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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

3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol

1.

¿Cuál es la masa total (u) del carbono en cada una de las siguientes moléculas?

(a) CH4

(b) CHCl3

(c) C12H10O6

(d) CH3CH2CH2CH2CH3

2.

¿Cuál es la masa total de hidrógeno en cada una de las moléculas?

(a) CH4

(b) CHCl3

(c) C12H10O6

(d) CH3CH2CH2CH2CH3

3.

Calcule la masa molecular o la fórmula de masa de cada uno de los siguientes elementos:

(a) P4

(b) H2O

(c) Ca(NO3)2

(d) CH3CO2H (ácido acético)

(e) C12H22O11 (sacarosa, azúcar de caña)

4.

Determine la masa molecular de los siguientes compuestos:

(a)

Se muestra una estructura. Un átomo de C está enlazado a dos átomos de C l y forma un doble enlace con un átomo de O.

(b)

Se muestra una estructura. Dos átomos de C forman un triple enlace entre sí. Cada átomo de C también forma un enlace simple con un átomo de H.

(c)

Se muestra una estructura. Dos átomos de C forman dobles enlaces entre sí. Cada átomo de C también forma un enlace simple con un átomo de H y un átomo de B r.

(d)

Se muestra una estructura. Un átomo de S forma dobles enlaces con dos átomos de O. El átomo de S también forma un enlace simple con un átomo de O que forma un enlace simple con un átomo de H. El átomo de S también forma un enlace simple con otro átomo de O que forma un enlace simple con otro átomo de H.
5.

Determine la masa molecular de los siguientes compuestos:

(a)

Se muestra una estructura. Dos átomos de C forman dobles enlaces entre sí. El átomo de C de la izquierda forma un enlace simple con cada uno de los dos átomos de H. El átomo de C de la derecha forma un enlace simple con un átomo de H y con un grupo C H subíndice 2 C H subíndice 3.

(b)

Se muestra una estructura. Hay un átomo de C que forma enlaces simples con tres átomos de H cada uno. Este átomo de C está enlazado a otro átomo de C. Este segundo átomo de C forma un triple enlace con otro átomo de C que forma un enlace simple con un cuarto átomo de C. El cuarto átomo de C forma enlaces simples con cada uno de los tres átomos de H.

(c)

Se muestra una estructura. Un átomo de S i forma un enlace simple con un átomo de C l, un enlace simple con un átomo de C l, un enlace simple con un átomo de H y un enlace simple con otro átomo de S i. El segundo átomo de S i tiene un enlace simple con un átomo de C l, un enlace simple con un átomo de C l y un enlace simple con un átomo de H.

(d)

Se muestra una estructura. Un átomo de P forma un doble enlace con un átomo de O. También forma un enlace simple con un átomo de O que forma un enlace simple con un átomo de H. También forma un enlace simple con otro átomo de O que forma un enlace simple con un átomo de H. También forma un enlace simple con otro átomo de O que forma un enlace simple con un átomo de H.
6.

¿Qué molécula tiene una masa molecular de 28,05 u?

(a)

Se muestra una estructura. Un átomo de C forma un triple enlace con otro átomo de C. Cada átomo de C también forma un enlace simple con un átomo de H.

(b)

Se muestra una estructura. Dos átomos de C forman un doble enlace entre sí. Cada átomo de C también forma un enlace simple con dos átomos de H.

(c)

Se muestra una estructura. Un átomo de C forma un enlace simple con cada uno de los tres átomos de H y con otro átomo de C. El segundo átomo de C también forma un enlace simple con cada uno de los tres átomos de H.
7.

Escriba una frase que describa cómo determinar el número de moles de un compuesto en una masa conocida del mismo utilizando su fórmula molecular.

8.

Compare 1 mol de H2, 1 mol de O2, y 1 mol de F2.

(a) ¿Cuál tiene el mayor número de moléculas? Explique por qué.

(b) ¿Cuál tiene la mayor masa? Explique por qué.

9.

¿Cuál contiene la mayor masa de oxígeno: ¿0,75 mol de etanol (C2H5OH), 0,60 mol de ácido fórmico (HCO2H), o 1,0 mol de agua (H2O)? Explique por qué.

10.

¿Cuál contiene el mayor número de moles de átomos de oxígeno: ¿1 mol de etanol (C2H5OH), 1 mol de ácido fórmico (HCO2H), o 1 mol de agua (H2O)? Explique por qué.

11.

¿En qué se parecen y en qué se diferencian la masa molecular y la masa molar de un compuesto?

12.

Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes compuestos:

(a) fluoruro de hidrógeno, HF

(b) amoníaco, NH3

(c) ácido nítrico, HNO3

(d) sulfato de plata, Ag2SO4

(e) ácido bórico, B(OH)3

13.

Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes elementos:

(a) S8

(b) C5H12

(c) Sc2(SO4)3

(d) CH3COCH3 (acetona)

(e) C6H12O6 (glucosa)

14.

Calcule la fórmula de masa empírica o molecular y la masa molar de cada uno de los siguientes minerales:

(a) piedra caliza, CaCO3

(b) halita, NaCl

(c) berilo, Be3Al2Si6O18

(d) malaquita, Cu2(OH)2CO3

(e) turquesa, CuAl6(PO4)4(OH)8(H2O)4

15.

Calcule la masa molar de cada uno de los siguientes elementos:

(a) el anestésico halotano, C2HBrClF3

(b) el herbicida paraquat, C12H14N2Cl2

(c) cafeína, C8H10N4O2

(d) urea, CO(NH2)2

(e) un jabón típico, C17H35CO2Na

16.

Determine el número de moles del compuesto y el número de moles de cada tipo de átomo en cada uno de los siguientes:

(a) 25,0 g de propileno, C3H6

(b) 3,06 ×× 10-3 g del aminoácido glicina, C2H5NO2

(c) 25 libras del herbicida Treflan, C13H16N2O4F (1 libra = 454 g)

(d) 0,125 kg del insecticida Paris Green, Cu4(AsO3)2(CH3CO2)2

(e) 325 mg de aspirina, C6H4(CO2H)(CO2CH3)

17.

Determine la masa de cada uno de los siguientes elementos:

(a) 0,0146 mol de KOH

(b) 10,2 mol de etano, C2H6

(c) 1,6 ×× 10-3 mol de Na2 SO4

(d) 6,854 ×× 103 mol de glucosa, C6 H12 O6

(e) 2,86 mol de Co(NH3)6Cl3

18.

Determine el número de moles del compuesto y determine el número de moles de cada tipo de átomo en cada uno de los siguientes:

(a) 2,12 g de bromuro de potasio, KBr

(b) 0,1488 g de ácido fosfórico, H3PO4

(c) 23 kg de carbonato de calcio, CaCO3

(d) 78,452 g de sulfato de aluminio, Al2(SO4)3

(e) 0,1250 mg de cafeína, C8H10N4O2

19.

Determine la masa de cada uno de los siguientes elementos:

(a) 2,345 mol de LiCl

(b) 0,0872 mol de acetileno, C2H2

(c) 3,3 ×× 10-2 mol de Na2 CO3

(d) 1,23 ×× 103 mol de fructosa, C6 H12 O6

(e) 0,5758 mol de FeSO4(H2O)7

20.

Los requisitos nutricionales mínimos diarios aproximados del aminoácido leucina, C6H13NO2, son de 1,1 g. ¿Cuánto es este requisito en moles?

21.

Determine la masa en gramos de cada uno de los siguientes elementos:

(a) 0,600 mol de átomos de oxígeno

(b) 0,600 mol de moléculas de oxígeno, O2

(c) 0,600 mol de moléculas de ozono, O3

22.

Una mujer de 55 kg tiene 7,5 ×× 10-3 mol de hemoglobina (masa molar = 64.456 g/mol) en su sangre. ¿Cuántas moléculas de hemoglobina son? ¿Cuánto es esta cantidad en gramos?

23.

Determine el número de átomos y la masa de zirconio, silicio y oxígeno que se encuentran en 0,3384 mol de zircón, ZrSiO4, una piedra semipreciosa.

24.

Determine cuál de los siguientes contiene la mayor masa de hidrógeno: 1 mol de CH4, 0,6 mol de C6H6, o 0,4 mol de C3H8.

25.

Determine cuál de los siguientes contiene la mayor masa de aluminio: 122 g de AlPO4, 266 g de Al2Cl6, o 225 g de Al2S3.

26.

El diamante es una forma de carbono elemental. Un anillo de compromiso contiene un diamante de 1,25 quilates (1 quilate = 200 mg). ¿Cuántos átomos hay en el diamante?

27.

El diamante Cullinan fue el mayor diamante natural jamás encontrado (25 de enero de 1905). Pesaba 3.104 quilates (1 quilate = 200 mg). ¿Cuántos átomos de carbono había en la piedra?

28.

Una ración de 55 gramos de un determinado cereal aporta 270 mg de sodio, el 11 % de la cantidad diaria recomendada. ¿Cuántos moles y átomos de sodio hay en la cantidad diaria recomendada?

29.

Un determinado cereal crujiente de nueces contiene 11,0 gramos de azúcar (sacarosa, C12H22O11) por una ración de 60,0 gramos. ¿Cuántas raciones de este cereal hay que comer para consumir 0,0278 moles de azúcar?

30.

Un tubo de pasta de dientes contiene 0,76 g de monofluorofosfato de sodio (Na2PO3F) en 100 mL.

(a) ¿Qué masa de átomos de flúor en mg estaba presente?

(b) ¿Cuántos átomos de flúor había?

31.

¿Cuál de las siguientes opciones representa el menor número de moléculas?

(a) 20,0 g de H2O (18,02 g/mol)

(b) 77,0 g de CH4 (16,06 g/mol)

(c) 68,0 g de C3H6 (42,08 g/mol)

(d) 100,0 g de N2O (44,02 g/mol)

(e) 84,0 g de HF (20,01 g/mol)

3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

32.

¿Qué información se necesita para determinar la fórmula molecular de un compuesto a partir de la fórmula empírica?

33.

Calcule lo siguiente con cuatro cifras significativas:

(a) la composición porcentual del amoníaco, NH3

(b) la composición porcentual de la solución de fijador fotográfico ("hipo"), Na2S2O3

(c) el porcentaje de ion calcio en Ca3(PO4)2

34.

Determine lo siguiente con cuatro cifras significativas:

(a) la composición porcentual del ácido hidrazoico, HN3

(b) la composición porcentual del TNT, C6H2(CH3)(NO2)3

(c) el porcentaje de SO42- en Al2(SO4)3

35.

Determine el porcentaje de amoníaco, NH3, en Co(NH3)6Cl3, con tres cifras significativas.

36.

Determine el porcentaje de agua en CuSO4∙5H2O con tres cifras significativas.

37.

Determine las fórmulas empíricas de los compuestos con las siguientes composiciones porcentuales:

(a) 15,8 % de carbono y 84,2 % de azufre

(b) 40,0 % de carbono, 6,7 % de hidrógeno y 53,3 % de oxígeno

38.

Determine las fórmulas empíricas de los compuestos con las siguientes composiciones porcentuales:

(a) 43,6 % de fósforo y 56,4 % de oxígeno

(b) 28,7 % de K, 1,5 % de H, 22,8 % de P y 47,0 % de O

39.

Un compuesto de carbono e hidrógeno contiene un 92,3 % de C y tiene una masa molar de 78,1 g/mol. ¿Cuál es su fórmula molecular?

40.

El dicloroetano, un compuesto que suele utilizarse para la limpieza en seco, contiene carbono, hidrógeno y cloro. Tiene una masa molar de 99 g/mol. El análisis de una muestra indica que contiene un 24,3 % de carbono y un 4,1 % de hidrógeno. ¿Cuál es su fórmula molecular?

41.

Determine la fórmula empírica y molecular del amianto crisotilo. El crisotilo tiene la siguiente composición porcentual: 28,03 % de Mg, 21,60 % de Si, 1,16 % de H y 49,21 % de O. La masa molar del crisotilo es de 520,8 g/mol.

42.

Los polímeros son grandes moléculas compuestas por unidades simples que se repiten muchas veces. Por ello, suelen tener fórmulas empíricas relativamente sencillas. Calcule las fórmulas empíricas de los siguientes polímeros:

(a) Lucita (plexiglás); 59,9 % de C, 8,06 % de H, 32,0 % de O

(b) Saran; 24,8 % de C, 2,0 % de H, 73,1 % de Cl

(c) polietileno; 86 % de C, 14 % de H

(d) poliestireno; 92,3 % de C, 7,7 % de H

(e) Orlon; 67,9 % de C, 5,70 % de H, 26,4 % de N

43.

Un importante fabricante de tintes textiles ha desarrollado un nuevo tinte amarillo. El colorante tiene una composición porcentual de 75,95 % de C, 17,72 % de N y 6,33 % de H en masa con una masa molar de aproximadamente 240 g/mol. Determine la fórmula molecular del colorante.

3.3 Molaridad

44.

Explique qué cambia y qué permanece igual cuando 1,00 L de una solución de NaCl se diluye a 1,80 L.

45.

¿Qué información se necesita para calcular la molaridad de una solución de ácido sulfúrico?

46.

Una muestra de 200 mL y otra muestra de 400 mL de una solución de sal tienen la misma molaridad. ¿En qué aspectos son idénticas las dos muestras? ¿En qué se diferencian estas dos muestras?

47.

Determine la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:

(a) 0,444 mol de CoCl2 en 0,654 L de solución

(b) 98,0 g de ácido fosfórico, H3PO4, en 1,00 L de solución

(c) 0,2074 g de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, en 40,00 mL de solución

(d) 10,5 kg de Na2SO4·10H2O en 18,60 L de solución

(e) 7,0 ×× 10-3 mol de I2 en 100,0 mL de solución

(f) 1,8 ×× 104 mg de HCl en 0,075 L de solución

48.

Determine la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:

(a) 1,457 mol de KCl en 1,500 L de solución

(b) 0,515 g de H2SO4 en 1,00 L de solución

(c) 20,54 g de Al(NO3)3 en 1575 mL de solución

(d) 2,76 kg de CuSO4·5H2O en 1,45 L de solución

(e) 0,005653 mol de Br2 en 10,00 mL de solución

(f) 0,000889 g de glicina, C2H5NO2, en 1,05 mL de solución

49.

Considere esta pregunta: ¿Cuál es la masa del soluto en 0,500 L de 0,30 M de glucosa, C6H12O6, utilizada para la inyección intravenosa?

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

(b) Responda la pregunta.

50.

Considere esta pregunta: ¿Cuál es la masa de soluto en 200,0 L de una solución de 1,556 -M de KBr?

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

(b) Responda la pregunta.

51.

Calcule el número de moles y la masa del soluto en cada una de las siguientes soluciones:

(a) 2,00 L de 18,5 M de H2SO4, ácido sulfúrico concentrado

(b) 100,0 mL de 3,8 ×× 10-6 M de NaCN, la concentración mínima letal de cianuro de sodio en el suero sanguíneo

(c) 5,50 L de 13,3 M de H2CO, el formaldehído que se utiliza para "fijar" las muestras de tejido

(d) 325 mL de 1,8 ×× 10-6 M de FeSO4, la concentración mínima de sulfato de hierro detectable por el gusto en el agua potable

52.

Calcule el número de moles y la masa del soluto en cada una de las siguientes soluciones:

(a) 325 mL de 8,23 ×× 10-5 M de KI, una fuente de yodo en la dieta

(b) 75,0 mL de 2,2 ×× 10-5 M de H2SO4, una muestra de lluvia ácida

(c) 0,2500 L de 0,1135 M de K2CrO4, un reactivo analítico utilizado en los ensayos de hierro

(d) 10,5 L de 3,716 M de (NH4)2SO4, un fertilizante líquido

53.

Considere esta pregunta: ¿Cuál es la molaridad del KMnO4 en una solución de 0,0908 g del KMnO4 en 0,500 L de solución?

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

(b) Responda la pregunta.

54.

Considere esta pregunta: ¿Cuál es la molaridad del HCl si 35,23 mL de una solución de HCl contienen 0,3366 g de HCl?

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

(b) Responda la pregunta.

55.

Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:

(a) 0,195 g de colesterol, C27H46O, en 0,100 L de suero, la concentración media de colesterol en el suero humano

(b) 4,25 g de NH3 en 0,500 L de solución, la concentración de NH3 en el amoníaco doméstico

(c) 1,49 kg de alcohol isopropílico, C3H7OH, en 2,50 L de solución, la concentración de alcohol isopropílico en el alcohol de fricción

(d) 0,029 g de I2 en 0,100 L de solución, la solubilidad del I2 en agua a 20 °C

56.

Calcule la molaridad de cada una de las siguientes soluciones:

(a) 293 g de HCl en 666 mL de solución, una solución concentrada de HCl

(b) 2,026 g de FeCl3 en 0,1250 L de una solución utilizada como incógnita en los laboratorios de química general

(c) 0,001 mg de Cd2+ en 0,100 L, la concentración máxima permitida de cadmio en el agua potable

(d) 0,0079 g de C7H5SNO3 en una onza (29,6 mL), la concentración de sacarina en una bebida gaseosa dietética.

57.

Hay aproximadamente 1,0 g de calcio, como Ca2+, en 1,0 L de leche. ¿Cuál es la molaridad del Ca2+ en la leche?

58.

¿Qué volumen de una solución de 1,00-M de Fe(NO3)3 puede diluirse para preparar 1,00 L de una solución con una concentración de 0,250 M?

59.

Si se diluyen 0,1718 L de una solución de 0,3556-M de C3H7OH hasta una concentración de 0,1222 M, ¿cuál es el volumen de la solución resultante?

60.

Si se diluyen 4,12 L de 0,850 M de una solución de H3PO4 hasta un volumen de 10,00 L, ¿cuál es la concentración de la solución resultante?

61.

¿Qué volumen de una solución de 0,33-M de C12H22O11 se puede diluir para preparar 25 mL de una solución con una concentración de 0,025 M?

62.

¿Cuál es la concentración de la solución de NaCl que resulta cuando se dejan evaporar 0,150 L de una solución de 0,556-M hasta que el volumen se reduce a 0,105 L?

63.

¿Cuál es la molaridad de la solución diluida cuando cada una de las siguientes soluciones se diluye hasta el volumen final dado?

(a) Se diluye 1,00 L de una solución de 0,250M de Fe(NO3)3 hasta un volumen final de 2,00 L

(b) Se diluyen 0,5000 L de una solución de 0,1222-M de C3H7OH hasta un volumen final de 1,250 L

(c) Se diluyen 2,35 L de una solución de 0,350M de H3PO4 hasta un volumen final de 4,00 L

(d) Se diluyen 22,50 mL de una solución de 0,025M de C12H22O11 hasta 100,0 mL

64.

¿Cuál es la concentración final de la solución que se produce cuando se dejan evaporar 225,5 mL de una solución de 0,09988-M de Na2CO3 hasta que el volumen de la solución se reduce a 45,00 mL?

65.

Se compró una botella de 2,00 L de una solución de HCl concentrado para el laboratorio de química general. La solución contenía 868,8 g de HCl. ¿Cuál es la molaridad de la solución?

66.

Un experimento en un laboratorio de química general requiere una solución de 2,00M de HCl. ¿Cuántos mL de 11,9 M de HCl serían necesarios para hacer 250 mL de 2,00 M de HCl?

67.

¿Qué volumen de una solución de 0,20M de K2SO4 contiene 57 g de K2SO4?

68.

La Agencia de Protección Ambiental (Environmental Protection Agency, EPA) de los EE. UU. impone límites a las cantidades de sustancias tóxicas que pueden verterse al sistema de alcantarillado. Se han establecido límites para diversas sustancias, entre ellas el cromo hexavalente, que está limitado a 0,50 mg/L. Si una industria vierte cromo hexavalente en forma de dicromato de potasio (K2Cr2O7), ¿cuál es la molaridad máxima permitida de esa sustancia?

3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones

69.

Considere esta pregunta: ¿Qué masa de una solución concentrada de ácido nítrico (68,0 % de HNO3 en masa) se necesita para preparar 400,0 g de una solución al 10,0 % de HNO3 en masa?

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

(b) Responda la pregunta.

70.

¿Qué masa de una solución de NaOH al 4,00 % en masa contiene 15,0 g de NaOH?

71.

¿Qué masa de NaOH sólido (97,0 % de NaOH en masa) se necesita para preparar 1,00 L de una solución de NaOH al 10,0 % en masa? La densidad de la solución al 10,0 % es de 1,109 g/mL.

72.

¿Qué masa de HCl está contenida en 45,0 mL de una solución acuosa de HCl que tiene una densidad de 1,19 g cm-3 y contiene un 37,21 % de HCl en masa?

73.

La dureza del agua (recuento de dureza) suele expresarse en partes por millón (en masa) de CaCO3, lo que equivale a miligramos de CaCO3 por litro de agua. ¿Cuál es la concentración molar de iones de Ca2+ en una muestra de agua con una dureza de 175 mg de CaCO3/L?

74.

Se sospecha que el nivel de mercurio en un arroyo es superior al mínimo considerado seguro (1 parte por mil millones en peso). Un análisis indicó que la concentración era de 0,68 partes por mil millones. Suponga una densidad de 1,0 g/mL y calcule la molaridad del mercurio en el arroyo.

75.

En Canadá y el Reino Unido, los dispositivos que miden los niveles de glucosa en sangre proporcionan una lectura en milimoles por litro. Si se observa una medición de 5,3 mM, ¿cuál es la concentración de glucosa (C6H12O6) en mg/dL?

76.

Un aerosol para la garganta contiene un 1,40 % en masa de fenol, C6H5OH, en agua. Si la solución tiene una densidad de 0,9956 g/mL, calcule la molaridad de la solución.

77.

El yoduro de cobre (I) (CuI) suele añadirse a la sal de mesa como fuente dietética de yodo. ¿Cuántos moles de CuI hay en 454 g (1,00 lb) de sal de mesa que contiene 0,0100 % de CuI en masa?

78.

Un jarabe para la tos contiene un 5,0 % de alcohol etílico, C2H5OH, en masa. Si la densidad de la solución es de 0,9928 g/mL, determine la molaridad del alcohol en el jarabe para la tos.

79.

El D5W es una solución utilizada como fluido intravenoso. Se trata de una solución al 5,0 % en masa de dextrosa (C6H12O6) en agua. Si la densidad del D5W es de 1,029 g/mL, calcule la molaridad de la dextrosa en la solución.

80.

Calcule la molaridad de una solución acuosa del 40,0 % en masa de ácido sulfúrico, H2SO4, cuya densidad es de 1,3057 g/mL.

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