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Química 2ed

Ejercicios

Química 2edEjercicios

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

11.1 El proceso de disolución

1.

¿En qué se diferencian las soluciones de los compuestos? ¿De otras mezclas?

2.

¿Cuáles de las principales características de las soluciones son evidentes en las soluciones de K2Cr2O7 mostradas en la Figura 11.2?

3.

Cuando el KNO3 se disuelve en agua, la solución resultante es significativamente más fría que el agua original.

(a) ¿La disolución del KNO3 es un proceso endotérmico o exotérmico?

(b) ¿Qué conclusiones puede sacar sobre las atracciones intermoleculares que intervienen en el proceso?

(c) ¿Es la solución resultante una solución ideal?

4.

Dé un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de soluciones:

(a) un gas en un líquido

(b) un gas en un gas

(c) un sólido en un sólido

5.

Indique los tipos de atracción intermolecular más importantes en cada una de las siguientes soluciones:

(a) La solución en la Figura 11.2.

(b) NO(l) in CO(l)

(c) Cl2(g) in Br2(l)

(d) HCl(g) en benceno C6H6(l)

(e) Metanol CH3OH(l) in H2O(l)

6.

Prediga si cada una de las siguientes sustancias sería más soluble en agua (solvente polar) o en un hidrocarburo como el heptano (C7H16, solvente no polar):

(a) aceite vegetal (no polar)

(b) alcohol isopropílico (polar)

(c) bromuro de potasio (iónico)

7.

El calor se libera cuando se forman algunas soluciones; el calor se absorbe cuando se forman otras soluciones. Proporcione una explicación molecular de la diferencia entre estos dos tipos de procesos espontáneos.

8.

Se pueden formar soluciones de hidrógeno en paladio exponiendo el metal Pd al gas H2. La concentración de hidrógeno en el paladio depende de la presión de gas H2 aplicada, pero de una forma más compleja que la que puede describir la ley de Henry. En determinadas condiciones, se disuelven 0,94 g de hidrógeno gaseoso en 215 g de paladio metálico (densidad de la solución = 10,8 g cm3).

(a) Determine la molaridad de esta solución.

(b) Determine la molalidad de esta solución.

(c) Determine el porcentaje en masa de átomos de hidrógeno en esta solución.

11.2 Electrolitos

9.

Explique por qué los iones Na+ y Cl se disuelven fuertemente en el agua pero no en el hexano, un disolvente compuesto por moléculas no polares.

10.

Explique por qué las soluciones de HBr en benceno (un solvente no polar) son no conductoras, mientras que las soluciones en agua (un solvente polar) son conductoras.

11.

Considere las soluciones presentadas:

(a) ¿Cuál de los siguientes esquemas representa mejor los iones de una solución de Fe(NO3)3(aq)?

En esta figura, se muestran tres vasos de precipitados marcados como x, y y z que contienen varias disposiciones de esferas azules y rojas suspendidas en una solución. En el vaso x, tres pequeñas esferas rojas rodean una única esfera azul central en pequeños grupos que, a su vez, se agrupan de tres en tres alrededor de una única esfera roja, formando cuatro grupos más grandes. En el vaso y, los cuatro grandes grupos están presentes sin las esferas rojas centrales. Ahora hay cuatro esferas rojas individuales. En el vaso z, los grandes grupos no están presentes. Hay doce de los pequeños grupos de tres esferas rojas y una azul, junto con cuatro esferas rojas individuales.

(b) Escriba una ecuación química balanceada que muestre los productos de la disolución del Fe(NO3)3.

12.

Compare los procesos que ocurren cuando el metanol (CH3OH), el cloruro de hidrógeno (HCl) y el hidróxido de sodio (NaOH) se disuelven en agua. Escriba ecuaciones y prepare esquemas que muestren la forma en que cada uno de estos compuestos está presente en su respectiva solución.

13.

¿Cuál es la conductividad eléctrica esperada de las siguientes soluciones?

(a) NaOH(aq)

(b) HCl(aq)

(c) C6H12O6(aq) (glucosa)

(d) NH3(aq)

14.

¿Por qué la mayoría de los compuestos iónicos sólidos no son conductores de la electricidad, mientras que las soluciones acuosas de compuestos iónicos son buenas conductoras? ¿Espera que un compuesto iónico líquido (fundido) sea conductor o no conductor de la electricidad? Explique.

15.

Indique el tipo de atracción intermolecular más importante responsable de la solvatación en cada una de las siguientes soluciones:

(a) las soluciones en la Figura 11.7

(b) metanol, CH3OH, disuelto en etanol, C2H5OH.

(c) metano, CH4, disuelto en benceno, C6H6.

(d) el halocarburo polar CF2Cl2 disuelto en el halocarburo polar CF2ClCFCl2.

(e) O2(l) en N2(l)

11.3 Solubilidad

16.

Suponga que se le presenta una solución clara de tiosulfato de sodio, Na2S2O3. ¿Cómo podría determinar si la solución es insaturada, saturada o sobresaturada?

17.

Las soluciones sobresaturadas de la mayoría de los sólidos en agua se preparan enfriando las soluciones saturadas. Las soluciones sobresaturadas de la mayoría de los gases en agua se preparan calentando soluciones saturadas. Explique las razones de la diferencia entre ambos procedimientos.

18.

Sugiera una explicación para las observaciones de que el etanol, C2H5OH, es completamente miscible con el agua y que el etanotiol, C2H5SH, es soluble solo hasta 1,5 g por 100 mL de agua.

19.

Calcule el porcentaje en masa de KBr en una solución saturada de KBr en agua a 10 °C. Consulte la Figura 11.16 para obtener datos útiles, e informe del porcentaje calculado con un dígito significativo.

20.

¿Cuál de los siguientes gases es más soluble en agua? Explique su razonamiento.

(a) CH4

(b) CCl4

(c) CHCl3

21.

A 0 °C y 1,00 atm, hasta 0,70 g de O2 pueden disolverse en 1 L de agua. A 0 °C y 4,00 atm, ¿cuántos gramos de O2 se disuelven en 1 L de agua?

22.

Consulte la Figura 11.10.

(a) ¿Cómo ha cambiado la concentración de CO2 disuelto en la bebida al abrir la botella?

(b) ¿Qué provocó este cambio?

(c) ¿La bebida está insaturada, saturada o sobresaturada de CO2?

23.

La constante de la ley de Henry para el CO2 es de 3,4 ×× 10−2 M/atm a 25 °C. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿qué presión de dióxido de carbono se necesita para mantener una concentración de CO2 de 0,10 M en una lata de refresco de lima limón?

24.

La constante de la ley de Henry para el O2 es 1,3 ×× 10−3 M/atm a 25 °C. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿qué masa de oxígeno se disolvería en un acuario de 40 L a 25 °C, suponiendo una presión atmosférica de 1,00 atm, y que la presión parcial de O2 es de 0,21 atm?

25.

Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿cuántos litros de gas HCl, medidos a 30,0 °C y 745 torr, se necesitan para preparar 1,25 L de una solución de 3,20-M de ácido clorhídrico?

11.4 Propiedades coligativas

26.

¿Cuál(es) son parte del dominio macroscópico de las soluciones y cuáles(es) son parte del dominio microscópico: aumento del punto de ebullición, ley de Henry, enlace de hidrógeno, atracción ion-dipolo, molaridad, no electrolito, compuesto no estequiométrico, ósmosis, ion solvatado?

27.

¿Cuál es la explicación microscópica del comportamiento macroscópico ilustrado en la Figura 11.14?

28.

Dibuje un gráfico cualitativo de la presión en función del tiempo para el vapor de agua sobre una muestra de agua pura y una solución de azúcar, a medida que los líquidos se evaporan hasta la mitad de su volumen original.

29.

Una solución de nitrato potásico, un electrolito, y una solución de glicerina (C3H5(OH)3), un no electrolito, hierven ambas a 100,3 °C. ¿Qué otras propiedades físicas de las dos soluciones son idénticas?

30.

¿Cuáles son las fracciones molares de H3PO4 y de agua en una solución de 14,5 g de H3PO4 en 125 g de agua?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

31.

¿Cuáles son las fracciones molares de HNO3 y agua en una solución concentrada de ácido nítrico (68,0 % de HNO3 en masa)?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

32.

Calcule la fracción molar de cada soluto y solvente:

(a) 583 g de H2SO4 en 1,50 kg de agua, la solución ácida utilizada en una batería de automóvil

(b) 0,86 g de NaCl en 1,00 ×× 102 g de agua-solución de cloruro de sodio para inyección intravenosa.

(c) 46,85 g de codeína, C18H21NO3, en 125,5 g de etanol, C2H5OH.

(d) 25 g de I2 en 125 g de etanol, C2H5OH.

33.

Calcule la fracción molar de cada soluto y solvente:

(a) 0,710 kg de carbonato de sodio (sosa), Na2CO3, en 10,0 kg de agua, una solución saturada a 0 °C

(b) 125 g de NH4NO3 en 275 g de agua, una mezcla utilizada para hacer una bolsa de hielo instantánea.

(c) 25 g de Cl2 en 125 g de diclorometano, CH2Cl2.

(d) 0,372 g de tetrahidropiridina, C5H9N, en 125 g de cloroformo, CHCl3.

34.

Calcule las fracciones molares de metanol, CH3OH; etanol, C2H5OH; y agua en una solución que tiene un 40 % de metanol, 40 % de etanol y 20 % de agua en masa. (Supongamos que los datos son buenos con dos cifras significativas).

35.

¿Cuál es la diferencia entre una solución 1 M y una solución 1 m?

36.

¿Cuál es la molalidad del ácido fosfórico, H3PO4, en una solución de 14,5 g de H3PO4 en 125 g de agua?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

37.

¿Cuál es la molalidad del ácido nítrico en una solución concentrada de ácido nítrico (68,0 % de HNO3 en masa)?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

38.

Calcule la molalidad de cada una de las siguientes soluciones:

(a) 583 g de H2SO4 en 1,50 kg de agua, la solución ácida utilizada en una batería de automóvil

(b) 0,86 g de NaCl en 1,00 ×× 102 g de agua-solución de cloruro de sodio para inyección intravenosa.

(c) 46,85 g de codeína, C18H21NO3, en 125,5 g de etanol, C2H5OH.

(d) 25 g de I2 en 125 g de etanol, C2H5OH.

39.

Calcule la molalidad de cada una de las siguientes soluciones:

(a) 0,710 kg de carbonato de sodio (sosa), Na2CO3, en 10,0 kg de agua, una solución saturada a 0 °C.

(b) 125 g de NH4NO3 en 275 g de agua, una mezcla utilizada para hacer una bolsa de hielo instantánea.

(c) 25 g de Cl2 en 125 g de diclorometano, CH2Cl2.

(d) 0,372 g de tetrahidropiridina, C5H9N, en 125 g de cloroformo, CHCl3.

40.

La concentración de glucosa, C6H12O6, en el líquido cefalorraquídeo normal es 75mg100g.75mg100g. ¿Cuál es la molalidad de la solución?

41.

Una solución de K2CO3 al 13,0 % en masa tiene una densidad de 1,09 g/cm3. Calcule la molalidad de la solución.

42.

¿Por qué 1 mol de cloruro de sodio reduce el punto de congelación de 1 kg de agua casi dos veces más que 1 mol de glicerina?

43.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de 115,0 g de sacarosa no volátil, C12H22O11, en 350,0 g de agua?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta

(b) Responda la pregunta

44.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de 9,04 g de I2 en 75,5 g de benceno, suponiendo que el I2 no es volátil?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

45.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la temperatura de congelación de una solución de 115,0 g de sacarosa, C12H22O11, en 350,0 g de agua?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

46.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de congelación de una solución de 9,04 g de I2 en 75,5 g de benceno?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la siguiente pregunta.

(b) Responda la pregunta.

47.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la presión osmótica de una solución acuosa de 1,64 g de Ca(NO3)2 en agua a 25 °C? El volumen de la solución es de 275 mL.

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

48.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la presión osmótica de una solución de insulina bovina (masa molar, 5700 g mol−1) a 18 °C si 100,0 mL de la solución contienen 0,103 g de la insulina?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Responda la pregunta.

49.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la masa molar de una solución de 5,00 g de un compuesto en 25,00 g de tetracloruro de carbono (pb 76,8 °C; Kb, 02 °C/m) que hierve a 81,5 °C a 1 atm?

(a) Describa los pasos necesarios para responder la pregunta.

(b) Resuelva el problema.

50.

Una muestra de un compuesto orgánico (un no electrolito) que pesa 1,35 g bajó el punto de congelación de 10,0 g de benceno en 3,66 °C. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, calcule la masa molar del compuesto.

51.

Una solución de 1,0 m de HCl en benceno tiene un punto de congelación de 0,4 °C. ¿Es el HCl un electrolito en benceno? Explique.

52.

Una solución contiene 5,00 g de urea, CO(NH2)2, un compuesto no volátil, disuelto en 0,100 kg de agua. Si la presión de vapor del agua pura a 25 °C es de 23,7 torr, ¿cuál es la presión de vapor de la solución (suponiendo un comportamiento ideal de la solución)?

53.

Una muestra de 12,0 g de un no electrolito se disuelve en 80,0 g de agua. La solución se congela a −1.94 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, calcule la masa molar de la sustancia.

54.

Ordene las siguientes soluciones por su punto de congelación decreciente: 0,1 m Na3PO4, 0,1 m C2H5OH, 0,01 m CO2, 0,15 m NaCl, y 0,2 m CaCl2.

55.

Calcule la elevación del punto de ebullición de 0,100 kg de agua que contiene 0,010 mol de NaCl, 0,020 mol de Na2SO4 y 0,030 mol de MgCl2, suponiendo una disociación completa de estos electrolitos y un comportamiento ideal de la solución.

56.

¿Cómo podría preparar una solución acuosa de 3,08 m de glicerina, C3H8O3?? Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de congelación de esta solución?

57.

Una muestra de azufre de 0,210 g se disolvió en 17,8 g de disulfuro de carbono, CS2 (Kb = 2,34 °C/m). Si la aumento del punto de ebullición fue de 0,107 °C, ¿cuál es la fórmula de una molécula de azufre en el disulfuro de carbono (suponiendo el comportamiento de una solución ideal)?

58.

En un importante experimento realizado hace muchos años, 5,6977 g de yoduro de cadmio en 44,69 g de agua elevaron el punto de ebullición 0,181 °C. ¿Qué sugiere esto sobre la naturaleza de una solución de CdI2?

59.

La lisozima es una enzima que escinde las paredes celulares. Una muestra de 0,100 L de una solución de lisozima que contiene 0,0750 g de la enzima presenta una presión osmótica de 1,32 ×× 10−3 a 25 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la masa molar de la lisozima?

60.

La presión osmótica de una solución que contiene 7,0 g de insulina por litro es de 23 torr a 25 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la masa molar de la insulina?

61.

La presión osmótica de la sangre humana es de 7,6 atm a 37 °C. ¿Qué masa de glucosa,C6H12O6, se necesita para hacer 1,00 L de solución acuosa para la alimentación intravenosa si la solución debe tener la misma presión osmótica que la sangre a temperatura corporal, 37 °C (suponiendo un comportamiento ideal de la solución)?

62.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de congelación de una solución de dibromobenceno, C6H4Br2, en 0,250 kg de benceno, si la solución hierve a 83,5 °C?

63.

Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es el punto de ebullición de una solución de NaCl en agua si la solución se congela a -0,93 °C?

64.

El azúcar fructosa contiene un 40,0 % de C, un 6,7 % de H y un 53,3 % de O en masa. Una solución de 11,7 g de fructosa en 325 g de etanol tiene un punto de ebullición de 78,59 °C. El punto de ebullición del etanol es 78,35 °C, y Kb para el etanol es 1,20 °C/m. Suponiendo un comportamiento de solución ideal, ¿cuál es la fórmula molecular de la fructosa?

65.

La presión de vapor del metanol, CH3OH, es de 94 torr a 20 °C. La presión de vapor del etanol, C2H5OH, es de 44 torr a la misma temperatura.

(a) Calcule la fracción molar de metanol y de etanol en una solución de 50,0 g de metanol y 50,0 g de etanol.

(b) El etanol y el metanol forman una solución que se comporta como una solución ideal. Calcule la presión de vapor del metanol y del etanol sobre la solución a 20 °C.

(c) Calcule la fracción molar de metanol y de etanol en el vapor sobre la solución.

66.

El punto triple del agua sin aire se define como 273,16 K. ¿Por qué es importante que el agua no tenga aire?

67.

La carne puede clasificarse como fresca (no congelada) aunque se almacene a −1 °C. ¿Por qué no se congelaría la carne a esta temperatura?

68.

Un compuesto orgánico tiene una composición de 93,46 % de C y 6,54 % de H en masa. Una solución de 0,090 g de este compuesto en 1,10 g de alcanfor funde a 158,4 °C. El punto de fusión del alcanfor puro es de 178,4 °C. El Kf del alcanfor es de 37,7 °C/m. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la fórmula molecular del soluto? Muestre sus cálculos.

69.

Una muestra de HgCl2 de 9,41 g se disuelve en 32,75 g de etanol, C2H5OH (Kb = 1,20 °C/m). El aumento del punto de ebullición de la solución es de 1,27 °C. ¿Es el HgCl2 un electrolito en etanol? Muestre sus cálculos.

70.

Se sabe que una sal es un fluoruro de metal alcalino. Una rápida determinación aproximada del punto de congelación indica que 4 g de la sal disueltos en 100 g de agua producen una solución que se congela a unos −1.4 °C. Suponiendo un comportamiento ideal de la solución, ¿cuál es la fórmula de la sal? Muestre sus cálculos.

11.5 Coloides

71.

Identifique la fase dispersa y el medio de dispersión en cada uno de los siguientes sistemas coloidales: dispersión de almidón, humo, niebla, perla, crema batida, jabón flotante, gelatina, leche y rubí.

72.

Distinga entre métodos de dispersión y métodos de condensación para preparar sistemas coloidales.

73.

¿En qué se diferencian los coloides de las soluciones en cuanto al tamaño de las partículas dispersas y la homogeneidad?

74.

Explique la acción limpiadora del jabón.

75.

¿Cómo se puede demostrar que las partículas coloidales están cargadas eléctricamente?

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