Hojas de fórmulas, los pasos clave de los métodos de cada tema y 14 problemas de práctica, con las soluciones completas al final.
6 g de C3H8 y 40 g de O2 reaccionan según C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. ¿Qué masa m de CO2 se puede formar?
En la reacción Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2, 10 g de Fe2O3 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 5,95 g de Fe. Calcula el rendimiento porcentual Y.
Necesitas 200 mL de disolución 0,25 mol/L y tienes una disolución madre 1,5 mol/L. ¿Qué volumen V1 de disolución madre necesitas?
Se mezclan 50 mL de una disolución 0,4 mol/L con 500 mL de una disolución 0,1 mol/L de la misma sustancia. Calcula la concentración c de la mezcla (los volúmenes son aditivos).
Un depósito de 50 L contiene 150 g de CO₂ a 100 °C. Trátalo como un gas ideal y halla la presión P.
Halla la densidad ρ de O₂ a 550 kPa y 190 °C, tratándolo como un gas ideal.
Un bloque de plomo de 50 g (c = 0,129 J/(g·°C)) a 90 °C se introduce en 400 g de agua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 20 °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 0,8 mol/L de H₂ y 0,8 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 = 0,02 a la temperatura de reacción. Un recipiente contiene al principio solo 1 mol/L de PCl₅. Calcula la concentración en el equilibrio [PCl5].
Calcula el pH pH de una disolución 0,1 mol/L de ácido hipocloroso (Ka = 3 × 10⁻⁸).
Un tampón de 1,00 L contiene 0,1 mol de ácido fluorhídrico y 0,1 mol de su base conjugada (Ka = 0,00068). Se añaden 0,025 mol de NaOH. Calcula el nuevo pH pH.
Una reacción con ley de velocidad −rA = k·CA² tiene k = 0,05 L/(mol·min) y empieza con 2 mol/L. Halla la concentración CA tras 2 min.
Dos experimentos miden la velocidad inicial de A → productos. Con CA0 = 0,1 mol/L la velocidad es 0,008 mol/(L·s); con CA0 = 0,2 mol/L es 0,0226 mol/(L·s). Halla el orden de reacción n respecto a A.
Respuesta: m = 17,96 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 = 85,06 %
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 = 33,33 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 = 0,1273 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 = 211,5 kPa
Ley de los gases ideales: PV = nRT, con n = m/M.
Respuesta: ρ = 4,571 kg/m³
Densidad de un gas ideal: ρ = PM/(RT).
Respuesta: Tf = 20,27 °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] = 0,2667 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: [PCl5] = 0,8682 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 = 4,262
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 = 3,389
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 = 1,667 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: n = 1,498
Método de las velocidades iniciales: para r = k·Cⁿ, comparar dos ensayos que solo difieren en la concentración inicial elimina k: r₂/r₁ = (C₂/C₁)ⁿ. Duplicar C duplica la velocidad en primer orden y la cuadruplica en segundo orden.
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