Primer parcial de Química, resuelto paso a paso

a) Lo que no es carbono ni hidrógeno es oxígeno:

b) El análisis viene en gramos y las fórmulas se escriben en átomos, así que lo primero es pasar los tres a moles. Ése es todo el truco del tema:

Ahora se divide todo por el más chico, para que el más chico quede en 1:

c) La empírica pesa 12,0 + 2·1,0 + 16,0 = 30,0 g/mol, y la molar medida es 60,0:

Control por el otro lado, que es el que conviene hacer siempre: calculá la masa molar de C₂H₄O₂ desde cero. 2·12,0 + 4·1,0 + 2·16,0 = 24,0 + 4,0 + 32,0 = 60,0 g/mol ✓, y el porcentaje de carbono que predice es 24,0/60,0 = 40,0 % ✓, igual al del enunciado.

d) Primero moles, nunca directo de gramos a moléculas:

Como 30,0 g es justo media masa molar, el resultado tiene que ser media constante de Avogadro. Si te dio del orden de 10²⁵ o de 10²¹, el error está en los moles, no en la multiplicación.

e) La densidad es el puente entre gramos y mililitros, y no hay otro:

Control: 1,05 · 28,6 = 30,03 ≈ 30,0 g ✓

f) Sí, y es el punto del ejercicio. La composición porcentual sólo ve la proporción entre los átomos, no cuántos hay. C₂H₄O₂, C₃H₆O₃ y C₆H₁₂O₆ son todos múltiplos de CH₂O y los tres dan 40,0 % de C, 6,7 % de H y 53,3 % de O. Uno es un ácido que está en el vinagre y otro es la glucosa: mismo análisis, compuestos completamente distintos.

Por eso el análisis elemental nunca alcanza solo. Hace falta un segundo dato —la masa molar— que diga por cuánto hay que multiplicar. La opción «sólo si tiene la misma masa molar» dice exactamente lo contrario de lo que pasa: si tuviera la misma masa molar sería el mismo compuesto.

a) El N₂ es diatómico: su masa molar es 2·14,0 = 28,0 g/mol, no 14,0.

Del mismo modo, n_O₂ = 6,4 / 32,0 = 0,20 mol, y el total es 0,50 mol.

b) Antes de tocar la ecuación, la temperatura a kelvin: T = 27 + 273 = 300 K. Es el error más caro de la unidad y no avisa, porque igual te da un número.

Fijate que van los moles totales: al gas no le importa de qué está hecha la mezcla.

Control por Dalton, que es el camino largo: P_N₂ = 0,30·0,082·300/12,3 = 0,60 atm y P_O₂ = 0,20·0,082·300/12,3 = 0,40 atm. La suma da 1,00 atm ✓

c) La fracción molar es una proporción, así que no tiene unidad:

Control: x_N₂ = 0,30/0,50 = 0,60, y las dos fracciones tienen que sumar 1 ✓

d) Ley de Dalton:

Que la fracción molar y la presión parcial den el mismo número es casualidad de este ejercicio, porque la presión total vale justo 1,00 atm. No es una regla.

e) El recipiente es rígido y está cerrado: V y n no cambian, sólo T. Entonces P/T se mantiene:

T₂ = 177 + 273 = 450 K. Y hacer la cuenta en Celsius sería desastroso: 177/27 daría más de 6 atm. La proporción entre presión y temperatura vale sólo en kelvin, porque el cero de esa escala es el cero de verdad.

Control desde cero: P = 0,50·0,082·450/12,3 = 18,45/12,3 = 1,50 atm ✓

f) No cambió. Y ésta es la pregunta que separa. La fracción molar es 0,20/0,50: son moles sobre moles. Calentar no crea ni destruye moléculas, así que el numerador y el denominador quedan exactamente iguales y x_O₂ sigue valiendo 0,40.

Lo que sí cambió es la presión parcial del oxígeno, que pasó de 0,40 a 0,60 atm — pero pasó porque subió la presión total, y en la misma proporción. La fracción es el cociente entre las dos, y el cociente no se movió.

a) El número másico cuenta protones más neutrones, y los protones son Z:

b) Siete electrones, llenados en orden de energía:

Control que no falla nunca: los exponentes tienen que sumar Z. 2 + 2 + 3 = 7 ✓. En el nivel externo —el 2— hay 2 + 3 = 5 electrones, que son los que van a jugar en el enlace. Ese 5 es el que se usa en todo lo que sigue.

c) El hidrógeno unido a un no metal vale +1, y el compuesto es neutro:

Tiene sentido: el nitrógeno es más electronegativo que el hidrógeno, así que en la contabilidad se queda con los electrones de los tres enlaces.

d) Es una resta, y va en valor absoluto:

Está en la zona del covalente polar. Para comparar: el enlace C−H tiene ΔEN = 2,5 − 2,1 = 0,4, mucho menos polar. Eso ya anticipa el ítem f.

e) Con los 5 electrones externos del nitrógeno, el Lewis del NH₃ da 3 pares enlazantes y 1 par libre: cuatro dominios electrónicos alrededor del central.

Acá se caen dos respuestas. «Trigonal plana» es lo que saldría si no se contara el par libre: el par está, ocupa lugar y empuja a los tres hidrógenos hacia abajo. Y «tetraédrica» confunde la distribución de los dominios con la forma de la molécula: la geometría molecular se nombra con los átomos, y átomos hay cuatro, no cinco.

La polaridad sale de ahí: los tres enlaces N−H son polares (ΔEN = 0,9) y la pirámide no es simétrica, así que los tres vectores no se cancelan — encima el par libre suma densidad negativa hacia su lado. La molécula es polar. (En el CH₄, en cambio, los cuatro enlaces poco polares se reparten en un tetraedro perfecto y la suma da cero: apolar.)

f) Puente de hidrógeno. Y es la pregunta que separa el parcial, porque las otras tres opciones son las tres formas habituales de errarle.

Hervir no rompe moléculas: las separa. Lo que hay que vencer es la atracción entre moléculas, no el enlace que las mantiene armadas. Por eso la opción de los enlaces N−H está mal aunque la afirmación que hace sea cierta: el enlace N−H efectivamente es más fuerte que el C−H, pero eso no tiene nada que ver con hervir. Al vapor de amoníaco las moléculas de NH₃ le siguen llegando enteras.

La de la masa molar se descarta con los números del enunciado: 17,0 contra 16,0 g/mol. Un gramo por mol de diferencia no explica 128 °C.

Y la última confunde «apolar» con «sin fuerzas»: entre moléculas apolares sí hay atracción —las fuerzas de London, que existen siempre—, sólo que son mucho más débiles. Si no hubiera ninguna, el metano no podría licuarse nunca, y se licúa.

Lo que decide es esto: el NH₃ tiene H unido directamente a N, uno de los tres átomos —N, O, F— que habilitan el puente de hidrógeno, y además tiene el par libre que hace de receptor. El CH₄ no tiene ni una cosa ni la otra.

a) El % m/m divide por la masa de la solución, y esa masa no está en el enunciado: hay que sacarla con la densidad.

De paso queda el otro número que va a hacer falta: el solvente es 300 − 60,0 = 240 g.

b) El % m/V divide la misma masa de soluto por el volumen de solución, en mL:

Control: como la solución es más densa que el agua, el % m/V tiene que dar más grande que el % m/m, y en el factor de la densidad: 20,0 · 1,20 = 24,0 ✓. Si te dieron iguales, en algún lado usaste el mismo denominador dos veces.

c) Molaridad: moles de soluto sobre litros de solución. La masa molar del NaOH es 23,0 + 16,0 + 1,0 = 40,0 g/mol.

Control con la fórmula corta del tema: M = % m/m · δ · 10 / M_molar = 20,0 · 1,20 · 10 / 40,0 = 240/40,0 = 6,00 ✓

d) Acá cambia el denominador, y es lo único que cambia. Abajo va el solvente, en kilogramos: los 240 g de agua, o sea 0,240 kg.

Control: el solvente solo pesa menos que la solución entera, así que la molalidad tiene que quedar por encima de la molaridad — y 6,25 > 6,00 ✓. Si usaste los 300 g de solución te habría dado 5,00, que es justamente el error del tema.

e) Diluir es agregar solvente, y agregando solvente no aparece ni desaparece un mol de soluto. De ahí sale todo:

Los volúmenes pueden ir los dos en mL: se cancelan. Y ojo con lo que dice el enunciado: «llevar hasta 300 mL», no «agregar 300 mL de agua». El agua agregada fueron 300 − 50,0 = 250 mL.

Control por moles: en 50,0 mL de la solución 6,00 M hay 6,00 · 0,0500 = 0,300 mol, y esos mismos 0,300 mol en 0,300 L dan 1,00 mol/L ✓

f) Mezclar dos soluciones del mismo soluto no es promediar nada: se suman los moles por un lado y los volúmenes por el otro.

Promediar las concentraciones da 2,00 M y está mal. Y no está mal por poco: el promedio simple supone que las dos soluciones aportan lo mismo, y acá una trae 300 mL y la otra 100 mL. Manda el volumen más grande, que es el que aporta más líquido — por eso el resultado queda pegado a la solución diluida y no en el medio.

(El promedio sólo acierta cuando los dos volúmenes son iguales. Es la casualidad que hace que mucha gente arrastre el método sin enterarse de que está mal.)

Control de rango, que se hace sin calculadora: la mezcla tiene que quedar entre 1,00 y 3,00, y más cerca de 1,00 porque hay tres veces más volumen de esa. 1,50 cumple ✓

g) La de CaCl₂. Lo que conduce no es el soluto: son los iones que quedan sueltos, y hay que contarlos.

La solución de CaCl₂ está menos concentrada —1,20 M contra 1,50 M— y sin embargo tiene más iones. Por eso el ítem separa: comparar los números que da el enunciado, sin escribir antes las dos disociaciones, lleva derecho a la respuesta equivocada.

El 3 del CaCl₂ sale de sumar los subíndices de la fórmula —un Ca más dos Cl—, no de contar los elementos, que son dos. Es el error más repetido del tema 8.5.