Química general - Grupo A Seminario 1

1. En la década de 1970, las señales de radio del Voyager I fueron emitidas a una frecuencia

de 8,4 GHz. Esta radiación se recibió en la Tierra mediante una antena capaz de detectar

señales tan débiles como 4 × 10-21 W (1 W = 1 J/s). ¿Cuántos fotones por segundo

representa este límite de detección?

Hay que calcular la energía de los fotones de 8,4 GHz:

En un segundo puede captar hasta 4 × 10-21 J, lo que supone:

2. Dibuja las estructuras de Lewis, predice la geometría e indica la hibridación de los átomos

centrales en las siguientes especies químicas: a) NH2-, b) CO3

2-, c) AlH4-, d) H3O

+, e) N2O3

(los dos nitrógenos están unidos entre sí).

Fórmula Estructura de Lewis Distribución de

grupos de electrones

Geometría de la molécula

Hibridación

NH2-

Tetraédrica (AX2E2)

Angular

sp3

CO32-

Trigonal (AX3)

Trigonal

sp2

AlH4-

Tetraédrica (AX4)

Tetraédrica

sp3

H3O+

Tetraédrica (AX3E)

Piramidal

sp3

N2O3

Trigonal en ambos casos

(AX2E y AX3)

sp2en ambos casos

3. Explica por qué el momento dipolar del ClNO es mayor que el del ClNO2.

4. ¿Cuáles son los estados de hibridación y el tipo de enlace en una molécula de N-metilbut-

2-enamida?

El nitrógeno de las amidas es sp2. El par de electrones en el orbital 2pz, junto con los orbitales

2pz del grupo CO forman un orbital π deslocalizado.

5. Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones y pon un ejemplo:

a) Las estructuras de Lewis con cargas formales son incorrectas.

FALSO: A veces, las cargas formales son necesarias para completar los octetos de todos

los átomos. Lo que se intenta es minimizar el número de cargas formales necesarias,

pero no tienen que ser cero. Por ejemplo: HNO2

b) Las moléculas en las que hay una diferencia de electronegatividad entre sus átomos

son polares.

FALSO: Aunque un enlace esté polarizado por unir átomos de distinta

electronegatividad, es posible que el momento dipolar total de la molécula sea cero.

Por ejemplo, en el caso del CO2.

c) Las moléculas diatómicas siempre tienen forma lineal.

VERDADERO: Los enlaces entre dos átomos son siempre lineales y en una molécula

diatómica sólo hay un grupo de electrones.

d) Las afinidades electrónicas son siempre negativas.

FALSO: La afinidad electrónica es la energía desprendida (en este caso sería negativa) o

absorbida (positiva) en la reacción de captura de un electrón por parte de un átomo:

M + e- M-

6. A partir de las entalpías de enlace promedio de la tabla, estima la entalpía de reacción de

combustión del etano: 2 C2H6(g) + 7 O2(g) 4 CO2(g) + 6 H2O(g)

Enlace Entalpía de enlace

(kJ/mol) Enlace

Entalpía de enlace (kJ/mol)

Enlace Entalpía de enlace

(kJ/mol)

C - H 413 H - H 436 C = O (en CO2) 801

O - H 482 C - O 743 C - O 351

N - H 391 C = C 835 I - I 151

O = O 494 H - F 563 H - I 299

C - C 348 H - Cl 432 F - F 153

C = C 612 C - F 485 Cl - Cl 243

C - N 292 C - Cl 339 N≡ N 991

Enlaces rotos

Un enlace C-C (348 kJ/mol) + seis enlaces C-H (6·413 kJ/mol) por molécula: 2826 kJ/mol Un doble enlace O=O por molécula de O2: 494 kJ/mol

En la reacción: 2· 2826 + 7·494 = 9110 kJ/mol

Enlaces formados

Dos enlaces O-H (2·482 kJ/mol) por molécula de agua: 964 kJ/mol Dos enlaces C=O (2·801 kJ/mol) por molécula de CO2: 1602 kJ/mol

En la reacción: 4·964 + 6·1602 = 12192 kJ/mol

La entalpía de la reacción se calcula: ΣEnlaces rotos – ΣEnlaces formados = 9110 –

12192 = -3082 kJ/mol

7. La función Ψ2 del orbital 1s del átomo de hidrógeno es máxima cuando la distancia del

electrón al núcleo (R) es cero, pero la distancia más probable de encontrar el electrón con

respecto al núcleo es 53 pm. ¿Cómo pueden ser ambas afirmaciones correctas?

ψ2 no da la probabilidad, sino la densidad de probabilidad, es decir, la probabilidad

dividida por el volumen, por ejemplo el de una esfera de radio R. A medida que nos

acercamos al núcleo, el volumen de la esfera disminuye y tiende a cero, por lo que la

densidad de probabilidad aumenta rápidamente.

Para calcular la probabilidad de encontrar el electrón a una cierta distancia R se utiliza

la densidad de probabilidad radial, en la que hemos multiplicado ψ2 por la superficie de

la esfera de radio R.

8. En un estudio sobre el efecto fotoeléctrico en el oro se utilizó la luz correspondiente a la

transición entre los niveles n=2 n=1 del átomo de hidrógeno. Si la función trabajo del

oro es de 492 kJ/mol, calcula la energía cinética de los electrones desprendidos del metal

y la longitud de onda asociada a su velocidad.

1) Determinamos qué energía tienen los fotones con los que se irradia el metal:

n=2 n=1, - - - -

La energía de los fotones será 1,6349 10-18 J (se toma el valor absoluto).

2) Determinamos cuánta energía hace falta para arrancar un electrón (función

trabajo):

3) La energía cinética es la energía total (del fotón con que se irradia) menos la función

trabajo:

Ehv = E0 + EK ; EK = Ehv-E0 = 16,349 10-19 – 8,17 10-19 = 8,18 10-19 J

4) Podemos calcular la velocidad del electrón a partir de su energía cinética:

Como el electrón es una partícula, no podemos aplicar la ecuación de Planck, que sólo

es válida para fotones. La ecuación que relaciona la velocidad de una partícula con la

longitud de onda asociada es la ecuación de De Broglie:

Química general - Grupo B Seminario 1

1. Un químico mezcla dos líquidos, A y B, para formar una mezcla homogénea. Las densidades de los líquidos son 2,0514 g/ml para A y 2,6678 g/ml para B. Si deja caer una pequeña bolita de acero de 5,0 mm de diámetro dentro de la mezcla, descubre que cuando la mezcla se compone de 41,37% de A y 58,63% de B (en volumen), la bolita queda suspendida en el líquido, es decir, que ni flota ni se hunde. ¿Cuál es la masa de la bolita de acero? La bolita ni flota ni se hunde porque tiene exactamente la misma densidad que la disolución. Hay que calcularla: Podemos suponer que formamos 100 ml de disolución sumando 41,37 ml de A y 58,63 ml de B.

Esta misma es la densidad de la bolita de acero. Como sabemos su radio, podemos

calcular su volumen con la fórmula del volumen de una esfera, pero teniendo en cuenta

que 1 ml = 1 cm3

La masa de la esfera se obtiene:

2,413 g/ml · 6,5 10-2 ml = 0,16 g

2. Ordena las siguientes moléculas en orden creciente de momento dipolar:

a) 1,2,3-triclorobenceno.

b) p-diclorobenceno.

c) 1,2,4-triclorobenceno.

d) 1,3,5-triclorobenceno.

3. Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones y pon un ejemplo:

a) Los enlaces polarizados hacen que las moléculas sean polares.

FALSO: Hay moléculas (p. ej. CO2) en las que, a pesar de que el enlace C-O está

polarizado, la suma de los momentos dipolares es cero: la molécula es apolar.

b) Las energías de ionización son siempre negativas.

FALSO: Son siempre positivas porque es la energía que hay que comunicar para llevar

un electrón situado en un orbital atómico (que tiene de energía –RH(Z/n)2 < 0) hasta el

infinito (E = 0). El electrón tiene que ganar energía, por lo que ésta es positiva.

c) Las estructuras de Lewis con electrones desapareados son incorrectas.

FALSO: Las estructuras de Lewis también se pueden aplicar a radicales, que tienen

siempre un electrón desapareado. P. ej.: H-O·, ·NO

d) Las estructuras de Lewis donde los átomos no tienen el octeto completo son

incorrectas.

FALSO: Los octetos incompletos y expandidos corresponden a moléculas reales. (p.ej.

PF6, BeCl2, BF3)

4. Determina la geometría de las siguientes especies químicas, indicando la hibridación del

átomo central: a) SO3, SO32- y SCl3

-, b) XeO4, XeO2F2 y XeF4.

Fórmula Estructura de

Lewis

Geometría de grupos de electrones

Geometría de la molécula

SO3

Trigonal (AX3) Trigonal

SO32-

Tetragonal (AX3E)

Piramidal

SCl3-

Bipirámide trigonal (AX3E2)

Forma de T

XeO4

Tetragonal (AX4)

XeO2F2

Bipirámide trigonal (AX4E)

Balancín (Los dobles enlaces se colocan lo más

alejados del par de electrones solitarios)

XeF4

Octaédrica (AX4E2)

Plano cuadrada

5. La entalpía de la reacción de destrucción de moléculas de ozono es:

O3(g) + O(g) 2 O2(g) ΔH0 = -394 kJ/mol

Estima la energía del enlace oxígeno-oxígeno en el ozono y compara el valor obtenido con

las energías de enlace O-O (142 kJ/mol) y O=O (498 kJ/mol).

Se rompen dos enlaces en el ozono, cuya energía de disociación (Dozono) es la que

queremos conocer.

Se forman dos enlaces en las moléculas de oxígeno.

-

Es muy próximo al valor promedio entre un enlace simple y un enlace doble:

(142+498)/2=320 kJ/mol

6. ¿Cuáles son los estados de hibridación y el tipo de enlace en una molécula de ácido 2-

hidroxibutanodioico?

7. El módulo del momento angular de un electrón en el átomo de hidrógeno de Bohr es

m·u·r, donde m es la masa del electrón, u su velocidad, y r, el radio de la órbita de Bohr.

Demuestra que las circunferencias de las diferentes órbitas de Bohr son múltiplos enteros

de las longitudes de onda asociadas al electrón considerado como onda de materia.

Según el postulado de Bohr, el momento angular tiene que ser un múltiplo de h/2π:

Por otro lado, L=m·u·r.

m·u se puede calcular a partir de la hipótesis de De Broglie:

Si igualamos:

Despejando λ:

Por tanto, la longitud de la circunferencia correspondiente a la órbita del electrón es un

número de entero de veces la longitud de onda asociada a dicho electrón.

8. La retina del ojo humano es capaz de detectar luz cuando la radiación incidente es de, por

lo menos, 4,0 10-17 J. a) ¿Cuántos fotones de luz de 434 nm equivalen a esta energía? b)

¿Qué transición en el átomo de hidrógeno puede generar esa radiación?

a) La ecuación de Planck da la energía de un fotón:

E = h·c = h · c/λ = 6,6256 10-34 J·s · 2,9979 108 m·s-1 / 434 10-9 m = 4,58 10-19 J

4,0 10-17 J · 1 fotón/4,58 10-19 J = 87,33 87 fotones

b) Se trata de luz visible, con lo que se trata de la serie de Balmer (nf = 2). Sólo hay que

determinar ni.

- ; -

Despejando ni