el ácido cítrico (H3C6H5O7) según la siguiente
reacción química, no balanceada:
NaHCO3 + H3C6H5O7
Na3C6H5O7 + CO2 (g) + H2O
Calcule:
a) Los gramos de NaHCO3 que reaccionan para obtener 2,24 litros de CO2 medidos en
CNPT.
b) Las moléculas de H2O que se producen cuando reaccionan 0,03 moles de NaHCO3 con
0,05 moles de H3C6H5O7
c) Si se obtienen 0,01 mol de Na3C6H5O7. ¿De que cantidad de reactivos expresados en
gramos, se partió?
d) La masa del reactivo en exceso que no reaccionó.
13)
Indique cuál es el estado de oxidación del elemento combinado con el oxígeno en cada
uno de los siguientes compuestos:
a) CO2
b) P2O3
c) CuO
d) ZnO
e) Fe2O3
Resolución: Lo primero que debe tener en cuenta es que en una sustancia determinada el
estado de oxidación es cero. Luego:
Si el estado de oxidación del oxígeno, en los compuestos mencionados, es de -2 (observe que
en todos los enlaces establecidos por el oxígeno en cada una de las sustancias anteriores,
“gana” dos electrones) el de la otra sustancia combinada con este elemento deberá ser tal, que,
la suma algebraica de cero. Por lo cual en la sustancia a) el C posee un estado de oxidación de
+4, porque cada átomo de O posee un estado de oxidación de -2 (-2 x 2 átomos de O). En la b)
el P actúa con +3 (porque el estado de oxidación total aportado por este elemento debe ser +6
y como hay 2 P cada uno actúa con +3); en la c) el Cu con +2; en la d) el Zn con +2 y en la e)
el Fe con +3
14)
Analice las siguientes afirmaciones referidas a la siguiente ecuación no balanceada:
HCl + MnO2 
MnCl2 + Cl2 + H2O
En dicha reacción podemos afirmar que:
20
En la reacción el Cl disminuye su número de oxidación al formar Cl2
I.
II.
El Mn del MnO2 se reduce al formar MnCl2
La formación de Cl2 implica oxidación del Cl
III.
A continuación seleccione la opción que incluye la/s correcta/s:
a)
sólo I es correcta
b)
sólo II es correcta
c)
sólo I y II son correcta
d)
sólo II y III son correctas
e)
I, II, y III son correctas
15)
Indicar en cada una de las siguientes reacciones el elemento que se oxida, el elemento
que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor.
16)
Cl2

a)
2 FeCl2
+
b)
SnO2 +
2 CO 
Sn
c)
2 Al +
Fe2O3 
Al2O3
d)
3 CO +
Fe2O3 
3 CO2
2 FeCl3
+
2 CO2
+
+
2 Fe
2 Fe
Equilibrar las siguientes ecuaciones e indicar el elemento que se oxida, reduce y el
agente oxidante y agente reductor:
Na + Cl2
NaCl
CuSO4 + Zn
ZnSO4 + Cu
21
UNIDAD 6:
SOLUCIONES Y PROPIEDADES COLIGATIVAS
OBJETIVOS
- Analizar cuantitativamente como están formadas las soluciones acuosas.
- Comprender las diferentes expresiones cuantitativas que se utilizan de las
soluciones acuosas.
- Trabajar interconvirtiendo las diferentes expresiones de concentración.
- Analizar las propiedades de las soluciones acuosas dependientes de la cantidad de
partículas de soluto disueltas
ACTIVIDADES
1) Calcular la cantidad de moles de soluto que hay en 500 mL de una solución de:
a) H2SO4 0,5 M
b) H2SO4 0,6 N
c) H2SO4 3 M
2) Expresar en g/L la concentración de las siguientes soluciones de ácido sulfúrico.
a) 0,5 M
b) 0,5 N
c) 0,10 M
3) Calcular la cantidad en gramos de NaOH necesarios para preparar:
a) 500 mL de una solución 0,8M.
b) 350 mL de una solución 2N.
c) 100 mL de una solución 20% m/v.
4) Expresar la concentración de las soluciones citadas a continuación en M, N, % m/v y g/L:
a) 49,0g de H2SO4 en 500 mL de solución final.
b) La masa correspondiente a 0,5 equivalentes de H2SO4 disueltos en 250 mL de solución
final.
Resolución:
Solución a) Para la M ( el Nº de moles del ácido sulfúrico disueltos en 1000 mL de solución)
de la solución debemos calcular el Nº de moles en los 49g del ácido. Si la masa de un mol de
dicho ácido es de 98g, los 49g representan la masa de 0,5moles. Los 0,5 moles del H2SO4 están
en 500mL de solución por lo tanto en 1000 mL habrá 1 mol. La solución del ácido es 1M.
La expresión M se puede interconvertir en las otras solicitadas, de la siguiente manera:
Si en 1000 mL de solución hay 1 mol de de H2SO4 y este soluto posee 2 equivalentes
químicos por cada mol, estos equivalentes estarán disueltos en 1000 mL de solución y la
solución será 2N
22
Si en 1000 mL de la solución hay 1 mol del ácido en dicho volumen se encuentran
disueltos 98g (masa de 1 mol) por lo que en 100 mL habrá 9,8g y la solución se podrá expresar
como 9,8%m/v
Si en 1000 mL de la solución hay 1 mol del ácido en dicho volumen se encuentran
disueltos 98g (masa de 1 mol) la concentración de la solución se podrá expresar como 98g/L
Solución b Tal como mencionamos anteriormente en 1 mol del ácido hay 2 equivalentes
químicos, por lo tanto 0,5 equivalente corresponden a 0,25 moles. Esta cantidad de moles
están disueltas en 250mL por lo tanto en 1000 mL habrá 1 mol. La solución será 1M.
Las interconversiones pedida se analizan de la misma manera que las explicadas en el punto
anterior y nos queda: 2N, 9,8%m/v y 98g/L
5)
Indicar la cantidad de moles y de equivalentes químicos que hay en:
a) 1000 mL de una solución 1M de NH3.
b) 300 mL de una solución 1,5N de NaOH
6)
En cada opción seleccione cuál de las disoluciones es más concentrada:
a) Una disolución 1 M de hidróxido de calcio o una disolución 0,1 M del mismo soluto.
b) Una disolución 1 M y una disolución 1N de ácido sulfúrico.
c) Una disolución 0,1 M de hidróxido ferroso o una disolución 0,1 M de sulfato ferroso.
d) Una disolución 1 M de ácido fosfórico o una disolución 1N de fosfato ácido de sodio.
7)
Se neutralizan 50 mL de una solución de ácido sulfúrico con un exceso de solución de
cloruro de bario. El precipitado obtenido (sulfato de bario) pesaba 0,3730 g. ¿Cuál es la
normalidad de la solución de ácido sulfúrico?
Resolución: Para su resolución deberá conocer la masa del H2SO4 que reacciona (debido a que
este reactante es el limitante, porque según nos indica el problema, el BaCl2 está en exceso)
para obtener 0,373g del BaSO4, para lo cual tendrá que plantear la ecuación química ,
balancearla y aplicar cálculos estequiométricos. Siguiendo el procedimiento anterior llega a la
conclusión que necesita 1,6 x 10 -3 moles del ácido sulfúrico.
Esta cantidad de moles, según indican en esta situación, se encuentran disueltos en 50mL, pero
nos piden la N que es una expresión de la concentración del soluto en 1000mL de solución.
En 1000mL de solución habrá 0,032 moles de H2SO4, y si lo transformamos en equivalentes
químicos, tendremos 0,064 equivalentes de H2SO4 en 1000mL de solución. La N=0,064
23
8)
Si preparamos 500mL de una solución 1M de CaHPO4: ¿En qué volumen estarán
contenidos 38g de la sal?
9)
Se quiere preparar una solución 2M de HCl a partir de una solución madre de
concentración 15M. ¿Cuántos mL de dicha solución se deben tomar.
10)
Calcule la N de una solución de H2SO4 teniendo en cuenta que para neutralizar 500mL
de dicha solución se utilizaron 200 mL de NaOH 0,5N.
11)
Con respecto a una solución 1M de glucosa (PM relativo =180) se puede afirmar que:
a) Se prepara disolviendo 90g del soluto en 500 mL de H2O.
b) 360g del soluto son necesarios para preparar 2L de solución.
c) En 10mL de solución existen 6,02 X 1023 moléculas del soluto.
d) La fracción molar del soluto es X= 0,5.
e) Su concentración es 180% m/v.
12)
Calcule la fracción molar de soluto en una solución 40 % m /m de HNO3.
13)
Ordenar las siguientes soluciones en orden creciente de punto de ebullición:
a) Sacarosa 0,01m.
b) Na2SO4 0,01m.
c) NaCl 0,01m.
d) Urea 0,02m.
14)
I.
II.
Prediga la dirección del flujo de agua en una cuba formada por:
Agua separada por una membrana semipermeable de una solución diluída de NaCl.
Una solución 0,1m de NaCl separada por una membrana semipermeable de una
solución 1m de la misma sal.
24
15)
Calcule la presión osmótica, ascenso ebulloscópico y descenso crioscópico de las
siguientes soluciones a 25° C (298° K):
Soluto
Glucosa
Urea
NaCl
16)
Concentración
molal
0,2
0,4
0,2
Presión
osmótica
Ascenso
ebulloscópico
Descenso
crioscópico
Considerando que la osmolaridad del plasma es de 0,3 Osm, calcule la cantidad en
gramos de NaCl necesarios para preparar 1L de solución iso-osmótica con el plasma.
Resolución: 1 mol de NaCl en solución se disocia en 2 moles de partículas (1mol Cl- y 1 mol
de Na+) por lo que si se disulve 1 mol de esta sal en 1L de solución habrá en ese volumen 2
moles de partículas y la presión osmótica sería de 2 Osm. Por lo que para que la presión
osmótica sea de 0,3 Osm necesitamos 0,15 moles en 1L o 8,77 g de NaCl en 1L.
17)
Calcular la presión osmótica a 18° C de una solución de glucosa, que contiene 1 g de
sustancia en 20 cm3 (Glucosa: C6H12O6)
Resolución para calcular una propiedad coligativa, como es la presión osmótica, debe tener en
cuenta el nº de partículas del soluto en 1L o 1000cm3 y luego, tener en cuenta, que esta
propiedad se la solicitan a una temperatura diferente de 25ºC.
Por lo tanto en 1000 cm3 habrá 50 g de glucosa que corresponden a 0,278moles (porque 1 mol
de glucosa posee una masa de 180g) y la temperatura solicitada es 291 ºK (unidad de
temperatura que se debe trabajar para calcular la presión osmótica). Aplicando la fórmula:
π = M (partículas) x 0,082 (r de los gases) x T (ºK)
π = 0,278 x 0,082 x 291 = 6,63 atmósferas
25
UNIDAD 7:
ÁCIDO-BASE, pH y BUFFER
OBJETIVOS
- Identificar los solutos ácidos y los solutos básicos y el producto de la ionización de
dichos electrolitos en soluciones acuosas
- Valorar las soluciones acuosas teniendo en cuenta el pH.
- Conocer las concentraciones iónicas en soluciones acuosas ácidas y básicas.
- Comprender el mecanismo de acción de las soluciones amortiguadoras o buffer en
los sistemas biológicos
ACTIVIDADES
1) Complete el siguiente cuadro con los datos faltantes:
Solución
A
B
C
D
E
F
pH
1
3
pOH
Carácter de la solución
Ácida
6
Neutra
4
4
2) Calcular:
a) El pH de una solución 0,020 M de H+.
b) Las concentraciones de [OH-] y de [H+] en el agua de mar cuyo pH es 8,3.
c) El pH de una solución 2,5 x 10-3 M de OH -
3) Calcular el pH de soluciones con las siguientes [H+]:
a) 10-7 M
b) 10-2 M
c) 3,5 x 10-1 M
4) Calcular la [H+] en soluciones con los siguientes valores de pH:
a) 6
b) 12
c) 1,4
d) 4,5
26
5) Dadas las siguientes soluciones:
Ca(OH)2 5x10-4M
HNO3 5x10-4M
NaOH 1X10-3M
HCN 5x10-4M ( Ka 4x10-10)
a- Escriba la ecuación química que representa la disociación de cada una de ellas.
b- Ordénelas en sentido creciente de pH.
Resolución:
Las ecuaciones químicas que representan la disociación de cada electrolito en H2O son:
Ca(OH)2 + H2O → Ca+2 + 2 OHHNO3
+ H2O → NO3- + H+
NaOH
+ H2O →
Na+
HCN
+ H2O
CN-
+ OH+ H+
Debe tener en cuenta, según las ecuaciones anteriores, que:
Ca(OH)2 5x10-4M genera 1x10-3M de OH- ( el doble de la concentración del hidróxido, porque
según la ecuación de disociación por cada 1 mol del hidróxido de calcio se generan 2 moles de
OH-). Por lo tanto, dicha solución posee 1x10-11 M de H y un valor de pH=11
HNO3 5x10-4M genera 5x10-4M de H+ (la misma concentración del ácido porque según la
ecuación de disociación por cada mol del ácido que se disocia se genera 1 mol de H+) Por lo
tanto, esta solución posee un valor de pH=3,3
NaOH 1X10-3M genera 1X10-3M de OH- (la misma concentración de la base porque según la
ecuación de disociación por cada mol del hidróxido que se disocia se genera 1 mol de OH-)
Por lo tanto posee, dicha solución tiene 1x10-11 M de H+ y un valor de pH=11
HCN 5x10-4M ( Ka 4x10-10) genera 4 x 10 -7 M de H+ ( la cantidad de H+ que disocia un
ácido débil se obtiene a partir de √ Ka x Concentración inicial del ácido que para este caso es :
√ 4x10-10 x 5x10-4M ). Por lo tanto, esta solución posee un valor de pH= 6,4.
b) De acuerdo al cálculo de pH obtenido en el punto anterior, el sentido creciente de su valor
será:
HNO3 5x10-4M ˂ HCN 5x10-4M ˂ Ca(OH)2 5x10-4M = NaOH 1X10-3M
27
6) Teniendo en cuenta los datos de Kdis presentados en la tabla siguiente, ordene los
electrolitos en sentido creciente de su carácter ácido:
Electrolito
H2S
H3PO4
CH3-COOH
H2SO4
H2O
Kdis
1,1 x 10-7
7,5 x 10-3
1,8 x 10-5
Infinita
1 x 10-14
7) Calcular [H3O+] y el pH de las siguientes soluciones suponiendo disociación total de: (El
valor real del pH se obtiene con la concentración molal m del electrolito como lo
mencionamos en este ejercicio, sin embargo como se calculan en soluciones muy diluidas, no
inferimos en error apreciable si trabajamos con soluciones molares M)
a) Solución de HCl 0,01m.
b) Solución de NaOH 2 x 10-2 m.
c) Solución de HClO4 2,1 x 10-4 m.
d) Solución de Ba (OH)2 2 x 10 –3 m.
8) Si tenemos una solución de HNO3 0,050 M, ¿Cuál será la [ H+ ] y el pH en esta solución?
9) El pH del estómago es de 1,2. Suponiendo que este valor de pH es dado solamente por el
HCl, calcule la concentración molar (M) de dicho ácido.
28
10) Determinar:
I. El pH de las soluciones de NaOH 0,4M y
II.
4,5x10-3M
III. La [H+] y la [OH-] del ácido acético, CH3COOH, 0,2 M que está ionizado un 1,5 %
IV. El pH y el pOH
11) ¿Cuántos gramos de NaOH deberán ser disueltos en 250mL de solución final si se desea
obtener una solución de pH = 10?
Resolución: Si la solución a obtener debe ser de pH=10, el pOH deberá ser de 4. Si el pOH es 4,
la [OH-] será de 1 x 10-4 M.
Cómo se trata de una base fuerte y, que además, en la disociación de 1 mol del hidróxido se
genera 1 mol de OH-, deberá disolverse 1 x 10-4 moles de NaOH en 1000 mL de solución,
para generar 1 x 10-4M de OH-. Debido a que se desea preparar 250mL, la masa del hidróxido
utilizada será la correspondiente a 2,5 x 10-5 moles de base. Es decir 0,001g en un volumen
final de 250mL
12) Si se mezclan 10 mL de HCl 0,1 N con 15mL de NaOH 0,2 N, calcular de la mezcla
resultante: [H3O+], [OH-] y pH.
13) Dados los siguientes pares de compuestos indique cual o cuales de ellos forma/n un
sistema buffer y calcule el pH del buffer cuando corresponda (buscar Ka en guía teórica):
a) H2CO3 0,1N/NaHCO3 1N.
b) NaH2PO4 1N/ Na2HPO4 0,1N
c) CH3-COOH 1N/CH3-COONa 1N.
29
d) HCl 1N/NaCl 1N.
14) De los sistemas buffers seleccionados en el punto anterior indique, J.S.R:
a) ¿Cuál posee mayor capacidad buffer?
b) ¿Cuál amortiguará mejor el agregado de pequeñas concentraciones de una solución
diluída de NaOH?
15) Un sistema amortiguador contiene 0,10 mol de ácido acético (K.: 1,8 X 10-5) y 0,10 mol de
acetato de sodio por litro. Calcular:
a) el pH del amortiguador
b) el pH después de la adición de 0,01 mol / L de HCl
c) el pH después de la adición de 0,01 mol / L de NaOH
30
UNIDAD 8:
NOCIONES DE QUÍMICA ORGÁNICA
OBJETIVOS
- Analizar las propiedades del elemento C que forma los compuestos orgánicos.
- Comprender el estado electrónico híbrido de los orbitales de valencia del átomo
de Carbono
- Identificar las distintas familias de hidrocarburos.
- Establecer la multiplicidad de compuestos orgánicos basados en los diferentes
tipos de isomería.
- Identificar las principales funciones orgánicas oxigenadas y nitrogenadas y sus
respectivos grupos funcionales.
ACTIVIDADES
1) Analizando las propiedades y el comportamiento del átomo de Carbono que forma parte de
los compuestos orgánicos, determine cual/es de las siguientes opciones es/son verdaderas:
a) Los átomos de carbonos que forman los alcanos adoptan, en el espacio, una geometría
plana triangular.
b) Los átomos de carbonos que participan en el doble enlace de los alquenos poseen
hibridización sp3.
c) Los carbonos que participan del anillo bencénico poseen hibridización sp2 y adoptan
una geometría espacial plana triangular.
d) La hibridización sp es propia de los átomos de carbono que establecen entre ellos un
triple enlace covalente.
e) La geometría tetraédrica es la que adoptan los carbonos que forman parte de los
hidrocarburos clasificados como alcanos.
2) Los átomos de carbono de un compuesto orgánico se pueden clasificar en primarios,
secundarios, terciarios y cuaternarios.
Dibuje la fórmula semidesarrollada de un compuesto orgánico de fórmula molecular C7H16
que posea los cuatro tipos de carbonos mencionados. Nombre (según nomenclatura IUPAC)
dicho compuesto.
3) Las fórmulas moleculares de los hidrocarburos no los identifican, debido a que numerosos
compuestos orgánicos diferentes pueden compartirlas. A los compuestos diferentes que poseen
la misma fórmula molecular se los denomina isómeros.
Teniendo en cuenta las siguientes fórmulas moleculares: C5 H12 y C5 H10
I. Proponga dos fórmulas estructurales o semidesarrolladas para cada una de ellas y
nómbrelas según nomenclatura IUPAC
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II. Analice, en los compuestos propuestos, que tipo de isómeros son.
4) Los compuestos orgánicos se pueden clasificar en familias, con propiedades físicas y
químicas determinadas, dependiendo del grupo funcional que posean.
Clasifique los siguientes compuestos en familias orgánicas, identificando los grupos
funcionales:
1) COOH - CHNH2 - CH3
2) CH3 – COOH
3) COH - CH2 - CH3
4) CH3 – O - CH3
5) CH3 – CO - CH2 - CH2 - CH3
6) CH2OH - CH2 - CH2 - CH3
7) CH3 – C OH - CH2 - CH3

CH3
8) NH2 – COOH
9) CH3 – NH - CH3
10) CH3 – CH2 - CO - CH3
11) CH3 - OCO - CH2 - CH3
12) NH2 – CO - CH3
13) CH3 – CH2 - NH(CH3)
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14) CH2 = CH – CH2OH
15) COH – CH2 – CH3
16) HC  C – CH(OH) – CH2OH
17) CH3 –CO – CH(OH) – CH2 – CH3
18) H2N  O  COOH
5) Dibuje un isómero funcional y otro de posición de la siguiente molécula:
O

CH3 - C - CH2 - CH2 - CH2 - CH3 (2- hexanona)
Resolución: Los isómeros funcionales son compuestos orgánicos que poseen la misma
fórmula molecular pero pertenecen a familias distintas debido a que poseen grupos funcionales
diferentes. Por lo tanto del compuesto citado podrá dibujar una cadena saturada de 6 carbonos
con el grupo funcional carbonilo en un carbono primario, es decir un aldehído. También
puede dibujar un éter de 6 átomos de carbono y será isómero funcional de la 2 hexanona.
Los isómeros de posición son compuestos orgánicos que poseen el mismo grupo funcional
pero en distinta posición, por lo tanto de la 2hexanona sólo podrá dibujar la 3hexanona.
(observe que no existe la 4hexanona ni la 5hexanona porque según la IUPAC el C número 1 de
las cetonas es el más cercano al grupo funcional)
6) La siguiente fórmula molecular corresponde a la glucosa:
CH2OH -CHOH -CHOH -CHOH -CHOH –COH
La glucosa es un compuesto polar (se disuelve en agua) por la presencia de grupos oxhidrilos
en su molécula y es un azúcar reductor por la presencia del grupo carbonilo:
a) Marque en la fórmula de la glucosa cada uno de los grupos funcionales mencionados.
b) Es un azúcar que se presenta en la naturaleza como una mezcla de enantiómeros.
Fundamente esta afirmación.
7) Analice la estructura del siguiente compuesto orgánico, denominado 2,3 dicloro 2 buteno y
marque la opción correcta
CH3 - CCl = CCl - CH3
a) Posee como propiedad física importante, desviar el plano de la luz polarizada.
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b) Se puede presentar como cis o como trans.
c) Es ópticamente activo.
d) No presenta isomería espacial.
e) Se presenta en la naturaleza como dos enantiómeros con propiedades físicas diferentes.
8) Analice las siguientes afirmaciones referidas a los compuestos A y B
A
B
CH3  COOH
CH2OH  COH
I) El compuesto A es un ácido y el B un hidroxialdehído
II) Son isómeros de función entre si.
III) Poseen isómeros espaciales
A continuación seleccione la opción que menciona la/s correcta/s:
a) sólo I
b) sólo II
c) sólo III
d) sólo I y II
e) sólo II y III
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