Hojas de fórmulas, los pasos clave de los métodos de cada tema y 14 problemas de práctica, con las soluciones completas al final.
16 g de CH4 y 10 g de O2 reaccionan según CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. ¿Qué masa m de H2O se puede formar?
En la reacción 2H2 + O2 → 2H2O, 20 g de H2 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 134,1 g de H2O. Calcula el rendimiento porcentual Y.
Necesitas 1000 mL de disolución 0,2 mol/L y tienes una disolución madre 3 mol/L. ¿Cuánta agua Vwater añades a la disolución madre?
Se mezclan 200 mL de una disolución 1,5 mol/L con 250 mL de una disolución 0,3 mol/L de la misma sustancia. Calcula la concentración c de la mezcla (los volúmenes son aditivos).
Un depósito de 50 L contiene 50 g de CH₄ a 85 °C. Trátalo como un gas ideal y halla la presión P.
Una cantidad fija de CH₄ pasa de 200 kPa, 2 L, 20 °C a 600 kPa y 150 °C. Halla el nuevo volumen V2.
Un bloque de cobre de 250 g (c = 0,385 J/(g·°C)) a 90 °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 el calor q desprendido cuando 25 g de CH3OH (M = 32,04 g/mol) se queman por completo: 2CH3OH + 3O₂ → 2CO₂ + 4H₂O(l). Da q como número positivo.
Se introducen 0,25 mol/L de H₂ y 0,25 mol/L de I₂ en un recipiente y reaccionan: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 49. Calcula la concentración en el equilibrio [H2].
El PCl₅ se descompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,04 a la temperatura de reacción. Un recipiente contiene al principio solo 1,5 mol/L de PCl₅. Calcula la concentración en el equilibrio [Cl2].
Calcula el pH pH de una disolución 0,5 mol/L de ácido láctico (Ka = 0,00014).
Un tampón contiene 0,1 mol/L de ácido benzoico y 0,8 mol/L de su sal sódica. Ka = 6,3 × 10⁻⁵. Calcula el pH pH del tampón.
Una reacción con ley de velocidad −rA = k·CA² tiene k = 0,4 L/(mol·min) y empieza con 0,5 mol/L. Halla la concentración CA tras 10 min.
Una reacción tiene una energía de activación de 55 kJ/mol. A 20 °C es demasiado lenta. ¿Hasta qué temperatura T2 (en °C) hay que calentarla para que sea 4 veces más rápida?
Respuesta: m = 5,631 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 = 75 %
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: Vwater = 933,3 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 = 0,8333 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 = 185,6 kPa
Ley de los gases ideales: PV = nRT, con n = m/M.
Respuesta: V2 = 0,9623 L
Ley combinada de los gases: para una cantidad fija de gas ideal, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Respuesta: Tf = 26,33 °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: q = 566,8 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.
Respuesta: [H2] = 0,05556 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] = 0,2258 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 = 2,081
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 = 5,104
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 = 0,1667 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: T2 = 39,19 °C
Reaction rates: for a first-order reaction −dC/dt = kC, so C = C₀·e−kt and the half-life ln 2/k does not depend on concentration. For a second-order reaction 1/C = 1/C₀ + kt. The rate constant rises with temperature following Arrhenius: k = A·e−Ea/(RT).
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