Hojas de fórmulas, los pasos clave de los métodos de cada tema y 14 problemas de práctica, con las soluciones completas al final.
24 g de CH4 y 32 g de O2 reaccionan según CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O. ¿Qué masa m de H2O se puede formar?
En la reacción Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2, 24 g de Fe2O3 reaccionan por completo (los demás reactivos en exceso) y se recogen 10,91 g de CO2. Calcula el rendimiento porcentual Y.
Necesitas 250 mL de disolución 0,4 mol/L y tienes una disolución madre 2 mol/L. ¿Qué volumen V1 de disolución madre necesitas?
Se mezclan 100 mL de una disolución 0,4 mol/L con 50 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 70 g de N₂ a 800 kPa y 95 °C? Trátalo como un gas ideal.
Halla la densidad ρ de He a 850 kPa y 170 °C, tratándolo como un gas ideal.
Un bloque de cinc de 75 g (c = 0,388 J/(g·°C)) a 150 °C se introduce en 100 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 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 = 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 0,5 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 contiene 0,4 mol/L de ácido hipocloroso y 0,8 mol/L de su sal sódica. Ka = 3 × 10⁻⁸. Calcula el pH pH del tampón.
Una reacción de primer orden en un reactor discontinuo tiene k = 0,02 min⁻¹. ¿Cuánto tarda en alcanzar una conversión del 95 %? Halla t.
Una reacción tiene una constante de velocidad de 0,01 min⁻¹ a 40 °C y una energía de activación de 50 kJ/mol. Halla la constante de velocidad k2 a 65 °C.
Respuesta: m = 18,02 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 = 54,98 %
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: V1 = 50 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 = 1,267 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 = 9,562 L
Ley de los gases ideales: PV = nRT, con n = m/M.
Respuesta: ρ = 0,9235 kg/m³
Densidad de un gas ideal: ρ = PM/(RT).
Respuesta: Tf = 29,4 °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] = 0,1778 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] = 0,1228 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 = 7,824
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 = 149,8 min
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 = 0,04136 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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