TEMA I: ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA

Ejercicios propuestos en la prueba de selectividad 1.1 Postulados del modelo atómico de Bohr. 1.2 Enuncie los postulados del modelo atómico de Bohr y explique la diferencia fundamental entre este

modelo y el de Rutherford.

1.3 La energía de los niveles electrónicos en el átomo de hidrógeno viene dada (en julios) por 2

1810·18,2

nEn

−−= .

Si el electrón de un átomo de hidrógeno pasa del nivel n=3 al nivel n=1 ¿se producirá absorción o desprendimiento de energía? Calcule el valor de esa energía. Si esa transición se produjera simultáneamente en un mol de átomos ¿cuánto valdría la energía total involucrada? Sol: a) Desprendimiento; b) 1´94.10-18 J; c) 1´17.106 J.

1.4 Escriba los números cuánticos de todos los electrones del elemento número 6. Sol: (1,0,0,+½ ); (1,0,0,- ½); (2,0,0,+ ½); (2,0,0,- ½); (2,1,-1,+ ½); (2,1,0,+ ½)

1.5 Considerando en todos los casos el segundo período a) ¿cuál sería el elemento de mayor radio?, b) ¿y el

de menor radio?, c) ¿y el más electronegativo?, d) ¿cuál formaría iones dipositivos más estables?, e) ¿cuál formaría iones dinegativos más estables? Sol: a) Li; b) Ne; c) F; d) Be; e) O.

1.6 Defina y comente la variación a lo largo de los grupos y periodos del Sistema Periódico de: a) Primera energía de ionización. b) Radio atómico.

1.7 Identifique los elementos a los que corresponde cada una de las siguientes configuraciones electrónicas: [Kr]5s2; [Ar]3d104s2; [Ne]3s23p1; [Ar]3d104s24p4

a) Indique el número del período al que pertenece cada uno de ellos. Sol: 5º Sr; 4º Zn; 3º Al; 4º Se.

1.8 En cada una de las siguientes parejas de elementos químicos, indique cuál sería el más electronegativo: a) Cl y Ar; b) P y Bi; c) Sn y Sb; d) K y Ca; e) Na y Rb Sol: a) Cl; b) P; c) Sb; d) Ca; e) Na

1.9 En cada una de las siguientes parejas de átomos indique razonadamente cuál tendrá la primera energía de ionización más alta: a) Sr y Rb; b) Cu y Zn; c) Rn y At; d) K y Rb. Sol: a) Sr; b) Zn; c) Rn; d) K.

1.10 Indique, en cada caso, el elemento que corresponde a la característica reseñada. a) Su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. b) Es el elemento alcalino de mayor tamaño. c) Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee la mayor energía de ionización. d) Es el elemento cuyo ion dipositivo posee la configuración electrónica [Kr]4d6. Sol: a) S; b) Fr; c) N; d) Ru

1.11 a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de N, Br, Fe y Fe+2 b) Si arrancamos un electrón a cada una de las siguientes especies: He, Li+ y Be2+, ¿la energía para

realizar el proceso será la misma en los tres casos? Sol: a) [He]2s2 2p3, [Ar]4s2 3d10 4p5, [Ar]4s2 3d6, [Ar] 3d6 ; b) dependerá del radio de la especie que estamos considerando.

1.12 a) Escriba la configuración electrónica, en su estado fundamental de los siguientes átomos e iones:

N Ar Fe Fe(II) Fe(III). b) Indique los electrones desapareados que existen en cada uno de las especies del apartado anterior. Sol: a) Fe=[Ar]4s2 3d6; Fe(II)=[Ar]4s0 3d6; Fe(III)=[Ar]4s0 3d5.; b) N=3 e- desapareados; Ar=0; Fe=4; Fe(II)=4; Fe(III)=5

1.13 Responda razonadamente: a) ¿Los orbitales 2px, 2py y 2pz tienen la misma energía?; b) ¿Por qué el número de orbitales “d” es 5? Sol: a) ¿De qué números cuánticos depende la energía de los orbitales? b) l = 2.

1.14 Desarrolle la estructura electrónica de K, Mn, Cu y Rb Sol: Observe que K y Rb son alcalinos mientras que Mn y Cu son metales de transición. (Atención a la anomalía en la configuración del Cu)

1.15 Observe las gráficas I y II de la figura adjunta. Señale la que representa mejor cada una de las variaciones periódicas que a continuación se mencionan: a) Radio atómico en un período. b) Radio atómico en un grupo. c) Energía de ionización en un período. d) Energía de ionización en un grupo e) Electronegatividad en un período. f) Electronegatividad en un grupo. g) Carácter metálico en un período. h) Carácter metálico en un grupo. Sol: a) II b) I c) I d) II e) I f) II g) II h) I

1.16 Enuncie los principios o reglas que controlan el llenado de los niveles de energía atómicos permitidos.

1.17 Justifique los cambios que se producen en el radio atómico al avanzar dentro de un período y al aumentar en número atómico en un grupo. Relacione estos cambios con los que se producen en la energía de ionización al movernos de la misma forma.

Número atómico Número atómico

(I) (II)

1.18 Explique por qué las siguientes configuraciones electrónicas no son correctas para el átomo de nitrógeno (1s2 2s2 2p3).

a) ↑↑

↑↓

↑↓

↑

b) ↑↓

↑↓

↑↑↑

c) ↑↓

↑↓

↑ ↓

↑

d) ↑↓

↑↓

↑↓

↑

Sol: Tenga en cuenta el principio de exclusión de Pauli y la regla de máxima multiplicidad de Hund.

1.19 Comente los criterios que se han establecido para ordenar los electrones en los átomos dentro de cada

nivel y subnivel energético.

1.20 Dado el elemento de Z=22 responda a las siguientes cuestiones: a) Escriba su configuración electrónica. b) Indique a qué grupo y período pertenece. c) ¿Cuáles serán los iones más estables de este elemento? Sol: a) [Ar] 4s2 3d2; b) IVB, 4º; c) Ti (IV)

1.21 a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento. b) Indique cómo cambia la primera energía de ionización de un elemento al bajar en su grupo de la Tabla

Periódica. c) Dados los elementos Cl, Ar y K, ordénelos de mayor a menor energía de ionización. Sol: c) Ar > Cl > K.

1.22 a) Defina número atómico, número másico e isótopo. b) Si Li6

3 y Li73 presentan masas atómicas de 6,0151 y 7,0160 g y porcentajes de abundancia del 7,42 y

92,58 %, respectivamente, calcule la masa atómica media del litio. Sol: b) 6,94.

1.23 a) Escriba la configuración electrónica general de la capa de valencia de los elementos del grupo 16. b) Defina energía de ionización y justifique qué elemento del grupo 16 presenta mayor valor de ella. c) Defina afinidad electrónica y justifique qué elemento del grupo 16 presenta mayor valor de la misma. Sol: a) ns2 np4; b) O; c) O.

1.24 Razone si las siguientes configuraciones son posibles en estado fundamental o en un estado excitado: a) 1s2 2s2 2p4 3s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2 Sol: a) excitado; b) fundamental; c) no existe el orbital 2d.

1.25 Escriba la configuración electrónica correspondiente al estado fundamental de: a) El elemento de número atómico 43. b) El cuarto gas noble. c) El elemento del tercer período con mayor radio atómico. d) El elemento del grupo 13 de mayor carácter metálico. Indique en cada caso el símbolo y el nombre del elemento. Sol: a) Tc: [Kr] 5s2 4d5; b) Kr: [Ar] 4s2 3d10 4p6 ; c) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1; d) Tl: [Xe] 6s2 5d10 6p1

1.26 Indique la configuración electrónica del estado fundamental y la posición en el sistema periódico del átomo X79

35 . Justifique, así mismo, el carácter metálico y el poder oxidante de dicho elemento. Sol: a) Z = 35: 1s2 2s2 . . . 4s2 3d10 4p5 ; 4º período, grupo 17; b) No metal y oxidante.

1.27 La configuración electrónica de un elemento A es [Kr] 5s2 a) Justifique si se trata de un metal o un no metal. b) Escriba el conjunto de números cuánticos que describen a los electrones de su última capa. c) Indique razonadamente un elemento que tenga menor energía de ionización que A. Sol: a) Metal, (Sr); b) (5,0,0 +½), (5,0,0 -½) ; c) Ba.

1.28 La configuración electrónica de un elemento X es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas; en este último caso transfórmela en una afirmación correcta: a) X pertenece al grupo de los metales alcalinos. b) Su valencia más probable será -1. c) Si un electrón pasara del orbital 4s al 5s se emitiría energía luminosa que daría lugar a una línea en el

espectro de emisión.

1.29 Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Ar y S2- tienen la misma configuración electrónica. b) Ar y S2- tienen el mismo número de protones. c) Ar tiene mayor energía de ionización que S.

TEMA II: ENLACE QUÍMICO

Ejercicios propuestos en la prueba de Selectividad

2.1 Defina energía reticular de un compuesto iónico y conecte este concepto con el ciclo de Born-Haber. 2.2 Considere los átomos X, Y, Z. X es un alcalino, Y está en el grupo del nitrógeno y Z es un halógeno. Todos

están en el mismo período. a) ¿Cuál de los tres átomos es más electronegativo y cuál menos? b) De los tres enlaces X-Y, Y-Z, X-Z ¿cuál será iónico y cuál covalente? c) Escriba las estructuras de Lewis para compuestos (razonablemente posibles) formados por X, Y y Z (es

suficiente con un ejemplo de cada caso). Sol: a) Z/X; b) X-Z/Y-Z; c) X-Y: (Li+)3N

-3 iónico, X-Z: Li+F- iónico, Y-Z: NF3 covalente. 2.3 Escriba las estructuras de Lewis para las siguientes especies: Cl-, NH4

+, IF3, H2CO3, CO. 2.4 Justifique adecuadamente cuál sería la estructura geométrica de las siguientes moléculas: amoníaco, agua,

dióxido de carbono, trifluoruro de boro y tetracloruro de carbono. Indique el valor aproximado de los ángulos de enlace. Sol: a) Pirámide triangular 109´5º; b) angular 109´5º; c) lineal 180º; d) plana triangular 120º; e) tetraédrica 109´5ºC.

2.5 Dibuje las estructuras de Lewis y prediga la geometría molecular de los siguientes iones: a) NH4

+; b) NO3–, c)

NO2+.

Sol: a) Tetraédrica; b) plana triangular; c) lineal. 2.6 De las siguientes sustancias indique razonadamente cuáles serían conductoras de la electricidad a) en estado

sólido, b) en estado líquido, c) en ningún caso: Na, NaCl, Cl2, Ar. Sol: a) Na; b) Na y NaCl; c) Cl2 y Ar.

2.7 Indique la estructura electrónica de los elementos de números atómicos 11,12,13 y 15. Comente la naturaleza

de los enlaces que darían estos elementos con el de número atómico 17. Sol: a) 3s1 ; 3s2 ; 3s2 3p1 ; 3s2 3p3 ; b) Iónico; Iónico; Covalente con cierto grado de iónico; Covalente (2 compuestos).

2.8 Dados los iones Na+, O2– , Mg2+, F– , N3– , Al3+, indique para cada uno de ellos,

a) El número de electrones. b) La carga nuclear. c) Ordénelos por radio iónico.

Sol: a) Todos tienen 10; b) 11, 8, 12, 9, 7 y 13 respectivamente; c) N3– > O2- > F - > Na+ > Mg2+ > Al3+ 2.9 ¿Qué molécula es más polar: la de metano o la de amoníaco? ¿Por qué?

Sol: Escriba las correspondientes fórmulas de Lewis y deduzca la polaridad global de cada molécula.

2.10 Describa de forma razonada las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: S2C, HCN y SiO44-.

2.11 La molécula de agua es polar y la de dióxido de carbono no. Razónelo basándose en su geometría.

Sol: Establezca la geometría de ambas moléculas y compare los correspondientes momentos dipolares.

2.12 Escriba la estructura de Lewis de la molécula de ozono. Indique la forma geométrica y ángulo aproximado de enlace. Prediga si la molécula será polar o no. Sol: a) Angular 120º; b) Estudie la polaridad de cada enlace O – O y deduzca, a partir de ella, la polaridad global.

2.13 De las siguientes moléculas: NO, C2H4, CO2, N2, Cl4C y SO2, indique: a) En qué moléculas todos los enlaces son sencillos. b) En qué moléculas existe algún doble enlace. c) En qué moléculas existe un número impar de electrones. Justifique sus respuestas utilizando estructuras de Lewis.

Sol: a) Cl4C; b) C2H4, CO2, SO2, NO; c) NO.

2.14 a) Describa la estructura de Lewis de las moléculas de agua y de trifluoruro de fósforo b) ¿Cuál de ellas presentará mayor punto de ebullición? Razone la respuesta. c) Describa la forma de estas moléculas según la teoría de repulsión entre pares de electrones de valencia y

prediga el valor del ángulo H-O-H y F-P-F. Sol: b) H2O (enlace de hidrógeno); c) angular 109,5º; pirámide trigonal 109,5º.

2.15 a) Escriba la configuración electrónica de los elementos cuyos números atómicos son Z=30 y Z=35, respectivamente. b) Sitúelos en la tabla periódica (período y grupo) y razone qué tipo de enlace formarán consigo mismo y

entre ellos. Sol: a) [Ar] 4s2 3d10 ; [Ar] 4s2 3d10 4p5 ; b) Zn y Br; metálico (Zn/Zn), covalente (Br/Br), iónico (Zn/Br)

2.16 Desarrolle la geometría de las moléculas de BF3, NH3 y CH4 . Comente las diferencias, si las hay, justificando

sus afirmaciones. Sol: triangular, pirámide triangular, tetraedro.

2.17 Para la molécula NF3: a) Represente la estructura de Lewis. b) Prediga su geometría según la teoría RPENV. c) Justifique si la molécula NF3 es polar o apolar

Sol: b) Pirámide trigonal; c) polar.

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

Sol: a) iónico; b) metálico; c) covalente molecular.

2.19 Para dos elementos A y B con números atómicos 12 y 17 respectivamente, indique: a) La configuración electrónica de cada uno de ellos. b) El elemento de mayor energía de ionización. c) La fórmula del compuesto que se forma entre ambos elementos y el tipo de enlace que presentan al

unirse. Sol: a) A: [Ne] 3s2, B: [Ne] 3s2 3p5; b) 17 (Cl); c) MgCl2 enlace iónico.

2.20 Suponiendo que las siguientes sustancias: HCl, CH3OH, CH4, KCl, Na y Si, se encuentran a temperatura ambiente, escoja entre ellas la más representativa de:

a) Un gas que en disolución acuosa conduce la corriente eléctrica. b) Un sólido no conductor que se transforma en conductor al fundir. c) Un sólido de alta conductividad eléctrica que funde alrededor de 100 ºC. d) Un sólido covalente de alto punto de fusión. e) Un gas formado por moléculas tetraédricas. f) Un líquido con enlaces de hidrógeno.

Sol: a) HCl; b) KCl; c) Na; d) Si; e) CH4; f) CH3OH

2.21 La configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5. a) ¿Se trata de un metal o un no metal? ¿A qué grupo y período pertenece? ¿Cuál es su símbolo? b) Indique dos elementos de su grupo que tengan mayor energía de ionización que él. c) Formule un compuesto iónico y otro covalente en los que intervenga este elemento.

Sol: a) No metal, 5º período, I; b) F, Cl y Br; c) NaI, NI3

2.22 Con respecto a las siguientes moléculas: H2O, NH3 y CO2, indique:

a) El número de pares de electrones sin compartir del átomo central. b) La geometría de cada molécula según la Teoría de Repulsiones de Pares de Electrones. c) Justifique si alguna de ellas es polar.

Sol: a) 2, 1, 0; b) angular, pirámide trigonal, lineal; c) polar: H2O, NH3

2.23 Para las especies I2, NaCl, H2O y Fe: a) Razone el tipo de enlace presente en cada caso. b) Indique el tipo de interacción que debe romperse al fundir cada una de ellas. c) Razone cuál o cuales conducirán/n la corriente eléctrica en estado sólido, cuál/es lo hará/n en estado

fundido y cuál/es no la conducirá/n en ningún caso. Sol: a) covalente apolar, iónico, covalente polar y metálico (respectivamente); b) Fuerzas de dispersión de London, fuerzas electrostáticas, enlace de hidrógeno, interacción red-electrón en el enlace metálico; c) sólido: Fe, líquido: Fe y NaCl, nunca: I2 y H2O

2.24 Para las moléculas H-CHO, CH3OH y CH3OCH3 a) Deduzca, a partir de sus estructuras de Lewis, cuál tiene menor longitud de enlace CO. b) Justifique si alguna de ellas presenta enlace de hidrógeno.

Sol: a) HCHO presenta menor longitud de enlace CO, ya que se trata de un enlace doble; b) CH3OH puede formar enlace de H.

TEMA III: REVISIÓN DE CONCEPTOS ELEMENTALES Hoja I: Formulación y nomenclatura de Química Inorgánica

3.1 LiH

3.2 AuH

3.3 Hidruro de calcio

3.4 H2Te

3.5 NaH

3.6 H2Se

3.7 Fosfina

3.8 BaH2

3.9 NiH3

3.10 H2S

3.11 Hidruro de vanadio (V)

3.12 Hidruro de rubidio

3.13 HCl

3.14 Ácido sulfhídrico

3.15 Ácido cianhídrico

3.16 Br2O3

3.17 Óxido de cobre (I)

3.18 Óxido de bromo (I)

3.19 Óxido de platino (IV)

3.20 Cr2O3

3.21 K2O

3.22 Óxido de aluminio

3.23 Óxido de plata

3.24 FeO

3.25 Óxido de cinc

3.26 H2O2

3.27 Peróxido de bario

3.28 AuI3

3.29 Seleniuro de sodio

3.30 Fluoruro de amonio

3.31 Nitruro de hierro (II)

3.32 Sulfuro de estroncio

3.33 BaI2

3.34 AlP

3.35 Sulfuro de plata

3.36 Cloruro de hierro (III)

3.37 ZnCl2

3.38 Nitruro de potasio

3.39 CoI3

3.40 Fosfuro de sodio

3.41 FeSe

3.42 Seleniuro de cobalto (III)

3.43 BaC2

3.44 Sulfuro de hierro (II)

3.45 Hidróxido de cobre (I)

3.46 Zn(OH)2

3.47 Hidróxido de cobalto (II)

3.48 Rb(OH)

3.49 Hidróxido de cobre (II)

3.50 Hidróxido de litio

3.51 Ag(OH)

3.52 Sr(OH)2

3.53 Hidróxido de níquel (III)

3.54 Hidróxido de amonio

3.55 Ácido sulfuroso

3.56 HClO2

3.57 Ácido nitroso

3.58 Ácido hipobromoso

3.59 Ácido peryódico

3.60 HNO2

3.61 HClO

3.62 H2CO3

3.63 Ácido clórico

3.64 Ácido nítrico

3.65 Ácido perclórico

3.66 HAsO3

3.67 Ácido tiosulfuroso

3.68 Ácido trioxonítrico (V)

3.69 Ácido ortosilícico

3.70 Ácido ortobórico

3.71 Ácido metasilícico

3.72 Ácido metaarsénico

3.73 Ácido pirofosfórico

3.74 Ácido fosforoso

3.75 Ácido trioxoclórico (V)

3.76 Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno

3.77 Trioxofosfato (III) de hidrógeno

3.78 Monoxoyodato (I) de hidrógeno

3.79 Dioxoclorato (III) de hidrógeno

3.80 H2SeO3

3.81 H4P2O5

3.82 H2TeO3

3.83 H4P2O7

3.84 H3AsO3

3.85 H2TeO4

3.86 Ácido mangánico

3.87 Ácido molíbdico

3.88 Ácido permangánico

3.89 Ácido metavanádico

3.90 HVO3

3.91 H2MoO4

3.92 HBO2

3.93 H3VO4

3.94 H2Cr2O7

3.95 H2S2O3

3.96 Nitrito de calcio

3.97 Na2SO3

3.98 Carbonato de amonio

3.99 Pb(NO3)2

3.100 Hipoclorito de hierro (III)

3.101 NaClO3

3.102 MgCO3

3.103 CaCO3

3.104 Sr(BrO)2

3.105 FeSO3

3.106 NaClO3

3.107 Bromato de cobre (II)

3.108 Tetraoxoyodato (VII) de oro (III)

3.109 Sulfito de potasio

3.110 Pb(SO3)2

3.111 KNO3

3.112 CdSO4

3.113 FeSO4

3.114 Nitrato de magnesio

3.115 CuNO3

3.116 Sulfuro de magnesio

3.117 Clorato de níquel (II)

3.118 Sulfato potásico

3.119 Clorito de cinc

3.120 Nitrito de magnesio

3.121 Nitrito de sodio

3.122 Sulfato de plata

3.123 NiCO3

3.124 Pb(NO3)2

3.125 CdSO4

3.126 LiClO3

3.127 AgIO

3.128 Silicato de mercurio (II)

3.129 Trioxoseleniato (IV) de cobre (I)

3.130 Trioxotelurato (IV) de cromo (III)

3.131 Metasilicato de plata

3.132 Clorito sódico

3.133 Metafosfato férrico

3.134 Hipoyodito de litio

3.135 Seleniato de cobre (II)

3.136 Nitrito de estaño (II)

3.137 Sulfito de cinc

3.138 Nitrito amónico

3.139 CuTeO3

3.140 Trioxosulfato (IV) de bario

3.141 Mg2As2O7

3.142 NaBrO2

3.143 Fe(NO2)3

3.144 FeMoO4

3.145 NaMnO4

3.146 PtSeO4

3.147 HgPO3

3.148 (NH4)2SiO3

3.149 Metaborato de plata

3.150 Fosfato de galio

3.151 Metavanadato de mercurio (II)

3.152 Hidrógenosulfito de cobre (II)

3.153 Arseniato de cadmio

3.154 Pirofosfato de magnesio

3.155 Tiosulfato de sodio

3.156 PbSiO4

3.157 AlVO 4

3.158 ZnWO4

3.159 Au(BO2)3

3.160 CaSeO3

3.161 HgClO4

3.162 Zn(NO2)2

3.163 Bromato de rubidio

3.164 Telurato de estroncio

3.165 NH4HS

3.166 KHCO3

3.167 CuHSO3

3.168 NaH2PO2

3.169 (NH4)HCr2O7

Selectividad

3.170 Y(ClO)3

3.171 Rh2O3

3.172 Sn(OH)4

3.173 Sc2(TeO4)3

3.174 Ti(NO2)3

3.175 NH4Br

3.176 KMnO4

3.177 IF

3.178 BeSO3

3.179 AgNO2

3.180 K2O2

3.181 Ag2CrO4

3.182 CaH2

3.183 MnSO3

3.184 NaClO4

3.185 HCN

3.186 PbO2

3.187 Fe(HSO4)2

3.188 H2CS3

3.189 Cl2O7

3.190 Au(ClO3)3

3.191 Li 2S

3.192 Sr(OH)2

3.193 SO2

3.194 H3VO4

3.195 Cr(IO4)3

3.196 H2Se

3.197 HBrO2

3.198 Na2O2

3.199 CaSO3

3.200 H3PO4

3.201 Na2CO3

3.202 CrCl3

3.203 AgClO4

3.204 As2O3

3.205 Co(OH)3

3.206 Bi2S3

3.207 CaCO3

3.208 HClO

3.209 H2S

3.210 AgNO3

3.211 Mn(OH)2

3.212 NCl3

3.213 Li 2O2

3.214 Ca(HCO3)2

3.215 Cr2O3

3.216 H3BO3

3.217 PtI2

3.218 NH4HCO3

3.219 NaH2PO4

3.220 Al 2O3

3.221 MnCl2

3.222 K2O2

3.223 HIO

3.224 CrBr3

3.225 Cu2O

3.226 CCl4

3.227 K2Cr2O7

3.228 NH4ClO4

3.229 Ca(OH)2

3.230 KMnO4

3.231 Fe2O3

3.232 LiOH

3.233 AuCl3

3.234 SiO2

3.235 NaClO

3.236 H2O2

3.237 Cr(OH)3

3.238 SnO2

3.239 AlF3

3.240 N2O4

3.241 CuS

3.242 Sn(OH)2

3.243 N2O5

3.244 HgS

3.245 CaO2

3.246 H2MnO4

3.247 Fosfato de lantano

3.248 Cianuro de rubidio

3.249 Hidróxido de niobio(III)

3.250 Dihidrógeno fosfato de estroncio

3.251 Hidróxido de rubidio

3.252 Ácido fosfórico

3.253 Peróxido de sodio

3.254 Sulfuro de cobre (II)

3.255 Óxido de rubidio

3.256 Hidrógeno carbonato de cesio

3.257 Hidróxido de cinc

3.258 Fosfato amónico diácido

3.259 Ácido yódico

3.260 Clorato potásico

3.261 Hidróxido cúprico

3.262 Tetrafluoruro de dinitrógeno

3.263 Ácido mangánico

3.264 Peryodato magnésico

3.265 Ácido hipocloroso

3.266 Pentaóxido de dicloro

3.267 Cianuro de hidrógeno

3.268 Dihidrógenofosfato de aluminio

3.269 Óxido de dinitrógeno

3.270 Ion amonio

3.271 Monohidróxido de cobre

3.272 Cianuro de sodio

3.273 Sulfato de hierro (III)

3.274 Hidróxido de litio

3.275 Hidróxido de estaño (IV)

3.276 Nitrato de titanio (III)

3.277 Óxido de lantano (III)

3.278 Bromuro de amonio

3.279 bis-dioxoclorato de cobre (II)

3.280 Peróxido de litio

3.281 Dicloruro de niquel

3.282 Óxido de cinc

3.283 Hidrógenosulfato de potasio

3.284 Óxido de vanadio (V)

3.285 Tetraoxoclorato (VII) de rubidio

3.286 Dihidrógenotetraoxofosfato (V) de sodio

3.287 Trioxoclorato (V) de amonio

3.288 Tetracloruro de estaño

3.289 Sulfato ferroso

3.290 Ácido clórico

3.291 Hidróxido de plata

3.292 Tetraoxoyodato (VII) de potasio

3.293 Clorato de hierro (II)

3.294 Fluoruro de plata

3.295 Hidróxido de bario

3.296 Óxido de plomo (II)

3.297 Sulfuro de hidrógeno

3.298 Dihidrógenofosfato de calcio

3.299 Hidróxido de níquel (II)

3.300 Ácido clórico

3.301 Sulfato de cobre (II)

3.302 Cloruro amónico

3.303 Fosfina

3.304 Hidróxido de cinc

3.305 Cloruro de calcio

3.306 Amoníaco

3.307 Acetato de plomo (II)

3.308 Hidróxido ferroso

3.309 Óxido de berilio

3.310 Sulfito de sodio

3.311 Fosfina

3.312 Ácido clórico

3.313 Dihidrógenofosfato potásico

3.314 Hidróxido de níquel

3.315 Hidrógenosulfito de hierro (II)

3.316 Silano

TEMA III: REVISIÓN DE CONCEPTOS ELEMENTALES

Hoja II: Formulación y nomenclatura de Química Orgánica

4.1 3-etil-6-metil-2-hepteno

4.2 1,3-pentadieno

4.3 1,4-ciclohexadieno

4.4 6-metil-6-pentil-2,4,7-nonatrieno

4.5 3-ciclohexil-3-hexen-1,5-diino

4.6 1,3-ciclopentadieno

4.7 1-buten-3-ino

4.8 propanodieno

4.9 ciclohexino

4.10 4-etil-6-metil-2-hepteno

4.11 2-metilpropano

4.12 4,4-dimetil-3-propilciclohexeno

4.13 p-dimetilbenceno

4.14 1-etil-2-metilbenceno

4.15 tolueno

4.16 1-butil-4-metilbenceno

4.17 m-dietilbenceno

4.18 p-etiltolueno

4.19 2,3-pentanodiol

4.20 3-metil-1-butanol

4.21 4-hexen-1-in-3-ol

4.22 2,3-dietilciclohexanol

4.23 fenol

4.24 metoxipentano

4.25 1,3-ciclohexadiona

4.26 2-pentindial

4.27 acetaldehído

4.28 ciclohexilciclopentiléter

4.29 ácido butanodioico

4.30 ácido 2-metil-3-pentenoico

4.31 ácido 2-butendioico

4.32 ácido benzoico

4.33 etanoato de potasio

4.34 4-metilpentanoato de propilo

4.35 formiato de sodio

4.36 butanonitrilo

4.37 C2H2

4.38 C2H4

4.39 C3H8

4.40 C3H4

4.41 CH2Cl-CH2Cl

4.42 CH3-CHBr-CH2Br

4.43 C6H5Cl

4.44 CH3-CH=CHBr

4.45 CH2=CH-CHO

4.46 C6H5-COOH

4.47 HOOC-COOH

4.48 CH2OH-CHOH-CH2OH

4.49 CH2=CH-CO-CH3

4.50 C6H5-COONH4

4.51 CH3-CH2-CH2-COO-CH2-CH3

4.52 (CH3-CH2)2N-CH3

4.53 CH3-CH2-CH2-CO-NH2

4.54 C6H5-NO2

4.55 (CH3)2N-CH2-CH2-CH3

4.56 CH2=CH-CH2-CH2OH

4.57 CH3-CH2-COO-CH2-CH2-CH3

4.58 CH2Cl-COOH

4.59 CH3-CO-CO-CH2-CH3

4.60 C6H5-COO-CH3

4.61 CH3-COO-C6H5

4.62 CH3-CH2-CHOH-CH2Cl

4.63 (CH3)2CH-COOH

4.64 COOH-CH2-COOH

4.65 C6H5-CHO

4.66 C6H5-CO-C6H5

4.67 (C6H5)3N

4.68 C6H5-NH2

4.69 CH3-CH2-CHOH-CH2-CHOH-CH3

4.70 CH3-NH-CH2-CH2-CH2-CH3

4.71 CH3-CH2-CN

4.72 CH3-CH2-CH(CH3)2

4.73 HCHO

4.74 CH3-O-CH2-CH2-CH3

Selectividad

4.75 1,1,2-trimetil ciclopentano

4.76 2,3-octanodiol

4.77 anilina

4.78 acetato de etilo

4.79 propanonitrilo

4.80 acetato de propilo

4.81 1,2-dibromobutano

4.82 trimetilamina

4.83 ácido benzoico

4.84 ácido butanoico

4.85 pentanal

4.86 metilbenceno

4.87 propanona

4.88 1,1-dimetil-3-propilciclobutano

4.89 difenilmetano

4.90 ácido propenoico

4.91 N-fenil-2-naftilamina

4.92 2-butino

4.93 oxalato de cobre

4.94 m-dinitrobenceno

4.95 ácido 1,3-bencenodicarboxílico

4.96 1-etil-2-propilciclohexano

4.97 4-etil-1,2,5-heptatrieno

4.98 2,4-hexadieno

4.99 1,3-dimetilbenceno

4.100 3,3-dimetil-2-butanol

4.101 ácido etanoico

4.102 ciclopentano

4.103 metilamina

4.104 2-pentanol

4.105 ácido 2-metilpentanoico

4.106 N-metiletilamina

4.107 dietiléter

4.108 3-penten-2-ona

4.109 propanamida

4.110 o-dimetilbenceno

4.111 2-metil-1-penteno

4.112 triclorometano

4.113 2-propanol

4.114 dietilamina

4.115 2-buteno

4.116 2,5-dimetilhexano

4.117 1,2-dicloroeteno

4.118 oxalato de plata

4.119 ácido propanóico

4.120 ciclohexano

4.121 acetamida

4.122 nitrobenceno

4.123 propanal

4.124 p-dibromobenceno

4.125 etilmetilamina

4.126 Difeniléter

4.127 3-metil-2-butanol

4.128 4-metil-2-pentino

4.129 Etilfenilcetona

4.130 ácido butanóico

4.131 1,2-dibromopropano

4.132 anhídrido acético

4.133 tolueno

4.134 HCOO-CH3

4.135 CH3-CH2-CH=Br2

4.136 CH3-CH2-CONH2

4.137 CH3-CH2-CH2-CN

4.138 CH2OH-CH2-CH2OH

4.139 HCOOH

4.140 CH3Cl

4.141 CH3-O-CH3

4.142 CH3-CHOH-CH2-CH2-CH2OH

4.143 CH3-CH2-CHO

4.144 CH3-CH2-O-CH2-CH3

4.145 CH2OH-CHOH-CH2-CH3

4.146 CH2Cl-CH2-COO-C6H5

4.147 CH3-CHOH-CH2OH

4.148 CH3-CH2-CH2-CHOH-CH2OH

4.149 C6H5-OH

4.150 CH3-CH2-CH2-CH2-CHO

4.151 CH3-CHBr2

4.152 C6H5-CHO

4.153 CH3CH2OCH3

4.154 C2H2

4.155 CH3CH2COCH2CH2CH3

4.156 C6H5Cl

4.157 HOC-CH2-CHO

4.158 CH3CH2CH2COONa

4.159 CH≡CH

4.160 CH3-CO-CH3

4.161 CH3-CH2-CH2-CH(NH2)-CHO

4.162 CH2=CHCH=CH2

4.163 CH3COOCH3

4.164 C6H5COOH

4.165 CH2=CH-CH(CH3)2

4.166 CH3-CH2-COOH

4.167 CH3CHO

4.168 (CH3 )2CHCH2OH

4.169 CH3NH2

4.170 CH3CH2OCH3

4.171 CH2OHCHOHCH2OH

4.172 HOOCCOOH

4.173 CH3-CH2-CH2-CO-NH2

4.174 CH2O

4.175 CH2OH-CHOH-CH3

4.176 CH3-CH2-CH2-COO-CH3

4.177 N(CH3)3

4.178 C6H5COOCH3

4.179 CH2=C(CH3)2

4.180 CH3-CH2-CO-CH3

4.181 (CH3)2CH-O-CH3

TEMA III: REVISIÓN DE CONCEPTOS ELEMENTALES

Hoja III: Cálculos estequiométricos

A) Mol-Composición centesimal

5.1- En una muestra de 0,4 moles de H2S, a) ¿cuántos gramos hay? b) ¿Cuántos átomo-gramo de H y de S hay? c) ¿Cuántos gramos de H y de S? d) ¿Cuántas moléculas de H2S? e) ¿Cuántos átomos de H y de S? (Selectividad) Sol: a)13´6 g; b) 0´8 y 0´4 átomo-gramo; c) 0´8 y 12´8 g; d) 2´40.1023 moléculas; e) 4´81.1023 y 2´40.1023 átomos.

5.2- El cianógeno tiene un 46´2 % de C y 53´8 % de N en masa. A una temperatura de 25 ºC y 0´986 atm de presión, 1 g de cianógeno gas ocupa 0´476 L Determine las fórmulas empírica (más simple) y molecular. (Selectividad)

Sol: C2N2.

5.3- La morfina es un compuesto que contiene, además de otros constituyentes, un 67´3 % de carbono y un 4´6% de nitrógeno en peso. ¿Cuántos átomos de carbono hay en la morfina por cada átomo de nitrógeno? (Selectividad) Sol: 17 / 1.

5.4- Una muestra pura de 1´35 g de calcio metálico se convierte cuantitativamente en 1´88 g de CaO, también puro. Suponiendo que el peso atómico del oxígeno es 16´0 g/mol, calcule, a partir de los datos del problema, el peso atómico del calcio. (Selectividad)

Sol: 40´75

5.5- Por combustión de 1.17 g de un hidrocarburo se obtienen 3.96 g de CO2 y 0.81 g de H2O. El calor de combustión en condiciones normales es de 40.04 kJ/mol. Se determinó experimentalmente que la masa molecular del hidrocarburo es 78 g. Calcule la fórmula empírica y la molecular. (Selectividad)

Sol: C6H6

5.6- Un compuesto contiene 85.7% de carbono y 14.3 % de hidrógeno y la masa de la molécula del mismo es 42. Calcule la fórmula del compuesto sabiendo que la masa atómica del carbono es 12 y la del hidrógeno es 1. (Selectividad) Sol: C3H6

5.7- Una muestra de 0,322 g de un vapor orgánico, a 100 ºC y 0,974 atm, ocupa un volumen de 62,7 mL. Un análisis

de dicho vapor da una composición elemental de C=65,43%, O=29,16% e H=5,5%. ¿Cuál es su fórmula molecular? (Selectividad) Sol: C9H9O3

5.8- Un compuesto orgánico está formado únicamente por carbono, hidrógeno y azufre. a) Determine su fórmula empírica si cuando se queman 3 g del mismo se obtienen 6,00 g de dióxido de carbono y 2,46 g de agua. b) Establezca su fórmula molecular si cuando se vaporizan 1,5 g de dicho compuesto ocupan un volumen de 1,13 L medidos a 120 ºC y 0,485 atm. (Selectividad)

Sol: a) C4H8S; b) C4H8S

5.9- El ácido ascórbico contiene sólo C, H y O. En la combustión de 1,176 g de dicho ácido se desprenden 1,763 g de CO2 y 0,483 g de H2O. Calcule: a) La composición centesimal del ácido ascórbico. b) Su fórmula empírica.(Selectividad) Sol: a) 40,9 % de C, 4,57% de H y 54,6 % de O; b) C3H4O3

5.10- Un compuesto orgánico está formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. 1,0 g ocupa 1,0 L a 333 mm de Hg y 200 ºC. Por combustión del 10 g del compuesto se obtienen 0,455 moles de CO2 y 0,455 moles de agua. Calcule la fórmula empírica y molecular del compuesto. (Selectividad).

B) Gases-Disoluciones

5.11- Se llenan globos de juguete con H2 a 0oC a partir de un recipiente cilíndrico de 16 L de ese gas. La presión inicial del gas que hay en el cilindro es de 100 atm. Suponiendo que cada globo se llena con 1 L a presión normal y que no hay cambio de temperatura, ¿cuántos globos se pueden llenar? (Selectividad)

Sol: 1600.

5.12- Observe el montaje de la figura. Suponiendo que no exista cambio de temperatura, ¿cuál sería la presión final del sistema al abrir las llaves de paso A, B y C? (Selectividad) Sol: 1´56 atm.

5.13- Se prepara una disolución de ácido sulfúrico a partir de 95´94 g de agua y 10´66 g de ácido. El volumen de la disolución resultante es de 100 cm3. Calcule la molaridad, normalidad, fracción molar, y molalidad.

Sol: M=1´09 mol/L; N=2´18 equivalente/L ; Xs=0´02; Xd=0´98; m=1´13 mol/kg.

5.14- El ácido sulfúrico comercial de densidad 1´84 g/cm3 contiene el 98% en peso. Calcule el volumen de dicho ácido que habrá que tomar para preparar: a) 10 L de disolución 5N; b) 1 L al 50% en peso y 1´399 g/cm3 de densidad.

Sol: 1358´70 cm3; 387´92 cm3.

5.15- Calcule la molaridad de una disolución preparada mezclando 50 mL de H2SO4 0´136 M con a) 70 mL de H2O; b) 90 mL de H2SO4 0´068 M. (Selectividad) Sol: a) 0´0567 M; b) 0´0923 M

5.16- Suponga que 52 g de sacarosa (C12H22O11) se añaden a 48 g de agua para formar una disolución que tiene una densidad de 1´24 g/mL. Calcule: a) el porcentaje en peso de la sacarosa, b) las fracciones molares, c) la molaridad de la sacarosa, d) la molalidad de la sacarosa. (Selectividad)

Sol: a) 52%; b) 0´054 y 0´95; c) 1´89 mol/L; d) 3´17 mol/kg

5.17- ¿Cuál es la molaridad y la molalidad de una disolución de etanol en agua si la fracción molar de etanol es 0´05? Suponga que la densidad de la disolución es 0´977 g/mL. (Selectividad)

Sol: 2´52 mol/L; 2´92 mol/kg.

5.18- Se dispone de una botella de ácido clorhídrico comercial en cuya etiqueta figuran, entre otras cosas, las siguientes especificaciones: << peso molecular(HCl)= 36´47 g/mol; densidad de la disolución=1´180 g/mL; riqueza de la disolución=36´0%>>. Calcule el volumen de líquido que hay que tomar de tal botella, disponiendo de una bureta que está calibrada en décimas de mililitro, para preparar 500 mL de disolución 0´1 N en HCl, razonando todos los pasos que se den. (Selectividad) Sol: 4´3 mL

5.19- El ácido fluorhídrico concentrado, HF, tiene habitualmente una concentración del 49% en masa y su densidad relativa es 1´17 g/mL. a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución? b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 500 mL de este ácido con 1 L de ácido fluorhídrico 2 M? (Selectividad)

Sol: a) 28´67 M; b) 10´89 M.

5 L; 2 atm

5 L 0,0131 torr

3L 1 atm 5 L; 3 atm

A B C

5.20- ¿Cuál es la fracción molar de un soluto en una disolución acuosa 5´75 molal? (Selectividad) Sol: 0´094.

5.21- Se prepara una disolución mezclando 54.9 g de hidróxido de potasio con 500 g de agua hasta obtener una disolución de densidad 1.09 g/cm3. a) Calcule la molaridad del hidróxido de potasio.

b) Calcule el volumen de disolución de hidróxido de potasio necesario para preparar 500 mL de disolución 0.1 M. Suponga que los volúmenes son aditivos. c) Calcule la molaridad de una disolución preparada mezclando 50 mL de la disolución del apartado a) con 40 mL de KOH 0.82 M y llevando finalmente a 100 mL con agua. Suponga que los volúmenes son aditivos. (Selectividad) Sol: a) 1,92 mol/L; b) 26,0 cm3 ; c) 1,29 mol/L.

5.22- Calcule el volumen de agua que hay que añadir a 100 mL de ácido sulfúrico al 26% en peso y densidad 1,19 g/mL para obtener una disolución 3N. (Selectividad)

Sol: 110 mL

5.23- Calcule la masa de NaOH del 93 % de pureza necesaria para preparar 250 mL de una disolución 0,2 M. (Selectividad) Sol: 2,15 g

5.24- Calcule el volumen de HCl, del 36% en peso y densidad 1,18 g/cm3, necesario para preparar 250 mL de una disolución 0,5 M en dicho ácido. (Selectividad) Sol: 10,7 cm

3. C) Cálculos estequiométricos

5.25- Al hacer saltar una chispa eléctrica en una mezcla de hidrógeno y oxígeno se obtiene agua (que en las condiciones del problema queda en fase gaseosa). Si tenemos inicialmente una mezcla formada por 100 cm3 de hidrógeno y 100 cm3 de oxígeno, calcule el volumen final, una vez los gases han reaccionado, suponiendo que todos ellos se encuentran en las mismas condiciones de P y T.

Sol: 50 cm3 de oxígeno + 100 cm3 de agua = 150 cm3.

5.26- Un hidrocarburo saturado (CnH2n+2) gaseoso necesita para su combustión ocho volúmenes de oxígeno por cada volumen de hidrocarburo, medidos en igualdad de condiciones. Calcule los volúmenes de dióxido de carbono que se producirán por cada volumen de hidrocarburo.

Sol: 5 volúmenes.

5.27- En las soldaduras se emplean sopletes de oxiacetileno, que pueden alcanzar temperaturas de aproximadamente 2000 ºC. Esta temperatura se consigue gracias a la combustión de acetileno con oxígeno. Si se parte de 125 g de cada reactivo ¿qué volumen de dióxido de carbono se obtendrá en c.n.?

Sol: 70 L

5.28- ¿Qué volumen de dióxido de azufre, medido a 30 ºC y 500 mm de Hg, se producirá en la combustión de 1 tonelada de azufre del 95% de pureza, si el rendimiento es del 98%?

Sol: 1098'75 m3

5.29- Las reacciones de precipitación tales como la formación de silicatos insolubles en los océanos son una fuente natural del dióxido de carbono atmosférico:

Mg2+ + SiO2 (disperso) + 2HCO3– → MgSiO3 (s) + 2CO2 (g) + H2O

¿Cuántos gramos de silicato de magnesio habrán precipitado durante la formación de 100 L de CO2 a 30ºC y 1´02 atm? (Selectividad)

Sol: 206´1 g.

5.30- Una mezcla de óxidos de cobre (CuO y Cu2O) con un peso total de 1 gramo fue reducida cuantitativamente a 0´839 gramos de cobre metálico. Calcule el porcentaje de CuO en la mezcla. (Selectividad)

Sol: 55´4 % de CuO

5.31- El carbonato de calcio y el carbonato de magnesio (sólidos) se descomponen mediante fuerte calentamiento para formar óxido de calcio y óxido de magnesio (sólidos) respectivamente. En cada caso, el único producto adicional es el dióxido de carbono (gaseoso). Se calienta 15'22 g de una mezcla de los dos carbonatos , se deja enfriar, y se encuentra que el sólido resultante pesa 8'29 g. ¿Cuál es el porcentaje de carbonato de calcio en la mezcla? (Selectividad)

Sol: 81'6%.

5.32- La fuerza propulsora de ciertos cohetes se garantiza mediante la reacción de hidracina líquida (N2H4) con tetraóxido de dinitrógeno. Los productos de la reacción son nitrógeno molecular y agua gaseosos. Cuando reaccionan 25'0 g de hidracina a) ¿cuántos litros de nitrógeno se forman a 25ºC y 1 atm? b) ¿cuántos litros de agua se forman a 975ºC y 1 atm? (Selectividad)

Sol: 28'6 L de N2 ; b) 160 L de H2O

5.33- Suponga la combustión de 12 kg de gas butano, C4H10. a) Calcule la masa de agua formada. b) El volumen que ocupa el CO2 que se forma medido a 0´8 atm y 20 ºC. c) El volumen de aire necesario para la combustión, medido en condiciones normales (suponga el 21%

en volumen de oxígeno en el aire). d) Se desea recoger el CO2 generado en una disolución de NaOH por formación de carbonato sódico.

¿Qué cantidad de NaOH se necesitará? (Selectividad) Sol: a) 18´6 kg; b) 24854´5 L; c) 143357 L; d) 66´2 kg

5.34- Con una muestra de 3'8 g de sal de cocina se preparan 100 cm3 de disolución; se toman 20 cm3 de la misma y se añade exceso de nitrato de plata, formándose un precipitado, que después de secado pesa 1'722 g. Calcule el porcentaje de impurezas de la sal.

Sol: 7'6% Optativos

5.35- La nicotina contiene 74´0 % de carbono, 8´7% de hidrógeno y 17´3 % de nitrógeno en peso. Determine los porcentajes de C, H y N, en número de átomos, en la nicotina.

Sol: 38´5 % átomos de C, 53´8% átomos de H y 7´7% de átomos de N.

5.36- La cafeína es un estimulante que se encuentra en el café y ciertas bebidas refrescantes. El análisis elemental muestra que está formada por C, H, O y N. La combustión de 1´000 mg de cafeína da 1´813 mg de dióxido de carbono, 0´4639 mg de agua y 0´2885 mg de nitrógeno. Determine su fórmula empírica. Sol: C4H5N2O

5.37- Una disolución de ácido sulfúrico al 44% tiene una densidad de 1´34 g/mL. Calcule la molaridad, molalidad y normalidad de esta disolución. ¿Qué volumen de esta disolución deberemos tomar para preparar 250 mL de una 1N? (Selectividad) Sol: 6.02 mol/L; 8´02 mol/kg; 12´03 equivalente/L; 20´77 mL.

5.38- En un recipiente de 1500 mL se tiene, a 0oC, una mezcla de gases de 1 g de CO, 2 g de CO2 y 3 g de CH4. Calcule a) el número de moles, b) la fracción molar, c) la presión parcial de cada gas y la presión total d) el peso molecular aparente de la mezcla.

Sol: a) 0´036, 0´045, 0´187 mol; b) 0´133, 0´169, 0´697 mol; c) 0´53, 0´68, 2´8, 4´0 atm ; d) 22´4.

5.39- Calcule la normalidad de una disolución de ácido nítrico preparada por dilución a 500 mL de 32 mL de un ácido concentrado del 69´5 % y 1´42 g/mL de densidad.

Sol: 1N

5.40- ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado (d=1´84 g/mL; 96´0 % en peso) será necesario para preparar 100 mL de una disolución al 20 % en peso y densidad 1´14 g/mL?

Sol: 12´91 mL.

5.41- Se añaden 6 g de cloruro potásico a 80 g de una disolución acuosa de cloruro potásico al 12 % en peso. Calcule el tanto por ciento en peso del cloruro potásico de la disolución resultante.

Sol: 18´1 %.

5.42- Un ácido clorhídrico concentrado del 35´2 % en ácido tiene una densidad de 1´175 g/mL. Calcule a) la molaridad; b) el volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar 600 cm3 de disolución 2 molal (d=1´059 g/mL)

Sol: a) 11´33 M; b) 104´5 mL

5.43- Se hacen reaccionar 15 L de nitrógeno con 15 L de hidrógeno para obtener amoníaco. Sabiendo que todos los componentes se encuentran en estado gaseoso ¿cuál es la composición volumétrica de la mezcla resultante?

Sol: 10 L de N2 y 10 L de NH3.

5.44- El primer paso para la obtención de cinc, a partir de sulfuro de cinc, es calentarlo en presencia de aire, obteniéndose de esta forma el óxido de cinc y dióxido de azufre. Calcule: a) La cantidad, en gramos, de oxígeno necesario para reaccionar con 7 g de sulfuro de cinc. b) Volumen de aire, medido en c.n. que se necesita sabiendo que el aire contiene el 21 %, en volumen, de O2. c) Cuántos gramos de dióxido de azufre se formarán.

Sol: a) 3'45 g de O2 ; b) 11'5 L de aire; c) 4'60 g de SO2.

5.45- ¿Qué cantidad de pirita (FeS2) será necesaria para obtener una tonelada de ácido sulfúrico de acuerdo con las

siguientes reacciones?

4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2

2 SO2 + O2 → 2 SO3

SO3 + H2O → H2SO4 Sol: 0'61 toneladas

5.46- Para obtener bromobenceno se hace reaccionar 28'5 cm3 de benceno, d = 0'88 g/cm3, con un exceso de bromo. La

reacción es C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr a) Determine el peso máximo de bromobenceno que puede obtenerse. b) Si en la práctica se obtuvieron 25'0 g ¿cuál es el rendimiento?

Sol: a) 50'45 g; b) 49'6%

5.47- Una muestra de bromuro de galio de 1'000 g se disuelve en agua y se trata con disolución de nitrato de plata en exceso, formándose un total de 1'820 g de bromuro de plata. ¿Cuál es la fórmula más simple del bromuro de galio?

Sol: Tribromuro de galio

5.48- Una mezcla de aluminio y cinc que pesaba 1'67 g fue atacada con ácido hasta su total disolución, desprendiéndose 1'69 L de gas hidrógeno, medidos a 270 K y 1 atm. ¿Cuál era la composición porcentual de la mezcla? (Selectividad)

Sol: 75'5 % de Al.

TEMA IV: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS Ejercicios propuestos en las pruebas de Selectividad 6.1- Calcule la entalpía estándar de formación del hidróxido de calcio (sólido) a partir de los siguientes datos:

a) H2 (g) + ½ O2 (g) ↔ H2O (l) ∆Hº = –68´3 kcal b) CaO (s) + H2O (l ) ↔ Ca(OH)2 (s) ∆Hº = –15´3 kcal c) Ca (s) + ½ O2 (g) ↔ CaO (s) ∆Hº = –151´8 kcal Sol: –235´4 kcal

6.2- Para la reacción de obtención del aluminio a partir de la bauxita, Al2O3 (s) → 2 Al (s) + 3/2 O2 (g) , a 25 ºC se

sabe que ∆H = +1675´7 kJ/mol. Calcule la cantidad de energía calorífica necesaria para obtener 6 latas de aluminio, cada una de ellas con un peso de 13´5 g. Sol: 2513´6 kJ.

6.3- Las entalpías estándar de formación del agua y del monóxido de carbono valen –264´67 y –110´40 kJ/mol,

respectivamente. Calcule razonadamente la variación de entalpía estándar para la reacción: H2O (l) + C(s) → CO(g) + H2(g) Sol: +154´27 kJ/mol

6.4- Dadas las entalpías de formación siguientes: CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol, H2O (l) = – 285,5 kJ/mol y C4H10 (g) = – 124,7

kJ/mol, a) escriba las reacciones a que se refieren estos datos. b) Calcule el calor de combustión del butano. Sol: b) –2876´8 kJ/mol

6.5- Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) ∆H = –184,4 kJ. Calcule: a)

La energía desprendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno. b) La entalpía del enlace H–Cl sabiendo que las entalpías de enlace de H–H y Cl–Cl son, respectivamente, 435 y 243 kJ/mol. Sol: a) 2,53·105 kJ/; b) 431,2 kJ/mol

6.6- Calcule el valor de la variación estándar de entalpía para la reacción 3 CH4 → C3H8 + 2 H2 sabiendo que las

energías de enlace para C–H, C–C y H–H son 99,83 y 104 kcal·mol–1, respectivamente. Sol: 22 kcal.

6.7- Indique cómo aplicaría el ciclo de Born-Haber para el cálculo de la energía reticular del fluoruro de calcio. 6.8- Defina energía reticular de un compuesto iónico y conecte este concepto con el

ciclo de Born-Haber. 6.9- Sabiendo que la energía de la primera ionización del sodio es 496 kJ/mol, la

afinidad electrónica del Cl es -348 kJ/mol y la energía reticular del NaCl es -790 kJ/mol, identifique y calcule, en su caso, los valores de la energía en los pasos (1) a (5) de la figura adjunta. Sol: E1=Ionización; E2=Afinidad electrónica; E3=+148 kJ/mol;

E4=–642 kJ/mol; E5=Energía reticular

Na+ (g) + Cl (g) + e–

Na+ (g) + Cl– (g)

Na (g) + Cl(g)

NaCl (s)

1 2

3

4 5

6.10- Para una reacción química dada se sabe que, a 25ºC y 1 atm ∆H = 200 kJ y ∆S = 80 J/K. Razone si en esas condiciones la reacción será endotérmica o exotérmica y si será espontánea. Sol: ∆H = +200 kJ (endotérmica); ∆G = +176 kJ (no espontánea)

6.11- ¿Por qué se dice que en el cero absoluto de temperatura cualquier reacción exotérmica será espontánea?

Sol: Calcule ∆G teniendo en cuenta que T=0 K. ¿Qué signo tiene, en esas condiciones, ∆G? 6.12- Para la reacción C2H5OH + O2 (g) → CH3COOH + H2O disponemos de los siguientes datos:

a) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica y si se produce un aumento o disminución de entropía. b) Calcule ∆Gº a 298 K e indique si la reacción es espontánea. ¿Puede influir la temperatura en la espontaneidad? Sol.: a) ∆Hº= – 495´2 kJ/mol; ∆Sº = –135´9 J/K.mol. b) ∆Gº = – 454´7 kJ/mol; Si T>3643´9 K el proceso sería no espontáneo.

6.13- A presión atmosférica el proceso H2O(l) ↔ H2O(s) (∆H= –6´008 kJ/mol y ∆S= –22 J/mol·K) es espontáneo a –

5ºC, se encuentra en equilibrio a 0ºC y no es espontáneo a 5ºC. Explique los motivos termodinámicos de este comportamiento. Sol: La espontaneidad del proceso depende del valor de la variación de energía libre.

6.14- Sabiendo que ∆Ho

f (H2O) (l) = –285´8 kJ/mol, ∆Hof (H2O) (g) = –241´8 kJ/mol, So (H2O) (l) = 69´91 J/mol y que So

(H2O) (g) = 188´7 J/mol para el proceso H2O (l) ↔ H2O (g) calcule razonadamente: a) La temperatura a la que el sistema estará en equilibrio. b) A partir de qué temperatura será espontáneo. Suponga que los datos termodinámicos no cambian con la temperatura. Sol: 370´4 K.

6.15- A partir del diagrama de la figura adjunta se desea saber, razonadamente: a)

¿Cuáles de los procesos I, II y III representan, respectivamente, la combus-tión del propano y la reacción de formación de este hidrocarburo a partir de sus elementos? b) ¿Cuánto vale el calor de formación, a presión constante, (entalpía de formación) del propano a partir de sus elementos? ¿Es un proceso exo o endotérmico? c) Conociendo que el calor de combustión de 1 mol de hidrógeno gas para dar agua líquida desprende 68´3kcal/mol ¿cuánto vale la entalpía de formación del CO2 a partir de sus elementos? ¿Es un proceso exo o endotérmico? d) Sabiendo que las entropías molares estándar de C3H8 (g) , O2 (g) , CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente, 172, 205, 214 y 70 J·mol-1·K-1, calcule si la reacción del proceso II será espontánea a 150 ºC. Sol: a) formación del propano (I), combustión del propano (II); b) –24´6 kcal/mol (exotérmico); c) –94 kcal/mol (exotérmico); d) ∆G=–502´8 kcal/mol (espontánea)

6.16- Sea la reacción de formación del monóxido de nitrógeno. a) Calcule el cambio de entropía del sistema y la temperatura a la que el sistema estará en equilibrio. b) A partir de que temperatura será espontánea Datos: ∆Ho NO = 90´28 kJ·mol-1, ∆So para NO, N2 y O2 son 210´42, 190´71 y 204´82 J·mol-1·K-1 respectivamente. Sol: a) 12´655 J/mol·K; b) 7133´9 K

6.17- Calcule la energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio a partir de la descomposición de carbonato

cálcico en dióxido de carbono y óxido de calcio. Datos: ∆Hºf(kJ/mol): CO2(g)= –393,5; CaCO3(s)= –1206,2; CaO(s)= –635,6. Sol: 9470,6 kJ.

Sustancia Sº (J/K·mol) ∆Hºf (kJ/mol) C2H5OH 160´7 – 277´6 CH3COOH 159´8 – 487´0 H2O 70´0 – 285´8 O2 205´0 ------

II

3 C + 4 H2 + 5 O2

C3H8 + 5 O2

3 CO2 + 4 H2O

I

III

0

–24,6

–555,2

∆H (kcal)

6.18- Mediante la fotosíntesis se transforma dióxido de carbono y agua en hidratos de carbono, como la glucosa, obteniéndose la energía necesaria de la luz del sol. A partir de los siguientes datos tomados a 25 ºC y 1 atm para la reacción CO2 (g) + H2O (l) → C6H12O6 (s) + O2 (g) , responda a las siguientes cuestiones:

Calcule la energía solar mínima para formar 9 gramos de glucosa. b) ¿Se trata de un proceso espontáneo a 298 K? Razone y justifique su respuesta Sol: a) 140,0 kJ ; b) ∆Gº = +2878 kJ/mol (proceso no espontáneo).

6.19- Para la reacción C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g) a) Calcule la entalpía estándar e indique si se trata de un proceso endotérmico. b) Calcule el cambio de entropía y la energía libre a 298 K. Indique si se trata de un proceso espontáneo a esa

temperatura. c) La combustión de los productos de reacción conduce a la formación de CO2 y H2O. Escriba estas reacciones de

combustión y calcule la energía desprendida en la combustión de 100 L de estos productos medidos a 298 K y 1 atm de presión.

S Sol: a) ∆Hº = -31,1 kJ/mol (endotérmico) ; b) ∆Sº = + 95,9 kJ/mol, ∆Gº = +102,5 kJ/mol (no espontáneo); c) CO: -1158 kJ, H2: -1169 kJ

6.20- Las entalpías de formación estándar del CO2, H2O y C3H8 son respectivamente –393,5, –285,8 y –103,85 kJ·mol–1

a) Escriba la reacción de combustión del propano. b) Calcule la entalpía estándar de combustión del propano. c) Determine la masa de este gas necesaria para obtener 1000 kg de óxido de calcio por descomposición térmica

de carbonato cálcico según la ecuación: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) ∆Hº = 178,2 kJ Suponga que los calores de reacción son los mismos que a 25 ºC. Sol: b) -2220 kJ/mol (exotérmico) ; c) 62,96 kg

6.21- Para una reacción química A (g) + B (g) → AB (g) : a) Calcule el intervalo de temperatura en el que la reacción es espontánea si ∆H = –70 kJ y ∆S = –140 J·K–1 . b) Calcule la temperatura a la que se alcanza el equilibrio si ∆H = 70 kJ y ∆S = –140 J·K–1 c) ¿Qué significan los signos de ∆H y ∆S?

Sol: a) (0, 500 K); b) no se alcanza el equilibrio (proceso no espontáneo); c) proceso exotérmico en el que diminuye la entropía. 6.22- Dadas las entalpías estándar de formación (a 25 ºC) del CO2, -393,5 kJ/mol, del SO2, -296,1 kJ/mol, y sabiendo que

la entalpía de combustión del CS2 es -1072 kJ (CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ), calcule: a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono a la temperatura dada. b) El calor que, a 25 ºC y en las condiciones estándar de presión, debemos aportar para la síntesis de 2,5 kg de

disulfuro de carbono. Sol: a) + 86,3 kJ/mol; b) + 2839 kJ/mol

6.23- Considere la formación de N2O5 (g) mediante la reacción 2 NO2 (g) + ½ O2 (g) → N2O5 (g) , para la cual ∆Hº = - 55,1 kJ y ∆Sº = -227 J·K-1. Teniendo, además, en cuenta los datos de la tabla adjunta, calcule: a) ∆Hfº del N2O5 (g). b) Sº del N2O5 (g). c) ∆Gº de la reacción. ¿Es espontánea la reacción en

estas condiciones? Razone la respuesta. Sol: a) + 11,3 kJ/mol; b) + 355,0 J/K; c) espontánea para T < 243 K

CO2 (g) H2O (l) C6H12O6 (s) O2 (g) ∆Hºf (kJ/mol) – 393,5 – 285,5 – 1273,5 0 Sº (J·mol–1·K–1) 213,6 69,9 212,1 205

C (s) H2O (g) CO2 (s) CO (g) H2O (l) H2 (g) ∆Hºf (kJ/mol) 0 – 241,6 – 393,7 – 110,5 –285,8 0 Sº (J·mol–1·K–1 43,5 188,7 213,6 197,5 69,9 130,6

Sustancia Valor, ∆Hfº Sº Sº

NO2 (g) NO2 (g) O2 (g)

33,2 kJ·mol-1 239,7 kJ·mol-1 205,1J·mol-1 ·K-1

∆Hº, kJ/mol

6.24- Para los sólidos CaO, CaCl2 y KCl: a) Ordénelos de mayor a menor punto de fusión. Razone la respuesta. b) Escriba un ciclo de Born-haber para el CaCl2. c) A partir de los siguientes datos, determine la energía reticular del CaCl2.

Sol: a) CaO > CaCl2 >KCl; b) y c) U = -2256 kJ/mol

6.25- A partir de los siguientes datos, calcule:

a) La entalpía estándar de combustión del propano.

b) Los kg de propano necesarios para evaporar 2000 L de agua a 100 ºC, si el calor de vaporización del agua, a 1 atm y 100 ºC, es de 40,5 kJ/mol. Suponga que la densidad del agua es 1 g·cm-3.

c) La masa de CO2 emitida a la atmósfera por la combustión de una tonelada de propano. Sol: a) -2220 kJ/mol; b) 89,2 kg; c) 3000 kg.

6.26- El calor de combustión del ácido acético, CH3COOH (l) , es – 874 kJ·mol-1. Sabiendo que las entalpías de formación

estándar del CO2 (g) y del H2O (l) son, respectivamente, -393,3 y -285,6 kJ·mol-1 ,

a) Calcule la entalpía estándar de formación del ácido acético. b) Determine qué producirá más calor, la combustión de 1 kg de carbono o la de 1 kg de ácido acético.

6.27- a) Calcule la entalpía estándar de formación del propano a partir de los siguientes datos:

(1) C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆Hº= -2219,9 kJ

(2) C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hº= -393,5 kJ

(3) H2 (g) + ½ O2 (g) → H2O (l) ∆Hº= -285,8 kJ

b) Indique en qué ley se basa para hacer dicho cálculo y defínala. c) Justifique si la reacción de formación del propano será espontánea a cualquier temperatura.

Sustancia C3H8 CO2 H2O ∆Hºf, kJ/mol -103,9 -393,5 -285,8

TEMA V: CINÉTICA QUÍMICA 7.1.- Colocamos en una vasija, en la que previamente se ha hecho el vacío, un exceso

de carbonato de calcio y se calienta de modo que ocurra la siguiente descomposición:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) Registramos la presión del matraz a medida que transcurre el tiempo y

encontramos los resultados que aparecen en la tabla adjunta. Calcule la velocidad media de aparición de dióxido de carbono a) en el intervalo

(0,5) min, b) intervalo (5,10) min y c) en el intervalo (0,10) min. Sol: a) 20 ; b) 10 ; c) 15 mm Hg/min. 7.2.- En la reacción N2 + 3 H2

→ 2 NH3 está reaccionando N2 a una velocidad de 0´3 M/min. a) ¿Cuál es la velocidad a

la que está reaccionando el H2 y cuál es la velocidad a la que se está formando NH3? b) ¿Podría con estos datos proponer valores adecuados para x e y en la expresión velocidad = k.[N2]

x.[H2]y o

necesitaría otra información? (Selectividad) Sol: a) v(N2)= + 0´3 mol/l·min; v(H2)= + 0´9 mol/l·min; v(NH3)= + 0´6 mol/l·min; b) ¿Cómo se determina el orden de reacción?, ¿qué relación guarda el orden de reacción con los coeficientes estequiométricos?

7.3.- a) Escriba la ley de velocidad para la formación del compuesto C en la reacción A (g) + B (g) → 2 C (g) sabiendo que

es de primer orden en A y de orden 0´5 en B. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) ¿Cuáles son las unidades para la constante específica de velocidad? Sol: a) La ecuación que nos pide será del tipo d[C]/dt = k·[A]x·[B]y ¿Cuánto valen x e y en este caso?; b) n(total)=1´5; c) M-0.5·s-1

7.4.- Se sabe que la reacción en fase gaseosa 2A (g) + B (g) → 2C (g) es de primer orden en B y de segundo orden en

A. a) Escriba la ley de velocidad para la desaparición del reactivo B. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción?

c) ¿Coinciden, en general, los coeficientes estequiométricos con los órdenes de reacción? Sol: a) v = - d[B]/dt = k·[A]2·[B]1 ; b) 3 7.5.- Si una reacción química es fuertemente exotérmica ¿se realiza con gran velocidad? Razone la respuesta.

Sol: Dependerá del valor de la energía de activación. 7.6.- En una cierta reacción la energía de activación directa es 134 kJ y la inversa 473´5 kJ. Calcule la entalpía de reacción. Sol: - 339´5 kJ. 7.7.- (a) Dibuje un diagrama energético para la evolución de una reacción exotérmica. Muestre en este diagrama las energías

de activación del proceso directo e inverso. Muestre, también, cómo influirá la presencia de un catalizador y como calcular el cambio energético neto en la reacción. (b) Para la reacción hipotética A + B → C + D en condiciones también hipotéticas, la energía de activación es 32 kJ/mol. Para la reacción inversa, la energía de activación es 58 kJ/mol. Razone si la reacción es endo o exotérmica. (Selectividad) Sol: (b) - 26 kJ/mol (exotérmica).

7.8.- Explique muy brevemente los factores que afectan a la velocidad de una reacción química. (Selectividad)

t (minutos)

P (mm de Hg)

0

0

5

100

10

150

7.9.- En una reacción del tipo aA + bB → productos, estudiada experimentalmente en el laboratorio, se obtuvieron los valores de concentraciones y velocidades adjuntos. a) Calcule el orden de reacción respecto de A, de B y el total. b) Calcule la constante de velocidad. c) Indique la forma en que afecta la presencia de un catalizador a la velocidad de reacción, la energía de activación, ∆H, ∆S y ∆G. (Selectividad) Sol: a) α= 1, β=2, n=3; b) 220 l2/mol2.s; c) La presencia de un catalizador sólo afecta a la energía de activación y por tanto a la velocidad de reacción.

7.10.- El monóxido de nitrógeno reacciona con el hidrógeno según 2 NO (g) + 2 H2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g).

Experimentalmente se halla, a una temperatura determinada, que si se duplica la concentración de NO y se mantiene constante la de H2, la velocidad de la reacción se hace cuatro veces mayor. Si la concentración de NO se mantiene constante y se duplica la de H2, la velocidad se hace dos veces mayor. Determine el orden de reacción para el NO y para el H2, así como el orden total. Sol: n = 2 + 1

7.11.- Sabiendo que los calores de combustión de C(s), H2 (g) y CH3-COOH (l) son - 393´13, - 285´8 y - 870´7 kJ/mol,

respectivamente, calcule el calor de formación a presión constante del ácido acético. Teniendo en cuenta estos datos termodinámicos: ¿será un compuesto estable?, ¿qué datos necesita para saber si la reacción es espontánea?, ¿qué datos necesitaría para conocer su velocidad? (Selectividad) Sol: a) 487´16 kJ/mol; b) Habría que calcular la variación de energía libre; c) La ley de velocidades (constante de velocidad específica y los órdenes de reacción.

7.12.- La energía de activación para la reacción A + B → C + D es de 35 kJ/mol. Para la reacción inversa la energía de

activación es de 50 kJ/mol. Justifique si la reacción es exotérmica o endotérmica. (Selectividad) Sol: –15 kJ/mol

7.13.- Dada la reacción química a A + b B → c C + d D presente una expresión para su ecuación de velocidad y defina los

órdenes de reacción total y parcial. (Selectividad)

7.14.- La variación de energía libre de Gibbs nos indica que la combustión del papel es espontánea a temperatura ambiente. Sin embargo, experimentalmente no se observa esta combustión espontánea. Indique lo que significa esto en términos termodinámicos. ¿Puede ser negativa la variación de entropía en una reacción química espontánea? Razone la respuesta. (Selectividad)

Sol: a) ¿Cómo debe ser la energía de activación de este proceso? b) ∆H < 0 y |∆H| >T·|∆S|. 7.15.- Discuta el efecto de cuatro factores que afectan a la velocidad de una reacción química según la Teoría de Colisiones.

(Selectividad) 7.16.- a) ¿Qué diferencia existe entre la velocidad de una reacción y la constante de velocidad de una reacción? b) ¿Qué se entiende por reacción de primer orden? (Selectividad)

7.17.- Explique la diferencia entre los siguientes términos: a) Ecuación de velocidad y constante de velocidad. b) Reacción elemental y mecanismo de reacción. c) Molecularidad y orden de reacción. (Selectividad)

7.18.- Para la siguiente reacción química en fase gaseosa, 2 N2O5 → 4 NO2 + O2 , se ha encontrado que la velocidad de

reacción viene dada por v =k·[N2O5]. a) Indique cuál es el significado del símbolo k. b) Indique razonadamente cuál sería el orden de reacción. c) Explique cómo influirá la temperatura sobre la velocidad de reacción. (Selectividad)

Sol: b) n = 1.

Exp

[A], M

[B], M

Velocidad, M.s-1

1

0´02

0´01

0´00044

2

0´02

0´02

0´00176

3

0´04

0´02

0´00352

4

0´04

0´04

0´01408

7.19.- Razone si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Si una reacción posee una energía de activación más pequeña que otra, ésta última será siempre más lenta que la primera.

b) Cuando se añade un catalizador a una reacción, la energía de activación disminuye y, por lo tanto, aumenta la velocidad de la misma.

c) Un aumento de la temperatura aumenta la velocidad de las reacciones endotérmicas, pero disminuye la velocidad de las reacciones exotérmicas. (Selectividad)

Sol: a) V; b) V; c) F. 7.20.- Para la reacción entre el NO y el H2 , 2NO(g) + H2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (l) , se ha observado que su ecuación de

velocidad es v = k·[NO]2·[H2], y el mecanismo propuesto es: 2 NO + H2 → N2 + H2O2 (lenta) H2O2 + H2 → 2 H2O (rápida)

a) Justifique si el mecanismo propuesto es coherente con la ecuación de velocidad. b) Indique la molecularidad de la etapa determinante de la velocidad. c) Indique el orden de reacción de la reacción global. (Selectividad)

Sol: a) Sí es coherente; b) chocan 3 moléculas; c) 2 + 1 = 3.

7.21.- Indique sobre la gráfica adjunta, correspondiente a la reacción A + B → C + D realizada a presión constante, los siguientes conceptos: � Energía de activación de la reacción inversa. � Energía del complejo activado. � ∆H.

Deduzca si se trata de un proceso exotérmico o endotérmico. (Selectividad)

H

Reactivos

Productos

Sentido de la reacción

TEMA VI: EQUILIBRIO QUÍMICO Ejercicios propuestos en las pruebas de selectividad 8.1 Suponga las siguientes reacciones químicas:

(I) 2 H2 (g) + O2 (g) ↔ 2 H2O (g) (II) H2 (g) + ½ O2 (g) ↔ H2O (g)

(III) 2 H2O (g) ↔ 2 H2 (g) + O2 (g) Si las correspondientes constantes de equilibrio, Kc, son respectivamente K1, K2 y K3 ¿cuál sería la relación entre K1 y K2? ¿Y entre K2 y K3? Sol: K1 = K2

2; K3 = 1/K22

8.2 A 500 K la constante de equilibrio para N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) es 0´9 M-2. En un recipiente de 2 L

sabemos que hay 1 mol de N2, 3 moles de H2 y 1 mol de NH3, ¿está el sistema en equilibrio? Sol: No; Qc < Kc

8.3 Una muestra que contiene 2 moles de HI se introduce en un matraz de 1 L y se calienta hasta 628 ºC. Se establece la

relación de equilibrio 2 HI ↔ H2 + I2 para la cual la constante de equilibrio vale 3´8.10-2. a) ¿Cuál es el porcentaje de disociación en estas condiciones? b) ¿Cuál es la concentración de los componentes de la mezcla? Sol: a) 28´1 %; b) 1´44 (HI), 0´28, 0´28 mol/L.

8.4 El NOBr se descompone de acuerdo con el siguiente esquema NOBr (g) ↔ NO (g) + ½ Br2 (g). A la temperatura

de 350 K, la constante de equilibrio Kp vale 0'15 (si las presiones se expresan en atmósferas). Si se colocan en un recipiente adecuado cantidades tales de los gases NOBr, NO y Br2 que sus presiones parciales sean, respectivamente, 0´5, 0´4 y 0´2 atm, a la mencionada temperatura, a) ¿se producirá una transformación química neta? Si tal cosa ocurre ¿se formará o se consumirá Br2? b) Calcule Kc a la temperatura dada. Sol: a) Se consume Br2; b) Kc = 0'028.

8.5 a) Desarrolle la expresión que relaciona Kc y Kp para un equilibrio en fase gaseosa.

b) Calcule el valor de Kp a 900 K para la reacción 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) sabiendo que Kc = 13 M–1 a esa temperatura

Sol: b) Kp = 0'176 atm–1.

8.6 En un recipiente de 5 litros se introducen 1,84 moles de nitrógeno y 1,02 moles de oxígeno. Se calienta el recipiente hasta 2000 ºC 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.

Sol: b) 7,08·10–3

; b) 106,7 atm.

8.7 En la siguiente reacción se hace reaccionar una mezcla de 46 g de C2H5OH, 60 g de CH3COOH, 176 g de CH3COOC2H5 y 90 g de H2O.

C2H5OH + CH3COOH ↔ CH3COOC2H5 + H2O KC=4,0 a) ¿En qué sentido tendrá lugar un cambio neto? b) ¿Cuántos gramos de cada sustancia hay en el equilibrio?

Sol: a) Calcule Q y compare con K; b) 63,1, 82,3, 143,2, 83,3 g respectivamente.

8.8 En un recipiente de 10 L se introducen 2 moles de un compuesto A y 1 mol del compuesto B. Se calienta a 300 ºC y se establece el siguiente equilibrio A (g) + 3 B (g) ↔ 2 C (g) Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio el número de moles de B es igual al de C, calcule la cantidad de moles de cada componente en el equilibrio, Kc, Kp y la presión parcial del componente B. Sol: A = 1'8 mol; B = C = 0'4 mol; Kc = 138'9; Kp = 0'063; PB = 1'88 atm.

8.9 La disociación del dióxido de nitrógeno en óxido nítrico y oxígeno tiene lugar en un recipiente cerrado de 5 L de capacidad a 327 ºC y 1 atm. Una vez llegado al equilibrio, cada litro de mezcla contiene 0´015 moles de NO2, 0´12 g de NO y 0´06 g de O2. Calcule Kc y Kp. Sol: Kc=0´0115; Kp=0´081.

8.10 Se sabe que a 2000 ºC y una presión total de 1 atm, la presión parcial del agua gaseosa es 0'976 atm. Calcule, a

partir de este dato, los valores numéricos de Kp y Kc para la reacción 2H2O(g) ↔ 2H2 (g) + O2(g) Sol: Kp = 2'15.10-6; Kc = 1'15.10-8.

8.11 Una muestra de 2'69 g de PCl5 se colocó en un matraz de 1 litro, en el cual previamente se había practicado el vacío, y se calentó hasta alcanzar la temperatura de 250 ºC. En estas condiciones, en el matraz únicamente se encuentran especies gaseosas y la presión total es 1 atm.

a) Decida razonadamente entre estas tres posibilidades: 1ª El PCl5 gaseoso es estable bajo estas condiciones y no sufre reacción química alguna. 2ª El PCl5 se disocia según PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) 3ª El PCl5 se dimeriza de acuerdo con 2 PCl5 (g) ↔ P2Cl10 (g)

b) Caso de que se dé alguna reacción química, calcule el valor correspondiente a Kp. Sol: Sólo puede ocurrir la reacción 2ª, siendo su Kp = 1'86.

8.12 A 800 ºC la Kc para la reacción 2HI ↔ H2 (g) + I2 (g) vale 0´016. Calcule, en el equilibrio, a) la concentración de HI cuando las concentraciones de H2 y I2 son iguales y la presión del sistema es de 1 atm. b) Las concentraciones de los componentes si se duplica la presión del sistema. Sol: a) 9´06.10-3 M; b) [H2]=[I 2]=2´30.10-3 M, [HI]= 0´0181 M.

8.13 En un matraz de 1 L se colocan 6 g de PCl5 sólido. Se hace el vacío, se cierra el matraz y se calienta a 250 ºC. El

PCl5 pasa al estado vapor y se disocia parcialmente en PCl3 y Cl2. La presión en el equilibrio es 2.078 atm. Calcule el grado de disociación del PCl5 y la constante de equilibrio Kp a dicha temperatura. Sol: a) α = 0.682; b) Kp = 1.81 atm

8.14 El valor de Kp a 25 ºC para el equilibrio 2CO(g) ↔ C (s) + CO2 (g) es 2´046. a) ¿Cuál es el valor de Kc? b)

¿Cuáles serán las concentraciones en el equilibrio si se mezclan 3 moles de CO y 2 moles de CO2 en un recipiente de 1L? Sol: a) Kc=50´0; b) [CO]=0´26 M; [CO2]=3´37 M

8.15 A 1000 ºC, Kp = 1´65 atm para la reacción C (s) + CO2 (g) ↔ 2CO(g) . Si en el equilibrio la presión total es

de 5 atm, calcule el tanto por ciento de dióxido de carbono que ha reaccionado. Sol: 27´6 %.

8.16 A temperaturas elevadas, carbono y dióxido de carbono reaccionan para formar monóxido de carbono de acuerdo

con la siguiente ecuación C (s) + CO2 (g) ↔ 2 CO (g). a) Cuando se establece el equilibrio a 1000 K la presión total del sistema es 4'70 atm. Si Kp = 1'72 atm, ¿cuáles serían las presiones parciales de CO y CO2? b) Si partimos de 1 mol de C (s) y 1 mol de CO2 (g) en un recipiente de 1 L a 1000 K ¿cuánto valdrían las presiones parciales cuando se alcance el equilibrio?

c) ¿Y si en las condiciones anteriores partimos de 0'1 mol de C y 1 mol de CO2? Sol: a) PCO2 = 2'59 atm; PCO = 2'11 atm. b) PCO2 = 76'26 atm; PCO = 11'48 atm. c) Igual que en el caso anterior.

8.17 La reacción de descomposición de 25 g de hidrógenocarbonato sódico se lleva a cabo a 100 ºC en un recipiente de 2 L. Sabiendo que la constante de equilibrio, Kp, a esa temperatura vale 0,231, calcule: a) Las presiones parciales de los gases formados. b) La cantidad de hidrógenocarbonato que queda sin descomponer.

2 NaHCO3 (s) ↔ Na2CO3 (s) + H2 O (g) + CO2 (g) Sol: a) P (H2O) = P (CO2) =0,481 atm; b) 19,7 g

8.18 Una muestra de 6,53 g de NH4HS se introduce en un recipiente de 4 L de capacidad, en el que previamente se ha

hecho el vacío, y se descompone a 27 ºC 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.

Sol: a) kp = 0,141 atm2, kc 2,32·10-4 M2 ; c) 47,6%

8.19 Hidrógeno, bromo y bromuro de hidrógeno, todos ellos en estado gaseoso, se encuentran en un matraz de 1 L a una

temperatura dada y en equilibrio correspondiente a la reacción H2(g) + Br2(g) ↔ 2 HBr (g) , para la cual ∆H = - 68 kJ. Indique como afectarían los siguientes cambios a la situación de equilibrio y a la constante de equilibrio: a) Se aumenta la temperatura. b) Se aumenta la presión parcial de HBr. c) Se aumenta el volumen del recipiente. Sol: Aplique el principio de Le Chatelier.

8.20 En un recipiente de volumen constante se establece el equilibrio siguiente: SO2 (g) + ½ O2 (g) ↔ SO3 (g) donde

∆H = - 491 kJ/mol. Explique, razonadamente tres procedimientos para aumentar la cantidad de SO3. Sol: Aplique el principio de Le Chatelier (tenga en cuenta que el volumen del recipiente es constante).

8.21 Cuando se sirve cerveza en un vaso frío casi no se pierde el CO2 disuelto, pero si el vaso está caliente,

inmediatamente salen burbujas y se forma espuma. De este hecho deduzca si el siguiente proceso es endo o exotérmico: << agua + CO2 ↔ disolución >> Sol: Aplique el principio de Le Chatelier.

8.22 Dada la reacción química en equilibrio a A(g) + b B (g) ↔ c C (g) desarrolle una expresión que relacione la

constante de equilibrio en función de las concentraciones (Kc) con la constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp) Razone sobre la evolución del equilibrio al aumentar la presión si a, b y c vale 1, 2 y 3 respectivamente. ¿Y si aumenta la concentración de B?

Sol: b) c – (a + b) = 0 y por tanto no le afecta la presión; c) Aumentará la concentración de C y disminuirá la de A.

8.23 A una determinada temperatura, en estado gaseoso, el cloro reacciona con tricloruro de fósforo para formar

pentacloruro de fósforo según la ecuación Cl2 (g) + PCl3 (g) ↔ PCl5 (g) . En un recipiente de dos litros, una mezcla de las tres especies en equilibrio contiene 132 g de PCl3, 56,8 g de Cl2 y 10,4 g de PCl5 a) Calcule la constante de equilibrio, Kc, a esta temperatura. b) Explique si con estos datos se podría calcular la Kp de este equilibrio. c) Calcule la nueva composición en equilibrio si el volumen se reduce a la mitad.

Sol: a) 0,13 L/mol: b) se necesita T; c) [Cl2] = 0,759 M; c) [PCl3] = 0,919 M; [PCl5] = 0,0907 M .

8.24 Suponiendo que se ha alcanzado el equilibrio para el proceso « N2 (g) + 3 H2 (g) ↔ 2 NH3 (g) ; ∆H < 0 » razone si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) Al aumentar la presión total, disminuye la concentración de amoníaco. b) Al aumentar la temperatura, aumenta la presión parcial de N2. c) En presencia de un catalizador aumenta la concentración de NH3.

Sol: a) F; b) V; c) el catalizador no modifica la posición de equilibrio.

8.25 Síntesis del amoníaco mediante el proceso Haber: Aspectos cinéticos y termodinámicos. 8.26 En un recipiente metálico de 5 L y a una temperatura de 250ºC hay inicialmente 30 g de PCl5. A esta temperatura,el

PCl5 se disocia parcialmente según PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de

2,08 atm. Calcule: a) El grado de disociación del PCl5 en estas condiciones. b) Las presiones parciales de cada componente. c) La constante de equilibrio kP. d) El valor de ∆Gº. (Selectividad)

Sol: a) 0,683; b) 0,301, 0844, 0,844 atm; c) 1,82 atm; d) – 2,6·103 kK/mol.

8.27 Se introducen 0,2 moles de Br2 en un recipiente de 0,5 L de capacidad a 600 ºC. Una vez establecido el equilibrio Br2 (g) ↔ 2 Br (g) en estas condiciones, el grado de disociación es 0,8. a) Calcule Kp y Kc. b) Determine las presiones parciales ejercidas por cada componente de la mezcla en equilibrio. c) Si al aumentar la temperatura, aumenta la cantidad de Br, indique razonadamente si la reacción es endotérmica

o exotérmica. Así mismo, discuta el efecto que tendría sobre el equilibrio anterior la introducción de gas argón en el reactor si el volumen se mantiene constante. (Selectividad)

Sol: a) Kc = 5,12; Kp = 367; b) 45,9 y 5, 73 atm; c) endotérmico, ya que K aumenta con la temperatura; no afecta, ya que T y V se mantienen constantes.

8.28 En un depósito de 10 L se introducen 0,61 moles de CO2 y 0,30 moles de H2 a 1250 ºC. Una vez establecido el

equilibrio H2 (g) + CO2 (g) ↔ CO (g) + H2O (g) , hay 0,35 moles de CO2. Calcule: a) Los valores de Kp y Kc. b) Las presiones parciales ejercidas por cada componente de la mezcla en equilibrio. (Selectividad)

Sol: a) Kc = Kp = 1,49; b) 1,63, 4,38, 3,25 y 3, 25 atm, respectivamente.

8.29 Considere el siguiente equilibrio: CaCO3 (s) + Q ↔ CaO (s) + CO2 (g) .

a) ¿Cómo le afecta la temperatura? b) Si adicionamos CaCO3 al sistema, ¿se modifica el equilibrio? c) ¿Y si aumentamos la presión parcial de CO2 ? d) ¿Qué ocurrirá si la descomposición del carbonato cálcico se realiza en un recipiente abierto? (Selectividad)

Sol: a) Al aumentar la temperatura, se desplaza hacia los productos; b) No se modifica, ya que es un equilibrio heterogéneo; c) Se desplaza hacia los reactivos; d) No se alcanza el equilibrio.

8.30 Para el equilibrio COCl2 (g) ↔ CO (g) + Cl2 (g) , el valor de Kc es 1,37 a 250 ºC. En un recipiente de 5 L se

introducen 247,5 g de COCl2, 70 g de CO y 227,2 g de Cl2 a dicha temperatura. a) Demuestre que esta mezcla no se encuentra en equilibrio e indique el sentido en el que se producirá la reacción. b) Determine la composición de la mezcla una vez alcanzado el equilibrio. c) Explique tres formas de disminuir la descomposición de COCl2. (Selectividad)

8.31 Dadas las siguientes reacciones:

(1) C (s) + H2O (g) ↔ CO (g) + H2 (g) , ∆Hº= 131,3 kJ.mol-1 . (2) Ca(OH)2 (s) + CO2 (g) ↔ CaCO3 (s) + H2O (g) , ∆Hº= 153,7 kJ.mol-1. Razone el efecto que tiene sobre la situación de equilibrio cada una de las siguientes modificaciones: a) Una disminución del volumen en la reacción 1. b) Un aumento de la presión en la reacción 2. c) Un aumento de la temperatura en la reacción 2. (Selectividad)

8.32 El pentacloruro de fósforo se disocia según PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) , siendo Kc 7,93·10-3 a 200 ºC. Calcule:

a) El grado de disociación a dicha temperatura si en un matraz de un litro se introducen 3,125 g de PCl5. b) El grado de disociación si al introducir los 3,125 g de PCl5, el matraz estaba previamente lleno de cloro en

condiciones normales. (Selectividad) Equilibrios de solubilidad 8.33 Calcule la solubilidad, expresada en g/L, del fosfato de calcio sabiendo que Kps = 1'3.10-32.

Sol: 5'1.10-5 g/L

8.34 Obtenga la solubilidad del fluoruro de calcio en agua pura sabiendo que su producto de solubilidad es Kps=1'7.10-10

M3. (Selectividad) Sol: 3´49.10-4 M. 8.35 Calcule las concentraciones de ion plata y de ion cromato en una disolución saturada de cromato de plata sabiendo

que el producto de solubilidad del cromato de plata es 1'9.10-12. Sol: [CrO4

=] = 7'80.10-5 M. [Ag+] = 1'56.10-4 M. 8.36 Calcule el volumen de disolución saturada que tendría disuelto un gramo de CaF2 sabiendo que Kps=3'4.10-11

Sol: 62,7 L.

8.37 ¿Precipitará hidróxido de cinc cuando a 150 cm3 de disolución 0'001 M de cloruro de cinc se le añaden 50 cm3 de disolución 0'001 M de hidróxido sódico? Kps=1'8.10-14. Sol: Sí. (Compare Q con Kps).

8.38 Supongamos que mezclamos 100 cm3 de una disolución de nitrato de talio (I) 0'04 M con 300 cm3 de un disolución

de cloruro de sodio 0'008 M. a) Sabiendo que el producto de solubilidad del cloruro de talio (I) es 1'9.10-4 , dígase si se formará o no precipitado. b) ¿Qué ocurrirá si el nitrato de talio (I) fuese 0'08 M y el cloruro de sodio 0'2 M, y se mezclan volúmenes iguales de ambos? Sol: No (Q=6.10-5<Kps); b) Sí. (Ahora Q=4.10-3 >Kps)

8.39 A un litro de disolución acuosa 0'01 M de BaCl2 se le añade 0'1 mol de Na2SO4 sin que cambie apreciablemente el

volumen. Calcule la concentración de iones Ba2+ que queda en la disolución. Kps (BaSO4) = 1'1.10-10 . Sol: [Ba2+]=1'2.10-9 M.

8.40 Dada la reacción de equilibrio Mn Nm (s) ↔ n M m+

(ac) + m N n- (ac) exprese su constante de equilibrio en

función de las concentraciones (Kc) y de ahí deduzca la constante del producto de solubilidad (Kps). Desarrolle una expresión que relacione la solubilidad del compuesto con Kps. (Selectividad)

8.41 Calcule el producto de solubilidad del ioduro de plomo (II) sabiendo que su solubilidad en agua es 1,2·10-3. (Selectividad) Optativos 8.42 Para la reacción de descomposición térmica del carbonato cálcico, CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) , Kp = 1'04 a

900 ºC. a) Calcule la presión total que hay en un matraz de 5 litros en el que se ha introducido 100 g de CaCO3 y se calienta a 900 ºC. b) Repita el apartado anterior suponiendo que el volumen sea 200 L. Sol: a) PCO2 = 1'04 atm; b) PCO2 = 0'48 atm.

8.43 En un recipiente de 10 L se introducen 0'61 moles de CO2 y 0'39 moles de H2 y se calienta a 1250 ºC. Una vez

alcanzado el equilibrio de la reacción CO2 + H2 ↔ CO + H2O, se analiza la mezcla de gases encontrando que hay 0'35 moles de CO2. Calcule los moles de los otros gases en el equilibrio y el valor de la constante de equilibrio a dicha temperatura. Sol: H2 = 0'13 mol; CO = H2O = 0'26 mol; Kc = 1'486.

8.44 Al alcanzar el equilibrio en la reacción del ejercicio anterior, se añaden 0'22 moles de H2, manteniendo constante la

temperatura y el volumen. Calcule la composición de la mezcla cuando se alcance de nuevo el equilibrio. Sol: CO2 = H2 = 0'275 mol; CO = H2O = 0'335 mol.

8.45 El cianuro de amonio se descompone según el equilibrio NH4CN (s) ↔ NH3 (g) + HCN (g). Cuando se

introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio en un recipiente cerrado de 2 L, en el que se ha hecho el vacío, se descompone en parte de modo que al alcanzarse el equilibrio a 11ºC la presión en el recipiente es de 0.3 atm. a) Calcule Kp y Kc a 11ºC para este equilibrio. b) Calcule la cantidad máxima de cianuro de amonio que puede descomponerse a 11ºC en un recipiente de 2 L. (Selectividad) Sol: a) kp = 0,0225; kc = 4,15·10–5 ; b) 0,57 g

8.46 Dada la reacción 2 SO2 (g) + O2 (g) ↔ 2 SO3 (g) , cuya ∆H<0, conteste razonadamente:

a) ¿De qué forma afecta ∆S a la espontaneidad de la reacción? b) ¿Es una reacción redox? c) ¿Cómo afecta al equilibrio una disminución de la temperatura? d) ¿Qué efecto tendría una disminución de SO2? (Selectividad)

Sol: a) ¿Cómo le afectará a ∆G el signo de ∆S cuando ∆H sea negativo?; b) sí ; c) favorece la formación de productos; d) disminuirá el rendimiento en SO3

TEMA VII: EQUILIBRIOS ÁCIDO-BASE Ejercicios propuestos en las pruebas de selectividad 9.1 Clasifique, cuando sea posible, las siguientes especies como ácidos o bases de Brönsted-Lowry, escribiendo

reacciones que justifiquen sus afirmaciones: HSO4-, NH4

+, CH3-O-CH3, CH3-CH3, I-.

Sol: Analice el comportamiento de los compuestos anteriores en disolución acuosa.

9.2 ¿Por qué son básicas las disoluciones acuosas de las aminas? Sol: Por la misma razón que el amoníaco.

9.3 De los ácidos débiles HCOOH y CH3COOH, 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. Sol: El acetato es más básico que el formiato.

9.4 Las constantes de acidez de los ácidos ascórbico, cianhídrico y fluorhídrico son, respectivamente, 8´8.10-5,

4´9.10-10 y 6´8.10-4 M. a) Calcule las constantes de disociación básica de sus correspondientes bases conjugadas. b) Para cada una de las parejas ácido-base, indique razonadamente cuál de los dos elementos del par ácido-base presenta mayor fortaleza, el ácido cómo ácido o la base como base. Sol: a) 1´14.10-10 , 2´04.10-5 , 1´47.10-11 respectivamente; b) Para el ascórbico y el fluorhídrico Ka es mayor que la correspondiente Kb.

9.5 En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0,05 M se disuelven 1,5 g de NaCl y se añade agua hasta 150 mL.

Calcule: a) La concentración de cada uno de los iones. b) El pH de la disolución. Sol: a) [H+] = 0,0167 M, [OH–] = 6·10

-13 M, [Na+] = 0,171 M, [Cl–] = 0,188 M; b) pH = 1,78.

9.6 Complete las casillas vacías de la siguiente tabla:

Sol: Tenga en cuenta que Kw, al igual que todas las constantes de equilibrio, depende de la temperatura. Calcule en primer lugar los valores de Kw a 60 ºC (disolución c) y a 10 ºC (disolución d). Kw (10ºC)= 2´95.10-15 Kw(60ºC)=9´55.10-14

9.7 El ácido dicloroacético tiene una constante de disociación de 5.10-2 mol/litro. ¿Cuál sería el pH de una

disolución 0'1 N de este ácido? Sol: pH = 1'30.

9.8 Se dispone de dos disoluciones de ácidos de igual concentración. Una contiene ácido acético (Ka = 1´8.10-5 M)

y la otra ácido tricloroacético (Ka = 1´5.10-3 M). Indique, sin resolver pero razonando la respuesta, qué disolución tendrá mayor pH. Sol: A igualdad de concentración ¿de que factores dependerá la concentración de protones?

9.9 Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 1,2 g de este ácido. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido nitroso. b) El pH de la disolución. Ka (HNO2)=5·10-4 M

Sol: a) 0,0433; b) 1,96.

Disolución

Temperatura

[H+]

[OH-]

pH

A

10 ºC

10-6 M

B

60 ºC

8

C

60 ºC

10-3 M

10´02

D

10 ºC

10-5 M

10-9´53 M

9.10 El ácido acético puro es, en condiciones ordinarias de presión y temperatura, un líquido cuya densidad es 1'05

g/mL.a) Calcule el grado de disociación del ácido acético en una disolución preparada a partir de 10 mL de ácido acético puro y la cantidad necesaria de agua para obtener un volumen de 500 mL. (b) Calcule el pH de un vinagre, de densidad 1'01 g/mL, que contiene el 5 % en peso de ácido acético. Suponga que el vinagre está constituido exclusivamente por ácido acético y agua ; Peso molecular (HAc) = 60'05. Ka(HAc) = 1'8.10-5. Sol: a) α = 7'17.10-3. b) pH = 2'41.

9.11 La constante de disociación del ácido cianhídrico es 4´8.10-10 mol/litro. Calcule cuánto valdrá la relación entre

las concentraciones de cianuro y ácido cianhídrico en una disolución acuosa de pH=9. Sol: 0´48.

9.12 a) Calcule el pH de una disolución de ácido acético 0´01 M (Ka = 2.10-5 M).

b) ¿Cuántos mL de agua hay que añadir a 10 mL de HCl 10-3 M para obtener el mismo pH que en el apartado anterior. Suponga que los volúmenes son aditivos. Sol: a) pH = 3´35; b) 12´4 mL.

9.13 100 mL de una disolución de ácido acético se mezclan con 50 mL de agua. a) Si el pH resultante es 3, ¿cuál es

la concentración inicial de la disolución de ácido? b) Calcule el grado de disociación, en tanto por ciento, del ácido acético y su concentración sin disociar en el equilibrio. Dato Ka=1´45.10-5. Sol: a) 0´105 M; b) 1´43 %, 0´069 M

9.14 Se sospecha que una sustancia, que representaremos por HA, posee carácter ácido puesto que se ha podido

sintetizar una sal sódica de este compuesto a la que representaremos por NaA. a) Se disuelve en agua la cantidad necesaria de HA y NaA para que la concentración de cada uno de ellos sea

0'01 M, se mide el pH y resulta ser 11'3. ¿Qué valor tendrá la constante de disociación ácida de HA? ¿Y la constante de basicidad de la base conjugada?

b) Si se prepara una disolución acuosa que contenga únicamente NaA 0'01M ¿cuánto valdría el pH? c) Si la disolución acuosa contuviera únicamente HA 0'01 M ¿Cuánto valdría, aproximadamente, el pH?

¿Sería despreciable, en estas condiciones, la disociación del agua? Sol: a) Ka = 5'01.10-12; Kb = 2'00.10-3; b) pH = 11'55 c) pH ≈ 6'65.

9.15 Explique por qué una disolución de cloruro de amonio tiene un pH menor que 7 y, en cambio, una disolución de acetato de sodio tiene un pH mayor que 7. Sol: Estudie los correspondientes equilibrios de hidrólisis.

9.16 Se preparan disoluciones acuosas de los siguientes compuestos: NaNO3, KCH3COO, NH4Cl y Na2CO3. Indique

razonadamente el carácter ácido, básico o neutro que presentarán estas disoluciones. Sol: Estudie el carácter ácido-base de los productos de reacción de los compuestos anteriores con agua (hidrólisis).

9.17 Calcule, aproximadamente, el pH de una disolución 10-6 M de NaF, sal muy utilizada para proporcionar ion

fluoruro a la dentadura infantil. Ka(HF) = 6'7.10-4. Sol: 7'01.

9.18 Sabiendo que Ka para el ácido acético es 1,7·10–5 M calcule:

a) El pH y el grado de disociación de una disolución 0,2 M de acetato sódico. b) El pH de la disolución que resulta de mezclar 50 mL de la disolución anterior con 150 mL de agua. Sol: a) pH = 9,04; α = 5,4·10

–5 b) pH = 8,73.

9.19 Se adiciona un trozo de sodio de 0´92 g sobre un exceso de agua, obteniéndose una disolución de hidróxido

sódico (Na + H2O → NaOH + ½H2). a) Calcule el volumen de disolución de ácido acético 1 M necesario para neutralizar el hidróxido sódico formado. b) Razone si el pH en el punto de equivalencia será ácido, básico o neutro. Sol: a) 40 mL; b) básico

9.20 Se añaden 10 g de ácido acético (peso molecular = 60) en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de

disolución. Calcule: a) el pH de la disolución resultante. b) ¿Qué volumen de hidróxido sódico 0.1 N se necesitará para neutralizar 250 mL de la disolución anterior? Ka = 1,8·10–5. Sol: a) pH = 2,61; b) 833,3 mL

9.21 Se añaden 7 g de amoníaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. Sabiendo que

Kb para el amoníaco vale 1´8·10-5 calcule: a) El pH de la disolución resultante. b) El volumen de ácido sulfúrico 0.1 N necesario para neutralizar 250 mL de la disolución anterior. Sol: a) 11´6; b) 2058´8 mL.

9.22 Calcule a) los gramos de NaOH necesarios para obtener 250 mL de disolución de pH 10. b) Los gramos de

disolución de HCl del 36% en peso y densidad 1´20 g/mL que hay que añadir a 250 mL de NaOH 0´2 M para obtener una disolución de pH 3. Suponga los volúmenes aditivos. Sol: a) 0´001 g; b) 5´09 g.

9.23 Responda razonadamente si son ciertas o no las siguientes afirmaciones. En caso de ser no ciertas escríbalas en

sentido correcto: a) Hay sales que al disolverse en agua conducen a disolución de pH ácido. b) Hay sales que al disolverse en agua conducen a disolución de pH básico. c) La mezcla equimolecular de un ácido débil y su base conjugada siempre conducen a pH neutro. d) Una disolución de HCl 10-6 M muestra un pH de 6´00. Sol: a) V; b) V; c) F; d) F.

9.24 Explique cómo se produce la lluvia ácida y cuáles son sus principales consecuencias. 9.25 Basándose en el principio de Le Chatelier explique cuál de las reacciones siguientes se producirá con mayor

facilidad: 2 H+ (aq) + CaCO3 (s) ↔ Ca ++

(aq) + CO2 (g) + H2O (l) 2 H+ (aq) + CaSiO3 (s) ↔ Ca ++

(aq) + SiO2 (s) + H2O (l) b) La combustión de combustibles fósiles que contengan azufre en pequeñas cantidades da lugar a la emisión a la atmósfera de óxidos de azufre, SOx , de composición variable, pero todos ellos de carácter ácido. Esta es una de las causas de la llamada lluvia ácida que puede dar lugar a precipitaciones con un pH inferior a 4. Estos medios ácidos son indeseables para animales y plantas. Explique razonadamente dónde será más dañina la lluvia ácida, en suelos constituidos por silicatos o en terrenos constituidos, fundamentalmente, por carbonatos. Sol: a) La primera reacción; b) Afectará más a los carbonatos.

9.26 La combustión completa de 2 g de un hidrocarburo saturado de cadena abierta conduce a 9,11 g de productos.

a) Calcule la fórmula del compuesto. b) Suponga que todo el dióxido de carbono formado se recoge en agua formándose ácido carbónico. Calcule

el volumen de disolución 0,5 M de NaOH que hay que añadir para provocar la neutralización completa hasta carbonato. Sol: a) C5H12 ; b) 0,555 L.

9.27 El pH de una disolución 0.05 M de Th(ClO4)4 es 2,8.

a) Calcule la constante de hidrólisis para la reacción Th4+ + H2O ↔ ThOH3+ + H+ . b) ¿Cuál es la concentración de ThOH3+ en el equilibrio?

Sol: a) 5,2·10-5 ; b) 1,6·10-3 M

9.28 Para cada uno de los siguientes pares, justifique qué disolución acuosa 0,1 M tiene el pH más alto: a) NH4 y NH3. b) NaCH3COO y NaCl. c) K2CO3 y Na2CO3

Sol: a) NH3 ; b) NaCH3COO ; c) igual.

9.29 En disolución acuosa el ácido benzóico, C6H5COOH, 0,05 M está ionizado un 3,49%. Calcule:

a) La constante de ionización de dicho ácido. b) El pH de la disolución que se obtiene al diluir, con agua, 3 mL de ácido hasta un volumen de 10 mL. c) El volumen de KOH 0,1 M necesario para neutralizar 20 mL del ácido 0,05 M.

Sol: a) 6,3·10-5 ; b) 3,0 ; c) 10 mL. 9.30 El pH de una disolución de amoníaco 0,01 M es 10,63. Calcule:

a) El valor de la Kb b) El pH de la disolución que resulta de diluir con agua 20 mL de la disolución anterior hasta un volumen de

100 mL. Sol: a) 1,9·10-5; b) pH = 10,3.

9.31 En disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos, HA y HB, se comprueba que [A-] es mayor que [B-] . Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El ácido HA es más fuerte que el HB. b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el 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.

Sol: a) V; b) F; c) F.

9.32 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 que resulta de mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 ml de la disolución de la base.

Suponga volúmenes aditivos. Sol: a) 1,70; b) 12,7; c) 2,60.

9.33 Muchos antiácidos contienen hidróxido de aluminio como ingrediente activo.

a) Escriba la reacción ajustada para la reacción de éste con el HCl de los jugos gástricos del estómago. b) Determine los gramos de antiácido necesarios para neutralizar 1,5 L de una disolución de HCl, cuyo pH es

1,6, si el antiácido contiene un 40% de hidróxido de aluminio. Sol: b) 2,45 g;

9.34 Se valora una disolución acuosa de ácido acético (ka = 1,8·10-5) con hidróxido de sodio.

a) Calcule la concentración de ácido sabiendo que 25 mL han necesitado 20 mL de NaOH 0,1 M para alcanzar el punto de equivalencia.

b) Razone, haciendo uso de los equilibrios que tengan lugar, si en dicho punto la disolución sería ácida, básica o neutra.

c) Calcule el grado de disociación y el pH de la disolución original del ácido. Sol: a) 0,08 M; b) básica; c) 0,015, 2,92.

9.35 El ácido acetilsalicílico HC9H7O4 es un ácido débil cuya constante de ionización es 3·10-5. Calcule:

a) Los gramos de dicho ácido que hay que disolver en 200 mL de agua para que el pH de la disolución sea 3,0.

b) Los gramos de NaOH, del 92% de riqueza, necesarios para neutralizar 250 mL de la disolución anterior. c) Justifique (sin hacer cálculos numéricos, pero haciendo uso de los equilibrios necesarios) el pH en el punto

de equivalencia. Sol: a) 1,57 g; b) 0,373 g; c) mayor que 7, ya que corresponde a la neutralización de un ácido débil con una base fuerte.

9.36 Calcule:

a) El pH de una disolución 0,1 M de HCN (Ka= 4,0·10-10) b) El pH de una disolución 0,05 M de Ca(OH)2. c) El volumen de la disolución (b) necesario para neutralizar 30 mL de la disolución (a).

Sol: a) 5,20; b) 13,0; c) 30 mL.

9.37 Conteste a las siguientes cuestiones y escriba los equilibrios químicos que justifiquen la respuesta:

a) Razone si en disolución acuosa, HCO3- y NH3 serán ácidos o bases.

b) Indique cuáles son las bases conjugadas de H3O+ y HPO4

2-. 9.38 Se preparan 250 mL de disolución de un ácido monoprótico débil HA, de masa molar 74, disolviendo en agua

0,925 g del ácido. El pH resultante es 6. a) Calcule el grado de disociación del ácido en disolución. b) Calcule el valor de la constante Ka. c) ¿Depende el grado de disociación de la concentración del ácido? Razone la respuesta.

9.39 Conteste a las siguientes cuestiones y escriba los equilibrios químicos que justifiquen su respuesta.

a) Indique cuáles son los ácidos conjugados de HPO42- y OH-.

b) ¿Qué efecto produce la adición de una base a una disolución acuosa de amoníaco? c) ¿Depende el grado de disociación de la concentración del ácido? Razone la respuesta.

9.40 Calcule:

a) El pH de una disolución de HCl del 2% de riqueza y 1,008 g/cm3 de densidad. b) La masa de KOH necesaria para preparar 15 L de una disolución de pH 12,90. c) El pH de la disolución resultante de mezclar 10 mL de la disolución (a) con 30 mL de la (b).

Optativos 9.41 El grado de disociación de una disolución acuosa 1 M de metilamina, a una temperatura dada, es 0´035. Calcule

el valor de Kb y el pH. Sol: Kb=1´27.10-3; pH=12´54. 9.42 Para el ácido cianhídrico, HCN, Ka = 4´0.10-10, mientras que para el anión acetato, CH3-COO - , Kb=5´6.10-10 a)

¿Qué ácido será más fuerte, acético o cianhídrico? b) ¿Qué base será más fuerte, CN- o CH3-COO-? Sol: Kb(CN-)=2´5.10-5; Ka(AcH)=1´8.10-5. 9.43 Mezclamos 50 cm3 de disolución acuosa 0'20M de NaCN con 50 cm3 de disolución de NaHCO3 0'20M. A partir

de los valores de las constantes de ionización a) Calcule la constante de equilibrio de la reacción ácido-base que ocurre. b) Calcule la concentración de HCN en la disolución resultante. Datos: Ka(HCN)=4´9.10-10

Ka1(H2CO3)=4´3.10-7 Ka2(H2CO3)=5´6.10-11 Sol: K = 0'114; (b) [HCN] = 0'0253 mol/L.

9.44 ¿Cuál de los siguiente valores es el correspondiente al pH de una disolución acuosa de HCl 3'0.10-8 M a) 8'0; b) 7'52; c) 7'0; d) 6'94; e) 3'0; f) 7´06 ? Sol: d)

9.45 Un industrial necesita preparar 1000 m3 de una disolución acuosa de pH = 3. Para ello se plantea las dos

alternativas siguientes: a) Tomar 36'5 kg de HCl (1000 moles) y disolverlos en la suficiente cantidad de agua para obtener los 1000 m3 de disolución. b) Tomar 0'4 mg de NaOH (1.10-5 moles) y disolverlos (en la suficiente cantidad de agua para obtener 1000 m3 de disolución) con lo que [NaOH] = 1.10-11 M, de modo que pOH = 11 y por tanto pH = 3. Como el segundo procedimiento es mucho más barato que el primero se decidió por él. Explique por qué no eligió la opción adecuada. Sol: Si disolviese 0´4 mg de NaOH el pH final sería prácticamente 7.

9.46 Para determinar el porcentaje de ácido acético en un vinagre, se diluyen 10'03 g de vinagre hasta 100 cm3 y se

valora una muestra de 25'00 cm3 con disolución de Ba(OH)2 1'76.10-2 M, gastándose 34'30 cm3. ¿Cuál es el porcentaje de ácido acético en el vinagre? Sol: 2'89 %

9.47 Se tienen 3 vasos que contienen 100 mL cada una de tres disoluciones distintas: (I) ácido acético 0'50 M; (II) ácido acético 0'50 M a la que además se le ha agregado 2'0 g de acetato sódico; (III) ácido acético 0'50 M a la

que se le ha agregado 16'0 g de acetato sódico. a) ¿En cuál es mayor el pH y en cuál será menor? b) Teniendo en cuenta los valores de Ka, calcule el pH de las tres disoluciones anteriores. Sol: a) Mayor en el 3º y menor en el 1º; b) pH = 2'52; 4'43; 5'33 respectivamente.

9.48 Para hallar la normalidad de una disolución de ácido se pesaron 1'947 g de carbonato sódico anhidro, que, una vez disueltos en agua, se valoraron, gastándose 17'1 cm3 de la disolución del ácido. Calcule dicha normalidad. Sol: 2'15 N.

9.49 Se preparó una disolución de un ácido qué sólo puede ser acético (CH3-COOH), pirúvico (CH3-CO-COOH) o propiónico (CH3-CH2-COOH), disolviendo 0'100 g de dicho ácido en 50'0 cm3 de agua. La disolución se valoró con 11'3 cm3 de NaOH 0'1 M. Identifique el ácido sabiendo que los tres son monopróticos. Sol: pirúvico.

TEMA VI I I . EQUILIBRIOS DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN

a) Ajuste de reacciones. Valoraciones red-ox

10.1 Ajuste las siguientes ecuaciones de oxidación-reducción indicando que sustancia actúa como oxidante, que sustancia actúa como reductor, cuál es la semi-reacción de oxidación y cuál la semi-reacción de reducción.

a) HNO3 + C → CO2 + NO2 + H2O Sol: (4,1 / 1, 4, 2) b) Fe2O3 + CO → Fe3O4 + CO2 Sol: (3, 1 / 2, 1) c) HNO3 + H2S → NO + H2SO4 + . . . Sol: (8, 3 / 8, 3, 4) d) S + H2SO4 → SO2 + . . . Sol: (1, 2 / 3, 2) e) SO3

= + MnO4- + H+ → SO4

= + Mn 2+ + H2O Sol: (5, 2, 6 / 5, 2, 3)

f) MnO4- + I

- + H2O → MnO2 + I2 + OH- Sol: (2, 6, 4 / 2, 3, 8)

g) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 Sol: (6, 1, 7 / 3, 1, 1, 7)

10.2 Ajuste la reacción de oxidación-reducción Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O (Selectividad) Sol: (3, 8 / 3, 2, 4)

10.3 Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido. Ajústelas, completándolas, si es necesario, con protones o agua. Indique qué especies se oxidan y cuáles se reducen. (Selectividad)

a) MnO2(s) + Cl-(ac) → Mn2+(ac) + Cl2(g) Sol: (1, 2, 4 / 1, 1, 2)

b) I-(ac) + Br2(l) → IO3

-(ac) + Br-

(ac) Sol: (1, 3, 3 / 1, 6, 6)

10.4 Las siguientes reacciones son de dismutación (el mismo elemento se oxida y se reduce). Ajústelas adecuadamente añadiendo, si es preciso, agua o iones hidronio. Si lo desea, puede realizar los ajustes en forma iónica. (Selectividad) a) Na2SO3 → Na2S + Na2SO4 Sol: (4 / 1, 3) b) S + NaOH → Na2S2O3 + Na2S Sol: (4, 6 / 1, 2, 3) c) Br2 + Na2CO3 → NaBrO3 + NaBr + CO2 Sol: (3, 3 / 1, 5, 3)

10.5 El dicromato potásico, en medio ácido, es capaz de reaccionar con el alcohol etílico (etanol) formando ácido acético, iones Cr3+ y agua. Escriba la reacción molecular e identifique al agente oxidante y al agente reductor, indicando quién se oxida y quién se reduce. Sol: (2, 3, 16 / 3, 4, 11, 4).

10.6 El peróxido de hidrógeno puede actuar como agente oxidante o como reductor. a) ¿Cómo actúa como agente reductor? b) ¿Cómo actúa como agente oxidante? c) El peróxido de hidrógeno, en medio ácido, reacciona con el sulfuro de plomo dando sulfato de plomo. Escriba la reacción en forma molecular indicando el oxidante, el reductor, especie que se oxida y especie que se reduce. Sol: (4, 1 / 1, 4)

10.7 De 1'0 L de una disolución acuosa de cloruro de hierro (II) se toman 100 mL y, una vez acidulados con HCl, se valoran con una disolución 0'350 M de dicromato potásico, siendo necesarios 64'4 mL para alcanzar el punto de equivalencia. a) Formule la ecuación de la reacción molecular ajustada. b) Calcule la molaridad de la disolución de cloruro ferroso. c) Calcule la cantidad de cloruro ferroso contenido en el litro de la disolución de partida. Sol: a) (6, 1, 14 / 6, 2, 2, 7); b) 1'35 M; c) 171´6 g.

10.8 Se toman 0'6465 g de una muestra de un mineral de hierro y se atacan con un exceso de disolución de HCl, con lo que todo el hierro contenido en la muestra pasa a la disolución en forma de cloruro ferroso. Esta disolución se valora con otra 0'093 N de KMnO4, necesitándose 80'1 cm3 hasta llegar al punto de equivalencia. Calcule el porcentaje en peso de hierro en el mineral. Sol: 64'4 %.

10.9 Sea la reacción sin ajustar K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2. Ajústela y calcule el volumen mínimo de dicromato de potasio 0´1 M que se necesita para obtener 5 g de I2. (Selectividad)

Sol: a) (1, 6, 7 / 4, 1, 3, 7); b) 65´7 mL

10.10 Una muestra de 5´675 g contiene FeO. El Fe+2 de esta muestra se oxida a Fe+3 con 12´2 ml de K2Cr2O7 0´1467 M en medio ácido. Calcule:

6 Fe+2 + Cr2O72- + 14 H+ → 6 Fe+3 + 2 Cr+3 + 7 H2O

a) La masa de Fe en la muestra. b) El porcentaje de FeO en la muestra. (Selectividad) Sol: a) 0´600g de Fe; b) 13´6%

10.11 El ion nitrato, oxidante en medio ácido, puede ser reducido a nitrito. a) Ajuste la semi-reacción redox correspondiente por el método del ion-electrón. b) ¿Cuál es la normalidad de una disolución de nitrato sódico de 4.25 g/L? (Selectividad) Sol: a) (1, 2 / 1, 1); b) 0,1 equiv/L

10.12 El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la ecuación NaBr + HNO3 → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O. a) Ajuste esta ecuación por el método del ion-electrón. (Selectividad). b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 50 g de bromuro de sodio se tratan con 25 g de ácido nítrico. Sol: a) (2, 4 / 1, 2, 2, 2); b) 15´85 g

10.13 Ajuste iónica y molecularmente, por el método del ion-electrón, la reacción del permanganato potásico (KMnO4) con ácido clorhídrico para dar, entre otras especies, cloruro de manganeso (II) y cloro. (Selectividad) Sol: a) (2, 10, 16 / 2, 5, 8); b) (2, 16 / 2, 5, 2, 8)

10.14 En disolución ácida el clorato potásico (KClO3) oxida al cloruro de hierro (II) a cloruro de hierro (III) obteniéndose cloruro potásico y agua. Ajuste la reacción por el método del ion-electrón y calcule el número de electrones transferidos. (Selectividad) Sol: (1, 6, 6 / 1, 6, 3)

10.15 Dada la siguiente reacción en disolución acuosa:

KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O a) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón. b) Calcule los litros de disolución 2 M de KMnO4 necesarios para obtener 1 kg de I2. (Selectividad) Sol: a) (2,10, 8 / 2, 5, 6, 8); b) 0,788 L.

10.16 Para la reacción HNO3 (ac) + C (s) → CO2 (g) + NO2 (g) + H2O (l) a) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón. (Selectividad) b) A partir de los datos de la tabla adjunta, determine si el proceso es espontáneo en condiciones estándar.

Sustancia HNO3 (ac) C (s) CO2 (g) NO2 (g) H2O (l) ∆Hºf (kJ·mol-1) - 207,36 ----- - 393,5 33,84 -285,8 Sº (J·K-1·mol-1) 146,4 5,74 213,74 240,06 69,91 Sol: a) (4,1 / 1, 4, 2); b) ∆Gº = -215,6 kJ, proceso espontáneo.

10.17 Dada la siguiente reacción en disolución acuosa: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O (Selectividad) a) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón. b) Determine el volumen de HNO3 del 68 % de riqueza y densidad 1,408 g/cm3 necesario para atacar10 g de

cobre.

10.18 Dada la siguiente reacción : KMnO4 (aq) + SnCl2 (aq) + HCl (aq) → SnCl4 (aq) + MnCl2 (aq) + KCl (aq) + H2O a) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón. (Selectividad) b) Calcule el peso equivalente del agente reductor.

b) Electroquímica

10.19 Se construye la pila Zn | Zn+2 || Ag+ | Ag. Indique razonadamente a) las semi-reacciones y la reacción total que tiene lugar. b) La f.e.m. de la pila. c) La polaridad de cada electrodo. d) Un esquema de como construiría esta pila en el laboratorio. (Selectividad) Sol: a) Zn + 2 Ag+ . . . b) +1´56 V; c) Ánodo (Zn): -

10.20 Calcule la fuerza electro-motriz de la pila Cd(s) | Cd 2+ (1M) || Ag + (1M) | Ag(s) Indique las reacciones que tienen lugar en cada electrodo y el proceso total. (Selectividad) Sol: a) + 1´2 V; b) Cd + 2 Ag+ → . . .

10.21 Sabiendo que Eº (Fe+3 /Fe+2)= + 0.77 V; Eº (Cl2 / Cl -) = + 1.36 V y Eº (I2 / I -) = + 0.53 V, indique cuáles de los

siguientes procesos de oxidación-reducción se van a producir de forma espontánea: (Selectividad). a) Fe+2 + ½ Cl2 → Fe+3 + Cl – b) Fe+2 + ½ I2 → Fe+3 + I –

Sol: Compare los potenciales normales de los pares redox implicados en cada proceso: a) espontánea; b) no espontánea.

10.22 Suponiendo concentraciones molares justifique si ocurrirán los siguientes procesos: a) Reducción de Fe(III) hasta Fe(II) por medio de aluminio. b) Oxidación de I- hasta I2 mediante Fe(II). c) Oxidación de Fe(II) mediante Cr2O7

= en medio ácido. Sol: Compare los potenciales normales de los pares redox implicados en cada proceso: a) Si; b) No; c) Si.

10.23 Las disoluciones acuosas del ácido cloroso (HClO2) no son estables y se descomponen espontáneamente dando ácido hipocloroso (HClO) e ion clorato (ClO3

-). a) Escriba la reacción ajustada por el método del ion-electrón para este proceso. Indique la especie que se oxida y

la que se reduce. b) A partir de los potenciales normales siguientes justifique la espontaneidad de la reacción.

Datos: Eº (HClO2/HClO) = +1.65 V; Eº (ClO3 -/HClO2) = +1.21 V. (Selectividad).

Sol: a) (2 /1,1,1); b) E1 pila = + 0´44 V, ∆Gº < 0

10.24 Para los semi-sistemas Zn++ /Zn y Cu++ /Cu los potenciales normales de reducción son, respectivamente, - 0´76 y + 0´34 V. Considere la figura adjunta, donde D.E. representa un dispositivo eléctrico. Se cierra el circuito mediante un interruptor. Conteste razonadamente, a) ¿Qué valor indicará D.E. cuando se trate de un voltímetro? b) ¿En qué sentido se moverán los electrones en D.E. cuando se trate de una resistencia eléctrica?, ¿qué procesos sucederán en los electrodos? c) ¿Cuál es la variación de energía libre de la reacción global?, ¿en qué sentido será espontánea? d) ¿cuál es la misión del puente de KCl? (Selectividad) Sol: a) - 1´1 V; b) Zn → Zn++ + 2 e- , Cu++ + 2 e- → Cu; c) + 212.300 J; d) Impedir que se mezclen las disoluciones y conectar eléctricamente ambas disoluciones.

KCl

Zn D.E. Cu

CuSO4 ZnSO4

10.25 Suponga una celda voltaica espontánea (pila). Razone sobre la respuesta correcta a las siguientes preguntas:

a) Los electrones se desplazan del cátodo al ánodo. b) Los electrones atraviesan el puente salino. c) La reducción tiene lugar en el electrodo positivo. (Selectividad)

10.26 A dos disoluciones acuosas 1,0 M de cloruro sódico y yoduro sódico se les añade bromo elemental. a) Diga si ocurrirá alguna reacción química y formúlela en su caso. b) Calcule su potencial normal.

Sol: NaI + Br2 → . . . ; b) 0,52 V.

10.27 Dados los potenciales normales de reducción, Eº (Pb2+/Pb) = -0,13 V y Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V : (Selectividad) a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar. b) Calcule la fuerza electromotriz de la misma.

Sol: Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb; b) 0,63 V.

10.28 Considere las siguientes semirreacciones: a) Justifique cuál es el oxidante más fuerte. b) Justifique cuál es el reductor más fuerte. c) Razone, en base a los potenciales normales, que iones

pueden ser reducidos por Sn (s) . Sol: a) El que tenga mayor potencial normal de reducción (Ag+) ; b) El que tenga menor potencial normal (Na) ; c) Ag+ y Cu2+

10.29 Explique brevemente y sirviéndose de algún ejemplo en qué consiste la corrosión de los metales. (Selectividad)

10.30 El proceso químico de la corrosión. Formas de evitarla. (Selectividad)

10.31 ¿Qué relación existe entre la constante de Faraday y la carga del electrón? Sabiendo que la constante de Faraday vale 96490 C/mol, calcule el valor absoluto de la carga de un electrón. (Selectividad)

Sol: 1,602.10-19 C.

10.32 Una disolución acuosa de sulfato de cinc se electroliza en una corriente continua y constante de 10 A. Al cabo de 15 minutos se depositan en el cátodo 3,0485 g de cinc metálico. Calcule el peso atómico del cinc.

Sol: 65,37.

10.33 En la figura adjunta las cuatro disoluciones se encuentran conectadas en serie circulando por ellas una cierta cantidad de corriente. Si de la primera disolución se deposita 1 g de plata, ¿qué pesos de los otros iones metálicos se depositarán simultáneamente, ¿cuál es la cantidad de electricidad utilizada en culombios? (Selectividad).

Sol: 894´25 C; 0´16 g; 0´30 g; 0´29 g.

10.34 Tenemos dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata y de ácido sulfúrico respectivamente. Al pasar una corriente eléctrica simultáneamente por ambas, en la primera se depositan 0,093 g de plata. ¿Qué volumen de hidrógeno, medido en condiciones normales, se desprenderá en la segunda?

Sol : 9,65 cm3.

Eº (V)

Ag+ (aq) + e- → Ag (s) 0,80 Cu++ (aq) + 2 e- → Cu (s) 0,34 Sn++ (aq) + 2 e- → Sn (s) -0,137 Zn++ (aq) + e- → Zn (s) -0,76 Na+ (aq) + e- → Na (s) -2,71

Ag+ Cr

+3 Zn+2 Cu+2

10.35 Utilizando cloruro sódico como electrolito, calcule la cantidad de sodio que se puede obtener en media hora de

electrolisis con una corriente de 15 A. b) Escriba las reacciones correspondientes a los dos electrodos. (Selectividad) Sol: a) 6´44g; b) Cátodo: Na+ + 1e- → Na; ánodo: Cl- → 2 Cl2 + 1 e-

10.36 El acumulador de plomo está formado por una serie de láminas de plomo (polo negativo) alternando con otras de dióxido de plomo (polo positivo), sumergidas ambas en una disolución acuosa de ácido sulfúrico al 20 %. La reacción global que ocurre en este acumulador es: Pb + PbO2 + 2H2SO4 ↔ 2PbSO4 + 2H2O (Carga: ←; Descarga: →). Un acumulador de plomo, recién cargado, contiene 500 cm3 de disolución 4,0 M de ácido sulfúrico. Calcule la concentración del ácido después de que el acumulador haya suministrado 24 A.h de corriente eléctrica.

Sol: 2,2 M.

10.37 Una batería de automóvil se cargó durante 5 horas con una corriente constante de 5 A. ¿Qué masa de Pb y de PbO2 se formaron? (Selectividad)

Sol: a) 96´6 g de Pb; b) 111´5 g de PbO2

10.38 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 Zn+2 una corriente de 2 amperios durante 30 minutos.

b) El tiempo necesario para que se depositen 0,6 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de nitrato de plata una corriente de 2 amperios. (Selectividad).

Sol: a) 1,22 g; b) 26,8 s.

10.39 Calcule los moles de cloro gas que se producen en la electrolisis de una disolución acuosa concentrada de cloruro sódico si se utiliza una corriente de 2 A durante 8 horas. (Selectividad) Sol: 0,298 mol de Cl2

10.40 Para la pila formada por un electrodo de cobre (EºCu2+ / Cu = 0,34 V) y otro de cinc (EºZn2+ / Zn = –0,76 V) se desea saber: (Selectividad) a) El valor de su f.e.m. b) ¿Cuál sería su polo positivo? Justifique la respuesta. c) Se hace pasar una corriente de 10 A durante 1h a través de una disolución acidulada de sulfato de cobre.

¿Cuántos gramos de cobre se depositarán? Sol: a) + 1,1 volt; b) electrodo de Cu: Cu2+ + 2 e- → Cu; c) 11,9 g.

10.41 Se tienen dos cubas electrolíticas conectadas en serie, la primera contiene una disolución de sulfato de níquel (II) y la segunda una disolución de nitrato de plata. Se hace pasar una corriente continua depositándose 0, 650 g de plata. Calcule: (Selectividad) a) Los gramos de níquel que se habrán depositado en la primera cuba. b) La cantidad de corriente que habrá pasado a través de las cubas. c) El tiempo necesario para la deposición si por la pila circula una corriente de 2,5 A.

Sol: a) 0,177 g; b) 581 C; c) 233 s.

10.42 Dados los potenciales estándar de reducción Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V y Eº(Cr2O72-/2Cr3+) = 1,33 V.

a) Justifique en qué sentido se producirá la reacción: Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4 = FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4

b) Indique qué especie actúa como agente oxidante y cuál como agente reductor. c) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón. (Selectividad)

Sol: a) Cr2O72- → Cr3+ , Fe2+ → Fe3+ b) oxidante: Cr2O7

2-; c) (1, 6, 7 / 1, 3, 1, 7).

10.43 Suponga que construimos una pila basada en los pares Zn+2/Zn y Ag+/Ag. Sabiendo que Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V y Eº(Ag+/Ag) = 0,80 V. (Selectividad) a) Escriba la reacción que transcurre espontáneamente en la pila y calcule su potencial. b) Dibuje dicha pila e indique en el esquema el electrodo que actúa como ánodo, el que actúa como cátodo, así

como las semirreacciones que transcurren en cada uno de los electrodos. Sol: a) 2 Ag+ + Zn → Zn+2 + 2 Ag; Eº = +1,56 V; b) en el ánodo ocurre la oxidación y en el cátodo la reducción.

Optativos

10.44 Ajuste las siguientes ecuaciones. Identifique al oxidante y al reductor y escriba las correspondientes semi-

reacciones: (Selectividad) a) Fe + O2 → Fe2O3 Sol: (4,3/2) b) Cl2 + NaBr → NaCl + Br2 Sol: (1,2/2,1) c) Si + F2 → SiF4 Sol: (1,2/1) d) H2 + Cl2 → HCl Sol: (1,1 / 2)

10.45 Ajuste las siguientes ecuaciones de oxidación-reducción indicando que sustancia actúa como oxidante, que sustancia actúa como reductor, cuál es la semi-reacción de oxidación y cuál la semi-reacción de reducción. a) H2S + HNO3 → S + NO Sol: (3,2 / 3,2,4) b) NaIO3 + SO2 → I2 + SO3 + Na2O Sol: (2,5 / 1,5,1) c) SO2 + KMnO4 + H2O → MnSO4 + K2SO4 + H2SO4 Sol: (5,2,2 /2,1,2) d) KMnO4 + Na3AsO3 → MnO2 + Na3AsO4 + KOH Sol: (2,3,1 / 2,3,2)

10.46 La primera pila conocida fue la ideada por Volta, equivalente a la formada por un electrodo de cinc y otro de plata (que actúa como electrodo inerte) introducidos en una disolución acuosa de cloruro sódico. Sabiendo que los iones activos son Zn+2 y H + (procedentes del agua) escriba la notación de la pila, las reacciones parciales de los electro-dos y la reacción global. Indique, asimismo, la polaridad de los electrodos y la fem normal de la pila.

Sol: Zn + 2 H+ → Zn+2 + H2; Eº= + 0,76 V.

10.47 Suponiendo concentraciones molares ¿cuáles de las siguientes especies químicas serán capaces de oxidar a los iones Br -? (Justifique la respuesta): Cl2, F2, Fe+3, H+, Al y HNO3.

Sol: Cl2 y F2.

10.48 En un laboratorio se dispone de los metales y de los correspondientes compuestos para formar electrodos de Ag+ | Ag, Al+3 | Al, Cu+2 | Cu y Pb+2 | Pb. ¿Qué combinación de pares de electrodos proporcionaría la pila de mayor potencial normal? Calcule ese potencial.

Sol: + 2,47 V.

10.49 De los siguientes iones: Ag+, Fe+2, I - y MnO4 -, ¿cuáles no podrán estar presentes simultáneamente en

concentración 1M? Suponga disolución ácida. Sol: Compare los correspondientes potenciales normales y deduzca las posibles reacciones.

10.50 Un metal se disuelve en HCl y la disolución resultante se electroliza con una corriente constante de 3 A durante 20 minutos, obteniéndose en el cátodo un depósito metálico de 1´742 g. Calcule el peso equivalente del metal.

Sol: 46´7.