Cuestiones y Problemas Resueltos de Química

Cuestiones de Verdadero o Falso

a) La masa de un ion monovalente positivo es menor que la del átomo correspondiente: Verdadero (V). Aunque la diferencia es mínima, el ion monovalente positivo tiene un electrón menos que el átomo neutro. La masa del electrón es 9.1 x 10^-31 kg. Sin embargo, dado que las masas del protón y el neutrón son aproximadamente 1800 veces mayores, la masa del ion es *aproximadamente* igual a la del átomo.

b) El número atómico de un ion monovalente positivo es menor que el del átomo correspondiente: Falso (F). El número atómico (número de protones en el núcleo) no cambia durante la ionización. El ion se forma por la pérdida de un electrón.

c) En un gramo de cualquier elemento hay más átomos que habitantes tiene la Tierra (6 x 10⁹): Verdadero (V). En un mol de cualquier elemento hay 6.022 x 10²³ átomos (Número de Avogadro). La masa molar de los elementos varía, pero incluso para los elementos más pesados, un gramo contendrá significativamente más átomos que el número de habitantes de la Tierra.

d) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H₂: Falso (F). Un mol de helio (He) contiene 6.022 x 10²³ átomos de helio. Un mol de hidrógeno molecular (H₂) contiene 6.022 x 10²³ *moléculas* de H₂, lo que equivale a 2 x 6.022 x 10²³ átomos de hidrógeno.

e) La masa de un átomo de helio es 4 gramos: Falso (F). La masa de un *mol* de helio es aproximadamente 4 gramos. La masa de un solo átomo de helio es extremadamente pequeña, aproximadamente 6.641 x 10^-24 g.

f) En un gramo de hidrógeno hay 6.023 x 10²³ átomos: Verdadero (V). Un mol de átomos de hidrógeno (H) tiene una masa de aproximadamente 1 gramo y contiene el número de Avogadro de átomos.

Problemas de Disoluciones

1. Preparación de una disolución de NaOH

Calcular la masa de NaOH del 80% de pureza necesaria para preparar 250 mL de disolución acuosa 0.025 M.

Material:

• Balanza
• Vidrio de reloj
• Espátula
• Vaso de precipitados
• Embudo
• Matraz aforado de 250 mL
• Frasco lavador
• Pipeta

Procedimiento:

1. Se calcula la masa de NaOH puro necesaria:
   • Moles de NaOH = Molaridad x Volumen = 0.025 mol/L x 0.250 L = 0.00625 moles
   • Masa de NaOH puro = Moles x Masa molar = 0.00625 moles x 40 g/mol = 0.25 g
2. Se calcula la masa de NaOH al 80% de pureza:
   • Masa NaOH (80%) = Masa NaOH puro / Pureza = 0.25 g / 0.80 = 0.3125 g. Se deben pesar 0.31 g (aproximando).
3. Se pesa el NaOH en un vidrio de reloj utilizando la balanza y la espátula.
4. Se transfiere el NaOH al vaso de precipitados que contiene aproximadamente 100 mL de agua destilada.
5. Se agita la mezcla hasta la completa disolución del NaOH.
6. Se vierte la disolución en el matraz aforado de 250 mL utilizando el embudo.
7. Se lava el vaso de precipitados y el embudo con pequeñas cantidades de agua destilada, añadiendo el agua de lavado al matraz aforado.
8. Se añade agua destilada al matraz aforado hasta cerca de la marca de enrase.
9. Se enrasa cuidadosamente con la pipeta, añadiendo agua destilada gota a gota hasta que la parte inferior del menisco coincida con la línea de enrase.
10. Se tapa el matraz y se invierte varias veces para homogeneizar la disolución.

2. Dilución de ácido sulfúrico

Se toman 25 mL de ácido sulfúrico de densidad 1.84 g/mL y 96% de riqueza, y se añade agua hasta un volumen final de 250 mL.

Material:

• Pipeta de 25 mL
• Frasco lavador
• Matraz aforado de 250 mL
• Probeta (opcional, para medir el agua inicial)

Procedimiento:

1. Se añaden aproximadamente 150 mL de agua destilada al matraz aforado de 250 mL. *Nunca se debe añadir agua sobre ácido concentrado*.
2. Con la pipeta, se toman 25 mL del ácido sulfúrico concentrado del frasco original.
3. Se añade *lentamente* el ácido sulfúrico concentrado al agua en el matraz aforado. Es importante hacerlo lentamente y con agitación suave para evitar salpicaduras y un calentamiento excesivo.
4. Se añade agua destilada con el frasco lavador hasta cerca de la marca de enrase.
5. Se enrasa cuidadosamente con la pipeta, añadiendo agua destilada gota a gota hasta que la parte inferior del menisco coincida con la línea de enrase.
6. Se tapa el matraz y se invierte varias veces para homogeneizar la disolución.

Problemas de Estequiometría

1. Disolución de HNO₃

Una disolución de HNO₃ 15 M tiene una densidad de 1.40 g/mL. Calcular:

a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa.

b) El volumen de dicha disolución necesario para preparar 10 L de disolución de HNO₃ 0.05 M.

a)

1. Masa de HNO₃ en 1 L de disolución: 15 moles/L x 63 g/mol = 945 g HNO₃
2. Masa de 1 L de disolución: 1000 mL x 1.40 g/mL = 1400 g
3. % en masa = (Masa HNO₃ / Masa disolución) x 100 = (945 g / 1400 g) x 100 = 67.5%

b)

1. Moles de HNO₃ necesarios: 0.05 moles/L x 10 L = 0.5 moles
2. Volumen de disolución concentrada: (0.5 moles) / (15 moles/L) = 0.0333 L = 33.33 mL

2. Determinación de la riqueza de nitrato de plata

Se disuelven 5 gramos de nitrato de plata impuro en 500 mL de agua. Se añaden 20 mL de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1.07 g/cm³ y 4% en peso. Calcular:

a) La riqueza del nitrato de plata.

b) La molaridad del ácido clorhídrico.

Reacción:

AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃

a)

1. Masa de la disolución de HCl: 20 mL x 1.07 g/mL = 21.4 g
2. Masa de HCl puro: 21.4 g x 0.04 = 0.856 g
3. Moles de HCl: 0.856 g / 36.5 g/mol = 0.023 moles
4. Moles de AgNO₃ = Moles de HCl = 0.023 moles (según la estequiometría de la reacción)
5. Masa de AgNO₃ puro: 0.023 moles x 170 g/mol = 3.91 g
6. Riqueza = (Masa AgNO₃ puro / Masa muestra) x 100 = (3.91 g / 5 g) x 100 = 78.2%

b)

Molaridad HCl = Moles HCl / Volumen (L) = 0.023 moles / 0.020 L = 1.15 M

3. Combustión de metano y etano

Una mezcla de 100 cm³ de metano (CH₄) y etano (C₂H₆) arde con 320 cm³ de oxígeno. Calcular:

a) El volumen de cada gas en la mezcla.

b) Las fracciones molares de cada gas.

Reacciones:

• CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
• C₂H₆ + (7/2)O₂ → 2CO₂ + 3H₂O

a)

Sea:

• x = volumen de CH₄
• y = volumen de C₂H₆

Sistema de ecuaciones:

• x + y = 100
• 2x + (7/2)y = 320

Resolviendo el sistema: x = 20 mL (CH₄), y = 80 mL (C₂H₆)

b)

• Fracción molar CH₄ = 20 mL / 100 mL = 0.2
• Fracción molar C₂H₆ = 80 mL / 100 mL = 0.8

4. Reacción de la pirita

La pirita (FeS₂) reacciona con oxígeno según:

2FeS₂ + (11/2)O₂ → 4SO₂ + Fe₂O₃

El dióxido de azufre obtenido produce 1000 L de H₂SO₄ 8 M. El rendimiento de la reacción global es del 100%. Calcular:

a) El número de kg de pirita necesarios, suponiendo que la pirita es pura.

b) El porcentaje de impureza de la pirita si se han usado 1000 kg de mineral.

a)

1. Moles de H₂SO₄: 1000 L x 8 mol/L = 8000 moles
2. Moles de FeS₂ necesarios: (8000 moles H₂SO₄) x (2 moles FeS₂ / 4 moles H₂SO₄) = 4000 moles
3. Masa molar FeS₂ = 55.85 + (2 x 32) = 119.85 g/mol
4. Masa de FeS₂: 4000 moles x 119.85 g/mol = 479400 g = 479.4 kg

b)

1. Masa de impurezas: 1000 kg (mineral) – 479.4 kg (FeS₂) = 520.6 kg
2. Porcentaje de impurezas: (520.6 kg / 1000 kg) x 100 = 52.06%