Química

Respuesta: Z cuenta protones y A cuenta protones más neutrones de un núcleo. Por tanto, neutrones=A−Z. En un átomo neutro, electrones=Z; una carga positiva indica pérdida neta de electrones y una negativa, ganancia.

Cuándo y por qué: El número másico de un isótopo no es la masa atómica relativa media que se consulta en una tabla periódica. Al formar un ion no cambia Z.

Ejemplo: Un ion con Z=12, A=24 y carga +2 tiene 12 protones, 12 neutrones y 10 electrones.

Comprenderlo en la lección Q01

Respuesta: Cada orbital admite hasta dos electrones con espines opuestos. En orbitales de igual energía, la regla de Hund favorece la ocupación individual antes de emparejar. El diagrama de llenado es una guía, no una prohibición de excepciones.

Cuándo y por qué: El orden práctico de llenado no se aplica a ciegas al retirar electrones de todos los cationes de transición. Revisa el estado fundamental y los casos explicados de Cr y Cu.

Ejemplo: Un subnivel p contiene tres orbitales y admite un máximo de seis electrones; p³ ocupa primero los tres orbitales por separado.

Comprenderlo en la lección Q20

Respuesta: n=m/M relaciona masa m y masa molar M. N=n·NA relaciona cantidad de sustancia y número de entidades. Las entidades pueden ser átomos, moléculas, iones o unidades fórmula: hay que decir cuáles se cuentan.

Cuándo y por qué: Usa unidades compatibles: con m en g y M en g/mol, n resulta en mol. No confundas un mol de moléculas con un mol de átomos de cada elemento.

Ejemplo: Con M(H2O)=18 g/mol, 36 g de agua equivalen a 2 mol de moléculas y contienen 4 mol de átomos de hidrógeno.

Comprenderlo en la lección Q05

Respuesta: Toma 100 g: cada % es una masa. Divide cada masa entre su masa atómica (moles de átomos) y después entre el menor. Redondea solo lo que está muy cerca de un entero; si aparece ,5 multiplica todos los cocientes por 2, si ,33 o ,67 por 3, si ,25 o ,75 por 4. Con el vapor: n=PV/(RT), M=m/n y k=M/M(empírica), casi entero; la molecular es la empírica con cada subíndice ×k.

Cuándo y por qué: Los subíndices cuentan átomos, no gramos: comparar porcentajes sin pasar a moles da proporciones falsas. Con R=0,082 atm·L/(mol·K), P en atm (mmHg/760), V en L y T en K (°C+273,15). El modelo de gas ideal y los datos redondeados dan una M aproximada; si k queda lejos de un entero, revisa la empírica o las unidades. k=1 significa que ambas fórmulas coinciden.

Ejemplo: C 40,68 %, H 5,08 %, O 54,24 %: 3,390 : 5,080 : 3,390 → 1 : 1,5 : 1 → ×2 → C2H3O2 (59 g/mol). Si 1,18 g de vapor a 250 °C y 1 atm ocupan 0,429 L, n=0,01000 mol, M=118 g/mol, k=2 → C4H6O4.

Comprenderlo en la lección Q05

Respuesta: Una ecuación ajustada conserva los átomos. Sus coeficientes dan proporciones de entidades y de moles, no directamente de gramos. Para detectar el reactivo limitante compara n/coeficiente de cada reactivo.

Cuándo y por qué: El rendimiento porcentual es cantidad real/cantidad teórica por 100, con ambas cantidades referidas al mismo producto y expresadas en unidades compatibles. Si el enunciado da el rendimiento, cantidad real = teórica·%/100: se aplica una sola vez, al producto calculado desde el limitante, y no cambia cuál es el limitante.

Ejemplo: En 2 H2+O2→2 H2O se requieren 2 mol de H2 por cada mol de O2; eso no significa 2 g por cada gramo. Con 8,0 g de CH4 (0,500 mol) y 24,0 g de O2 (0,750 mol) en CH4+2 O2→CO2+2 H2O: CH4 0,500/1 y O2 0,750/2=0,375, así que limita el O2; CO2 teórico 0,375 mol=16,5 g y, con 75 %, 12,4 g.

Comprenderlo en la lección Q09

Respuesta: La concentración molar es c=n/V, con V de disolución en litros cuando se expresa en mol/L. En una dilución que conserva la cantidad de un mismo soluto y no produce reacción, c1·V1=c2·V2.

Cuándo y por qué: No uses como V el volumen del disolvente si el enunciado pide volumen final de disolución. Densidad, riqueza en masa y molaridad describen relaciones diferentes. Con un ácido comercial: V(mL)·densidad = masa de disolución comercial; ·riqueza/100 = masa de soluto puro; ÷M = moles; ÷ volumen final en L = molaridad. Al completar con agua hasta un volumen, ese volumen final es el de la molaridad.

Ejemplo: 10 mL de una disolución 0,50 mol/L llevados hasta 100 mL dan 0,050 mol/L, si el soluto se conserva. 10,0 mL de H2SO4 comercial (1,84 g/mL, 96 %) hasta 250 mL: 18,4 g → 17,66 g → 0,1802 mol → 0,721 mol/L; para 500 mL 0,100 mol/L se toman 0,0500/0,72097959 ≈ 69,35 mL, sin redondear la molaridad antes de tiempo.

Comprenderlo en la lección Q10

Respuesta: Una reacción exotérmica tiene ΔH<0 y una endotérmica ΔH>0 para el proceso escrito. En equilibrio, las velocidades directa e inversa coinciden; las concentraciones no tienen por qué ser iguales. La expresión de una constante depende de la reacción ajustada y de los estados de las especies.

Cuándo y por qué: Invertir una reacción cambia el signo de ΔH e invierte su constante de equilibrio. No trates una constante como independiente de la temperatura ni incluyas sólidos puros como si fueran concentraciones variables en Kc.

Ejemplo: Si una reacción tiene K=4 a cierta temperatura, la reacción inversa tiene K=1/4 a esa misma temperatura.

Comprenderlo en la lección Q24

Respuesta: ΔH es función de estado: si una reacción es suma de otras, su ΔH es la suma de sus ΔH. Invertir una reacción cambia el signo de ΔH; multiplicarla por n multiplica ΔH por n; al sumar se cancelan las especies que aparecen a ambos lados en el mismo estado. En la combustión completa de estos compuestos orgánicos se forman CO2 y agua; deben conservarse los estados físicos de los datos. Formación: elementos en estado estándar→1 mol de compuesto.

Cuándo y por qué: Escribe y ajusta primero todas las reacciones con estados; comprueba que la suma da exactamente la reacción pedida antes de sumar ΔH. Si las combustiones llegan a los mismos productos finales y estados, el atajo es ΣΔHc(reactivos)−ΣΔHc(productos), al revés que con formaciones. Si además piden espontaneidad con ΔS, se usa ΔG°=ΔH°−TΔS° (tarjeta de Gibbs).

Ejemplo: C2H4(g)+3 O2→2 CO2+2 H2O(l), −1411,0 kJ; C2H5OH(l)+3 O2→2 CO2+3 H2O(l), −1366,8 kJ. Sumando la primera y la segunda invertida: C2H4(g)+H2O(l)→C2H5OH(l), ΔH=−1411,0+1366,8=−44,2 kJ/mol, exotérmica.

Comprenderlo en la lección Q23

Respuesta: En un sistema cerrado a T y P constantes, con solo trabajo de expansión, un proceso espontáneo hace disminuir G. Con una composición dada decide ΔrG=ΔrG°+RT ln Q: negativa, sentido directo; positiva, inverso; cero, equilibrio (Q=K). ΔrG°=ΔrH°−TΔrS°, con T en kelvin y kJ con kJ, permite concluir solo en condiciones estándar; en el equilibrio vale cero ΔrG, no necesariamente ΔrG°.

Cuándo y por qué: La entropía refleja cómo puede repartirse la energía entre configuraciones, no solo el desorden; una ΔS del sistema positiva no garantiza la espontaneidad. Estándar no significa siempre 25 °C: gas a 1 bar, sólido o líquido puro y soluto con actividad unidad, aproximada en el modelo ideal por su concentración relativa. Si se cambia T con los mismos ΔH° y ΔS°, se supone que no varían: es una aproximación. El signo de ΔG no informa de la velocidad: el paso de diamante a grafito es favorable, pero lentísimo.

Ejemplo: Reacción hipotética con ΔrH°=−40,0 kJ/mol y ΔrS°=−120 J/(mol·K)=−0,120 kJ/(mol·K): a 298,15 K, ΔrG°=−40,0−298,15·(−0,120)=−4,222≈−4,22 kJ/mol (favorable en condiciones estándar); a 400 K, +8,00 kJ/mol. Con ΔH° y ΔS° constantes, el umbral es 333,33 K, donde ΔrG°=0 y K=1 dentro del modelo; no es una temperatura de equilibrio para cualquier mezcla.

Comprenderlo en la lección Q23

Respuesta: HA+H2O⇌H3O⁺+A⁻; Ka=[H3O⁺][A⁻]/[HA]. Con C=n/V, la tabla C, ≈0, 0 → C−x, x, x da Ka≈x²/(C−x). Si x es pequeña frente a C, x≈√(Ka·C); se acepta si 100·x/C<5 % (regla práctica). Si no, raíz positiva x=(√(Ka²+4KaC)−Ka)/2. Después pH=−log x, [OH⁻]=Kw/x y grado de ionización α=x/C.

Cuándo y por qué: Un ácido débil no cede todo su protón: [H3O⁺] no es C, como en un ácido fuerte. Supone sin ion común, concentraciones en lugar de actividades y autoionización del agua despreciable; con concentraciones altas es un cálculo del modelo académico, no una afirmación de idealidad. Kw=1,0·10⁻¹⁴ a 25 °C; cambia con la temperatura. Si la constante es Kb y la sustancia es una base, x es [OH⁻] (tarjeta de base débil).

Ejemplo: HCOOH 0,200 mol/L, Ka=1,8·10⁻⁴: x≈6,0·10⁻³ mol/L (3,0 %<5 %), pH≈2,22 y [OH⁻]≈1,7·10⁻¹² mol/L. HA 0,100 mol/L con Ka=9,0·10⁻⁴: la aproximación da 9,5 % y no sirve; la raíz da x=9,05·10⁻³ mol/L y pH≈2,04.

Comprenderlo en la lección Q11

Respuesta: NH3+H2O⇌NH4⁺+OH⁻; Kb=[NH4⁺][OH⁻]/[NH3], sin el agua, cuya actividad se toma constante. Tabla: C, 0, ≈0 → C−x, x, x, de modo que Kb≈x²/(C−x). Si x es pequeña frente a C, x≈√(Kb·C); se acepta si 100·x/C<5 % (regla práctica). Si no, se usa la raíz positiva x=(√(Kb²+4KbC)−Kb)/2. Después pOH=−log x y pH=pKw−pOH.

Cuándo y por qué: Supone que al principio solo hay base, sin ion común, disolución aproximadamente ideal y autoionización del agua despreciable; en disoluciones extremadamente diluidas hay que incluir el agua. A 25 °C se usa pKw≈14,00 en el modelo introductorio diluido; Kw cambia con la temperatura. La raíz positiva evita aproximar C−x, pero no es un resultado absolutamente exacto: el pH riguroso usa actividades y −log de la concentración es una aproximación.

Ejemplo: NH3 0,10 mol/L, Kb=1,8·10⁻⁵, 25 °C: aproximación x=1,342·10⁻³ mol/L (1,34 %<5 %), pH≈11,13; con la raíz, x=1,333·10⁻³ mol/L y pH≈11,12, dos resultados distintos que no se intercambian. Con 0,0010 mol/L la aproximación da 13,4 % y no sirve; la raíz da x=1,255·10⁻⁴ mol/L y pH≈10,10.

Comprenderlo en la lección Q11