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 N2 y 40 g de H2 reaccionan según N2 + 3H2 → 2NH3. ¿Qué masa m de NH3 se puede formar?
En la reacción C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O, 10 g de C3H8 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 15,36 g de H2O. Calcula el rendimiento porcentual Y.
Necesitas 200 mL de disolución 0,3 mol/L y tienes una disolución madre 0,5 mol/L. ¿Cuánta agua Vwater añades a la disolución madre?
Se mezclan 300 mL de una disolución 2 mol/L con 50 mL de una disolución 0,6 mol/L de la misma sustancia. Calcula la concentración c de la mezcla (los volúmenes son aditivos).
¿Qué volumen V ocupan 110 g de He a 700 kPa y 30 °C? Trátalo como un gas ideal.
Una cantidad fija de Ar pasa de 300 kPa, 2 L, 35 °C a 700 kPa y 190 °C. Halla el nuevo volumen V2.
Un bloque de hierro de 150 g (c = 0,449 J/(g·°C)) a 140 °C se introduce en 300 g de agua (c = 4,18 J/(g·°C)) a 21 °C dentro de un vaso aislado. Halla la temperatura final Tf.
Usa las entalpías estándar de formación para calcular el calor q desprendido cuando 250 g de CH4 (M = 16,04 g/mol) se queman por completo: CH4 + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O(l). Da q como número positivo.
Se introducen 0,2 mol/L de H₂ y 0,2 mol/L de I₂ en un recipiente y reaccionan: H₂ + I₂ ⇌ 2HI, con Kc = 9. Calcula la concentración en el equilibrio [H2].
El PCl₅ se descompone: PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, con Kc = 0,05 a la temperatura de reacción. Un recipiente contiene al principio solo 1 mol/L de PCl₅. Calcula la concentración en el equilibrio [Cl2].
Calcula el pH pH de una disolución 0,2 mol/L de ácido acético (Ka = 1,8 × 10⁻⁵).
Un tampón de 1,00 L contiene 0,3 mol de ácido benzoico y 0,15 mol de su base conjugada (Ka = 6,3 × 10⁻⁵). Se añaden 0,02 mol de NaOH. Calcula el nuevo pH pH.
Una reacción de orden cero tiene k = 0,005 mol/(L·min) y parte de 0,5 mol/L. ¿Cuánto tarda en alcanzar una conversión del 50 %? Halla t.
Una reacción de primer orden tiene una constante de velocidad de 0,02 s⁻¹ a 50 °C y una energía de activación de 90 kJ/mol. Halla el factor preexponencial A de la ecuación de Arrhenius.
Respuesta: m = 19,45 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 = 93,98 %
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 = 80 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 = 1,8 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 = 98,94 L
Ley de los gases ideales: PV = nRT, con n = m/M.
Respuesta: V2 = 1,288 L
Ley combinada de los gases: para una cantidad fija de gas ideal, P1V1/T1 = P2V2/T2.
Respuesta: Tf = 27,07 °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 = 13876 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] = 0,08 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] = 0,2 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 = 2,724
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 = 3,984
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: t = 50 min
Integrated rate laws: zero order: C = C₀ − kt (straight line, t½ = C₀/(2k)); first order: ln(C₀/C) = kt (t½ = ln 2/k); second order: 1/C − 1/C₀ = kt (t½ = 1/(kC₀)). Conversion X means C = C₀(1 − X).
Respuesta: A = 7,069 × 10¹² s⁻¹
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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