Categoría: Química en la escuela

Ejercicios de molalidad resueltos

Ejercicio1: Calcula la molalidad del alcohol C2H6O si hay 179 gramos y 800 gramos de H20

Paso 1. Ordenamos los datos de la siguiente forma:

m = ?

m alcohol = 179 g

m agua = 800 g

PM C2H6O

Paso 2. Pasamos los gramos a kilogramos, dividiendo entre 1000.

m agua= 0.8 kg

Paso 3. Calculamos el peso molecular (PM)

12 X 2 = 24

1 X 6 = 6

16 X 1 = 16

PM = 46 g/mol

Paso 4. Calculamos la molalidad, utilizando la fórmula m/PM/Kg agua

m = 179/46/0.8

m = 3.89/0.8

m= 4.86 m

Respuesta al problema: 4.86 m

Ejercicio 2: Calcula la molalidad de ácido H2SO4 si hay 3.50 g y 120 g de H2O

Paso 1. Ordenamos los datos de la siguiente forma:

m = ?

m ácido = 3.50 g

m agua = 120 g

PM C2H6O

Paso 2. Pasamos los gramos a kilogramos, dividiendo entre 1000.

m agua= 0.12 kg

Paso 3. Calculamos el peso molecular (PM)

1 X 2 = 2

31 X 1 = 31

16 X 4 = 64

PM = 98 g/mol

Paso 4. Calculamos la molalidad, utilizando la fórmula m/PM/Kg agua

m = 3.50/98/0.12

m = 0.035/0.12

m= 0.291 m

Respuesta al problema: 0.291 m

Ejercicio 3: Calcula la molalidad si los moles son 1.40 de C6H12O6 en 730g de agua

Paso 1. Ordenamos los datos de la siguiente forma:

m = ?

n glucosa= 1.40 mol

m agua = 730 g

PM C2H6O

Paso 2. Pasamos los gramos a kilogramos, dividiendo entre 1000.

m agua= 0.73 kg

Paso 3. Calculamos la molalidad, utilizando la fórmula m= n/m agua

m = 1.40/0.73

m= 1.91 m

Respuesta al problema: 1.91 m

Normalidad de una solución

Qué es normalidad y ejemplos

Normalidad es una unidad de medida que determina la concentración de una solución. Es la relación entre los litros de la solución y los equivalentes de la sustancia.

Normalidad ejercicios resueltos

Aquí unos ejemplos de problemas de normalidad con densidad.

Normalidad de un ácido

1. Calcula la normalidad de H2SO4, si hay 65.5 gramos y 250 ml.

Paso 1. Organizamos los datos de la siguiente forma.

N = ?

m = 65.5 gramos

V = 250 ml

PM H2SO4 =

Paso 2. Pasamos los ml a litros dividiendo el número que tenemos entre 1000

V = 0.25 l

Paso 3. Usando la tabla periódica vamos a sacar el PM (peso molecular).

1×2=2

32×1=32

16×4=64

PM H2SO4 = 98 g/mol

Paso 4. Sacamos la molaridad utilizando la fórmula M= m/PM/V

M= 65.5 / 98 / 0.25

M=0.668 / 0.25

M = 2.67 M

Paso 5. Sacamos la normalidad usando la fórmula N= (eq) (M)  *Nota: “eq” son los átomos que tiene el hidrogeno en la fórmula.

N = (2)(2.37)

Respuesta del problema: N= 5.34 N

2. Calcula la normalidad de H2SO4, si hay 150 gramos y 580 ml de H3P.

Paso 1. Organizamos los datos de la siguiente forma.

N = ?

m = 150 gramos

V = 580 ml

PM H3P=

Paso 2. Pasamos los ml a litros dividiendo el número que tenemos entre 1000

V = 0.58 l

Paso 3. Usando la tabla periódica vamos a sacar el PM (peso molecular).

1×3=3

31×1=31

PM H3P= 34 g/mol

Paso 4. Sacamos la molaridad utilizando la fórmula M= m/PM/V

M= 150 / 34 / 0.58

M=4.41 / 0.58

M = 7.60 M

Paso 5. Sacamos la normalidad usando la fórmula N= (eq) (M)  *Nota: “eq” son los átomos que tiene el hidrogeno en la fórmula.

N= (3)(7.60)

Respuesta del problema: N= 22.8 N

5 ejemplos de reacciones de doble descomposición

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¿Qué es una reacción de doble descomposición?

Una reacción de doble descomposición, también conocida como reacción de doble sustitución o de doble desplazamiento. Se da cuando dos compuestos hacen un intercambio entre sí, para generar nuevos compuestos.

Formula: Ax + By -> Ay + Bx

tabla de oxidación
tabla de oxidación

Reacciones de doble desplazamiento ejemplos

1. Mg Cl2 -> Al (OH)3 ->

Paso 1. El Mg, que está al principio, se va a unir con lo que está al final del hidróxido.

Mg Cl2 -> Al (OH)3 -> Mg OH

Paso 2. Juntamos el Cl con el aluminio.

Mg Cl2 -> Al (OH)3 -> Mg OH + Al Cl

Paso 3. Colocamos los números de oxidación utilizando la tabla de oxidación

Mg Cl2 -> Al (OH)3 -> Mg+2 OH-1 + Al+3 Cl-1

Paso 4. Cruzamos los números de oxidación

R= Mg Cl2 -> Al (OH)3 -> Mg (OH)2 + Al Cl3

2. Zn3 N2 + Ca (OH)2 ->

Paso 1. El Zn, que está al principio, se va a unir con lo que está al final del hidróxido.

Zn3 N2 + Ca (OH)2 -> Zn OH

Paso 2. Juntamos el N con el Ca

Zn3 N2 + Ca (OH)2 -> Zn OH + Ca N

Paso 3. Colocamos los números de oxidación utilizando la tabla de oxidación

Zn3 N2 + Ca (OH)2 -> Zn+2 OH-1 + Ca+2 N-3

Paso 4. Cruzamos los números de oxidación

R= Zn3 N2 + Ca (OH)2 -> Zn(OH)2 + Ca3 N2

3. Fe Cl3 + Bi (OH)5 ->

Paso 1. El Fe, que está al principio, se va a unir con lo que está al final del hidróxido.

Fe Cl3 + Bi (OH)5 -> Fe OH

Paso 2. Juntamos el Cl con el Bi

Fe Cl3 + Bi (OH)5 -> Fe OH + Bi Cl

Paso 3. Colocamos los números de oxidación utilizando la tabla de oxidación

Fe Cl3 + Bi (OH)5 -> Fe+2 OH-1 + Bi+3 Cl-1

Paso 4. Cruzamos los números de oxidación

R= Fe Cl3 + Bi (OH)5 -> Fe (OH)2 + BiCl3

4. Co N3 + Si (OH)2 ->

Paso 1. El Co, que está al principio, se va a unir con lo que está al final del hidróxido.

Co N3 + Si (OH)2 -> Co OH

Paso 2. Juntamos el N con el Si

Co N3 + Si (OH)2 -> Co OH + Si N

Paso 3. Colocamos los números de oxidación utilizando la tabla de oxidación

Co N3 + Si (OH)2 -> Co+2 OH-1 + Si+4 N-3

Paso 4. Cruzamos los números de oxidación

R= Co N3 + Si (OH)2 -> Co (OH)2 + Si3 N4

5. Ni Cl2 + B (OH)3 ->

Paso 1. El N, que está al principio, se va a unir con lo que está al final del hidróxido.

Ni Cl2 + B (OH)3 -> Ni OH +

Paso 2. Juntamos el Cl con el B

Ni Cl2 + B (OH)3 -> Ni OH + Cl B

Paso 3. Colocamos los números de oxidación utilizando la tabla de oxidación

Ni Cl2 + B (OH)3 -> Ni+2 OH-1 + Cl+1 B+3

Paso 4. Cruzamos los números de oxidación

R= Ni Cl2 + B (OH)3 -> Ni OH2 + Cl3 B

Configuración electrónica externa ejemplos

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¿Qué es la configuración electrónica externa?

Es la manera en que están ordenados los electrones de un átomo, en niveles y subniveles de energía. Los niveles determinan la energía del orbital y su tamaño. Los niveles van del 1 al 7.

Los subniveles son 4: s, p, d y f. Estos subniveles determinan la forma del orbital y su energía.

En el subnivel “s” caben hasta 2 electrones, en el “p” hasta 6, en el “d” hasta 10 electrones y en el “f” hasta 14.

Regla de las diagonales

Colocamos a la izquierda los 7 niveles de energía y asignamos los subniveles correspondientes a cada nivel, así:

Regla de las diagonales
Regla de las diagonales para resolver la configuración electrónica

Ejemplos de configuración electrónica externa

1. Encontrar la configuración electrónica de O

El oxígeno tiene un número atómico igual a 8, esto quiere decir que el oxígeno tiene 8 cargas positivas u 8 protones.  Si el oxígeno es neutro, entonces tendrá 8 cargas negativas o electrones. Teniendo los electrones ya puedo sacar la configuración electrónica.

Utilizando la Regla de las diagonales vamos a llegar hasta 8.

R= 1s2 2s2 2p4

2. Encontrar la configuración electrónica de O2-

El oxígeno tiene un número atómico igual a 8, esto quiere decir que el oxígeno tiene 8 cargas positivas u 8 protones.  El Oxígeno en este caso, ya cuenta con 2 cargas negativas, entonces tendrá 10 cargas negativas o electrones. Teniendo los electrones ya puedo sacar la configuración electrónica.

Utilizando la Regla de las diagonales vamos a llegar hasta 10.

R= 1s2 2s2 2p6

3. Encontrar la configuración electrónica del Br

El Br tiene un número atómico igual a 35, esto quiere decir que el Br tiene 35 cargas positivas o protones.  El Br en este caso es neutro, entonces tendrá 35 cargas negativas o electrones. Teniendo los electrones ya puedo sacar la configuración electrónica.

Utilizando la Regla de las diagonales vamos a llegar hasta 35.

R= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

5 ejemplos de los estados de la materia

La materia puede encontrarse en diferendos, esto dependiendo de su temperatura o presión.

Estados de agregación

Los estados o formas de agregación de la materia son: Sólido, líquido y gaseoso.

Plasma

Este estado de la materia se crea a presiones y temperaturas muy altas, esto hace que los electrones impacten entre ellos de una forma violenta y separando los átomos del núcleo y dispersándolos.

Condensado de Bose-Einstein

En física, se le conoce a este estado por llegar a temperaturas que se encuentran cerca del cero absoluto y su característica es que las partículas se mantienen en un nivel de energía mínimo, a lo cual se le denomina estado fundamental.

Ejemplos de los estados de la materia

5 Ejemplos de sólidos

  1. La madera
  2. Diamantes
  3. Sal
  4. Carbón
  5. Hierro

5 Ejemplos de líquidos

  1. Agua
  2. Cloroformo
  3. Petróleo
  4. Alcohol
  5. Mercurio

5 Ejemplos de gases

  1. Helio
  2. Xenón
  3. Flúor
  4. Butano
  5. Neón

5 Ejemplos de plasma

  1. El sol
  2. Nebulosas
  3. Reactores de fusión
  4. Lámparas de plasma
  5. Relámpagos.

5 Ejemplos de Condensado de Bose-Einstein

  1. Superconductividad
  2. Superfluidez
  3. Efecto cuántico macroscópico óptico
  4. Reducción de la velocidad de la luz
  5. Este estado de la materia, es utilizado para mejorar la precisión de los relojes atómicos.

5 Ejemplos de propiedades intensivas y extensivas

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¿Qué es una propiedad extensiva?

Las propiedades extensivas de la materia, son propiedades aditivas que dependen de la masa y son magnitudes equitativas con el tamaño del sistema que especifican.

¿Qué es una propiedad intensiva?

Las propiedades intensivas de la materia, son propiedades no aditivas, las cuales no dependen del tamaño o masa del cuerpo.  

5 Ejemplos de propiedades extensivas

1. Peso

El peso es la fuerza de atracción que la tierra ejerce sobre un cuerpo, esto gracias a la intervención de la gravedad.

2. Fuerza

La fuerza es una capacidad física o magnitud, la cual mide el cambio de momento entre dos cuerpos.

3. Longitud

Dimensión o extensión de un cuerpo en línea recta.

4. Volumen

El volumen es el área que ocupa un cuerpo determinado.

5. Masa

La masa es una magnitud física que mide la oposición a la modificación del movimiento de un cuerpo.

5 ejemplos de propiedades intensivas

1. Elasticidad

La elasticidad es una propiedad de la materia que permite a un cuerpo recobrar su forma cuando la fuerza que lo modifica se detiene.

2. Punto de ebullición

Es la temperatura que alcanza una sustancia, en la cual la presión del líquido es uniforme a la presión al rededor del mismo, que se transforma en vapor.

3. Punto de fusión

Es la temperatura a la que una sustancia se modifica para pasar de un estado líquido a un estado sólido.

4. Olor

Es la emanación de un cuerpo, la cual es percibida por el sentido del olfato.

5. Sabor

Propiedad de una sustancia o alimento determinada por la interacción de sensaciones químicas y el sentido del gusto.

5 ejemplos de reacciones de síntesis

¿Qué es una reacción de síntesis?

Una reacción de síntesis o adición ocurre cuando dos o más compuestos hacen reacción ante diferentes circunstancias y de esa reacción nace un nuevo producto.

(Oxido no metálico + Agua —> Ácido).

Ejemplos de reacciones de síntesis

1. F203 + H2O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: F203 + H2O —> H2

Paso 2. Pasamos el flúor: F203 + H2O —> H2F2

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: F203 + H2O —> H2F2O4

Paso 4. Debemos simplificar la ecuación, si todos los números tienen mitad hay que simplificarlo a la mitad:

R= F203 + H2O —> HFO2

2. Cl2O7 + H2O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: Cl2O7 + H2O —> H2

Paso 2. Pasamos el cloro: Cl2O7 + H2O —> H2Cl2

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: Cl2O7 + H2O —> H2Cl2O8

Paso 4. Debemos simplificar la ecuación, si todos los números tienen mitad hay que simplificarlo a la mitad:

R= Cl2O7 + H2O —> HClO4

3. H2O + P2O5 —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: H2O + P2O5 —> H2

Paso 2. Pasamos el Fósforo: H2O + P2O5 —> H2P2

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: H2O + P2O5 —> H2P 2O6

Paso 4. Debemos simplificar la ecuación, si todos los números tienen mitad hay que simplificarlo a la mitad:

R= H2O + P2O5 —> HPO3

4. NO2 + H2O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: NO2 + H2O —> H2

Paso 2. Pasamos el Nitrógeno: NO2 + H2O —> H2N

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: NO2 + H2O —> H2NO3

Paso 4. No se puede simplificar la ecuación, ya que solo un número tiene mitad:

R= NO2 + H2O —> H2NO3

5. S2O2 + H2O —>

Paso 1. Para comenzar pasamos primero el hidrógeno: S22 + H2O —> H2

Paso 2. Pasamos el Azufre: S2O2 + H2O —> H2S2

Paso 3. Al final siempre el oxígeno: S2O2 + H2O —> H2S 2O3

Paso 4. No se puede simplificar la ecuación, ya que solo un número tiene mitad:

R= S2O2 + H2O —> H2S 2O3

5 ejemplos de hidruros con nombre y fórmula

¿Qué es un hidruro?

Un hidruro metálico resulta de la unión de algún metal con el hidrógeno, el cual, en este tipo de reacciones siempre cuenta con una oxidación de -1.

Ejemplos de hidruros

NombreFórmula
Hidruro de MagnesioMg+2 H-1 —> MgH2
Hidruro de CesioCs+1 H+1 —> CsH
Hidruro de MercurioHg+1 H-1 —> HgH
Hidruro de HierroFe+2 H-1 —> FeH2
Hidruro de EstroncioSr+2 H-1 —> SrH2
Ejemplos de hidruros con nombre y fórmula

5 ejemplos de sustancias puras elementos y compuestos

¿Qué es un compuesto?

Un compuesto químico es la unión de dos o más elementos encontrados en la tabla periódica. Es necesario que cuente con una fórmula química.

¿Qué es una sustancia pura?

La sustancia pura es la que tiene estabilidad en su composición, es decir, que no existen otros elementos integrándola.

¿El aire es una sustancia pura?

El aire No es una sustancia pura, ya que se compone de una serie de gases en diferentes porcentajes, como el Nitrógeno, el Oxígeno y otros más en proporciones menores.

Ejemplos de sustancias puras

  1. Torio
  2. Helio
  3. Oro
  4. Mercurio
  5. Azufre

Ejemplos de Compuestos

  1. NaCl (Cloruro de sodio)
  2. Pb(NO3)2 (Nitrato de plomo)
  3. NaOH (Hidróxido de sodio)
  4. CaO (Óxido de calcio)
  5. HCl (Ácido clorhídrico)

Ejemplos de estequiometría

¿Qué es la estequiometría?

Es la ciencia que calcula las medidas cuantitativas o relaciones de la masa de un elemento dentro de una reacción química.

Ejemplos de estequiometría

1. Por combustión del gas pentano (C5H12) se forman 50g de vapor de agua. Calcula la masa de gas pentano necesario.

Paso 1. Como es un hidrocarburo la fórmula de la combustión es:

C15H12 + 02 –> CO2 + H2O

Paso 2. Ajustamos la reacción

C15H12 + 8 02 –> 5 CO2 + 6 H2O

Paso 3. Calculamos la masa del gas pentano C15H12

Con la tabla periódica obtendremos el peso molar del H2O

Peso molar (PM) H20= 2+16= 18g/mol

n= M/PM= 50/18= 2.78 moles de agua

Paso 4. Como nos pide la cantidad de pentano utilizamos la regla de tres para cambiar los moles de agua por moles de pentano.

2,78 x 1 /6 = 0,46 moles de pentano

Paso 5. Determinamos el peso molar del pentano utilizando la tabla periódica para sacar el peso del C y H

Peso molar (PM) C5H12 = 12 X 5 + 12= 72g/mol

Paso 6. Multiplicamos los moles de pentano por el PM

72 X 0,46 = 33,12g

R= Se necesitan 33,12 g de pentano para producir 50 g de agua

2. Las caretas de oxígeno, utilizadas en las emergencias, contienen superóxido de potasio, KO2,el cual reacciona con el CO2 y el agua del aire exhalado dando Oxígeno, según la ecuación: 4 KO2 + 2 H2O + 4 CO2 –> 4 KHCO3 + 3 O2

Si una persona con una de estas caretas exhala 0,7 g de CO2 por minuto.

Paso 1. Determinamos cuantos moles de  CO2 son 0,7 g esa sustancia. Calculamos el peso molar del dióxido de carbono (CO2) utilizando la tabla periódica.

PM (peso molar) CO2 = 12+16 X 2= 44 g / mol

Paso 2. Dividimos la masa entre el peso molar.

n= 0,7/44 = 0,016 moles de CO2

Paso 3. Cuántos moles de agua se van a consumir, si con 4 moles de H2O  se consumen 4 de CO2 (Ver fórmula). Hacemos una regla de 3 para saberlo.

0,016 x 2 / 4= 0,008 moles

Paso 4. Para saber la masa de agua que se ha consumido pasamos los moles a gramos, para ello necesitamos el peso molar del agua utilizando la tabla periódica.

PM H2O = 2 + 16 = 18g / mol  

Paso 5. Multiplicamos el número de total de moles que tenemos por el peso molar.

18 X 0,008 = 0,144g

Paso 6. Como la cantidad que tenemos de gramos es en un minuto y nos solicitan que saquemos la cantidad de gramos en 30 minutos, vamos a multiplicar los 0,144 g por 30

0,144g x 30 = 4,32 g

R= 4,32 g