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UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA PAMPA

FACULTAD DE AGRONOMÍA

QUÍMICA GENERAL

GUIA DE EJERCICIOS Y PROBLEMAS

Profesores Adjuntos: Lic. Estela Hepper Lic. Ana Urioste

Jefe de Trabajos Prácticos: Lic. Antonela Iturri Ayudante de Primera: Lic. Sofia Larroulet

Ing. Agr. Pablo Olivieri Ayudante de Segunda: Juan Bollini Pasantes Alumnos: Juan de la Fuente Fernando Porta Siota Felipe Serrago

Año 2011

Facultad de Agronomía-UNLPam Año 2011 Carrera: Ingeniería Agronómica Cátedra: Química General

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Para la resolución de los ejercicios y problemas que se presentan en esta guía Ud. dispone de una serie de tablas como material adicional, en donde encontrará toda la información necesaria y además en algunos casos deberá consultar la Tabla Periódica de los Elementos.

INDICE

CAPÍTULO 1: FORMAS Y ESTRUCTURAS MOLECULARES

3

CAPÍTULO 2: INTERACCIONES ENTRE PARTÍCULAS Y ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA

7

CAPÍTULO 3: TERMODINÁMICA-TERMOQUÍMICA

13

CAPÍTULO 4: EQUILIBRIO FÍSICO

20

CAPÍTULO 5: VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO

26

CAPÍTULO 6: EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA 31

CAPÍTULO 7: EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

39

CAPÍTULO 8: ELECTROQUÍMICA

44


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CAPITULO 1

FORMAS Y ESTRUCTURAS MOLECULARES

Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- Describir el enlace covalente y los tipos de covalencia. 2- Indicar las propiedades de los enlaces covalentes y la relación entre ellas. 3- En cada una de las siguientes sustancias, asignar al enlace entre los átomos de

carbono un valor de longitud y energía de enlace: H H H H a) H – C – C – H b) H – C = C – H c) H – C ≡ C – H H H Datos : Longitud de enlace 1,20 A; 1,54 A; 1,33 A Energía de enlace: 83,1 kcal/mol; 123 kcal/mol; 100 kcal/mol 4- Comparar las sustancias bromuro de hidrógeno e ioduro de hidrógeno respecto a

longitud de enlace y energía de enlace.

5- ¿Qué mantiene unido a los átomos de hidrógeno en la molécula de la sustancia simple que forman?

6- Escribir una fórmula posible para la estructura de Lewis de las siguientes especies químicas:

a) sustancia simple nitrógeno b) ión oxonio c) cloruro de hidrógeno d) ión hidróxido e) ión trioxoclorato (V) f) monóxido de carbono 7- Escribir la estructura electrónica externa del N , C y O utilizando la notación Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- En cuál de estos compuestos será más energético el enlace C-N:

a) HCN b) CH3NH2


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2- Explicar como se forman los enlaces que mantienen unidos a los átomos en la molécula de nitrógeno utilizando el concepto de traslape de orbitales atómicos. Especificar si se trata de enlaces sigma o pi.

3- Explicar como se forman los enlaces en las siguientes sustancias y como se

denominan los mismos: a) NH3 (ángulo de enlace: 107º) b) H – C ≡ C – H (molécula lineal) 4- Explicar la estructura del anión silicato (tetraoxosilicato) con la teoría de hibridación

de orbitales atómicos. 5- Completar el siguiente cuadro: evaluar en cada caso la hibridación del átomo

central contenido en el grupo funcional que representa al compuesto.

Nombre Fórmula semi desarrollada

Tipo de hibridación

del C del grupo

funcional

Ángulo de enlace (aprox.)

Geometría del grupo funcional

Fórmula desarrollada

(ángulo enlace)

2-metil butano

2-propanol

Ácido etanoico

3- metil-2- penteno

Butanona

2- metil propanal

Metil benceno

6- Representar la fórmula desarrollada de un hidrocarburo que sólo tenga tres

carbonos en su estructura y sus carbonos presenten hibridación sp3 y sp2. 7- Se ha determinado experimentalmente que la molécula de agua es polar. Explicar

dicha polaridad en función de la estructura molecular.


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8- Explicar si las siguientes moléculas son polares: a) N2 b) CO2 (Experimentalmente se encontró que se trata de una molécula lineal)

9- Las evidencias experimentales de los siguientes iones y moléculas indican que los

mismos deben ser descriptos como híbridos de resonancia. Representar las estructuras resonantes correspondientes:

O a) benceno b) propanamida c)

CH3 – CH2 – O – P– O - (fosfato de etilo) Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- Explicar cómo se forman los enlaces que mantienen unidos a los átomos en las

siguientes moléculas, y especificar si se trata de enlace sigma ó pi: a) HCl b) F2

2- Indicar la hibridación del átomo que se encuentra remarcado en negrita en cada

una de las siguientes moléculas: a) BCl3 b) CCl4 c) H2N – CH2 – COOH (glicina) d)OC(NH2)2(urea) e) 3- Representar la fórmula desarrollada de un hidrocarburo que sólo tenga 4

carbonos en su estructura y carbonos con hibridación sp y sp3. 4- Se ha determinado experimentalmente que los ángulos de enlace en el metano

(CH4), amoníaco y agua son 109,5º; 107,3º y 104,5º respectivamente. Explicar a qué se debe la diferencia en el ángulo de enlace en dichas moléculas isoelectrónicas.

5- Al comparar dos moléculas muy similares como el CO2 y el SO2 se determinó

que en la primera el momento dipolar es cero, mientras que en la segunda no. Justificar ésto de forma razonada.

6- Predecir si las siguientes moléculas tienen momento dipolar y justificar en cada

caso.

O -

CH3 CO

CH3


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a) Metano b) Br2 c) Sulfuro de hidrógeno (molécula angular) d) Propanona

7- Las evidencias experimentales de los siguientes iones y moléculas indican que los

mismos deben ser descriptos como híbridos de resonancia. Representar las estructuras resonantes correspondientes:

a) Anión acetato b) Tolueno (metil benceno)


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CAPITULO 2

INTERACCIONES ENTRE PARTÍCULAS Y ESTADOS DE AGREGAC IÓN DE LA

MATERIA

Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- ¿Cuándo se establece una unión iónica entre dos elementos? ¿en qué consiste?

Indicar de qué depende la energía del enlace iónico y cómo es dicha dependencia.

2- Indicar en cada uno de los apartados cuál de las sustancias posee mayor energía de unión entre partículas y explicar cómo lo deduce.

a) MgCl2 y BaCl2 b) KCl y CaCl2

3- En función de los datos de temperaturas de cambios de estado indicar en qué

estado de agregación se encuentran las siguientes sustancias a 25°C y 1 atm de presión:

a) Acetona (dimetilcetona) b) Naftaleno (C10H8) c) Amoníaco (NH3)

Datos: Tfacetona: -95°C ; Te acetona: 56,2 °C ; Tf naftaleno:80,5°C; Te naftaleno: 217,7°C ; Tfamoníaco:- 77,73°C; Te amoníaco: - 33,34°C (todos los valores de temperatura corresponden a la presión de 1 atm).

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- Identificar los tipos de fuerzas intermoleculares que pueden surgir entre

moléculas de cada una de las siguientes sustancias: a) HF b) CI4 (tetraioduro de carbono) c) CH3OH d) SO2

2- Dadas las siguientes sustancias:

a- (CH3CH2)2NH d- CH3CH2CH2OH b- (CH3CH2CH2)2 O e- CH3(CH2)3CH3 c- CH3CH2COOH


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Responder:

a) ¿Cuáles de dichos compuestos puros pueden formar puentes de hidrógeno entre sus moléculas?

b) ¿Cuáles de dichas sustancias pueden formar puentes de hidrógeno con el agua?

3- Indicar en orden creciente cómo son las atracciones intermoleculares para la

siguiente sustancia en los tres estados de agregación. Especificar que tipo de interacción intermolecular presenta.

Br2 (s), Br2 (l) y Br2 (g)

4- Explicar en función de los enlaces y las interacciones intermoleculares porqué el

dióxido de carbono existe al estado gaseoso en condiciones de presión y temperatura ambiente, mientras que el agua se encuentra al estado líquido.

5- Respecto de las características y propiedades del estado gaseoso:

a) indicar qué tipo de partículas están presentes en las sustancias que se pueden encontrar en la naturaleza en estado gaseoso.

b) diferenciar un gas de un vapor en cuanto a las interacciones entre las partículas que los constituyen, relacionar esto con la posibilidad de licuar una sustancia, dar un ejemplo de cada caso.

c) explicar y esquematizar la propiedad de compresibilidad que manifiestan los gases.

6- El volumen de una sustancia al estado gaseoso es función de la temperatura a la

que se encuentra, de la presión que ejerce y de la cantidad de sustancia presente, matemáticamente se representa:

V = V (T,P,n) Indicar la ecuación matemática correspondiente a dicha función para los gases

ideales, el significado de cada parámetro y las condiciones en las que puede ser utilizada para gases reales sin cometer errores en los cálculos.

7- Cuando n moles de un gas confinado en un recipiente cerrado de volumen fijo

absorbe energía térmica: a) ¿qué variables de estado se modifican y porqué? b) indicar si la relación entre las variables, a las que hace referencia el apartado

anterior, es directamente proporcional y dar la expresión matemática correspondiente.


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8- Los gases reales presentan comportamiento ideal cuando se encuentran en determinadas condiciones de Presión y Temperatura. a) dar un ejemplo utilizando los datos de la Tabla correspondiente. b) indicar de qué variable, presión o temperatura, dependerá que los gases que se

encuentran en el aire presenten comportamiento ideal en condiciones ambientales compatibles con la vida.

9- Las moléculas de ozono presentes en la estratosfera absorben buena parte de la

radiación solar dañina. La temperatura y presión típicas del ozono en esta capa son 250 K y 1 10-3 atm y en esas condiciones presenta comportamiento ideal. ¿Cuántos moles de ozono están presentes en 1 L de aire a esa temperatura y presión? (Suponer que a esa altura el aire está formado solamente por ozono).

10- El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,05 g de esta

sustancia se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6 L a 25 ºC. Calcular la presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en dióxido de carbono gaseoso, para ello utilice la ecuación general de los gases ideales. ¿Considera que el resultado obtenido es exacto o aproximado? Explicar.

11- Analizar la composición del aire que se indica en el Cuadernillo de Tablas. a) ¿Qué sustancia contribuye en mayor medida al valor de la presión atmosférica?

¿Por qué? b) Calcular las presiones parciales de oxígeno y de nitrógeno cuando la presión

atmosférica corresponde al valor normal y considerando que el aire tiene una composición porcentual en moles de 20,8% de oxígeno y 79,2% de nitrógeno. Expresar el resultado en hPa.

12- a) Calcular el volumen de NH3(g) que se obtendría al reaccionar 25 g de CaO con

NH4Cl(ac) en exceso. Dicho gas se recoge sobre agua a una temperatura de 30ºC y una presión externa de 9,77.104 Pa. Considerar que el rendimiento del proceso es 100%. Expresar el resultado en dm3. La reacción que ocurre es:

2 NH4Cl(ac) + CaO(s) 2 NH3(g) + CaCl2(ac) + H2O(l)

b) Indicar si realizó alguna aproximación al resolver el apartado anterior. Explicar.

Consultar en la bibliografía los datos que crea necesarios. 13- Utilizando el concepto de efusión de los gases:

a) explicar porqué los globos de látex utilizados en juguetería se desinflan. b) responder ¿qué globo de látex se desinflará en menor tiempo, uno que

contiene He(g) o uno inflado con aire? Justificar.


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C C

H

ClCl

H

C C

H

ClH

Cl

14- Comparar las siguientes sustancias gaseosas, a igual temperatura y presión, respecto de sus velocidades de difusión y ordenarlas de acuerdo a velocidad de difusión creciente:

CO (g), O3 (g), H2 (g), SO2 (g) 15- Predecir qué sustancia de cada uno de los siguientes pares tendrá la mayor

viscosidad en su forma líquida a 0ºC:

a) etanol o dimetiléter b) butano o propanona

16- Predecir qué líquido de los siguientes pares tendrá la mayor tensión superficial:

a) cis-dicloroeteno trans-dicloroeteno

b) benceno a 20 ºC y benceno a 60 ºC.

17- Comparar las siguientes propiedades en los diferentes tipos de sólidos, en función del tipo de partículas:

− Conductividad eléctrica y térmica. − Enlace químico. − Dureza. − Punto de fusion.

18- Los elementos C y Si forman óxidos cuyas fórmulas empíricas son muy similares:

CO2 y SiO2. El CO2 sublima a 194,5 K (-78,5 ºC) y el SiO2 funde aproximadamente a 1973 K (1700 ºC) e hierve a 2473 K (2200 ºC). En vista de esa gran diferencia, indicar que clase de sólidos forman el CO2 y SiO2.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- ¿Cómo se explica que en determinadas condiciones de temperatura y presión

exista la sustancia helio al estado líquido? 2- Explicar si las moléculas que forman las siguientes sustancias interaccionan con

las moléculas de agua, cómo es dicha interacción y si esto provoca alguna transformación química.

a) HCl(g) b) NH3(g)


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3- Conociendo el estado de agregación de las siguientes sustancias presentes en la

naturaleza y las propiedades de los elementos que las forman, predecir para cada una el tipo de partículas presentes y la naturaleza de la unión química entre ellas.

a) Nitrógeno gaseoso presente en el aire. b) Cloruro de sodio sólido presente en depósitos sobre la corteza terrestre. c) Dióxido de silicio sólido presente en la arena.

4- Si se dispone de 3,08 dm3 de metano (CH4) en estado gaseoso a 25 ºC y 1,013

105Pa de presión, calcular qué masa de dicha sustancia se tiene. 5- La descomposición parcial del peróxido de hidrógeno líquido produce agua líquida

y oxígeno gaseoso. Al medir el volumen de gas que se obtuvo a partir de esta reacción se encontró que era de 150 cm3 cuando la temperatura y presión del gas fueron de 30 ºC y 1,008 105 Pa respectivamente. Calcular la masa de peróxido de hidrógeno que se descompuso considerando el rendimiento del proceso del 100%.

6- Se recogió una muestra de nitrógeno gaseoso en una campana para gases a 27ºC

y presión atmosférica de 989 hPa. Si el volumen de gas medido sobre la superficie del agua fue de 124 cm3, calcular la masa de gas obtenida.

7- Ordenar los siguientes líquidos en orden de viscosidad creciente a 25 ºC.

Benceno, etanol, agua, glicerol 8- Las siguientes tensiones superficiales (en mN/m, a 20 ºC) corresponden a los

líquidos de la lista. Unir la tensión superficial a la sustancia.

Tensión Superficial: 18,43; 22,75; 72,75. Compuesto: CH3CH2OH, CH3(CH2)4CH3, H2O.

9- La superficie del vidrio contiene muchos grupos –OH que están unidos a los

átomos de silicio del SiO2, que es el componente principal del vidrio. Si el vidrio se trata con Si(CH3)3Cl (clorometilsilano), ocurre una reacción en la que se elimina HCl y se unen átomos de oxígeno a los átomos de Si:

(superficie del vidrio)–OH + Si(CH3)3Cl (superficie del vidrio)–OSi(CH3)3 + HCl

¿Cómo afectará este reacomodamiento a la interacción de los líquidos con la superficie del vidrio?


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10- La glucosa, la benzofenona (C6H5COC6H5) y el metano son ejemplos de compuestos que forman sólidos moleculares. Aquí se dan las estructuras de la glucosa y la benzofenona. Datos:

Glucosa Benzofenona

a) ¿Qué tipos de fuerzas mantienen juntas a éstas moléculas en un sólido molecular?

b) Ordenar los sólidos en orden creciente de punto de fusión. 11- Tanto el grafito como el diamante están formados por átomos de carbono. Ambos

tienen puntos de fusión muy altos. ¿Cómo se explica que el diamante es duro, mientras el grafito es un sólido blando y untuoso al tacto?

12- Comparar la sustancia agua en los tres estados de agregación, en función de: a) atracciones intermoleculares. b) grado de orden de las partículas. c) densidad. RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 9- n O3 = 4,88 10-5 moles 10- P CO2 (g) = 614,01 Pa

11- b) PO2(g)= 210,7 hPa PN2 (g) = 802,3 hPa 12- a) V NH3= 24 dm3 Ejercicios y Problemas Complementarios 4- m CH4(g) = 2 g 5- m H2O2 (l) = 0,408 g 6- m N2 (g) = 0,133 g


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CAPÍTULO 3

TERMODINÁMICA - TERMOQUÍMICA

Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- ¿Qué es materia? ¿Qué es energía? 2- Definir trabajo. 3- Definir energía cinética y potencial. 4- Diferenciar calor de temperatura. 5- ¿Qué es un sistema material? 6- Explicar cuando un sistema es abierto, cerrado o aislado. 7- Identificar los siguientes sistemas como abiertos, cerrados o aislados:

a) Café en un termo de muy alta calidad. b) Gasolina que se quema en un motor de automóvil. c) Mercurio en un termómetro. d) Una planta viva.

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- El aire en un inflador de bicicleta se comprime empujando en el asa. Si la

superficie de la bomba es de 7,1 cm2 y el inflador se desplaza 20 cm con una presión de 2 atm, ¿cuánto trabajo se realiza en la compresión del aire? Expresar el resultado en Joule.

2- A) Calcular el trabajo, por cambio de volumen, asociado a:

a) la fusión de 1 mol de hielo a 0ºC y presión de 1 atm. b) la ebullición de 1 mol de agua líquida a 100ºC y presión de 1 atm.

B) Comparar los resultados obtenidos en a) y b) y si hubiera diferencia explicar.

3- Una muestra de gas se calienta en un cilindro al suministrarle 524 kJ de calor. Al mismo tiempo, un pistón comprime el gas y realiza 340 kJ de trabajo. ¿Cuál es el cambio en la enería interna del gas durante este proceso?

4- La energía interna de un sistema aumentó 982 J cuando absorbió 492 J de calor.

a) ¿El trabajo fue realizado por el sistema o sobre él? b) ¿Cuánto trabajo se realizó?


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5- Se coloca en un calentador un gas en un cilindro y gana 5500 J de calor. Si el cilindro aumenta el volumen de 345 mL a 1846 mL contra un a presión atmosférica de 750 mmHg durante este proceso, ¿cuál es el cambio en la energía interna del gas en el cilindro?

6- Se tienen las sustancias Cu(s) y Al(s) a igual temperatura:

a) Si a la misma masa de cada una de estas sustancias se les suministra energía calórica tal que ambas alcancen la misma temperatura final ¿cuál de ellas absorberá mayor cantidad de energía?

b) Si a la misma masa de cada una de dichas sustancias se les suministra la misma cantidad de energía calórica ¿Cuál de ellas presentará mayor variación de temperatura?

7- Calcular la cantidad de calor, expresada en kJ, que se requiere para convertir 40

g de agua sólida a -12ºC en vapor de agua a 115ºC. Suponga que no hay pérdidas por evaporación.

8- a) Indicar como es la energía del agua en estado líquido respecto a la energía del agua en estado vapor, a igual temperatura.

b) Calcular la variación de energía interna que se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC en vapor a 100ºC a presión constante de 1 atm.

c) En función del resultado obtenido en el apartado anterior explicar si la energía interna del sistema aumentó, disminuyó o permaneció constante. ¿El resultado obtenido es coherente con lo indicado en el apartado a)?

9- Indicar la ecuación termoquímica que representa a los siguientes procesos en

condiciones estándares: a) síntesis de un mol de dióxido de carbono gaseoso. b) descomposición completa de un mol de trioxocarbonato de calcio sólido.

10- Se introducen dos gases en un recipiente con émbolo móvil, a presión constante. Al producirse la reacción entre ambos se liberan 185 kJ en forma de energía calórica y al mismo tiempo se realiza un trabajo del entorno sobre el sistema de 100 kJ. a) Indicar si la reacción que se produjo es endotérmica o exotérmica, explique como lo deduce. b) Explicar si hubo variación de volumen del sistema. c) Calcular la variación de energía interna y la variación de la entalpía del sistema.

11- Una muestra de magnesio sólido de 0,1375 g se quema en una bomba calorimétrica cuya capacidad calorífica es de 1769 J/gdo. El calorímetro contiene exactamente 300 g de agua y el incremento de temperatura que se registra es de 1,126 gdos.


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a) Plantear la ecuación correspondiente a la reacción que ocurre en el calorímetro.

b) Indicar si la reacción es endotérmica o exotérmica, explicar cómo lo deduce. c) Calcular el calor asociado a dicha transformación, expresar el resultado en

kJ/mol. d) ¿Qué variación de energía interna se produce? e) Calcular la variación de entalpía de la reacción en condiciones estándares

termoquímicas.

12- A) Calcular la variación de entalpía, en condiciones estándares, para la reacción de combustión completa del ácido acético (CH3COOH(l)) con obtención de agua en estado líquido. B) Calcular la variación de energía interna.

13- Explicar la siguiente afirmación: “Cuando para adelgazar se practican ejercicios musculares y/o se realiza un régimen de bajas calorías, está aplicando el primer principio de la termodinámica”

14- Para cada uno de los siguientes pares de sustancias, indicar cuál de las sustancias tiene la entropía molar más alta a 298 K: a) CH4 (g) o C2H6 (g) b) I2 (s) o I2 (l) c) KCl (s) o KCl (ac)

15- De acuerdo con los datos de la siguiente tabla, deducir cuáles de estos procesos

son definitivamente espontáneos, cuáles son posiblemente espontáneos y cuáles son definitivamente no espontáneos a T y P constantes.

Proceso ∆∆∆∆H ∆∆∆∆S

A - + B + - C - - D + +

16- A) Calcular el cambio en la energía libre molar para la fusión del agua a:

a) 10 ºC b) 0 ºC B) Decidir si el proceso de fusión del agua ocurre espontáneamente a cada

una de las temperaturas del apartado anterior. Datos: ∆Hf H2O (s) = 6,01 kJ/mol ∆Sf H2O (s) = 22,0 J/K mol

Ambos datos son prácticamente independientes de la temperatura en el intervalo considerado.


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17- Calcular la variación de energía libre estándar para cada una de las siguientes reacciones. Comentar sobre la espontaneidad de cada una en condiciones estándares. a) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) b) Combustión completa de octano líquido, con formación de agua en estado

líquido.

18- Decidir si las siguientes sustancias son estables con respecto a la descomposición en condiciones estándares termodinámicas: a) benceno líquido b) agua líquida

19- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando estas

últimas: a) Una reacción exotérmica es siempre espontánea. b) Una reacción que ocurre con aumento de entropía del sistema es siempre

espontánea. c) Las transformaciones espontáneas siempre ocurren muy rápidamente. d) Si una reacción es espontánea, la inversa de dicha reacción no será

espontánea. e) Una reacción en la que ∆Gº es mayor que cero y ∆Sº es menor que cero, no

es espontánea, pero podrá ser espontánea en condiciones de temperatura suficientemente altas.

f) Durante un proceso en el cuál ∆Gº es igual a cero, el sistema está en equilibrio en condiciones estándares termodinámicas.

g) La entropía del NaCl(s) es menor que la entropía del NaCl fundido. Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- El volumen de cada uno de los cuatro cilindros de un tipo de motor de

combustión se expande 2,5 L cada vez que el combustible se enciende. Si el pistón de un cilindro se desplaza con una presión de 147 kPa, ¿cuánto trabajo hace el motor cada vez que se encienden los cilindros?

2- Al quemarse combustible en un cilindro del motor de un automóvil se liberan 120

kJ de calor. Calcular la variación de energía interna del sistema si el trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ. Indicar si la energía interna aumenta o disminuye.

3- Una masa de 50 g de agua líquida, a 100ºC, es transformada en vapor a 1,013

105 Pa. Calcular: a) la energía transferida, en forma de calor, del entorno al sistema. b) el trabajo realizado por el sistema. c) la variación de energía interna.


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4- Muestras que consisten en un mol de N2 y un mol de CH4 están en recipientes idénticos pero separados, a una temperatura inicial de 500 K. ambos gases ganan 1200 J de calor a volumen constante. ¿Los gases tienen la misma temperatura final? Si no, ¿qué gas tiene la temperatura final superior? Justificar el razonamiento.

5- Calcular la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol

de etano (C2H6(g)) a 25ºC y 1 atm cuando se obtiene agua líquida, si en estas condiciones la variación de entalpía es -1559,7kJ.

6- Un calorímetro a volumen constante mostró que la pérdida de calor que

acompaña a la combustión de 1 mol de moléculas de glucosa cuando se forma agua al estado gaseoso es de 2559 kJ a 298 K, y por lo tanto ∆U = - 2559 kJ. ¿Cuál es el cambio en la entalpía para la misma reacción?

7- Calcular la variación de entalpía y de energía interna en condiciones estándares

para la combustión de amoníaco según la siguiente ecuación: 4 NH3 (g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O (l) 8- Uno de los componentes principales de la nafta es el octano (C8H18(l)).

Suponiendo que la nafta sea octano puro, calcular la energía calórica liberada en la combustión, a presión constante, de 5 litros de nafta sabiendo que su densidad es de 800 Kg/m3 y como producto de la combustión el H2O se forma al estado líquido.

9- Ordenar las siguientes sustancias según la entropía molar creciente a 298 K: H2O

(l), C (s, diamante), H2O (g), H2O (s). Explicar. 10- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) la fusión de una sustancia es un proceso acompañado de un aumento de entropía del sistema.

b) la entropía de una sustancia en estado gaseoso es menor que la del líquido correspondiente a la misma temperatura.

11- Indicar si el siguiente proceso será espontáneo o no a 95ºC y a 105ºC:

H2O (l) H2O (g), considerar que la variación de entalpía es de 40,7 kJ/mol y la variación de entropía es de 109,1 J/ K mol.

12- Calcular la variación de energía libre estándar para la siguiente transformación,

analizar si es espontánea o no y si la temperatura a la cuál ocurre la reacción influye sobre la espontaneidad:

C (s, grafito) C (s, diamante) Dato : ∆Srº= -3,363 J/mol ∆Hº (C,diamante) = 1,897 KJ/mol


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13- Determinar cuál de los siguientes compuestos es estable con respecto a la

descomposición en condiciones estándares termodinámicas: a) NO (g) b) SO2 (g)

RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- w = 28,7 J 2- a) w= 0,167 J

b) w= 3.150 J

3- ∆U= = 864 kJ 4- b) w= 490 J 5- ∆U = 5.350 J 7- q= 122,8 kJ; 29,3 kcal

8- b) ∆U = 239,94 kJ

10- ∆U = -85 kJ ∆H = -185 kJ

11- c) q= -594,3 kJ/mol

d) ∆U= -594,3 kJ/mol e) ∆Hº= -595,5 kJ/mol 12- A) ∆Hº = -874,4 kJ

B) ∆U = -874,4 kJ

16- A) a) ∆G= -0,22 kJ/mol b) ∆G= 0

17- a) ∆Gº= 130,41 kJ b) ∆Gº= -10.590,9 kJ/mol

Ejercicios y Problemas Complementarios 1- w= 367,5 J


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2- ∆U = -170 kJ 3- a) q= 113,05 kJ

b) w= 8,76kJ c) ∆U = 104,29 kJ

5- ∆U = -1553,5 kJ 6- ∆H = -2544kJ 7- ∆Hº = -1168,6 kJ ∆Uº = -1156,2 kJ 8- ∆Hº = -1,77 105 kJ 12- ∆Gº= 2,9 kJ/mol


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CAPITULO 4

EQUILIBRIO FÍSICO

. Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- Realizar un esquema donde estén relacionados los tres estados de agregación

de la materia por medio de los cambios de estado correspondientes, especificar el nombre de cada uno de esos procesos.

2- ¿Qué es una solución? ¿Cuáles son los componentes de una solución? 3- ¿Qué significan las siguientes expresiones de concentración: mol/L, mol/kg y

fracción molar? 4- Calcular la molalidad y la fracción molar de soluto y de solvente de una solución

acuosa de hidróxido de potasio preparada a partir de 13,72 g de soluto y 75 g de solvente.

5- Definir electrolito. 6- Escribir la ecuación de disociación del fosfato de potasio en agua y leer

cuantitativamente dicha ecuación. 7- Escribir la ecuación de ionización del cloruro de hidrógeno en agua. Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- Dadas las siguientes series de compuestos: a) Etanol b) dimetil éter c) propano

Predecir el orden creciente de temperaturas de ebullición y justificar el mismo. 2- Dadas las siguientes sustancias, en las condiciones de presión y temperatura

correspondientes al estado líquido: N2 (l) y H2O (l)

Comparar ambas sustancias con relación a: temperatura de ebullición, calor latente de evaporación y volatilidad. Explicar brevemente.

3- A presión de 1 atmósfera la temperatura de ebullición del agua es 100 ºC y la del

alcohol etílico (CH3-CH2OH) es de 78ºC. Comparar dichas sustancias y estimar cómo serán respecto a: a) presión de vapor del líquido, ambas sustancias a 30ºC. b) calor latente de evaporación. c) volatilidad.


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4- Utilizando los datos que se dan a continuación: 0ºC 25ºC 50ºC 75ºC 100ºC

Pv Benceno (Pa) 3,61 103

1,25 104

3,6 104

8,58 104

1,81 105

Pv Alcohol metílico (Pa)

3,96 103

1,62 104

5,38 104

1,5 105

-----------

a) confeccionar un gráfico de presión de vapor del líquido (Pv) en función de la temperatura para alcohol metílico y benceno. A partir del gráfico estimar el punto de ebullición de cada una de dichas sustancias.

b) estimar cuál de las dos sustancias es más volátil, comparadas a igual temperatura. Justificar la respuesta.

5- El siguiente diagrama de fases corresponde al agua pura.

A-Indicar que representan: a) la línea curva AC. b) la línea curva AD. c) la línea recta AB.

B-¿Cómo se denomina el punto A y qué fases están en equilibrio a la temperatura y presión correspondientes a dicho punto? C- Indicar que fase/s está/n presente/s a la temperatura y presión correspondientes a: * El punto I y el punto J. * El punto E. D- ¿Qué cambios se producirán si la presión permanece constante en 0.46 atm y la temperatura aumenta de -10 a 374°C?


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E- Indicar en el diagrama cuál es el punto crítico y cuáles son los valores de presión y temperatura crítica.

6- a) El punto triple para el CO2 se encuentra a 5,26 105 Pa y -57°C. ¿Es posible

que el CO2 exista en estado líquido a presión atmosférica normal? Explicar. b) Teniendo en cuenta los datos indicados en el apartado A- y en el ejercicio 5 explicar las diferencias en las propiedades físicas entre el CO2 y el H2O.

7- En un mismo gráfico representar el diagrama de fases para agua pura y para

solución acuosa de urea. Indicar los puntos de congelación y de ebullición del solvente puro y del solvente en solución, el descenso crioscópico y el ascenso ebulloscópico.

8- Si se prepara una solución disolviendo 396 g de sacarosa (C12H22O11) en 624 g de

agua a 30º C: a) ¿Cuál es el descenso de la presión de vapor del solvente en la solución? b) ¿Cuál es la presión de vapor del solvente en la solución?

9- La lisozima es una enzima que rompe las paredes de las células bacterianas. Una

muestra de lisozima extraída de la clara del huevo de gallina tiene una masa molecular relativa de 13.390. Se disuelven 0,10 g de esta enzima en 150 g de agua a 25°C. Para esta solución calcular: a) el descenso de la presión de vapor del solvente y la presión de vapor del agua. b) el descenso crioscópico y la temperatura de congelación del agua. c) el ascenso ebulloscópico y la temperatura de ebullición del agua. d) la presión osmótica de la solución.

10- Dadas las siguientes soluciones:

a) solución acuosa de glucosa (C6H12O6) 0,01 mol/kg a 20 ºC. b) solución acuosa de sacarosa (C12H22O11) 0,01 mol/kg a 30 ºC. c) solución acuosa de glucosa (C6H12O6) 0,1 mol/kg a 30 ºC. Tanto la glucosa como la sacarosa son no electrolitos. A) Comparar la solución indicada en a) con la solución indicada en b) y predecir, sin hacer cálculos, cuál tendrá mayor presión osmótica. Explicar brevemente. B) Realizar el mismo análisis que en el apartado anterior pero comparando la solución indicada en b) con la solución indicada en c).

11- Se tienen las siguientes soluciones de igual concentración expresadas en mol/kg y

a igual temperatura: • solución acuosa de cloruro de calcio. • Solución acuosa de fructosa (C6H12O6). • Solución acuosa de nitrato de potasio.

Ordenar estas soluciones en sentido creciente de las siguientes propiedades, explicar en cada caso:


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a) presión de vapor del solvente. b) punto de ebullición. c) punto de congelación. d) presión osmótica.

12- La presión osmótica de las soluciones acuosas de igual composición (0,01 mol/dm3) de cloruro de calcio y de urea, a 25°C, son 6,129 104 Pa y 2,482 104 Pa, respectivamente. Calcular el factor i de van´t Hoff para la solución de CaCl2.

13- Considerando que una solución acuosa de nitrato de calcio 0,03 mol/kg es lo

suficientemente diluida como para usar el valor máximo de i, estime la temperatura de ebullición de dicha solución a presión de 1,013 105 Pa.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- Predecir qué sustancia de cada par tiene mayor punto de ebullición:

a) CH3CH2OCH3 o CH3CH(OH)CH3 b) CH3 (CH2)3CH3 o CH3CH2CH3 c) CH3CH2CH2CH2CH3 o CH3CH2CH2CH2CH2Cl

2- Explicar a que se debe que el calor latente de vaporización del agua (∆Hºvap. H2O = 44 kJ/mol) sea mayor que el del metano (∆Hº vap. CH4 = 8,2 kJ/mol).

3- A- Completar la figura sobre las líneas de puntos.

…………

…………

…………

…………………


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B- Utilizar el diagrama de fases anterior para predecir el estado de agregación en que se encuentra en las siguientes condiciones:

c) 6 atm y -80 ºC. d) 70 atm y 25 ºC. e) 5,11 atm y -56,6 ºC

C- Utilizando el mismo diagrama de fases, predecir lo que le sucedería a una muestra de dióxido de carbono a -50ºC y 1 atm si su presión se incrementara súbitamente a 73 atm a temperatura constante. ¿Cuál sería el estado de agregación final del CO2?

4- Calcular la presión de vapor del solvente a 100 ºC en una solución acuosa de sacarosa en donde la fracción molar de soluto es 0,1.

5- ¿Cuántos gramos de urea (H2NCONH2) deben agregarse a 450 g de agua para

dar una solución donde la presión de vapor del solvente sea inferior en 3,37 102 Pa a la del agua pura a 30°C?

6- Una muestra de 1 g de una proteína de masa molecular relativa 1 105 se disuelve

en 1 kg de agua. ¿Cuál es el punto de congelación esperado de la solución? 7- Una solución acuosa de cloruro de sodio 1% (m/m) tiene un punto de congelación

de -0,593 ºC. Estimar el valor del factor i de van‘t Hoff a partir de la información dada.

8- Experimentalmente se determinó, a presión de 1 atm, para una solución acuosa de

un soluto A de concentración 0,175 mol/kg, que la temperatura de ebullición es 100,09 ºC y para una solución acuosa de un soluto B de concentración 0,175 mol/kg que la temperatura de ebullición es 100,26 ºC. a) Explicar porque ambas soluciones no tienen la misma temperatura de

ebullición. b) Explicar si los solutos de las soluciones indicadas son electrolitos o no

electrolitos. Nota: A y B no representan las fórmulas mínimas de los solutos.

RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 8- a) ∆ Pv = 137,38 Pa

b) Pv = 4,102 103Pa

9- a) ∆ Pv = 2,83 10-3 Pa b) ∆ Tc = 9,26 10-5 gdo. tc= -9,26.10-5 °C c) ∆ Te = 2,59 10-5 gdo. te= 100,000026 °C


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d) ¶ = 1,23 102 Pa

12- i = 2,47

13- te = 100,047 °C

Ejercicios y Problemas Complementarios

4- Pv = 9,117 104 Pa 5- 128,4g 6- Tc = - 1,86 10-5 °C 7- i = 1,84


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CAPITULO 5

VELOCIDAD DE REACCIÓN Y EQUILIBRIO QUÍMICO

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- Considerando la siguiente reacción: 3 A + B A3B, la cual es de orden cero

respecto de A y de orden 3 respecto de B. a) Escribir la expresión matemática de ley de velocidad de la reacción. b) Indicar cuáles son las sustancias activas.

2- La reacción A + B C es de orden cero con respecto al reactivo A y de

segundo orden con respecto al reactivo B. Explicar que ocurre con la velocidad inicial de la reacción si se duplican las concentraciones de ambos reactivos.

3- Para la reacción NO(g) + 1/2 O2 (g) NO2(g) la expresión de la ley de

velocidad es: v= k [NO]2 [O2] Se efectúan dos experiencias con esta reacción, ambas a la misma temperatura. En el segundo experimento la concentración inicial de NO se reduce a la mitad, mientras que la concentración inicial de O2 se mantiene constante. ¿Cómo será la velocidad inicial del segundo experimento con respecto a la velocidad inicial del primer experimento?

4- La ley de velocidad para la reacción: 2 NO2(g) N2O4(g) es: v= k [NO2]

2. ¿Cuál de los siguientes cambios provocará una variación en el valor de k?: a) Se duplica la presión de NO2 a temperatura constante. b) Se duplica el volumen del recipiente a temperatura constante. c) Se disminuye la temperatura a presión constante. d) Se añade un catalizador a temperatura y presión constantes.

5- Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio (a 25ºC y 1 atm) escribir la

expresión de la constante de equilibrio Kc y/o KP en los casos que corresponda: a) 2 CO2(g) 2 CO(g) + O2(g)

b) C(s) + CO2(g) 2 CO(g)

c) AgCl(s) + H2O (l) Ag+(ac) + Cl-(ac)

6- Considerando los siguientes sistemas en estado de equilibrio a 25ºC, indicar cuál

de ellos está más desplazado hacia la derecha y explicar. a) N2(g) + O2(g) 2 NO(g) Kc=6,50 10-16 pKc= 15,187 b) N2O4(g) 2 NO2(g) Kc=4,63 10-3 pKc= 2,334 c) N2(g) + 2O2(g) 2 NO2(g) Kc=8,32 10-10 pKc= 9,079


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7- Para el siguiente sistema en estado de equilibrio a 445 ºC: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) se encontró que la mezcla contiene 0,80 mol/L de ioduro de hidrógeno y 0,40 mol/L de iodo. Si el valor de la constante de equilibrio a esa temperatura es 64, ¿cuál es la concentración de hidrógeno en el equilibrio?

8- Para el siguiente sistema en equilibrio el valor de Kc es 7, a 127°C: Br2(g) + Cl2(g) 2 BrCl(g)

Si inicialmente se introducen 0,06 moles de Br2(g) y 0,06 moles de Cl2(g) en un recipiente cerrado de 1 dm3, a 127°C, ¿cuál es la concentración de cada una de las especies químicas presentes en el sistema cuando se establece el equilibrio?

9- Para obtener el siguiente sistema en equilibrio: A(g) + B(g) 2 C(g) + 2 D(g)

se introducen en un recipiente cerrado de 0,5 dm3 3 moles de A(g), 2 moles de B(g) y 2 moles de C(g), a una determinada temperatura. a) ¿En qué sentido evolucionará el sistema hasta alcanzar el estado de equilibrio?. b) Si en el estado de equilibrio la concentración de D(g) es 0,3 mol/dm3, calcular las concentraciones de A(g), B(g) y C(g) en el equilibrio, expresadas en mol/dm3.

10- Dado el siguiente sistema: PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) Kc (25ºC) = 5,5

En un determinado momento, a 25°C, las concentraciones son: [PCl5]= 0,05 mol/dm3, [PCl3]= 0,035 mol/dm3 y [Cl2]= 0,035 mol/dm3. a) Explicar si el sistema está en estado de equilibrio, o en qué sentido está evolucionando para alcanzar dicho estado. b) Calcular la concentración de las especies químicas en el equilibrio.

11- La energía libre estándar para la reacción: 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) es

∆Gº= -141,74 kJ/mol. ¿Cuál es la energía libre de reacción cuando la presión parcial de cada gas es 100 bar a 25°C?¿Cuál es la d irección espontánea de la reacción en estas condiciones?

12- Considerar las siguientes reacciones, conociendo que la variación de energía libre

para ambas, en condiciones estándares, es – 4 Kcal/mol: 1) A + B C 2) A + B C + D

a) ¿En qué dirección procederán ambas reacciones hasta alcanzar el equilibrio si, en determinado instante, la concentración de todas las especies químicas es 1 mol/L a 25°C? b) ¿En qué dirección procederán ambas reacciones hasta alcanzar el equilibrio si, en determinado instante, la concentración de todas las especies químicas es 1 mmol/L a 25ºC?

13- Dados los siguientes sistemas en equilibrio, a una determinada temperatura: a) 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) ∆Hº < 0 b) C(g) + CO2(g) 2 CO(g) ∆Hº > 0


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Explicar cómo podría aumentarse la producción de SO3(g), en el primer caso y de CO(g), en el otro sistema, modificando la temperatura del sistema. Especificar en cada caso si variará el valor de Kc.

14- Para el siguiente sistema en equilibrio, a determinada temperatura: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

Explicar cómo podría aumentarse la descomposición del carbonato de calcio, a temperatura constante, modificando la concentración de una de las sustancias intervinientes, cuya concentración puede variar. Especificar si Kc variará.

15- Se tienen los siguientes sistemas en equilibrio, cada uno en un recipiente con pistón móvil, a una determinada temperatura:

1) 2 NOBr(g) 2 NO(g) + Br2(g) 2) C(g) + CO2(g) 2 CO(g)

a) Explicar si en dichos sistemas se modificará la condición de equilibrio si a temperatura constante:

• aumenta el volumen del recipiente • disminuye el volumen del recipiente

b) Especificar si se producirán cambios en el valor de las constantes Kc respectivas.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- La reacción entre iodo gaseoso e hidrógeno gaseoso para formar ioduro de

hidrógeno gaseoso es de primer orden respecto de ambos reactivos. a) Escribir la expresión matemática de la ley de velocidad para esa reacción. b) ¿Cómo varía la velocidad inicial de reacción si la concentración de hidrógeno disminuye a la mitad y la de yodo permanece constante?

2- Una determinada reacción es de orden cero en el reactivo A y de segundo orden

en el reactivo B. Si se duplican las concentraciones de ambos reactivos, ¿qué ocurre con la velocidad de reacción?

3- Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio (a 25ºC y 1 atm) escribir la

expresión de la constante de equilibrio Kc y/o KP en los casos que corresponda: a) 2 NO2(g) N2O4(g) b) NH3(ac) + H2O(l) NH4

+(ac) + OH-(ac) c) I2(s) + H20 I2(ac) d) CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)


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4- Para una mezcla de cloruro de hidrógeno, cloro e hidrógeno en equilibrio, la presión parcial de hidrógeno es 4,2 10-9 bar y la de cloro es 8,3 10-9 bar a 500K, calcular la presión parcial de HCl, siendo K= 4,0 1018 para reacción en equilibrio:

H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g). 5- La constante de equilibrio (Kc) para la reacción: N2(g) + O2(g) 2 NO(g) a

1200ºC es 1,00 10-5. Calcular las concentraciones en el equilibrio de todas las sustancias si inicialmente se colocaron en un recipiente cerrado de: a) 1 L, 0,114 moles de nitrógeno y 0,114 moles de oxígeno. b) 10 L, 0,014 moles de nitrógeno y 0,214 moles de oxígeno.

6- Para el siguiente sistema: 2 NO2(g) 2 NO(g) + O2(g) Kp (727ºC)= 158

En un determinado momento, a 727ºC, las presiones parciales de NO2(g), de NO(g) y de O2(g) son 4,0520 104 Pa, 2,7351 104 Pa y 3,468 102 Pa, respectivamente. Explicar si el sistema está en estado de equilibrio, o en qué sentido está evolucionando para alcanzar dicho estado.

7- La energía libre de reacción estándar para N2O4 (g) 2 NO2(g) es ∆Gº= 4,73

kJ/mol. ¿Cuál es la energía libre de reacción cuando las presiones parciales de los gases son PN2O4 = 0,80 bar y PNO2 = 2,10 bar? ¿Cuál es la dirección espontánea de la reacción en éstas condiciones?

8- En el siguiente sistema en equilibrio, a determinada temperatura, ¿es posible

aumentar la producción de NH3 modificando la concentración de los reactivos, a temperatura y presión constantes? Explicar. N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) En caso afirmativo especificar si Kc varía.

9- Predecir si cada uno de los siguientes equilibrios cambiará hacia los productos o

reactivos con un incremento de la temperatura: a) N2O4(g) 2 NO2(g) ∆H°= +57 kJ b) X2(g) 2 X(g) donde X es un halógeno c) Ni(s) + 4 CO(g) Ni(CO)4(g) ∆H°= -161 kJ d) CO2(g) + 2 NH3(g) CO(NH2)2(s) + H2O (g) ∆H°= - 90 kJ

10- Enunciar lo que sucede a la concentración de la sustancia indicada, cuando se

incrementa (por compresión) la presión total sobre cada uno de los siguientes equilibrios: a) NO2(g) en 2 Pb(NO3)2(s) 2 PbO(s) + 4 NO2(g) + O2(g) b) NO(g) en 3 NO2(g) + H2O(l) 2 HNO3(ac) + NO(g) c) HI(g) en 2 HCl(g) + I2(s) 2 HI(g) + Cl2(g) d) SO2(g) en 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g) e) NO2(g) en 2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)


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RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 2- La velocidad de la reacción se cuadriplica. 3- Vi(segundo experimento)=1/4 Vi(primer experimento) 7- [H2] eq = 2,5 10-2 mol/L 8- [Br2] eq = 0,025 mol/dm3 [Cl2] eq = 0,025 mol/dm3 [BrCl] eq = 0,07 mol/dm3 9- b) Concentración de A(g): 5,85 mol/dm3 Concentración de B(g): 3,85 mol/dm3 Concentración de C(g): 4,30 mol/dm3 10- b) [PCl5]eq = 0,00127 mol/dm3; [Cl2]eq = [PCl3]eq = 0,08373 mol/dm3 11- ∆G= -153,15 kJ/mol 12- a)∆G= -16,736 kJ/mol, ambas reacciones procederán a la formación de productos. b) 1) ∆G= +0,375 kJ/mol, la reacción procederá hacia la formación de reactivos. 2) ∆G= -16,736 kJ/mol, la reacción procederá hacia la formación de productos. Ejercicios y Problemas Complementarios 1-b) Debido a que la [H2] disminuye a la mitad, la velocidad de reacción también disminuye a la mitad. 2-Debido a que la [B] se duplica, la velocidad de la reacción se cuadriplica. 5- PHCl = 12 bar 6- a) [H2]eq = [O2]eq = 0,1138 mol/L [NO]eq = 3,5 10-4 mol/L b) [N2]eq = 1,391 10-3 mol/L [O2]eq = 2,139 10-2 mol/L [NO]eq = 1,73 10-5 mol/L 8- ∆G= 8,96 kJ/mol, la reacción procederá espontáneamente hacia la formación de

reactivos.


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CAPÍTULO 6 EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE EN SOLUCIÓN ACUOSA

Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- Practicar escribir fórmulas de diferentes funciones químicas orgánicas e

inorgánicas a partir de su nombre. 2- Explicar en qué consisten las transformaciones de ionización y de disociación de

un electrolito. 3- Indicar qué tipo de sustancias se disocian y cuáles se ionizan. 4- Escribir la ecuación de ionización de un ácido en agua. 5- Escribir la ecuación de disociación de una sal ácida en agua. 6- Definir la electronegatividad de Pauling e indicar cómo varía en un grupo y período

de la Tabla Periódica. Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- En las siguientes reacciones identificar los pares conjugados ácido-base de

acuerdo a la teoría de Bronsted-Lowry: a) H2O (l) + H2O (l) H3O

+(ac) + OH- (ac)

b) HNO3(ac) + H2O (l) NO3-(ac) + H3O

+ (ac) c) NO2

- (ac) + H2O (l) HNO2 (ac) + OH- (ac) d) NH3 (ac) + H2O (l) OH- (ac) + NH4

+ (ac) e) H2PO4

- (ac) + H2O (l) HPO42- (ac) + H3O

+ (ac) f) H2PO4

- (ac) + H2O (l) H3PO4 (ac) + OH- (ac) g) [Co(H2O)6]2+(ac) + H2O (l) [Co(H2O)5(OH)]+(ac) + H3o

+ (ac) 2- En cada una de las siguientes reacciones identificar el ácido y la base de acuerdo

a la teoría de Lewis: a) NH3 (ac) + H+ (ac) NH4

+ (ac) b) Cu2+ (ac) + 4 H2O (ac) [Cu(H2O)4]

2+ (ac)


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c) 6 F- (ac) + Fe3+ (ac) [Fe(F)6]3- (ac)

3- Completar la siguiente tabla considerando que las soluciones indicadas se

encuentran a 25ºC:

[H3O+] [OH-] pH pOH Medio

Sol. ac. A 1 10-4 mol/dm3

Sol. ac. B 2

Sol. ac. C 4 10-6 mol/dm3

Sol. ac. D 5

Sol. ac. E 0

4- Plantear las tres etapas de ionización del ácido ortofosfórico en agua y en función

de los valores de pKa correspondientes, explicar cual de ellas está más desplazada hacia la derecha a 25 ºC.

5- Se dispone de las siguientes soluciones acuosas, a la misma temperatura e igual

concentración: a) solución acuosa de ácido metanoico (ácido fórmico) b) solución acuosa de ácido acético

A) Plantear las ecuaciones químicas que representan a los procesos que ocurren en cada sistema. B) Comparar dichos ácidos en función de fuerza ácida. Explicar en función de la estructura molecular. C) ¿Cuál de las disoluciones tendrá menor pH? Explicar en función del valor de pKa.

6- Ordenar las sustancias presentes en la siguiente serie en orden creciente de

acidez: a) ácido 3-cloropropanoico b) ácido 2,2-dicloropropanoico c) ácido 2-cloropropanoico d) ácido propanoico

7- Utilizar los datos de pKb para determinar cuál de las especies químicas de cada

uno de los siguientes pares es la base más fuerte: a) CO3

2- o HS- b) N2H4 o (CH3)3N


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8- Explicar si se modifica el pH del agua pura a 25ºC cuando se disuelve cada una de las siguientes sustancias. Para cada sistema representar los procesos que ocurren con la simbología correspondiente, especificar si se originan equilibrios ácido-base.

a) cloruro de aluminio (s) b) nitrito de sodio (s) c) cianuro de amonio (s) d) dióxido de azufre (g) e) amoníaco (g) f) cloruro de sodio (s) g) fosfato diácido de sodio (dihidrógeno tetraoxofosfato V de sodio) (s)

9- Se preparó una solución acuosa conteniendo 0,01 mol de amoníaco en 1 dm3 de

solución, a 25ºC. Si la concentración de amonio en el estado de equilibrio es 4,24

10-4 mol/dm3, calcular el grado de ionización e indicar qué tipo de electrolito es.

10- Dadas las siguientes soluciones acuosas diluidas de igual concentración en

mol/dm3: a) HNO3 (ac) α= 1 b) HNO2 (ac) α=0,067 A) ¿Cuántos moles de oxonios habrá, en cada solución, por cada mol de ácido? B) Explicar en cada caso que tipo de electrolito es el soluto y a qué se debe la

diferencia en la fuerza ácida. 11- Una disolución de amoníaco 10-3 mol/dm3 se encuentra ionizada en un 13% a

25ºC. A partir de estos datos calcular el pH y las concentraciones de todas las especies químicas, presentes en el equilibrio, expresadas en mol/dm3.

12- A) Calcular el pH a 25ºC para cada uno de los siguientes sistemas:

a) Solución acuosa de ácido nítrico 0,01 mol/dm3 (α= 1) b) Solución acuosa de hidrógeno trioxocarbonato de sodio 0,25 mol/dm3

B) Calcular el porcentaje de ionización del electrolito indicado en b). 13- La aspirina es un ácido débil (pKa =3,5) su fórmula sin ionizar es:

Dicha sustancia se absorbe a través de las células que recubren el estómago y el intestino delgado, si el pH del jugo gástrico del estómago es 1,5 y el del contenido


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del intestino delgado es 6, indicar si predominará la forma ionizada o sin ionizar en cada uno de éstos órganos, plantear la ecuación correspondiente.

14- El dióxido de carbono se encuentra disuelto en el agua de lluvia y por ser un ácido

diprótico podrán estar presentes en el sistema tres especies químicas diferentes del elemento carbono. Utilizar los valores de pKa para: a) Confeccionar un grafico de fracción molar de las especies químicas correspondientes en función del pH del agua de lluvia.

b) Indicar qué especie química predominará a pH =7 y cuál a pH = 5. 15- A) Explicar para los sistemas indicados en cada uno de los siguientes apartados

si actúan como soluciones buffer o reguladoras de pH. a) HF(ac) 0,1 mol/dm3 y NaF(ac) 0,1 mol/dm3 b) HBr(ac) 1 mol/dm3 y Br-(ac) 1 mol/dm3

c) CH3NH2(ac) (metilamina) 1 mol/dm3 y CH3NH3+(ac) (metilamonio) 1 10-2

mol/dm3 d) NH3(ac) 0,1 mol/dm3 y NH4ClO4(ac) 0,1 mol/dm3

B) Indicar en qué rango se encontrará el pH de cada una de las soluciones buffer

indicadas en el apartado anterior. 16- Una solución acuosa contiene iones tetraoxofosfato (V) e iones hidrógeno

tetraoxofosfato (V) en concentraciones iguales, indicar el valor de pH de dicho sistema a 25ºC y si este sistema puede actuar como solución buffer.

17- Utilizar los datos que considere necesarios y sugerir la composición de un sistema

buffer efectivo en un pH cercano a: a) 12 b) 6 18- Para cada una de las siguientes sustancias plantear las ecuaciones que

representan a los procesos que tienen lugar cuando esas sustancias están en solución acuosa e indicar el nombre de dichos procesos. En caso de que alguno de los procesos corresponda a un equilibrio indicar además la expresión de la constante respectiva.

a- K3 [CrF6 ] b- [Cr (NH3)6]2 (SO4 )3 19- Para los siguientes iones:

a) tetrahidroxocincato b) tetrahidroxoaluminato

A) Indicar para cada uno el equilibrio que se establece en solución acuosa y la

constante respectiva. B) Estimar cuál de los dos complejos en solución acuosa es más estable. Justificar la respuesta.


35

20- Analizar la siguiente observación experimental: una solución acuosa de cloruro de aluminio tiene un pH<7 . Postular los posibles procesos que ocurren, indicar las ecuaciones para representarlos y especificar si en la solución está presente algún ión complejo.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- En las siguientes reacciones identificar los pares conjugados ácido-base de

acuerdo a la teoría de Bronsted-Lowry: a) HCN (ac) + H2O(l) H3O

+ (ac) + CN- (ac) b) HSO4

- (ac) + H2O(l) H3O+ (ac) + SO4

2- (ac) c) HSO4

- (ac) + H2O(l) OH- (ac) + H2SO4 (ac) d) C6H5NH2 (ac) + H2O(l) OH- (ac) + C6H5NH3

+ (ac) 2- En cada una de las siguientes reacciones identificar el ácido y la base de acuerdo

a la teoría de Lewis: a) Al3+ (ac) + 6 H2O (l) [Al(H2O)6]

3+ (ac) b) 4 NH3 (ac) + Cu2+ (ac) [Cu(NH3)4]

2+ (ac) c) H2O (l) + H+ (ac) H3O

+ (ac) 3- Plantear las etapas de ionización del ácido sulfhídrico en agua y en función de los

valores de pKa correspondientes, explicar cual de ellas está más desplazada hacia la izquierda a 25 ºC.

4- Ordenar las siguientes sustancias en función de fuerza ácida creciente y explicar

en función del mayor o menor desarrollo del equilibrio de ionización: a) aspirina (pKa = 4,48) b) ácido oxálico (pKa = 1,19) c) vitamina C (pKa = 4,17) 5- Utilizar los datos de pK correspondientes para determinar cuál de las especies

químicas de cada uno de los siguientes pares es la base más fuerte: a) NH3 o (CH3)2NH b) PO4

3- o S2-

6- A. Klemenc y E. Hayek (1929) determinaron las constantes de ionización, en

solución acuosa, para el ácido nitroso (dioxonitrato(III) de hidrógeno) a las temperaturas de 0 °C; 12,5 °C y 30 °C, y resultaron ser de: 3,2 10-4 ; 4,6 10-4 y 6,0 10-4 respectivamente.

a) Indicar el equilibrio correspondiente. b) Explicar brevemente si la ionización del ácido se ve afectada con aumento de la

temperatura.


36

c) Explicar si soluciones de ácido nitroso de igual concentración inicial a 0 ºC; 12,5 ºC; y 30 ºC tendrán igual pH.

7- Dadas las siguientes soluciones acuosas a 25ºC: 1) NH3 (ac) (0,25 mol/dm3) 2) HCN (ac) (2 10-2 mol/dm3)

A) Plantear para cada una de ellas las ecuaciones químicas que representan los procesos que ocurren.

B) Indicar en cada caso los pares conjugados ácido-base según Bronsted-Lowry. C) Calcular el pH de la solución de ácido cianhídrico.

8- Un ácido débil monoprótico en solución acuosa 0,1 mol/dm3, a 25°C, tiene un

grado de ionización de 0,027. Calcular el pH de dicha solución. 9- A) Calcular el pH a 25ºC para cada uno de los siguientes sistemas:

a) Solución acuosa de hidracina (N2H4) 0,05 mol/dm3 b) Solución acuosa de hidróxido de potasio 0,1 mol/dm3 (α= 1).

B) Calcular el porcentaje de ionización del electrolito indicado en a). 10- Dada una solución acuosa de hidrógeno sulfuro de sodio (sulfuro ácido de sodio)

0,02 mol/dm3 a 25ºC: a) Indicar las ecuaciones químicas que representan los procesos que ocurren en

dicho sistema y analizar la predominancia relativa de dichos procesos. b) En función del análisis realizado anteriormente indicar el rango en el que se

encuentra el pH de dicha solución.

11- Indicar si el ácido ortofosfórico se encuentra ionizado en agua cuando el pH de la solución es 3 y qué especie química predomina.

12- Para cada uno de los siguientes ácidos dipróticos indicar qué especie química

(H2A, HA- o A2-) espera que sea la forma presente en mayor concentración en solución acuosa a pH=5.

a) ácido oxálico b) ácido sulfúrico 13- Utilizar los datos que considere necesarios y sugerir la composición de un sistema

buffer efectivo en un pH cercano a 7. 14- ¿Cuál es la relación de concentraciones molares de iones fosfato y fosfato ácido

en una solución buffer que tiene pH =12? 15- Dada una solución acuosa de ácido nitroso (dioxonitrato(III) de hidrógeno) 0,1

mol/dm3 a la cual se le agregó 0,2 moles de nitrito de sodio (dioxonitrato(III) de


37

sodio) en 1 dm3 de solución (considerando que por agregado de la sal no existe variación de volumen): a) Plantear las ecuaciones químicas de los procesos que ocurren en dicha solución y explique si el sistema es una solución buffer. b) Calcular el pH de la solución indicada a 25ºC.

16- Para cada una de las siguientes sustancias plantear las ecuaciones que

representan a los procesos que tienen lugar en cada caso cuando dichas sustancias están en solución acuosa. En caso de que alguno de los procesos corresponda a un equilibrio indicar además la expresión de la constante respectiva.

a- [ Cr (H2O)6 ] Cl3 b- Na3 [ Cr (CN)6 ] 17- Analizar la siguiente observación experimental: una solución acuosa de nitrato

férrico presenta un pH < 7. Postular los posibles procesos que ocurren, indicar las ecuaciones para representarlos y especificar si en la solución está presente algún ión complejo.

RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 3-

9- α= 4,24 10-2 11- pH = 10,11 [NH4

+] = 1,3 x10-4 mol/dm3 [OH-] = 1,3 x10-4 mol/dm3 [NH3] = 8,7 x10-4 mol/dm3 12- A) a) pH= 2 b) pH= 9,89 B) % ionización HNO3(ac)= 100% 16- pH= 12

[H3O+] [OH-] pH pOH Medio

Sol. ac. A 1 10-4 mol/dm3 1 10-10 4 10 ácido

Sol. ac. B 1 10-2 1 10-12 2 12 ácido

Sol. ac. C 2,5 10-9 4 10-6 mol/dm3 8,6 5,4 básico

Sol. ac. D 1 10-9 1 10-5 9 5 básico

Sol. ac. E 1 110-14 0 14 ácido


38

Ejercicios y Problemas Complementarios 7- pH HCN(ac)= 5,55

8- pH= 2,57

9- A) a) pH= 10,34 b) pH= 13

B) % ionización N2H4(ac)= 0,44% 14- [PO4

3-] = 1 [HPO4

2-] 15- b) pH= 3,65


39

CAPITULO 7 EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD

Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- Escribir la ecuación que representa la disolución de sulfato de calcio en agua. 2- ¿Qué entiende por solubilidad? ¿Cómo puede clasificarse una solución acuosa

cuando se compara su concentración con la solubilidad del soluto correspondiente en agua?

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- a) ¿Qué tipo de sistema se origina cuando a 1 dm3 de agua pura se le agregan 10

g de carbonato de calcio sólido a 25°C? Describir dicho sistema. Dato: La solubilidad del carbonato de calcio en agua es de 6,85 10-5 mol/dm3 a 25°C.

b) Para el sistema indicado en el apartado anterior plantear las ecuaciones químicas que representan a los procesos que ocurren e indicar las especies químicas que predominan.

c) ¿Cuál es la concentración de cada uno de los iones en la solución saturada? d) Calcular la constante del producto de solubilidad del CaCO3 a 25°C. 2- Se dispone de una solución acuosa saturada de Ca(OH)2 a 25ºC, calcular: a) cuántos gramos de iones Ca2+ están contenidos en 0,5 dm3 de dicha solución. b) el pH a 25ºC. 3- Se dispone de una solución acuosa a 25ºC en la cual la concentración de iones

SO42- es de 0,02 mol/dm3. Indicar si precipitará BaSO4(s) si se agrega una

determinada cantidad de iones Ba+2 en solución, de manera que la concentración de dicho catión resulta de 0,001 mol/dm3.

4- A 500 mL de una solución acuosa ajustada a un pH = 8 un estudiante agrega

1,36 mg de ZnCl2. ¿Se forma un precipitado de Zn(OH)2? 5- Ordenar los siguientes compuestos en orden creciente de solubilidad en agua y

justificar dicho orden: a) C6H5CH(OH)CH3 b) C6H5CH2OCH3 c) C6H5CH2CH2CH3 6- Contestar las siguientes preguntas teniendo en cuenta los datos del gráfico de

curvas de solubilidad: a) ¿Cuál es la sal más soluble a 40 °C? ¿Cuál es l a solubilidad? b) ¿Qué masa de KClO3 puede disolverse completamente en 100 g de agua a 60

°C?


40

c) ¿A qué temperatura el NaCl y el KClO3 dan soluciones saturadas de igual concentración?

d) ¿Qué masa de agua se necesita para disolver 80 g de NH4Cl y obtener una solución saturada a 40 °C?

e) Se mezclaron 60 g de cada una de las sales indicadas en el gráfico en 200 ml de agua, cada una en un recipiente distinto. Indicar en qué casos se observará un sistema heterogéneo si la temperatura del sistema es de 40 °C.

f) Indicar qué masa de NH4Cl se debe disolver a 60 °C en 100 g de agua para obtener una solución no saturada.

7- Se tiene el siguiente sistema en equilibrio a 25ºC: CaHPO4(s) + H2O Ca2+(ac) + HPO4

2-(ac) A) Analizar en qué sentido está más desplazado el equilibrio planteado. B) Plantear las ecuaciones que representan a los procesos que ocurren en el

sistema, además del indicado e indicar las especies químicas predominantes en el mismo.

C) Analizar como variará la solubilidad de dicha sal si disminuye el pH por agregado de ácido clorhídrico.

D) Explicar si el CaHPO4, es más soluble en medio ácido o en agua.

SOLUBILIDAD DE SALES EN AGUA

0

10

20

30

40

50

60

70

80

0 20 40 60 80 100

Temperatura (ºC)

Sol

ubili

dad

(g/1

00g

de a

gua)

KClO3

NH4Cl

NaCl


41

8- Explicar en cuál de los siguientes sistemas es más soluble el CaCO3 (s). Plantear las ecuaciones químicas que representan a todos los procesos que ocurren en cada caso. a) Agua líquida. b) Solución acuosa de ácido clorhídrico 0,2 mol/dm3: c) Solución acuosa de ácido acético 0,2 mol/dm3.

9- Analizar la siguiente observación experimental:

Se tiene en un recipiente cloruro de plata sólido e n contacto con la solución acuosa saturada respectiva. Se observó que al agreg ar un exceso de

solución acuosa de amoníaco se disuelve el sólido.

Postular los posibles procesos que ocurren e indicar las ecuaciones para representarlos, especificar si en la solución original está presente algún ión complejo y/o posteriormente se formó otro ión complejo.

10- Teniendo en cuenta el proceso de disolución del dióxido de carbono gaseoso en

agua. A) Plantear los equilibrios correspondientes. B) Explicar cómo influye un aumento de la presión de CO2(g) sobre:

a) la solubilidad del dióxido de carbono. b) el pH de la solución que se forma.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- a) ¿Qué tipo de sistema se origina cuando a 200 g de agua pura se le agregan 5 g

de sulfato de bario sólido a 20°C? Describir dicho sistema. b) Para el sistema indicado en el apartado anterior plantear las ecuaciones

químicas que representan a los procesos que ocurren e indicar las especies químicas que están presentes.

c) Indicar en qué rango se encontrará el pH de la solución. 2- Se dispone de una solución acuosa a 25°C en la cual la concentración de iones

Cu2+ es de 1 10-3 mol/dm3. Indicar si precipitará Cu(IO3)2(s) si se agrega una determinada cantidad de iones IO3

- en solución, de manera que la concentración de dicho anión resulta de 0,25 10-2 mol/dm3.

3- El cálculo renal es una pequeña masa dura, generalmente consistente en sales

de las cuales los oxalatos son constituyentes comunes. Si la concentración de iones magnesio en los líquidos descargados del riñón es 0,020 mol/L y la concentración del ión oxalato (C2O4

2-) es 0,035 mol/L, indicar si precipitará oxalato de magnesio (pKps = 4,07).

4- Explicar porqué el propanol a diferencia del propano es soluble en agua


42

SOLUBILIDAD DE ALGUNAS SUSTANCIAS EN AGUA

0

0,5

1

1,5

2

2,5

3

3,5

4

0 20 40 60 80 100

Temperatura (ºC)

Sol

ubili

dad

(g /

100

g de

agu

a)

Li2CO3

Ca(OH)2

Ba(BrO3)2

5- Explicar porqué el dietil éter y el 1-butanol, de igual masa molecular relativa, tienen solubilidades semejantes en agua.

6- Analizar el siguiente gráfico para responder las preguntas:

a) ¿Cómo varía la solubilidad de cada una de las sustancias indicadas con la temperatura? b) ¿el proceso de disolución del Ba(BrO3)2 en agua es endotérmico o exotérmico? ¿y para el Li2CO3? Explicar en cada caso qué tipo de interacción hay entre soluto y solvente. c) Explicar en cuales de las soluciones indicadas se da la siguiente situación: La energía requerida para romper las interacciones entre partículas de soluto y entre partículas de solvente es menor que la que se libera cuando se establecen las interacciones entre las partículas de soluto y las de solvente. d) ¿Se podría preparar soluciones acuosas saturadas de Li2CO3 y de Ba(BrO3)2 disolviendo igual masa de sal en igual cantidad de agua y a igual temperatura? Fundamentar la respuesta.

7- Explicar si la solubilidad en agua del fluoruro de calcio se verá afectada por

aumentos del pH. Plantear todas las ecuaciones químicas que correspondan.


43

RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- c) [Ca2+] = 6,85 10-5 mol/dm3 [CO3

2-] = 1,4 10-5 mol/dm3 [HCO3

-] = 5,44 10-5 mol/dm3 [OH-] = 5,44 10-5 mol/dm3 d) Kps= 4,7 10-9

2- a)0,2 g b) pH = 12,31


44

CAPITULO 8

ELECTROQUÍMICA

Revisión de Conceptos de Introducción a la Química 1- ¿Cómo reconocer que una transformación es de óxido reducción? 2- Indicar el estado de oxidación del elemento que se especifica en cada una de las

siguientes especies químicas: a) el N en: NH3; NO3

- ; N2 ; HNO2 ; NO2 ; NH4+

b) el C en: CO; CO2 ; CO32- ; CH4 ; CH3COOH ; C(grafito)

3- Explicar qué entiende por: a) agente oxidante b) agente reductor

4- Indicar si los siguientes tipos de reacciones son de óxido – reducción,

ejemplificar en cada caso: a) Síntesis b) Combustión c) Descomposición total

Guía de Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- A)Equilibrar las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón:

a) H2O2 + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) O2(g) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O b) NaI (ac) + H2O2 (ac) + H2SO4(ac) I2(ac) + Na2SO4(ac) + H2O

B) Para las reacciones del apartado anterior calcular el equivalente gramo redox del oxidante y del reductor e indicar en la ecuación iónica equilibrada el número de equivalentes de oxidante y de reductor que reaccionan.

2- Utilizar los valores de potenciales normales de reducción para predecir si las

reacciones que se indican a continuación ocurrirán espontáneamente en condiciones estándares electroquímicas: a) Ca(s) + Cd2+(ac) Ca2+(ac) + Cd(s) b) Cu+(ac) + Fe3+(ac) Cu2+(ac) + Fe2+(ac)

3- Indicar si el Fe3+(ac) puede oxidar espontáneamente el I-(ac) a I2(ac) en

condiciones redox estándares, reduciéndose a Fe2+(ac). Plantear lo que corresponda.

4- Indicar cuáles de las siguientes especies químicas pueden oxidar el Br- (ac) a


45

Br2(l), en condiciones redox estándares, en medio ácido: a) Cu2+(ac) b) Cr2O7

2-(ac) c) MnO4-(ac)

B) De las especies químicas que oxidarían al Br- (ac) ¿cuál es el agente oxidante

más fuerte en las condiciones indicadas? 5- Ordenar los siguientes metales en orden creciente de fuerza como agentes

reductores de especies químicas en solución acuosa: a) Li b) Na c) K d) Mg

6- Se tiene el siguiente sistema: una tira de magnesio (s) sumergida en una solución

acuosa de sulfato de magnesio 1 mol/dm3 y una tira de cinc (s) sumergida en una solución acuosa de sulfato de cinc 1 mol/ dm3 a 25ºC.

a) Hacer un diagrama de la pila que puede construirse con dicho sistema e indique en el mismo la dirección del flujo de electrones, ánodo, cátodo y polaridad de los mismos.

b) Plantear la hemiecuación correspondiente a la reacción que ocurre en el ánodo y a la que ocurre en el cátodo.

c) Plantear la ecuación equilibrada para la reacción total que se produce espontáneamente.

d) Indicar la notación convencional correspondiente a dicha pila. e) calcular la FEM° de la pila. 7- Dada la siguiente notación convencional de una pila:

Pt/Hg(l)/Hg2+(ac)(1mol/dm3)/NO3-(ac)(1mol/dm3),H+(ac)(1mol/dm3)/NO(g)(1atm)/Pt

Indicar la reacción que ocurre espontáneamente en cada electrodo, dando el nombre y signo de los mismos.

Guía de Ejercicios y Problemas Complementarios 1- A) Equilibrar las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón:

a) Cu (s) + HNO3(ac) Cu(NO3)2 (ac) + NO (g) + H2O (l) b) Cr(OH)3(s) + NaOH (ac) + NaClO(ac) Cl-(ac) + Na2CrO4(ac) + H2O (l) B) Para las reacciones del apartado anterior calcular el equivalente gramo redox

del oxidante y del reductor e indicar en la ecuación iónica equilibrada el número de equivalentes de oxidante y de reductor que reaccionan.

2- Responder las siguientes preguntas y justificar las respuestas utilizando los

valores de potenciales normales de electrodo: a) ¿Puede la sustancia cloro en estado gaseoso oxidar al agua líquida para


46

formar oxígeno gaseoso, en medio ácido y condiciones estándares electroquímicas?

b) ¿El plomo puede producir cinc metálico a partir de una solución acuosa de sulfato de cinc en condiciones estándares?

3- ¿Podrán los iones ClO4

-(ac) oxidar al Pb(s) en medio alcalino, en condiciones redox estándares? Explicar.

4- Decidir cuál es el agente oxidante más fuerte en condiciones estándar: una

solución acuosa ácida de NO3- o una solución acuosa ácida de SO4

2-. 5- Ordenar los siguientes metales en orden creciente de fuerza como agentes

reductores de especies químicas en solución acuosa: a) Cu b) Zn c) Fe d) Pb

6- Dada la siguiente notación convencional de una pila:

Pt/Sn4+(ac),Sn2+(ac)(1mol/dm3)/Cl-(ac)(1mol/dm3)/Hg2Cl2(s)/Hg (l)

a) Indicar la reacción que ocurre espontáneamente en cada electrodo, dando el nombre y signo de los mismos.

b) Calcular la fuerza electromotriz de la pila en condiciones estándar. 7- A)Hacer un diagrama de la pila que puede construirse con los siguientes pares

redox e indicar en el mismo la dirección del flujo de electrones, ánodo, cátodo y polaridad de los mismos: Fe3+(ac), Fe2+(ac) y Al (s)/Al3+(ac)

B) Para la pila anterior: a) Plantear la hemiecuación correspondiente a la reacción que ocurre en el

ánodo y a la que ocurre en el cátodo. b) Plantear la ecuación equilibrada para la reacción total que se produce

espontáneamente. c) Indicar la notación convencional correspondiente a dicha pila. d) calcular la FEM° de la pila.

RESPUESTAS DE EJERCICIOS NUMÉRICOS Ejercicios y Problemas a Resolver en Clase 1- B) a) 23,8 g (oxidante) 17 g (reductor) 10 equivalentes de oxidante 10 equivalentes de reductor b) 17 g (oxidante) 127 g (reductor)


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2 equivalentes de oxidante 2 equivalentes de reductor 6- e) FEM°= 1,60 V

Ejercicios y Problemas Complementarios 1- B) a) 20,7 g (oxidante) 31,75 g (reductor) 6 equivalentes de oxidante 6 equivalentes de reductor b) 25,75 g (oxidante) 34,3 g (reductor) 6 equivalentes de oxidante 6 equivalentes de reductor 6- b) FEM°= 0,14 V 7- d) FEM°= 2,43 V

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