Ejercicios resueltos Tema 3 PDF

Preview

Summary

ejercicios resueltos...

Description

1. Determine que tipo(s) de fuerzas intermoleculares que se producen entre moléculas de HBr

HBr: electrones de Valencia: 8 Estructura de Lewis:

Molécula lineal, Br es más electronegativo que H, por lo que la molécula presenta momento dipolar Las fuerzas intermoleculares más importantes serán de tipo dipolo-dipolo. También se producen fuerzas de dispersión entre las moléculas de HBr 1

2. Determine que tipo(s) de fuerzas intermoleculares que se producen entre moléculas de CH4

CH4 : electrones de Valencia: 8 Estructura de Lewis:

Geometría : C unido a cuatro átomos, por lo que será tetrahédrica (hibridación del C: sp3). Al ser tetrahédrica y unida a cuatro átomos idénticos tendrá un momento dipolar cero. CH4 es apolar: las únicas fuerzas intermoleculares son las fuerzas de dispersión. 2

3. Determine que tipo(s) de fuerzas intermoleculares que se producen entre moléculas de SO2

SO2 : electrones de Valencia: 18 Estructura de Lewis:

+S

-

Geometría electrónica: S unido a dos átomos y un par libre, por lo que será trigonal plana (hibridación del S: sp2). Geometría molecular: angular Al ser angular tendrá un momento dipolar distinto de cero. SO2 es una mólecula polar. Su momento dipolar es: µ = 1.62 D Las fuerzas intermoleculares más importantes serán dipolo-dipolo. También se producen fuerzas de dispersión entre moléculas de SO2. 3

4. Determine que fuerzas intermoleculares se producen entre moléculas de (a) Cl4C (b) Cl3CH Si representamos la estructura de Lewis veremos que ambas presentan geometría tetrahédrica Cl4C es apolar:

Cl4C presentará fuerzas de tipo dipolo inducido – dipolo inducido Cl3CH es polar:

Su momento dipolar es: µ = 1,15 D Cl3CH presentará fuerzas de tipo dipolo – dipolo

5. Determine las fuerzas intermoleculares en los siguientes compuestos: CH3SH, H3N, CH3OH, KF, CH3CH3. ¿Cuál presenta un mayor punto de fusión? ¿Y menor punto de fusión? Empezamos representando las estructuras de Lewis y determinando la geometría

H C H

H

S

C

H H

O

H

H H

CH3SH: dipolo-dipolo H3N: enlace de hidrógeno CH3OH: enlace de hidrógeno KF : enlace iónico (fuerzas ión-ión). MAYOR PUNTO DE FUSIÓN CH3CH3 : apolar, fuerzas de dispersión. MENOR PUNTO DE FUSIÓN

6. En molécula de formamida (CONH3) el C central está unido a H, O y N. Este compuesto presenta un punto de ebullición elevado (210 ºC). Razone el motivo. Empezamos representando la estructura de Lewis Electrones de valencia = 4 + 6 + 5 + 3 = 18 (9 pares)

El alto punto de ebullición se explica porque: • Tiene dos H dadores de enlaces de H • Tiene dos átomos aceptores de enlaces de H (N y O) • Es una molécula polar (µ = 3.74 Debyes)

7. El punto de fusión de ADN es la temperatura a la cual el 50% de la cadena se encuentra en forma de dúplex y el 50% está desnaturalizado. El punto de fusión del oligonucleótido (ATTATCGATAAT)2 es 28 ºC, mientras que el de (GCCGCTAGCGGC)2 es 44 ºC. Razone el motivo de esta diferencia basándose en las fuerzas intermoleculares La composición del oligonucleótido afecta al punto de fusión. Ambos tienen 12 pares de bases, pero en el primero abundan los pares AT, mientras en el segundo abunda CG

El par AT aporta dos enlaces de H.

El par CG aporta 3 enlaces de H.

(ATTATCGATAAT)2 tiene (10 x 2) + (2 x 3) = 26 enlaces de H (GCCGCTAGCGGC)2 tiene (10 x 3) + (2 x 2) = 34 enlaces de H Se necesita más energía (más calor) para romper los enlaces de H en el segundo oligonucleótido

GASES 8. Una burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y presión son 8 °C y 6.4 atm, hasta la superficie del agua, donde la temperatura es 25°C y la presión es de 1 atm. Calcule el volumen de la burbuja en la superficie si el volumen en el fondo era 2.1 mL.

Planteamiento: 1) Con los datos iniciales (temperatura 8 °C, presión 6.4 atm, volumen 2.1 mL) calcular el número de moles de gases en la burbuja n=RT/PV. El número de moles no cambia, es el mismo en el fondo y en la superficie. 2) Con los datos finales (temperatura 25°C y presión 1 atm) y el número de moles calculado anteriormente calcular el volumen final. V=nRT/P Solución = 14.21mL Alternativamente: Como el número de moles no varía: P1V1 = nRT1 y P2V2 = nRT2. Por lo tanto: (P1V1 )/T1= (P2V2) /T2 ⇒ P1V1 T2= P2V2T1 . Conocemos P1, V1 ,T1, P2, T2 y calculamos V2 8

Determinación de la masa molar utilizando la ecuación de los gases ideales. 9. Un recipiente de vidrio pesa 40,120 g limpio, seco y hecho el vacío; Cuando se llena con agua a 25,0 °C (d = 0,9970 g/cm-3) pesa 138,250 g; y cuando se llena con gas propileno a 750,10 mmHg y 295,00 °K pesa 40,290 g . ¿Cuál es la masa molar del propileno? 1: No conocemos el volumen del recipiente, pero lo podemos determinar con los datos obtenidos cuando se llena con agua V = m/d = (138,250 – 40.120)g / (0.9970 g/mL) = 98.42 mL 2. determinar la masa molar

M=

mRT = PV

(40.290 – 40.120)g ·(0.082 AtmL/mol ºK)· 295 ºK [750,10 mmHg/(760 mmHg/Atm)]·0.09842L

M = 42,3 g/mol 9

Uso de la ecuación de los gases ideales en los cálculos estequiométricos de reacciones químicas. 10. La azida de sodio, NaN3 se utiliza en los air-bags, aprovechando que se descompone rápidamente por impacto (en 0.04 segundos) para formar N2(g) y Na metálico. ¿Qué volumen de N2(g), medido a 755 mmHg y 24,0 °C, se obtiene cuando se descomponen 65,0 g de NaN3?

2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) 1) Calcular los moles de reactivo empleados

65,0 g de NaN3 = 1,00 moles de NaN 3 65,0 g/mol

2) Calcular los moles de producto formados

1,00 moles de NaN3 ·(3 moles N2/2 moles N3) = 1,5 moles N2 3) Calcular el volumen con la ecuación de los gases ideales

[755 mmHg/(760 mmHg/Atm)]·V = 1,5 mol·(0.082 AtmL/mol ºK)· 297 ºK

Sol: V= 36.8 L 10

11. La composición porcentual en masa de la atmósfera de Marte es 95% CO2, 3% N2 y 2% Ar. Calcular las presiones parciales de cada gas sabiendo que la presión atmosférica en Marte es de 5 mm Hg.

Solución: • Suponer 100 g de mezcla: 95 g CO2, 3 g N2 y 2g Ar • Calcular los moles de cada gas en esos 100 g • Calcular la fracción molar de cada gas (moles de gas x/moles totales) –

Para comprobar que los cálculos son correctos: la suma de fracciones molares debe ser = 1

• Calcular la presión parcial de cada gas: Pa = χa Pt –

Para comprobar que los cálculos son correctos: la suma de presiones parciales debe ser igual a la presión total

11

12. Se añadió 1,00 g de agua (g) a un recipiente de 2,00 L que contenía CO2 gas a 20,0ºC y 505 mmHg. Se calentó a 200ºC. Cuál es la presión final?

Planteamiento: 1. determinar los moles de CO2 en el recipiente de 2,00 L a 20,0ºC y 505 mmHg 2. determinar los moles de agua en 1,00 g 3. Calcular la presión con los moles totales (agua + CO2)a la nueva temperatura de 200 º 1.

(505/760) Atm ·2,00 L = n· 0,082 (AtmL/mol ºK)·293 ºK 0.0553 mol CO2

2.

1,00 g/(18.0 g/mol) = 0.0555 mol

3.

ntotales de gas = 0.0553 + 0.0555 = 0.111 mol

n=

P·2,00 L = 0,111 mol· 0.082 (atmL/molºK)· 473 ºK P = 2.24 Atm 12

13. Se abre la válvula que hay entre un tanque de 1.20 L que contenía He a 0.630 atm, y un tanque de 3.40 L que contenía Ne a 2.80 atm, ambos a 16,0 ºC. Determine la presión parcial de cada gas cuando se establece el equilibrio.

P1V1 = P2V2 He: 0.63 atm ·1.2 L = P2 He (3.4+1.2)L

P2 He = 0.164 Atm

Ne: 2.80 atm ·3.4 L = P2 Ne (3.4+1.2)L

P2 Ne = 2.07 Atm

Alternativamente: 1.

Calcular moles de He y Ne presentes en cada tanque n= PV/RT

2.

Calcular la presión parcial de cada gas en el volumen total (suma de los volúmenes de los dos tanques) P = nRT/V

13

14. La circulación de oxígeno y dióxido de carbono en los pulmones se basa en el hecho de que los gases fluyen espontáneamente desde una región de presión superior a otra de presión inferior. En los alveolos la PO2 es 101 mmHg y la PCO2 es 40 mmHg. Calcular las presiones parciales de O2 y CO2 del aire que entra en los pulmones (utilizar los datos de composición del aire seco) y comprobar en qué sentido fluye cada gas (de los pulmones a los alveolos o al contrario).

1.

Con los datos de la tabla en la tabla calculamos la fracción molar de O2 y CO2 en el aire seco. χo2 = 0.189 χCO2 = 2.42 · 10-5

2.

PO2 = 760 · 0.189 = 143 mmHg PCO2 = 760 · 2.42 · 10-5 = 0.180 mmHg

O2 : 101 mmHg en alveolos y 143 mmHg en pulmones, fluye de pulmones a alveolo CO2 40 mmHg en alveolos y 0.18 mmHg en pulmones, fluye de alveolo a pulmones 14

Composición del aire seco (cerca del nivel del mar)

15

PROPIEDADES COLIGATIVAS. 15. Las presiones de vapor de benceno y tolueno puros a 25 ºC son 95,1 y 28,4 mmHg, respectivamente. Se prepara una disolución en la que las fracciones molares de benceno y tolueno son ambas 0,500. ¿Cuáles son las presiones parciales del benceno y del tolueno sobre esta disolución? ¿Cuál es la presión de vapor total? Aplicando la ley de Raoult:

Pbenceno = χbenceno P°benceno = (0,500)(95,1 mm Hg) = 47,6 mm Hg Ptolueno = χtolueno P°tolueno = (0,500)(28,4 mm Hg) = 14,2 mm Hg Ptotal = Pbenceno + Ptolueno = 61,8 mm Hg

16

16. ¿Cuántos litros del anticongelante etilenglicol [CH2(OH)CH2(OH)] se tendrían que agregar al radiador de un automóvil que contiene 6,50 L de agua, si la temperatura invernal más baja en la región es -20 ºC?. b) Calcule el punto de ebullición de esta mezcla agua-etilenglicol. La densidad del etilenglicol es 1,11 g/mL. Ke= 0.52ºC/m; Kf= 1.86ºC/m a) Calcular la molalidad necesaria, con el dato de molalidad calcular el volumen ΔTf = - i Kf m ΔTf = -20 ºC, i = 1,

-20 = - 1·1.86·m

m = 10.75 molal 69.8mol · 62.7 g/mol = 4.4 · 103 g

10.75 mol/Kg · 6.50 kg = 69.8 mol

4.4 · 103 g · (1 mL/1.11 g) = 3.9· 103 mL b) ΔTe = i Ke m = 1 · 0.52ºC/m · 10.75 m = 5.6 ºC Te = 100 ºC + 5.6 ºC = 105.6 ºC 17

17. Calcular el punto de congelación y el punto de ebullición normal de cada una de las siguientes disoluciones: a) 25 g de glicerina (C3H8O3) en 325 mL de agua b) 25% de propilenglicol (C3H8O2) en agua c) 25 mL de etanol (d= 0,78g/mL) en 735 g de agua Ke= 0.52ºC/m; Kf= 1.86ºC/m OH

OH HO

OH

OH

glycerin Chemical Formula: C3H8O3 Molecular Weight: 92.09

a) molalidad =

propyleneglycol

ethanol

Chemical Formula: C3H8O2 Molecular Weight: 76.09

Chemical Formula: C2H6O Molecular Weight: 46.07

25 g/(92.09 g/mol) 0.325 Kg

= 3.62 mol/kg

∆Te = 3,62 m · 0,52 °C/m = 1.88 °C ∆Tf = - 3,62 m · 1,86 °C/m = - 6,73 °C Te = 101.88 °C Tf = - 6,73 °C

OH

18. Se disolvió un mol de cloruro sódico en 150 mL de agua y la disolución resultante se calentó a 105º C. a) Hervirá la disolución a esa temperatura? b) ¿Cuál es la presión de vapor del agua de la disolución a 100 ºC? La presión de vapor de agua pura a 100ºC es 1 Atm. a) NaCl  i=2

∆Te = i Ke m = 2 · [(1mol)/(0,150 L)] · 0,52 °C/m = 6,8 °C Te = 107 ºC, por lo tanto no hervirá a 105 ºC

b) Ley de Raoult: Pv’ = χdisolvente · Pv° Sabemos que Pv° agua a 100ºC = 1 Atm, por lo que solo necesitamos calcular la fracción molar de disolvente en la disolución. Hay que tener en cuenta que cada mol de NaCl produce dos moles de partículas en disolución

moles H2O = 150 g/(18.0 g/mol) = 8,3 mol moles de partículas en disolución = 8,3 moles H2O + 1 mol Na+ + 1 mol Cl- = 10,3 mol moles agua χdisolvente = moles totales

=

8,3 = 0,81 10,3

Pv’ = χdisolvente ·Pv° = 0,81 ·1 Atm = 0,81 Atm

19

19. Se prepararon disoluciones con la misma concentración de soluto de las siguientes sustancias: Ni(NO3)2; CH3OH; Al2(SO4)3; KMnO4. Ordenar por orden decreciente de punto de congelación:

A concentraciones de soluto idénticas, el punto de fusión dependerá exclusivamente del factor de Van’t Hoff (i) ΔTf = Tf – Tºf = - i Kf m Ni(NO3)2 CH3OH Al2(SO4)3 KMnO4

i= 3 i= 1 i=5 i=2

CH3OH > KMnO4 > Ni(NO3)2 > Al2(SO4)3

20

20. Calcular la concentración en g/L de una disolución de glucosa (C6H12O6) a 20ºC, que es isotónica con una de sacarosa (C12H22O11) que contiene 8,36 g en 123 mL de disolución a 10ºC. Explique que concentración debería tener la disolución de glucosa para ser (a) hipertónica o (b) hipotónica

π = iMRT

Isotónica  π1 = π2  Μ1 = Μ2

Disoluciones isotónicas de glucosa y sacarosa (ambos i = 1) deben tener la misma molaridad Calculamos la molaridad de la disolución de sacarosa Μsacarosa =

8,36 g/(352,2 g/mol) 0.123 L

= 0,193 M

La disolución de glucosa debe tener la misma molaridad: 0,193 M Convertimos la concentración a g/L :

0,193

mol g · 180,2 = 34,7 g/L L mol

Hipertónica: concentración mayor de 34,7 g/L Hipotónica: concentración menor de 34,7 g/L 21

21. Una disolución contiene 1.00 g de hemoglobina disuelta en agua suficiente para formar 100 mL de disolución. La presión osmótica a 20ºC es de 2.75 mmHg. Calcular la masa molecular de la hemoglobina.

π = i M RT M = π /iRT =

M = n /V

2.75 mmHg (1 Atm/760 mmHg) = 1.49 ·10-4 M 1· 0.082 Atm·L/mol ºK ·298 ºK

n = MV = 1.49 · 10-4 mol/L · 0.10 L = 1.49 ·10-5mol

masa molar = 1.000 g/1.486 ·10-5mol = 67,3 · 103 g/mol

22

22. Una disolución acuosa de un oligosacárido formado por glucosa presenta una presión osmótica de 2.500 mmHg a 25,00 ºC. Esta disolución se preparó disolviendo 100,0 mg de oligosacárido en agua suficiente para obtener 125,0 mL de disolución. Determine cuantas unidades de glucosa (C6H12O6)contiene cada molécula de oligosacárido. π = i M RT M = π /iRT =

M = n /V

2,5 mmHg · (1 Atm/760 mmHg) = 1,346 ·10-4 M 1· 0.082 Atm·L/mol ºK ·298 ºK

n = MV = 1,346 · 10-4 mol/L · 0,125 L = 1,683 ·10-5mol

masa molar = 0,1000 g/ 1,683 ·10-5 mol = 5943 g/mol masa molar glucosa (C6H12O6) = 180 g/mol Unidades de glucosa = 5943/180 = 33 unidades 23...