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• AndresTerrazas

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QUIMICA 1. EL ALCANCE DE LA QUÍMICA

La Química es la ciencia que estudia la composición de la materia, las propiedades de los cuerpos asociadas a esta composición y los cambios que en ésta se producen. 2. ESTRUCTURA ATÓMICA 2.1.

CARACTERÍSTICAS DEL ÁTOMO. ÁTOMO DE HELIO

Gas Helio extranuclea

Zona extranuclear Electrón: eNúcleo extranuc lear Protón: p+ Neutrón: n° Nucleones fundamentales Figura 2.1 Representación del átomo.

2.2.

PARTÍCULAS FUNDAMENTALES DEL ÁTOMO.  En la actualidad se sabe de la existencia de numerosas partículas constitutivas del átomo.

 Las más representativas son. Protones, neutrones y electrones.

2.3.

REPRESENTACIÓN DE UN ÁTOMO (NÚCLIDO).  Todo atómo se caracteriza por poseer dos números, el atómico y el de masa; además de la carga eléctrica.

 Estas propiedades se representan rodeando al símbolo del elemento que se trata de describir.

Tabla 2.1 Representación de un Núclido

E

A Z

X

N

A: Número de masa Z: Número atómico N : Número de neutrones x: Carga del átomo ionizado (catión +, anión - )

Recuerda que un anión es un átomo que ganó electrones y un catión es cuando perdió electrones.

p+ = 26

p+ = 17

e = 26 p+ = 26

e = 17 p+ = 17

Ejemplo Catión trivalent e

e = 23

Anión monovale

e = 18

nte

Tabla 2.2 Tipo de átomos Núclidos

Características

Isótopos (Hílidos)

Núclidos con el mismo Z pero diferente A Conjunto de isótopos de un elemento: Pléyade

Ejemplos

; ;

; Isóbaros

Núclidos con la misma A y diferente Z

;

; Núclidos con el mismo número de neutrones

Isótonos

;

EJERCICIOS PROPUESTOS 1.

¿Por qué el átomo en su estado básico es eléctricamente neutro?

A.

Porque contiene sólo neutrones.

B.

Porque tiene electrones y protones.

C.

Porque tiene igual número de neutrones que de protones.

D.

Porque tiene igual número de electrones que de protones.

E.

N.A.

2.

El átomo es aquella entidad material en la que:

 La mayor parte de su masa está concentrada en el núcleo.  Los protones tienen mayor masa que los electrones.  Los neutrones no tienen carga eléctrica pero sí masa.

A. VVV

B. VFF

C. FFF

D. FVF

E. FVV

3.

De las partículas fundamentales del átomo, la más pesada es:

A. Protón

B. Electrón

C. Neutrón

4.

D. Fotón

E. N.A.

Cuál de las siguientes no esta en un núcleo

A. Neutrón

B. protón

C. Mesón

5.

D. electrón

E. Todas

Completa la siguiente tabla: Núclido

Z

A

N

#e

I. II.

120

III.

23

VII. 6.

El elemento dado, presenta en su núcleo 4 neutrones. Halla el número de partículas positivas.

A. 26

7.

34

B. 28

C. 55

D. 56

E. 58

Halle el número de protones y el número de electrones si tiene 104 neutrones de:

A. 106; 104

B. 112; 110

C. 208; 206

8.

D. 124; 108

E. 111; 109

La especie mostrada tiene 75 electrones y 4x+2 neutrones:

Calcula: A, Z y N (neutrones) A. 144 – 72 – 72 D. 140 – 72 – 68 9.

20

Ca

B.

40

Zr

C.

Co

28

D.

35

Br

E.

Ag

47

En el núcleo de un átomo los números de neutrones y protones están en la relación 3 a 2. Además su número de masa es 90 ¿Qué carga nuclear posee?

A. 34

11.

C. 144 – 70 – 74

Cierto átomo presenta 90 nucleones y 50 neutrones ¿De qué átomo se trata?

A.

10.

B. 140 – 70 – 70 E. 156 – 82 – 7

B. 19

C. 36

D. 17

E. 18

La diferencia de los cuadrados de los números de masa y atómico de un átomo es igual a la suma de su masa atómica y su número atómico. Halla el número de neutrones del átomo.

A. 0

12.

B. 1

C. 2

D. 3

E. 4

Si el número de neutrones del núcleo de un átomo es la tercera parte de la suma del número másico con el número atómico, determina el valor del número atómico en función del número másico.

A.

B.

C. A + 1

13.

D.

E.

En un átomo de carga -2 se cumple que:

Halla la carga nuclear del ion.

A. 10

14.

C.14

D. 16

E. 18

En un átomo la relación entre su masa atómica y su número atómico es 2,2. Si el número de neutrones excede en 5 al de protones, halla el número de masa.

A. 25

15.

B. 12

B. 50

C. 55

D. 60

E. 35

El ion X2 tiene 36 partículas negativas y la cantidad de sus partículas neutras exceden en cuatro a su carga nuclear. Halla el número de masa del átomo.

A. 52 16.

B. 66

C. 62

D. 60

E. N.A.

B. 40

C. 44

D. 30

E. 25

B. 8

C. 72

D. 64

E. 26

La suma de los números másicos de tres isótopos es 126 y la suma de sus neutrones es 60. Halla el número de electrones de uno de los isótopos bajo la forma de un anión trivalente. A. 23

20.

E. N.A.

La suma de los números de masas de 3 isótopos es 51 y el promedio de sus números de neutrones es 9. Halla el número atómico de los isótopos.

A. 9

19.

D. 72

Se tiene 2 isótopos de un elemento para los que la suma de sus números de masa es 84 y la suma de sus neutrones es 44 ¿Cuál es el número atómico de estos isótopos?

A. 20

18.

C. 48

Al sumar los electrones de los iones A4 y B2+ se obtiene 64. Determina la suma de los protones de sus átomos neutros.

A. 72

17.

B. 78

B. 25

C. 24

D. 19

E. Otro

Los números atómicos de dos isóbaros son 94 y 84 respectivamente. La suma de sus neutrones es 306. ¿Cuál es el número de masa de los isóbaros?

A. 306

B. 484

C. 195

D. 242

E. 390

21.

La suma de los números atómicos de dos isóbaros es 63 Si la suma de sus neutrones es 75, halla el número de masa de uno de ellos.

A. 71 22.

D. 68

E. 74

B. 12

C. 18

D. 24

E. N.A.

La relación entre los números de masa dos isótonos es 7/5. Si estos átomos difieren en 20 electrones, la suma de sus números másicos será:

A. 240

24.

C. 72

La suma de los números atómicos de dos isótonos es 18 y la diferencia de sus masas atómicas es 6. Halla el mayor número atómico.

A. 6 23.

B. 69

B. 120

C. 180

D. 480

E. 360

La diferencia de los números de masa de dos isótonos es 12 y la suma de sus números atómicos es 18 Determina el Z del anión divalente, sabiendo que se trata del menor de los dos.

A. 4

B. 3

C. 5

D. 13

E. 15

CÁLCULOS QUÍMICOS 1. CONCEPTO DE MOL

 Unidad de cantidad de materia adoptada por la Comisión General de Pesos y Medidas desde 1971.

 Definición: Cantidad de materia de un sistema que contenga tantas entidades elementales cuanto sean los átomos contenidos en 0,012 kg del carbono C- 12 2. PESO ATÓMICO (P.A.) Expresa la masa promedio del conjunto de átomos (isótopos) presentes en todo elemento químico

3. PESO FORMULAR (P.F ) Expresa la masa de cada unidad estructural agrupadas según moléculas o unidades fórmula. Se suman los pesos atómicos de sus átomos. En general: P.F = ∑ P.A Ejemplo: P.F. (H2O) = 2 * (1u) + 1 * (16u) = 18 u 4. MASA MOLAR (M)

Representa la masa en gramos contenidos en 1mol de cualquier sustancia. Numéricamente es igual al valor del P.A o P.F, expresado en g/mol. Ejemplos: 1. ¿Cuántos gramos contiene 3,5 mol de SbH 3? (PA: Sb = 121 ) 1 mol SbH3  3,5 mol SbH3  x = 434 g SbH3

124 g x

2. ¿Cuántos mol de H2SO4 hay en 1274 g de este compuesto? (PA: S = 32 ) 1 mol H2SO4 98 g H2SO4  x 1274 g  x = 13 mol H2SO4

EJERCICIOS PROPUESTOS 1. Un ácido oxácido tiene por fórmula H 2EO3 Cuyo peso formula es 82u . Determine la masa en uma (u) de dos átomos de E. A. 32 B. 40 C. 25 D. 64 E. 128 2. ¿Cuántas moles de fosfano (PH3) hay en 76,5 kg de esta sustancia? (PA : P =31; H=1) A. 2,25

B. 22,5

C. 225

D. 2250

E. 1125

3. ¿Cuántas moles de carbono hay en 220 g de propano (C 3H8) ? (PA: C =12 ; H=1) A. 1/3

B. 15

C. 5

D. 23

E. 2.5

4. Se tiene 5 mol de carburo de calcio ( CaC 2) ¿Cuál de las afirmaciones son correctas? 1. Contiene 320g de masa 2. Posee 5mol de carbono 3. Tiene 200g de calcio A. La 1era

B. La 2da C. La 3era

D. 1era y 3era E. Ninguna

5. ¿Cuántos gramos de oxígeno hay en 800 g de carbonato de calcio CaCO3? A. 562 g

B. 384 g

C. 616 g

D. 480 g

E. 640 g

6. En 90g de C6H12O6 ¿Cuántos gramos de carbono y oxigeno suman? A. 42g

B. 20g

C. 84g

D. 63g

E. 54,2g

7. Indique la masa de aluminio que se puede extraer a partir de 153g de Al2O3 . (PA: Al = 27u) a. 71g B. 91g C. 81g D. 162g E. 200g 8. En 400 g de una mezcla gaseosa que contiene 85% en peso de nitrógeno. ¿Cuántas moles de este elemento hay? A. 8

B. 15 C. 20

D. 24

E. N.A.

REACCIONES QUÍMICAS 1. REACCIÓN QUÍMICA  Es un proceso por el cual dos o más sustancias puras actúan entre sí con la desaparición total o parcial de ellas y la formación de sustancias nuevas, donde: I. II.

Las sustancias originales se llaman reactivos, reaccionantes. Las sustancias que se forman se llaman productos.

reactantes

o

2. ECUACIÓN QUÍMICA  Es una igualdad matemática cuya función es describir un proceso químico o reacción química cualitativa y cuantitativamente, de un modo correcto y breve.

Ejemplo:

Zn(s) + HCl(ac) 

 ZnCl2(ac) + H2(g)

 La ecuación debe estar debidamente balanceada, esto es, que el número de átomos de cada elemento en la ecuación debe ser el mismo en ambos miembros (reactivos y productos).

3. BALANCEO DE UNA ECUACIÓN POR SIMPLE INSPECCIÓN Denominado también de tanteo, pues se realiza rápidamente de forma visual en ecuaciones cortas y sencillas, sin embargo se recomienda la siguiente secuencia de balanceo:

Ejemplos

2 N 2 + O2

--->

2 N2O

CaF2 + H2SO4

--->

CaSO4 + 2 HF

2 K + 2 H2 O CH4 + 2O2

---> --->

2 KOH + H2 CO2 + 2 H2O

EJERCICIOS PROPUESTOS 1.

I Metales mH2

II No metales

Determine el valor de balancear la ecuación:

II H yO

mn

al

SO4 + Zn  ZnSO4 + 2H2O + nSO2

A. 2 B. 3 C. 4 D. 41 E. 1 2. Balancee la siguiente ecuación e indique el coeficiente del oxígeno CnH2n-1(OH)3 + O2  CO2 + H2O

A. B. C. 2n – 2 D. 4n – 2 E. 3n – 1 3. Para la ecuación balanceada de la combustión de un hidrocarburo saturado, indique: (productos) – (reactivos)

A. 3n + 2

B.

C.

D. n + 3

E.

ESTEQUIOMETRÍA 1. INTRODUCCIÓN La estequiometría que es una rama de la química que trata de las relaciones cuantitativas entre reactantes y productos en una reacción química. Al conjunto de leyes que definen las características que determina cuantitativamente la forma en que se llevan a cabo varios de los cambios químicos, se les conoce como leyes ponderales y volumétrica.

¿Cuánto de agua se obtendrá a partir de 32kg de oxígeno ?

Figura 1. Síntesis de Lavoisier

2. LEY DE CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER) El enunciado de esta ley se puede interpretar de la siguiente forma: “ En un proceso químico la masa total de las sustancias reaccionantes es igual a la de los productos formados, es decir la masa total permanece constante”. Esto se resume como se indica a continuación:

m

=

reactivos

m

productos

En una ecuación química se cumple ésta ley cuando la balanceamos. Ya que, debe existir la misma cantidad de átomos de cada uno de los elementos que intervienen en la reacción, tanto en el lado de los reactivos, como en el de los productos. 3. LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES Ó LEY DE PROUST Fue enunciado por al químico francés Josep Proust (1799) Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto lo hacen siempre en una relación o proporción en masa fija o invariable . Por lo tanto, el compuesto tendrá siempre la misma composición en masa, independientemente del método de obtención . Hoy se puede decir que los reactantes y productos mantienen una proporción fija y definida en masa ó moles para una reacción química.

O2 

2H2 + PF:

2

2H2O

32

Proporción en moles Proporción en masa ó masa estequiométrica

18

2mol

1mol

2mol

4g

32g

36g

3.1 RELACIÓN MOL-MOL A partir de 8mol de H2 se obtiene de agua: De la ecuación:

2mol H2

Del enunciado:

8 mol

3.2 RELACIÓN MASA-MASA

PRODUCIRAN

PRODUCIRAN

2mol H2O 8 mol de H2O

A partir de 96g de O2 se obtiene de agua: De la ecuación: Del enunciado:

32g O2

36g H2O

PRODUCIRAN

96g

PRODUCIRAN

X

X = 36g H2O X 96g. O2 32 g O2

X= 108 g de H2O

3.3 RELACIÓN MASA-MOL A partir de 720g de H2O se requiere de hidrogeno: De la ecuación: Del enunciado:

2 mol H2

36g H2O

PRODUCIRAN

X

PRODUCIRAN

720g

X = 720g H2O X 2mol H2 36 g H2O

X= 40 mol de H2O

5. LEY DE LOS VOLÚMENES SENCILLOS( GAY-LUSSAC) Solo aplicable para sustancias gaseosas Fue propuesto por Gay -Lussac (1808). A las mismas condiciona de presión y temperatura existe una relación constante y definida de números enteros sencillos, entre los volúmenes de las sustancias gaseosas que Intervienen en una reacción química. Hoy podemos decir que la relación que existe entre los volúmenes es proporcional al número de moles. Ejemplo: para la reacción en fase gaseosa

3H2 +

N2 

2NH3

Proporción en moles 3 mol 1 mol Proporción en 3V V volumen A partir de 12 L de H2 se obtiene de amoniaco: De la ecuación: Del enunciado:

3 L H2 12 L

EJERCICIOS PROPUESTOS

PRODUCIRAN

PRODUCIRAN

2 mol 2V

2 L NH3 8 L de NH3

1. A partir de 16 kg de S . Determinar la masa de SO 3 obtenido según : ( PA: S= 32 ; O=16) S + O2 => SO3 A. 20Kg

B. 80kg

C. 40kg

D. 60kg

E. 84kg

2. ¿Cuántos moles de oxígeno gaseoso (O2) se necesitan para preparar 142 g de P4O10 a partir de fósforo blanco (P4)? ( PA: P = 15; O = 16) A. 2

B. 5

C. 4

D. 6

E. 2,5

3. Se prepara gas hilarante (N2O) por calentamiento de 60 g de nitrato de amonio según: NH4NO3 (s) => N2O (g) + H2O (g) Calcula la cantidad (moles) y la masa de N2O que se obtiene A. 0,62mol y 53g 13g

B. 0,75mol y 33g C. 0,80mol y 45g

D. 0,9mol y 68g

E. 0,4mol y

4. Se hacen reaccionar 150 g de una muestra de MnO 2 que posee una pureza del 87 % con suficiente cantidad de HCl. MnO2

(s)

+ HCl

(aq)

=>

Mn(s) +

H2O

(l)

+ Cl2

(g)

Calcula la cantidad (moles) de agua que se produce. A. 6

B. 7

C. 4

D. 3

E. 5

5. En un alto horno, el mineral de hierro, Fe 2O3, se convierte en hierro mediante la reacción: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) -----> 2 Fe (l) + 3 CO 2 (g) I) ¿Cuántos moles de monóxido de carbono se necesitan para producir 20 moles de hierro? II) ¿Cuántos moles de CO2 se desprenden por cada 10 moles de hierro formado? a) 30 moles CO, 15 moles CO2 b) 24 moles CO, 18 moles CO2 c) 40 moles CO, 12 moles CO2 d) 25 moles CO, 12 moles CO2 e) 30 moles CO, 25 moles CO2

SOLUCIONES

1. CONCEPTO DE SOLUCIÓN

 Son mezclas completamente homogéneas (monofásicas) donde una sustancia se dispersa en el seno de otra en forma de moléculas o iones.

 La sustancia disuelta o medio disperso se denomina soluto (sto), mientras que la sustancia que disuelve a la primera, o medio dispersante, se denominada solvente(ste).

Figura 1. BEBIDA GASEOSA

En este ejemplo tenemos como solvente al agua y como solutos al gas carbónico, azúcar, colorante, saborizantes, etc.

En general : SOLUCION = STE + STO(1) + STO(2) +.....

 Las soluciones caracterizan:

poseen

una

serie

de

propiedades

que

a. Son sistemas monofásicos (sus componentes son indistinguibles entre sí).

b. Su relación soluto/solvente no es constante (composición variable).

las

c.

Las propiedades químicas de los componentes de una disolución no se alteran, puesto que cada tanto soluto como solvente mantienen su composición constante.

2. UNIDADES DE CONCENTRACIÓN DE SOLUCIONES

 La concentración de una solución expresa la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de solvente o la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad total de la solución y es aquel parámetro que nos permite abordar la estequiometría de las soluciones.

 Las concentraciones de las soluciones pueden ser expresadas en términos de la composición química del soluto (expresiones químicas de concentración) o simplemente de las cantidades relativas de sus componentes, sin tomar en cuenta sus masas molares (expresiones físicas de concentración).

2.1.

UNIDADES FÍSICAS DE CONCENTRACIÓN

 Son aquellas expresiones de concentración de una solución que no toman en consideración la composición química del soluto, por lo que no comprenden su masa molar en ninguno de sus cálculos.

a. PORCENTAJE EN PESO (%m; %p/p):

b. PORCENTAJE EN VOLUMEN (%v; %v/v):

c. PORCENTAJE PESO/VOLUMEN O DENSIDAD PORCENTUAL (%p/v):

Ejemplo: Al añadir 20ml de etanol cuya densidad es 0,8g/ml a 180ml de agua. Calcular el % en masa y volumen de la solución formada.

Es decir:

sto: etanol ...........20ml Ste: agua ...........180ml

%Vsto = 20ml x 100 / 200ml = 10% Ahora, mste = 180g (la densidad del agua es 1g/ml) msto = Dsto x Vsto = 0,8g/ml x 20ml = 16g % msto = 16g x100/ 196g = 8,2%

2.2.

UNIDADES QUÍMICAS DE CONCENTRACIÓN

 Se trata de aquellas expresiones de concentración de una solución que toman en cuenta la composición química del soluto, por lo que, en sus cálculo, sí está comprendida la masa molar de éste. a. MOLARIDAD (M):  Indica el número de moles de soluto por litro de solución (mol/L)

´ M = nsto / Vsol = 10 Dsol x %msto / M Donde:

nsto

: número de moles (mol)

msto

: masa del soluto (g)

´ M

: masa molar del soluto (g/mol)

Vsol

: volumen de solución (L)

Ejemplo:  Determina la concentración molar de una solución formada por 5 mol de Na(OH), disueltos en 2,5 L de solución. Datos

Solución

n = 5 mol V = 2,5 L

b. NORMALIDAD (N): 

Indica la cantidad de equivalentes – gramo por litro de solución (eq – g/L)

N = #Eqsto / Vsol = M x θ Donde:

#Eqsto

=

msto / PE

: número de equivalentes (eq – g)

 Para el cálculo del peso equivalente del soluto se recurre a la siguiente fórmula:

Donde:

PE(sto)

: peso equivalente del soluto (g/eq – g)

´ (sto) : masa molar del soluto (g/mol) M 

: parámetro para el soluto (eq – g/mol)

Tabla 1 Determinación del parámetro para el soluto En función de su naturaleza

Naturaleza del Soluto Ácidos e hidruros Hidróxidos Sales Agente oxidante (rédox) Agente reductor (rédox)

Parámetro definido por:  = #H transferidos  = #OH transferidos  = Carga total cátion o anión

Ejemplos (HNO3) = 1 (H2SO4) = 1, 2 (NH3) = 1 (NaOH) = 1 [Al(OH)3] = 3 Al2(SO4)3  2 Al3+ + 3 SO42 (Al3+) = |(+3)x2| = 6 [SO42] = |(2)x3| = 6

 = #e ganados

NO32

+2 e- NO

 = # e perdidos

2Cr3

+6 e- Cr2O72  = 6

→

=2

→

Ejemplo:  Calcula la normalidad de una solución de H 2SO4 en agua si se tienen 4 eq – g de H2SO4 en 1,6 L de solución. Datos

eq – g = 4 eq – g V = 1,6 L

Solución

II.3

RELACIÓN ENTRE MOLARIDAD Y NORMALIDAD

 Problema: Calcula la normalidad de la solución 2M de NaOH del primer ejemplo.

Datos

Solución

m = 2 mol/L

N = M

(H2SO4) = 2

N = (2)(2) N = 4 eq–g /L = 4N

EJERCICIOS PROPUESTOS 1.

¿Cuál de las siguientes soluciones es acuosa? A. Bronce B. Aceite vegetal C. Gas natural D. Salmuera E. Gasolina

2.

Al mezclar etanol en agua se obtiene 500ml de solución al 20% en volumen . Determine los mililitros de solvente usado. A. 128

3.

D. 658

E. 800

B. 32g

C. 90g

D. 58g

E. 80g

Se mezcla 100g de sal común con 125ml de agua. Hallar la concentración como porcentaje en masa obtenida. A. 34,5%

5.

C. 980

Determine la masa de NaOH necesario para preparar 200g de solución acuosa al 45% en masa del soluto. A. 12g

4.

B. 132

B. 44,4%

C. 51,45%

D. 10,95%

E. 31,4%

Cuantas botellas de cerveza al 5% volumen de etanol de 600ml de capacidad son necesarias para recolectar 300ml de soluto. A. 120

B. 52

C. 10

D. 58

E. 88

6.

Se disuelve 5 g de azúcar en agua formándose 200 mL de una solución de 1,02 g/cm3. de densidad. Calcula el porcentaje en peso que existe de azúcar. A. 3,45%

7.

B. 2,45%

C. 1,45%

D. 0,95%

E. 1,44%

Al disolver 2 mol de H2SO4 en 5 L de solución, la molaridad que se obtiene es : A. 10 M

B. 2,5

C. 0,4

D. 0,2

E. 0,5

8. ¿Cuántos mol de Ca(OH)2 han sido disueltos en una solución de 4 L si la concentración es 10 m? A. 2/5

B. 1/5

C. 40

D. 5/2

E. 4

9. Si 4 L de H2SO4 contiene 196 g de H2SO4 concentrado, calcula su molaridad. A. M/2

B. 1 M

C. 2 M

D. 3 M

E. 4 M

10.En una solución 2,5 M se encuentran disueltos 8 mol de soluto, entonces el volumen de la solución es: A. 1,6 L

B. 5,2 L

C. 2,4 L

D. 1,5 L

E. 3,2 L

11.En 1500 cm3 de solución se disuelven 120 g de NaOH. ¿Cuál es la molaridad de la solución? A. 0,5 M B. 1,5 M C. 1 M D. 2 M E. N.A. 12.Determina la normalidad de una solución de hidróxido de sodio Na(OH) 0,75 M A. 0,75 N

B. 1,5 N

C. 0,375 N

D. 7,5 N

E. 0,15 N

13.En un litro de solución de NaOH hay 60 g de soluto. Determina la normalidad de la solución. A. 1 N

B. 2 N

C. 2,5 N

D. 1,5 N

E. Menos de 1 N

14. ¿Cuál es la normalidad de una solución al diluir 200 cm 3 de HCl 6N, hasta un volumen de un litro? A. 1, 2

B. 2,2

C. 4

D. 5

E. 4,1

15. Se mezclan 5 g de HCl con 35 g de agua, resultando una solución de 1,06 g/cm 3 de densidad. Halla su normalidad. A. 4,5 N

B. 3,63 N

C. 8,56 N

D. 6,5 N

E. 9,0 N

16. Una solución contiene 28,1 % en peso de alcohol etílico. La densidad de esta solución es 0,966 g/mL. ¿Cuál es la fracción molar del solvente?

A. 0,2

B. 0,4

C. 0,87

D. 0,07

E. 0,13

17.¿Cuántos gramos de NaOH se necesitan para preparar 6 L de una solución 0,5 M? A. 100 g

B. 40 g

C. 80 g

D. 120 g

E. 160 g

18.Un método de obtención de alcohol etílico (C 2H5OH) es a partir de la glucosa: C6H12O6 2 C2H5OH + 2 CO2 ¿Cuántos gramos de glucosa son necesarios para preparar 500 mL de una solución de etanol 1,2 M? (H = 1, C = 12, O = 16) A. 24

B. 44

C. 34

D. 54

E. 64