Este documento describe los diferentes tipos de enlaces químicos, incluyendo enlaces covalentes, iónicos y de hidrógeno. Explica cómo se forman estos enlaces y cómo afectan las propiedades de los compuestos. También describe la geometría molecular de las moléculas, prediciendo su forma basada en el número de electrones alrededor del átomo central y la repulsión entre pares de electrones. Proporciona ejemplos detallados de cómo aplicar estos conceptos para predecir las estructuras de moléculas

1. 1
CAPÍTULO 1
ENLACE QUÍMICO
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes.
Los enlaces varían ampliamente en su fuerza. Generalmente, el enlace covalente y el enlace iónico suelen estar descritos como “fuertes”, mientras que el enlace de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals son consideradas como “débiles”. Debe tenerse cuidado porque los enlaces “débiles” más fuertes pueden ser más fuertes que los enlaces “fuertes” más débiles.
ENLACE COVALENTE
En un enlace covalente, los dos átomos enlazados comparten electrones. Si los átomos del enlace covalente son de elementos diferentes, uno de ellos tiende a atraer los electrones compartidos con más fuerza, y los electrones pasan más tiempo cerca de ese átomo; a este enlace se le conoce como covalente polar. Cuando los átomos

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unidos por un enlace covalente son iguales, ninguno de los átomos atrae a los electrones compartidos con más fuerza que el otro; este fenómeno recibe el nombre de enlace covalente no polar o apolar.
ENLACE IÓNICO
El enlace iónico es un tipo de interacción electrostática entre átomos que tienen una gran diferencia de electronegatividad. No hay un valor preciso que distinga la ionicidad a partir de la diferencia de electronegatividad, pero una diferencia sobre 1.7 suele ser iónica y una diferencia menor a 1.7 suele ser covalente. En palabras más sencillas, un enlace iónico es aquel en el que los elementos involucrados aceptan o pierden electrones (se da entre un catión y un anión) o dicho de otra forma, es aquel

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en el que un elemento más electronegativo atrae a los electrones de otro menos electronegativo.
Taller 1
1) Representar con símbolos de Lewis
a) Cloro
b) Cloro molecular
c) Ión cloruro
a)
b)
c)

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2) Clasifique los enlaces de las moléculas y dibuje una X en la columna correspondiente:
Molécula
Enlace Iónico
Enlace covalente polar
Enlace covalente No polar
KF
N2
H2
CH4
MgCl2
Cálculos:
3) Las siguientes especies químicas determine el tipo de enlace que une a los átomos (iónico ó covalente); en caso de ser un enlace covalente determine su polaridad (polar ó no polar). Analice el fundamento de3 electronegatividad.
Molécula
Tipo de enlace
CH4
Cl2
NaF

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6. 6
DEBER 1
Prediga el tipo de enlace que deben tener los siguientes compuestos:
Molécula
Tipo de enlace
Estructura de Lewis
a.
Cl2
b.
HBr
c.
KCl
d.
NH3
e.
CO2
f.
MgBr2
g.
H2
h.
CCl4
i.
O2
j.
HF
k.
SO2

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CAPÍTULO 2
GEOMETRÍA MOLECULAR
La geometría molecular se refiere a la disposición tridimensional de los átomos de una molécula. La geometría de una molécula afecta sus propiedades físicas y químicas como por ejemplo, el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad y el tipo de reacciones en que pueden participar. En general, la longitud y el ángulo de los enlaces se deben determinar en forma experimental. Sin embargo, existe un procedimiento sencillo que permite predecir la geometría de las moléculas o iones con bastante éxito, si se conocen el número de electrones que rodean al átomo central, según su estructura de Lewis. El fundamento de este enfoque es la suposición de que los pares electrones de la capa de valencia de un átomo se repelen entre sí.
MODELO DE LA REPULSIÓN DE LOS PARES ELECTRÓNICOS DE LA CAPA DE VALENCIA (RPECV)
La geometría que finalmente adopta la molécula (definida por la posición de todos los átomos) es aquella en que la repulsión es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama modelo RPECV, ya que explica la distribución geométrica de los pares electrónicos que rodean el átomo central en términos de la repulsión electrostática entre dichos pares.
Dos reglas para la aplicación del modelo RPECV son:
 Al considerar la repulsión de los pares electrónicos, los dobles y los triples enlaces se pueden tratar como si fueran enlaces sencillos. Éste es un

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enfoque con propósitos cuantitativos. Sin embargo se debe observar que, en realidad, los enlaces múltiples son “mayores” que los enlaces sencillos; es decir, como hay dos o tres enlaces entre dos átomos. La densidad electrónica ocupa mayor espacio.
 Si una molécula tiene dos o más estructuras resonantes, es posible aplicar el modelo RPEVC a cualquiera de ellas. Por lo general las cargas formales no se muestran.
Con este modelo en mente, se puede predecir la geometría de las moléculas (e iones) de manera sistemática. Para lograrlo, es conveniente dividir las moléculas en dos categorías, dependiendo de la presencia o ausencia de pares electrónicos libres en el área central.
AB2: Cloruro de Berilio (BeCl2)
La estructura de Lewis del cloruro de Berilio en estado gaseoso es:
Debido a que los pares enlazantes se repelen entre sí, deben estar en los extremos opuestos de una línea recta para estar tan alejados como sea posible. Así, es posible predecir que el ángulo del ClBeCl es de 180° y la molécula es lineal.

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AB3 Trifluoruro de boro (BF3)
El trifluoruro de boro contiene tres enlaces covalentes, o pares enlazantes, en la distribución más estable, los tres enlazantes BF apuntan hacia los vértices de un triángulo equilátero con el B en el centro del triángulo.
La geometría del BFe3, es trigonal plana porque los tres átomos terminales están en los vértices de un triángulo equilátero, que es plano:
Entonces, cada uno de los tres ángulo BFB es de 120°, y los cuatro átomos se encuentran en el mismo plano.
AB4: Metano (CH4)
La estructura de Lewis del metano es:

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Debido a que hay cuatro pares enlazantes, la geometría del CH4 es tetraédrica. Un tetaedro tiene cuatro lados, o cuatro caras, siendo todas triángulos equiláteros. En una molécula tetraédrica, el átomo central se localiza en el centro del tetraedro y los otros cuatro átomos están en los vértices. Los ángulos de enlace sonde 109.5°.
AB5: Pentacloruro de fósforo (PCl5)
La estructura de Lewis del pentacloruro de fósforo (en fase gaseosa) es
La única forma de reducir las fuerzas de repulsión entre los cinco pares enlazantes es distribuir los enlaces PCl en forma de una pirámide trigonal. Una bipirámide trigonal se forma al unir por la base de tetraedros.

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AB5: Hexafluoruro de azufre (SF6)
La distribución es más estable para los seis pares enlazantes SF es en forma de octaedro.
Un octaedro tiene ocho lados y se forma uniendo por la base dos pirámides de base cuadrada. El átomo central en este caso es el S está en el centro de la base cuadrada y los átomos que lo rodean se encuentran en los seis vértices.
Moléculas en las que el átomo central tiene uno o más pares de electrones libres
Para identificar el número total de pares enlazantes y pares libres, se designar{an las moléculas con pares libres como ABxEy, donde A es el átomo central, B es un átomo de los alrededores y E es un par libre sobre A. tanto x como y son números enteros.

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AB2E: Dióxido de azufre (SO2)
La estructura de Lewis del dió xido de azufre
Debido a que en el modelo RPECV se tratan los dobles enlaces como si fueran sencillos, la molécula de SO2 se puede visualizar como un átomo central de S con tres pares de electrones. De éstos, dos son pares enlazantes y uno es un par libre. Se ve que la distribución de los pares de electrones es trigonal plana. Pero, debido a que uno de los pares de electrones es un par libre, la molécula de SO2 tiene forma angular.
AB2E: Amoníaco (NH3)
La molécula de amoníaco contiene tres pares enlazantes y un par libre:

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La distribución global para cuatro pares de electrones es tetraédrica. Pero en el NH3, uno de los pares de electrones es un par libre, por lo que la geometría del es piramidal con base triangular.
Debido a que un par libre repele con más fuerza a los pares enlazantes, los tres pares enlazantes NH se acercan.

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AB2E2: Agua (H2O)
Una molécula de agua contiene dos pares enlazantes y dos pares libres:
La distribución global de los cuatro ppares de electrones libres en el agua es tetraédrica, al igual que en el amoníaco. Sin embargo a diferencia de éste, el agua tiene dos pares libres sobre el átomo central de Oxígeno.
Estos dos pares libres tienden a alejarse entre sí lo más posible. Como consecuencia, los dos pares enlazantes OH se acercan más entre sí, por lo que se puede predecir una mayor desviación del ángulo tetraédrico que en el NH3.

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AB4E: Tetrafluoruro de azufre (SF4)
La estructura de Lewis:
El átomo central de azufre tiene cinco pares de electrones, cuya distribución de acuerdo al gráfico es bipiramidal trigonal. Sin embargo, en la molécula de SF4 uno de los pares de electrones es un par libre, por lo que la molécula debe tener una de las siguientes geometrías.
GEOMETRÍA DE MOLÉCULAS CON MÁS DE UN ÁTOMO CENTRAL
La geometría de las moléculas que tienen sólo un átomo central. La geometría global de las moléculas con más de un átomo central es difícil de definir en la mayoría de los

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casos. Con frecuencia se puede describir sólo la forma alrededor de cada átomo central. Por ejemplo, considere el metanol,
Los dos átomos centrales en el metanol son C y O. los tres pares enlazantes CH y el par enlazantes CO tienen una distribución tetraédrica en torno al átomo de C. el ángulo de los enlazes HCH y OCH es aproximadamente de 109°. El átomo de O en este caso se parece al del agua, que tiene dos pares libres y dos pares enlazantes. Por tanto, la parte HOC de la molécula es angular y el ángulo HOC es aproximadamente igual a 105°.
TALLER 2
1) Para la siguiente especie química SF6, identifique el átomo central, los electrones de valencia de cada átomo periférico, número de enlaces y tipos de enlace.

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2) Indique en la siguiente tabla la estructura de Lewis, forma molecular, geometría molecular y tipo de enlace para las siguientes especies químicas.
No.
Especie química
Estructura de Lewis
Forma Molecular
Geometría Molecular
Pares de electrones enlazantes
Pares de electrones no enlazantes
1.
PCl3
2.
CH2Cl2
3.
HCN
4.
H2SO3
5.
CCl4
6.
NH4+
7.
HNO3
8.
CH4
9.
NO3-

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DEBER 2
Complete la siguiente tabla correspondiente al capítulo de geometría molecular.
No.
Especie química
Pares de electrones compartidos
Pares de electrones solitarios
Distribución
Geometría
Ángulo de enlace Ideal
Gráfico
1.
BeCl2
2.
BF3
3.
SO2
4.
CH4
5.
NH3
6.
H2O
7.
PCl5
8.
SF4
9.
ClF3
10.
SF6
11.
BrF5

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CAPÍTULO 3
LÍQUIDOS
CAPACIDAD CALORÍFICA
La capacidad calorífica de un cuerpo es el cociente entre la cantidad de energía calorífica transferida a un cuerpo o sistema en un proceso cualquiera y el cambio de temperatura que experimenta. Para medir la capacidad calorífica bajo unas determinadas condiciones es necesario comparar el calor absorbido por una sustancia (o un sistema) con el incremento de temperatura resultante. La capacidad calorífica viene dada por:
Donde:
 C es la capacidad calorífica, que en general será función de las variables de estado.
 Q es el calor absorbido por el sistema.
 ΔT es la variación de temperatura.
Se mide unidades del SI julios/K (ó también en cal/°C).
La capacidad calorífica (C ) de un sistema físico depende de la cantidad de sustancia o masa de dicho sistema. Para un sistema formado por una sola sustancia homogénea se define además el calor específico o capacidad calorífica específica c a partir de la relación:
Donde:
 c es el calor específico o capacidad calorífica específica.
 m la masa de sustancia considerada.

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CALOR LATENTE
El calor necesario para que se produzca el cambio de estado de una sustancia se llama calor latente (L). Según el cambio de estado que sufra la sustancia puede ser, calor latente de fusión (Lf), calor latente de vaporización (Lv) o calor latente de sublimación (Ls).
El calor latente depende de algunos datos:
 La masa (m) de dicha sustancia.
 Cantidad de Calor Q.
La fórmula es:
Q = m * L
CALOR DE VAPORIZACIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN (LA ECUACIÓNM DE CALUSIUS – CLAPEYRON)
Para pasar de la fase líquida a la fase de vapor necesita una absorción de energía por parte de las moléculas líquidas, ya que la energía total de estas es menor que la de las moléculas gaseosas. En el caso contrario, en la condensación, se produce un desprendimiento energético, en forma de calor. El calor absorbido por un líquido para pasar a vapor sin variar su temperatura se denomina calor de vaporización. Se suele denominar calor latente de vaporización cuando nos referimos a un mol. El proceso de vaporización en equilibrio para una sustancia X se puede esquematizar como:
X (l) ____ X (g)
Donde (l) y (g) representan el estado líquido y gaseoso respectivamente. El intercambio calórico que entra en el juego se invierte en vencer la fuerza de atracción del líquido y se suele denominar calor latente interno de vaporización molar. La relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T está dada por la ecuación Clausius-Clapeyron:

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Donde C es una constante, ln es el logaritmo natural y R es la constante de los gases. Ahora bien si consideramos dos presiones de vapor P1 y P2 del mismo líquido a dos temperaturas T1 y T2 distintas, la ecuación se puede rescribir en la forma:
Cuando la presión de vapor del líquido es igual a la presión externa que ejerce el gas en contacto con el líquido, se observa la formación de burbujas en el seno del líquido y se dice que este entra en ebullición. Así pues, el punto de ebullición de un líquido se define como:
La temperatura a la cual su presión de vapor es igual a la presión externa.
Si se produce una disminución de la presión externa, el punto de ebullición disminuye, mientras que un aumento de la presión externa provocará un aumento del punto de ebullición.
DIAGRAMA DE FASES

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Se denomina diagrama de fase a la representación gráfica de las fronteras entre diferentes estados de la materia de un sistema, en función de variables elegidas para facilitar el estudio del mismo. Cuando en una de estas representaciones todas las fases corresponden a estados de agregación diferentes se suele denominar diagrama de cambio de estado.
Los diagramas de fase más sencillos son los de presión – temperatura de una sustancia pura, como puede ser el del agua. En el eje de ordenadas se coloca la presión y en el de abscisas la temperatura. Generalmente, para una presión y temperatura dadas, el cuerpo presenta una única fase excepto en las siguientes zonas:
 Punto triple: en este punto del diagrama coexisten los estados sólido, líquido y gaseoso. Estos puntos tienen cierto interés, ya que representan un invariante y por lo tanto se pueden utilizar para calibrar termómetros.
 Los pares (presión, temperatura) que corresponden a una transición de fase entre:
a) Dos fases sólidas: Cambio alotrópico;
b) Entre una fase sólida y una fase líquida: fusión – solidificación;
c) Entre una fase sólida y una fase vapor (gas): sublimación – deposición (o sublimación inversa);
d) Entre una fase líquida y una fase de vapor: vaporización – condensación (o licuefacción).
Es importante señalar que la curva que separa las fases vapor-líquido se detiene en un punto llamado punto crítico. Más allá de este punto, la materia se presenta como un fluido supercrítico que tiene propiedades tanto de los líquidos como de los gases.

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CALOR DE VAPORIZACIÓN Y PUNTO DE EBULLICIÓN
El calor molar de vaporización (DHvap) es una medida de la intensidad de las formas intermoleculares que se ejercen en un líquido. Esta propiedad se define como la energía (por lo general, en Kilojoules) necesaria para evaporar un mol de un líquido. El calor molar de vaporización está relacionado directamente con la magnitud de las fuerzas intermoleculares que hay en el líquido. Si la atracción intermolecular es fuerte, se necesita mucha energía para liberar las moléculas de la fase líquida. Por consecuencia, el líquido tiene una presión de vapor relativamente baja y un elevado calor molar de vaporización.
La relación cuantitativa entre la presión de vapor P de un líquido y la temperatura absoluta T está dada por la ecuación de Clausius – Clapeyron.

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Ejercicios
1) El éter etílico es un líquido orgánico muy inflamable que se utiliza como disolvente. La presión de vapor del éter dietílico es 401 mmHg a 18 °C . calcule su presión de vapor a 32 °C.
2) La presión de vapor del etanol es de 100 mmHg a 34.9 °C. ¿Cuál es su presión de vapor a 63.5 °C? (El AH del etanol es 39.3 Kj/mol)

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PUNTO DE EBULLICIÓN
Es la temperatura a la cual la presión de vapor de un líquido es igual a la presión externa. El punto de ebullición normal de un líquido es la temperatura a la cual hierve cuando la presión externa es 1 atm.
TEMPERATURA CRÍTICA (Tc)
Temperatura por arriba de la cual la fase gaseosa no se puede licuar, independientemente de la magnitud de la presión que se aplique.
PRESIÓN CRÍTICA (Pc)
Es la mínima presión que se debe aplicar para llevar a cabo la licuefacción a la temperatura crítica.

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EQUILIBRIO LÍQUIDO - SÓLIDO
La transformación de un líquido en sólido se conoce como congelación; el proceso inverso se denomina fusión. El punto de fusión o el punto de congelación de un líquido es la temperatura a la cual las fases sólida y líquida coexisten en el equilibrio. El punto de fusión (o congelación) normal de una sustancia es la Temperatura a la cual una sustancia se funde (o se congela) a 1 atm de presión. Por lo general, se omite la palabra “normal” cuando la presión es de 1 atm.
Calor molar de fusión
Es la energía necesaria (comúnmente en Kilojoules) para fundir 1 mol de sólido.
EQUILIBRIO SÓLIDO – VAPOR
Los sólidos también experimentan evaporación y por consiguiente, poseen una presión de vapor.
El proceso en el cual las moléculas pasan directamente de sólido a vapor se conoce como sublimación. El proceso inverso se denomina deposición, esto es, las moléculas hacen la transición directa de vapor a sólido.
Como las moléculas están unidas con más fuerza en un sólido, su presión de vapor suele ser mucho menor que la del líquido correspondiente. La energía (por lo general en kilojoules) necesaria para sublimar un mol de sólido recibe el nombre de calor molar de sublimación, y es igual a la suma de los calores molares de fusión y vaporización.

27. 27

28. 28
EJERCICIOS 3
1) El etanol (C2H5OH) dunde a -114°C y ebulle a 78°C; la entalpía de fusión del etanol es de 5.02 KJ/mol, y su entalpía de vaporización es de 38.56 KJ/mol. Los calores específicos del etanol sólido y líquido son 0.97 J/g°K y 2.3 J/g°K respectivamente. ¿Cuánto calor se requiere para convertir 75 g de etanol a 120°C, a la fase de vapor a 78°C?
Gráfico:

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Cálculos:
2) Calcule el cambio de entalpía para convertir 3 mol de hielo de -50°C en vapor de agua a 150°C bajo una presión constante de 1 atm. Los datos para el problema se detallan a continuación:
Gráfico:

30. 30
Cálculos:
3) A continuación se muestran cinco mediciones de presión de vapor para el mercurio a distintas temperaturas. Determine mediante un gráfico el calor molar de vaporización del Hg.
T(°C)
340
320
300
250
200
P (mmHg)
557,9
376,3
246,8
74,4
17,3
T (°K)
1/T°K
(lnP(mmHg))
Gráfico:

31. 31
Cálculos:
4) La presión de vapor del etanol es de 100 mmHg a 34.9 °C. proceda a determinar la presión de vapor a 63,5 °C. tomar en cuenta que calor molar de vaporización del etanol es de 39,3 Kj/mol (DHvap).
Datos:
Cálculos:

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5) Los puntos de ebullición y de congelación del dióxido de azufre (SO2) son - 10°C y – 72.7 °C (a 1 atm), respectivamente. El punto triple es – 75.5 °C y 1.65 x 10-3 atm; su punto crítico está a 157 °C y 78 atm. Con esta información, dibuje un esquema no escalan del diagrama de fases SO2.

33. 33
CAPÍTULO 4
SÓLIDOS
Los sólidos se dividen en dos categorías: cristalinos y amorfos. El hielo es un sólido cristalino que posee un ordenamiento estricto y regular, es decir, sus átomos moléculas o iones ocupan posiciones específicas.
La celda unitaria es la unidad estructural repetida de un sólido cristalino.
TIPOS DE CELDAS

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CELDA CÚBICA SIMPLE
Se la conoce como la unidad básica que se repite en la distribución de las esferas.
CÚBICA CENTRADA EN EL CUERPO

35. 35
Se distingue de un cubo simple en que la segunda capa de esferas se acomoda en los huecos de la primera capa, mientras que la tercera lo hace en los huecos de la segunda capa.
Cada esfera de esta estructura tiene un número de coordinación de 8 (cada una está en contacto con cuatro esferas de la capa superior y cuatro de la capa inferior).
CÚBICA CENTRADA EN LAS CARAS
En esta celda hay esferas en el centro de cada una de las seis caras del cubo, además de las 8 esferas de los vértices.
CELDAS UNITARIAS

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Se define como celda unitaria, la porción más simple de la estructura cristalina que al repetirse mediante traslación reproduce todo el cristal. Todos los materiales cristalinos adoptan una distribución regular de átomos o (ión/iones) en el espacio.
La celda unitaria cúbica simple contiene el equivalente de un solo átomo. La celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo contiene dos átomos. La celda unitaria centrada en las caras contiene el equivalente de cuatro átomos.
LEY DE BRAGG La ley de Bragg permite estudiar las direcciones en las que la difracción de rayos X sobre la superficie de un cristal produce interferencias constructivas, dado que permite predecir los ángulos en los que los rayos X son difractados por un material con estructura atómica periódica (materiales cristalinos). Fue derivada por los físicos británicos William Henry Bragg y su hijo William Lawrence Bragg en 1913. La ley de Bragg confirma la existencia de partículas reales en la escala atómica, proporcionando una técnica muy poderosa de exploración de la materia, la difracción de rayos X. Los Bragg fueron galardonados con el Premio Nobel de Física en 1915por sus trabajos en la determinación de la estructura cristalina del NaCl, el ZnS y el diamante.

37. 37
a interferencia es constructiva cuando la diferencia de fase entre la radiación emitida por diferentes átomos es proporcional a 2π. Esta condición se expresa en la ley de Bragg:

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Donde  n es un número entero,  λ es la longitud de onda de los rayos X,  d es la distancia entre los planos de la red cristalina y,  θ es el ángulo entre los rayos incidentes y los planos de dispersión.
SÓLIDOS CRISTALINOS:
TIPOS DE SÓLIDOS CRISTALINOS:
Las estructuras y propiedades de los cristales
 Iónicos:
Se caracterizan porque sus redes cristalinas están formadas por cationes y aniones unidos por fuerzas electrostáticas (NaCl). Tienen puntos de fusión elevados, son solubles en agua y conducen la electricidad cuando se encuentra en una disolución acuosa.

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 Moleculares:
Las unidas que se repiten en la red cristalina son átomos moléculas neutras (I2). Tienen bajos puntos de fusión, son solubles en disolventes no polares y no conducen la electricidad.
 Metálicos:
Formados por cationes metálicos rodeados de electrones móviles (Fe, Na). Tienen puntos de fusión elevados, son insolubles en el agua y la mayoría de los disolventes orgánicos y son buenos conductores.
 Red Covalente:
Los átomos que forman la red se unen mediante enlaces covalentes y no forman moléculas discretas (diamante). Tienen sus puntos de fusión muy elevados, son insolubles en la mayoría de los disolventes comunes y no son conductores.

40. 40
SÓLIDOS AMORFOS
Los sólidos son más estables en forma cristalina. Los sólidos amorfos como el vidrio, carecen de una distribución tridimensional regular de átomos.
EJERCICIOS 4
1) Un elemento cristaliza en una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo. La arista de la celda unitaria es 2.86 A° y la densidad del cristal es de 7.92 g/cm3. Calcular el peso atómico del elemento.

41. 41
2) La celda en un retículo cúbico centrado en las caras. Por difracción de rayos X se determinó que la longitud de una arista de la celda unitaria es 408.6 pm. La densidad de la plata es 10.50g/cm3. Determine la masa de un átomo de plata y el número de Avogadro, considerando que el peso atómico de la plata es 107.87g/cm3.
3) El Xenón sólido forma cristales con una celda unitaria centrada en las caras cuya arista mide 0.620 nm. Calcule el radio atómico del Xenón.

42. 42
4) El fluoruro de potasio tiene una estructura cristalina del tipo del cloruro de sodio (la estructura posee una red con una celda unitaria centrada en las caras). La densidad de la sal referida a 25°C es 2.468g/cm3. Calcule el valor de la arista.
5) El acomodo geométrico de los iones en crsitales de LiF es el mismo que en NaCl. Una arista de una celda unitaria de LiF mide 4.02 A°. calcular la denisidad del LiF (a 20 °C la densidad experimental del fluoruro es 2.94g/cm3).
6) La distancia entre capas de NaCl cristalino es de 282 pm. Los rayos X se difractan de estas capas en un ángulo de 23°. Suponiendo que n=1, calcule la longitud de onda de los rayos X en pm.
7) La celda unitaria de la plata metálica es cúbica centrada en las caras con aristas igual a 4.086 A°. determine:
a) El radio atómico de la plata.
b) El volumen de un átomo de plata en cm3, si el de la esfera es V = (4/3)πr3.

43. 43
c) El porcentaje del volumen de la celda unitaria ocupado por átomos de Ag.
d) El porcentaje del espacio vacío.
e) La densidad de la plata metálica.
CAPÍTULO 5
SOLUCIONES

44. 44
Una solución es una mezcla homogénea de dos o más sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y está presente generalmente en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solventye.
PORCENTAJE MASA-MASA (%M/M):
Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de disolución:
MOLARIDAD (M):
La Molaridad (M), o concentración molar, es el número de moles de soluto por cada litro de solución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 100 ml de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar).
Se representa también como M=n/V, en donde:
 “n” son los moles de soluto
 “V” es el volumen de la disposición en litros.
MOLALIDAD (m):
La molalidad (m) es el número de moles de soluto por kilogramo de disolvente (no de disolución). Para preparar disoluciones de una determinada molalidad, no se emplea un matraz aforado como en el caso de la molaridad, sino que se puede hacer en un vaso de precipitados y pesando con una balanza analítica, previo peso del vaso vacío para poder restar el correspondiente valor.

45. 45
NORMALIDAD (N):
La Normalidad (N) es el número de Equivalente químico (Eq-q) de soluto por litro de disolución.
PROPIEDADES COLIGATIVAS:
Las propiedades coligativas aquellas propiedades de una solución que dependen únicamente de la concentración molal, es decir, de la cantidad de partículas de soluto por partículas totales, y no de la naturaleza o tipo de soluto. Están estrechamente relacionadas con la presión de vapor, que es la presión que ejerce la fase de vapor sobre la fase líquida, cuando el líquido se encuentra en un recipiente cerrado.
DESCENSO DE LA PRESIÓN DE VAPOR:
Cuando se prepara una solución con un disolvente puro y un soluto no volátil (que se transformará en gas) y se mide su presión, al compararla con la presión de vapor de su solvente puro (medidas a la misma temperatura) se observa que la de la solución es menor que la del solvente. Esto es consecuencia de la presencia del soluto no volátil.

46. 46
DESCENSO CRIOSCÓPICO:
El soluto obstaculiza la formación de cristales sólidos, por ejemplo el líquido refrigerante de los motores de los automóviles tiene una base de agua pura a presión atmosférica se congelaría a 0°C dentro de las tuberías y no resultaría útil en lugares fríos. Para evitarlo se agregan ciertas sustancias químicas que hacen descender su punto de congelación.
 m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/Kg.)
 DTfes el descenso del punto de congelación y es igual a T f– T donde T es el punto de congelación de la solución y T fes el punto de congelación del disolvente puro.
 Kf es una constante de congelación del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 1.86 °C Kg/mol
AUMENTO EBULLOSCÓPICO
Al agregar moléculas o iones a un disolvente puro la temperatura en el que éste entra en ebullición es más alto. Por ejemplo, el agua pura a presión atmosférica ebulle a 100°C, pero si se disuelve algo en ella el punto de ebullición sube algunos grados centígrados.
 m es la molalidad. Se expresa en moles de soluto por kilogramo de disolvente (mol/Kg.)
 DTbes el descenso del punto de ebullición y es igual a T - Tbdonde T es el punto de ebullición de la solución y Tbes del disolvente puro.

47. 47
 Kb es una constante de ebullición del disolvente. Su valor, cuando el solvente es agua es 0.52 °C Kg/mol
PRESIÓN OSMÓTICA
La ósmosis es la tendencia que tienen los solventes a ir desde zonas de mayor hacia zonas de menor concentración de partículas. El efecto puede pensarse como una tendencia de los solventes a “diluir”. Es el pasaje espontáneo de solvente desde una solución más diluida hacia una solución más concentrada, cuando se hallan separadas por una membrana semipermeable.
 N es el número de moles de partículas en la solución.
 R es la constante universal de los gases, donde R= 8.314472 J.K-1.mol-1.
 T es la temperatura en grados Kelvin.
Teniendo en cuenta n/V representa la molaridad (M) de la solución obtenemos:
Al igual que en ley de los gases ideales, la presión osmótica no depende de la carga de las partículas.
TALLER 5
1. Calcule el porcentaje en masa del Sulfato de Sodio en una disolución que contiene 11.7 gramos de Sulfato de Sodio en 443 gramos.
2. Se prepara una disolución que contiene 7.5 gramos de CH3OH en 245 gramos de H2O. calcular:

48. 48
a) La fracción molar del CH3OH,
b) El porcentaje en masa del CH3OH;
c) La molalidad del CH3OH.
3. Calcule la molaridad de una disolución que se prepara disolviendo 10.5 gramos de Nitrato de Magnesio Mg(NO3)2 en 250 ml de disolución.

49. 49
4. La densidad del acetonitrilo CH3CN es 0.786 g/ml y la densidad del metanol CH3OH es de 0.791 g/ml. Se prepara una disolución disolviendo 15 ml de metanol en 90 ml de acetonitrilo. Calcular:
a) La fracción molar del metanol en la disolución;
b) Calcule la molalidad de la disolución.
5. Determine la Normalidad de una solución de H3PO4 que tiene un volumen de 850 ml y en que están presentes 20g de dicho ácido.
6. La glicerina C3H8O3 es un electrolito no volátil con una densidad de 1.26 g/ml a 25 °C. Calcular la presión de vapor a 25°C de una disolución que se preparó agregando 50 ml de glicerina a 500 ml de agua. La presión de vapor de agua pura a 25°C es de 23.8 torr.

50. 50
7. Calcule el punto de congelación y ebullición de una disolución que contiene 0.6 Kg de cloroformo CHCl3 y 42 gramos de eucalipto C10H18O; una sustancia fragante que se encuentra en las hojas de los eucaliptos. Sabiendo que los puntos de fusión y ebullición del cloroformo son -63.5 °Cy 61.2 °C respectivamente. Datos: Kb= 3.63 °C/m; Kf= 4.68 °C/m.
8. El alcanfor C10H16O funde a 179.8 °C y tiene una constante del punto de congelación excepcionalmente grande, Kf= 40°C/m. Si 0.186 gramos de una sustancia orgánica desconocida se disuelve en 22.01 gramos de alcanfor líquido; se observa que el punto de congelación de la mezcla es de 176.7 °C. Calcule la masa molar del soluto.

51. 51
9. Calcule la presión osmótica de una disolución que se prepara disolviendo 50 mg de aspirina C9H8O4 en 0.250 L de agua a 25°C.
DEBER 5
1. Calcule, en primer lugar, la presión de vapor de una disolución preparada al disolver 218 gramos de glucosa (masa molar= 180.2 g/mol)
CAPÍTULO 6
CINÉTICA QUÍMICA

52. 52
VELOCIDAD DE REACCIÓN:
La rapidez o velocidad de reacción se define como la cantidad de reactivos que se transforma o el producto que se forma por unidad de tiempo. La unidad es molaridad/segundos (M/s).
En una reacción química pueden intervenir diversos factores que se encargan de modificar (ya sea aumentando o disminuyendo) la rapidez de la misma. Estos factores son:
a) TEMPERATURA:
A mayor temperatura, mayor rapidez de reacción. La temperatura representa uno de los tipos de energía presente en la reacción. El sentido del flujo de energía entre los miembros de reacción determina si esta es exotérmica o endotérmica.
b) SUPERFICIE DE CONTACTO.

53. 53
A mayor superficie de contacto, mayor rapidez de reacción. La superficie de contacto determina el número de átomos y moléculas disponibles para la reacción. A mayor tamaño de partícula, menor superficie de contacto para la misma cantidad de materia.
c) ESTADO DE AGREGACIÓN:
El estado de agregación es el estado en el que se encuentra la materia y depende de sus características físicas y químicas. El estado de agregación que presenta mayor rapidez de reacción es el gaseoso, seguido de las disoluciones y por último los sólidos.
d) CONCENTRACIÓN:
A mayor concentración (mayor presencia de moléculas por unidad de volumen), mayor rapidez de reacción de uno de los reactivos. La concentración se refiere a la cantidad de átomos y moléculas presentes en un compuesto o mezcla.
e) CATALIZADORES:
Los catalizadores son sustancias que modifican la rapidez de una reacción sin sufrir cambio aparente en su composición o peso.
REACCIÓN DE ORDEN CERO:

54. 54
REACCIÓN DE ORDEN UNO
REACCIÓN DE ORDEN 2
CINETICA QUIMICA
El término Cinética Química se refiere al estudio de las Velocidades de Reacción y de los factores que influyen en ellas
Velocidad: V = Espacio recorrido/Unidad de tiempo
Velocidad de reacción: Vr = Cambio de concentración de reactivo o producto en función del tiempo que sucede el cambio (M/s)

55. 55
Para la reacción: A  B
Velocidad que se consumen los reactivos = Velocidad que se forman los productos
VA = - A / t VB = B / t
Velocidad de reacción y Estequiometría
Cuando la relación estequiométrica es diferente a 1
aA + bB  cC + dD (1)
Velocidad = -
 



t
A
a
1
-
 



t
B
b
1  



t
C
c
1  
t
D
d 
1 
Factores que afectan la velocidad de reacción
Naturaleza de los reactivos
Cambios de concentración
Cambios de temperatura
Presencia de un catalizador
Efecto de la Naturaleza de los reactivos
Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la
velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los
sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y por
consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

56. 56
Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como
por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua,
para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que
el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite.
Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un
tronco de un kilo de masa.
Efecto del Cambio de la Concentración.
Una forma de estudiar el efecto de la
concentración en la velocidad de
reacción consiste en establecer cómo
depende la velocidad al comienzo de la
reacción (velocidad inicial) de las
concentraciones de partida
La dependencia de la concentración se expresa: V = kR
Para la reacción (1) V =    m n k A B (2)
Donde:
- K es la constante de velocidad
- m y n determinan el orden de reacción (son números enteros pequeños 0, 1,
2….)
Exponentes de la ecuación de Velocidad
Los exponentes determinan el orden de reacción con respecto a los reactivos y la
suma de ellos establece el orden general de reacción.
- Si la concentración varía y no se ve afectada la velocidad, la reacción es de
orden 0

57. 57
- Si la concentración varía y la velocidad varía en la misma proporción, la
reacción es de orden 1
- Si la concentración se duplica y la velocidad varía en una proporción de 22, la
reacción es de orden 2
- Si la concentración se triplica y la velocidad varía en una proporción de 32 es
de orden es de orden 3
Para V =      
2
2
4 k NH NO El orden general de reacción es 2
La constante de velocidad y sus unidades
De lo expuesto anteriormente (2) se deduce que k depende del orden de reacción
Si Velocidad se expresa en M/s y Concentración en M
Para una reacción de primer orden: s-1
Para una reacción de segundo orden: M-1s-1
Para una reacción de tercer orden: M-2s-1
Reacciones de Primer Orden
Es la que depende de la concentración de uno de sus reactivos elevado a la primera
potencia
Para una reacción del tipo A  Productos Velocidad = -
 
t
A


= kA
Si relacionamos la concentración de A al comienzo de la reacción A 0 con su
concentración en cualquier otro tiempo t, A t
A A kt t    0 ln ln ó
 
 
kt
A
A t  
0
ln (3)
La ecuación 2 también se puede ordenar

58. 58
   0 ln A kt ln A t   

Dónde Y = mx + b
Reacciones de Segundo Orden
Es aquella cuya velocidad depende de la concentración de un reactivo elevada a la
segunda potencia o de las concentraciones de dos reactivos diferentes, cada una
elevada a la primera potencia.
Velocidad =
   2 k A
t
A




Si relacionamos la concentración de A al comienzo de la reacción A 0 con su
concentración en cualquier otro tiempo t, A t
   0
1 1
A
kt
A t
 

Dónde Y = mx + b
Vida media (t1/2)
Es el tiempo necesario para que la concentración de un reactivo descienda a la mitad
de su valor original    0
2
1 2
A 1 A t 
La vida media es una forma conveniente para describir la rapidez con la que una
reacción ocurre

59. 59
Para una reacción de Primer Orden t1/2 =
k k
2 0,693
1
ln
 
Para una reacción de Segundo Orden t1/2 =
 0
1
k A
Efecto de la Temperatura
La velocidad de casi todas las reacciones cambia por efecto de la temperatura. Se
puede ver este efecto en la descomposición de los alimentos, cuando los ponemos en
refrigeración y cuando los dejamos al medio ambiente en una ciudad como Guayaquil.
Cuando dos moléculas interaccionan, parte de la energía cinética se convierte en
energía vibracional. Si la energía es muy grande, las moléculas comenzarán a vibrar
fuertemente, con lo cual algunos enlaces se romperán. El rompimiento de los enlaces
es el primer paso para que se produzca una reacción. ¿Pero que pasa si la energía es
pequeña? ¿o muy grande?
En realidad eso depende de las
moléculas que deben reaccionar, pero
siempre será necesaria una cantidad
mínima de energía para que la reacción
se produzca; a esa energía llamaremos
Energía de activación
Con este modelo es fácil entender el efecto de la temperatura en la velocidad de reacción, porque al
aumentar la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas y con ello se aumenta la posibilidad de
que se supere la energía de activación durante la colisión.
El concepto de energía de activación fue concebido a finales del siglo XIX por el químico sueco Svante
Arrhenius, quien demostró que la constante de velocidad para una reacción varía con la temperatura de
acuerdo a la siguiente expresión conocida como la Ecuación de Arrhenius
RT
Ea
k Ae



60. 60
Donde: Ea es la energía de activación
R es la constante de los gases
T es la temperatura absoluta
e es la base de los logaritmos naturales
A es el número de choques entre las partículas reaccionantes
Si obtenemos el logaritmo para cada lado de la igualdad, nos queda:
A
RT
lnk  Ea  ln
Ecuación que puede identificarse con la ecuación de una recta
Curvas de energía para (a) una reacción exotérmica; (b) una reacción endotérmica
Efecto de los catalizadores
Un catalizador es una sustancia que
modifica la velocidad de una reacción,
sin que sufra un cambio químico
permanente y sin consumirse durante
la misma
Su presencia en muchos casos
disminuye la necesidad de altas
temperaturas y altas presiones en
procesos industriales, razón por lo que
actualmente se hacen grandes
inversiones de dinero en estudios,
buscando más y mejores catalizadores.

61. 61
Existen dos tipos de catálisis: homogénea y heterogénea.
En la catálisis homogénea todas las sustancias (reactivos, productos y catalizadores) están en el mismo estado físico. En la heterogénea en cambio el catalizador es una sustancia sólida y las demás sustancias están en otros estados físicos.
Ejercicios
TALLER 6
1) La descomposición del compuesto A sigue una cinética de ordencero con k=1,0x10-5M/s. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media
2) La descomposición del compuesto A sigue una cinética de segundoorden con k=1,0x10-5M-1s-1. Si se parte de una concentración inicial de A 1,000M, calcula: a) la concentración molar de A al cabo de 12 h de descomposición, b) el tiempo necesario para que la concentración sea 0,200M, c) la vida media

62. 62
3) La constante de velocidad de primer orden de descomposición de un insecticida de jardín(x) en agua a 20°C es de 0.725 año-1. Cierta cantidad del insecticida x es arrastrada por casualidad el 1 de Agosto de 2007 al lago de la ESPOL en el Campus Prosperina y alcanza una concentración de 4.0 x 10- 7g/cm3 de agua. Suponga que la temperatura media del lago es de 20°C. proceda a calcular la concentración de x para el 1 de Agosto del 2008.
4) El desastre de Chernóbil es el nombre que recibe el accidente nuclear sucedido en la central nuclear de Chernóbil el 26 de abril de 1986. Este suceso ha sido considerado el accidente nuclear más grave según el INES y uno de los mayores desastres medioambientales de la historia. La central nuclear de Chernóbil (Central eléctrica nuclear memorial V.I. Lenin) se encuentra en Ucrania, a 18 Km al Noroeste de la ciudad de Chernóbil, a 16 Km de la frontera entre Ucrania y Belorusia y a 110 Km al norte de la capital de Ucrania, Kiev.

63. 63
Inmediatamente después del accidente, la mayor preocupación se centró en el yodo radioactivo, con un periodo de semidesintegración de ocho días. Hoy en día 2011 las preocupaciones se centran en la contaminación del suelo con Estroncio -90 y Cesio-37, con periodos de desintegración de unos 30 años. Los niveles más altos de cesio-137 se encuentran en las capas superficiales del suelo, donde son absorbidos por plantas, insectos hongos, entrando en la cadena alimenticia. A) Calcule la vida media del Estroncio-90 en base a los datos abajo proporcionados (su respuesta en años): La desintegración de 1 gramo de estroncio-90 después de 2 años deja un residuo de 0.953 gramos. b)Determine cuanto estroncio-90 quedará después de 5 años a partir de la masa inicial de la muestra dada en la parte A, su respuesta en gramos. C) En qué continente queda el accidente ocurrido.
DEBER 7
1) Análisis del gráfico de reacción NO2 -------- NO + O2
t
0
5
10
15
20
M
0.100
0.017
0.0090
0.0062
0.0047

64. 64
2) Análisis del gráfico de reacción NO2 -------- NO + O2
T s
0
39
80
140
210

65. 65
M
0.316
0.274
0.238
0.190
0.146
3) Considere la reacción acuosa hipotética siguiente A(ac) ------- B(ac). Se carga un matraz con 0.065 mol de A en un volumen total de 100 ml. Se recopilan los siguientes datos:

66. 66
T s
0
5
10
15
20
M
0.100
0.017
0.0090
0.0062
0.0047
Calcule el número de moles de B en cada tiempo suponiendo que no hay moles de B en el tiempo cero. B) Calcule la velocidad media de desaparición de A a cada intervalo de 10 min, en unidades M/s. c) entre t=10 min y t= 30 min cuál es la velocidad media de aparición de B en unidades de M/s. suponga que el volumen de la disolución es constante.
4) A 500 °, el gas butadieno se convierte en gas ciclobuteno. Determine gráficamente el orden de la reacción respecto al butadieno y la constante de velocidad, a partir de los siguientes datos:
T s
195
604
1,246
2,810
4,140
8,135

67. 67
M
0.100
0.017
0.0090
0.0062
0.0084
0.0057
5) Se estudió la isomeración del metilisonitrilo (CH3NC) a acetonitrilo (CH3CN) en fase gaseosa a 215|C y se obtuvieron los siguientes datos:
Tiempo (s)
dT
Concentración
dM
Velocidad M/s

68. 68
0
0.01650
2000
0.01100
5000
0.00591
8000
0.00314
12000
0.00137
15000
0.00074

69. 69
CAPÍTULO 7
EQUILIBRIO
Es un estado en el que no se observan cambios a medida que transcurre el tiempo
EQUILIBRIO QUIMICO
Las concentraciones de los reactivos y productos permanecen constantes
El equilibrio se establece cuando
Velocidad de la reacción Directa = Velocidad de la reacción Inversa
A  B B A
Vd = Vi  kdA = kiB  kd = ki
B / A = Keq (constante de equilibrio)
Para la reacción
aA + bB  cC + dD
Donde
kd / ki

70. 70
- A y B son reactivos y C y D son productos
a, b, c, d son los coeficientes en la ecuación química balanceada
De acuerdo con la ley de acción de masas, la ecuación que expresa la constante del equilibrio es:
Keq = P / R
Keq = CcDd / AaBb
Donde
- Keq es la constante de equilibrio a determinada temperature
- La constante se expresa en función de las concentraciones (expresada en Molaridad)
Equilibrio Heterogéneo
Participan sustancias que están en diferentes fases
La concentración de los sólidos y líquidos no se incluye en la expresión de equilibrio para la reacción
Sí se incluye la concentración de los gases y soluciones
Equilibrio Homogéneo
Participan sustancias que están en la misma fase.
En el caso que todas las sustancias están en fase gaseosa, se puede formular la expresión de equilibrio en término de presiones parciales.
Kp = (PC)c (PD)d / (PA)a (PB)b
Relacionando Kc con Kp

71. 71
Utilizando la ecuación del gas ideal para convertir la concentración (en Molaridad M) a presión (en atmósferas)
PV = nRT por lo tanto P = (n/V) RT = MRT
Para una sustancia A: PA = A RT
Reemplazando en la expresión correspondiente a Kp, obtenemos la expresión general que relaciona Kp con Kc
Kp = Kc (RT)n
Donde n es el cambio en el número de moles de gas al pasar de reactivos a productos.
PRINCIPIO DE LE CHATELIER
Si un sistema en equilibrio es perturbado por una tensión (como cambio de Presión, Temperatura o Concentración de uno de sus componentes), el sistema desplazará su posición de equilibrio de modo que se contrarreste el efecto de la perturbación
FACTORES QUE AFECTAN EL EQUILIBRIO
Cambios de Concentración.-
Si un sistema químico está en equilibrio y agregamos una sustancia (reactivo o producto) la reacción se desplazará para restablecer el equilibrio consumiendo parte de la sustancia adicionada. Por el contrario la extracción de una sustancia da por resultado que la reacción se lleve a cabo en el sentido que se forme mayor cantidad de sustancia
No cambia el valor de la constante de equilibrio

72. 72
Agrega reactivo  Quita reactivos  Agrega producto  Quita productos 
Cambios de temperatura.-
Se puede considerar que:
 En una reacción endotérmica el calor sea un reactivo
Reactivos + Calor  Productos
Agrega Calor  Quita Calor 
 En una reacción exotérmica, el Calor sea un Producto
Reactivos = Productos + Calor
Agrega Calor  Quita Calor 
Como resultado:
En una Reacción Endotérmica: Un incremento de T hace que K aumente
En una Reacción Exotérmica: Un incremento de T hace que K disminuya

73. 73
Cambios de Volumen y Presión
Para que los cambios de presión tengan algún efecto significativo sobre una reacción química en equilibrio, es preciso que uno o varios de sus componentes sea un gas.
A temperatura constante, la reducción del volumen de una gaseosa en equilibrio causa que el sistema se desplace en el sentido que reduce el número de moles de gas. A la inversa, un aumento de volumen causa un desplazamiento en el sentido que produce más moléculas de gas.
Reduce Volumen – Aumenta Presión Se mueve hacia donde reduce el número de moles Aumenta Volumen – Reduce Presión Se mueve hacia donde aumenta el número de moles
Estos cambios no alteran el valor de la constante
TALLER 7
1) Cuando 1 mol de monóxido de carbono y 1 mol de agua llegan al equilibrio a 1000°C en un vaso de 10 L, la mezcla en equilibrio contiene 0,57 mol de CO; 0,57 mol de agua; 0,43 mol de CO2 y 0,43 mol de H2.
a) Escriba la ecuación química para el equilibrio
b) ¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio.

74. 74
2) Para aumentar la proporción del gas de síntesis (mezcla de CO y agua) se aplica la siguiente reacción.
3) La disociación del dióxido de nitrógeno en monóxido de nitrógeno y oxígeno se desarrolla en un matraz cerrado a 327|C, la concentración molar de los gases de equilibrio es N2 0.0146M; NO 0.0382 M; O2 0.00191 M. hallar las constantes Kc y Kp para la disociación del dióxido de nitrógeno a 327°C

75. 75
4) El Bromuro de nitrosilo está en equilibrio con bromo y óxido nítrico

76. 76
DEBER 7
5) Si el bromuro de nitrosilo, NOBr, está disociado al 34% en Br2, a 24°C, y la presión inicial del bromuro de nitrosilo es 0,25 atm, calcule Kp y Kc a esa temperatura.
6) La constante de equilibrio Kp para la reacción : es de 55,3 a 700°C. en un matraz de 2L que contiene una mezcla en equilibrio de los tres gases, hay 0.056 g. de N2 y 4.36 g. de H2 ¿Cuál es la masa de NH3 en el matraz?

77. 77
7) La descomposición del N2O5 se lleva de acuerdo a la siguiente ecuación N2O5 ----) NO2 + O2 en base a lo proporcionado, determine la velocidad de aparición de producto N2.

78. 78
CAPÍTULO 8
ÁCIDOS Y BASES - EQUILIBRIO IÓNICO
ÁCIDOS Y BASES
 Los ácidos de Bronsted donan protones y las bases de Bronsted aceptan protones. Ésta es la definición a la que normalmente se refieren los términos “ácido” y “base”.
 La acidez de una disolución acuosa se expresa como su pH, que se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones hidrógeno (en mol/L).
 A 25°C, una disolución ácida tiene un pH<7, una disolución básica tiene un pH>7, y una disolución neutra tiene un pH=7.
 Los siguientes ácidos se clasifican como ácidos fuertes en disolución acuosa: HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4 (primera etapa de ionización) y HNO3.

79. 79
Las bases fuertes en disolución acuosa incluyen los hidróxidos de los metales alcalinos y alcalinotérreos (excepto el berilio).
 La constante de ionizacioón Ka aumenta al incrementarse la fuerza del ácido. De forma semejante, la Kb expresa la fuerza de las bases.
 El porcentaje de ionización es otra forma de medir la fuerza de los ácidos. Cuanto más diluida es una disolución de un ácido débil, mayor será su porcentaje de ionización.
 El producto de la constante de ionización de un ácido y la constante de ionización de su base conjugada es igual a la constante de procto iónico del agua.
 Las fuerzas relativas de los ácidos se explican cualitativamente en términos de su estructura molecular.
 La mayoría de las sales son electrolitos fuertes que se disocian por completo en sus iones cuando se disuelven. La reacción de estos iones con el agua, denominada hidrólisis de la sal, puede producir disoluciones ácidas o básicas. En la hidrólisis de una sal, las bases conjugadas de los ácidos débiles forman disoluciones básicas en tanto que los ácidos conjugados de las bases débiles producen disoluciones ácidas.

80. 80
 Los iones metálicos pequeños con cargas elevadas, como el Al3+ y el Fe3+, se hidrolizan para formar disoluciones ácidas.
 La mayoría de los óxidos pueden clasificarse como ácidos, básicos o anfóteros. Los hidróxidos metálicos pueden ser básicos o anfóteros.
 Los ácidos de Lewis “ácido de Lewis” por lo general se utiliza para sustancias que están en posibilidad de aceptar pares de electrones pero que no contienen átomos de hidrógeno ionizables.

81. 81

82. 82

83. 83

84. 84
Contante del producto iónico del agua
Definición del pH de una disoluci{on
Definición del pOH de una disolución

85. 85
Otra forma de la ecuación
Relación de constantes de ionización

86. 86
EQUILIBRIO IÓNICO
 El efecto del ion común tiende a suprimir la ionización de un ácido débil o una base débil. Este efecto se explica por medio del principio de Le Chätelier.
 Una disolución amortiguadora es una combinación de un ácido débil y una base conjugada débil (añadida en forma de sal) o una base débil y su ácido conjugado débil (añadido en forma de sal). La disolución reacciona con pequeñas cantidades de ácido o de base añadidos, de tal forma que el pH de la disolución permanece casi constante. Los sistemas amortiguadores tienen una función importante en el mantenimiento del pH de los fluidos corporales.
 El pH en el punto de equivalencia de una valoración ácido-base depende de la hidrólisis de las sal formada en la reacción de neutralización. En las valoraciones ácido fuerte-base fuerte, el pH del punto de equivalencia es 7; en las valoraciones ácido débil- base fuerte, el pH del punto de equivalencia es mayor que 7; en las

87. 87
valoraciones ácido fuerte – base débil, el pH del punto de equivalencia es menor que 7.
 Los indicadores ácido base son ácidos o bases orgánicas débiles que cambian de color cerca del punto de equivalencia de una reacción de neutralización entre un ácido y una base.
 El producto de la solubilidad Kps expresa el equilibrio entre un sólido y sus iones en disolución. La solubilidad se puede calcular a partir de Kps, y visceverssa.
 La presencia de un ion común disminuye la solubilidad de una sal ligeramente soluble.
 La solubilidad de las sales ligeramente solubles que contienen aniones básicos aumenta con el incremento de la concentración de iones de hidrógeno. La solubilidad de sales que tienen aniones derivados de ácidos fuertes no se modifica con el pH.
 Los iones complejos se forman en disolución por la combinación de un catión metálico con una base de Lewis. La constante de formación Kf mide la tendencia de la formación de un ion complejo específico. La formación de un ión complejo puede aumentar la solubilidad de unas sustancia insoluble.
 El análisis cualitativo es la separación e identificación de cationes y aniones en disolución.

88. 88
TALLER 8
PROBLEMAS DE EQUILIBRIO ÁCIDO BASE
1) Calcule el pH de una solución que contiene 0.10 M de ácido nitroso y 0.10 M de nitrito de potasio, el valor de Ka = 4.5 *10-4
2) Calcule el pH de una disolución preparada combinada 50.0 ml de ácido acético 0.15 M con 50.0 ml de acetato de sodio 0.20 M.
3) Complete lo solicitado en las columnas de la tabla, esto en base a los cálculos pertinentes para las entradas que faltan.
H
OH
pH
pOH
¿äcida?
¿básica?
¿neutra?
6.4 * 10-6
11.9
7.07 * 10-7

89. 89
4) Conteste, tomando en consideración las soluciones que se preparan durante la prácitca “Efecto Ión Común y soluciones buffer”
Solución A: 55 ml de agua y 5 ml de una solución 8M de NH4OH.
Solución B: tomando la mitad de la solución A y se le agregó 2 g. de NH4Cl.
Solución C: tomando la otra mitad de la solución A y se le agregó 5 ml de ZnCl2.
5) Calcule el pH de las siguientes soluciones de ácidos fuertes:
a) Äcido nítrico 0.0575 M.
b) 0.723 g. de perclorato de k en 2.00 l de disolución.
c) 5.00 ml de HCl 1.00 M diluidos a 0.75 L.

90. 90
DEBER 8
1) Cierta muestra de vinagre tiene un pH de 2.90. suponiendo que el único ácido que el vinagre contiene es ácido acético (Ka=1.8*10-5), calcule la concentración de ácido acético en el vinagre.
2) El ácido HC6H7O2 (0.1M), es un ácido monoprótico débil con Ka=1.7*10-5. Su sal (sorbato de potasio) se agrega al queso para inhibir la formación de mohos. ‘Cuál es el pH de una solución que contiene 4.93 g. de sorbato de potasio en 0.5 L de solución? (H=1g, O=16g., C=12g; K=39 g/mol).

91. 91
3) ¿Cuántos gramos de lactato de sodio (NaC3H5O3) se deben agregar a 1 litro de ácido láctico HC3H5O3 0.15 M, para formar una solución amortiguadora de pH 2.95; Suponga que el volumen no cambia al agregar el NaC3H5O3. Ka= 1.4*10-4.
4) Complete lo solicitado en las columnas de la tabla, esto en base a los cálculos pertinentes para las entradas que faltan.
H
OH
pH
pOH
¿äcida?
¿básica?
¿neutra?
7.5 * 10-3
3.6 * 10-10
8.25
5.70

92. 92
BIBLIOGRAFIA
 C Raymond, Química séptima edición, mcGraw Hill Companis Inc, séptima edición.
 Apuntes del Estudiante Luis Vaca
 Material de trabajo Ing. Jenny Venegas.
 http://www.google.com.ec/imgres?q=geometria+molecular&start=92&um=1&hl=es&sa= N&biw=1092&bih=533&tbm=isch&tbnid=7oQK9obQbdIOcM:&imgrefurl=http://geometria2430.blogspot.com/&docid=2r

93. 93

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CAPÍTULO LÍQUIDOS
GLOSARIO
CALOR DE VAPORIZACIÓN
Cantidad de calor necesaria para que un mol de una sustancia pura en un estado líquido y en las condiciones de presión y temperatura del punto de ebullición pase de líquido a vapor. Se le conoce con el nombre de calor molar de vaporización. En el proceso contrario, la condensación, se liberará la misma cantidad de energía absorbida.
CAPACIDAD CALORÍFICA
Cantidad de energía térmica que se tiene que suministrar a una masa de una sustancia para incrementar un ° C su temperatura
CAPACIDAD CALORÍFICA ESPECÍFICA
Cantidad de energía térmica que se tiene que suministrar a un kilogramo de una sustancia para incrementar un °C su temperatura.
CAPACIDAD CALORÍFICA MOLAR
Cantidad de energía térmica que necesita un mol de una sustancia para aumentar un °C su temperatura. Se obtiene multiplicando la capacidad calorífica por la masa molecular, siendo n el número de moles. También pueden usarse capacidades caloríficas molares a presión constante o a volumen constante.
CAPILARIDAD Es un proceso de los fluidos que depende de su tensión superficial la cual, a su vez, depende de la cohesión del líquido y que le confiere la capacidad de subir o bajar por un tubo capilar.
CALOR LATENTE
Calor necesario por gramo de sustancia pura para que tenga lugar un cambio de estado a la temperatura del cambio de estado y a la presión de una atmósfera. Así tiene el calor latente de fusión (el absorbido por un gramo de sustancia cuando pasa del estado sólido al líquido), el calor latente de sublimación (el absorbido por un gramo de sustancia cuando pasa del estado sólido al gaseoso), y el calor latente de vaporización (el absorbido por un gramo de sustancia cuando pasa del estado líquido al gaseoso). En el proceso contrario la energía liberada será la misma que la absorbida.

97. 97
CONDENSACIÓN
Cambio de estado de gas a líquido en unas condiciones de presión y temperatura determinadas. Cuando un gas se enfría o se comprime, la energía cinética que tenían sus moléculas disminuye, el movimiento se hace más lento, aumenta la atracción y el gas finalmente se convierte en un líquido. La energía cinética perdida se transforma en calor que se desprende del exterior.
EBULLICIÓN
Cambio de estado de líquido a gas que se produce a una temperatura determinada y en toda la masa del líquido; se dice que el líquido hierve. Esto sucede porque, al aumentar la temperatura, las partículas del líquido adquieren más energía cinética; llega un momento en que todas son capaces de romper las fuerzas de unión del estado líquido y pasar al gaseoso.
EBULLOSCOPÍA
Técnica que permite la determinación de masas moleculares de sustancias sólidas o líquidos no volátiles disueltos conocido el aumento del punto de ebullición de la disolución.
EVAPORACIÓN
Cambio de estado que tiene lugar cuando un líquido pasa de vapor a gas. Se produce a cualquier temperatura y solamente se evaporan las partículas superficiales del líquido y aquellas que tienen suficiente energía cinética para romper las uniones. Si la temperatura aumenta, la energía cinética será mayor y habrá más partículas superficiales capaces de vencer las fuerzas atractivas y pasar al estado de vapor. A lla evaporación total de todo el líquido y a una temperatura determinada se la denomina ebullición. El agua de mar se evapora, pero no hierve. fuerzas de dispersión de London Las son un tipo de fuerza intermolecular, denominadas asi por el físico alemán Fritz London, quien las investigó. Surgen entre moléculas no polares, en las que pueden aparecer dipolos instantáneos. Son más intensas cuanto mayor es la molécula, ya que los dipolos se pueden producir con más facilidad. Dipolo- dipolo: consiste en la atracción electrostática entre el extremo positivo de una molécula apolar y el negativo de otra. El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo. Sólo son eficaces a distancias muy cortas; además son fuerzas más débiles que en el caso ion-ion porque q+ y q- representan cargas parciales. Así como las moléculas polares presentan algún tipo de fuerzas intermoleculares como las ya mencionadas, también las sustancias conformadas por moléculas no polares y los átomos que constituyen los gases nobles experimentan atracciones muy débiles llamadas fuerzas de london. La intensidad de la fuerza de dispersión depende de cierto número de factores. Sin embargo, dar un enfoque cualitativo y predictivo debe considerar que las fuerzas de dispersión se relacionan con el número de electrones que se encuentren en el átomo o en la molécula. Así, bajo dicha base, es el número de electrones el que determinará la facilidad con la que se puede polarizar la densidad del electrón y a mayor polarización, son más intensas las fuerzas de dispersión. A su vez, la intensidad de estas fuerzas intermoleculares determina el punto de fusión y el punto de ebullición de la sustancia: cuando más intensas son las fuerzas intermoleculares, más altos son los puntos de fusión y de ebullición.

98. 98
FUERZAS DE VAN DER WAALS
Fuerzas de tipo electrostático que aparecen en las interacciones entre las moléculas covalentes, sobre todo cuando se presentan polaridad. Son mucho menos fuertes que los enlaces químicos. Son las responsables de que los gases se desvíen del comportamiento ideal. Las propiedades físicas de los compuestos, como el punto de fusión y ebullición, y por lo tanto el estado físico son consecuencia de las fuerzas de WAN DER WAALS.
FUERZAS INTERMOLECULARES
Fuerzas atractivas y repulsivas existentes entre los núcleos de los átomos y los electrones que los rodean. Estas fuerzas dan lugar a grupos polarizados, dipolos, fuerzas de Van der Waals y puentes de hidrógeno.
LIQUIDO
Estado de la materia caracterizado por su fluidez, por adaptarse al recipiente que lo contiene y por mantener inalterable su volumen, es decir, por no comprimirse. Tienden a mezclarse con otros líquidos y, en general, su densidad es mayor que la de los gases, pero menor que la de los sólidos. Las fuerzas de cohesión son relativamente mayores que la de los gases, pero tienen movilidad y por eso fluyen a través de orificios y aberturas.
LÍQUIDO POLAR
Líquido formado por moléculas polares capaces de disolver compuestos iónicos o polares.
LÍQUIDO VOLÁTIL
Líquido que se evapora con facilidad. En general se considera que un líquido es volátil si tiene un punto de ebullición menor que el del agua.
PUNTO CRÍTICO
Condiciones de presión y temperatura a partir de las cuales un gas no podrá licuarse. El punto crítico del agua es de 374°C a 218 atm.
PUNTO TRIPLE
Coordenada del diagrama de fases de una sustancia que muestra valores de presión y temperatura en la que coexisten en equilibrio los tres estados de la materia. El punto triple del agua es de 0.0098°C a una presión de 4,58 atm.
PUNTO DE FUSIÓN
Temperatura, a la presión de 1 atm, en la que una sustancia pura realiza el cambio de estado de sólido a líquido.
PUNTO DE EBULLICIÓN
Temperatura en la que la presión de vapor de un líquido es igual a la presión exterior ejercida sobre el líquido; en consecuencia, el líquido hierve. El punto de ebullición es una propiedad característica de cada sustancia.
PRESIÓN DE VAPOR
Presión en la que un líquido y su vapor pueden coexistir en equilibrio, es decir la velocidad de e vaporación es igual a la de condensación. La presión de vapor aumenta con la temperatura y es independiente de la masa del líquido. En el momento en que la presión de vapor coincida con la presión atmosférica, se habrá alcanzado el punto de ebullición , es decir, todas las partículas del líquido pasarán a vapor. En una disolución, la presión de vapor del disolvente disminuye proporcionalmente a la fracción molar de soluto.
SÓLIDO
Sustancia caracterizada por tener un estado de agregación de sus partículas compacto y ordenado, tal que su movimiento queda restringido a vibraciones en torno a unas posiciones fijas. Las partículas

99. 99
de un sólido están dispuestas geométricamente en una estructura cristalina regular y definida para cada sustancia; por eso, un sólido tiene una forma y un volumen determinados.
SUBLIMACIÓN
Cambio de estado en el que una sustancia pasa directamente de sólido a gas, sin pasar por el estado líquido.
TENSIÓN SUPERFICIAL
Fuerza que actúa a lo largo de la superficie de un líquido y en dirección paralela a la misma. Es consecuencia de la fuerza atractiva que realizan las moléculas de un líquido sobre aquellas que se encuentran en la superficie de separación del mismo. Mientras que las moléculas del interior son atraídas por igual en todas las direcciones, las de la superficie solamente son atraídas para el interior. Esto genera una fuerza dirigida hacia adentro que contrae la superficie y hace que se comporte como una membrana elástica que envuelve al líquido. La tensión superficial es la responsable de la resistencia que ofrecen las superficies de los líquidos a su rotura y de la forma esférica de gotitas del líquido al caer. Al aumentar la temperatura del líquido, la tensión superficial disminuye, y es cero en su temperatura crítica.
VAPOR
Gas cuya temperatura está por debajo de la crítica. Un vapor puede licuarse por efecto de un aumento de la presión, pero un gas no.
VAPOR SOBRECALENTADO es el gas que se encuentra por encima de su temperatura crítica pero por debajo de su presión crítica.
VISCOSIDAD Es una medida de la resistencia de un líquido al flujo; cuando mayor es la viscosidad, tanto menor es su repidez de flujo.
GLOSARIO
CONCENTRACIÓN:
Se define como la cantidad de soluto disuelto en una cantidad de solvente o de solución.
CRITERIO CUALITATIVO:
Las proporciones de soluto y solvente no se miden, sólo se estiman en forma aproximada. Estos pueden ser: Solución diluida, concentrada, saturada, insaturada y sobresaturada.
CRITERIO CUANTITATIVO:
Las proporciones de soluto y solvente se miden exactamente. Estas se pueden expresar en unidades físicas (g., ml) o en unidades (moles, equivalentes).
DISOLUCIÓN:
Mezcla homogénea de dos o más sustancias, con composición variable hasta un cierto límite y fácilmente separable de sus componentes. Las propiedades de las disoluciones dependen de sus componentes. Aunque las disoluciones pueden presentarse en estado sólido, líquido o gaseoso, generalmente el concepto está asociado a las mezclas homogéneas líquidas, aquellas en las que sólido, líquido o gas, el soluto, se disuelve en un líquido, el disolvente. Para conocer cuantitativamente la relación entre el soluto y disolvente se utiliza la concentración.
DISOLVENTE:
Sustancia que realiza el proceso de la disolución y generalmente se

100. 100
encuentra en mayor proporción. El estado físico resultante de la disolución coincide con el estado físico del disolvente. En algunas reacciones químicas, por ejemplo entre un ácido y un metal, el agente activo actúa disolviendo la sustancia sólida, por lo que recibe el nombre también de disolvente.
DISOLVENTE ANFIPRÓTICO:
Disolvente que puede actuar como dador o como receptor de protones. El agua y el alcohol son disolventes anfipróticos.
DISOLVENTE POLAR:
Disolvente cuyas moléculas tienen una distribución de cargas asimétrica que presenta polaridad. En el proceso de disolución de las moléculas se orientan electrostáticamente, rodeando a los cationes por su parte negativa y a los aniones por su carga positiva. Cuanto mayor sea su momento dipolar, más efectiva será la disolución. Los disolventes polares se utilizan con los solutos iónicos o covalentes polares.
DISOLVENTE NO POLAR:
Sustancia líquida compuesta por moléculas no polares que se emplea como disolvente de solutos formados por moléculas no polares o de baja polaridad. Son generalmente compuestos orgánicos.
EQUIVALENTE QUÍMICO:
Masa de una sustancia capaz de combinarse con una cantidad fija de otra sustancia. En las reacciones ácido-base, representa la cantidad de una sustancia que cede o capta un mol de H+, y se obtiene dividiendo la masa molecular del ácido o de la base por el número de H+ cedidos o captados ( o iones OH- cedidos de la base).
MOLALIDAD:
Forma de expresar la concentración de una disolución que indica el número de moles de soluto contenido en 1 Kg. de disolvente. Se representa por la letra m. es útil en disoluciones de moléculas orgánicas polares en agua. Es necesario conocer la fórmula del soluto para poder calcular el número de moles.
MOLARIDAD:
Forma de expresar la concentración de una solución que indica el número de moles de soluto contenidos en un litro de disolución. Se representa por la letra M. es la forma más habitual de expresar la concentración de las disoluciones; se la conoce también con el nombre de concentración molar o simplemente concentración.
NORMALIDAD:
Forma de expresar la concentración de una disolución que indica el número de equivalentes de soluto disueltos en un litro de disolución.
PARTES POR MILLÓN:
Cuando la cantidad de soluto presente es muy pequeña, se expresa

101. 101
la concentración de la solución en partes por millón (p.p.m.) que significa generalmente masa de soluto en un millón de partes de masa de solución o solvente.
PORCENTAJE EN MASA (m/m):
Es la masa en gramos de soluto presentes en cada 100 gramos de solución.
PORCENTAJE EN MASA/VOLUMEN (%m/v)
Este método expresa la concentración en g. de soluto por 100 ml de solución. Es decir el soluto se mide en g, considerando que el volumen final de la solución es de 100 ml.
SOLUCIÓN CONCENTRADA:
Cuando la cantidad de soluto es relativamente grande en comparación con la cantidad de solvente.
SOLUCIÓN DILUIDA:
Cuando la cantidad de soluto es relativamente pequeña en relación a la cantidad de solvente.
SOLUCIÓN INSATURADA:
Llamada también no saturada y es aquella que tiene menos concentración que una solución saturada.
SOLUCIÓN SOBRESATURADA:
Es aquella cuya concentración es mayor que la de la no saturada, es decir, cuando el solvente a una temperatura determinada contiene mayor cantidad de soluto del que es capaza de disolver.
SOLUTO: Esta sustancia se encuentra disuelta en una determinada disolución de cualquier elemento. En lenguaje común, también se le conoce como la sustancia que se disuelve,por lo que se puede encontrar en un estado de agregación diferente al comienzo del proceso de disolución y experimentar una transición de fase.
SOLVENTE: Es una sustancia que permite la dispersión de otra sustancia en esta a nivel molecular o iónico. Es el medio dispersante de ladisolución.

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
TAREA CORRESPONDIENTE A BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS
QUÍMICA GENERAL IB (TAREA 3)
Nombre: ___________________________________________.
Fecha: _________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _______________.
A) BALANCEAR LAS SIGUIENTES ECUACIONES QUÍMICAS POR EL MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN
1) DICROMATO DE POTASIO + NITRITO DE POTASIO + ÁCIDO NÍTRICO ----- ) NITRATO DE CROMO (III) + NITRATO DE POTASIO + AGUA
2) YODURO DE POTASIO + ÁCIDO SULFÚRICO + NITRITO DE POTASIO ------) MONÓXIDO DE NITRÓGENO + YODO MOLECULAR + SULFATO DE POTASIO + AGUA
3) ÁCIDO SULFÚRICO + MONÓXIDO DE NITRÓGENO ---------) ÁCIDO NÍTRICO + DIÓXIDO DE AZUFRE + AGUA
4) PERMANGANATO DE POTASIO + TIOSULFATO DE SODIO + ÁCIDO SULFÚRICO --------) SULFATO DE SODIO + SULFATO DE MANGANESO (II) + SULFATO DE POTASIO + AGUA

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5) CIANURO DE POTASIO + ÓXIDO PLÚMBICO + ÁCIDO CLORHÍDRICO ------ ) CLORURO DE POTASIO + CLORURO DE PLUMBOSO + DIÓXIDO DE CARBONO + MONÓXIDO DE NITRÓGENO + AGUA
6) TETRÓXIDO DE HIERRO (III) + PERMANGANATO DE POTASIO + ÁCIDO SULFÚRICO ------) SULFATO DE HIERRO (III) + SULFATO DE POTASIO + SULFATO DE MANGANESO (II) + AGUA
7) ÁCIDO SULFÚRICO + SULFATO DE HIERRO (II) + ÁCIDO HIPOYODOSO ---- ---) SULFATO DE HIERRO (III) + YODURO DE HIERRO (III) + AGUA
8) CLORURO DE ESTAÑO (II) + ÁCIDO TELUROSO + ÁCIDO CLORHÍDRICO --- ----) CLORURO DE ESTAÑO (IV) + TELURURO DE ESTAÑO (IV) + AGUA
9) YODURO DE POTASIO + ÁCIDO SULFÚRICO + PERÓXIDO DE HIDRÓGENO ------) SULFATO DE POTASIO + AGUA + YODO MOLECULAR
10) SULFATO DE CROMO (III) + CLORATO DE POTASIO + HIDRÓXIDO DE POTASIO -------) CROMATO DE POTASIO + SULFATO DE POTASIO + CLORURO DE POTASIO + AGUA

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FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
QUÍMICA GENERAL IB – TAREA #4
Nombre: ___________________________________________.
Fecha: _________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _______________.
RELACIONES CUANTITATIVAS Y ESTEQUIOMETRIA
1) Determine las fórmulas empíricas y moleculares de cada una de las siguientes sustancias: El ibuprofeno, un analgésico para la jaqueca, contiene 75,69% de C, 8,80% de Hidrógeno y el resto Oxígeno, y tiene una masa molar de 206 g/mol.
2) La cadaverina, una sustancia olorosa producida por la acción de las bacterias en la carne, contiene 58,55% de C, 13,81% de H y el resto de Oxígeno; su masa molar es de 102 g/mol.
3) La fermentación de la glucosa producen alcohol etílico y CO2 :
C6H12O6(ac) -------) C2H5OH(ac) + CO2(g)
a) ¿Cuántos moles de de CO2 se producen cuando 0,400 moles de glucosa reaccionan?
b) ¿Cuántos gramos de glucosa se necesitan para formar 7,50 gramos de alcohol etílico?
c) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono se forman cuando se producen 7,50 gramos de alcohol etílico que posee un 95% de pureza?
4) Defina los términos
a) Reactivo limitante y reactivo en exceso
b) Rendimiento teórico
c) Rendimiento real
d) Rendimiento porcentual
5) El hidróxido de Aluminio reacciona con ácido sulfúrico de la siguiente manera:
Al(OH)3(s) + H2SO4(ac) --------) Al2(SO4)3(ac) + H2O(l)
a) ¿Cuál es el reactive limitante?
b) ¿Cuál es el reactivo en exceso? Si se tienen 20 gramos de hidróxido de Aluminio al 80% de pureza y 35 gramos de ácido sulfúrico con un 10% de impurezas

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c) ¿Cuántos gramos de Sulfato de Aluminio se obtendrán?
d) ¿Cuál es el rendimiento real si la reacción opera con un 75% de eficiencia.
6) Defina los siguientes conceptos:
a) Orbital
b) Nivel de energía
c) Configuración electrónica
d) Isótopos
e) Isótonos
f) Isóbaros
g) Partículas isoelectrónicas
7) El espectro electromagnético realice un gráfico explicativo y explíque los términos, longitud de onda, frecuencia, espectro visible, energía.
8) Determine los números cuánticos para 5 electrón del elemento Yodo.
9) Determine los números cuánticos para el penúltimo electrón del elemento Fe3+
10) Determine los números cuánticos para el antepenúltimo electrón del elemento Mg2+
11) Defina los siguientes términos:
a) Radio atómico
b) Radio iónico
c) Afinidad electrónica
d) Energía de ionización
e) Electronegatividad
12) Investigación acerca del Diamagnetismo y Paramagnetismo
13) Consulte una tabla periódica y organice los siguientes átomos en orden creciente de su radio atómico:
a) P,Si,N
b) Cl,Li,Be.
c) Na, Al, P, Cl, Mg.
14) Cuál de los siguientes pares de especies tiene mayor radio iónico
a) N3- , F-
b) Mg2+ , Ca2+
15) Agrupe las especies que son isoelectrónicas:
Be2+, F-, Fe2+, N3-, He, S2-, Co3+, Ar.

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FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
QUÍMICA GENERAL IB – TAREA #5
Nombre: ___________________________________________.
Fecha: _________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _______________.
GEOMETRÍA MOLECULAR
1) ¿Cuál es la diferencia entre un enlace iónico y un enlace covalente?
2) Trace la estructura de Lewis que obedezca la regla del octeto para las moléculas PCl3, SiH4, BCl3, H2S, CO.
3) ¿Cuántos electrones no apareados hay en una molécula a) NH3, b) H2O, c) CH4 y d) HCl?
4) ¿Cuál es el propósito de los símbolos de Lewis?
5) Escriba los símbolos de Lewis para a) Selenio, b) bromo, c) aluminio, d) bario, e) germanio y f) fósforo.
6) De la configuración electrónica de los siguientes iones: Pb2+, Pb+4, Mn2+, Sc3+, N3-, Ca2+, I-
7) En qué consiste la regla del octeto? ¿Cuál es su origen? De un ejemplo de un compuesto iónico que obedezca la regla del octeto.
8) Trace las estructuras de Lewis que obedezcan a la regla del octeto para las moléculas siguientes estructuras: a) HClO4, b) HClO2, c) H2SO3 y d) H3PO4.
9) ¿Qué es un enlace covalente coordinado? ¿En qué se diferencia de los otros enlaces covalentes?
10) Defina que es electronegatividad. ¿Cuál es la diferencia entre la electronegatividad y la afinidad electrónica?
11) Investigar que es la Teoría RPENV.

111. 111
12) Clasifique los siguientes compuestos como iónicos o covalentes CH4, KF, CO, SiCl4, BaCl2, RbCl, PF5, BrF3, KO2.
13) Completar el siguiente cuadro
Ejemplo
# total de electrones
# de pares enlazantes
#de pares libres
Distribución
Geometría
Gráfico
BeCl2
BF3
CH4
PCl5
SF6
SnCl2
NH3
H2O
SF4

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BrF5
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DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
DEBER DE QUÍMICA CAPÍTULO LÍQUIDOS, PRESIÓN DE VAPOR, CURVAS DE
CALENTAMIENTO Y ENTALPÍA DE FORMACIÓN
TAREA 6
Nombre: ___________________________________________.
Fecha: _________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _______________.

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
DEBER DE QUÍMICA CAPÍTULO SÓLIDOS TAREA 7
Nombre: ___________________________________________.
Fecha: _________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _______________.

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUÍMICAS Y AMBIENTALES
DEBER DE QUÍMICA CAPÍTULO SOLUCIONES TAREA 8
Nombre: ___________________________________________.
Fecha: _________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _______________.
1) Cuál es el % en volumen de una solución que contiene 1 ml. De ácido en 50 ml. De agua.
2) Un vino de mesa contiene 14% de alcohol. Cuántos ml de alcohol tendrá un litro de vino.
3) Que volumen de solución se logrará preparar con 500 g. de una sustancia si la concentración es del 30% (m/v)?
4) Cuál es el porcentaje de una colución de NaOH si en 60 ml. De ella hay 5 g. de NaOH?
5) ¿Cuál es el porcentaje en volumen de una solución que contiene 3 ml de ácido nítrico en 220 ml de agua?
6) La cerveza Club contiene 6% de alcohol. Cuántos ml de alcohol contiene una cerveza en lata de 10 onzas de capacidad. (1 onza= 0,02957 litros.
7) ¿Cuál es la molaridad de una solución que posee 5 moles de NaOH en 2 litros de solución?
8) ¿Cómo se preparan 500 cc de una solución 2 M de FeCl3?
9) ¿Qué volumen de solución 0,5 M se puede preparar con 32 gramos de bicarbonato de sodio?
10) Cuantos gramos de ácido sulfúrico se necesitan para obtener 5 litros de solución 2 M.
11) Calcular la molalidad de una solución de ácido antimónico que contiene 40 gramos de ácido en 1000 gramos de H2O.

117. 117
12) Determinar la cantidad de soluto en gramos que hay en 800 gramos de agua, se encuentra disuelto una cierta cantidad de hidróxido de potasio que representa a una solución 0,75 molal.
13) Cuál será la molalidad de una solución que contiene 130 g. de Cloruro de Calcio, disuelto en 1800 gramos de agua.
14) ¿Cuál es la normalidad de una solución de H2S que tiene 0,4 Equivalentes del ácido en 4 litros de solución.
15) Calcula Hidróxido de Plomo (IV), se necesita para preparar una solución de 800 ml de solución 2N.
16) Calcular la normalidad de una solución de HCl que tiene 50 gramos de ácido en 550 ml de solución.
17) Cuántos gramos de ácido fosfórico son necesarios para preparar 2,5 litros de solución 2N.
18) Cuántos Eq y cuántos gramos de HCl se encuentran 760 cc de una solución 3,5 N de HCl.
19) Calcular los ml de una solución acuosa 2 N de ácido sulfúrico que se preparan 150 gramos de H2SO3.
20) ¿Qué volumen de agua debe agregarse a 10 ml de HCl 12 N para preparar una solución 6N.
21) Cuál es la molaridad de una solución de NaOH, cuya densidad es 1,108 g/cc que contien 15% de NaOH en peso.
22) Cuál es la molaridad y molalidad de una solución de H2SO4 de densidad = 1,10 g/ml que contiene 50% de ácido sulfúrico en peso.
23) A) ¿Cuál es la normalidad de una solución de ácido sulfúrico si 25 ml de ella necesita 21 ml de una solución de NaOH 0,2018 N para neutralizarla totalmente?
B) ¿Cuál es la molaridad de la solución de ácido sulfúrico?
24) ¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para neutralizar 80 ml de HCl 1,25 N?
25) Se prepara una disolución al disolver 4,35 g. de glucosa en 25 ml de agua a 25°C. ¿Calcule la molalidad de la glucosa en la disolución. El agua tiene una densidad de 1,00 g/ml.

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FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
TAREA # 9
PROPIEDADES COLIGATIVAS
Estudiante: _____________________________________.
Fecha: _______________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _____________________.

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
TAREA # 10
CINÉTICA QUÍMICA
Estudiante: _____________________________________.
Fecha: _______________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _____________________.
DEBER DE QUÍMICA
1) Considere la siguiente reacción entre el cloruro de mercurio (II) y el ión oxalato
2HgCl2 (ac)
+
C2O4= (ac)
---------)
2Cl- (ac)
+
2CO2(g)
+
Hg2Cl2(s)
Se determinó la velocidad inicial de esta reacción para varias concentraciones de HgCl2 y de C2O4= , y los siguientes datos de velocidad se obtuvieron para la velocidad de desaparición del C2O4=:
Experimento
[HgCl2] M
[C2O4=] M
Velocidad (M/s)
1
0.164
0.15
3.2 * 10 -5
2
0.164
0.45
2.9 * 10 -4
3
0.082
0.45
1.4 * 10 -4
4
0.246
0.15
4.8* 10 -4
Determinar:
a) ¿Cuál es la velocidad para esta reacción?
b) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?
c) ¿Cuál es la velocidad de la reacción cuando la concentración de HgCl2 es de 0.100 M y la del C2O4= es de 0.25 M, si la Temperatura es la misma utilizada para los datos anteriores?
2) El ciclopentadieno (C5H6) reacciona consigo mismo para formar ciclopentadieno (C10H12). Se vigila una disolución de C5H6 0.0400 M con una función del tiempo a medida que ocurría el avance de la reacción 2 C5H6 -----) C10H12. Se obtuvieron los datos siguientes:
Tiempo (s)
0
50
100
150
200
[C5H6] M
0.0400
0.0300
0.0240
0.0200
0.0174
Determinar:

122. 122
a) Por medio grafico cuál es el orden de la reacción.
b) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?
3) La constante de velocidad de primer orden para la reacción de un compuesto orgánico particular con agua varía con la Temperatura de la siguiente manera:
Temperatura (K)
0
50
100
150
200
Velocidad cte. [s-1]
0.0400
0.0300
0.0240
0.0200
0.0174
A partir de estos datos, por medio de un grafico, calcule la energía de activación en unidades de Kj/mol.
4) Se estudia la descomposición en fase gaseosa del NO2, 2NO2 (g) -----) 2NO(g) + O2 (g), a 383 °C, dando los siguientes datos:
Tiempo (s)
0
10
20
30
40
[NO2] (M)
0.20
0.034
0.018
0.0124
0.0094
DETERMINAR
a) Es la reacción de primer o segundo orden respecto a la concentración de NO2
b) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad?
5) A partir de los siguientes datos de la reacción del cloruro de butilo en agua, Calcular.
a) Δt , ΔM, Velocidad promedio, para cada intervalo.
b) la velocidad instantánea cuando t= 600 seg.
Tiempo (s)
Δt
[C4H9Cl] (M)
ΔM
Velocidad promedio (M/s)
0
0.100
50
0.0905
100
0.0820
150
0.0741

123. 123
200
0.0671
300
0.0549
400
0.048
500
0.0368
800
0.0200
6) Calcule la vida media del estroncio-90 en base a los datos: la desintegración de 1 g de estroncio-90 después de 4 años deja un residuo de 0.923 g. b) Determine cuanto estroncio-90 quedará después de 10 años a partir de la muestra inicial.
7) Investigue los siguientes conceptos
Reacción de primer orden, reacción de segundo orden, tiempo de vida media, teoría de las colisiones, constante de velocidad, catalizador, inhibidor, energía de activación, velocidad promedio, velocidad instantánea, factor de orientación, ecuación de Arrhenius, complejo activado, catálisis homogénea, catálisis heterogénea, enzimas, mecanismo de reacción, sitio activo.
8) Completa el siguiente gráfico.

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
TAREA # 11
EQUILIBRIO QUÍMICO
Estudiante: _____________________________________.
Fecha: _______________________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz Naranjo, M. Sc.
Paralelo: _____________________.
1) Se permite una mezcla de hidrógeno y nitrógeno en un recipiente de reacción alcance el equilibrio a 472°C. se analiza la mezcla de gases en equilibrio y se encuentra que contiene 7.38 atm de H2, 2.46 atm de N2 y 0.166 atm de NH3, A partir de estos datos, calcule la constante de equilibrio, Keq, de:
N2(g)
+
H2(g)
(---------------)
NH3(g)
2) En el proceso de Haber,
N2(g)
+
H2(g)
(---------------)
NH3(g)
Presenta una Keq = 1.45 * 10 -5 a 500 °C. En una mezcla al equilibrio de los tres gases a 500 °C, la presión parcial de H2 es de 0.928 atm, y la de N2, de 0.432 atm. ¿Cuál es la presión parcial de NH3 en esta mezcla en el equilibrio?
3) Una mezcla de 0.500 moles de H2 y 0.500 moles de I2, se coloca en un recipiente de acero inoxidable de 1.00 L a 430 °C. la constante de equilibrio Kc para la reacción:
H2(g)
+
I2(g)
(---------------)
2HI(g)
Es de 54.3 a esta temperatura. Calcule las concentraciones de H2 , I2 y HI en el equilibrio.

126. 126
4) Suponga que las concentraciones iniciales de H2 , I2 y HI son 0.00623 M, 0.00414 M y 0.0224 respectivamente, presenta una temperatura de 430°C bajo la siguiente reacción:
H2(g)
+
I2(g)
(---------------)
2HI(g)
Calcule las concentraciones en el equilibrio de estas especies.
5) Investigar
Kc
Kp
Equilibrio homogéneo
Equilibrio heterogéneo
Principio de Le chatelier

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
TALLER DE QUÍMICA 1
Nombre: _____________________________________. Paralelo: _____________________.
Responda las siguientes preguntas:
1) Describa en 10 líneas porqué ocurrió la Segunda Guerra Mundial.
2) ¿Por qué Japón le declaró la guerra a los Estados Unidos?
3) Describa en 10 líneas los nombres del personal que fue escogido para lanzar la bomba de Hiroshima? ¿Y cómo fueron entrenados?
4) Explique como probaron la bomba antes de ser lanzada?
5) ¿Cómo se llamó el avión del cuál fue lanzada la bmba?
6) En 10 líneas describa ¿Por qué ocurrió en Pearl Harbor?
7) Desde el punto de vista científico como opera una bomba atómica. Explique por medio de un gráfico ó diagrama de flujo
8) Explique en 10 líneas como afectó la bomba atómica a los habitantes de Hiroshima?
9) ¿Por qué lanzaron una segunda bomba?
10) Describa en un resumen como afectó a la gente el momento que lanzaron las bombas, explique cuantas personas murieron, que pasó con los que sobrevivieron, cuanto le costo levantarse a la ciudad de Hiroshima. (En 10 líneas)
11) ¿Qué enfermedades vinieron después de la Guerra? explique todas las enfermedades que afectaron a la población.
12) Saque una conclusión de los efectos que dejó la Guerra entre los habitantes de Japón y a Nivel Mundial.
13) Desde su punto de vista usted cree que Estados Unidos acertó con la utilización de una bomba atómica.
14) Por medio de una línea de Tiempo los efectos que dejó la Guerra a Hiroshima desde que lanzaron la bomba hasta la actualidad con fechas y años, las enfermedades que siguieron afectando a la población y la recuperación de la ciudad de Hiroshima.
15) Por medio de un diagrama de flujo explique que hizo toda la tripulación desde que salieron con la bomba, cuando soltaron la bomba hasta el regreso de la actividad secreta que se les había confiado a los militares.

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ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
TALLER DE QUÍMICA GENERAL 2

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Estudiante: ______________________________________.
Paralelo: ______________.
Profesor: Ing. Quím. Diego Muñoz, M.Sc.
Fecha: ________________.
TALLER DE QUÍMICA
1) El alcanfor (C10H16O) funde a 179,8ºC y tiene una constante de abatimiento del punto de congelación excepcionalmente grande, Kf = 40ºC/m. Si 0,186 g de una sustancia orgánica desconocida se disuelve en 22,01 g de alcanfor líquido, se observa que el punto de congelación de la mezcla es de 176,7ºC. Calcule la masa molar del soluto. Datos: C=12g; H=1g; O=16g.
2) En una mezcla de pentano y hexano, la fracción mol del pentano es 0,5443. La presión de vapor del pentano es 420,8 mmHg y la del hexano es 101,9 mmHg a 20,0 ºC. Con los datos presentados, calcular -en los espacios de la tabla- la presión de vapor de la mezcla sobre la solución a 20,0 ºC. Luego, considerando que la solución referida es ideal a la temperatura indicada, dibujar a mano alzada, la variación de la presión de vapor sobre la solución en dependencia de la fracción mol del pentano o hexano.
3) Se estudió experimentalmente la isomerización del metil isonitrilo (CH3NC) a acetonitrilo (CH2CN) en fase gaseosa a 215º C y se obtuvieron los datos indicados en las dos primeras filas de la tabla. Con la información proporcionada en primer lugar calcule la velocidad media de reacción, M/s, en el intervalo de tiempo entre cada medición: Luego, grafique [CH3NC] en función del tiempo y proceda a determinar gráficamente la velocidad instantánea (M/s) a t = 5000 y t = 8000:
Tiempo (s)
0
2,000
5,000
8,000
12,000
15,000
[CH3NC] M
0.0165
0.0110
0.00591
0.00314
0.00137
0.00074
Velocidad Media (M/s)
2.75 x 10-6
1.70 x 10-6
9.23 x 10-7
4.43 x 10-7
2.1 x 10-7
4) ¿Cuántos gramos de bicromato de potasio (K2Cr2O7) se requieren para preparar 250 mL de una disolución cuya concentración sea 2.16 M?
ESCUELA SUPERIOR POLITÉCNICA DEL LITORAL
FACULTAD DE CIENCIAS NATURALES Y MATEMÁTICAS
DEPARTAMENTO DE CIENCIAS QUIMICAS Y AMBIENTALES
TALLER GENERAL 3

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Peso atómico de: K=39.098, Cr=51.996. O=15.999
5) La reacción del óxido nítrico con hidrógeno a 1280 oC es:
2NO (g) + 2H2 (g) → N2 (g) + 2H2O (g)
A partir de los siguientes datos medidos a dicha temperatura, determine lo solicitados en los literales a, b y c:
EXPERIMENTO
[NO] (M)
[H2] (M)
VELOCIDAD INICIAL (M/s)
1
5 X 10-3
2 X 10-3
1.3 X 10-5
2
10 X 10-3
2 X 10-3
5 X 10-5
3
10 X 10-3
4 X 10-3
10 X 10-5
Determinar:
a) Orden de la reacción
b) Constante de velocidad.
c) La velocidad de la reacción cuando [NO] = 12 x 10-3 M y [H2] = 6 x 10-3M.
6) La temperatura de ebullición de una solución acuosa de etilenglicol es 101,25 ºC. Determinar la temperatura de congelación de la solución.
Kb = 0.52 Kc = 1.86
7) La solubilidad del nitrógeno gaseoso en agua a 25 °C y 1 atm es de 6.8 * 10 -4 mol/L. ¿Cuál es la concentración (en molaridad) del nitrógeno disuelto en agua bajo condiciones atmosféricas? La presión parcial del nitrógeno gaseoso en la atmósfera es de 0.78 atm.
¿Por qué tuvo lugar la disminución en la solubilidad del nitrógeno gaseoso?
8) El Etilenglicol (EG), CH2(OH)CH2(OH), es un anticongelante utilizado en automóviles. Es soluble en agua y bastante no volátil (p. de ebullición 197°C). calcule el punto de congelación de una disolución que contenga 651 g de esta sustancia en 2.505 g de agua. ¿Debe mantener esta sustancia en el radiador de su automóvil durante nuestro invierno (verano europeo)? La masa molar del etilenglicol es de 62.07 g.?
Constantes molares de elevación del punto de ebullición y de disminución del punto de congelación de varios líquidos comunes (medido a 1 atm)
Disolvente
Punto de congelación normal (°C)
Kf
(°C/m)
Punto de ebullición mnormal (°C)
Kb
(°C/m)
Agua
0
1.86
100
0.52
9) Se prepara una disolución disolviendo 50 gramos de hemoglobina 8hb) en suficiente agua para obtener un volumen de 3000 mililitros. Si la presión osmótica de la disolución es de 30.00 mm Hg a 25°C, calcule la masa molar de la hemoglobina. ¿Qué unidades debemos utilizar para la presión osmótica y para la temperatura?
10) La constante de rapidez de primer orden para la reacción de cloruro de metilo (CH3Cl) con agua para producir metanol (CH3OH) y ácido clorhídrico (HCl) es 3.32 *10-10 s-1 a 25°C. sírvase calcular la constante de rapidez a 40°C si la Energía de activación es de 116 Kj/mol.

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11) Calcule en primer lugar, la presión de vapor de una disolución preparada al disolver 218 gramos de glucosa (masa molar 180.2 g/mol) en 460 ml de agua a 30°C. luego determine la disminución en la presión de vapor a esta temperatura en relación a la presión del agua (solvente puro), esto luego de la intervención de la glucosa sobre el agua.
12) Calcule la concentración de OH- y el pH en una disolución 0.15 M de NH3.
13) Complete la tabla:
pH
pOH
[H+] M
[OH-] M
¿ácida ó básica?
6.21
10.13
3.5 *10-3
5.6 *10-4

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19) Determinar la Normalidad de una solución que se preparó a partir de 50 gramos de H2SO4 en 1000 mililitros.
20) Calcule la vida media del Estroncio-90 en base a los datos: la desintegración de 1.0 gramos de estroncio-90 después de 3 años deja un residuo de 0.923 gramos. Determiné cuanto estroncio-90 quedará después de 6 años.