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 C3H8 y 20 g de O2 reaccionan según C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. ¿Qué masa m de CO2 se puede formar?
En la reacción 2H2 + O2 → 2H2O, 30 g de H2 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 244 g de H2O. Calcula el rendimiento porcentual Y.
Necesitas 200 mL de disolución 0,4 mol/L y tienes una disolución madre 1 mol/L. ¿Cuánta agua Vwater añades a la disolución madre?
Se mezclan 250 mL de una disolución 0,8 mol/L con 200 mL de una disolución 3 mol/L de la misma sustancia. Calcula la concentración c de la mezcla (los volúmenes son aditivos).
¿Qué volumen V ocupan 390 g de O₂ a 500 kPa y 50 °C? Trátalo como un gas ideal.
Una cantidad fija de He pasa de 300 kPa, 10 L, 30 °C a 550 kPa y 190 °C. Halla el nuevo volumen V2.
Un bloque de hierro de 100 g (c = 0,449 J/(g·°C)) a 80 °C se introduce en 300 g de agua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 24 °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 C4H10 (M = 58,12 g/mol) se queman por completo: 2C4H10 + 13O₂ → 8CO₂ + 10H₂O(l). Da q como número positivo.
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 = 9. Calcula la concentración en el equilibrio [HI].
El PCl₅ se descompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,04 a la temperatura de reacción. Un recipiente contiene al principio solo 0,1 mol/L de PCl₅. Calcula la concentración en el equilibrio [Cl2].
Calcula el pH pH de una disolución 0,1 mol/L de ácido láctico (Ka = 0,00014).
Un tampón contiene 0,5 mol/L de ácido láctico y 0,5 mol/L de su sal sódica. Ka = 0,00014. 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 5 min.
Una reacción tiene una constante de velocidad de 0,002 min⁻¹ a 25 °C y una energía de activación de 90 kJ/mol. Halla la constante de velocidad k2 a 45 °C.
Respuesta: m = 16,5 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 = 91 %
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 = 120 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 = 1,778 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: V = 65,49 L
Ley de los gases ideales: PV = nRT, con n = m/M.
Respuesta: V2 = 8,333 L
Ley combinada de los gases: para una cantidad fija de gas ideal, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Respuesta: Tf = 25,94 °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 = 1238 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: [HI] = 0,12 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] = 0,04633 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 = 2,435
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 = 3,854
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 = 0,25 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 = 0,0196 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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