Hojas de fórmulas, los pasos clave de los métodos de cada tema y 14 problemas de práctica, con las soluciones completas al final.
8 g de Na y 10 g de Cl2 reaccionan según 2Na + Cl2 → 2NaCl. ¿Qué masa m de NaCl se puede formar?
En la reacción C6H12O6 → 2C2H5OH + 2CO2, 20 g de C6H12O6 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 7,98 g de C2H5OH. Calcula el rendimiento porcentual Y.
Necesitas 500 mL de disolución 0,5 mol/L y tienes una disolución madre 4 mol/L. ¿Qué volumen V1 de disolución madre necesitas?
Se mezclan 250 mL de una disolución 0,2 mol/L con 50 mL de una disolución 2,5 mol/L de la misma sustancia. Calcula la concentración c de la mezcla (los volúmenes son aditivos).
Un depósito de 20 L contiene 360 g de Ar a 15 °C. Trátalo como un gas ideal y halla la presión P.
Una cantidad fija de N₂ pasa de 350 kPa, 20 L, 15 °C a 150 kPa y 80 °C. Halla el nuevo volumen V2.
Un bloque de aluminio de 150 g (c = 0,897 J/(g·°C)) a 200 °C se introduce en 200 g de agua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 19 °C dentro de un vaso aislado. Halla la temperatura final Tf.
Usa las entalpías estándar de formación para calcular ΔH° de la reacción C6H12O6 + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O(l).
Se introducen 0,1 mol/L de H₂ y 0,1 mol/L de I₂ en un recipiente y reaccionan: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 16. Calcula la concentración en el equilibrio [H2].
El PCl₅ se descompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,5 a la temperatura de reacción. Un recipiente contiene al principio solo 0,8 mol/L de PCl₅. Calcula la concentración en el equilibrio [Cl2].
Calcula el pH pH de una disolución 0,05 mol/L de ácido benzoico (Ka = 6,3 × 10⁻⁵).
Un tampón de 1,00 L contiene 0,25 mol de ácido benzoico y 0,25 mol de su base conjugada (Ka = 6,3 × 10⁻⁵). Se añaden 0,05 mol de NaOH. Calcula el nuevo pH pH.
Una reacción con ley de velocidad −rA = k·CA² tiene k = 0,5 L/(mol·min) y empieza con 2 mol/L. Halla la concentración CA tras 15 min.
Una reacción tiene una constante de velocidad de 0,05 min⁻¹ a 20 °C y una energía de activación de 90 kJ/mol. Halla la constante de velocidad k2 a 35 °C.
Respuesta: m = 16,49 g
Estequiometría: una ecuación ajustada cuenta partículas, no gramos. Pasa la masa a moles con n = m/M, usa los coeficientes de la ecuación como relación molar y vuelve a masa con m = n·M. Con dos reactivos, el reactivo limitante es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma.
Respuesta: Y = 78,02 %
Estequiometría: una ecuación ajustada cuenta partículas, no gramos. Pasa la masa a moles con n = m/M, usa los coeficientes de la ecuación como relación molar y vuelve a masa con m = n·M. Con dos reactivos, el reactivo limitante es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma.
Respuesta: V1 = 62,5 mL
Molaridad: concentración c = n/V en mol/L, con n = m/M. Al diluir se añade disolvente pero no soluto, así que el número de moles no cambia: c₁·V₁ = c₂·V₂. Al mezclar dos disoluciones del mismo soluto, se suman los moles y también los volúmenes.
Respuesta: c = 0,5833 mol/L
Molaridad: concentración c = n/V en mol/L, con n = m/M. Al diluir se añade disolvente pero no soluto, así que el número de moles no cambia: c₁·V₁ = c₂·V₂. Al mezclar dos disoluciones del mismo soluto, se suman los moles y también los volúmenes.
Respuesta: P = 1079 kPa
Ley de los gases ideales: PV = nRT, con n = m/M.
Respuesta: V2 = 57,19 L
Ley combinada de los gases: para una cantidad fija de gas ideal, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Respuesta: Tf = 44,09 °C
Calor y entalpía: calentar una sustancia requiere q = m·c·ΔT. En un calorímetro, el calor cedido por el cuerpo caliente es igual al calor absorbido por el frío. La variación de entalpía de una reacción se obtiene de las entalpías de formación: ΔH° = ΣΔH°f(productos) − ΣΔH°f(reactivos), cada una multiplicada por su coeficiente.
Respuesta: ΔH° = −2802 kJ
Calor y entalpía: calentar una sustancia requiere q = m·c·ΔT. En un calorímetro, el calor cedido por el cuerpo caliente es igual al calor absorbido por el frío. La variación de entalpía de una reacción se obtiene de las entalpías de formación: ΔH° = ΣΔH°f(productos) − ΣΔH°f(reactivos), cada una multiplicada por su coeficiente.
Negativo: la reacción desprende calor (exotérmica).
Respuesta: [H2] = 0,03333 mol/L
Equilibrio químico: para aA + bB ⇌ cC + dD, la constante de equilibrio es Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), con las concentraciones en el equilibrio. Una tabla ICE (Inicial, Cambio, Equilibrio) relaciona las cantidades iniciales con las de equilibrio mediante una única incógnita x, multiplicada por los coeficientes.
Respuesta: [Cl2] = 0,4301 mol/L
Equilibrio químico: para aA + bB ⇌ cC + dD, la constante de equilibrio es Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), con las concentraciones en el equilibrio. Una tabla ICE (Inicial, Cambio, Equilibrio) relaciona las cantidades iniciales con las de equilibrio mediante una única incógnita x, multiplicada por los coeficientes.
Respuesta: pH = 2,759
pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] y pOH = −log₁₀[OH⁻], con pH + pOH = 14 a 25 °C. Los ácidos y bases fuertes se ionizan por completo. Un ácido débil solo en parte: Ka = x²/(c − x), donde x = [H₃O⁺]. Un tampón de un ácido débil y su base conjugada sigue Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
HA ⇌ H⁺ + A⁻: se ionizan x mol/L de ácido.
Respuesta: pH = 4,377
pH: pH = −log₁₀[H₃O⁺] y pOH = −log₁₀[OH⁻], con pH + pOH = 14 a 25 °C. Los ácidos y bases fuertes se ionizan por completo. Un ácido débil solo en parte: Ka = x²/(c − x), donde x = [H₃O⁺]. Un tampón de un ácido débil y su base conjugada sigue Henderson–Hasselbalch: pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
Respuesta: CA = 0,125 mol/L
Velocidad de reacción: en una reacción de primer orden −dC/dt = kC, así que C = C₀·e−kt y la vida media ln 2/k no depende de la concentración. En una reacción de segundo orden 1/C = 1/C₀ + kt. La constante de velocidad aumenta con la temperatura según Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
Respuesta: k2 = 0,3017 min⁻¹
Velocidad de reacción: en una reacción de primer orden −dC/dt = kC, así que C = C₀·e−kt y la vida media ln 2/k no depende de la concentración. En una reacción de segundo orden 1/C = 1/C₀ + kt. La constante de velocidad aumenta con la temperatura según Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
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