Ejercicio 1: Determinación de la Fórmula Molecular

1- Al analizar una muestra de un compuesto orgánico gaseoso, se encuentra que tiene un 53’3 % de carbono, un 31’1% de nitrógeno y un 15’6% de hidrógeno. A la presión de 101’1 kPa y a 56’9 °C, este compuesto en estado gaseoso tiene una densidad 8’3 g/dm³. Halla la fórmula molecular del compuesto analizado.

Para encontrar la fórmula molecular del compuesto gaseoso:

1. Determinar la fórmula empírica:

• % en masa: C = 53.3%, N = 31.1%, H = 15.6%
• Moles:
  • C: 53.3% / 12 g/mol = 4.44 mol
  • N: 31.1% / 14 g/mol = 2.22 mol
  • H: 15.6% / 1 g/mol = 15.6 mol
• Relación molar simplificada: C : N : H = 2 : 1 : 7
• Fórmula empírica: C₂NH₇

2. Determinar la fórmula molecular:

• Densidad: 8.3 g/dm³
• Condiciones: 101.1 kPa y 56.9 °C (330.05 K)
• Masa molar (usando la ecuación de gases ideales): 8.3 kg/m³ * 8.314 J/(mol*K) * 330.15 K / 101100 Pa = 22.68 g/mol

Masa molar de C₂NH₇: 45.086 g/mol

La masa molar experimental es la mitad de la masa de la fórmula empírica, indicando que la fórmula molecular es probablemente la misma que la fórmula empírica:

Ejercicio 2: Concentraciones de una Disolución

Una disolución de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1813 kg/m³ posee una concentración del 91’33%. Calcula: a- La composición expresada en molalidad y en g/L b- El volumen que necesitamos de dicha disolución para preparar 2L a una concentración de 0’4M. Datos: Pesos atómicos… H=1; S=32;O=16.

Densidad de la disolución = 1813 kg/m³ Concentración en % en masa = 91.33% Masa Molar de acido sulfúrico H₂SO₄ = 2 * 1 + 32 + 4 * 16 = 98 g/mol

a) Molalidad y concentración en g/L

Molalidad:

• Moles de ácido sulfúrico en 100 g de disolución: Moles de H₂SO₄ = 91.33 g / 98 g/mol = 0.932 moles
• Masa del solvente en 100 g de disolución: 100 g – 91.33 g = 8.67 g = 0.00867 kg
• Molalidad: m = 0.932 mol / 0.00867 kg = 107.52 mol/kg

Concentración en g/L:

Concentración en g/L = 1813 g/L * 0.9133 = 1654.74 g/L

b) Volumen necesario para preparar 2 L a 0.4 M

• Moles necesarios: 0.4 mol/L * 2 L = 0.8 mol
• Concentración en mol/L: 1654.74 g/L / 98 g/mol = 16.88 mol/L
• Volumen de la disolución concentrada necesario: V = 0.8 mol / 16.88 mol/L = 0.047 L = 47 mL

Ejercicio 3: Configuración Electrónica y Números Cuánticos

5- Escribe la configuración electrónica del nitrógeno y del berilio e identifica los números cuánticos del electrón más energético o diferenciador.

Configuración electrónica y números cuánticos

Nitrógeno (N)

• Número atómico: 7
• Configuración electrónica: 1s² 2s² 2p³
• Números cuánticos del electrón más energético (2p³):
  • Principal (n): 2
  • Secundario (l): 1 (orbital p)
  • Magnético (m_l): puede ser -1, 0, o +1 (considerando uno de estos)
  • Spin (m_s): +1/2 o -1/2

Berilio (Be)

• Número atómico: 4
• Configuración electrónica: 1s² 2s²
• Números cuánticos del electrón más energético (2s²):
  • Principal (n): 2
  • Secundario (l): 0 (orbital s)
  • Magnético (m_l): 0
  • Spin (m_s): +1/2 o -1/2

Ejercicio 4: Propiedades Periódicas

6- Ordena los siguientes elementos en orden creciente de su radio, energía de ionización, electronegatividad y de su carácter metálico justificando tu respuesta: Rb, He, K, Al y O.

Orden de elementos según diferentes propiedades

Elementos a ordenar: Rb, He, K, Al, O

1. Radio atómico (creciente):

   1. He
   2. O
   3. Al
   4. K
   5. Rb

   Justificación: El radio atómico aumenta al descender en un grupo y disminuye al moverse de izquierda a derecha en un periodo.

2. Energía de ionización (creciente):

   1. Rb
   2. K
   3. Al
   4. O
   5. He

   Justificación: La energía de ionización generalmente disminuye al descender en un grupo y aumenta al moverse de izquierda a derecha en un periodo. He tiene la mayor energía de ionización debido a su configuración estable.

3. Electronegatividad (creciente):

   1. Rb
   2. K
   3. Al
   4. O

   Justificación: La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo y disminuye de arriba hacia abajo en un grupo. He no se considera porque es un gas noble y rara vez forma enlaces.

4. Carácter metálico (creciente):

   1. O
   2. Al
   3. He
   4. K
   5. Rb

   Justificación: El carácter metálico disminuye de izquierda a derecha en un periodo y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. Los metales alcalinos (K y Rb) tienen el mayor carácter metálico.

Ejercicio 5: Enlace Químico

7- Explica el enlace del cloruro de magnesio. Indica cuáles deben ser sus características.

Enlace del cloruro de magnesio (MgCl₂)

El cloruro de magnesio es un compuesto iónico. El magnesio (Mg) tiene un número atómico de 12 y una configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s². Tiene dos electrones en su nivel más externo (3s). El cloro (Cl) tiene un número atómico de 17 y una configuración electrónica 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. Necesita un electrón para completar su capa externa.

Formación del enlace:

1. El magnesio pierde dos electrones para formar un ion Mg²⁺.
2. Cada átomo de cloro gana un electrón para formar dos iones Cl^–
3. Los iones Mg²⁺ y Cl^– se atraen electrostáticamente, formando el compuesto iónico MgCl₂.

Características del cloruro de magnesio:

• Estructura cristalina: Estructura típica de los compuestos iónicos.
• Punto de fusión y ebullición altos: Debido a la fuerte atracción entre los iones.
• Solubilidad en agua: Alta, formando una disolución de iones.
• Conductividad eléctrica: Conductor en estado fundido o en solución acuosa debido a la movilidad de los iones.