EJERCICIOS y RESÚMENES DE TODOS LOS TEMAS DE QUIMICA.pdf

7/18/2019 EJERCICIOS y RESÚMENES DE TODOS LOS TEMAS DE QUIMICA.pdf

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COLECCIÓN EJERCICIOS QUÍMICA BACHILLERATO: Conceptos básicos

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EJERCICIOS TEMA 1

1.- En 0’5 moles de CO2 , calcule:a) El número de moléculas de CO2.b) La masa de CO2.c) El número total de átomos.

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

2.- Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.

Masas atómicas: H = 1; O = 16.

CONCEPTOS BÁSICOS: ÁTOMOS, MOLÉCULAS Y MOLES

Toda la materia está formada por mezclas de sustancias. Cada sustancia tiene unas propiedades características que sirven para identificarla y está formada

por combinaciones de átomos en una determinada proporción. En unas sustancias los átomos que laforman están distribuidos espacialmente formando redes cristalinas: son sólidos de tamaño variable yla fórmula señala la proporción de átomos en la red (fórmula empírica). En otras sustancias existenagrupaciones independientes de átomos formando moléculas: pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos yla fórmula molecular señala la composición de la molécula.

El átomo no es indivisible. Está constituido por otras partículas menores:o Una de ellas es el ELECTRÓN. Interaccionan mediante la FUERZA ELECTROMAGNÉTICA

(es decir, poseen carga eléctrica) y mediante la FUERZA GRAVITATORIA (es decir, poseenmasa). La carga eléctrica es del tipo llamada negativa y tiene un valor de -1,602 176 487 ×10−19 C. Su masa es 9,10938215 × 10−31 kg.

o Los electrones rodean la zona más importante del átomo: EL NÚCLEO ATÓMICO. Estáformado por partículas llamadas NEUTRONES Y PROTONES, Los primeros tienen masa perono tienen carga eléctrica.

o El protón tiene una masa de 1,672 621 637×10−27 kg y una carga de +1,602 176 487 × 10–19 C(en valor absoluto igual a la del electrón: uno de los enigmas de la Física). El neutrón no poseecarga eléctrica y tiene una masa de 1,674 927 29×10−27 kg, casi la misma que el protón.

o La cantidad de protones en el núcleo determina el tipo de átomo (NÚMERO ATÓMICO Z), enlos átomos en su estado fundamental es igual al número de neutrones. Los núcleos atómicoscon el mismo número de protones pero distinto número de neutrones se denominan isótopos(mismo lugar en la Tabla Periódica).

o La suma de los protones

Si una sustancia está formada por átomos con el mismo Z se denomina ELEMENTO. Los isótopos sonátomos del mismo elemento pero con diferente masa atómica (tienen diferente número de neutrones). Si una sustancia está formada por átomos con diferente Z se denomina COMPUESTO. El mol es una unidad de cantidad (1 mol = 6’022 . 1023). A escala atómica se utiliza la UNIDAD DE MASA ATÓMICA. La masa de un átomo de un determinado elemento dependerá del tipo de isótopo. La masa de un mol de

átomos de un determinado elemento es una cantidad prácticamente constante puesto que laproporción de existencia de isótopos también lo es.




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CONSEJO IMPORTANTE: El uso de factores de conversión facilita la resolución de problemas:

aguamolécula1

Hátomos2

aguamol1

aguamoléculas10.023'6

aguag18

aguamol1

aguamL1

aguag1aguamL100

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3.- a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’50 g de este elemento? c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’50 g de tetracloruro de carbono? Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Al = 27; Cl = 35’5.

4.- La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula esC21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule:

a) El número de moles de carbono.b) El número de moléculas de estricnina.

c) El número de átomos de nitrógeno.Masas atómicas: C = 12; H = 1; N = 14; O = 16.5.- Las masas atómicas del hidrógeno y del helio son 1 y 4, respectivamente. Indique, razonadamente,si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Un mol de He contiene el mismo número de átomos que un mol de H2.b) La masa de un átomo de helio es 4 gramos.c) En un gramo de hidrógeno hay 6’023·1023 átomos.

6.- En 7,5 . 1020 moléculas de ciclohexano hay 4,5 . 1021 átomos de carbono y 9,0 . 1021 átomos dehidrógeno. ¿Cuál es la fórmula molecular del ciclohexano?.

SOL.- C6 H12

7.- La estricnina es un veneno muy peligroso usado como raticida. La composición del mismo esC 75,45%; H 6,587%; N 8,383%; O 9,581%. Encontrar su fórmula empírica.

SOL.- C21 H22 O2 N2

8.- La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C2H4O. Si su masa molecular es 88:a) Determine su fórmula molecular.b) Calcule el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho compuesto.

Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1.




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9.- Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros. b) En 17 g NH3 hay 6’023. 1023 moléculas. c) En 32 g de O2 hay 6’023. 1023 átomos de oxígeno.

10.- Calcule el número de átomos que hay en:a) 44 g de CO2 .b) 50 L de gas He, medidos en condiciones normales.c) 0’5 moles de O2 .

Masas atómicas: C = 12; O = 16.

11.- En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión ytemperatura, hay:

a) El mismo número de moles.b) Idéntica masa de ambos.c) El mismo número de átomos.

Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.

12.- Calcule:a) La masa, en gramos, de una molécula de agua.

b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.c) El número de moléculas que hay en 11’2 L de H2 , que están en condiciones normales de

presión y temperatura.Masas atómicas: H = 1; O = 16.

13.- Un recipiente de 20 ml contiene nitrógeno a 25ºC y 0,800 atm y otro de 50 ml helio a 25ºC y 0,4atm. Calcula:

a) El nº de moles, moléculas y átomos de cada recipiente.Si se conectan los dos recipientes a través de un tubo capilar,

b) ¿cuáles serán las presiones parciales de cada gas y cuál la presión total?c) calcula la concentración de cada gas en la mezcla y exprésala en fracción molar y en

porcentaje en peso.

CONCEPTOS BÁSICOS: GASES

En una mezcla de gases todos ocupan el mismo volumen (V) y se encuentran a la misma temperatura (T).Cada gas tiene un número de partículas (nA, nB, etc) y los choques de estas partículas dan lugar a laspresiones parciales de cada gas (PA, PB, etc)

Evidentemente la presión total (PT ) es la suma de las presiones parciales de cada gas (Ley de Dalton) La ecuación general de los gases ideales se puede aplicar a cada gas en particular o al conjunto (PA . V

= nA . . T ó PT . V = nT . R . T). El cociente entre estas dos expresiones nos da la relación entre laspresiones parciales y la presión total

El porcentaje molar se corresponde con el porcentaje de las presiones (el porcentaje en moles coincidecon el llamado porcentaje en volumen para gases)




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SOL- a) N2 : 6,5 . 10-4 moles, 3,9 .1020 moléculas y 7,8 . 1020 átomosHe : 8,2 .10-4 moles, 4,9 . 1020 moléculas e igual nº de átomos por ser monoatómico

b) Presión parcial de N2 : 0,23 atm ; Presión parcial de He : 0,28 atm ; Presión total: 0,51 atmc) Fracción molar de nitrógeno : 0,44 ; Fracción molar de He: 0,56 ; %N2 : 85,4 % ;%He:15,6%

14.- Se tienen dos depósitos de vidrio cerrados y con el mismo volumen, uno de ellos contienehidrógeno y el otro dióxido de carbono, ambos a la misma presión y temperatura. Discuta cuál tiene elmayor nº de moléculas, nº de moles y masa en gramos de cada gas.

15.- La fórmula empírica de un compuesto es CH2. En estado gaseoso su densidad en condicionesnormales es 2,5 g/l. ¿Cuál es su fórmula molecular?.

SOL.- C4 H8

16.- Calcular la fórmula molecular de una sustancia formada por C, H y N sabiendo que 0,067 g de ellaocupan 63 ml a 37ºC y 1 atm. Por otra parte se sabe que al quemar 0,216 g de la misma se obtienen

0,072 g de agua y 0,351 g de CO2. Así mismo 0,136 g de la sustancia producen 56,2 ml de nitrógenomedidos en condiciones normales.SOL.- HCN

17.- Un compuesto orgánico está formado por N, C, H y O. Al quemar 8,9 g del mismo se obtienen 2,7 gde agua y 8,8 g de dióxido de carbono. Así mismo 8,9 g, por el método de Kjeldahl, producen 1,4 g degas nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270ºC bajo presión de 3 atm, 0,1 L de vapor pesan 1,2g.Obtener:La fórmula empírica del mismo.El peso molecular aproximado y la fórmula molecular.

SOL.- a) C2 H3 O3 N b) 178 g/mol C4 H6 O6 N2

CONCEPTOS BÁSICOS: Determinación de fórmulas-2

Para calcular la masa de hidrógeno y carbono en un compuesto orgánico se quema unadeterminada masa de compuesto lo que da lugar a la producción de agua y dióxido decarbono. La masa de hidrógeno en el compuesto se calcula por la cantidad de aguaformada y la masa de carbono por la cantidad del dióxido de carbono obtenido. Si hayotros elementos formando parte del compuesto se determinan por diferencia.




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18 .-Se tiene una disolución de ácido sulfúrico del 98% de riqueza y de densidad 1,84 g/cc. Calcula:a) La molaridad.

b) El volumen de ácido concentrado que se necesita para preparar 100 ml de disolución al 20%en peso y densidad 1,14 g/cc.

SOL. a) 18,4 M; b) 12,7 cc.19.- Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con una densidad de 1,19 g/ml.¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 ml de este ácido para que la disolución resultante sea 1 M?(Supón volúmenes aditivos)

SOL. 220 ml20.- Se toman 200 ml de una disolución de MgCl2 de concentración 1’0 M y se mezclan con 400 ml deotra disolución de la misma sustancia de concentración 2,5 M. Se añade al conjunto finalmente 100 mlde agua. ¿Cuál es la molaridad resultante si se supone por esta vez que los volúmenes son aditivos?.

SOL- 1’7 M.

21.- Si 25 mL de una disolución 2’5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL:a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

Masas atómicas: O = 16; S = 32; Cu = 63’5.

22.- a) Calcule la molaridad de una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1’22g/mL. (SOL 7’0 M)

b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0’5 L de disolución 0’25 M? Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; (SOL 3,3 . 102 mL)

CONCEPTOS BÁSICOS: Disoluciones

Son mezclas homogéneas muy utilizadas para efectuar reacciones químicas. El disolvente es elcomponente más barato que no suele consumirse en las reacciones químicas.

La concentración es la proporción entre soluto y disolución (o disolvente). Las formas más utilizadaspara expresar la concentración son:

o Gramos de soluto por litro de disolución (mS /V). No se debe confundir con la densidad de ladisolución (gramos de disolución por litro de disolución)

o Riqueza en % en peso: masa de soluto por 100 g de disolución [mS / (mS + mD)]o Fracción molar: moles de soluto por mol total [nS / (nS + nD)]o Moles de soluto por litro de disolución o MOLARIDAD (M = nS /V). Es la más utilizada

porque permite conocer el número de moles de soluto que intervienen en una reacción (n = M .V)

o Moles de soluto por kilogramo de disolvente o MOLALIDAD (mo = nS / mD). Se utiliza cuandohay cambios de temperatura (el volumen cambia con la temperatura, la masa no)

Puedes utilizar fórmulas para los cálculos pero es muy recomendable hacer uso de los factores deconversión. Para ello es importante que sepas traducir medidas como:

o Densidad 1’23 g/mL 1 mL disolución equivale a 1’23 g disolución o Riqueza 23% 100 g disolución equivalen a 23 gramos de solutoo Concentración 3’5 M 1000 mL disolución equivalen a 3’5 moles soluto




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23.- Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule: a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3.b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución de HNO3 0’05 M. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

24.- Dada una disolución acuosa de HCl 0’2 M, calcule: a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución.b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0’2 M, para que la disolución pase a ser 0’01 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.

25.- Se prepara una disolución disolviendo 88,75 gramos de tricloruro de hierro en 228,23 gramos deagua, obteniéndose 0,25 L de disolución. Expresa la concentración de la disolución resultante en:

a) Molaridad

b) Fracción molarc) Porcentaje en peso.Sol- a)2´19 M; b) Xs= 0´04 y XD= 0´96 ; c) 28%

26.- Calcula:a) La molaridad de un ácido sulfúrico comercial M 98% en peso y densidad 1,84 glmL.b) ¿Qué volumen de¡ ácido anterior se necesita para preparar 100 mL de ácido sulfúrico M20% en peso y densidad 1,14 g/mL. (c) ¿Qué volumen de la disolución anterior senecesitará para neutralizar a 1,2 gramos de hidróxido sódico?.

Sol: a) 0´18 M ; b) 12´6 ml; c) 6´45 ml

CONCEPTOS BÁSICOS: REACCIONES QUÍMICAS

La conservación de la masa exige el ajuste de las ecuaciones químicas Las reacciones incluidas en los temas 1 al 5 (todos menos el tema 6 oxidación rducción) se pueden

ajustar por tanteo de una manera fácil si sigues estas normas:o Si en la ecuación hay sustancias elementales deja el ajuste de estos elementos para el finalo El ajuste del hidrógeno y oxígeno se dejan para el final ajustando el agua que suele aparecer

con frecuencia Los coeficientes estequiométricos señalan el número de moles de reactivos que intervienen y el número

de moles de productos obtenidos. Estas cantidades pueden utilizarse como factores de conversiónpara cálculos estequiométricos.

Si se conoce un dato referente a la cantidad que reacciona de un reactivo o a la cantidad que seobtiene de un producto, los factores de conversión permiten resolver problemas de una manera fácil yrápida.

Cuando se mezclan cantidades aleatorias de reactivos hay que averiguar primero cuál de ellos reaccionacompletamente (REACTIVO LIMITANTE). Una vez determinado éste se pueden realizar cálculos confactores de conversión.




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27.- Al añadir agua al carburo cálcico, CaC2 , se produce hidróxido cálcico (Ca(OH)2) y acetileno (etinoCHCH). Ajusta la reacción química que tiene lugar.Calcula cuántos gramos de agua son necesarios para obtener dos litros de acetileno a 27ºC y 760 mmde Hg.

SOL. b) 2,92 g

28.- ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50ºC y 1,2 atm de presión se obtiene al añadir 75 ml de HCl0,5 M a 10 g de Al?

SOL - 0,4 L.29.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: dióxido de manganeso (MnO2) + ácidoclorhídrico (HCl) cloruro de manganeso(II) (MnCl2) + agua + cloro molecular. Calcula:

a) La cantidad de dióxido de manganeso necesaria para obtener 100 litros de cloro medidos a 15ºC y 720 mm de Hg.

b) El volumen de ácido clorhídrico 0,2 M que habrá que usar.SOL - a) 347,6 g b) 8 litros.

30.- ¿Cuántos litros de hidrógeno medidos a 750 mm de Hg y 30ºC se pueden obtener atacando 75 gde Zn metálico del 90% de riqueza (impurezas inertes) con ácido sulfúrico?.

SOL.- 25,9 l.

31.- Dada la siguiente reacción química :2 AgNO3 + Cl2 N2O5 + 2 AgCl + ½ O2

Calcule:a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. (5,9 . 10-2 g)

b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio. (0’88 L) Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: N = 14 ; O = 16; Ag = 108.

32.- El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:Ni + H2SO4 NiSO4 + H2

a) Una muestra de 3’00 g de níquel impuro reacciona con 2’0 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. (70%)b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel purocon exceso de ácido sulfúrico.Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58’7

33.- En la reacción del aluminio con ácido clorhídrico (HCl) se desprende hidrógeno y se obtienecloruro de aluminio (AlCl3). Se ponen en un matraz 30 g de aluminio con una pureza del 95% y seañaden 100 mL de un ácido clorhídrico comercial de densidad 1’170 g/mL y 35% de riqueza en peso.Calcula el volumen de hidrógeno obtenido a 25 ºC y 740 m Hg. (14 L)

34.- El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato de sodio,según la reacción: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2OSe descomponen 50 g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso. Calcule:a) El volumen de CO2 desprendido, medido a 25ºC y 1’2 atm.

b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene.Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Na = 23; H = 1; C = 12; O = 16.




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35.- Al tratar 5’00 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos encondiciones normales, según la ecuación:

PbS + H2SO4 PbSO4 + H2SCalcule:a) La riqueza de la galena en PbS. (87%)b) El volumen de ácido sulfúrico 0’5 M gastado en esa reacción. (36mL) Masas atómicas: Pb = 207; S = 32.

36.- ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en: a) 1 Kg de CaO, b) en 22.4 litros de oxígeno en C.N.?3.a) 1.08 1025 átomos 3.b) 1.20 1024 átomos

37.- La vitamina C está compuesta de C, H y O. Su masa molecular es 176 g/mol y en su composiciónhay un 40.91% de C y un 4.54% de H. ¿Cuál es su fórmula molecular?

C6H8O6

38.- La combustión de 6,26 g de un hidrocarburo (sólo contiene C e H) ha producido 18,36 g de dióxidode carbono y 11,27 g de agua. Por otra parte, se ha comprobado que esos 6,26 g ocupan un volumen de4,67 litros en condiciones normales. Halle las fórmulas empírica y molecular de dicho hidrocarburo.

Sol : a) CH 3 ; b) C2 H6

39.- Una muestra de oxígeno contenida en un recipiente de 1’00 litro ejerce una presión de 8OOmmHg a 25 0C. En otro recipiente de 3’00 litros una muestra de nitrógeno ejerce una presión de 1,50atmósferas a 50 0C. Se mezclan las dos muestras introduciéndolas en un frasco de 9¡00 litros a 400 ºC. Calcule: (a) La presión parcial de cada gas; (b) La presión total; (c) La composición volumétrica de lamezcla en %. Datos: 1 atm=760mmHg.

a) 1’0 g y 0´26 atm; b) 1,3 atm; c)20´2 % de O2 y 79´8% de N2

40.- La combustión de 0’500 g de ácido cítrico produce 0’687 g de dióxido de carbono y 0’187 g deagua sin ningún otro compuesto. Sabiendo que la masa molar es 192 g/mol determina la fórmulamolecular del ácido cítrico.

C6H8O7

41.- Un recipiente contiene nitrógeno y 12 g de iodo sólido a 20 ºC siendo la presión 850 mm de Hg. Alcalentar a 200 ºC se vaporiza el iodo y la presión sube hasta 2’05 atm.

a) ¿Qué le ocurre a la presión parcial del nitrógeno?. Explica la respuesta.b) Calcula el volumen del recipiente

V = 6’7 L 42.- Determina la molaridad de una disolución de ácido nítrico (HNO3) con un 33% de riqueza en peso yuna densidad de 1’200 g/mL.

M = 6’3 mol/L 43.- El amoniaco (NH3) reacciona con el ácido sulfúrico (H2SO4) dando lugar a sulfato de amonio[(NH4)2SO4]. Determina el volumen necesario de una disolución de amoniaco al 18 % en peso ydensidad 0’93 g/mL para producir 20’0 g de sulfato de amonio.

31 mL disolución




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44.- Un recipiente de 20’0 L contiene oxígeno y cloro a 25 ªC y 3’00 atm de presión con un contenidode un 60’0% de oxígeno en peso. Posteriormente se hace reaccionar la mezcla para formar el gaspentaóxido de dicloro manteniendo constante la temperatura.

a) Determina el número de moles iniciales de cada gas.b) Calcula la presión parcial inicial de cada gas.c) ¿Cuántos moles se forman de pentaóxido de dicloro?.d) ¿Cuál es la presión final del recipiente?.

nOxig 1’89 moles ncloro 0’57 moles P oxig 2’31 atm Pcloro 0’69 atm

0’570 moles de pentaóxido de dicloro Pfinal = 1’26 atm

45.- La combustión de 2’35 g de un compuesto orgánico produce 5’17 g de CO2 y 2’82 g de agua.Determina la fórmula empírica de dicho compuesto.

48.- Se diluyen 8’0 mL de una disolución de HNO3 comercial (densidad = 1’405 g/mL y riqueza del68’1% en peso) hasta completar un volumen de 250 mL. Determina la molaridad de la disoluciónresultante.

49.- Una mezcla de cloro y oxígeno, a 300 ºC y presión de 2’50 atm, contiene un 30% en peso deoxígeno. Determina:

a) Fracción molar del oxígenob) Presión parcial de cada gasc) Densidad de la mezcla

50.- Una muestra de cierto mineral que contiene un 65% de aluminio se hace reaccionar con ácidoclorhídrico dando lugar a AlCl3 y desprendiendo gas hidrógeno. Determina:

a) Masa de mineral necesaria para producir 0’50 g de cloruro de hidrógeno b) volumen máximo de hidrógeno que se puede obtener medido en condiciones normales por

reacción de 5’00 g de mineral

51.- Un recipiente de 5’00 L contiene una mezcla de nitrógeno e hidrógeno a 200 ºC y 2’00 atm depresión con un 25% en volumen de nitrógeno. Se hace reaccionar la mezcla y al cabo de cierto tiempoha desaparecido el 40% del reactivo limitante. Determina:

a) Masa obtenida de amoniaco (0’88 g) b) Presión final del recipiente (1’00 atm)

52.- Al disolver 3.00g de una muestra impura de carbonato de calcio en ácido clorhídrico se producen0.656 litros de dióxido de carbono (medidos en condiciones normales). Calcula el porcentaje en masade carbonato de calcio en la muestra.

SOL 97.62%

53.- El ácido nítrico se obtiene a partir del amoniaco mediante un proceso de tres etapas:4 NH3 (g) + 5 O2 (g) 4NO (g) + 6 H2O (g)2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2

3 NO2 (g) + H2O (g) 2 HNO3 (ac) + NO (g)Suponiendo que el rendimiento sea del 82% para cada una de las etapas, ¿qué cantidad de ácidonítrico se pueden obtener a partir de 10 kg de amoniaco?




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SOL 13.6 kg

54.- En la combustión del crudo el azufre se transforma en dióxido de azufre gaseoso. ¿Cuántos litrosde dióxido de azufre (densidad 2.60 g/l) se producen cuando se quema 1 kg de crudo con 1.2% en pesode azufre?.

SOL 9.23 L.

55.- Dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con unadisolución de ácido clorhídrico del 35% en peso y 1’18 g/cm3 de densidad. Como productos de la reacciónse originan cloruro de cinc(II) e hidrógeno molecular.

a) Escriba la ecuación química del proceso.b) Calcule la molaridad del ácido.c) Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 cm3 del ácido,

calcule el porcentaje de pureza, en tanto por ciento, del cinc en la muestra inicial.SOL 11'3 mol dm-3; 92'5%

56.- Una muestra comercial de 0'712 g de carburo de calcio (CaC2) ha sido utilizada en la producción deacetileno, mediante su reacción con exceso de agua, según:CaC2 + 2 H2O Ca(OH)2 + C2H2 Si el volumen de gas C2H2 recogido, medido a 25ºC y 745 mm de Hg ha sido 0'25 L, determine:

a) Gramos de acetileno producidos.b) Gramos de carburo de calcio que han reaccionado.c) Porcentaje de carburo de calcio puro en la muestra original.

SOL 0'26 g; 0'64 g; 90%

57.- El cinc reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de cinc e hidrógeno. ¿Qué volumen,medido en condiciones normales, de gas se obtendrá al reaccionar 2’23 g de cinc con 100 mL de unadisolución de ácido clorhídrico 0’5 M?. Si se obtienen 0’25 L de hidrógeno, medidos en condicionesnormales, ¿cuál será el rendimiento de la reacción?

SOL 0’56 dm3; 44’6%58.- En un generador portátil de hidrógeno se hacen reaccionar 30'0 g de hidruro de calcio con 30'0 gde agua, según la reacción, sin ajustar, CaH2 + H2O Ca(OH)2 + H2 Después de ajustar la reacción,calcula:

a) qué reactivo sobra y en que cantidadb) el volumen de hidrógeno que se produce a 20°C y 745 mm de Hgc) el rendimiento de la reacción si el volumen real producido fue de 34 litros.

SOL 4'3 g H2O, 35 L, 97%

59.- Una mezcla gaseosa conteniendo 0'1 mol de hidrógeno y 0'12 mol de cloro reaccionan para dar lugara cloruro de hidrógeno.

a) Escriba el proceso químico que tiene lugar.b) Determine la cantidad, en gramos, de cloruro de hidrógeno que puede obtener, admitiendo

un rendimiento del 100%.SOL 7'3 g

60.- Se hace reaccionar, en un balón de un litro de capacidad y a una temperatura de 110ºC una mezclagaseosa compuesta por 5 g de H2(g) y 10 g de O2(g) para dar H2O(g).




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a) Escriba la reacción que tiene lugar y calcule la cantidad de agua que se forma.b) Determine la composición de la mezcla gaseosa después de la reacción expresada enporcentaje en peso e en fracción molar.c) Determine la presión parcial de cada uno de los componentes después de la reacción y la

presión total de la mezcla, admitiendo un comportamiento ideal para los gases.SOL 11'25 g H

2O; 75% H

2O; x(H

2O) = 0'25; P

auga= 19'6 atm; P

T = 78'5 atm.

61. - El fosgeno (COCl2) es un producto gaseoso que se descompone en monóxido de carbono y cloro segúnel proceso:

COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g) En un recipiente de 250 ml de capacidad se introducen 0,213 g de fosgeno a 27 C.a) Calcula la presión final a 27 C si se supone que todo el fosgeno se descompone.b) Calcula el porcentaje de fosgeno que se ha descompuesto cuando la presión total sea 230 mm Hg.c) Calcula la presión parcial de cada gas presente en este último caso.

62.- Un recipiente contiene 250 cc de disolución de H2SO4 0'5 M. Se echa en el mismo una muestra de10 g de caliza que contiene un 90% de CaCO3, produciéndose la reacción:H2SO4 + CaCO3 CaSO4 + H2O + CO2

a) ¿Cuál es el reactivo limitante del proceso?.b) ¿Qué volumen de dióxido de carbono se obtiene medido a 25 C y 1 atm?.




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EJERCICIOS SEGUNDA PARTE (Estructura atómica, sistema periódico, enlaces)

1.- Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3 ,0 , 0);(2, -1, 1); (4, 2, 0). Indica cuáles no son permitidos.

2.- ¿Son posibles los estados representados por los siguientes números cuánticos?:(2 , 0 , 0 , -1/2) (3 , 1 , -1 , 1/2) (1 , 1 , 0 , 1/2) (4 , 0 , 1 –1/2)

Las rayas de los espectros tienen una clara explicación: un electrón en el subnivel 2s pasa alsubnivel 1s emitiendo la diferencia de energía en forma de onda electromagnética de frecuencia

(E = h). Las radiaciones de alta energía (alta frecuencia), como los rayos X, son debidas asaltos electrónicos entre niveles de gran diferencia energética.

CONCEPTOS BÁSICOS: Estructura atómica-2 (Números cuánticos)

Un estudio detallado de los espectros revela que las rayas que aparecen como consecuencia de la

absorción o emisión de energía debido a los saltos electrónicos, se desdoblan debido a la existencia desubniveles energéticos dentro del nivel principal n. El número de subniveles depende del valor de n yexige la introducción de un segundo número cuántico azimutal l (ele) que puede tomar valores desde 0 an – 1. El físico Arnold SOMMERFELD asocia estos subniveles energéticos a diferentes órbitaselípticas. Siguiendo una costumbre de la época a las órbitas elípticas se le asignan letras:

s ( l = 0 CIRCULAR ), p ( l = 1 ), d ( l = 2 ) y f ( l = 3 )

Cuando se someten los átomos a campos magnéticos todas las rayas de los espectros se vuelven adesdoblar en una serie de valores que dependen del valor del número cuántico azimutal correspondiente(efecto ZEEMAN). Este hecho señala orientaciones diferentes de las órbitas y requiere un tercernúmero cuántico magnético m cuyos valores van desde –l hasta +l incluyendo el cero. Así:

o para l = 0 la raya no se desdobla (m = 0)o para l = 1 la raya se desdobla en tres líneas ( m = -1, 0, +1)o para l = 2 la raya se desdobla en cinco líneas (m = -2, -1, 0, +1, +2)o para l = 3 la raya se desdobla en siete líneas (m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3)

Con campos magnéticos más intensos y con espectrógrafos más sensibles se observa que todas las rayascorrespondientes a los números m se desdoblan en dos, señalando dos estados para los electronessituados en cada valor de m. Esto implica la existencia de un cuarto número cuántico m S llamado spín ycuyos valores son +1/2 y –1/2.




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3.- ¿En qué se parecen y en qué se diferencian: (a) Los orbitales 1s y 2s de un átomo. (b) Los orbitales2px y 2p y de un átomo?.

4.- En las siguientes combinaciones de números cuánticos, indica cuáles representan una soluciónpermitida de la ecuación de onda y cuáles no. Justifica la respuesta.

n l m s

a 1 0 0 +1/2

b 2 2 1 -1/2

c 3 2 -2 -1/2

d 3 -2 0 +1/2

e 2 0 -1 +1/2

f 2 1 0 0

g 2 1 1 +1/2

Sol: a, c, y g.

5.- Para que las siguientes expresiones sean correctas en el espacio en blanco hay que situar la palabraorbital o subnivel. Indica qué palabra situarías en cada caso y en qué casos se pueden situar las dos.Justifica la respuesta.

a) El electrón puede ocupar el _________________ 2s.b) Hay un ______________ que se llama 2p.c) El electrón puede estar en el _____________ 3p.d) En el ______________ 3d puede haber 10 electronese) Para los mismos valores de n siempre hay tres ______________ p diferentes.f) Un _______________ dado nunca puede tener más de dos electrones.

6.- ¿Cuántos electrones caben en los orbitales del nivel n = 3?

CONCEPTOS BÁSICOS: MECÁNICA ONDULATORIA - ORBITALES

En 1924 Louis Víctor DE BROGLIE sugirió que, al igual que los fotones de la luz, los electrones, y engeneral todas las partículas, tienen doble naturaleza partícula - onda. La longitud de la onda asociadaa cada partícula viene dada por la expresión = h / p (siendo p = m.v). Para cuerpos con masa

relativamente grandes es cero y prevalece la naturaleza corpuscular. El electrón no es una partícula que sigue una determinada órbita. Tiene naturaleza ondulatoria y su estado viene dado por la FUNCIÓN DE ONDA . Esta función de

onda debe cumplir ciertas condiciones físicas que se traducen en ecuaciones matemáticas cuyassoluciones dependen de tres parámetros que se corresponden con los números cuánticos n, l y m.

Cuando la onda electrón interacciona en los experimentos con nuestros sensores, se colapsa yaparece como una partícula puntual con masa m. El orbital es la zona espacial que rodea al núcleo conuna alta probabilidad de que el electrón colapse en ella. Esta zona espacial se puede representargráficamente con la función

2.




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7.- a) Indique cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un electrón en unátomo: (4,2,0,+1/2); (3,3,2, -1/2); (2,0,1,+1/2); (3,2,-2,-1/2); (2,0,0,-1/2).b) De las combinaciones de números cuánticos anteriores que sean correctas, indique el orbital dondese encuentra el electrón.c) Enumere los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía.

8.- Escribe los valores de los cuatro números cuánticos para los electrones del berilio.

9.- Explica y compara los conceptos de órbita y orbital. ¿Cuántos orbitales pueden llamarse 3px, 4s,3d?

10.- ¿Qué son los números cuánticos? ¿Cuáles de los siguientes números cuánticos (listados en el ordenn, l, ml y ms) son imposibles para un electrón en un átomo? A:(4, 2, 0, +1); B:(3, 3, -3, -1/2); C:(2, 0, +1,+1/2) y D:(4, 3, 0, +1/2).. Sol: A, B y C

11.- Coloque las siguientes series de números cuánticos en orden creciente de energía: a) 3, 2, -1,+1/2.b) 1,0,0,1/2 c) 2, 1, 1, -1/2. d) 3,2,1,+1/2. e) 3,1,0,+1/2. f) 2,0,0,+1/2 SOL b<f<c<e<a=d

CONCEPTOS BÁSICOS: ÁTOMOS MULTIELECTRÓNICOS - CONFIGURACIONES

Wolfgang PAULI enuncia un principio fundamental para la Química:en los átomos multielectrónicos los electrones van ocupando losniveles de menos energía (estado fundamental) de tal manera queno existen dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.

En principio, el orden de llenado es 1s - 2s – 2p – 3s – 3p. Los

siguientes dos electrones deberían de pasar a 3d pero la repulsiónde los 8 electrones 3s y 3p hace que se llene primero el 4s antesque el 3d.

Una vez llenado los orbitales 3d se llenan los 4p. La repulsión delos 8 electrones del nivel 4 hace que los dos electrones siguientespasen a 5s.

Por esa repulsión, en átomos multielectrónicos el orden de llenado es el representado por lasflechas.

En cationes el efecto de la repulsión de los electrones 2s y p se ve compensado por el excesode carga nuclear sin compensar, por lo que las configuraciones electrónicas de cationes seobtienen llenando horizontalmente todos los niveles.

Los electrones de un mismo subnivel se encuentran desapareados (Regla de Hund) debido a quela energía de los orbitales de un mismo subnivel es la misma, sólo difieren al interaccionar concampos magnéticos.

12.- Escribe la configuración electrónica fundamental de un átomo que tiene 27 electrones.Sol: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7.

13.- Dado el elemento de Z = 19:

a) Escriba su configuración electrónica.b) Indique a qué grupo y periodo pertenece.

1s

2s 2p

3s 3p 3d4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f




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c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su electrón másexterno?

14.- Los principios de Hund y de Pauli regulan las configuraciones electrónicas; expresa estosprincipios y aplícalos al átomo de oxígeno (Z = 8) y al ion O2-.

15.- Escribe la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e iones siguientes: N3-,Mg2+, Cl-, K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en el que existan electronesdesapareados?.Sol : N3-: 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+, Cl-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+ y Fe:1s2

2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2 que tiene electrones desapareados en los orbitales 3d.16.- Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o enun estado excitado:

a) 1s2 2s2 2p4 3s1 b) 1s2 2s2 2p63s23p1 c) 1s2 2s2 2p6 2d103s2

17.- a) Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z=13), Na+

(Z=11), O2-

(Z=8). b) ¿Cuáles son isoelectrónicos? c) ¿Cuál o cuáles tienen electrones desapareados?

18.- Un átomo neutro de cierto elemento tiene 17 electrones. a) escribe la configuración electrónicadel elemento en su estado fundamental. b) clasifica el elemento e identifícalo, c) determina si losátomos de dicho elemento son diamagnéticos o paramagnéticos (busca estos conceptos en labibliografía).

19.- ¿En qué grupo de la tabla periódica se encuentran los siguientes elementos? a) [Ne]3s 1, b)[Ne]3s2p3, c) [Ne]3s2p6, d) [Ar]4s23d8.

20.- ¿Cuántos electrones sin aparear hay en un átomo de a) Cl, b) Fe, c) Be

21.- Escribe el símbolo del elemento de número atómico más bajo, que tiene a) un subnivel d completob) un subnivel 4s completo c) dos electrones 4p

CONCEPTOS BÁSICOS: PROPIEDADES PERIÓDICAS-1

RADIOS ATÓMICOS; El radio atómico aumenta con el número de niveles n. Dentro de un mismoperiodo, al aumentar Z aumenta la carga nuclear lo que provoca la contracción de la nube electrónica

y el radio disminuye. RADIOS IÓNICOS: Los aniones aumentan el radio con respecto al átomo neutro debido a la

repulsión de la nube electrónica entre sí. Los cationes disminuyen el radio de manera notable porque,además de que pueden perder un nivel, el exceso de carga nuclear sin compensar contrae la nubeelectrónica.

ESPECIES ESTABLES: Las estructuras más estables son las más simétricas de ahí que unaestructura con orbitales llenos s2p6 (como la de los gases nobles) sea tan estable. Los elementostenderán a formar dicha estructura ganado electrones (ANIONES), perdiendo electrones(CATIONES) o compartiendo (ENLACE COVALENTE)




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22.- De las siguientes parejas elige el elemento de mayor radio atómico: a) Na, Cs b) Be, Ba c) N, Sb d)F, Br e) Ne, Xe

23.- El ion H- y el He tiene dos electrones 1s cada uno. ¿Cuál de las dos especies es mayor y por qué?

24.- ¿Cuál de los siguientes iones es mayor, Cu + ó Cu 2+ ? ¿por qué?38.- a) ¿Por qué el átomo de helio tiene un radio atómico menor que el del átomo de hidrógeno? B)¿Porqué el radio del litio es mayor que el radio del átomo de hidrógeno?

25.- Compara los tamaños de los iones Na+, Mg2+ y Al3+ 26.- Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20.

a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen.c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.

27.- Los elementos X, Y y Z tienen números atómicos 13, 20 y 35, respectivamente.a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.b) ¿Serían estables los iones X2+,Y2+ y Z2-

? Justifique las respuestas.

28.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia:1) ns1 2) ns2 np4 3) ns2 np6

a) Indique el grupo al que corresponde cada una de ellas.b) Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores.c) Razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de los elementos de esos

grupos.

29.- a) Escriba las configuraciones electrónicas del cloro (Z = 17) y del potasio (Z = 19).b) ¿Cuáles serán los iones más estables a que darán lugar los átomos anteriores?c) ¿Cuál de esos iones tendrá menor radio?


ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Es la energía implicada en el proceso por el cual un átomo en estadofundamental y gaseoso pierde un electrón. El catión producido puede a su vez perder otro electrón yhablamos en este caso de la segunda energía de ionización. Todos estos procesos son endotérmicos:se trata de llevar un electrón desde el nivel n hasta el infinito.

Dentro de la tabla periódica la ENERGÍA DE IONIZACIÓN varía de la siguiente manera:o En un mismo grupo disminuye con n (la distancia del electrón al núcleo es mayor y se trata de

una energía eléctrica E = k . Z e2 /r)o En un mismo periodo aumenta con Z porque la carga nuclear es mayor (y el radio menor)o Los átomos con estructuras electrónicas estables (s2p6) tienen una alta energía de ionización

debido a la desestabilización que sufren al perder un electrón. Las sucesivas ENERGÍAS DE IONIZACIÓN de un elemento aumentan ya que la carga nuclear sin

compensar se hace mayor.Los elementos con menor energía de ionización pierden electrones con facilidad y se denominan metales




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30.- a) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes:Na+(Z=11) y F-(Z = 9).

b) Justifique que el ion Na+ tiene menor radio que el ion F-.c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor.

31.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementos neutros:A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4).

Indique razonadamente: a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento. b) El elemento demayor y el de menor energía de ionización. c) El elemento de mayor y el de menor radio atómico.

32.- a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento.b) Justifique por qué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupode la tabla periódica.c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénelos de mayor a menor energía de ionización.

33.- Si las configuraciones electrónicas de los elementos A, B, C, D y E son:A: 1s2 2s2 2p3 B: 1s2 2s2 2p5 C: 1s2 2s2 2p6 D: 1s2 2s2 2p6 3s1 E: 1s2 2s2 2p6 3s2

Indica razonadamente:a) ¿De qué elementos se trata?.e) Ordénalos en función de la primera energía de ionización explicando la razón.

34.- Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos o iones siguientes:Br Si Ag+ (Z = 47) S2- K+ Ge4+

¿Cuál tiene mayor radio?. ¿Y menor?. Explica las respuestas.




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35 .- Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19)a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad.c) Razone cuál tiene mayor volumen.

36.- a) Defina afinidad electrónica.b) ¿ Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica?

c) ¿ Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo?37.- a) ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica?b) ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos?c) Defina el concepto de electronegatividad.

38.- Defina: a) Energía de ionización. b) Afinidad electrónica. c) Electronegatividad.

39.- Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones:X=1s22s2p1; Y=1s22s2p5; Z=1s22s2p63s2.

a) Indique el grupo y el periodo en el que se encuentran. b) Ordénelos, razonadamente, de menor amayor electronegatividad. c) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?


AFINIDAD ELECTRÓNICA: Es la energía implicada en el proceso por el cual un átomo en estadofundamental y gaseoso gana un electrón. Este proceso debería ser siempre exotérmico pero

aquellos elementos con estructura electrónica estable se desestabilizan al ganar un electrón ytienen afinidad electrónica endotérmica (grupos 2 y 18)

En VALOR ABSOLUTO la AFINIDAD ELECTRÓNICA se hace mayor al aumentar Z y al disminuirel radio (n). Los elementos con mayor afinidad electrónica (exotérmica) son los halógenos (grupo17) por la estructura s2p6 que adoptan al atrapar un electrón. Dentro de ellos, el de mayor AF es elCl y no el F debido a la mayor repulsión de los 7 electrones en el nivel 2 del F que en el nivel 3 delCl.

ELECTRONEGATIVIDAD: Los elementos con gran energía de ionización y con gran afinidadelectrónica (exotérmica) tienen una gran tendencia a atrapar un electrón y se llamanelectronegativos. Por esa razón, cuando comparten un par de electrones con otros átomos, la nubeelectrónica compartida se desplaza hacia el lado del átomo más electronegativo y el enlacecovalente se hace dipolar (exceso de nube negativa del lado electronegativo y defecto en la otrazona del enlace).

La electronegatividad (EN) es la tendencia de un átomo, enlazado a otro, a atraer los electronesdel enlace (no tiene sentido hablar de electronegatividad de un átomo aislado)

Linus C. Pauling estableció una escala relativa de electronegatividad asignando el valor 4 alelemento más electronegativo: el flúor. Un orden clásico de electronegatividad es

F > O > Cl , N > Br > I , S > C , H > P, As > metales Cuando la diferencia de EN entre dos átomos enlazados es mayor de dos, el desplazamiento es tan

grande que nos encontramos ante átomos ionizados dando lugar a enlaces iónicos (no direccionales)




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40.- Cuatro elementos que llamaremos A, B, C y D tienen, respectivamente, los números atómicos: 2,11, 17 y 25. Indique:

a) El grupo y el periodo al que pertenecen.b) Cuáles son metales.c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica.

MÁS EJERCICIOS SOBRE ESTRUCTURA ATOMICA

41.- Considere los posibles tránsitos para el electrón en el átomo de hidrógeno:1s 2p 2s 3p 2s 4p 2p 3s

a) ¿Para cuál de ellos es necesario aportar energía?b) ¿Para cuáles de ellos es necesario aportar la misma cantidad de energía?c) ¿Para cuál o cuáles de ellos es necesario aportar la mayor cantidad de energía?

42.- Compara los elementos químicos Li, K, C y F en cuanto a :

a) ¿Cual tendrá mayor radio atómico ?b) ¿Cual tendrá mayor afinidad electrónica ?c) Ordénalos según valores crecientes de su energía de ionización.

43.- Indique :a) Cual es la configuración electrónica para el estado fundamental del elemento químico boro.b) ¿Qué nº cuánticos asignaría a los electrones de la última capa del citado elemento ?c) Proponga una configuración para un estado excitado del citado elemento.

44.- ¿Cuál o cuáles de las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un estado

fundamental o a un estado excitado para un átomo:a) 1s2 2s2 b) 1s2 2s1 2p1 c) [Ne] 3s2 3p8 4s1 d) [Ar] 4s2 3d3?¿Alguna de las configuraciones anteriores contradice el principio de exclusión de Pauli?.

45.- El elemento químico nitrógeno, de número atómico 7, dispone de tres electrones situados en susórbitas 2p. De las tres posibilidades que a continuación se indican:

a) 2 2 1 p p

x y b)2 3

p x c) 2 1 1 1 p p p x y z

indique razonadamente cual considera lacorrecta y que principios o reglas incumplen las que considere incorrectas.

46.- Las tres configuraciones electrónicas siguientes están relacionadas con el elemento de númeroatómico Z=8 (1s2 2s2 2 p4) (1s2 2s2 2p3 3s1 ) (1s2 2s2 2p3 ). Justifíquelo.

47.- Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:a) ¿Qué valores del número cuántico l son posibles para un valor de n=3?b) ¿Cuáles son lo valores de n, l y m para un orbital 4 s?b) ¿Cómo se denominan los orbitales para los que l=2? ¿Qué número de ellos son posibles para

este valor de número cuántico l?




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48 .- ¿Cuál de las siguientes series de números cuánticos están permitidas para un electrón en unátomo?

n = 3 l = 1 m = -1n = 2 l = 2 m = 0n = 3 l = 1 m = 2n = 4 l = 2 m = 1

Para aquellas que considere permitidas, ¿en qué tipo de orbital estaría situado el electrón?

49.- Dos electrones se encuentran situados en el mismo orbital atómico.a) ¿Cuál o cuales de los números cuánticos de esos dos electrones presentan el mismo valor?b) ¿Cuál o cuales números cuánticos presentan diferente valor?c) ¿Podría un tercer electrón situarse en ese orbital atómico?

50.- Dadas las configuraciones electrónicas de los átomos neutros A (1s2 2s2 p6 3s1) y B (1s2 2s2p6 6p1) indica, razonándolo, si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Se necesita energía para pasar de A a B.b) A y B representan elementos distintos.c) Se requiere una menor energía para arrancar un electrón de B que de A.

51.- Considera las especies químicas en, F-, N3-, Na+:a) ¿Qué tienen en común ?b) ¿En qué se diferencian ?c) Ordénalas de menor a mayor tamaño.

52.- Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos de nº atómico Z= 11 y Z= 35 e indica

razonadamente :a) Si son metálicos.b) Si tienen tendencia a ganar o a perder electrones.c) Cuales pueden ser los valores de la energía de ionización y de la afinidad electrónica (altos o

bajos).d) El tipo de enlace que cabe esperar .

53.- Dadas las configuraciones electrónicas correspondientes a los átomos neutros que a continuaciónse escriben : A : 1s2 2s2 2p3 B: 1s2 2s2 2p5 , C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 , D: 1s2 2s2 2p6 3s2 , indiquerazonadamente :

a) grupo y período al que pertenece cada elemento.b) qué elemento posee la mayor energía de ionización y cual la menor.c) qué elemento posee mayor radio atómico y cual menor.

54.- Explique el significado de cada uno de los tres nº cuánticos que caracterizan un orbital y digacuales de los siguientes grupos (n, l, m) no son posibles, indicando las causas de la imposibilidad:a) (3, 2, 2) ; b) (3, 0, -1) ; c) (4, 2, 1) ; d) (1, 1, 0) ; e) (2, -1, 0).




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55.- Dadas las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros : A: !s2 2s2 2p3 B:1s22s22p5 C: 1s2 2s2 2p6 D: 1s2 2s2 2p6 3s1 E : 1s2 2s2 2p6 3s2

a) Ordénalas de forma que aumente gradualmente el primer potencial de ionización, indicando laconfiguración electrónica de cada átomo ionizado.

b) Indica el elemento cuyo 2º potencial de ionización es el más elevado.c) Indica la configuración electrónica del átomo doblemente ionizado.d) Indica razonadamente el átomo con mayor afinidad electrónica.e) Indica el elemento más electronegativo.f) Indica los elementos que presentan carácter metálico y ordénalos de mayor a menor.

56.- Conteste razonadamente a las siguientes preguntas.a) ¿Cual es el elemento que presenta la siguiente configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 b) ¿Cual es el elemento alcalino de mayor tamaño?c) ¿Cual es el elemento cuyo ión di positivo posee la configuración electrónica (Kr) 4d6.

57.- Considera los tres elementos cloro, bromo, iodo.a) Escribe la configuración electrónica de los tres elementos.b) Asigne, razonadamente, cada uno de los tres valores siguientes del potencial de ionización a

cada uno de los tres elementos : 10´4 ; 11´8 y 13´1 eV.

58.- Para los elementos químicos A y B de números atómicos 20 y 35, respectivamente. Indiquerazonadamente, para cada uno de ellos: (a) Configuración electrónica; (b) Carácter metálico o nometálico; (c) Iones más estables; (d) Fórmula del compuesto formado por A y B; (e) Propiedades dedicho compuesto.

59.- Según la posición en el sistema periódico, indique razonadamente cuál de los elementos que secitan en cada caso, es el elemento que presenta:

a) Mayor potencial de ionización: Na ó Mg.b) Una electronegatividad más alta: Si ó Cl.c) Un mayor carácter metálico: K ó Ca.

60.- El primer y segundo potenciales de ionización para el átomo de litio son respectivamente 520 y7300 kJ/mol. Razone: (a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía (b) ¿Quéelemento del sistema periódico presenta la misma configuración electrónica que el ión monoatómicodel Li (c) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos de un mismo grupo?

61.- La configuración electrónica más externa para un determinado elemento químico es 3s2 3p5.Indique razonadamente:

a) Si se trata de un elemento metálico o no metálico.b) Si su afinidad electrónica será elevada o poco elevada.c) Tipo de enlace que presentará su combinación con un elemento alcalino.

62.- Dadas las siguientes configuraciones que corresponden a átomos neutros:A: 1s22s22p3 B: 1s22s22p5 C: 1s22s22p6 D: 1s22s22p63s1 E: 1s22s22p63s2

a) Ordénelas de forma que aumente gradualmente el primer potencial de ionización, indicando laconfiguración electrónica de cada átomo ionizado.




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b) Indique el elemento cuyo segundo potencial de ionización es el más elevado, e indique laconfiguración electrónica del átomo doblemente ionizado.

c) Indicar el elemento con mayor afinidad electrónicad) Indicar el elemento más electronegativoe) Indicar los elementos que presentan carácter metálico, y ordenarlos de mayor a menor.

63.- Compare los elementos químicos Li, K, C y F en cuanto a:a) ¿Cuál tendrá mayor radio atómico?b) ¿Cuál mayor afinidad electrónica?c) Ordénelos según valores crecientes de sus energías de ionización.

64.- Considere la familia de los elementos alcalinos.a) ¿Cuál es la configuración electrónica más externa común para estos elementos?b) Teniendo en cuenta como varían periódicamente sus propiedades, justifique cual de los

elementos, cesio o sodio, debe presentar mayor tamaño atómico.

c) ¿A cuál de estos elementos será más fácil arrancarle su electrón más externo? Justifique susrespuestas.

65.- Escribe las configuraciones electrónicas de los elementos cuyos números atómicos son Z = 11 y Z= 35. Indica razonadamente:

a) si son metálicosb) si tienen tendencia a ceder o captar electronesc) cuáles pueden ser los valores de la energía de ionización y afinidad electrónica (altos o bajos)d) el tipo de enlace que cabe esperar.

66.- Dadas las configuraciones electrónicas correspondientes a átomos de neutros, que a continuaciónse escriben:A: 1s22s22p3 B: 1s22s22p5; C: 1s22s22p63s23p64s1; D: 1s22s22p63s2. Indiquerazonadamente:

a) el grupo y el período al que pertenece cada elementob) qué elemento posee mayor energía de ionización y cuál menorc) qué elemento posee mayor radio atómico y cuál menor.

67.- El primer y segundo potenciales de ionización para el átomo de litio son respectivamente 520 y7300 kJ/mol. Razone: (a) La gran diferencia que existe entre ambos valores de energía (b) ¿Quéelemento del sistema periódico presenta la misma configuración electrónica que el ión monoatómicodel Li (c) ¿Cómo varía el potencial de ionización para los elementos de un mismo grupo?.

68.- Según la posición en el sistema periódico, indique razonadamente cuál de los elementos que secitan en cada caso, es el elemento que presenta:

a) Mayor potencial de ionización: Na ó Mg.b) Una electronegatividad más alta: Si ó Cl.c) Un mayor carácter metálico: K ó Ca.




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CONCEPTOS BÁSICOS: ESTRUCTURAS MOLECULARES

Cuando los átomos enlazan entre sí se forman sistemas con estructuras electrónicas másestables. Una estructura muy estable, y por tanto se forma en muchas ocasiones, es la de unátomo central con ocho electrones en el último nivel o nivel de valencia (como los gases nobles,a excepción del He), rodeado de otros átomos enlazados compartiendo un par de electrones enenlace simple o de electrones sin compartir en orbitales llenos.

Al acercarse los átomos, los orbitales atómicos del último nivel interaccionan entre sí y sereorganizan de otra manera formando ORBITALES HÍBRIDOS con otra geometría mássimétrica como resultado de la repulsión de los orbitales del nivel de valencia. Estos orbitalestienden a estar en el espacio lo más separado posible entre sí (Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia.

El número de orbitales híbridos que se forman depende de dos factores:o Del número de orbitales atómicos que el átomo central aporta en su nivel de valencia. Si

el nivel de valencia es n = 2 puede formar hasta 4 orbitales híbridos sp3

comocombinación de los orbitales 2s y 2p. Si el nivel de valencia es n = 3 se pueden formarhasta 9 orbitales híbridos sp3d5.

o El número de electrones del nivel de valencia del átomo central: si tiene tres electronessólo puede formar tres orbitales sp2. Si tiene cinco electrones en n = 2 puede formar 4orbitales sp3 con un orbital híbrido completo (2 e) y tres más con un electrón cada unocompartiendo con otros átomos. Si esos 5 electrones están en n = 3 se pueden formarlos tres orbitales híbridos sp3, pero también cabe la posibilidad de que se formen 5orbitales híbridos sp3d con un electrón compartido en cada uno de ellos. La composiciónde la molécula nos dirá cuál es la hibridación presente (en PCl3 hay 4 sp3 con un par no

compartido y en PCl5 hay 5 sp3d todos orbitales de enlace). Cuando no hay electrones suficientes para formar el octeto con simples enlaces, se forman

enlaces dobles. La formación de un enlace doble requiere la participación de un orbital p delátomo central por lo que se dispone de un orbital menos para la hibridación. El enlace doble seforma por la doble interacción de un orbital híbrido (enlace sigma) y del orbital p (enlace pi)con los correspondientes orbitales del otro átomo enlazado.

ESTRUCTURAS LEWIS: es una representación de la molécula indicando los enlaces existentes y los pares de electrones sin compartir. Para asignar una estructura Lewis hay que seguir lassiguientes reglas:

o Contar el número de electrones de valencia aportados por todos los átomos de lamolécula y asignar una primera estructura con enlaces simples y electrones nocompartidos hasta completar los ocho electrones alrededor de cada átomo (en el casodel hidrógeno sólo dos electrones).

o En caso de no disponer de electrones suficientes asignar dobles enlaces (un doble enlacepor cada par de electrones de déficit).

o Los elementos del grupo 2 y 3 que formen moléculas (Be y B) sólo se rodean de 2 y 3pares de electrones: no disponen de más electrones de valencia. Tampoco se forma elocteto cuando el número de electrones de valencia es impar (NO).

IMPORTANTE: Los metales y compuestos iónicos no forman moléculas y por tanto no

tienen estructuras Lewis




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69.- Comenta sobre cierto o falso las siguientes proposiciones:a) cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad de dos átomos más fuerte es el enlace

entre ellos.b) es posible afirmar que los enlaces entre átomos son sólo iónicos puros o covalentes puros.c) los enlaces covalentes son más propios entre átomos de electronegatividades muy próximas

que entre átomos de electronegatividades muy diferentes.

70.- Explique el concepto de electronegatividad y diga, para la serie de compuestos: bromuro demagnesio, bromuro de aluminio, bromuro de silicio y bromuro de fósforo, cómo varía el carácter iónicode los enlaces entre el bromo y el otro elemento. Razone la respuesta.

SOL: MgBr2 >AlBr3>SiBr4>PBr3

71.- Alguna o algunas de las siguientes moléculas, NH3, NO, CH4, BF3, no cumplen la regla del octeto,pudiéndose considerar excepciones a la mencionada regla. Indique razonadamente:

a) Cuales son las premisas básicas que establece la mencionada regla.

b) Cuales son las estructuras puntuales de Lewis para estas moléculas.c) Señale qué moléculas cumplen la regla del octeto y cuales no.

CONCEPTOS BÁSICOS: GEOMETRÍA MOLECULAR

Los orbitales del nivel de valencia que rodean al átomo central tienen a estar lo más separadoposible. Las disposiciones espaciales de estos orbitales será:

o Orbitales sp: dos orbitales con ángulos entre sí de 180ºo Orbitales sp2: tres orbitales planos con ángulos de 120ªo Orbitales sp3: cuatro orbitales dirigidos hacia los vértices de un tetraedro (ángulos de

109º)o Orbitales sp3d: cinco orbitales, tres de ellos en un plano con ángulos de 120º y los dos

restantes perpendicular a este plano, uno hacia arriba y otro hacia abajo. La geometría de la molécula depende del número de orbitales que rodea al átomo central y de

los átomos que se enlazan a estos orbitales:o CH4 : 4 orbitales sp3 con un átomo de H en cada uno de ellos. La geometría de la molécula

es tetraédrica.o NH3 : 4 orbitales sp3, tres de ellos enlazados a átomos de H y un orbital con dos

electrones sin compartir. La molécula es piramidal con el N en el vértice superior. Losdos electrones sin compartir hacen que los tres orbitales de enlace se cierren un pocopor repulsión (107º)

o H2O : 4 orbitales sp3, dos de ellos enlazados a átomos de H y los otros dos con doselectrones sin compartir. La molécula es plana angular. Los dos orbitales con electronessin compartir cierran el ángulo de los orbitales de enlace (105º)

o BCl3 : 3 orbitales sp2 todos de enlace. Molécula plana trigonal (120º)o BeF2 : 2 orbitales sp todos de enlace. Molécula lineal (180º)o CH2=CH2 : hibridación sp2 (queda un orbital p sin hibridar para el doble enlace).

Molécula plana trigonal.

CC C

Un orbital p no hibrida y forma el solapamiento

pi del doble enlace

Dos orbitales p no hibridan y forman dos solapamientos

pi del triple enlace

sp spsp

32 + +

:

NH H O34

+ +




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72.- Para las moléculas BCl3 y NH3 , indique:a) El número de pares de electrones sin compartir de cada átomo central.b) La hibridación del átomo central.c) La geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa

de Valencia.

73.- Dadas las especies químicas H2S, PH3 y CCl4 , indique:a) La estructura de Lewis de cada molécula.b) La geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones dela Capa

de Valencia.c) La hibridación que presenta el átomo central de cada una de ellas.

CONCEPTOS BÁSICOS: POLARIDAD EN LAS MOLÉCULAS

Una molécula tiene enlaces polares cuando tiene átomos enlazados con diferenteelectronegatividad. Recuerda F > O > Cl , N > Br > I , S > C , H > P, As > metales

La polaridad es una MAGNITUD VECTORIAL de forma que la polaridad de la molécula será lasuma de todas la polaridades de enlaces siendo posible que éstas se anulen entre si y unamolécula con enlaces polares sea APOLAR.

74.- Cuatro elementos se designan arbitrariamente como A, B, C y D. Sus electronegatividades semuestran en la tabla siguiente:

Elemento A B C DElectronegatividad 3’0 2’8 2’5 2’1

Si se forman las moléculas AB, AC, AD y BD: a) Clasifíquelas en orden creciente por su caráctercovalente. Justifique la respuesta. b) ¿Cuál será la molécula más polar? Justifique la respuesta.

75.- Dadas las siguientes moléculas: CCl4, BF3 y PCl3 a) Represente sus estructuras de Lewis.b) Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de laCapa de Valencia. c) Indique la polaridad de cada una de las moléculas.

76- a) Represente la estructura de Lewis de la molécula NF3.

b) Prediga la geometría de esta molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de laCapa de Valencia.c) Justifique si la molécula de NF3 es polar o apolar.

77.- Dadas las sustancias PCl3 y CH4:a) Represente sus estructuras de Lewis.b) Prediga la geometría de las moléculas anteriores según la teoría de Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia.c) Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada caso.

78.- Dadas las sustancias: NH3 y H2O.a) Represente sus estructuras de Lewis.




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b) Prediga la geometría de las moléculas anteriores mediante la teoría de Repulsión de Pares deElectrones de la Capa de Valencia.c) Indique la hibridación del átomo central en cada caso.

79.-Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2. a) Represente sus estructuras de Lewis. b)Prediga la geometría de cada una de ellas según la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de laCapa de Valencia. c) Indique la hibridación del átomo central.

CONCEPTOS BÁSICOS: PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS-1

Es fundamental conocer si la estructura interna de la sustancia es:o Molecularo Cristalina covalente (diamante C, grafito C, sílice SiO2 )o Cristalina iónica (elementos con diferencia notable de electronegatividad: metales y no

metaleso Cristalina metálica

Las propiedades físicas de las sustancias moleculares dependen de las fuerzas existentesentre las moléculas:

o Los puntos de fusión y ebullición aumentan con el valor de las fuerzas intermoleculareso La solubilidad de unas sustancias en otras dependerá de la naturaleza de las fuerzas en

unas y otras: lo semejante disuelve a lo semejante, formándose disoluciones moleculares Existen tres tipos de fuerzas intermoleculares:

o Fuerzas de Van der Waals o de dispersión: son interacciones eléctricas debido a laspolaridades transitorias que se producen cuando una molécula pasa cerca de otra (las

nubes electrónicas exteriores se repelen y producen desplazamientos temporales decargas). Estas fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula. Son muy pequeñas enmoléculas como F2 y altas en I2. La masa molecular nos sirve para relacionar el tamañode las moléculas.

o Dipolos permanentes: son fuerzas eléctricas entre moléculas polares: NH3, H2O, CH3F,etc.

o Puentes de hidrógeno: son fuerzas intermoleculares intensas producidas en lasmoléculas que tienen átomos pequeños y muy electronegativos (F, O y N) unidos a unátomo de hidrógeno. Son dirigidas y tienen características de enlace.

80.- a) ¿Cuál es la geometría de la molécula BCl3? b) ¿Es una molécula polar? c) ¿Es soluble en agua?Justifique las respuestas.

81.- a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es? b) ¿Por qué la molécula BF 3 esapolar, aunque sus enlaces estén polarizados?

82.- Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. a) Indique el tipo de enlace predominante encada uno de ellos. b) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición.Justifique las respuestas




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83.- Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) El punto de ebullición delbutano es menor que el de 1-butanol b) La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con elátomo de carbono ocupando la posición central. c) El etano es más soluble en agua que el etanol.

84.- Las moléculas que a continuación se indican: SiH4; H3C-O-H; H3C-O-CH3; H-O-O-H presentanátomos de hidrógeno unidos a diferentes elementos químicos.

a) ¿En cuál o cuáles de dichas moléculas puede predecir la existencia de puentes de hidrógeno? ¿Aqué atribuye la presencia de dichos enlaces en unas moléculas y en otras no?

b) ¿Qué influencia tiene la presencia de dichos enlaces en el valor de la temperatura normal deebullición de dichas especies?

85.- El agua, a presión y temperatura normales, es un líquido mientras que el sulfuro de hidrógeno, enlas mismas condiciones, es un gas.

a) ¿Qué tipo de interacciones intermoleculares son predominantes entre las moléculas de agualíquida?

b) ¿Qué tipo de interacciones intermoleculares son predominantes entre el sulfuro de hidrógenogas?

86.- Escoja de cada uno de los siguientes pares de sustancias, la que tenga mayor punto de ebullición.Explique en cada caso la razón de la elección, basándose en los tipos de fuerzas intermoleculares:

HF o HCl Br2 o ICl CH4 o C2H6 C2H6 o CH3OHSOL : HF (e.H); ICl (polar.); C2H6 (disp.); CH3OH (e.H)

87.- Indique razonadamente para cuál o cuáles de las siguientes moléculas: CH4 , BCl3 , PF5 y SF6, losángulos de enlace son: a) 109'5° b) 120° c) 90°.

88.- La molécula de eteno (C2H4) es plana con ángulos de enlace de 120°. Por su parte la molécula deacetileno o etino (C2H2) es lineal. Indique:

a) Tipo de hibridación que presenta el átomo de carbono en cada caso.b) Número de enlaces y existentes entre los átomos de carbono en cada caso.c) ¿En cuál de las dos moléculas la distancia entre átomos de carbono debe ser menor?

89.- Prediga la forma geométrica y posible polaridad de las moléculas de cloroformo (CHCl 3) yformaldehído (H2CO) e indique el tipo de hibridación del carbono en ambas moléculas.

SOL tetraédrica (~109°), polar, sp3; triangular (~120°), polar, sp2

90.- Escribe estructuras de Lewis (electrón-punto) para las moléculas de CO2 y F2O. Explica su formageométrica y su posible polaridad

91.- Para las siguientes moléculas en estado gaseoso: H2O, BeCl2; BCl3. Indicar razonadamente:a) Número de pares electrónicos en el entorno del átomo central.b) Número de pares enlazantes y no enlazantes (libres)c) Geometría de la molécula




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CONCEPTOS BÁSICOS: PROPIEDADES FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS-2

Las sustancias cristalinas son sólidos en CN y sus propiedades dependen del tipo de estructuracristalina:

o Las sustancias cristalinas iónicas están formadas por redes de cationes rodeadas deaniones (número de coordinación). La propiedad más característica de una red iónica esla ENERGÍA RETICULAR ER (energía implicada en la formación de un mol de sustanciaiónica cristalina a partir de los iones en estado gaseosos). Como energía eléctricadepende de varios factores, uno de ellos la carga de los iones que forman la red. Elpunto de fusión, la dureza y otras propiedades de las sustancias iónicas dependen delvalor de la energía reticular.

o El agua, como molécula polar, puede romper la red iónica siendo los compuestos iónicosmás o menos solubles en agua también en función de la ER, formando disolucionesiónicas.

o Los sólidos metálicos están formados por redes constituidas por los cationes metálicos y

bandas de electrones con fácil movilidad. Al golpear un metal la red se desplaza y sedeforma pero no se produce ningún cambio. Son maleables y dúctiles. En cambio lasredes iónicas son frágiles, un golpe provoca el desplazamiento de cationes hacia zonasde cationes y la repulsión provoca la ruptura de la red.

o La conductibilidad eléctrica se da cuando hay presente cargas eléctricas en movimiento.Los metales son buenos conductores en todas condiciones. Las sustancias iónicas soloson conductoras cuando se encuentran fundidas o en disolución iónica

92.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Los metales son buenos conductores de la electricidad.b) Todos los compuestos de carbono presentan hibridación sp3.c) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado sólido.

93.- Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las siguientes afirmaciones:a) El cloruro de sodio es soluble en agua.b) b) El hierro es conductor de la electricidad.c) c) El metano tiene bajo punto de fusión.

94.- En función del tipo de enlace explique por qué: a) El NH 3 tiene un punto de ebullición más alto queel CH4. b) El KCl tiene un punto de fusión mayor que el Cl2. c) El CH4 es insoluble en agua y el KCl essoluble.

95.- Considere las etapas en la formación de un compuesto iónico:a) M(g) M+

(g) b) X(g) X-(g) c)M+

(g) + X-(g) MX(s)

Indique y defina las energías que se ponen en juego en cada uno de los anteriores procesos. asignandoel carácter endotérmico o exotérmico a los mismos.

96.- Comente de forma razonada las siguientes afirmaciones indicando si le parecen correctas o

corrigiéndolas en su caso.a) La energía de red en un compuesto iónico incrementa al aumentar la distancia interiónica.b) La energía de red de un compuesto iónico no depende de la carga de los iones.




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c) Índice de coordinación de un ion en la red es el número de iones de distinto signo que rodean alcitado ion y su valor es siempre igual para el anión y para el catión.

97.- Dadas las siguientes especies: HF, Cl2, CH4, I2, KBr, identifica:a) gas covalente formado por moléculas tetraédricasb) sustancia con enlaces de hidrógenoc) sólido soluble en agua que, fundido, conduce la corriente eléctrica. Justifícalo

98.- Describe los tipos de fuerzas atractivas que se deben vencer para que tengan lugar los siguientescambios:

a) ebullición de la gasolinab) disolución de azúcar en aguac) fusión del diamanted) fusión del hieloe) vaporización del fluoruro de sodio

99.- Indicar muy brevemente por qué el cloruro sódico se disuelve en agua y no en tetracloruro decarbono.

100.- Comente las siguientes afirmaciones referidas al compuesto cloruro de cesio, indicandorazonadamente si le parecen correctas o corrigiéndolas en su caso:

a) Presenta puntos de fusión y ebullición relativamente bajos. b) Su red está constituida por iones y en estado sólido es un buen conductor de la corriente

eléctrica. c) Las moléculas de CsCl están unidas entre sí por fuerzas de Van der Waals

101.- De los compuestos iónicos KBr y NaBr, ¿cuál seré el más duro y cuál el de mayor temperatura defusión? ¿Por qué?.

102.- De las siguientes moléculas: F2, CS2, C2H4, C2H2, H2O, NH3 a) ¿Cuáles presentan enlaces sencillos?.b) ¿En cuáles existe algún doble enlace?. c) ¿En cuáles existe algún triple enlace?. Explíquelo razonadamente.

103.- Conteste razonadamente: a) ¿Por qué el agua es un líquido en condiciones normales y el sulfuro de hidrógeno es un gas?b) ¿Cuál de los siguientes compuestos tendrá mayor punto de fusión? fluoruro sódico, bromuro

potásico.c) ¿Cuál de los siguientes compuestos será más soluble en agua? yoduro de cesio, óxido de calcio.

104.- a) De los compuestos iónicos KBr y NaBr ¿Cuál será el más duro? ¿Cuál será el de mayortemperatura de fusión? Conteste razonadamente.b) Deduzca, aplicando la teoría de la hibridación de orbitales, la geometría del etino (CHCH).

105.- Explique razonadamente la geometría molecular de eteno, agua y dicloruro de berilio, a partir deun esquema de orbitales híbridos.




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106.- Explique razonadamente, desde el punto de vista de la estructura, por qué:a) El NaCl tiene punto de fusión mayor que el ICl.b) El SiO2 tiene mayor punto de fusión que el CO2 .c) El H20 tiene mayor punto de ebullición que el H2S-

107.- Un recipiente contiene 24 cm3 de metanol. Indique:a) Número de moléculas que contieneb) Número de átomos de oxígeno y de carbono que contienec) Geometría de la molécula y tipos de enlace presentes en el metanol líquidod) El punto de ebullición de) etanol ¿será mayor o menor que el del metanol?

Razone todas las respuestas. Datos: Densidad del m~ol=0,8g/cm 3 y NA=6,023x1023.Sol: 3´61 ·1023 ; b) 3´61 ·1023de y 3´61 ·1023 átomos de O; c) covalente y de H ; d) etanol

108.- Para los elementos químicos A y B de números atómicos 20 y 35, respectivamente. Indique

razonadamente, para cada uno de ellos: (a) Configuración electrónica; (b) Carácter metálico o nometálico; (c) Iones más estables; (d) Fórmula del compuesto formado por A y B; (e) Propiedades dedicho compuesto.

3ª PARTE: TERMOQUÍMICA

CONCEPTOS BÁSICOS: SISTEMAS TERMODINÁMICOS.VARIABLES DE ESTADO Y TRANSFERENCIAS DE ENERGÍA

- Un sistema termodinámico es un sistema formado por un gran número de partículas. Lasvariaciones de energía en este sistema (energía cinética y potencial de cada una de laspartículas) no se pueden calcular como en los sistemas con una o dos partículas (dinámica)debido a las constantes interacciones entre todas las partículas que intercambian entre síenergía cinética y potencial en sus numerosos choques.

- El estado de nuestro sistema termodinámico queda definido por un conjunto de variablesestadísticas llamadas FUNCIONES DE ESTADO relacionadas entre sí por unas ECUACIONESDE ESTADO. En un sistema termodinámico gaseoso son funciones de estado la temperatura, elvolumen, la presión (entre otras) y la ecuación general de los gases es una ecuación de estado.

- La energía total de un sistema termodinámico en un determinado estado se denomina ENERGÍAINTERNA U (es otra función de estado). Esta energía puede variar como consecuencia de latransferencia de energía entre el sistema y los alrededores.

- Esta transferencia de energía puede conseguirse de dos maneras:o mediante conexión mecánica con el sistema (en este caso la transferencia de energía se

llama TRABAJO -T- ): agitación con paletas, compresión o expansión con ayuda de untabique móvil, etc. Este trabajo se puede calcular con expresiones matemáticas. Porejemplo cuando un gas se expande o se comprime variando su volumen por medio de unpistón, el trabajo se calcula por la expresión

donde Pext es la presión exterior del sistema (que debe ser constante para que esaexpresión sea válida) y V es la variación experimentada por el volumen ( V2 - V1 ).

T = Pext. V




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o mediante una diferencia de temperaturas entre el sistema y el exterior (en este caso latransferencia se llama CALOR -Q- ). Este calor se puede calcular midiendo la variaciónde temperatura sufrida (Q = m.c.T) o la cantidad de materia que cambia de estadodebido a la transferencia calorífica (Q = m.)

PRIMER PRINCIPIO DE TERMODINÁMICA

Si un sistema recibe una cantidad de energía en forma de calor Q yrealiza un trabajo T, incrementando su energía interna en unacantidad U, el principio de conservación de la energía se puedeformular como: U = Q - T

Expresión que implica aceptar el siguiente criterio de signos: Q transferido al sistema y T realizado por el sistema positivos, en caso contrario negativos. Si el trabajo se realiza por medio de

una expansión (+) o compresión (-) el primer principio queda formulado como

U = Q - T = Q - Pext.V

REACCIONES QUÍMICAS Y ENERGÍA: TERMOQUÍMICA

En Química, un sistema (sustancias en un determinado recipiente) evoluciona desde un estadoinicial (REACTIVOS) hasta un estado final (PRODUCTOS). En el camino seguido en la evolución

(REACCIÓN QUÍMICA) se rompen unos determinados enlaces con un contenido energéticodeterminado y se forman otros nuevos. La diferencia energética entre los enlaces de los reactivos yde los productos se manifiesta en forma de calor/trabajo desprendido (REACCIÓN EXOTÉRMICA) oabsorbido (REACCIÓN ENDOTÉRMICA).

Conociendo las siguientes energías de enlaces,determina la diferencia energética entre

productos y reactivos para el proceso de combustión del metano.

DATOS ENERGÍAS DE ENLACE (kcal/mol):C-H C-C C=C C=O C-0 O=O O-H98 80 145 173 79 117 109

Si la reacción tiene lugar a volumen constante (T = 0) toda la energía se transfiere en forma de calora volumen constante (Qv = m . cv . T). La medida de este calor sirve para determinar las variacionesde U en el proceso. U = Qv

Sin embargo, la mayoría de las reacciones químicas tienen lugar a PRESIÓN CONSTANTE y no avolumen constante. La medida del calor a presión constante Qp no permite determinar de forma

Q T

U

Sist ema

C

H

O =HH

H

H

H

_

_

_ C

O

O

O=

O O=

=O

REACTIVOS PRODUCTOS




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directa U. Por esta razón se define una nueva magnitud energética (otra función de estado) llamadaENTALPÍA H y definida de la forma H = U + P . V de forma que

H = (U + P . V) = U + (P . V) = U + PV + VP = Q + VP = Qp

Así la medida del calor transferido a presión constante nos permite determinar la H delproceso. La relación entre H y U es fácil de deducir considerando un proceso a volumen constante:

H = Q + VP = Qv + VP = Qv + n . R . T donde n es la variación del número de moles degases en el proceso.

EJERCICIOS TERMOQUÍMICA PRIMEROS CONCEPTOS

1.- a) Enuncia el primer principio de la termodinámica.b) Razona si cuando un sistema gaseoso se expansiona disminuye su energía interna.

c) Pon un ejemplo de reacción química donde los calores de reacción a volumen constante y a presiónconstante sean iguales.

2.- La reacción química A + B C se realiza en un recipiente cerrado (volumen constante). El calorpuesto en juego en dicha reacción equivale a:

a) La variación de energía interna del sistema reaccionante.b) La variación de entalpía de dicho sistema.c) A cualquiera de las dos, ya que ambas presentan el mismo valor.

Comenta las tres afirmaciones anteriores, indicando sus validez o su invalidez, justificando lasrespuestas.

3. - Para la reacción de combustión del butano:2 C4H10(g) + 13 O2 CO2(g) + 10 H2O(g) H<0

indica razonadamente si, a la misma temperatura, el calor desprendido a presión constante es igual,mayor o menor que el calor desprendido a volumen constante.

4.- Determina los valores de las entalpías de las siguientes reacciones:a) H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) b) CH2=CH2(g) + H2(g) CH3CH3(g) Datos: Energías de enlace (kJ. mol-1) : (H-H) = 436’0; (Cl-Cl) = 242’7; (C-H) = 414’1; (C=C) = 620’1;

(H-Cl) = 431’9; (C-C) = 347’1.

5.- Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciona con el oxígeno setransforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348’9 kJ/mol, a la presión de una atmósfera.El torrente sanguíneo absorbe, por término medio, 26 moles de O2 en 24 horas. Con esta cantidad deoxigeno: a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día? b) ¿Cuántos kJ se producirán en lacombustión?Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

6.- ¿Para cuál de los siguientes procesos químicos que a continuación se indican, la variación de entalpíapara dicho proceso representa el calor o entalpía normal de formación del correspondientecompuesto?.




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Cl(g) + H(g) HCl(g) Na(s) + ½ Cl2(g) NaCl(s) H2(g) + ½ O2(g) H2O(g) Justifica las respuestas.

MUY IMPORTANTE:La variación de entalpía de una reacción química se determina como la diferencia entre laentalpía correspondiente a los productos y la de los reactivos. Como nos referimos a diferenciasde entalpías es conveniente fijar un NIVEL CERO DE ENTALPÍA: este cero se asigna a lassustancias elementales en condiciones estándar (1 atm de presión y 25 ªC)

De esta forma es fácil asignar entalpías a los compuestos (siempre en condiciones estándar). Es elcalor medido a presión constante en los procesos de formación, esto es, la obtención del compuesto apartir de los elementos que lo forman.

7.- Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a la formación del agua, amoniaco y metano encondiciones estándar.

8.- Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción:H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) H = -184’4 kJ

Calcula:a) La energía desprendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.b) La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H-H y Cl-Cl son, respectivamente, 435 kJ/mol

y 243 kJ/mol. DATOS: Masas atómicas: Cl = 35’5; H = 1.

9.- A 25ºC y 1 atm, la variación de entalpía es 3351 kJ para la reacción:2 Al2O3(s) 4 Al(s) + 3 O2(g)

Calcula:a) La entalpía de formación estándar del Al2O3.b) La variación de entalpía cuando se forman 10 g de Al2O3 , en las mismas condiciones de presión ytemperatura. DATOS: Masas atómicas: Al = 27; O = 16.

10.- a) Calcula la variación de la entalpía estándar de la reacción:CaC2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(s) + C2H2(g)

b) Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25°C y 1 atm.Datos: Entalpías estándar de formación en kJ.mol-1: CaC2 = – 59’0; CO2 = – 393’5; H2O = – 285’8;Ca(OH)2 = – 986’0; C2H2 = 227’0.

11.- La combustión del pentaborano líquido se produce según la reacción:2 B5H9(l) + 12 O2 (g) 5 B2O3(s) + 9 H2O(l)

Calcula:a) La entalpía estándar de la reacción.b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de pentaborano.Datos: Masas atómicas: H = 1; B = 11.Hfº[B5H9(l)] = 73’2 kJ.mol-1; Hfº[B2O3(s)] = –1263’6 kJ.mol-1; Hfº[H2O(l)] = –285’8 kJ.mol-1.

12.- El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según:2 ZnS(s) + 3 O2(g) 2 ZnO(s) + 2 SO2(g)Si las entalpías de formación de las diferentes especies expresadas en kJ/mol son:




34

(ZnS) = ―184’1; (SO2) = ―70’9; (ZnO) = ―349’3. a) ¿ Cuál será el calor, a presión constante de una atmósfera, que se desprenderá cuando reaccionen17 gramos de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno? b) ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25 ºC y unaatmósfera , se obtendrán?Datos: R= 0’082 atm·L·K ‾

1·mol ‾ 1. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4.

13.- Dada la reacción:CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

a) Determine la cantidad de calor, a presión constante, que es necesario suministrar para descomponer3 kg de carbonato de calcio. b) Qué cantidad de carbonato de calcio se deberá utilizar para producir7 kg de óxido de calcio si el rendimiento es del 90%.Datos: Entalpías de formación expresadas en kJ/mol: ( CaCO3) = –1209’6; (CO2) = –393’3;(CaO) = – 635’1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40.

14.- Las entalpías normales de formación del butano(g), agua(1) y dióxido de carbono(g) son,

respectivamente: -125, -286 y -394 kJ/mol. (a) Formula la reacción de combustión completa delbutano. (b) Calcula el número total de Kcal que una bombona de butano de 4 kg es capaz desuministrar. (e) Calcula el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que se consumirá en lacombustión de todo el butano contenido en la bombona. Datos: 1 Kcal = 4, 18 kJLEY DE HESS

La diferencia de energía (en términos de energía internao de entalpía) sólo depende del estado inicial dereactivos (R) y del estado final de productos (P). NUNCADEL CAMINO SEGUIDO PARA IR DE R A P. Podemos

ir desde R a P siguiendo varios caminos (procesosdiferentes): la variación neta de energía en todosesos casos será la misma (Ley de Hess).

Esto puede utilizarse para calcular H (o U) que seandifíciles de medir experimentalmente.

HRP = HRA + HAB + HBP

Si una de ellas (por ejemplo HAB) es difícil de medir se puede utilizar la expresión anterior paracalcularla basándonos en las demás variaciones conocidas.

Una aplicación directa de la ley de Hess es elcálculo de la Energía reticular en la formación deuna red iónica a partir de los iones en estadogaseosos (Ciclo de Born – Haber) basándonos enlos datos de los procesos representados en elcuadro.

(s)

2

K(s)

K(g)

K

_

+(g)

1/2 Br Br (g) (g)

Br (g)

Calor latent ede sublimación

Energía deIonización

1/2 Energíadeenlace

Afinidadelect rónica

1e KBr

EnergíaRet icular

PROCESOGLOBAL: ENTALPÍA DEFORMACIONDELKBr

A

B

H

RP

RA

AB BPH H

H




35

15.- A efectos prácticos se puede considerar la gasolina como octano (C8H18). Las entalpías deformación estándar de H2O(g) , CO2(g) y C8H18(l) son, respectivamente: -241’8 kJ/mol, -393’5 kJ/mol y-50’0 kJ/mol. Calcula: a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, expresada en kJ/mol, sabiendo que seforman CO

2y H

2O gaseosos.

b) La energía, en kilojulios, que necesita un automóvil por cada kilómetro, si su consumo es de 5 L deoctano líquido por cada 100 km.Datos: Densidad del octano líquido = 0’8 kg/L. Masas atómicas: C = 12; H =1.

16.- Calcula:a) La variación de entalpía estándar para la descomposición de 1 mol de carbonato de calcio, CaCO3(s) en dióxido de carbono, CO2(g) , y óxido de calcio, CaO(s) .b) La energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio.Datos: Hºf (kJ/mol): CO2(g) = -393’5; CaCO3(s) = -1206’2; CaO(s) = -635’6.

Masas atómicas: Ca = 40; O = 16.

17.- El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:6 CO2(g) + 6 H2O(l) C6H12O6(s) + 6 O2(g) Hº = 3402’8 kJ

Calcula:a) La entalpía de formación estándar de la glucosa, C6H12O6.b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.Datos: Hfº [H2O(l) ]= -285’8 kJ/mol ; Hfº [CO2(g) ] = -393’5 kJ/mol. Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.

18.-a) Representa el ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio.b) Calcula el valor de la energía reticular del fluoruro de litio sabiendo:

Entalpía de formación del [LiF(s)] = –594’1 kJ/mol Energía de sublimación del litio = 155’2 kJ/mol Energía de disociación del F2 = 150’6 kJ/mol Energía de ionización del litio = 520’0 kJ/mol Afinidad electrónica del flúor = –333’0 kJ/mol.

19.- Dadas las entalpías estándar de formación del CO2, – 393’5 kJ. mol-1 y del SO2, – 296’1 kJ.mol-1 yla de combustión: CS2(l) + 3 O2(g) CO2(g) + 2 SO2(g) H° = – 1072 kJ Calcula:a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono.b) La energía necesaria para la síntesis de 2’5 kg de disulfuro de carbono. Masas atómicas: C = 12; S = 32.

20.- a) Calcula la variación de entalpía que se produce cuando se obtiene benceno a partir del acetileno(etino) según la reacción: 3C2H2(g) C6H6(l) sabiendo que las entalpías de formación del acetilenogaseoso y del benceno líquido son ―226’7 kJ/mol y ― 49’0 kJ/mol, respectivamente. b) Calcula el calorproducido, a presión constante, cuando se queman 100 g de acetileno gaseoso sabiendo que:ΔHfº(CO2(g)) = ―393’5 kJ/mol y ΔHfº (H2O(l)) = ―285’5 kJ/mol.

21.- La reacción entre la hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) se utiliza para lapropulsión de cohetes:




36

N2H4(l) + 2 H2O2(l) N2(g) + 4 H2O(l) ΔH =―710 kJ Las entalpías de formación de H2O2(l) y del H2O(l) son –187’8 kJ/mol y –285’5kJ/mol,respectivamente. a) Calcula la entalpía de formación de la hidracina. b) ¿Qué volumen denitrógeno, medido a –10 ºC y 50 mm de mercurio, se producirá cuando reaccionen 64 g de hidracina?Datos: R = 0’082 atm·L·K ‾

1·mol ‾ 1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16.

22.- Las entalpías de formación del agua líquida y del dióxido de carbono gas son respectivamente,–285’5 kJ/mol y –393’5 kJ/mol a 25 ºC y la entalpía de combustión del acetileno es –1295’8 kJ/mol. a)Calcula la entalpía de formación del acetileno si consideramos que el agua formada en la combustiónestá en estado líquido. b) Sabiendo que la entalpía de formación del etano es –84’6 kJ/mol, calcula laentalpía de hidrogenación del acetileno según la reacción:

C2H2(g) + 2H2(g) C2H6(g)

23.- La combustión del acetileno (C2H2) produce CO2 y agua.a) Escribe la ecuación química correspondiente a dicho proceso.

b) Determina el calor molar de combustión del acetileno.c) Determina el calor producido cuando se quema 1 kg de acetileno.Datos: Hf

0(C2H2) = 223'75 kJ/mol; Hf0 (CO2 ) = 393'5 kJ/mol; Hf

0 (H2O ) = 241'8kJ/mol

Sol: 1.253 kJ/mol; 48'2 MJ/kg

24.- La combustión, a la presión atmosférica, de 1 gramo de metano, con formación de CO 2 y H2Olíquida libera 50 kJ.a) ¿Cuál es el valor de H0 para la reacción CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O(l) b) Determina el valor de Hf

0 del metano si Hf0 (CO2 ) = 393'5 kJ/mol y Hf

0 (H2O ) = 241'8

kJ/molSol: 800 kJ/mol; 78 kJ/mol

25.- Para determinar el calor de la reacción: S(s) + O2(g) SO2(g) se introducen 4'0 g de azufre en un vaso calorimétrico con exceso de oxígeno. Si después de lareacción 924 g de agua, que rodean al vaso, incrementan su temperatura desde 21'8°C hasta 31'5°C,determina el calor asociado con la reacción anterior. A partir del dato obtenido y sabiendo que laentalpía normal de formación del SO3(g) vale –395 kJ, determina el calor a presión constante para lareacción SO2(g) + ½ O2(g) SO3(g) NOTA: Desprecia el calor absorbido por el propio vaso calorimétrico. Calor específico del agua: 4'18J/g.°C.

Sol.: -300 kJ/mol; -95 kJ/mol

26.- El calor de formación del AgCl(s), en condiciones normales, es -30,3 Kcal/mol y la entalpía de lareacción Pb(s) + 2 AgCl(s) PbCl2 (s) + 2 Ag(s) vale -25,1 Kcal en las mismas condiciones. Calcula:a) El calor de formación del PbCl2 (s).b) Calor que se genera en el proceso cuando reaccionan 1,84 . 1024 átomos de Pb (s).DATOS : nº de Avogadro 6,022.1023.

27.- Conocidas las siguientes entalpías de formación del gas propano -183,8 KJ/mol, del dióxido de

carbono gaseoso -393,5 KJ/mol y del agua líquida -285,5 KJ/mol, y sabiendo también que la capacidadcalorífica del agua es de 4,18 KJ/Kg ºK. Calcula:a) El calor de combustión del propano a T= 298 K y 1 atm




37

b) Determina la cantidad de propano necesaria para calentar, en las condiciones anteriores, 50 l deagua (densidad 1 g/ml) desde 10 ºC hasta 70 ºC suponiendo que el rendimiento es del 70%.

28.- Calcula la energía de hidrogenación del 1,3 butadieno a butano, conociendo las siguientes entalpíasde enlace: HC=C = 612’90 kJ/mol ; HC-C = 348’15 kJ/mol ; HC-H = 415’32 kJ/mol ; HH-H = 436’4kJ/mol.

29.- Los calores de combustión a 25 ºC del etano, eteno e hidrógeno son –1553’3 kJ/mol ; 1405’4kJ/mol ; -284’5 kJ/mol, quedando en todos los casos agua líquida. Calcula el calor de hidrogenación deleteno a etano.

30.- Los calores de combustión del hidrógeno, del carbono, y del propano son –284’5 kJ.mol-1 ; -391’7kJ.mol-1 ; -2210’8 kJ.mol-1 , respectivamente. El calor de hidrogenación del propeno es de –123’3kJ.mol-1 . Todos ellos se han medido a 25ºC y 1 atm, quedando líquida el agua que se pueda formar.Calcula el calor de formación del propano en las mismas condiciones.

31.- El calor de combustión del ácido propanoico C2H5 – COOH es de 387 Kc/mol. Calcula el calor deformación del ácido. DATOS: Hfº CO2 = - 94,05 Kcal. Hfº H2O = - 57,79 Kcal.

32.- La entalpía de combustión del propano es -526,3 Kcal/mol. Las entalpías de formación estándardel dióxido de carbono y del agua son respectivamente de -94,03 Kcal/mol y -68,30 Kcal/mol. Calcula:

a) Entalpía de formación del propano.b) Los Kg de carbón que serán necesarios quemar, siendo el rendimiento del 80%, para

producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la combustión de 1 Kg de propano.DATOS: entalpía de combustión del carbón: -5 Kcal/g. Masa atómica del C:12 O:16 H:1.

33.- Calcula el calor de formación del óxido de cinc. Datos:H2SO4 + Zn --------- ZnSO4 + H2 con una H=-335,1 Kj/mol

H2 + ½ O2 --------- H2O con una H= -285,85 Kj/molH2SO4 + ZnO ------- ZnSO4 + H2O con una H=-211,4 Kj/mol

NOTA: Todas las sustancias en estados correspondientes a condiciones estándar Sol.: -409,55Kj/mol

34.- El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según:2 ZnS(s) + 3 O2(g) 2 ZnO(s) + 2 SO2(g)

Si las entalpías de formación de las diferentes especies expresadas en kJ/mol son: (ZnS) = ―184’1;(SO2) = ―70’9; (ZnO) = ―349’3.

a) ¿ Cuál será el calor, a presión constante de una atmósfera, que se desprenderá cuandoreaccionen 17 gramos de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno?

b) ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25 ºC y una atmósfera , se obtendrán?Datos: R= 0’082 atm·L·K‾1·mol‾1. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4.

35.- Dada la reacción:CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

a)

Determina la cantidad de calor, a presión constante, que es necesario suministrar paradescomponer 3 kg de carbonato de calcio.




38

b) Qué cantidad de carbonato de calcio se deberá utilizar para producir 7 kg de óxido de calcio siel rendimiento es del 90%.

Datos: Entalpías de formación expresadas en kJ/mol: ( CaCO3) = –1209’6; (CO2) = –393’3;(CaO) = – 635’1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40.

36.- En la combustión de un mol de propano a la temperatura de 125ºC y presión de 760 mm Hg sedesprenden 1621 KJ de energía en forma de calor.

a) Escribe la ecuación termoquímica correspondiente al proceso indicado.b)

37.- La nitroglicerina de fórmula C3H5(NO3)3, es un explosivo que se descompone según la reacción:4 C3H5(NO3)3 (l) 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2 (g) + 6 N2 (g)

para la cual Hº = -5700 kJ, a 25ºC. Calcula:a) La entalpía de formación estándar de la nitroglicerina, sabiendo que las entalpías de

formación estándar del dióxido de carbono y del agua son, respectivamente, -393 y

–242 kJ/mol, a 25ºC.b) El calor desprendido cuando se descomponen 30 gramos de nitroglicerina.

SEGUNDO PRINCIPIO DE LA TERMODINÁMICA

El primer principio nos permite conocer la variación energética de un sistema termodinámico.Los sistemas dinámicos (pocas partículas) evolucionan de forma espontánea hacía los mínimos deenergía. Pero en los sistemas termodinámicos la evolución espontánea depende de la H y deotra nueva magnitud función de estado: la ENTROPÍA (S).

Esta nueva magnitud está relacionada con el grado de DESORDEN del sistema. Un aumento enel nivel de desorden (por ejemplo, al pasar del estado líquido al gaseoso) supone un aumento deentropía. De esta forma, el nivel de entropía cero no puede escogerse (como el nivel cero deentalpía): nivel cero de entropía es nivel cero de desorden (SUSTANCIAS ELEMENTALESCRISTALINAS EN EL CERO ABSOLUTO).

Las S en una reacción pueden determinarse de la misma forma que las HR, esto es conociendoentropías de productos y reactivos o aplicando la ley de Hess.

La espontaneidad de un proceso se determina mediante una nueva función llamada ENERGÍALIBRE DE GIBBS (G) que es combinación de H y S:

G = H - T . S (T temperatura Kelvin)Un proceso es espontáneo cuando disminuye la energía libre (G < 0)

Una H negativa ó una S positiva contribuyen y favorecen la espontaneidad pero NO LAASEGURAN. Es el conjunto H – T . S el que debe ser negativo.

LOS SISTEMAS TERMODINÁMICOS EVOLUCIONAN DE MANERA ESPONTÁNEA HACIA LOSMÍNIMOS DE ENERGÍA LIBRE

38.- Justifica si es posible que una reacción endotérmica pueda ser espontánea.

39.- Razona en qué situaciones podrían ser espontáneos los procesos cuyas variacionescorrespondientes a sus términos entálpicos o entrópicos son las siguientes:




39

a) H > 0 y S > 0 b) H < 0 y S < 0 c) H < O y S > 0 d) H > 0 y S < 0Sol: a) a T altas; b) a T bajas; c) siempre espontánea; d) nunca

40.- Justifica cómo varía la entropía en la reacción:2 ClO4K(s) 2 KClO3(s) + O2(g).

41.- Razona la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones, en relación con un procesoexotérmico:

a) La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.b) El proceso siempre será espontáneo.

42.- En una reacción en la que ΔH < 0 y ΔS < 0, se considera que ambas funciones termodinámicaspermanecen constantes al cambiar la temperatura. Razona, en función de la temperatura, cuándo estareacción será espontánea.

43.- Dada reacción: N2O(g) N2(g) + ½ O2(g) ΔH = 43 kJ y ΔS = 80 J/K a) Justifica el signo positivo de la variación entropía.b) Si se supone que esas funciones termodinámicas no cambian con la temperatura ¿será espontánea

la reacción a 27 ºC?

44.- Indica, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos:a) Disolución de nitrato de potasio, KNO3 , en agua.b) Solidificación del agua.c) Síntesis del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

45.- En la producción de gas de agua (mezcla de CO y H2), un gas térmico industrial, se pasa vapor deagua a través de coque a elevada temperatura, produciéndose la siguiente reacción:

C(s) + H2O(g) CO(g) + H2 (g) a) ¿Cuál es la entalpía estándar de esta reacción? Indica si la reacción es exotérmica o

endotérmica.b) Determina el cambio de entropía y el valor de la energía Gibbs estándar de la reacción a 298 K.

Explica si la reacción es espontánea o no, a esta temperatura.c) Escribe las reacciones que tienen lugar en la combustión del gas de agua y calcula la energía que

se desprende cuando se quema gas de agua, que contiene un mol de CO y otro de H 2, para darCO2 y agua líquida.

d) ¿Cuánto calor se desprende cuando se queman 100 litros de gas de agua (medidos a 1 atm depresión y 298 K)?

DATOS: R = 0,082 atm.L.mol-1K-1.Datos termodinámicos a 298 K:

Sustancia ∆fHo (kJ·mol-1) Sº (J·K-1·mol-1)

C(s) 0 43,5H2O(g) - 241,6 188,7CO2 (g) - 393,7 213,6




40

CO(g) -110,5 197,5H2O(l) -285.8 69,91H2(g) 0 130,6

46.- Considera los siguientes procesos químicos:

a) NaCl(s) Na(g) + Cl(g) b) I2(g) I2(s) c) H2(g) + ½ O2(g) H2O(l)

Indica, de forma cualitativa, el signo que debe corresponderle a S para estos procesos. Justifica lasrespuestas.

47.- Comenta las siguientes afirmaciones, indicando si te parecen correctas o no:a) Una reacción exotérmica es una reacción espontánea.b) Una reacción en la que S es positivo es una reacción espontánea.c) Si en una reacción H y S son positivos, G se hace más negativo al aumentar la

temperatura.48.- La reacción química A 2 B presenta un valor de G0 = -50kJ. De lo indicado se puede inferirque:

a) La reacción es exotérmica.b) La transformación de reactivos en productos es termodinámicamente favorable.c) La reacción transcurre de forma rápida. Indique si las anteriores afirmaciones le parecen

correctas, corrigiéndolas en su caso.

49.- El proceso H2O(s) H2O(l) es endotérmico y transcurre de forma espontánea a 1 atm de presión ytemperaturas superiores a 273 K. Ello se debe a que:

a) Los procesos endotérmicos son siempre espontáneos a temperaturas superiores a 273 K.b) La entropía del agua en estado líquido es mayor que la entropía del agua en estado sólido.c) El término T S para el mencionado proceso se hace mayor que H a partir de temperaturas

superiores a 273 K.Comenta las anteriores afirmaciones, referidas a la espontaneidad del mencionado proceso, indicandocual o cuales le parecen correctos, razonando adecuadamente las respuestas.

50.- Para la reacción química: C(grafito) + 2 H2(g) CH4(g) dispones de los siguientes datos tabuladosa 298 K.

C(grafito) H2(g) CH4(g) H0 (kJ/mol) 0 0 -74,8S (J/mol.K) 5,74 130,7 186,9

A partir de estos datos, determina: H0, S0 y G0 para esta reacción. ¿Qué te sugiere el valorobtenido para esta última magnitud?

Sol.: -74'8 kJ/mol; -80,2 J/mol.K; -50'9 kJ/mol

51.- Explica, razonadamente, si las siguientes reacciones serán siempre espontáneas, si no lo seránnunca, o si su espontaneidad depende de la temperatura, y en este último caso, cómo es esa

dependencia:a) N2(g) + 3 Cl2(g) 2 NCl3(g) H > 0b) Mg(s) + H2SO4(aq) MgSO4(aq) + H2(g) H < 0




41

c) N2(g)+3 H2(g) 2 NH3(g) H < 0d) 2 Ag2O(s) 4 Ag(s) + O2(g) H > 0

52.- El combustible utilizado en los motores de los cohetes Apolo 11 y 12 fue la combinación dedimetilhidracina (CH3)2NNH2 y tetróxido de dinitrógeno. Estas dos sustancias se queman según lasiguiente reacción:

(CH3)2NNH2 (l) + 2 N2O4 (l) 3N2(g) + 4H2O (l) + 2CO2 (g) Calcula para esta reacción::

a) Hº b) Sº c) GºDATOS:Hºf (CH3)2NNH2 (l) = 11,8 Kcal/mol Sº = 51,7 cal/mol× gradoHºf N2O4 (l) = - 4,66 Kcal/mol Sº = 52 cal/mol× gradoHºf H2O (g) = - 57,8 Kcal/mol Sº = 45,1 cal/mol× gradoHºf CO2 (g) = - 94,1 Kcal/mol Sº = 51,1 cal/mol× grado

Sº = 45,8 cal/mol× grado (N2)




42

5ª PARTE: Cinética y equilibrio químico

CINÉTICA QUÍMICA

Un proceso puede ser espontáneo (tiende a producirse de manera natural) pero se puedeproducir de manera rápida o de manera lenta.

1.- Analiza la espontaneidad de la combustión del papel que tienes en las manos.

La velocidad de una reacción química es la rapidez con la que las sustancias iniciales (reactivos)desaparecen para formar los productos. Para la reacción a A + b B c C + d D se encuentraexperimentalmente que la velocidad de la reacción v1 tiene una expresión de la forma:

siendo y unos parámetros obtenidos experimentalmente y denominados orden de reacción respecto

a A y B. La suma + se denomina orden de la reacción.

Si los reactivos se encuentran en estado sólido se ha comprobado que la cantidad del mismo no influyeen la velocidad de reacción, es decir, no se reflejan en la expresión de la velocidad. Igualmente, si hayreactivos líquidos y gases mezclados se comprueba que la velocidad de reacción sólo se ve afectadapor los reactivos en fase gaseosa. En definitiva, son los reactivos cuyas moléculas tienen mayormovilidad los que influyen en la velocidad de reacción.

Para reacciones elementales (que transcurren en un solo paso sin procesos intermedios) seencuentra que y coinciden con los coeficientes estequiométricos, a y b, que representan la

molecularidad de la reacción.

El valor de k depende de la temperatura aumentando su valor con ésta. Igualmente se encuentra queel valor de k depende de otra constante, propia de cada reacción química, llamada ENERGÍA DE

ACTIVACIÓN (Ea). Para que una reacción tenga lugar, esnecesario aumentar SIEMPRE el estado energético de los reactivoshasta formar una especie intermedia llamada COMPLEJOACTIVADO. Una vez alcanzada esta activación el proceso continúacon disminución de energía. La energía de esta segunda fase menosla energía de activación constituye la variación de entalpía delproceso global, que podrá ser negativa, es decir desprendida

(PROCESO EXOTÉRMICO) o positiva (PROCESO ENDOTÉRMICO).

El valor de Ea disminuye, aumentando el valor de k, cuando se utilizan unas sustancias llamadasCATALIZADORES (en este caso positivos). También es posible utilizar catalizadores negativos queinhiben la reacción (disminuye la velocidad a costa de disminuir k, aumentando Ea). Debe tenerse encuenta que los catalizadores no se consumen en la reacción, su función es la de adherirse a losreactivos para disminuir (catálisis positiva) o aumentar (catálisis negativa) el valor energético delcomplejo activado, por lo cual tampoco varían el valor de H de la reacción. Un claro ejemplo de

catálisis positiva se puede observar al añadir pequeñas cantidades de un metal o su catión, como elhierro presente en la hemoglobina de la sangre, al agua oxigenada. La descomposición inmediata delperóxido de hidrógeno delata el aumento de la velocidad de reacción por catálisis.

v1 = k . [A] . [B]

COMPLEJO

ACTIVADO

REACTIVOS

PRODUCTOS

Ea

H




43

2.- a) Dibuje el diagrama entálpico de la reacción: CH2=CH2 + H2 CH3CH3 sabiendo que lareacción directa es exotérmica y muy lenta, a presión atmosférica y temperatura ambiente.b) ¿Cómo se modifica el diagrama entálpico de la reacción anterior por efecto de un catalizadorpositivo?c) Justifique si la reacción inversa sería endotérmica o exotérmica.

3.- En la figura se muestra el diagrama de energía para una hipotética reacción química. Razone sison verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a) La reacción directa es exotérmica.b) La energía de activación de la reacción directa es mayor quela energía de activación de la reacción inversa.c) La energía de la reacción química es igual a la diferenciaentre las energías de activación de la reacción inversa y

directa.

4.- La figura muestra dos caminos posibles para una ciertareacción. Uno de ellos corresponde a la reacción en presencia de un catalizador:

a) ¿Cuál es el valor de la energía de activación dela reacción catalizada?

b) ¿Cuál es el valor de la entalpía de la reacción ?

c) ¿Qué efecto producirá un aumento de latemperatura en la velocidad de la reacción?

Coordenada de reacción

5.- Para una reacción hipotética: A + B C, en unas condiciones determinadas, la energía deactivación de la reacción directa es 31 kJ, mientras que la energía de activación de la reacción inversaes 42 kJ. a) Represente, en un diagrama energético, las energías de activación de la reacción directa einversa. b) La reacción directa, ¿es exotérmica o endotérmica? Razone la respuesta. c) Indique cómoinfluirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador.

6.- Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 A + B C es de primer ordenrespecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B.

a) Escriba la ecuación de velocidad.b) ¿Cuál es el orden total de la reacción?

c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de la reacción?

0

20

40

60

80

100

120

k

J

Reactivos

Productos




44

EQUILIBRIO QUÍMICO

En un proceso químico las moléculas de reactivos chocan entre sí, se activan y dan lugar a productos.Pero si los productos permanecen en el recipiente también chocarán entre sí y como consecuencia deestos choques pueden alcanzar la situación de complejo activado y evolucionar hacia la producción dereactivos. Se establece una situación dinámica de reacción directa y reacción inversa.

a A + b B c C + d D

con dos velocidades v1 = k1 . [A]a . [B]b y v2 = k2 . [C]c . [D]d

Al principio, sólo hay reactivos, y v1 será mayor que v2. Pero a medida que transcurre la reacción, lasconcentraciones de reactivos disminuyen y las de los productos aumentan por lo que llegará unmomento en que las dos velocidades sean iguales. En este momento las concentraciones de reactivos y

productos permanecen constantes (desaparecen y se forman a la misma velocidad). Esta situación deconcentraciones constantes se denomina EQUILIBRIO QUÍMICO. El sistema inicialmente tiene unadeterminada energía libre y evoluciona espontáneamente hacía el mínimo de energía libre. Por tanto enuna situación de equilibrio químico la Energía Libre es mínima (G = 0)

En equilibrio k1 . [A]aE . [B]b

E = k2 . [C]cE . [D]d

E donde el subíndice E señala concentraciones en elpunto de equilibrio (no las iniciales que pueden ser las que queramos). Por tanto, en el equilibrio:

[C]cE . [D]d

E / [A]aE . [B]b

E = k1 / k2 = Kc constante de equilibrio (concentraciones)

El cociente [C]c . [D]d / [A]a . [B]b se denomina COCIENTE DE REACCIÓN Qc y puede tomarinicialmente el valor que deseemos (sólo hay que colocar en el recipiente las concentracionesadecuadas). Pero el sistema evolucionará de forma que alcance el mínimo de energía libre, es decir,que llega a una situación de equilibrio donde el cociente de reacción alcanza el valor de Kc.

MUY IMPORTANTE: Kc es el cociente de dos constantes cinéticas que dependen SÓLO de latemperatura. Por tanto Kc varía sólo con la temperatura (las k aumentan con T pero la Kc puedeaumentar o disminuir en función de cómo aumenten k1 y k2).

Para determinar si un sistema está en equilibrio químico con ciertas concentraciones, sólo hayque calcular el cociente de reacción (Qc) para esas concentraciones dadas. Si el Qc es igual a laconstante de equilibrio (a una determinada temperatura) el sistema permanece en equilibrio ylas concentraciones de las distintas especies no varían. Si Qc no es igual a Kc, el sistemaevoluciona espontáneamente hacia una situación donde se cumpla que Qc = Kc, para ello variaránlas concentraciones de cada especie de manera adecuada.

La situación de equilibrio es una situación de mínima energía libre, es decir, una situación dondeG = 0.

Hay dos maneras de hacer que un sistema deje de estar en equilibrio:o Cambiar Qc (añadiendo o quitando alguna especie)

o Cambiando Kc (variando la temperatura)o En ambos casos, el sistema deja de estar en equilibrio y evoluciona hacia una nueva

situación donde se vuelva a producir que Qc = Kc (Principio de Le Chatelier)




45

Si modificamos Qc o Kc el sistema tiende a reestablecer el equilibrio y evoluciona en el sentidode anular nuestra acción (otra forma de expresar el Principio de Le Chatelier). Por ello unaumento de temperatura provocará un cambio en Kc de forma que el sistema tiende aevolucionar en el sentido de favorecer el proceso endotérmico (consumir la energía que hemosdado para aumentar la T). Por la misma razón, una disminución de temperatura hace variar Kc enel sentido de favorecer el proceso exotérmico.

La presencia de catalizadores sólo afecta a la rapidez con que se alcanza el equilibrio y no a Qcni a Kc (esto es debido a que las constantes cinéticas k dependen exponencialmente de laEnergía de Activación Ea y el catalizador disminuye la Ea en la misma cantidad para la reaccióndirecta y para la inversa).

En reacciones en fase gaseosa se trabaja con presiones en lugar de concentraciones y con unaKp en lugar de Kc. La relación entre ambas es fácil de deducir si recuerdas que, en una mezclagaseosa, PA = CA. R . T

En sistemas heterogéneos sólo se tienen en cuenta las presiones o concentraciones de las fases

con mayor movilidad.

7 .- a) Describe el efecto de un catalizador sobre el equilibrio químico.b) Define cociente de reacción Qc .c) Diferencia entre equilibrio homogéneo y heterogéneo.

8.- Sea el sistema en equilibrio

CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) La presión total del reactor será igual a la presión parcial del CO2.b) Kp es igual a la presión parcial del CO2.c) Kp y Kc son iguales.

9.- En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H2 y N2 que reaccionan según laecuación:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) .Justifique si, una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) Hay doble número de moles de amoniaco de los que había inicialmente de N2.b) La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno.c) La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado.

10.- La siguiente tabla presenta la variación de la constante de equilibrio con la temperatura para lasíntesis del amoniaco según la reacción:

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

Temperatura(ºC) 25 200 300 400 500

KC 6·105 0’65 0’011 6’2·10-4

7’4·10-5




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Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La reacción directaes endotérmica. b) Un aumento de la presión sobre el sistema en equilibrio favorece la obtención deamoniaco.

11.- Dado el equilibrio:2 SO

2(g)+ O

2(g) 2 SO

3(g) H < 0

a) Explique cómo aumentaría el número de moles de SO3, sin adicionar ni eliminar ninguna de lassustancias presentes en el equilibrio.b) Escriba la expresión de Kp .c) Razone cómo afectaría al equilibrio la presencia de un catalizador.

12.- El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan según la siguiente ecuación química:N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) H < 0

Indique, razonadamente, qué ocurrirá cuando una vez alcanzado el equilibrio:a) Se añade N2

b) Se disminuye la temperaturac) Se aumenta el volumen del reactor, manteniendo constante la temperatura.

13.- Para el siguiente equilibrio:PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) ΔH>0

Indique, razonadamente, el sentido en que se desplaza el equilibrio cuando: a) Se agrega cloro gaseosoa la mezcla en equilibrio. b) Se aumenta la temperatura. c) Se aumenta la presión del sistema.

14.- Para la reacción:2NO(g) N2(g) + O2(g) ΔHº = ―182 kJ

Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La constante deequilibrio aumenta al adicionar NO. b) Una disminución de temperatura favorece la obtención de N 2 yO2.

15.- Dados los equilibrios: 3 F2(g) + Cl2(g) 2 ClF3(g) H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) 2 NOCl(g) 2 NO(g) + Cl2(g)

a) Indique cuál de ellos no se afectará por un cambio de volumen, a temperatura constante.b) ¿Cómo afectará a cada equilibrio un incremento en el número de moles de cloro?c) ¿Cómo influirá en los equilibrios un aumento de presión en los mismos?Justifique las respuestas.

16.- Dado el equilibrio:H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) H>0

Señale, razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración demonóxido de carbono: a) Elevar la temperatura. b) Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio.c) Introducir H2 en la mezcla en equilibrio.

17.- Al calentar bicarbonato de sodio, NaHCO3, en un recipiente cerrado se establece el siguienteequilibrio:2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)




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Indique razonadamente, cómo se afectaría la posición del equilibrio si permaneciendo constante latemperatura: a) Se retira CO2 del sistema. b) Se adiciona H2O al sistema. c) Se retira parte deNaHCO3 del sistema.

18.- En un recipiente de 1 L y a una temperatura de 800°C, se alcanza el siguiente equilibrio:CH

4(g)+ H

2O

(g) CO

(g)+ 3H

2(g)

Calcule:a) Los datos que faltan en la tabla.

[CH4] [H2O] [CO] [H2]Moles iniciales 2’00 0’50 0’73 Variación en el nº de moles al alcanzar el equilibrio -0’40 Nº de moles en el equilibrio 0’40

b) La constante de equilibrio Kp .Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1 .

19.- Se introduce una mezcla de 0’5 moles de H2 y 0’5 moles de I2 en un recipiente de 1 litro y secalienta a la temperatura de 430 ºC. Calcule: a) Las concentraciones de H2 , I2 y HI en el equilibrio,sabiendo que, a esa temperatura, la constante de equilibrio KC es 54'3 para la reacción:

H2(g) + I2 (g) 2HI(g)b) El valor de la constante KP a la misma temperatura.

20.- En un recipiente de 2 litros que se encuentra a 25 ºC,se introducen 0’5 gramos de N2O4 en estadogaseoso y se produce la reacción :

N2O4(g) 2NO2(g)Calcule: a) La presión parcial ejercida por el N2O4 en el equilibrio. b) El grado de disociación del mismo.Datos: KP = 0’114. Masas atómicas: N = 14; O = 16.

21.- En un recipiente de 10 litros se introducen 2 moles de compuesto A y 1 mol del compuesto B.Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio:

A(g) + 3B(g) 2C(g)Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio el número de moles de B es igual al de C. Calcule:a) Las concentraciones de cada componente en el equilibrio. b) El valor de las constantes de equilibrioKC y KP a esa temperatura.Datos : R= 0’082 atm·L·K ‾

1·mol ‾ 1.

22.- A 200 ºC y 2 atmósferas el PCl5 se encuentra disociado en un 50%, según el siguiente equilibrio:PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

Calcule: a) La presión parcial de cada gas en el equilibrio. b) Las constantes KC y KP a esa temperatura.Datos: R= 0’082 atm·L·K ‾

1·mol ‾ 1.

23.- En un recipiente de 1L, a 2000 K, se introducen 6’1·10-3 moles de CO2 y una cierta cantidad deH2, produciéndose la reacción:

H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g)Si cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 6 atm, calcule: a) Los moles iniciales de H2.

b) Los moles en el equilibrio de todas las especies químicas presentes.Datos: R= 0’082 atm·L·K ‾ 1·mol ‾

1. KC = 4’4




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24- Para la reacción en equilibrio: SnO2(s) + 2 H2(g) Sn(s) + 2 H2O(g) a 750ºC, la presióntotal del sistema es 32’0 mm de Hg y la presión parcial del agua 23’7 mm de Hg. Calcule: a) El valor de la constante Kp para dicha reacción, a 750ºC.b) El número de moles de vapor de agua y de hidrógeno presentes en el equilibrio, sabiendo que elvolumen del reactor es de dos litros.Dato: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

25.- En la reacción:Br2(g) 2Br(g)

la constante de equilibrio KC, a 1200 ºC, vale 1’04·10-3 a) Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M, calcule la concentración de bromo atómico enel equilibrio. b) ¿Cuál es el grado de disociación del Br2?

26.- En un recipiente de 10 L se hacen reaccionar, a 450ºC, 0’75 moles de H2 y 0’75 moles de I2, segúnla ecuación:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g)

Sabiendo que a esa temperatura Kc = 50, calcule en el equilibrio:a) El número de moles de H2, I2 y de HI.b) La presión total en el recipiente y el valor de Kp.

Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

27.-Al calentar PCl5(g) a 250°C, en un reactor de 1 litro de capacidad, se descompone según:PCl5 (g) PCl3(g) + Cl2(g)

Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0’8 y la presión total es 1 atm, calcule:

a) El número de moles de PCl5 iniciales.b) La constante Kp a esa temperatura.Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

28.- Una muestra de 6’53 g de NH4HS se introduce en un recipiente de 4 L de capacidad, en el quepreviamente se ha hecho el vacío, y se descompone a 27ºC según la ecuación:

NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g) Una vez establecido el equilibrio la presión total en el interior del recipiente es 0’75 atm. Calcule: a) Las constantes de equilibrio Kc y Kp.b) El porcentaje de hidrógenosulfuro de amonio que se ha descompuesto.Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: H = 1, N = 14; S = 32.

29.- A 25ºC el valor de la constante Kp es 0’114 para la reacción en equilibrio: N2O4(g) 2 NO2(g)

En un recipiente de un litro de capacidad se introducen 0’05 moles de N2O4 a 25ºC. Calcule, una vezalcanzado el equilibrio:a) El grado de disociación del N2O4.b) Las presiones parciales de N2O4 y de NO2 .Dato: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

30.- Para la reacción:CO2(g) + C(s) 2 CO(g)




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Kp = 10, a la temperatura de 815ºC. Calcule, en el equilibrio:a) Las presiones parciales de CO2 y CO a esa temperatura, cuando la presión total en el reactor es de2 atm.b) El número de moles de CO2 y de CO, si el volumen del reactor es de 3 litros.Dato: R= 0’082 atm.L.K-1.mol-1.

31.- El cloruro de amonio se descompone según la reacción:NH4Cl(s) NH3(g) + HCl(g)

En un recipiente de 5 litros, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 2’5 g de clorurode amonio y se calientan a 300ºC hasta que se alcanza el equilibrio. El valor de Kp a dicha temperaturaes 1’2·10-3. Calcule:a) La presión total de la mezcla en equilibrio.b) La masa de cloruro de amonio sólido que queda en el recipiente.Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: H = 1; N = 14; Cl = 35’5.

32.- Para la reacción en equilibrio: SO2Cl2(g) SO2(g) + Cl2(g) la constante Kp = 2’4 , a 375 K. A esta temperatura, se introducen 0’050 moles de SO2Cl2 en un recipiente cerrado de 1 litro decapacidad. En el equilibrio, calcule:a) Las presiones parciales de cada uno de los gases presentes.b) El grado de disociación del SO2Cl2 a esa temperatura.Dato: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

33 .- En un recipiente de 5 litros se introducen 1’84 moles de nitrógeno y 1’02 moles de oxígeno. Secalienta el recipiente hasta 2000ºC estableciéndose el equilibrio:

N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

En estas condiciones reacciona el 3% del nitrógeno existente. Calcule:a) El valor de Kc a dicha temperatura.b) La presión total en el recipiente, una vez alcanzado el equilibrio.Dato: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

34.- En un recipiente de 5 litros se introducen 0’28 moles de N2O4 a 50ºC. A esa temperatura elN2O4 se disocia según:

N2O4(g) 2 NO2(g) Al llegar al equilibrio, la presión total es de 2 atm. Calcule:a) El grado de disociación del N2O4 a esa temperatura.b) El valor de Kp a 50ºC.Dato: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

35.- A 1200ºC el valor de la constante Kc es 1’04·10-3 para el equilibrio: Br2(g) 2 Br(g) Si la concentración inicial de bromo molecular es 1 M, calcule:a) El tanto por ciento de Br2 que se encuentra disociado.b) La concentración de bromo atómico en el equilibrio.




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EJERCICIOS TEMA 5: EQUILIBRIOS EN DISOLUCIÓN. ÁCIDOS Y BASES

CONCEPTOS BÁSICOS: IONES EN DISOLUCIÓN ACUOSA

La polaridad de la molécula de agua permite explicar el procesode disolución de compuestos iónicos. Los compuestos con menorenergía reticular (sales de metales alcalinos) serán muy solubles,de manera que un mol de NaCl en agua se encuentra totalmentedisociado:

NaCl (S) Na+(ac) + Cl(ac)

[inicial] No Influye - -Proceso de Disolución s s s

[final] s s

Por tanto, los procesos de disolución de este tipo de sales (con menor energía reticular) no sonprocesos de equilibrio. Las sustancias están totalmente disociadas y el número de moles de ionesse determina según la estequiometría de la ecuación de ionización.

Las sales con mayor energía reticular son menos solubles en agua. En este caso, se establece elequilibrio entre la sal sin disociar y las especies iónicas disociadas:

CaSO4 (s) Ca2+(ac) + SO4

2(ac)

[antes disol.] No influye [proceso disol.] s s s[final disolución] s s

En caso de que la sal se disuelva muy poco se establece un equilibrio entre la sal sin disociar y lasespecies iónicas. El sistema es heterogéneo (fases líquida y sólida) por lo que el equilibrio estarácondicionado por las concentraciones de los iones disueltos, es decir:

Una sal poco soluble tiene un límite muy bajo de solubilidad. El Ps permite calcular ese límite.1,. Escribe las ecuaciones de disociación iónica de las siguientes sales:

Nitrato de plata Sulfuro de magnesio Fosfato de sodio

2.- Explica qué ocurre al mezclar una disolución de bromuro de potasio con otra de nitrato de plomo(II)

3.- Se disuelven 10 g de sulfato de potasio en 500 cc de disolución. Determina la concentración de ladisolución expresada en moles /l de sulfato de potasio, iones sulfato y cationes potasio.

4.- ¿Cuál es la concentración de iones en una disolución saturada de carbonato de bario?. Dato Ps

Ión Cl- + - Molécula agua

+ -

+ -Cl-

KC = [Ca2+] . [SO42] (constante que se denomina PRODUCTO DE SOLUBILIDAD PS)




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5.- ¿Se puede preparar una disolución de fluoruro de calcio 0’25 M?. Explica la respuesta. Dato Ps

6.- ¿Cuál es la solubilidad del cromato de plata? ¿Y la del cloruro de plata?. Datos Ps

7.- La solubilidad del cloruro de plata en agua es de 1'3 10-5 mol/L.a) ¿Cuál es el número máximo de gramos de cloruro de plata que pueden disolverse en un litro?b) ¿Cuál es la constante del producto de solubilidad de esta sal?

SOL a) 1'87 10-3 g b) 1'7 10-10

8.- La solubilidad del hidróxido de hierro (II) en agua pura a 298 K es 73,73xlO-5 g/L.a) Calcula las concentraciones de OH- y de Fe+2.b) Calcula el producto de solubilidad del hidróxido citado.

SOL a) [Fe2+]= 8´19·10-6 moles/L; [OH-]= 1´64·10-5moles/L ; b) 2´21·10-15

9.- A 25 ºC el producto de solubilidad de una disolución acuosa saturada de Ba(IO3)2 es 6,5x 10-10

Calcula:a) La solubilidad de la sal expresada en g/L.b) La concentración molar de los iones IO3- y Ba2+

SOL a)0´266 g/L; b) [IO3-]=1´9 ·10-3, [Ba2+]= 5´46·10-4

CONCEPTOS BÁSICOS: ÁCIDOS Y BASES

El agua también provoca la ionización de sustancias con enlaces muy polares, en especial aquellassustancias que tienen un H muy polarizado: HCl Cl- + H+

A finales del siglo XIX se diferencian dos tipos de sustancias por sus comportamiento en disolución:aquellas que en disolución producen iones H+ y aquellas que producen iones OH-. A las primeras se lasllamó ÁCIDOS ARRHENIUS, siendo las segundas BASES ARRHENIUS. Ser ácido o base era, segúnArrhenius, una característica propia de cada sustancia. Así las sustancias con un hidrógeno muy polarson ácidos y los hidróxidos son bases.

En 1923 los químicos Johannes N. Brönsted y Thomas M. Lowry amplían este concepto al tener encuenta el papel fundamental del disolvente. Entre la sustancia en disolución y el agua tiene lugar latransferencia del protón H+:

HCl + H2O Cl- + H3O+

Así surge el concepto de ácido y base Brönsted-Lowry: Ácido es una sustancia capaz de dar protones H+ Base es una sustancia capaz de coger protones H+

Esta transferencia se debe a la presencia en el oxígeno del agua de dos pares de electrones nocompartidos donde puede enlazar el H+ (especie con orbital vacío). En 1938 Gilbert Newton Lewisamplía el concepto más:

Ácido es toda especie con orbitales libres que pueden acepar electrones Base es toda especie con pares de electrones sin compartir y que puede cederlos.




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Estos procesos de transferencia de protones admiten el proceso inverso y, por tanto, sonprocesos que implican EQUILIBRIOS QUÍMICOS EN DISOLUCIÓN.

HA + H2O A- + H3O+

De acuerdo a las definiciones de B-L, HA es ácido pero A- es una base (HA y A- forman un par de ácido y base conjugado). Si la tendencia de HA a soltar el protón es muy fuerte, la tendencia de A - a cogerel protón será muy pequeña. Igualmente H2O actúa como base y su correspondiente ácido conjugadoes H3O+.

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ HF + H2O F- + H3O+

H2S + H2O HS- + H3O+ HClO + H2O ClO- + H3O+

Puede darse el caso de que el agua ceda el protón:NH3 + H2O NH4

+ + OH-

Es decir, el carácter básico de NH3 es mayor que el carácter básico de H2O.

Incluso entre las moléculas de agua (en agua pura) se produce esta transferencia:H2O + H2O H3O+ + OH-

Todos estos equilibrios se caracterizan por su constante de equilibrio Kc que se especifica como Ka oKb, según se trate de un ácido o una base. En algunos casos la constante de equilibrio Ka ó Kb es muyalta y, prácticamente, todos los reactivos se encuentran totalmente en forma de productos (comoespecies disociadas). Estos son los llamados ácidos fuertes:

HCl + H2O Cl- + H3O+ HNO3 + H2O NO3

- + H3O+ H2SO4 + H2O HSO4

- + H3O+

SOBRE LOS CONCEPTOS DE ÁCIDOS Y BASES

10.- Justifique si las siguientes afirmaciones son correctas:a) El ion HSO4- puede actuar como ácido según la teoría de Arrhenius.b) El ion CO32- es una base según la teoría de Brönsted y Lowry.

11.- De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry, indique cuáles de las siguientes especies:HSO4

-, HNO3 , S2- , NH3 , H2O y H3O+.a) Actúan sólo como ácido.b) Actúan sólo como base.c) Actúan como ácido y base.

12.- Dadas las especies en disolución acuosa: NH4+, CH3COOH, HCO3- y OH-

a) Justifique el comportamiento como ácido y/o base de cada una de ellas, según la teoría deBrönsted-Lowry.b) Indique cuál es el par conjugado en cada caso.




53

13.- Complete las ecuaciones siguientes e indique los pares ácido-base conjugados, según la teoría deBrönsted-Lowry:

a) CN- + H3O+

b) NH4+ + OH-

c) NO

2

- + H2O

14.- Dadas las siguientes especies químicas: H3O+, OH-, HCl, HCO3-, NH3 y HNO3 , justifique, según

la teoría de Brönsted-Lowry:a) Cuáles pueden actuar sólo como ácidos.b) Cuáles pueden actuar sólo como bases.c) Cuáles pueden actuar como ácidos y como bases.

15.- De los ácidos débiles HNO2 y HCN, el primero es más fuerte que el segundo.a) Escriba sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases conjugadas.

b) Indique, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte.

16.- Tenemos 250 mL de una disolución de KOH 0’2 M. a) ¿Cuántos moles de KOH hay disueltos?b) ¿Cuántos gramos de KOH hay disueltos? c) Describa el procedimiento e indique el materialnecesario para preparar la disolución.Masas atómicas: H = 1; O = 16; K = 39.

CONCEPTO BÁSICO: pH y pOH

La concentración de iones H3O+ es muy importante en muchos procesos, tanto en Ciencia Ingenieríacomo en Ciencias de la Salud. Se ha definido el pH = - log [H3O+]. También pOH = - log [OH-]

En agua pura se establece el equilibrio H2O + H2O H3O+ + OH- cuya Kc se conoce como Kw y toma el valor, a 25 ºC, de 10 -14. Por tanto, se puede calcular lasconcentraciones de iones en el equilibrio:

H2O + H2O H3O+ + OH-

[iniciales] 55,5 55,5 --- ----[Disociación] x x x x[Equilibrio] 55,5 – x 55,5 – x x x

7-2 10 x x Kw 55,5.Kc

x-55,5

x.x Kc

2

al ser Kc muy pequeña, la disociación es muy pequeña de forma que 55,5 – x 55,5, que es unaconstante y puede englobarse con Kc para obtener la llamada Kw

Así, en agua pura [H3O+] = [OH-] = 10-7 pH agua pura = pOH = 7

Si no tenemos agua pura (una disolución de un ácido o de una base), [H3O+] [OH-] pero

siempre debe cumplirse que Kw = [H3O+

] . [OH-

] y pH + pOH = 14.En disoluciones ácidas [H3O+] > [OH-] En disoluciones básicas [H3O+] < [OH-]




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17 .- Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:A: pH = 4 ; B: [OH-] = 10-14 ; C: [H3O+] = 10-7 ; D: pH =9.

a) Ordénelas de menor a mayor acidez.b) Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras.

18.- a) ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base?b) Si se añade agua a una disolución de pH = 4 ¿qué le ocurre a la concentración de H3O+ ?

19.- a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0’5 M? b) Si añadimos agua a los 50 mL de ladisolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL, ¿cuál será el nuevo pH? c) Describa elprocedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más diluida.

20.- a) ¿Cuál es la concentración en HNO3 de una disolución cuyo pH es 1? b) Describa elprocedimiento e indique el material necesario para preparar 100 mL de disolución de HNO3 10-2 M a

partir de la anterior.

21.- En 500 mL de una disolución acuosa 0’1 M de NaOH . a) Cuál es la concentración de OH-.b) Cuál es la concentración de H3O+.c) Cuál es su pH.

22.- Se dispone de 80 mL de una disolución acuosa de NaOH 0’8 M. Calcule: a) El volumen de agua que hay que añadir para que la concentración de la nueva disolución sea 0’5 M.Suponga que los volúmenes son aditivos.b) El pH de la disolución 0’5 M.

CONCEPTOS BÁSICOS: pH DE DISOLUCIONES SALINAS. EQUILIBRIOS DE HIDRÓLISIS

Las sales iónicas en agua se disocian en sus iones. Estos iones pueden reaccionar con el agua enreacciones de transferencia de protones y modificar el pH de la misma.

23.- Razone, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua:a) Se puede obtener una disolución de pH básico.b) Se puede obtener una disolución de pH ácido.c) Se puede obtener una disolución de pH neutro.

24.- Explique cuál o cuáles de las siguientes especies químicas, al disolverse en agua, formarádisoluciones con pH menor que siete. a) HF. b) Na2CO3. c) NH4Cl.




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EQUILIBRIOS DE DISOCIACIÓN

Los procesos de transferencia de protones son procesos en equilibrio:NH4

+ + H2O NH3 + H3O+ [Iniciales] co 55’5 0 10-7 [Transfer] x x x x[Equilibrio] co – x 55’5 – x x 10-7 + x

Por lo general x suele ser mucho mayor que 10-7 y mucho menor que 55’5, por lo que10-7 + x = x 55’5 - x = 55’5

la concentración de agua permanece constante y en engloba en la constante de equilibrio por lo que enestos casos:

x-

o

c

2x

4NH

O3H 3NH Ka

Para los ácidos o bases fuertes Ka es muy grande y no existe equilibrio.

NH4+ es el ácido conjugado de la base NH3. La primera especie tiene una determinada Ka, la

segunda una determinada Kb. Plantea los equilibrios correspondientes y comprueba que, para unpar de ácido y base conjugados, se cumple que Ka . Kb = kw

25.- En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos HA y HB, se

comprueba que [A-] es mayor que la de [B-]. Justifique la veracidad o falsedad de las afirmacionessiguientes:

a) El ácido HA es más fuerte que HB.b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el valor de la constante de

disociación de HB.c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.

26.- Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) A igual molaridad, cuanto másdébil es un ácido menor es el pH de sus disoluciones. b) A un ácido fuerte le corresponde una baseconjugada débil. c) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.

27.-Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1’8.10-5, calcule:a) El grado de disociación.b) El pH de una disolución 0’01 M. de ácido acético (CH3COOH).

28.- Se disuelven 23 g de ácido metanoico, HCOOH, en agua hasta obtener 10 litros de disolución. Laconcentración de iones H3O+ es 0’003 M. Calcule: a) El pH de la disolución y el grado de disociación.b) La constante Ka del ácido.Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

29.- Calcule: a) El pH de una disolución 0’1 M de ácido acético, CH3COOH, cuyo grado de disociación es1’33%. b) La constante Ka del ácido acético.




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30.- En una disolución acuosa de HNO2 0’2 M, calcule: a) El grado de disociación del ácido.b) El pH de la disolución.Dato: Ka = 4’5.10-4.

31.- La constante Kb del NH3, es igual a 1’8·10-5 a 25 ºC. Calcule: a) La concentración de las especiesiónicas en una disolución 0’2 M de amoniaco. b) El pH de la disolución y el grado de disociación delamoniaco.

32.- a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5.10 -3 M es 2’3. ¿Setrata de un ácido fuerte o débil? Razone la respuesta.b) Explique si el pH de una disolución acuosa de NH4Cl es mayor, menor o igual a siete.

33.- Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 0’47 g de este ácido. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido nitroso.b) El pH de la disolución.Datos: Ka (HNO2) = 5’0·10-4. Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.

34.- En una disolución acuosa 0’01 M de ácido cloroacético (ClCH2COOH), éste se encuentra disociadoen un 31 %. Calcule:

a) La constante de disociación del ácido.b) El pH de esa disolución.

REACCIONES ÁCIDO-BASE. NEUTRALIZACIÓN

Al mezclar disoluciones ácidas (concentraciones de H3O+ mayores de 10-7) con disoluciones básicas(concentraciones de OH- mayores de 10-7) nos encontramos con una situación donde el producto deambas concentraciones es mayor que la constante Kw: el sistema evoluciona espontáneamente y deforma muy rápida hacia una situación donde Kw = [H3O+] . [OH-] = 10-14

Por ello, los iones OH- y H3O+ reaccionan para formar H2O. En función de los moles presentes de cadaión, el resultado final será un pH ácido, neutro o básico.

35.- Calcule:a) El pH de una disolución 0’02 M de ácido nítrico y el de una disolución 0’05 M de NaOH.b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 mL de la

disolución de la base. Suponga los volúmenes aditivos.

36.- Una disolución acuosa de ácido clorhídrico tiene una riqueza en peso del 35% y una densidad de1’18 g/cm3. Calcule: a) El volumen de esa disolución que debemos tomar para preparar 500 mL dedisolución 0’2 M de HCl. b) El volumen de disolución de NaOH 0’15 M necesario para neutralizar 50 mL

de la disolución diluida del ácido.Datos: Masas atómicas: H = 1; Cl = 35’5.




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37.- En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos:35% en peso; densidad 1’18 g/mL. Calcule:

a) El volumen de disolución necesario para preparar 300 mL de HCl 0’3 M. b) El volumen de NaOH 0’2 M necesario para neutralizar 100 mL de la disolución 0’3 M de HCl.

Masas atómicas: H =1; Cl = 35’5.

38.- a) Qué volumen de una disolución 0’1 M de ácido clorhídrico se necesitará para neutralizar 50 mLde una disolución 0’05 M de hidróxido de sodio. b) Escriba la reacción de neutralización.c) Describa el procedimiento e indique el material necesario para llevar a cabo la valoraciónanterior.

39.- Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcule:a) La molaridad de la disolución y el valor del pH. b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que30 mLde la misma son neutralizados con 25 mL de la disolución de la base.

Masas atómicas: H = 1; O = 16; Na = 23.

40.- Calcule: a) El pH de una disolución 0’03 M de ácido perclórico, HClO4, y el de una disolución 0’05M de NaOH. b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 50 mL de cada una de las disolucionesanteriores (suponga que los volúmenes son aditivos).

41.- En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0’05 M se disuelven 1’5 g de NaCl. Suponiendo que no se altera el volumen de la disolución, calcule:a) La concentración de cada uno de los iones.

b) El pH de la disolución.Masas atómicas: Na = 23; Cl = 35’5.

DISOLUCIONES REGULADORAS

42.- Dados los siguientes pares: Ácido clorhídrico-cloruro sódico; Ácido cianhídrico-cianuro potásico;Ácido nítrico-nitrato amónico; Hidróxido amónico-cloruro amónico.

a) Defina el concepto "disolución reguladora".b) Indique qué pares formarán una disolución reguladora.

43.- ¿Qué peso de NH4CI debe añadirse a 1 L de disolución 0,2 M de NH3 para que su pH sea 9,5 ?DATOS : Kb del NH40H (mejor NH3) = 1,8 . 10-5. P. at Cl = 35,5; N = 14; H = 1.

MÁS EJERCICIOS

44.- Se disuelven 11'2 litros de amoníaco gas, medido a 0°C y 3 atm de presión en agua, de forma quese obtenga un litro de disolución.

a) Determine el número de moles de amoníaco gas disueltos en agua. (Admita un comportamientoideal para el gas)




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b) Plantee el equilibrio que se establece entre el amoníaco y el agua. ¿Qué teoría ácido-baseexplica el comportamiento del amoníaco en esta reacción?

c) Calcule las concentraciones de NH4+, OH- y NH3 en la disolución. A partir de los datos

obtenidos ¿Cuál de estas especies químicas predomina en la disolución? ¿Cuál será el pH de lamisma? DATOS: Kb(NH3) = 1'8.10-5

SOL a) 1'5 c) [NH4

+]=[OH-]=5'2.10-3 ; [NH3]=1'5; NH

3; 11'7

45.- Dos especies químicas AH y BH se comportan como ácidos débiles frente al agua con valores deKa de 10-4 y 10-6 respectivamente. Indica razonándolo:

a) Cuál de los dos es más débil frente al agua.b) Si preparamos dos disoluciones de ambas de idéntica concentración, cuál tendrá el valor de pH

más bajo.c) Cuál de las dos base conjugadas de dichos ácidos se comportará como base más fuerte frente

al agua.

46.- El ácido cianhídrico (metanonitrilo) es un ácido débil con un valor de Ka=5.10-10

. Si se disuelve 11'2l de este gas medidos a 0°C y una atmósfera de presión en agua, de forma que se obtenga un litro dedisolución, determine:

a) Número de moles de ácido disueltos en agua.b) Concentración de CNH, CN- y H3O+ en la disolución.c) Valor del pH de la disolución resultante.

SOL 0'5; [HCN]=0'5; [CN-]=[H3O+]=1'58.10-5; 4'8

47.- Se preparan disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: NaCH3COO, NH4NO3, NaCl,.Indique razonadamente el carácter ácido, básico o neutro que presentarán esas disoluciones.

48.- La concentración de protones de una disolución 0’1 M de un ácido débil AH es 0’0035 molar. a) Escriba la ecuación química del proceso ácido base que se establece entre esa especie química y

el agua.b) Determine el valor de la constante de acidez para la especie AH.c) Determine la concentración necesaria de ese ácido para obtener una disolución de pH = 2.

SOL 1'3 10-4 ; 0’80 M

49.- Al disolver 5 g de ácido fórmico (H-COOH) en agua hasta completar 1 litro, se obtiene unadisolución de pH = 2'30. Calcule la constante de acidez del ácido fórmico, y compare el carácter ácido-base del ion formiato (H-COO-) con el del ion acetato (CH3-COO-), si el Ka del ácido acético es igual a1'8´10-5.

SOL 2'4´10-4; formiato: base más débil que acetato.

50.- Calcule el pH y el grado de disociación de una disolución acuosa de ácido acético (CH 3COOH)0'055 M. ¿Qué molaridad habría de tener una disolución de ácido clorhídrico para que su pH tuviese elmismo valor que el de la disolución de acético? DATOS: pKa(Ac. acético) = 4'74

SOL 3; 1'8%; 1 mM

51.- ¿Por qué una disolución de acetato sódico en agua da un pH>7?




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52.- Se prepara una disolución disolviendo 4 g de hidróxido sódico en 500 cm3 de agua. Por otra partedispone de 500 cm3 de disolución 0’4 molar de ácido clorhídrico. Determine:

a) Número de moles de soluto existentes en cada disolución.b) Valor del pH de la disolución obtenida por mezcla de las dos anteriores, admitiendo que los

volúmenes son aditivos.SOL 0’1; 0’2; 1

53.- En la etiqueta de un frasco de ácido sulfúrico figuran los siguientes datos: densidad 1’84 g/cm 3;riqueza = 96’0% (en peso)

a) Averigua la concentración del ácido y expresarla en: Molaridad, Molalidad y Fracción molar delácido sulfúrico. Considera la densidad del agua = 1’00 g/mL.

b) ¿Cuántos mL de hidróxido de sodio 2’00 M se requieren para que reaccionen completamente con10’0 mL de ácido sulfúrico del frasco?

c) ¿Cuál será el pH de la disolución resultante?SOL 18 M; 245 m; 0’815; 180 mL; 7

54.- Indique el procedimiento a seguir y describa el material a emplear en la preparación de un litro dedisolución de hidróxido sódico con una concentración aproximada 0'1 M. Si 10 ml de esta disolución, ensu valoración con una disolución de ácido clorhídrico 0'105 M, necesitan 9'2 ml de este ácido, ¿cuál esla concentración exacta de la disolución de hidróxido sódico?

SOL 4 g NaOH; 0'0966 mol dm

55.- Se desea preparar un litro de disolución de NaOH de pH = 13. Describa el procedimiento a seguir,indicando el material que utilizaría. ¿Qué volumen de agua es necesario añadir a la disolución anteriorpara que el valor del pH baje a 12?

SOL 4 g; 9 L.56.- Explica, ayudándote de las correspondientes ecuaciones químicas, si las disoluciones de lassiguientes sales serán neutras, ácidas o básicas: NH4I; KNO3; NaCH3COO; RbHCO3; BaCl2

57.- Dispone de las siguientes especies químicas: ácido acético en disolución acuosa (Ka = 1'8 10-5);amoníaco en disolución acuosa (Kb=1'8 10 razonada:

a) Si podría preparar con estas especies químicas una disolución reguladora.b) En caso afirmativo, cuáles escogería para su preparación.c) Qué propiedad caracteriza a ese tipo de disoluciones.

SOL Sí; NH3 y NH4Cl; pH » cte.

58.- Se desea preparar una disolución reguladora que contenga un mol de ácido y un mol de su baseconjugada, o sal, por litro de disolución. Para ello dispone en el laboratorio de las siguientes especiesquímicas: cloruro sódico, acetato sódico, un litro de disolución 1 M de ácido acético y un litro de ácidoclorhídrico concentrado 12 molar. Elija, entre los propuestos, los productos adecuados y describa elprocedimiento a seguir, indicando las cantidades de ellos que debe tomar.

59.- Se dispone de 1 litro de una disolución de un ácido monoprótico débil con una concentración 0,20M a 25 ºC. El grado de disociación es 22%. Calcular:a) La constante de equilibrio de disociación M ácido.




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b) El pH de la disolución.c) El grado de disociación de dicho ácido, después de añadirle 0,8 gramos de HN03 puro




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6ª Parte: REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN

CONCEPTOS BÁSICOS:

En una reacción química puede ocurrir que en algunas de las especies que intervienen (sean sustanciaselementales, compuestos o iones) tenga un cambio en el estado de oxidación de cualquiera de los átomos

que forman la especie. Por ejemplo, el MnO4- se puede convertir en Mn2+, o la sustancia elemental Cl2 enel ión Cl-.

Cuando una especie experimenta el aumento del número de oxidación de un átomo se dice que se haoxidado. En cambio, cuando tiene lugar la disminución de este número se dice que la especie se hareducido.

Estos cambios tienen lugar por la transferencia de electrones de unas especies a otras. La especie quese oxida transfiere electrones a la especie que se reduce. Así se dice que la especie que se oxida reducea la otra y se llama REDUCTORA. Inversamente, la especie que se reduce se llama OXIDANTE.

Asignación de números de oxidaciónEl número o estado de oxidación de un elemento en una especie química, se determina según unas reglas

establecidas de forma arbitraria y por convenio y se presentan a continuación:1. El número de oxidación de cualquier elemento en su estado fundamental es 0.2. El número de oxidación de los iones formados por un solo elemento coincide con la carga del ion.3. Al hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un número de oxidación de +1, excepto en los

hidruros salinos en los que se le asigna – 1.4. Al oxígeno, cuando está combinado, se le asigna un número de oxidación de –2, excepto en los

peróxidos en los que se le asigna – 1 y en los compuestos con flúor que es + 2.5. El número de oxidación de los metales es igual a su valencia iónica con carga positiva. Así, los

metales de los grupos 1 y 2 tienen un número de oxidación de +1 y +2, respectivamente.6. En los compuestos covalentes, como los pares electrónicos están compartidos, se asigna un

número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un número de oxidación positivo al menoselectronegativo en valores coincidentes con su valencia. Así, en la molécula de CO2 el elemento máselectronegativo de los dos es el O y su valencia es 2 mientras que el menos electronegativo es el C y suvalencia 4; con el convenio de esta regla, el número de oxidación del O es –2 y el del C es +4.

7. Los elementos del grupo 17 en los haluros tienen un número de oxidación de – 1.8. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos multiplicados por los

correspondientes subíndices ha de ser cero, si se trata de una especie neutra o la carga, si se trata deun ion.

1.- Dadas las siguientes reacciones :NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

Cu + Cl2 CuCl2 CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O

a) Justifique si todas son de oxidación-reducción.b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda.

2.- Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar): CaO + H2O Ca(OH)2

Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2ORazone: a) Si son de oxidación-reducción. b) ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen?

3.- Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) Todas las reacciones de combustión son procesos redox.b) El agente oxidante es la especie que dona electrones en un proceso redox.c) El ánodo, en una pila, es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación.




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4.- La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:MnO4

- + Cl - + H+ Mn2+ + Cl2 + H2OIndique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:a) El Cl - es el agente reductor.b) El MnO4

- experimenta una oxidación.

c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman también 4 moles de H2O por cada molde MnO4-.

5.- a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2; NO; N2O;N2O4.b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO.

CONCEPTOS BÁSICOS: AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR IÓN ELECTRÓN

Un proceso químico se representa mediante una ecuación química, en la que se describen las fórmulas delas especies químicas que intervienen. El objetivo de establecer una ecuación química es que con ella se describe

el proceso químico cualitativa y cuantitativamente de un modo que es al mismo tiempo preciso y breve.Dado que en una ecuación química, los productos son justamente los mismos átomos de los reactivos, pero

con una distribución diferente, el aspecto cuantitativo implica que en una ecuación química debe haber el mismonúmero de átomos de cada elemento en cada lado de la ecuación. Los coeficientes (estequiométricos) queaparecen en la ecuación expresan este aspecto cuantitativo de una reacción química.

Existen métodos sistemáticos que permiten realizar el ajuste de reacciones redox con más facilidad queel simple tanteo; entre ellos, el método del ion-electrón es el más difundido por ser el que mejor pone demanifiesto la naturaleza electrónica de los procesos de oxidación-reducción.

En términos generales se puede describir el método del ion-electrón a partir de las secuencias de etapassiguientes:

1º.- Se identifican los átomos que se oxidan y reducen: Se localizan, de igual forma que en el métodoanterior:2º.- Semirreacciones Iónicas. Se escribe por separado las semirreacciones iónicas de oxidación y

reducción.Oxidación: Forma reducida de A ------- forma oxidada de AReducción: Forma oxidada de B -------- Forma reducida de B.

3º.- Ajuste de las semirreacciones de oxidación y reducción por separado: Se ajustan cada una de lassemirreacciones en átomos y cargas. En primer lugar se ajustan los átomos que se oxidan o se reducen, despuésse ajustan, por este orden, los oxígenos, hidrógenos y cargas eléctricas, según los siguientes procedimientos:

a) Ajuste de Hidrógenos y Oxígenos:

1. En medio Ácido.- En el miembro de la semirreacción con menos átomos de oxígeno se añade unamolécula de agua por cada átomo de oxígeno que falte. Los átomos de hidrógeno introducidos con elagua se ajustan con protones (H+) en el miembro contrario.

2. En medio Básico.- En el miembro de la semirreacción con exceso de oxígeno se pone una molécula deagua por cada átomo de oxígeno en exceso. El excedente de O e H producido se compensa con ionesOH- en el miembro contrario.

b) Ajuste de las cargas: Cuando la semirreacción está ajustada en átomos, se iguala la carga eléctricaentre los dos miembros añadiendo los electrones necesarios en el miembro de la semirreacción conexceso de carga positiva.




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4º.- Ajuste del número de electrones entre las semirreacciones .- Se iguala el número de electronesque aparecen en las dos semirreacciones de oxidación y reducción. Para ello se busca el mínimo común múltiplo,multiplicando cada una de ellas hasta conseguir:

Número de electrones captados = Número de electrones cedidos.

5º.- Ecuación iónica ajustada.- Para obtener la ecuación iónica ajustada, una vez ajustadas las dos

semirreacciones en átomos y cargas, e igualando el número de electrones, se suman ambas. Se eliminan loselectrones que aparezcan en los dos miembros. También se eliminan las moléculas de agua y los iones H + y OH- cuando aparezcan en ambos miembros.

6º.- Ecuación molecular.- Se reemplazan las especies iónicas de la ecuación anterior de a ecuaciónanterior por las especies moleculares que intervienen en el proceso, manteniendo los coeficientes calculados enlos pasos anteriores. En algunas ocasiones es preciso ajustar por tanteo alguna especie que aparece en lareacción global, pero que no interviene en el intercambio electrónico que tiene lugar. A continuación aplicamoseste método con dos ejemplos uno en medio ácido y otro en medio básico:

H N O3 + Cl2 --------------- H Cl O3 + N O2 + H2 O

1º.- Se identifican los átomos que se oxidan y reducen y se escribe la ecuación en forma iónica sin ajustar:+1 +5 -2 0 +1 +5 -2 +4 -2 +1 -2H N O3 + Cl2 --------------- H Cl O3 + N O2 + H2 O

Se escriben en forma iónica todos los compuestos que en disolución acuosa se disocian en iones: ácidos,hidróxidos, sales. El resto, que no se disocia en iones, se deja en forma molecular o atómica (se escriben enforma molecular los elementos, los sólidos, y los compuestos covalentes-unión de dos no metales).

H+ + N O3 - + Cl2 --------------- H+ + ClO3- + NO2 + H2 O

En este caso únicamente se disocian en iones el ácido nítrico y el ácido clórico.

2º.- Se divide la reacción en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción:

Oxidación : Cl2 --------------- ClO3- + ne-

Reducción: N O3 - + ne- ------ NO2

Los números de electrones que se ceden en la oxidación, n, y los que se toman en la reducción coinciden conlos empleados en el método anterior y con las variaciones respectivas de los números de oxidación, como se

verá más adelante.

3º.- Se ajusta cada una de las semirreacciones.

- OXIDACION:Se ajusta primero el elemento que se oxida

Cl2 --------------- 2 ClO3-

A continuación se ajusta el oxígeno (si lo hay), poniendo en el miembro con defecto de oxígeno tantasmoléculas de H2 O como átomos de oxígeno faltan:

Cl2 + 6 H2 O --------------- ClO3-

Después se ajustan los hidrógenos añadidos con el agua, poniendo H+ (protones) en el miembro que falten:Cl2 + 6 H2 O --------------- ClO3- + 12 H+

y por último se ajustan las cargas eléctricas con e-:Cl2 + 6 H2 O --------------- ClO3

- + 12 H+ + 10 e- Semirreacción de oxidación ajustada.




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- REDUCCCION:Se ajusta el elemento que se reduce

N O3 - ------ NO2 Se ponen en el miembro con defecto de oxígeno tantas moléculas de agua como de oxígeno faltan:

N O3 - ------ NO2 + H2 O

Se ajustan los hidrógenos, añadidos con el agua, mediante protonesN O3 - + 2H+ ------ NO2 + H2 OComo no está ajustada en carga eléctrica se introduce un electrón en el miembro de la izquierda:

N O3 - + 2H+ + 1e- ------ NO2 + H2 O Semirreacción de reducción ajustada.

4º.- Se igualan los electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Para conseguirlo se multiplica cadauna de ellas por los números más adecuados multiplicándolos por el mínimo común múltiplo. En este caso laoxidación se deja como está y la reducción se multiplica por 10:

Oxidación : Cl2 + 6 H2 O --------------- ClO3- + 12 H+ + 10 e-

Reducción: 10 N O3 - + 20H+ + 10e- ------------------ 10 NO2 + 10H2 O

5º.- Se suman ambas semirreacciones, eliminándose los electrones y obteniéndose la reacción iónica globalajustada:

10 N O3 - + Cl2 + 10H+ + ------------------ ClO3- + 10 NO2 + 4 H2 O + 2H+

Las moléculas de H2 O y los iones H+ que aparecen en ambas semirreacciones en los dos miembros secompensan, quedando según se ha indicado.

7º.- Se trasladan los resultados a la reacción molecular, reordenándose los que sea necesario, o terminandode ajustar a tanteo:

10 H N O3 + Cl2 + ------------------ 2 HClO3 + 10 NO2 + 4 H2 O.Veamos un ejemplo en medio básico.

Na2 S O3 + Na(OH) + I2 ------------ Na2 S O4 + Na I + H2OLos elementos que modifican su número de oxidación son azufre y Yodo. El azufre pasa de número de

oxidación +4 (Na2 SO3) a +6 (Na2SO4). El yodo, pasa de 0 (I2) a –1 en el IK.

Na2+1 S+4 O3

-2 + Na+1 O-2 H+1 + I20 ---------- Na2

+1 S+6 O4-2 + Na+1 I-1 + H2

+1 O-2

Las ecuaciones iónicas solo deben tener las especies SO32-, I2, SO4

2-, y I-. Los cambios en los números deoxidación indican que SO3

2-, se oxida a SO42-, mientras que el yodo molecular se reduce a yoduro.

SO32-+ I2 ------ SO4

2- + I-

La reacción redox se divide en las dos semirreacciones de oxidación y de reducción y se ajustanseparadamente.Oxidación : SO3

2- -------- SO42-

Reducción: I2 -------- I-1

El ajuste de la semirreacción de reducción es sencillo:I2 + 2e- --------- 2I-

Para ajustar la semirreacción de oxidación es preciso tener en cuenta que, en medio básico, las únicasespecies disponibles para ajustar los átomos van a ser el H2O y los iones OH- . El ajuste de lassemirreacciones de oxidación en medio básico puede hacerse siguiendo un método formal. No obstante, y aefectos prácticos, resulta más sencillo y se llega al mismo resultado si la semirreacción se ajusta,




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inicialmente, en medio ácido, tal como se ha descrito anteriormente, para después adaptar la reacciónobtenida al medio básico en el que se produce.

El ajuste de la semirreacción en medio ácido da lugar a la siguiente ecuación:

SO32- + H2O ---------- SO4

2- + 2H+ +2e-

A continuación se suman, en los dos miembros, tantos iones OH - como iones H+ aparezcan en la ecuación, enesta caso dos:SO3

2- + H2O + 2 OH- ---------- SO42- + 2H+ +2 OH- + 2e-

En el segundo miembro se produce la neutralización de los iones H+ y OH- que da lugar a 2 moléculas de H2O.

SO32- + H2O + 2 OH- ---------- SO4

2- + 2 H2O + 2e-

Como aparecen moléculas de H2O a ambos lados de la ecuación, éstas deben simplificarse; la ecuaciónobtenida ya tiene sentido químico al estar ajustada en medio básico:SO3

2- + 2 OH- ---------- SO42- + H2 O + 2e-

La formulación de la ecuación iónica global exige combinar las dos semirreacciones. En este caso, essuficiente sumar ambas semirreacciones:

I2 + 2e- ---------- 2I- SO3

2- + 2 OH- -------------- SO42- + H2O + 2e-

_______________________________________________

I2 + SO32- + 2 OH- + 2e- ----------- 2I- + SO4

2- + H2O + 2e-

Para escribir la ecuación redox completa hay que tener en cuenta la información que proporciona la ecuación

inicial no ajustada.La base del primer miembro es Na (OH) y los iones SO32- y SO4

2- deben aparecer en la ecuación global comolas de las sales sódicas. La ecuación global ajustada es:

I2 + Na2 SO3 + 2 Na(OH) --------------- 2 NaI + Na2 SO4 + H2O.

6.- El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación:NaBr + HNO3 Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O

a) Ajuste esta reacción por el método del ion electrón.b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se tratancon ácido nítrico en exceso.

Masas atómicas: Br = 80; Na = 23.

7.- El óxido nítrico (NO) se prepara según la reacción:Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 0’5 L de NO medidos a 750 mm de

mercurio y 25 ºC.Datos: R = 0’082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Cu = 63’5.

8.- En medio ácido sulfúrico, el permanganato de potasio reacciona con Fe (II) según:KMnO4 + FeSO4 + H 2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el número de moles de sulfato dehierro (III) que se obtienen cuando reaccionan 79 g de permanganato de potasio con la cantidad necesaria de Fe(II).




66

Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.

9.- Dada la reacción:KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

a) Ajuste la reacción anterior por el método del ion-electrón.b) Calcule los mL de disolución 0’5 M de KMnO4 necesarios para que reaccionen completamente

con 2’4 g de FeSO4.Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 56.

10.- En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación:CrO4

2– + SO32– + H+ Cr3+ + SO4– + H2O

a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón.b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088 M de K 2CrO4 , calcule lamolaridad de la disolución de Na2SO3.

11.- El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4 , O2, H2O y K2SO4.a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.

b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4?R= 0’082 atm·L·K ‾

1·mol ‾ 1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55.

12.- En una valoración, 31’25 mL de una disolución 0’1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen17’38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y elpermanganato a Mn2+.a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón.b) Calcule la concentración de la disolución de KMnO4.Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.

13.- La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:MnO4- + Ag + H+ Mn2+ + Ag+ + H2O

a) Ajuste esta reacción por el método del ion electrón.b) Calcule los gramos de plata metálica que podría ser oxidada por 50 mL de una disolución acuosa de MnO4

- 0’2

M.Masa atómica: Ag = 108.

14.- El ácido nítrico (HNO3) reacciona con el sulfuro de hidrógeno (H2S) dando azufre elemental (S) , monóxidode mononitrógeno (NO) y agua.a) Escriba y ajuste por el método del ion electrón la reacción correspondiente.b) Determine el volumen de H2S, medido a 60ºC y 1 atm, necesario para que reaccione con

500 mL de HNO3 0’2 M. Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1.

15.- a) Ajuste por el método del ion-electrón la siguiente reacción:KClO3 + KI+ H2O →KCl + I2 + KOH

b) Calcule la masa de clorato de potasio que se necesitará para obtener 1 gramo de yodo. Masas atómicas: Cl =35’5; K = 39; O = 16; I = 127.




67

CONCEPTOS BÁSICOS: ELECTROLISISEn los procesos electroquímicos espontáneos en los que se fundamentan las celdas galvánicas, el potencial o

f.e.m. de la celda es una medida de la fuerza impulsora de la reacción dado que en estos sistemas la energía libreque se libera se transforma en energía eléctrica. Sin embargo, si a una celda galvánica, se le opone una f.e.m.

numéricamente mayor que la que proporciona, entonces la reacción química espontánea de la celda se invierte ytiene lugar un proceso electroquímico (no espontáneo) denominado electrolisis. La electrolisis es pues el procesoelectroquímico opuesto al que se produce en una celda galvánica y en el transcurso del mismo, la energía eléctricase transforma en energía química.

El término electrólisis hace referencia al hecho que durante la aplicación de una f.em. externa (electro-), uncompuesto químico se descompone (-lisis) en sus elementos.

Los procesos electrolíticos se realizan, como ya se ha mencionado antes, en unos dispositivos denominadosceldas o cubas electrolíticas y en ellos, el ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación y el cátodo elelectrodo donde ocurre el proceso de reducción.

Los aspectos cuantitativos de la electrólisis están relacionados con la estequiometría de la reacción redoxque tiene lugar ( moles de sustancia que se oxida o se reduce) y con los moles de electrones que intervienen en el

proceso de transferenciaelectrónica redox.

Supongamos un proceso electrolítico de un compuesto genérico AmBn basado en las siguientesemirreacciones:

An+ + ne- → ABm- → B + me-

La reacción global debidamente ajustada sería: m An+ + n Bm- [AmBn ] → m A + n BLa carga total que debe pasar por la celda electrolítica para producir 1 mol de A es n moles de electrones y

para producir 1 mol de B debe ser de m moles de electrones. Así pues, si pasan m·n moles de electrones sedepositarán m moles de A y n moles de B.

A partir de resultados experimentales rigurosos sobre procesos electrolíticos, Michel Faraday estableció unaserie de conclusiones que se conocen como leyes de Faraday y que resumen los aspectos cuantitativos de losprocesos electrolíticos. Estas conclusiones son:

1ª.- La cantidad de sustancia depositada o liberada (m) al paso de una corriente eléctrica esdirectamente proporcional a la cantidad de electricidad aplicada (Q), es decir al producto de la intensidadde la corriente por el tiempo en que circula (Q=I·t).

2ª.- Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada esdirectamente proporcional a su equivalente químico. Siendo el equivalente químico = Ma (masa atómica)/nºde electrones (intercambiados en la semirreacción)

3ª.- La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquiersustancia es siempre constante e igual a 96.487 culombios. Esta cantidad recibe el nombre de constante

de Faraday (F = 96.487 C(culombios)/mol). En los cálculos, este valor se aproximará a 96.500 C(culombios)/mol.

De estas leyes se puede establecer la siguiente expresión cuantitativa:m = Eq. i.t /96500 = Ma. I.t/ v. 96.500 donde Ma es la masa atómica, la I es la intensidad de la

corriente se mide en amperios, t es el tiempo en segundos y v numero de electrones intercambiados.

15.- Por una cuba electrolítica que contiene cloruro de cobre (II) fundido, circula una corriente eléctrica de 3 Adurante 45 minutos. Calcule: a) La masa de cobre que se deposita. b) El volumen de cloro que se desprende,medido en condiciones normales.Datos: F = 96500 C; Masa atómica: Cu = 63’5.




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16.- Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrólisis de la disolución. Cuandohan pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1’74 g de metal.Calcule: a) La carga del ion metálico. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales.Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157’2.

17.- El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las sales de Al3+ fundidas. a)

¿Cuántos culombios deben pasar a través del fundido para depositar 1kg de aluminio?b) Si una célula electrolítica industrial de aluminio opera con una intensidad de corriente de 40.000 A. ¿Cuántotiempo será necesario para producir 1 kg de aluminio?Datos: Faraday = 96500 C. Masa atómica: Al = 27.

18.- Se hace pasar una corriente de 0’5 A a través de un litro de disolución de AgNO3 0’1 M durante 2 horas.Calcule:a) La masa de plata que se deposita en el cátodo.b) La concentración de ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis.Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108.

19.- Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0’1 A durante 20 horas. Calcule a) La masa de níquel depositada en el cátodo.b) El volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo.Datos: F= 96500 C. Masas atómicas: Cl = 35’5; Ni = 58’7.

20.- Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule:a) La masa de cinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2+ una corriente de1’87 amperios durante 42’5 minutos. b) El tiempo necesario para que se depositen 0’58 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de AgNO 3 unacorriente de 1’84 amperios.

Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65’4; Ag = 108.21.- Dos cubas electrolíticas, conectadas en serie, contienen una disolución acuosa de AgNO 3 , la primera, y unadisolución acuosa de H2SO4, la segunda. Al pasar cierta cantidad de electricidad por las dos cubas se hanobtenido, en la primera, 0’090 g de plata.Calcule:a) La carga eléctrica que pasa por las cubas.b) El volumen de H2 , medido en condiciones normales, que se obtiene en la segunda cuba.Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108; H = 1.

PILAS ELECTROQUÍMICAS

Por convenio, el electrodo en que se produce la oxidación se denomina ánodo y aquel en que ocurre lareducción se denomina cátodo, independientemente de que sean electrodos de una pila galvánica o de una pilaelectrolítica.

Las celdas galvánicas se representan simbólicamente mediante una notación o diagrama de pila. El siguienteejemplo de diagrama de pila nos permitirá ilustrar las bases de esta notación:

Fe(s) │FeSO4 (ac) ││ CuSO4 (ac) │Cu(s)Una barra vertical (│) indica un cambio de fase entre las especies que separa, mientras que una doble barra

(││) indica un tabique poroso o un puente salino. A la izquierda de la doble barra se representa el ánodo de lacelda y a la derecha el cátodo. A veces en lugar de la especie molecular en disolución, se expresa solo los ionesque participan en el proceso redox y su concentración. Por ejemplo:

Fe(s) │Fe2+ (ac) , (0’1 M)││ Cu2+ (ac), (0’5 M )│Cu(s)Así, la notación anterior representa una pila galvánica constituida por un electrodo metálico de hierro

sumergido en una disolución acuosa de FeSO4 (0’1 M) separada mediante un puente salino de una disolución




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acuosa de CuSO4 0’5 M en la que hay sumergido un electrodo de cobre metálico, en la que las semirreaccionesserian:

Ánodo (oxidación): Fe → Fe2+ + 2e-Cátodo (reducción): Cu2+ + 2e- → Cu

Como en una celda o pila galvánica se genera una corriente eléctrica a partir de una reacción química redoxespontánea, sería útil conocer la fuerza electromotriz (f.e.m.) o diferencia de potencial (ΔEpila) de la pila, lo que

sería inmediato si se conociera de antemano los potenciales de cada uno de los electrodos (E electrodo), de modoque, ΔEpila = Eelect 2 - Eelect 1.Ello sugiere que a cada electrodo le debe corresponder un potencial al que denominaremos potencial de

electrodo y que por definición es el potencial que se genera cuando un electrodo se pone en contacto con unadisolución de sus propios iones (por ejemplo, una barra metálica de cinc en contacto con una disolución acuosa deiones Zn2+).

Teniendo en cuenta que el proceso químico que ilustra el potencial de electrodo es un proceso de equilibrioquímico, el potencial de electrodo depende de la naturaleza del metal, de la concentración de la disolución, y dela presión y temperatura. Ello conduce a que se establezca unas condiciones termoquímicas fijadas. Por convenio,se ha establecido que las concentraciones de los iones que participan en la reacción redox que se establece, sea 1M, la presión de las sustancias gaseosas de 1 atmósfera y la temperatura 25ºC, condiciones denominadas

estándar a 25ºC. Así pues, el potencial de electrodo en estas condiciones se denomina potencial estándar deelectrodo, E0

electrodo a 25ºC.Como el potencial estándar de un electrodo aislado no se puede medir directamente, se recurre a medir la

diferencia de potencial que se establece entre el mismo y otro potencial estándar de electrodo que se establececomo referencia. Para ello se ha tomado como referencia el electrodo estándar de hidrógeno que consiste en unelectrodo de platino sumergido en una disolución ácida 1 M de iones H +, a través del cual burbujea gas hidrógenoa la presión parcial de 1 atmósfera.

Así, para determinar el potencial estándar del par X n+/X , consideramos un electrodo formado por unelemento metálico X sumergido en una disolución acuosa 1 M de uno de sus iones, X n+, y medimos la diferencia depotencial de este electrodo frente al electrodo estándar de hidrógeno mediante la pila siguiente:

Pt(s) │H2(g) │H

+

(1 M)││ X

n+

(ac), (1 M )│X(s)Dependiendo del electrodo que se utilice en la celda, el electrodo estándar de hidrógeno puede actuar comoánodo o como cátodo. En ambos casos, y por convenio se considera que el potencial estándar de hidrógenocomo ánodo o como cátodo es

E0 = 0’00 V. La diferencia de potencial medida en esas condiciones nos daría un valor de ΔE0pila = E0

cátodo – E0ánodo.

Siendo el cátodo el electrodo positivo y el ánodo el negativo.Para calcular la fuerza electromotriz de una pila hay que establecer en primer lugar, que electrodo se oxida y

actúa, por tanto, de par reductor y que electrodo se reduce y actúa de par oxidante. O lo que es similar, ¿Cuál esel polo negativo o ánodo y cuál es el polo positivo o cátodo). Pueden darse tres situaciones ligeramentediferentes, según los valores positivos y negativos de los potenciales de electrodo.

1º.- Electrodos con potenciales de reducción de distinto signoEl de signo negativo será el par reductor (ánodo) y el del signo positivo será el oxidante (cátodo). Sea lapila formada por los pares Zn2+/ Zn E0 = -0,76 V y Cu2+/ Cu E0 = +0,35 V. El Zn2+/ Zn será el reductor y seoxidará:

Oxidación : Zn ------ Zn2+ + 2e- ánodo

El Cu2+/ Cu será el oxidante y se reducirá:

Reducción: Cu2+ + 2e- -------- Cu cátodo.

La reacción global de la pila es:

Zn + Cu2+ ---------- Zn2+ + Cu




70

El cobre es el polo positivo y el zinc el negativo. La fuerza electromotriz se calcula mediante la ecuación

Epila = E(+) – E (-) = + 0,35 V – (-0,76V) = + 0,35+0,76 = + 1,11 V

2º.- Electrodos con potenciales de reducción negativos.

El más negativo será el reductor y polo negativo y el menos negativo oxidante y polo positivo. Sea la pilaformada por los pares Zn2+/ Zn E0 = - 0,76 V y Sn2+ /Sn E0 = -0,14 V.

El Zn2+ / Zn será el reductor y se oxidará (polo negativo).

Oxidación: Zn ------ Zn2+ + 2e-

El Sn2+/ Sn será el oxidante y se reducirá (polo positivo).

Reducción: Sn2+ + 2e- -------- SnLa reacción global es: Zn + Sn2+ ---------- Zn2+ + Sn

Finalmente la fuerza electromotriz se calcula según los valores anteriores:

Epila = E(+) – E (-) = - 0,14 – (-0,76) = - 0,14 + 0,76 = + 0,62 V

En cualquier caso, el valor de la f.e.m. medida nos dará directamente el valor del potencial estándar del parXn+/X a 25ºC. De esta manera, los potenciales de reducción estándar a 25ºC para diversos electrodos, E 0(Xn+/X),han sido determinados y están tabulados.

De otra parte, y dado que el trabajo eléctrico es el producto de la carga eléctrica por la diferencia depotencial, en el caso de las pilas galvánicas se debe cumplir:

ΔG = Weléctrico ; Weléctrico = - q · ΔEpila ; ΔG = - q · ΔEpila y en el caso particular de condiciones

estándares a 25ºC, ΔG

0

= - q · ΔE

0

pila , lo que permite, si se considera una cantidad fija de carga, establecerque:“la variación de energía libre de Gibbs de un proceso redox es proporcional a la f.e.m. de la pila

que se puede construir con los pares redox del proceso, cambiada de signo” .Con esta expresión, y a partir de los valores y signos de los potenciales de reducción estándar de dos

pares redox, se puede establecer la espontaneidad o no espontaneidad de la reacción redox que implica a ambospares. Así, a partir de los potenciales de reducción estándar de dos pares redox, se establece que:

Si ΔE0 › 0 entonces ΔG0 ‹ 0 lo que implica que el proceso considerado es espontáneo. Si ΔE0 ‹ 0 entonces ΔG0 › 0 lo que implica que el proceso considerado no es espontáneo

22.- Dados los potenciales normales de reducción Eº(Pb2+/Pb) = – 0’13 V y Eº(Zn2+/Zn) = – 0’76 V a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar.b) Calcule la fuerza electromotriz de la misma.c) Indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo.

23.- Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. a)Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b) Calcule la f.e.m de la pila.Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+/Cu = 0’34 V; Al3+/Al = ―1’65 V.

24.- Sabiendo que :Zn(s)/Zn2+(1M)║H+(1M)/H2(1atm)/Pt(s) Eºpila = 0’76 V Zn(s)/Zn2+(1M)║Cu2+(1M)/Cu(s) Eºpila = 1’10 V

Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eº (Zn2+/Zn). b) Eº(Cu2+/Cu).




71

25.- A partir de los valores de potenciales normales de reducción siguientes: (Cl2/Cl - ) = +1’36 V; (I2/I - ) = +0’54 V; (Fe3+/Fe2+) = +0’77 V, indique, razonando la respuesta: a) Si el cloro puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+.b) Si el yodo puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+.




72

PARTE 7ª: QUÍMICA ORGÁNICA1.- Conceptos básicosGRUPO FUNCIONAL: es una agrupación característica de átomos, con enlaces polares o múltiples, que introduceun punto reactivo en la molécula, siendo responsable del comportamiento químico de ésta.SERIE HOMÓLOGA: es un conjunto de compuestos orgánicos que contiene un mismo grupo funcional y difierensólo en la longitud de la cadena, es decir, en el número de grupos –CH2 –.

ISOMERÍA: Isómeros son compuestos diferentes que tienen igual fórmula molecular.La isomería puede ser:a. Constitucional:Estos isómeros difieren en la secuencia de sus enlaces, es decir, en la forma en que están conectados sus

átomos.1) De cadena. La estructura de la cadena es diferente: puede ser lineal o ramificada.2) De posición. Los isómeros tienen el mismo grupo funcional, aunque en posición diferente en una misma

cadena.3) De función. Son isómeros con grupos funcionales distintos.

b. Estereoisomería:

Estos isómeros sólo se diferencian en la orientación de sus átomos en el espacio.1) Geométrica. Se presenta en los alquenos que poseen dos grupos diferentes en el extremo del doble

enlace. El isómero cis tiene los sustituyentes en el mismo lado del doble enlace, el isómero trans los tiene enlados opuestos.

2) Óptica. Esta isomería se presenta cuando existe en la molécula un carbono quiral o asimétrico(carbono unido a cuatro grupos diferentes). A estos isómeros se les denomina enantiómeros, sus propiedadesfísicas son iguales, excepto en el sentido en que hacen girar el plano de polarización de la luz.

2. Reacciones en Química OrgánicaUna gran parte de las reacciones en Química Orgánica se pueden clasificar en:

1. Reacciones de sustitución2. Reacciones de adición3. Reacciones de eliminación4. Reacciones de oxidación-reducción2.1. Reacciones de sustitución:Un átomo o un grupo de átomos de una molécula, sustrato, es sustituido por otro átomo o grupo de

átomos de otra, denominada reactivo.El reactivo puede ser un radical libre, un nucleófilo o un electrófilo.En la mayoría de las reacciones de sustitución que experimentan los alcanos, el reactivo esun radical.

Ej:

luz o calor CH4 + Cl2 ---luz o calor

→ CH3Cl + HClEsta reacción puede continuar, precisando en cada etapa luz o calor y formándose, también en cada etapa, HCl :CH3Cl-----Cl2----CH2Cl2------Cl2-------CHCl3-------Cl2------CCl4La reacción del metano con el cloro, por tanto, conduce a una mezcla de productos clorados, cuya composicióndepende de la proporción de cloro y de las condiciones de la reacción.

2.2. Reacciones de adición: Una molécula incorpora a su estructura otra molécula.Este tipo de reacciones ocurren sobre sustratos con dobles o triples enlaces originando un producto con mayorgrado de saturación.

· Reacciones de adición electrófila

Adición de Hidrógeno. Ej: CH3CH=CH2 + H2-----catalizador---CH3CH2CH3Adición de halógenos. Ej: CH3CH=CH2+ Br2 --------------------- CH3CHBrCH2BrAdición de agua. Ej: CH3CH=CH2 +H2O ----catalizador-------CH3CHOHCH3




73

Adición de haluros de hidrógeno.Ej: CH3CH=CH2 + HCl ----------- CH3CHClCH3

Regla de Markovnikov: En general, la adición de un reactivo del tipo HX ( H2 O , HCl …)a un doble enlacede un alqueno da lugar a un producto mayoritario en el que el hidrógeno del reactivo se ha unido al átomo decarbono que inicialmente tenía mayor número de átomos de hidrógeno.

2.3 Reacciones de eliminación:Una molécula pierde algunos átomos de posiciones adyacentes y origina una nueva molécula con un enlace múltiple,doble o triple.

· Deshidratación de alcoholesEj: CH3CH2OH -----H2SO4—calor-------CH2=CH2

· Deshidrohalogenación de haluros de alquiloEj: CH3CHClCH3------KOH—alcohol---- CH2=CHCH3

. Dependiendo del haluro de alquilo y de las condiciones de la reacción los nucleófilos, que también son

básicos, pueden participar en la reacción de sustitución o en la de eliminación.

· Deshalogenación de dihaluros vecinalesEj: CH2BrCH2Br ----catalizador--- CH≡CH

Regla de Saytzeff: En las reacciones de eliminación, usualmente predominan los alquenos mássustituidos, como productos de la reacción.

2.4 Reacciones de oxidación-reducción:Entre los procesos de oxidación-reducción que pueden experimentar los compuestos orgánicos se

encuentra la combustión, la reacción de oxidación más típica de los hidrocarburos.La combustión es una reacción química muy exotérmica que se produce en presencia de oxígeno que, encantidad abundante, origina dióxido de carbono y agua como productos.

Ej: CH3CH2CH3 + 5 O2→3CO2 + 4H2O

EJERCICIOS DE ORGANICA

1º.- Complete las siguientes reacciones y ajuste la que corresponda a una combustión:a) CH3CH=CHCH3 + H2 b) CH3CH3 + O2 c) CH

4+ Cl

2(con energía h.)

2º.- Dados los compuestos: 2-butanol, CH3CHOHCH2CH3, y 3-metilbutanol, CH3CH(CH3)CH2CH2OH,responda, razonadamente, a las siguientes cuestiones:

a) ¿Son isómeros entre sí?b) ¿Presenta alguno de ellos isomería óptica?

3º.- a) Defina serie homóloga. b) Escriba la fórmula de un compuesto que pertenezca a la misma seriehomóloga de cada uno de los que aparecen a continuación: CH3CH3; CH3CH2CH2OH; CH3CH2NH2 .

4º.- Ponga un ejemplo de los siguientes tipos de reacciones:a) Reacción de adición a un alqueno.b) Reacción de sustitución en un alcano.




74

c) Reacción de eliminación de HCl en un cloruro de alquilo.

5º.- Indique el tipo de hibridación que presenta cada uno de los átomos de carbono en las siguientesmoléculas: a) CH3C≡CCH3 b) CH3CH=CHCH3 c) CH3CH2CH2CH3

6º.- Dadas las moléculas CH4, C

2H

2, C

2H

4,razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) En la molécula C2H4 los dos átomos de carbono presentan hibridación sp3. b) El átomo de carbono dela molécula CH4 posee hibridación sp3. c) La molécula de C2H2 es lineal.

7º.- Las fórmulas moleculares de tres hidrocarburos lineales son: C3H6, C4H10 y C5H12. Razone si sonverdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Los tres pertenecen a la misma serie homóloga. b)Los tres presentan reacciones de adición. c) Los tres poseen átomos de carbono con hibridación sp3.

8º.- Complete las siguientes reacciones e indique el tipo al que pertenecen:a) CH CH + HCl

c) BrCH2-CH2Br Etanol/ KOH

2 KBr +d) CH3CH2CH3 + Cl2 h

HCl +

9º.- Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son:a) CH3CH=CH2 + HBr

b) CH3CH2CH3 + Cl2 h c) CHCH + H2

Pd/Pt

10º.- Ponga un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones: a) Adición a un alqueno. b) Sustitución

en un alcano. c) Deshidratación de un alcohol.

11º.- Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:a) CH3CH2CH2OH (en medio H2SO4 y calor) Compuesto + H2Ob) CH3CH2CH=CH2 + HI c) C6H6 (benceno) + HNO3 (en medio H2SO4) Compuesto + H2O

12º.- Dados los siguientes compuestos: CH3COOCH2CH3 , CH3CONH2 , CH3CHOHCH3 yCH3CHOHCOOH

a) Identifique los grupos funcionales presentes en cada uno de ellos.b) ¿Alguno posee átomos de carbono asimétrico? Razone su respuesta.

13º.- Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos:a) Serie homóloga.b) Isomería de cadena.c) Isomería geométrica.

14º.- Explique uno de los tipos de isomería que pueden presentar los siguientes compuestos yrepresente los correspondientes isómeros:

a) CH3COCH3 b) CH3CH2CH2CH3 c) CH3CHFCOOH




15º.- Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:a) CH2=CH2 + H2 (con energía luminosa) b) CH3CH3 + Cl2 Compuesto + HClc) CH3OH + O2

16º.- Los compuestos CH3CH2OH y CH3CH2CH3 tienen masas moleculares similares. Indique, justificando la respuesta:

a) Cuál tiene mayor punto de fusión.b) Cuál de ellos puede experimentar una reacción de eliminación y escríbala

17º.- a) Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos:a1) 1,2,3-propanotriola2) 1,2-dibromoetenoa3) Propanoamida

b) Indica los grupos funcionales de cada uno de ellosc) ¿Presenta alguno isomería cis-trans? Razona la contestación. En caso afirmativo escribe los posiblesisómeros.

18.- Escribe:a) Un hidrocarburo alifático saturado que presenta isomería de cadena.b) Un alcohol que presenta isomería de posición.c) Un ejemplo de isomería de funciónd) Un aldehído que presenta isomería ópticae) Un ejemplo de isomería geométrica

Formula en cada caso los dos isómeros y nómbralos.

19.- Considere la molécula de acetileno: (C2H2)a) ¿Qué tipo de hibridación asignaría al átomo de carbono en el mencionado compuesto?b) ¿Cuántos enlaces de tipo y cuántos de tipo presenta la molécula?c) ¿Qué tipo de reacción química tendría lugar entre esta especie e hidrógeno molecular?

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