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UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA MATANZA Departamento de Ingeniería e Investigaciones Tecnológicas

Química General

CARRERAS DE INGENIERÍA

Guía de Ejercicios y Problemas

____________________________

JEFA DE CÁTEDRA

Ing. Alejandra María de los Ríos

AUTORES

Lic. Graciela R. Garrido

Lic. Daniel R. Leiva

Ing. Alfredo V. Amato

Ing. Luis E. Fauroux

Ing. Alejandra M. de los Ríos

CICLO LECTIVO

2020

Rev. 03-02-2020

Universidad Nacional de La Matanza Química General (1029) Página | 1 Departamento de Ingeniería e Investigaciones Tecnológicas Guía de Ejercicios 2020

INDICE Contenidos mínimos ....................................................................................................................................................... 3

Programa analítico .......................................................................................................................................................... 3

Bibliografía ...................................................................................................................................................................... 4

Unidad 1: La materia y los sistemas materiales ............................................................................................................. 5

Respuestas de la Unidad 1 .......................................................................................................................................... 8

Unidad 2: Estructura atómica ....................................................................................................................................... 11

Respuestas de la Unidad 2 ........................................................................................................................................ 13

Unidad 3: Modelo atómico moderno ........................................................................................................................... 15

3.1. Configuración electrónica .................................................................................................................................. 15

Respuestas a los ejercicios 1–10 de 3.1. Configuración electrónica ........................................................................ 16

Para leer y comentar: Forma y orientación de los orbitales .................................................................................... 17

3.2. Química cuántica ............................................................................................................................................... 18

Para leer y comentar: El espectro electromagnético ............................................................................................... 18

Respuestas a los ejercicios 11–22 de 3.2. Química cuántica ................................................................................... 19

3.3. Clasificación periódica ....................................................................................................................................... 22

• Propiedades periódicas.......................................................................................................................................... 23

Unidad 4: Enlaces químicos .......................................................................................................................................... 26


Unidad 5: Compuestos químicos .................................................................................................................................. 29

5.1. Compuestos inorgánicos.................................................................................................................................... 29

5.2. Compuestos orgánicos....................................................................................................................................... 30

Unidad 6: Estequiometría ............................................................................................................................................. 32

6.1. Magnitudes atómico moleculares. Concepto de mol. ....................................................................................... 32

6.2. Estequiometría .................................................................................................................................................. 33

• Ejercicios con reactivo limitante ............................................................................................................................ 34

• Ejercicios con pureza de reactivos ......................................................................................................................... 35

• Ejercicios con rendimiento de la reacción ............................................................................................................. 36

• Ejercicios combinados ........................................................................................................................................... 37

Unidad 7: Soluciones .................................................................................................................................................... 39

• Variación de la concentración por dilución ........................................................................................................... 43

• Ejercicios combinados ........................................................................................................................................... 45

Unidad 8: Termodinámica Química .............................................................................................................................. 47

8.1. Termoquímica .................................................................................................................................................... 47

8.2. Trabajo y energía ............................................................................................................................................... 50

8.3. Entropía ............................................................................................................................................................. 50

8.4. Energía libre de Gibbs ........................................................................................................................................ 52


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución. .................................................................... 54

9.1. Cinética química................................................................................................................................................. 54

9.2. Equilibrio químico .............................................................................................................................................. 55

9.3. Ácidos y bases. Equilibrio en solución ............................................................................................................... 57


Respuestas de la Unidad 9.1. Cinética química ........................................................................................................ 59

Respuestas de la Unidad 9.3. Ácidos y bases. Equilibrio en solución ....................................................................... 60

Unidad 10: Electroquímica ........................................................................................................................................... 61

10.1. Reacciones REDOX ........................................................................................................................................... 61

10.2. Potenciales estándar ....................................................................................................................................... 63

10.3. Pilas (celdas galvánicas) ................................................................................................................................... 64

Para leer y comentar: El acumulador de plomo ....................................................................................................... 66

• Condiciones no estándar ....................................................................................................................................... 67

10.4. Electrólisis ........................................................................................................................................................ 68

Respuestas de la Unidad 10 ...................................................................................................................................... 69

ANEXOS ......................................................................................................................................................................... 70

Tabla de Propiedades Termodinámicas (en condiciones std) .................................................................................. 70

Tablas de valores .......................................................................................................................................................... 72

Tabla 1: Constantes fundamentales ......................................................................................................................... 72

Tabla 2: Masa y carga de las partículas subatómicas ............................................................................................... 72

Tabla 3: Algunas sustancias que se encuentran como gases a 25 ºC y 1 atm. ......................................................... 72

Tabla 4: Nomenclatura y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes ....................................... 73

Tabla 5: Principales tipos de minerales .................................................................................................................... 73

Tabla 6: Tipos de aceros, composición y usos .......................................................................................................... 74

Tabla 7: Constantes de disociación de ácidos a 25 ºC .............................................................................................. 74

Tabla 8: Potenciales Estándar de Reducción ............................................................................................................ 75

Tabla 9: Tabla Periódica de Elementos Químicos ..................................................................................................... 76


Contenidos mínimos

Sistemas materiales. Teoría atómica molecular y clásica. Estructura de la materia. Estructura atómica y Tabla Periódica. Enlace químico. Metales y no metales. Capacidad de combinación de las unidades elementales. Estequiometría. Estados de agregación de la materia: gases, líquidos y sólidos. Propiedades y leyes. Termodinámica química. Equilibrio químico. Equilibrio iónico. Teorías ácido-base. Cinética básica. Cinética química. Equilibrios en solución. Electroquímica. Celdas electrolíticas. Celdas voltaicas. Materiales de interés industrial: aleaciones, polímeros y catalizadores.

Programa analítico

Unidad Título Contenidos

1 La materia y los

sistemas materiales

Sistemas materiales. Propiedades y clasificación: Sistemas homogéneos y heterogéneos. Métodos separativos y de fraccionamiento. Concepto de sustancias simples y compuestas. Noción de elemento. Mezclas y soluciones. Estados de agregación de la materia. Transformaciones entre estados. Diferencia entre transformaciones física y química.

2 Estructura atómica Teoría atómica clásica. Imagen moderna del átomo. Nociones sobre estructura electrónica. Definiciones: Unidad de masa atómica. Número atómico y número másico. Isótopos. Iones.

3 Modelo atómico

moderno

Clasificación de los elementos químicos. Períodos y grupos, sus características. Metales y no metales. Elementos químicos esenciales y elementos químicos tóxicos. Nociones de Química Cuántica. Propiedades periódicas: Potencial de ionización, radio atómico, electronegatividad.

4 Enlaces químicos

Unión química: Características. Propuesta de Lewis y regla del octeto. Uniones iónicas y covalentes. La unión metálica y la conducción eléctrica. Concepto de molécula. Fuerzas intermoleculares: Distintos casos y su relación con las propiedades de las sustancias.

5 Compuestos químicos Concepto de número de oxidación. Principales funciones químicas inorgánicas. Química del carbono: Hidrocarburos, compuestos con oxígeno. Nomenclatura según IUPAC.

6 Estequiometría Concepto de mol. Masa molar. Constante de Avogadro. Clasificación de las reacciones químicas. Igualación de ecuaciones. Conceptos de reactivo limitante, pureza de reactivos, rendimiento.

7 Soluciones

Soluciones: Soluto y solvente. Formas de expresar la concentración: Porcentajes en masa y en volumen, molaridad, partes por millón. Solubilidad. Concepto de solución saturada, sobresaturada y no saturada.

8 Termodinámica

Química

Primer Principio y Segundo Principio de la Termodinámica. Termoquímica. Ley de Lavoisier-Laplace y Ley de Hess. Calor de reacción: calor de formación, de combustión y de dilución. Entalpía. Entropía. Energía libre de Gibbs. Espontaneidad de las reacciones químicas.

9 Cinética química.

Equilibrio químico y equilibrio en solución

Cinética química. Teoría de choques. Velocidad de reacción. Catalizadores de reacciones químicas. Concepto de equilibrio dinámico. Principio Le Châtelier. Teoría ácido-base de Brönsted-Lowry. Electrólitos fuertes y débiles. Conceptos de pH y pOH.

10 Electroquímica

Concepto de oxidación y reducción. Reacciones redox. Método del ion electrón. Potencial de electrodo. Electrodo normal de hidrógeno. Celdas voltaicas. Pila de Daniell. Acumulador de plomo. Celdas electrolíticas. Electrólisis. Corrosión.


Bibliografía Obras disponibles en la Biblioteca de la Universidad Nacional de La Matanza:

1. Química. Raymond Chang. 13. Química General. Umland, Bellama.

2. Química, la ciencia central. Brown, LeMay. 14. Temas de Química General. (Eudeba).

3. Principios de Química. Atkins, Jones. 15. Química. Curso Universitario. Mahan, Myers.

4. Fundamentos de Química. Burns. 16. Química General. Whitten, Davis, Pecks.

5. Química General Superior. Masterton, Slowinsky. 17. Química Básica. Di Risio, Roverano, Vazquez.

6. Química, la ciencia básica. Reboiras. 18. Fundamentos de Química. Zumdahl.

7. Química. Atkins, Jones. 19. Química Orgánica. Brewster, McEwen.

8. Química. Garritz, Chamizo. 20. Química Orgánica. Kurman.

9. Química. Daub, Seese. 21. Química Orgánica. García Rivière.

10. Química Inorgánica. Housecroft, Sharpe. 22. Química Orgánica. Morrison, Boyd.

11. Fundamentos de Química. Hein, Arena. 23. Química del estado sólido. Smart, Moore.

12. Química General. Petrucci, Hardwood. 24. Química para Ing. Ambiental. Sawyer, Parkin.


Unidad 1: La materia y los sistemas materiales

Unidad 1: La materia y los sistemas materiales 1.- Completar el siguiente esquema con los nombres de los cambios de estado de la materia, según corresponda. Escribir el nombre de cada cambio dentro de cada flecha.

2.- Existen dos formas de vaporización (pasaje del estado líquido al estado gaseoso). Indicar cuáles son, explicar en qué se diferencian y mencionar ejemplos. 3.- Los puntos de fusión normales del mercurio (Hg) y del etanol (C2H6O) son –39ºC y –117ºC respectivamente, y ambos son líquidos a temperatura y presión ambientes. ¿Cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas? a) A –37ºC el etanol y el mercurio son gases. b) A –100ºC ambas sustancias son sólidas. c) A –113ºC el etanol es líquido y el mercurio es sólido. d) A –30ºC el etanol es sólido y el mercurio es líquido. 4. En condiciones normales, una sustancia funde a –38ºC y hierve a 137ºC. Se necesita realizar una experiencia con esta sustancia en estado líquido. ¿A cuál o cuáles de las siguientes temperaturas se podrá realizar la experiencia? a) –40ºC b) 130ºC c) 140ºC d) –20ºC e) –137ºC f) 38ºC 5.- Para dialogar y responder: a) Explique qué entiende por materia. b) ¿Qué diferencia hay entre cuerpo y materia? c) ¿Todo cuerpo es material? d) Explique si cuerpos iguales pueden estar constituidos por diferente clase de materia. e) Indique si la misma clase de materia puede constituir cuerpos iguales o diferentes. f) El objeto de estudio de la Química ¿se centra en la forma de los cuerpos, o en su composición? 6.- Definir propiedades extensivas e intensivas y clasificar las propiedades del cuadro siguiente:

Propiedad Extensiva/Intensiva

Densidad

Punto de fusión

Masa

Volumen

Punto de ebullición

Peso

Resistencia eléctrica

Dureza

Longitud

SÓLIDO

------------------- --------------------

--------------------------

LÍQUIDO

GASEOSO

------------------- --------------------

--------------------------


Unidad 1: La materia y los sistemas materiales 7.- Se tiene una muestra de níquel (Ni) de la cual se conocen su masa (m), densidad (ρ), color, punto de fusión (TF), volumen (V) y dureza (D) según se indica a continuación: m = 40,0 g ρ = 8,9 g/cm3 Color: gris brillante TF = 1453 ºC V = 4,5 cm3 D = 5 (Escala Mohs) Indicar cuáles de estas propiedades son extensivas y cuáles intensivas. Nota: La dureza es la resistencia que ofrecen los materiales a la penetración, el rayado, la cortadura, la abrasión y las deformaciones permanentes. Como ejemplos sencillos, si con la uña se puede rayar un trozo de tiza, la uña posee mayor dureza que la tiza. Si una bolita de níquel (sobre la que se ejerce una cierta fuerza) puede penetrar o dejar una huella sobre un bloque de aluminio, el níquel posee mayor dureza que el aluminio. Existen diversos métodos y escalas para la medición de la dureza.

8.- Definir sustancia, sustancias simples y compuestas. Clasificar las sustancias del cuadro siguiente:

Sustancia Simple/Compuesta Sustancia Simple/Compuesta

Cloruro de hidrógeno (HCl) Hierro (Fe)

Amoníaco (NH3) Hidrógeno (H2)

Metano (CH4) Hidróxido de sodio (NaOH)

Cloro (Cl2) Ácido sulfúrico (H2SO4)

Dióxido de carbono (CO2) Ozono (O3)

Cobre (Cu) Óxido férrico (Fe2O3)

Agua (H2O) Oxígeno (O2)

9.- ¿A qué se denomina sistema material? Definir sistema homogéneo y sistema heterogéneo, y clasificar los sistemas del siguiente cuadro:

Sistema Clasificación

Un trozo de cobre

Agua y aceite

Agua, sal común disuelta y alcohol

Un recipiente que contiene clavos de hierro, arena y limaduras de hierro

Azúcar disuelto en agua

Vino en una botella

Un recipiente que contiene agua y hielo

La lapicera con la que usted escribe

La tiza con la que el docente escribe en el pizarrón

La atmósfera terrestre

10.- Indicar verdadero (V) o falso (F) y justificar las siguientes proposiciones. Puede proponer, además, ejemplos o contraejemplos. a) Puede existir un sistema heterogéneo formado por una misma sustancia. b) Puede existir un sistema homogéneo formado por más de una sustancia. c) Un sistema formado por dos componentes líquidos debe ser homogéneo. d) Un sistema formado por dos componentes gaseosos debe ser homogéneo. 11.- Las siguientes proposiciones se refieren a un sistema formado por tres trozos de hielo flotando en agua salada. Indicar cuáles de las proposiciones siguientes son correctas justificando, su elección: a) Es un sistema homogéneo. b) El sistema tiene dos fases. c) El sistema tiene tres fases sólidas y una líquida. d) El sistema tiene dos componentes. e) Las fases se pueden separar por filtración. 12.- Mencionar y explicar algunos métodos de separación de fases y métodos de fraccionamiento.


Unidad 1: La materia y los sistemas materiales 13.- Dados los siguientes sistemas materiales: I) Trozos de bromuro de potasio (KBr) sólidos, un trozo de hierro (Fe) sólido, solución acuosa de KBr. II) Una tachuela de cobre (Cu), dos trozos irregulares de cobre, solución acuosa de cloruro de sodio (NaCl). III) Tres trozos de cobre (Cu) sólido, solución acuosa de sulfato de potasio (K2SO4), alcohol. IV) 5 g de hielo; 95 g de agua salada; 12 g de sal en exceso (sin disolver) depositada en el fondo del recipiente y 23 g de hierro (Fe). V) Dos tachuelas y tres clavos de hierro, una granalla de zinc, hielo, solución diluida de cloruro de calcio (CaCl2). Determinar para cada uno de los sistemas anteriores: a) Cuántas y cuáles son las fases. b) Cuántos y cuáles son los componentes. c) Cuáles son sustancias simples y cuáles compuestas. d) Cómo podría separar las fases y/o los componentes, en cada caso.

Notas: Las sales mencionadas (KBr, NaCl, K2SO4, CaCl2) son solubles en agua. No obstante, trozos o cristales pueden permanecer en estado sólido sin disolver, según se indica en cada sistema. Las expresiones agua salada y solución acuosa de cloruro de sodio son equivalentes, aunque la primera es coloquial y la segunda más apropiada en Química. El hielo se considera formado por agua (H2O). Una granalla es un trozo pequeño de un metal en forma de grano o escama.

14.- Clasificar los siguientes sistemas en sustancias simples, sustancias compuestas (o compuestos), mezclas heterogéneas o soluciones, colocando una cruz donde corresponda.

Sistema Sustancia Simple Sustancia

Compuesta Mezcla

heterogénea Solución

Calcio (Ca)

Ozono (O3)

Sal disuelta en agua

Óxido de calcio (CaO)

Carbono (C)

Dióxido de carbono (CO2)

Aire

Nafta

Granito

Agua y alcohol

Amoníaco (NH3)

Agua destilada (H2O)

15.- Clasificar los siguientes hechos en fenómenos físicos o químicos, colocando una cruz donde corresponda.

Fenómeno Físico Químico

La caída libre de un cuerpo.

El cambio de coloración del té al agregarle unas gotas de limón.

El ascenso de un globo aerostático.

La fotosíntesis en las plantas con clorofila.

La evaporación del agua de los océanos y lagos.

La combustión de la nafta en el motor de un automóvil.

La corrosión en los metales.

El choque de dos cuerpos.

La generación de energía eléctrica en la batería de un automóvil.

La magnetización de un trozo de hierro.

Una cierta masa de agua en ebullición en un recipiente.

Una estatua de bronce que adquiere un recubrimiento verde (pátina) con el tiempo.

Un trozo de manzana cortado que se vuelve marrón.


Unidad 1: La materia y los sistemas materiales

Respuestas de la Unidad 1 1.- S→L: fusión, L→S: solidificación, L→G: vaporización, G→L: condensación o licuación, S→G: volatilización o sublimación, G→S: sublimación o sublimación inversa1. 2.- Una de las formas de vaporización es la evaporación, que ocurre a cualquier temperatura (por ejemplo, a temperatura ambiente) y sólo en la superficie expuesta del líquido. Por ejemplo, en la ropa tendida a secar y en el agua de los lagos, océanos y mares. La otra forma es la ebullición, que sucede a una temperatura determinada (punto de ebullición), característica de cada sustancia; y tiene lugar en todo el seno de la masa líquida. La ebullición ocurre, por ejemplo, en un recipiente con agua que se calienta a 100ºC, o alcohol, a 78,5 ºC (en ambos casos a presión normal). 3.- a) F, son ambos líquidos. b) F, el mercurio es sólido y el etanol líquido. c) V. d) F, ambos son líquidos. 4.- b), d), f). 5.- a) Materia es todo lo que tiene masa y ocupa un volumen. Puede decirse que la materia es el componente común a todos los cuerpos. b) Un cuerpo es una porción limitada de materia. c) Todo cuerpo es material, según la definición anterior. d) Cuerpos que en su forma o apariencia parecen iguales, pueden estar formados por diferente clase de materia. Por ejemplo, un anillo de oro y un anillo de bronce, ambos de la misma forma y dimensiones. e) La misma clase de materia puede constituir cuerpos iguales y diferentes. Por ejemplo, dos cucharas de un juego de cubiertos son cuerpos iguales formados el mismo material; mientras que una pulsera de plata y un anillo de plata son cuerpos distintos formados por el mismo material. f) La Química se ocupa de la composición de la materia, no de la forma de los cuerpos. Le interesa, por ejemplo, el metal que forma un cuchillo, independientemente de su forma o tamaño. Las propiedades características del metal seguirán siendo las mismas aunque el cuchillo se rompa en varios fragmentos o aunque con dicho metal se fabrique un tenedor. 6.- La materia posee propiedades, que son aquellas cualidades que pueden impresionar nuestros sentidos (sabor, olor, color), ser detectables por instrumentos de medida (masa, dureza, resistencia eléctrica) o manifestarse en el modo en que un material interactúa con otro, o con su entorno (combustible, volátil). Las propiedades extensivas son las que dependen de la cantidad de materia considerada, como la masa, el volumen, la longitud. Las propiedades intensivas, en cambio, no dependen de la cantidad de materia, sino del tipo de material; por ejemplo, la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición.

Propiedad Extensiva/Intensiva Densidad Intensiva Punto de fusión Intensiva Masa Extensiva Volumen Extensiva Punto de ebullición Intensiva Peso Extensiva Resistencia eléctrica Extensiva Dureza Intensiva Longitud Extensiva

7.- Extensivas: masa y volumen. Intensivas: densidad, color, punto de fusión y dureza. 8.- Una sustancia es una clase de materia que tiene composición definida y constante. Por ejemplo, el agua (H2O), el amoníaco (NH3), la sal de mesa o cloruro de sodio (NaCl), el oro (Au), el oxígeno (O2). Las sustancias difieren entre sí por su composición y se pueden identificar según su aspecto, color, sabor y otras propiedades.2 Las sustancias pueden ser simples o compuestas. Estas últimas se denominan también compuestos. Las sustancias simples son aquellas que están formadas por el mismo (único) elemento. Las sustancias compuestas, en cambio, están formadas por más de un elemento (distintos elementos). El oro (Au), el azufre (S), el hierro (Fe), el nitrógeno (N2) son sustancias simples. El elemento

1 El término condensación se aplica generalmente a un vapor que pasa al estado líquido únicamente por disminución de temperatura, sin cambio de presión, como las gotitas que se forman en el exterior de los vasos con bebidas frías. Si el pasaje G → L se produce a partir de un gas por un aumento de la presión, se denomina licuación. 2 Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la que éstas conservan sus propiedades. Algunos ejemplos son el aire, las bebidas gaseosas, la leche, el cemento. Las mezclas no poseen composición constante. Por ejemplo, el aire es una mezcla de gases; y muestras de aire de distintas ciudades probablemente difieren en su composición a causa de diferencias de altitud, contaminación atmosférica y otros factores. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Los términos mezcla homogénea y solución pueden considerarse equivalentes.


Unidad 1: La materia y los sistemas materiales oxígeno forma la sustancia simple oxígeno (O2) y la sustancia simple ozono (O3). La propiedad que tiene un mismo elemento de formar sustancias simples distintas se denomina alotropía. El elemento carbono (C) puede formar, asimismo, las sustancias simples diamante, grafito y fullereno (variedades alotrópicas). El elemento3 oxígeno también forma, por ejemplo, las sustancias compuestas dióxido de silicio (SiO2) y agua (H2O). El dióxido de silicio está formado por el elemento silicio y el elemento oxígeno. El agua está formada por el elemento hidrógeno y el elemento oxígeno.

Sustancia Simple/Compuesta Sustancia Simple/Compuesta

Cloruro de hidrógeno (HCl) Compuesta Hierro (Fe) Simple

Amoníaco (NH3) Compuesta Hidrógeno (H2) Simple

Metano (CH4) Compuesta Hidróxido de sodio (NaOH) Compuesta

Cloro (Cl2) Simple Ácido sulfúrico (H2SO4) Compuesta

Dióxido de carbono (CO2) Compuesta Ozono (O3) Simple

Cobre (Cu) Simple Óxido férrico (Fe2O3) Compuesta

Agua (H2O) Compuesta Oxígeno (O2) Simple

9.- Se denomina sistema material a toda porción del universo que se aísla, real o imaginariamente, para su estudio. Por ejemplo, un trozo de mármol, agua y aceite contenidos en un recipiente, aire en el interior de un neumático. Un sistema material puede clasificarse según el modo en que varían sus propiedades. Sistemas homogéneos: cuando la medida de una propiedad intensiva tiene el mismo valor cualquiera sea la posición en la que se mida. Es decir, el sistema presenta las mismas propiedades intensivas en todos sus puntos. Son sistemas homogéneos las sustancias y las soluciones. Sistemas heterogéneos: cuando la medida de una propiedad intensiva cambia apreciablemente de valor de una posición a otra. Es decir, presenta distintas propiedades intensivas en al menos dos de sus puntos; y superficies distinguibles de separación. Por ejemplo, un sistema formado por agua y aceite, o bien, un sistema formado por agua, hielo flotando en ésta y trozos de mármol en el fondo del recipiente. Un sistema heterogéneo está constituido por dos o más sistemas homogéneos, cada uno de éstos se denomina fase. Cada porción de un sistema heterogéneo con iguales valores de las propiedades intensivas, es una fase. Las fases pueden presentar cualquiera de los estados físicos (sólido, líquido, gaseoso) y están separadas entre sí por superficies definidas. Sistemas inhomogéneos: cuando la medida de una propiedad intensiva cambia lentamente de una posición a la siguiente. No se observan superficies de discontinuidad y la variación de propiedades se manifiesta en una forma gradual. Un ejemplo es la atmósfera. Si se mide – por ejemplo – la densidad a distintas alturas, se observa que cambia lentamente.

Sistema Clasificación

Un trozo de cobre Homogéneo

Agua y aceite Heterogéneo

Agua, sal común disuelta y alcohol Homogéneo

Un recipiente que contiene clavos de hierro, arena y limaduras de hierro Heterogéneo

Azúcar disuelto en agua Homogéneo

Vino en una botella Homogéneo

Un recipiente que contiene agua y hielo Heterogéneo

La lapicera con la que usted escribe Heterogéneo

La tiza con la que el docente escribe en el pizarrón Homogéneo

La atmósfera terrestre Inhomogéneo

10.- a) V. Ejemplo: agua y hielo (una única sustancia, H2O). b) V. Ejemplo: una solución de cloruro de sodio (NaCl) disuelto en agua (H2O). Las soluciones son sistemas homogéneos. c) F. Contraejemplos: agua y aceite, agua y cloroformo. d) V. Los gases difunden unos en otros. Ejemplo: el aire es una mezcla de gases: nitrógeno (N2), oxígeno (O2), dióxido de carbono (CO2), vapor de agua (H2O) y otros gases en proporción muy pequeña, como argón (Ar) y neón (Ne). 11.- a) No, porque las propiedades intensivas del agua salada no son las mismas que las del hielo. Tampoco sería homogéneo si se tratara de hielo y agua pura, porque el componente agua se encuentra en diferentes estados de agregación, con propiedades intensivas diferentes (la densidad del hielo es diferente a la del agua). b) Sí, la fase de agua salada (solución) y la fase de agua sólida (hielo). c) No, la fase sólida (hielo) es una única fase, aunque esté fragmentada en trozos; porque las propiedades intensivas son las mismas, independientemente del trozo considerado. d) Sí, agua y sal (H2O y NaCl). El agua líquida y el hielo son en realidad un mismo componente (H2O). e) Sí, porque los trozos de hielo, al ser sólidos, quedarán en el elemento filtrante.

3 Se denomina elemento al constituyente común a una sustancia simple, a sus variedades alotrópicas; y que integra todas aquellas sustancias compuestas que por descomposición pueden dar origen a dicha sustancia simple. Los átomos de diversos elementos pueden interactuar entre sí para formar compuestos, como el agua y el dióxido de silicio que se han mencionado.


Unidad 1: La materia y los sistemas materiales 12.- Pueden hallarse explicados en la bibliografía de la Asignatura. Como mención, los métodos de separación de fases o separativos son los que se utilizan para separar las fases de un sistema heterogéneo. Los métodos de fraccionamiento son los que permiten separar los componentes de un sistema homogéneo. Los principales métodos separativos son los siguientes: tría, tamización, filtración, levigación, flotación, separación magnética, separación electrostática, dilución, sedimentación, decantación4, centrifugado. Entre los métodos de fraccionamiento pueden mencionarse: destilación, evaporación, cristalización, cromatografía. 13.-

Sist. Nº Fases Fases Nº Comp. Componentes Sustancias

simples Sustancias

compuestas

I 3 2 fases sólidas (KBr sólido y Fe), 1 fase

líquida (solución acuosa de KBr) 3 KBr, Fe, H2O Fe KBr, H2O

II 2 1 fase sólida (Cu), 1 fase líquida

(solución acuosa de NaCl) 3 Cu, NaCl, H2O Cu NaCl, H2O

III 2 1 fase sólida (Cu), 1 fase líquida

(solución acuosa de K2SO4 y alcohol) 4

Cu, K2SO4, H2O, alcohol

Cu K2SO4, H2O,

alcohol

IV 4 3 fases sólidas (hielo, NaCl, Fe), 1 fase

líquida (solución acuosa de NaCl) 3 H2O, NaCl, Fe Fe NaCl, H2O

V 4 3 fases sólidas (Fe, Zn, hielo), 1 fase líquida (solución acuosa de CaCl2)

4 Fe, Zn, H2O,

CaCl2 Fe, Zn H2O, CaCl2

14.-

Sistema Sustancia Simple Sustancia

Compuesta Mezcla

heterogénea Solución

Calcio (Ca) X Ozono (O3) X Sal disuelta en agua X Óxido de calcio (CaO) X Carbono (C) X Dióxido de carbono (CO2) X Aire X Nafta X Granito X Agua y alcohol X Amoníaco (NH3) X Agua destilada (H2O) X

15.-

Fenómeno Físico Químico

La caída libre de un cuerpo. X

El cambio de coloración del té al agregarle unas gotas de limón. X

El ascenso de un globo aerostático. X

La fotosíntesis en las plantas con clorofila. X

La evaporación del agua de los océanos y lagos. X

La combustión de la nafta en el motor de un automóvil. X

La corrosión en los metales. X

El choque de dos cuerpos. X

La generación de energía eléctrica en la batería de un automóvil. X

La magnetización de un trozo de hierro. X

Una cierta masa de agua en ebullición en un recipiente. X

Una estatua de bronce que adquiere un recubrimiento verde (pátina) con el tiempo. X

Un trozo de manzana cortado que se vuelve marrón. X

4 Decantación es la separación de dos líquidos no miscibles de diferente densidad, por ejemplo, agua y aceite. Sedimentación, en cambio, es la separación de un sólido disperso en un líquido, por ejemplo, barros en agua, polvillo de mármol en agua. El principal componente del mármol es una sustancia llamada carbonato de calcio (CaCO3), prácticamente no soluble en agua.


Unidad 2: Estructura atómica


1.- Dadas las especies: Be49 , He2

4 , Li37 , y la representación:

protón = neutrón = electrón = escribir a cuál de las especies corresponde cada uno de los siguientes esquemas.

2.- Detallar, para cada uno de los nucleidos siguientes: número de protones, de neutrones y de electrones. a) P15

31 b) Se3479 c) Cl17

35 d) Mg1224 e) Pb82

207 f) Na1123 g) Br35

80 Ejemplo: según la notación X𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎

ZA , se tiene que Mg12

24 posee 12 protones (pues Z = 12) y un número de neutrones n = A – Z = 24 – 12 = 12 neutrones. El número de electrones e es igual, en este caso, al número de protones del núcleo, porque el nucleido no posee carga eléctrica; es decir, el nucleido posee 12 electrones.

3.- Detallar, para cada uno de los iones siguientes: número de protones, de neutrones y de electrones. En cada caso, además, escribir el símbolo del átomo del elemento que posee igual número de electrones que el ion (isoelectrónico con el ion).

a) F –919 b) Al3+

1327 c) S2–

1633 d) Br–

3580 e) Na+

1123

Para recordar: Ion: Átomo o grupo de átomos que tiene una carga neta positiva o negativa. Es importante tener en cuenta que la existencia de una carga neta distinta de cero surge de transferencias (ganancia o pérdida) de electrones, no de protones. Los electrones son las partículas atómicas de carga negativa, de manera que una ganancia de electrones dará origen a una especie con carga neta negativa (anión) y una pérdida de electrones dará origen a una especie con carga neta positiva (catión). La ocurrencia de aniones y cationes no involucra transferencia o cambio en el número de protones. El número de protones, expresado por el número atómico Z, es la magnitud que da identidad, precisamente, al átomo. Todo aquello que en el universo tenga 9 protones en el núcleo podrá llamarse correctamente flúor. Isoelectrónico: Los iones, o átomos y iones que poseen el mismo número de electrones, son isoelectrónicos. También puede decirse (se estudiará más adelante) que poseen la misma configuración electrónica del estado basal.

Ejemplo: según la notación X𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎ZA , se tiene que S2–

1633 posee 16 protones (pues Z = 16) y un número de neutrones

n = A – Z = 33 – 16 = 17 neutrones. El número de electrones e no es igual, en este caso, al número de protones del núcleo, porque el ion posee carga eléctrica. Una carga negativa 2– indica que la carga neta es –2 porque hay dos electrones más que protones: se han ganado dos electrones. Es decir, el ion posee 18 electrones. Se trata de un anión. El elemento isoelectrónico será aquel cuyo átomo tenga una carga neta igual a cero, es decir, que posea 18 electrones y 18 protones. Es decir, el elemento será aquel de número atómico Z = 18. Con ayuda de la Tabla Periódica, puede determinarse que se

trata del Ar18 .

Ejemplo: según la notación X𝑐𝑎𝑟𝑔𝑎ZA , se tiene que Al3+

1327 posee 13 protones (pues Z = 13) y un número de neutrones

n = A – Z = 27 – 13 = 14 neutrones. El número de electrones e no es igual, en este caso, al número de protones del núcleo, porque el ion posee carga eléctrica. Una carga positiva 3+ indica que la carga neta es +3 porque hay tres electrones menos que protones: se han perdido tres electrones. Es decir, el ion posee 10 electrones. Se trata de un catión. El elemento isoelectrónico será aquel cuyo átomo tenga una carga neta igual a cero, es decir, que posea 10 electrones y 10 protones. Es decir, el elemento será aquel de número atómico Z = 10. Con ayuda de la Tabla Periódica, puede

determinarse que se trata del Ne10 .

4.- Para los iones siguientes: Be2+49 , Li+

37 , O 2–

816 y utilizando la representación del ejercicio 1, escribir a cuál

corresponde cada esquema.


Unidad 2: Estructura atómica 5.- Escribir las ecuaciones de obtención de los iones siguientes a partir de los átomos correspondientes:

a) Fe 2+2656 b) Na+

1123 c) S2–

1632 d) Br –35

80 e) K+1939

Ejemplos: Si se solicitara la ecuación de obtención del Mg 2+, debe escribirse: Mg → Mg 2+ + 2e

Si se solicitara el Cl –, será: Cl + 1e → Cl – En ambos casos, se comienza escribiendo el átomo neutro.

6.- Completar el siguiente cuadro para las diferentes especies.

Símbolo Z A Nº de

Protones Nº de

Electrones Nº de

Neutrones Carga

eléctrica

C613 6 13 6 6 7 0

5 6 0

20 20 0

11 23 0

S2–1632

56 24 2+

92 143 6+

90 146 3+

Pu 4+94

244

7.- Dados los nucleidos:

Z714 Q6

14 M816 L7

13 R1123 E6

12 G1223 T12

24

a) Identificarlos con sus símbolos químicos correspondientes. b) Señalar aquellos que son isótopos entre sí. c) Escribir los nucleidos con igual número másico (isóbaros). d) Indicar los nucleidos con igual número de neutrones. 8.- De las siguientes proposiciones, señale las que considera correctas: a) El número atómico de un elemento es igual al número de protones del núcleo. b) El número atómico de un elemento coincide con el número de protones del núcleo y es igual para el átomo neutro que para los iones de dicho elemento.

c) El número atómico del ion Cl– es igual al del gas noble Ar. d) Todos los isótopos de un elemento dado tienen el mismo número de protones. e) Si dos átomos tienen el mismo número másico pertenecen al mismo elemento. 9.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas (V) o falsas (F):

a) Cuando el nucleido O 8

16 gana dos electrones se transforma en O 2–8

16 . b) Los nucleidos 𝐌47

107 y 𝐐47109 son isótopos porque tienen el mismo número de protones y distinto número de

neutrones. c) Los nucleidos 𝐗19

39 y 𝐘1839 son isótopos porque tienen el mismo número másico.

d) Cuando un átomo de calcio (Z = 20, A = 40) pierde dos electrones se transforma en el ion Ca2+2040 .

10.- El elemento M forma un ion negativo isoelectrónico con el 𝐑2+88 que a su vez contiene 50 neutrones. Determinar el número atómico de M e indicar su nombre y símbolo.

R: ZM = 35, simbólicamente: 𝐵𝑟35 .



11.- Los iones 𝐐2+88 y Se2–34 son isoelectrónicos entre sí. a) Identificar al elemento Q con su símbolo químico.

b) ¿Cuántos neutrones posee el nucleido 𝐐88 ?

R: a) Q = 𝑆𝑟38 (estroncio). b) 𝑄88 posee 50 neutrones.

12.- El anión 𝐗3– tiene 42 neutrones y es isoelectrónico con el anión bromuro, Br –. Escribir el símbolo químico del elemento X , indicando además el número atómico y el número másico del nucleido correspondiente. R: Arsénico (As). Z = 33, A = 75, simbólicamente: 𝐴𝑠33

75 .

13.- Los iones 𝐗3–31 y 𝐑2+20 son isoelectrónicos. a) Identificar al elemento X con su símbolo químico. b)

¿Cuántos neutrones posee el nucleido 𝐗 31 ? R: a) Fósforo (P), o bien, 𝑃15

31 . b) 16 neutrones.

14.- El anión 𝐗2– tiene 17 neutrones y es isoelectrónico con el anión cloruro, Cl –. Escribir el símbolo químico del elemento X , indicando además el número atómico y el número másico del nucleido correspondiente. R: Azufre (S). Z = 16, A = 33, simbólicamente: 𝑆16

33 .

Respuestas de la Unidad 2

1.-

2.- a) P1531 = 15 p, 16 n, 15 e. b) Se34

79 = 34 p, 45 n, 34 e. c) Cl1735 = 17 p, 18 n, 17 e. d) Mg12

24 = 12 p, 12 n, 12 e. e)

Pb82207 = 82 p, 125 n, 82 e. f) Na11

23 = 11 p, 12 n, 11 e. g) Br3580 = 35 p, 45 n, 35 e.

Esquemáticamente:

𝑃1531 𝑆𝑒34

79 𝐶𝑙1735 𝑀𝑔12

24 𝑃𝑏82207 𝑁𝑎12

23 𝐵𝑟3580

Np 15 34 17 12 82 11 35 Nn 16 45 18 12 125 12 45 Ne 15 34 17 12 82 11 35

3.- a) F –919 = 9 p, 10 n, 10 e. Isoelectrónico con Ne10 . b) Al3+

1327 = 13 p, 14 n, 10 e. Isoelectrónico con Ne10 .

c) S2–1633 = 16 p, 17 n, 18 e. Isoelectrónico con Ar18 . d) Br–

3580 = 35 p, 45 n, 36 e. Isoelectrónico con Kr36 .

e) Na+1123 = 11 p, 12 n, 10 e. Isoelectrónico con Ne10 .

Esquemáticamente:

𝐹−9

19 𝐴𝑙3+1327 𝑆2−

1632 𝐵𝑟−

3580 𝑁𝑎+

1123

Np 9 Ne

13 Ne

16 Ar

35 Kr

11 Ne Nn 10 14 17 45 12

Ne 10 10 18 36 10


Unidad 2: Estructura atómica 4.-

5.- a) Fe → Fe 2+ + 2e b) Na → Na+ + 1e c) S + 2e → S2– d) Br + 1e → Br– e) K → K+ + 1e 6.-

Símbolo Z A Nº de

Protones Nº de

Electrones Nº de

Neutrones Carga

eléctrica

C613 6 13 6 6 7 0

B511 5 11 5 5 6 0

Ca2040 20 40 20 20 20 0

Na1123 11 23 11 11 12 0

S2–1632 16 32 16 18 16 2–

Fe2+2656 26 56 26 24 30 2+

U6+92

235 92 235 92 86 143 6+

Np3+93

239 93 239 93 90 146 3+

Pu 4+94

244 94 244 94 90 150 4+

7.- a) N714 C6

14 O816 N7

13 Na1123 C6

12 Mg1223 Mg12

24

b) Isótopos: N714 y N7

13 C614 y C6

12 Mg1223 y Mg12

24

c) Isóbaros: N714 y C6

14 Na1123 y Mg12

23

d) Igual número de neutrones: C614 y O8

16 Na1123 y Mg12

24 N713 y C6

12

8.- a) V b) V c) F d) V e) F

9.- a) V b) V c) F d) V


Unidad 3: Modelo atómico moderno


3.1. Configuración electrónica

En la figura se muestra orden en el cual se llenan los subniveles atómicos en un átomo polielectrónico. Comienza con el orbital 1s y desciende en la dirección de las flechas. Así, el orden es como sigue: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d <… Los superíndices indican el número máximo de electrones que puede albergar el subnivel. El orden exacto se determinó experimentalmente. Excepto para algunas pocas excepciones, el orden de llenado de los orbitales sigue el diagrama de las diagonales.

1.- Escribir la configuración electrónica (CE) de los átomos de los siguientes elementos, indicando la configuración electrónica interna (CEI) y configuración electrónica externa (CEE). He N Na Mg Li Zn Cu Au Si Ca 2.- Escribir la CE de los átomos de los elementos con Z = 9, Z = 15 y Z = 34, e indicar, en cada caso, cuántos electrones serían necesarios para tener la CE del gas noble con Z más cercano. 3.- Escribir la CE abreviada de los siguientes átomos. Mg Cl Sn Cs P As 4.- Escribir la CE de los siguientes iones. Indicar cuáles de ellos son isoelectrónicos entre sí. Indicar, además, si alguno de ellos es isoelectrónico con algún gas noble.

O2–8 Sr2+

38 Mg2+12 Li+

3 Cl–17 P3–

15 Al3+13 S2–

16 Sc3+21

5.- Identificar con sus símbolos químicos a los elementos cuyos átomos tienen las CE siguientes: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 ; b) [Ne] 3s2 3p1 ; c) [Ar] 3d1 4s2 ; d) [Kr] 4d10 5s2 5p3. 6.- ¿Por qué la configuración electrónica del estado fundamental del átomo de Li es 1s2 2s1 y no 1s2 2p1? Compare con el caso del átomo de H, en las configuraciones (excitadas) 2s1 y 2p1. 7.- Clasificar las siguientes configuraciones electrónicas como: un estado fundamental (F), un estado excitado (E) o un estado prohibido (P).

Configuración electrónica (CE) Estado

a) 1s2 2s2 2p5 3s1

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

c) 1s2 2s3 2p5

d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 4s1

e) 1s2 2p2

f) 1s2 2s2 2p2 3d1

g) [Ne] 3s2 3p4 3d1

h) 1s2 2s4 2p2

i) 1s2 2s2 2p6 3s1

8.- Indicar el número de neutrones que tiene el núcleo de 𝐗128 si su configuración electrónica finaliza en 5p4.


Unidad 3: Modelo atómico moderno 9.- Determinar el número atómico de X sabiendo que el compuesto BX4 tiene en total 118 electrones y que la configuración electrónica de B termina en 5p2. 10.- Se tiene un elemento cuyo anión divalente tiene una configuración electrónica de valencia (CEE) de 4s2 4p6. a) Indicar cuántos neutrones posee el átomo del isótopo 82 de ese elemento. b) Para dicho átomo (neutro), ¿cuál es su CEI y su CEE?

Respuestas a los ejercicios 1–10 de 3.1. Configuración electrónica

1.-

CE CEI CEE

He2 : 1s2 1s2 1s2

N7 : 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p3

N11 a: 1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s1

Mg12 : 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2

Li3 = 1s2 2s1 1s2 2s1

Zn30 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

Cu29 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

Au79 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 4f14 5d10 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 4f14

6s1 5d10

Si14 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

Ca20 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

2. - F9 : 1s2 2s2 2p5 Gas noble: Ne10 1 electrón Ne10 : 1s2 2s2 2p6

P15 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Gas noble: Ar18 3 electrones Ar18 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Se34 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Gas noble: Kr36 2 electrones Kr36 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

3. - Mg12 : [Ne] 3s² Cl17 : [Ne] 3s² 3p5 Sn50 : [Kr] 4d10 5s2 5p2 Cs55 : [Xe] 6s1

P15 : [Ne] 3s2 3p3 As33 : [Ar] 4s2 3d10 4p3

4.-

CE del ion Nº electrones Isoelectrónico con gas noble

O2–8 : 1s2 2s2 2p6 10 Ne10 : 1s2 2s2 2p6

Sr2+38 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 36 Kr36 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

Mg2+12 : 1s2 2s2 2p6 10 Ne10 : 1s2 2s2 2p6

Li+3 : 1s2 2 He2 : 1s2

Cl–17 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18 Ar18 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

P3–15 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18 Ar18 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Al3+13 : 1s2 2s2 2p6 10 Ne10 : 1s2 2s2 2p6

h) S2–16 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18 Ar18 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Sc3+21 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18 Ar18 : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Isoelectrónicos: O2–8 , Mg2+

12 , Al3+13 Cl–

17 , P3–15 , S2–

16 , Sc3+21



5.- a) Mg12 b) Al13 c) Sc21 d) Sb51

6.- Hablando de elementos representativos o de transición, la regla de las diagonales representa la forma en que se

van completando los orbitales, de menor a mayor energía: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10

6p6 7s2 5f14 6d10 7p6 8s2

Si un elemento mantiene este orden entonces se encontrará en estado fundamental.

CE del estado fundamental del Li: 1s2 2s1, implica que 1s2 2p1, corresponden a un estado excitado del litio.

CE del estado fundamental del H: 1s1, implica que 2s1 y 2p1, corresponden a estados excitados del hidrógeno.

7.- a) E. b) F. c) P. d) E. e) E. f) E. g) E. h) P. i) F.

8.- 76 neutrones.

9.- Z = 17, simbólicamente X17 .

10.- a) 48 neutrones. b) CE: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 CEE: 4s2 4p4

Para leer y comentar: Forma y orientación de los orbitales

El orbital individual s de cada nivel de energía es esférico y está centrado alrededor del núcleo. Cada uno de los tres orbitales p presentes en el nivel n = 2 y superiores tiene dos lóbulos; los pares de lóbulos forman ángulos rectos entre sí. A partir de n = 3 hay cinco orbitales d, de formas y orientaciones más complejas.

Orbitales s Orbitales p

Orbitales d

Una imagen del modelo atómico actual.



3.2. Química cuántica

La radiación electromagnética es la emisión y transmisión de energía en forma de ondas electromagnéticas. Las ondas electromagnéticas viajan a 3 × 108 metros por segundo (m/s) en el vacío (cantidad redondeada). Esta velocidad varía según el medio, pero no lo suficiente para modificar de manera sustancial los cálculos. Por convención, la velocidad de las ondas electromagnéticas, que comúnmente se llama velocidad de la luz, se expresa con el símbolo c. La luz puede ser caracterizada usando varias magnitudes espectrales, como la frecuencia ν (letra griega “nu") y la longitud de onda λ (letra griega “lambda”). Se cumple que c = λ × ν. La longitud de onda (λ) de las ondas electromagnéticas se expresa comúnmente en nanómetros (nm) y la frecuencia (ν) en Hertz (Hz). La teoría cuántica desarrollada por Max Planck explica plenamente la emisión de radiación de los sólidos calentados. La teoría cuántica establece que los átomos y moléculas emiten energía radiante en cantidades discretas (cuantos) y no en forma continua. Este comportamiento cumple con la relación E = h × ν, donde E es la energía de la radiación, h es la constante de Planck y ν es la frecuencia de la radiación. La energía se emite siempre en múltiplos enteros de h × ν (1 hν, 2 hν, 3 hν …). Con la teoría cuántica, Albert Einstein resolvió otro misterio de la física: el efecto fotoeléctrico. Einstein propuso que la luz se comporta como una corriente de partículas (fotones).

Para leer y comentar: El espectro electromagnético


Unidad 3: Modelo atómico moderno 11.- Calcular la frecuencia asociada a una radiación de 400 nm (correspondiente al color violeta).

12.- Calcular la energía y la frecuencia de una radiación de 780 nm (correspondiente al infrarrojo).

13.- Calcular la longitud de onda asociada a las siguientes situaciones: a) Un electrón con una velocidad igual a 0,2 c (considerar la masa del electrón me = 9,11 . 10 –28 g). b) Una persona de m = 70 kg corriendo a 2,7 m/s.

14.- Determinar la longitud de onda de un fotón cuya energía es 8,22 × 10 –19 Joule (J).

15.- Se tienen dos radiaciones, una correspondiente a la zona del espectro visible y otra a la zona del ultravioleta (UV). Indicar cuál de las dos tendrán mayor energía, justificando su respuesta.

16.- Un electrón excitado de un átomo de hidrógeno vuelve a su estado fundamental y emite radiación electromagnética de 180 nm. Calcular: a) La frecuencia de la radiación. b) La diferencia de energía entre los dos niveles electrónicos expresada en Joule (J).

17.- Calcular la energía emitida por un electrón al realizar un salto entre dos órbitas sabiendo que la longitud de onda emitida es de 120 nm. Datos: h = 6,63 × 10–34 J . s, velocidad de la luz c = 3 × 108 m/s.

18.- La brecha de energía entre las bandas del semiconductor seleniuro de cadmio (CdSe), utilizado en las células solares, es de 3,29 × 10 –19 J. Calcule la longitud de onda de la luz que absorbe esta sustancia. Datos: h = 6,63 × 10–34 J . s, velocidad de la luz c = 3 × 108 m/s.

19.- Un dispositivo de mando a distancia para la apertura de puertas utiliza luz infrarroja de 1500 nm. Sabiendo que la brecha de energía de los semiconductores Si y Ge es 1,78 × 10–19 J y 1,08 × 10–19 J respectivamente, indicar si alguno de estos materiales es apropiado para operar a la longitud de onda indicada. Datos: h = 6,63 × 10–34 J . s, velocidad de la luz c = 3 × 108 m/s.

20.- El fosfuro de indio (InP) absorbe luz a 600 nm. ¿Cuál es la brecha de energía entre las bandas de este semiconductor? Datos: h = 6,63 × 10–34 J . s, velocidad de la luz c = 3 × 108 m/s. 21.- El ensayo a la llama de cierta sal emite una radiación de color rojo, donde un fotón de la misma tiene una frecuencia (υ) de 4,28 . 10 14 Hz. Si se sabe que el Sr y el Ca producen radiaciones de ese color, cuyas longitudes de onda son de 700 nm y 750 nm respectivamente, en la sal, ¿puede estar presente alguno de estos metales? Datos: h = 6,63 . 10 –34 J . s. c = 3 . 10 8 m/s. 22.- El ensayo a la llama para una sal de potasio genera una coloración lila, donde la longitud de onda λ de la radiación emitida es de 550 nm. Calcular la energía de un fotón de dicha radiación (considerar que la experiencia se realiza en el vacío). Datos: h = 6,63 . 10 –34 J . s. c = 3 . 10 8 m/s. Respuestas a los ejercicios 11–22 de 3.2. Química cuántica

11.- ν = 7,5 × 10 14 1/s

Solución:

𝑐 = 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑙𝑢𝑧 = 3. 108 𝑚/𝑠 = 𝜆 . 𝜐

𝜆 = 400 𝑛𝑚.10−9 𝑚

𝑛𝑚= 4. 10−7𝑚 => 𝜐 =

𝑐

𝜆=

3. 108 𝑚𝑠

4. 10−7𝑚 = 𝟕, 𝟓. 𝟏𝟎𝟏𝟒

𝟏

𝒔


Unidad 3: Modelo atómico moderno 12.- ν = 3,84 × 10 14 1/s. E = 2,55 × 10 –19 J.

Solución:

ℎ = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑃𝑙𝑎𝑛𝑘 = 6,63. 10−34 𝐽. 𝑠; 𝐸 = ℎ . 𝜐

λ 𝜐 𝐸

780 3. 108 𝑚

𝑠7,8. 10−7𝑚

= 𝟑, 𝟖𝟒. 𝟏𝟎𝟏𝟒 𝟏

𝒔 3,84. 1014

1

𝑠∗ 6,63. 10−34 𝐽. 𝑠 = 𝟐, 𝟓𝟓. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱

13.- a) 1,21 . 10–11 m. b) 3,51 . 10–36 m

Solución:

λ =ℎ

𝑝 ; 𝑝 = 𝑐𝑎𝑛𝑡𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑣𝑖𝑚𝑖𝑒𝑛𝑡𝑜 = 𝑚 ∗ 𝑣

a) 𝑚𝑒 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑢𝑛 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟ó𝑛 = 9,11. 10−31𝑘𝑔

𝑣𝑒 = 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒𝑙 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟ó𝑛 = 0,2 ∗ 𝑐 = 0,2 ∗ 3. 108𝑚

𝑠= 6 . 107

𝑚

𝑠

𝜆𝑒 =6,63. 10−34 𝐽. 𝑠

9,11. 10−31𝑘𝑔 ∗ 6 . 107 𝑚𝑠

= 𝟏, 𝟐𝟏. 𝟏𝟎−𝟏𝟏𝒎

b) 𝑚𝑝𝑒𝑟𝑠𝑜𝑛𝑎 = 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑢𝑛𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑠𝑜𝑛𝑎 = 70 𝑘𝑔

𝑣𝑝𝑒𝑟𝑠𝑜𝑛𝑎 = 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑝𝑒𝑟𝑠𝑜𝑛𝑎 = 2,7 𝑚

𝑠

𝜆𝑝𝑒𝑟𝑠𝑜𝑛𝑎 =6,63. 10−34 𝐽. 𝑠

70 𝑘𝑔 ∗ 2,7 𝑚/𝑠= 𝟑, 𝟓𝟏. 𝟏𝟎−𝟑𝟔𝒎

14.- λ = 2420 Å = 242 nm

Solución:

𝐸𝑓 =ℎ. 𝑐

λ⇒ λ =

ℎ. 𝑐

𝐸𝑓=

6,63. 10−34 𝐽. 𝑠 ∗ 3. 108 𝑚𝑠 ∗

109 𝑛𝑚𝑚

8,22 ∗ 10 –19 𝐽= 𝟐𝟒𝟐 𝒏𝒎

15.- La correspondiente a la zona UV, porque las ondas con frecuencias más altas (longitudes de onda más cortas) transportan más energía que los de las ondas de menor frecuencia (longitudes de onda más largas).

𝜐 =𝑐

𝜆 𝐸 = ℎ . 𝜐 𝐸 = ℎ .

𝑐

𝜆 𝜆visible > 𝜆UV 𝐸visible < 𝐸UV

16.- a) ν = 1,67 × 10 15 1/s. b) E = 1,10 × 10 –18 J.

Solución:

𝜆 𝜐 =𝑐

𝜆 ∆𝐸 = ℎ . 𝜐

180 3 . 108 𝑚𝑠 ∗

109 𝑛𝑚𝑚

180 𝑛𝑚= 𝟏, 𝟔𝟕. 𝟏𝟎𝟏𝟓

𝟏

𝒔 6,63. 10−34 𝐽. 𝑠 ∗ 1,67. 1015

1

𝑠= 𝟏, 𝟏𝟎. 𝟏𝟎−𝟏𝟖 𝑱


Unidad 3: Modelo atómico moderno 17.- E = 1,66 × 10 –18 J.

Solución:

𝜆 𝜐 =𝑐

𝜆 ∆𝐸 = ℎ . 𝜐

120 3 . 108 𝑚𝑠

∗109 𝑛𝑚

𝑚120 𝑛𝑚

= 2,5. 10151

𝑠 6,63. 10−34 𝐽. 𝑠 ∗ 2,5. 1015

1

𝑠= 𝟏, 𝟔𝟔. 𝟏𝟎−𝟏𝟖 𝑱

18.- λ = 604 nm

Solución:

∆𝐸 𝜐 =∆𝐸

ℎ 𝜆 =

𝑐

𝜐

3,29. 10−19 𝐽 3,29. 10−19𝐽

6,63. 10−34 𝐽. 𝑠= 4,96. 1014

1

𝑠

3 . 108 𝑚𝑠

∗109 𝑛𝑚

𝑚

4,96. 1014 1𝑠

= 𝟔𝟎𝟒 𝒏𝒎

19.- λ Si = 1120 nm, λ Ge = 1840 nm

Solución:

X ∆𝐸 𝜐 =∆𝐸

ℎ 𝜆 =

𝑐

𝜐

Si 1,78. 10−19 𝐽 1,78. 10−19𝐽

6,63. 10−34 𝐽. 𝑠= 2,68. 1014

1

𝑠

3 . 108 𝑚𝑠 ∗

109 𝑛𝑚𝑚

2,68. 1014 1𝑠

= 1120 𝑛𝑚

Ge 1,08. 10−19 𝐽 1,08. 10−19𝐽

6,63. 10−34 𝐽. 𝑠= 1,63. 1014

1

𝑠

3 . 108 𝑚𝑠 ∗

109 𝑛𝑚𝑚

1,63. 1014 1𝑠

= 1840 𝑛𝑚

El Germanio aparenta tener más posibilidades, ya que los 1500 nm están más cerca del 1840 nm que de 1120 nm. Será importante, en este caso, la sensibilidad del receptor a 1500 nm.

20.- E = 3,31 × 10 –19 J.

Solución:

𝜆 𝜐 =𝑐

𝜆 ∆𝐸 = ℎ . 𝜐

600 3 . 108 𝑚𝑠 ∗

109 𝑛𝑚𝑚

600 𝑛𝑚= 5. 1014

1

𝑠 6,63. 10−34 𝐽. 𝑠 ∗ 5. 1014

1

𝑠= 𝟑, 𝟑𝟏. 𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑱

21.- Sí, el estroncio (Sr).

22.- E = 3,62 × 10 –19 J.



3.3. Clasificación periódica 23.- Identificar a los elementos cuyos átomos tienen las CEE siguientes: a) 3s1, b) 4s2, c) 3s2 3p2, d) 5s2 5p3, e) 2s2 2p2, f) 5s1. ¿Cuáles pertenecen al mismo período? R: a) Na, b) Ca, c) Si, d) Sb, e) C, f) Rb. Mismo grupo: C y Si (14 o IV-A). Mismo período: Na y Si (3), Rb y Sb (5).

24.- Dado un elemento de Z = 14, indicar cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas. a) Es del grupo VII-A. b) Es un gas noble. c) Es un no metal. d) Pertenece al grupo IV-A. e) Pertenece al período 2. R: a) F. b) F. c) V. d) V. e) F.

25.- Indicar grupo y período del elemento cuyo anión divalente es isoelectrónico con el átomo de neón (Ne). R: Oxígeno (O). Período 2, grupo 16 o VI-A.

26.- Dadas las siguientes CE, identificar los elementos e indicar si son elementos representativos, elementos de transición o elementos de transición interna. Puede colocar una cruz donde corresponda.

Config. electrónica (CE) Elemento (Símbolo)

Elemento representativo

Elemento de transición

Elemento de transición interna

[Ar] 4s1

[Kr] 5s2 4d10 5p5

[Ar] 4s2 3d6

[Ar] 4s1 3d10

[Xe] 6s2 4f4

[Ar] 4s2 3d10

[Kr] 4d10 5s2 5p2

[Ne] 3s² 3p5

[Ne] 3s²

R:

Config. electrónica (CE) Elemento (Símbolo)

Elemento representativo

Elemento de transición

Elemento de transición interna

[Ar] 4s1 K X

[Kr] 5s2 4d10 5p5 I X

[Ar] 4s2 3d6 Fe X

[Ar] 4s1 3d10 Cu X

[Xe] 6s2 4f4 Nd X

[Ar] 4s2 3d10 Zn X

[Kr] 4d10 5s2 5p2 Sn X

[Ne] 3s² 3p5 Cl X

[Ne] 3s² Mg X

27.- Identificar a los elementos siguientes e indicar, para cada uno, grupo y período: a) aquel cuyo catión monovalente es isoelectrónico con el argón, b) aquel cuyo anión monovalente es isoelectrónico con el argón. R: a) K, b) Cl


Unidad 3: Modelo atómico moderno 28.- a) ¿Cuál es el número másico del nucleido del elemento E del grupo 16 (VI-A) que tiene 74 neutrones y su anión divalente es isoelectrónico con el catión Ba2+? b) ¿Cuál es el símbolo químico del elemento E? R: a) 126, b) Te

29.- a) ¿Cuál es el número másico del nucleido del elemento X del grupo 2 (II-A) que tiene 24 neutrones y su

catión divalente es isoelectrónico con el anión S2– ? b) ¿Cuál es el símbolo químico del elemento X? R: a) 44, b) Ca

30.- Identificar a los elementos siguientes: a) aquel cuyo catión trivalente es isoelectrónico con el anión monovalente del primer halógeno, b) aquel cuyo anión divalente es isoelectrónico con el cuarto gas noble, c) aquel cuyo anión divalente es isoelectrónico con el catión divalente del tercer metal alcalino térreo. R: a) Al, b) Se, c) S 31.- Indicar si las siguientes expresiones son verdaderas o falsas. La especie 𝐊+ es: a) Un catión monovalente de un átomo de un metal alcalino. b) Un ion cuya CEE es 3s2 3p6. c) Una especie isoelectrónica con Ar18

40 . R: a) V. b) V. c) V.

32.- Dadas las CE de los átomos E, A, M; indicar si las afirmaciones que siguen son verdaderas o falsas. E = 1s2 2s2 2p6 3s2 A = 1s2 M = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 a) A es un gas noble. b) E es un elemento de transición. c) M es un halógeno. R: a) V. b) F. c) F. 33.- Escribir el símbolo químico del anión del elemento halógeno que es isoelectrónico con X+, sabiendo que X posee 20 neutrones y su número másico es 39.

R: Cl –

• Propiedades periódicas 34.- La medida de los radios atómicos puede expresarse en picómetros (pm), siendo 1 pm = 1 × 10–12 m. Poner en correspondencia a los átomos de los elementos Be, C, O y F con los radios atómicos siguientes: 𝐫𝐚𝟏

= 77 pm, 𝐫𝐚𝟐= 112 pm , 𝐫𝐚𝟑

= 71 pm , 𝐫𝐚𝟒= 73 pm.

R: Be: 𝐫𝐚𝟐

= 112 pm C: 𝐫𝐚𝟏= 77 pm O: 𝐫𝐚𝟒

= 73 pm F: 𝐫𝐚𝟑= 71 pm

35.- Ordenar los siguientes elementos de menor a mayor radio atómico: Si, Rb, S, Sr. Justificar. R: S, Si, Sr, Rb.

36.- Sean los elementos L, R, T y E. El elemento R tiene una CEE 6s2. Los núcleos de 𝐋126 y 𝐑130 tienen el

mismo número de neutrones. 𝐓2+ tiene 36 electrones. E es el cuarto halógeno. Identificar cada elemento y luego, ordenarlos según radio atómico creciente. Justificar.

R: E = I53 T = Sr38 R = Ba56 L = Te52 Ordenados por 𝐫𝐚 creciente: I < Te < Sr < Ba

37.- Dados los elementos A, M, R, T, cuyas configuraciones electrónicas externas son: A: 5s2 M: 4s2 4p5 R: 7s1 T: 4s2 3d6 a) Indicar grupo y período al que pertenece cada uno. b) Comparar sus radios atómicos, justificando. c) Comparar sus energías de ionización, justificando.

R: A = Sr38 M = Br35 R = Fr87 T = Fe26 Ordenados por 𝐫𝐚 creciente: Br < Fe < Sr < Fr Ordenados por 𝐄𝐈 creciente: Fr < Sr < Fe < Br



38.- La CEE del nucleido 𝐗2–17 es 2s2 2p6. a) Identificar al elemento X con su símbolo químico e indicar el

número de neutrones del nucleido 𝐗17 . b) Comparar el radio atómico y la energía de ionización del elemento X con los elementos de Z = 4 y Z = 34, justificando.

R: a) A partir de la finalización de la CEE se construye la CE completa: 𝑋2–17 = 1s2 2s2 2p6

De manera que la CE de 𝑋17 (neutro) es: 𝑋17 = 1s2 2s2 2p4

Contabilizando los superíndices, se tienen en total 8 electrones. Tratándose de un átomo en estado neutro,

puede asegurarse que el número de protones es igual al de electrones, Z = 8 y por ello 𝑋817 corresponde al

oxígeno 𝑂817 (de Tabla Periódica). Por último, como el número de masa (A) de un átomo es igual a la suma de

protones (Z) más neutrones (N), se tiene: A = Z + N ⟹ N = A – Z ⟹ N = 17 – 8 = 9 neutrones.

b) Los elementos con Z = 4 y Z = 34 son, respectivamente, berilio 𝐵𝑒4 y selenio 𝑆𝑒34 .

Radio atómico: ra (oxígeno) < ra (berilio) y ra (oxígeno) < ra (selenio)

Energía de ionización: EI (oxígeno) > EI (berilio) y EI (oxígeno) > EI (selenio)

Las variaciones de las Propiedades Periódicas se justifican según lo explicado en los contenidos téoricos.

39.- Comparar las siguientes propiedades periódicas: radio atómico (ra), energía de ionización (EI) y carácter metálico entre: a) Mg, Ca, Be. b) Li, C, F. Justificar, en todos los casos. R: a) Radio atómico: Be < Mg < Ca. Energía de ionización: Ca < Mg < Be. Carácter metálico: Be < Mg < Ca. b) Radio atómico: F < C < Li. Energía de ionización: Li < C < F. Carácter metálico: F < C < Li. 40.- Ordenar las siguientes especies en orden creciente de radio en los casos en que fuera posible. Justificar.

a) Li+, Li b) O2–, O c) Li, K, F d) Mg2+, F–, Na+, Ne, O2–

R: Ordenados por radio creciente: a) Li+ < Li b) O < O2– c) F < Li < K d) Ver la explicación siguiente. El radio iónico de un anión es mayor al radio atómico del mismo elemento en estado neutro, porque el anión

ha ganado electrones. El radio iónico de un catión es menor que el radio atómico del mismo elemento en

estado neutro, porque el catión ha perdido electrones. En síntesis, para un mismo elemento:

ra < ranión

rcatión < ra

No obstante, las especies listadas en este ejercicio 28.-d) no corresponden a los mismos elementos. Pero

observándolas detenidamente, puede notarse que todas ellas son isoelectrónicas. En efecto:

𝑀𝑔2+12 tiene 10 electrones. 12 protones en el núcleo por ser Z =12 y carga +2 (ha perdido 2 e–).

𝐹–9 tiene 10 electrones. 9 protones en el núcleo por ser Z =9 y carga –1 (ha ganado 1 e–).

𝑁𝑎+11 tiene 10 electrones. 11 protones en el núcleo por ser Z =11 y carga +1 (ha perdido 1 e–).

𝑁𝑒10 tiene 10 electrones. 10 protones en el núcleo por ser Z =10 y carga 0 (no ha ganado ni perdido e–).

𝑂2–8 tiene 10 electrones. 8 protones en el núcleo por ser Z = 8 y carga –2 (ha ganado 2 e–).

Para poder comparar los radios de estas especies, puede razonarse como sigue. Todos los núcleos deberán

atraer hacia sí 10 electrones. ¿Cuál de ellos lo hará con más fuerza? El que posea mayor número de protones.

Ésta será, entonces, la especie de menor radio; porque al atraer los electrones más intensamente se supone

que el tamaño del conjunto habrá de reducirse. Aplicando este criterio, se pueden ordenar los radios de

menor a mayor:

𝑀𝑔2+12 < 𝑁𝑎+

11 < 𝑁𝑒10 < 𝐹–9 < 𝑂2–

8


Unidad 3: Modelo atómico moderno 41.- Decidir si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso. a) En el orden de llenado de los orbitales deben tenerse en cuenta, además de las energías orbitales, las repulsiones interelectrónicas. b) El radio atómico del K es menor que el del Li. c) Los aniones siempre tienen radios iónicos mayores que los cationes del mismo elemento. R: a) V. b) F. c) V.

42.- Señalar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando en cada caso. a) El elemento de Z = 33 tiene mayor radio atómico que el elemento de Z = 51. b) El elemento de Z = 33 tiene menor energía de ionización que el elemento de Z = 51. c) El elemento de Z = 19 tiene menor radio atómico que el elemento de Z = 32.

d) El ion O2– tiene menor radio que el átomo de O. e) El ion Tl3+ tiene menor radio que el átomo de Tl.

f) El ion Cs+55 tiene igual radio que el ion I–

53 .

g) El ion Ca2+20 tiene mayor radio que el ion S2–

16 . R: a) F. b) F. c) F. d) F. e) V. f) F. g) F.

43.- Ordenar, según electronegatividad decreciente, la siguiente serie de elementos: Na, Rb, Cl. R: E.N. Cl > E.N. Na > E.N. Rb.

44.- Responder V o F y justificar en cada caso con una breve explicación, un ejemplo ó un contraejemplo: a) Un orbital representa una esfera en la que hay un 99% de probabilidad de hallar un electrón. b) Al disminuir el radio atómico, disminuye la energía de ionización. c) El flúor es más electronegativo que el hidrógeno. d) Los elementos de igual período tienen la misma estructura electrónica interna. e) Los gases nobles tienen orbitales semiocupados. R: a) F. b) F. c) V. d) V. e) F. Justificaciones, ejemplos o contraejemplos a partir de los contenidos teóricos. 45.- Dados los elementos B, C y Al, responder y justificar cada respuesta: a) ¿Cuál tiene radio atómico mayor? b) Ordenarlos en forma creciente respecto a su primera energía de ionización. c) ¿Cuál presenta mayor tendencia a formar cationes? R: a) Al b) Al, B, C c) Al Justificaciones a partir de los contenidos teóricos. 46.- Los elementos A y R presentan las siguientes CEE: A: 5s1 R: 4s2 3d10 4p4 Responder, justificando cada respuesta y tratando de vincularlas entre sí: a) ¿Cuál de ellos presenta mayor energía de ionización? b) ¿Cuál de ellos tiene mayor radio atómico? c) ¿Cuál de ellos presenta mayor tendencia a formar aniones? d) ¿Cuál de ellos posee mayor carácter metálico? R: a) R b) A c) R d) A Justificaciones a partir de los contenidos teóricos.


Unidad 4: Enlaces químicos

Unidad 4: Enlaces químicos 1.- Indicar cuáles de las siguientes sustancias pueden presentar enlaces iónicos y cuáles covalentes. Dibujar la estructura de Lewis para cada una de ellas. a) Fluoruro de estroncio SrF2 b) Óxido hipocloroso Cl2O c) Bromuro de hidrógeno HBr d) Dióxido de carbono CO2 e) Óxido de potasio K2O 2.- Escribir la estructura de Lewis y la fórmula desarrollada, cuando corresponda, de las siguientes sustancias: H2O – O2 – CaCl2 – FeBr3 – Al2S3 – MgO – KCl – BaI2 – N2O3 – SO3 – NH3 3.- Escribir la estructura de Lewis y la fórmula desarrollada, cuando corresponda, de las siguientes sustancias: BaO – Li2O – KOH – Cu (OH)2 – Co (OH)2 – HI – Br2 – N2 4.- Predecir la polaridad de los siguientes compuestos y determinar las fuerzas intermoleculares en cada uno de ellos.

Sustancia Polaridad Fuerzas intermoleculares

Amoníaco, NH3

Dióxido de carbono, CO2

Trióxido de azufre, SO3

Agua, H2O

Metano, CH4

Cloroformo, HCCl3

Tetracloruro de carbono, CCl4

5.- Indicar verdadero (V) o falso (F). Justificar sus respuestas: a) El CaCl2 transmite la corriente eléctrica en estado sólido. b) El CH4 es soluble en agua. c) La resistencia de los metales aumenta con la temperatura. d) El punto de fusión de los compuestos iónicos es elevado. e) Los enlaces covalentes son más débiles que las fuerzas entre las moléculas. 6.- Las estructuras del carbono grafito y el carbono diamante se ilustran en la siguiente figura:

Grafito Diamante

Variedades alotrópicas del elemento carbono (C): grafito y diamante


Unidad 4: Enlaces químicos a) Explique, en términos de estructuras, por qué el diamante posee una gran dureza mientras que el grafito en polvo se utiliza como lubricante, como mina de lápiz y como electrodo. b) En base a la estructura de un cristal de NaCl, explique por qué éste es duro pero frágil, es decir se parte al golpearlo.

Cristal de cloruro de sodio, NaCl

7.- a) Poner en concordancia las sustancias siguientes con sus puntos de ebullición respectivos, justificando:

b) Ordenar las siguientes sustancias según punto de ebullición creciente, justificando: CO2, N2, CaF2, H2O, Ne, SO3. 8.- Ordenar las siguientes sustancias según punto de ebullición creciente, justificando. SiH4 – H2S – CH4 – LiCl

9.- Ordenar de mayor a menor los puntos de ebullición de las siguientes sustancias, justificando. CCl4 – SrCl2 – Ar


Unidad 4: Enlaces químicos

Respuestas de la Unidad 4 1.- Iónicas: a) SrF2, e) K2O. Covalentes: b) Cl2O, c) HBr, d) CO2 2.- y 3.- Dibujar los diagramas de acuerdo con las explicaciones de clase. 4.-

Sustancia Polaridad Fuerza intermolecular Amoníaco, NH3 polar London, dipolo-dipolo, puente de hidrógeno

Dióxido de carbono, CO2 no polar London

Trióxido de azufre, SO3 no polar London

Agua, H2O polar London, dipolo-dipolo, puente de hidrógeno

Metano, CH4 no polar London

Cloroformo, HCCl3 polar London, dipolo-dipolo

Tetracloruro de carbono, CCl4 no polar London

5.- a) F. b) F. c) V. d) V. e) F. Justificar de acuerdo con los contenidos teóricos.

6.- De elaboración según los contenidos teóricos.

7.- a) H2 → – 253 ºC NH3 → – 33 ºC MgCl2 → 1412 ºC CO2 → – 60 ºC CCl4 → 77 ºC CaF2 → 2500 ºC Xe → – 107 ºC CHCl3 → 61 ºC b) Ne, N2 , CO2 , SO3 , H2O, CaF2 Justificación según los contenidos teóricos y las explicaciones en clase. 8.- CH4 – SiH4 – H2S – LiCl

9.- SrCl2 – CCl4 – Ar


Unidad 5: Compuestos químicos


5.1. Compuestos inorgánicos

1.- Reconocer el tipo de compuesto, marcándolo con una cruz:

Sustancia Óxido básico

Óxido ácido

Hidrógeno + No Metal

Sal binaria Hidróxido Oxoácido Sal ternaria

a) NH3

b) NaOH

c) Cl2O3

d) HI

e) H2SO4

f) Fe2O3

g) Cu(OH)2

h) NaCl

i) AgNO3

j) Mg(ClO)2

2.- Poner en concordancia uniendo con flechas: CuO bromuro de potasio

Zn(IO3)2 sulfato de níquel (III)

KBr cloruro de amonio

Pb(NO3)2 iodato de cinc

Ni2(SO4)3 nitrato de plomo (II)

NH4Cl óxido de cobre (II)

3.- Completar colocando junto a la fórmula química dada, de qué tipo de compuesto se trata:

Fórmula química Tipo de compuesto

a) H3PO4

b) Al (OH)3

c) Co2O3

d) BaCl2

e) HF(aq)

f) Hg2SO4

g) H2S

h) HNO3

i) H4SiO4

j) Cl2O7



5.2. Compuestos orgánicos

4.- Hidrocarburos: Reconocer el tipo de compuesto, marcando con una cruz:

Compuesto Alcano Alqueno Alquino Aromático

C4H6

H3C–CH3

H2C=CH–CH2–CH3

C8H16

H3C–CH2–CH=CH–CH3

HC≡CH2–CH3

H3C–CH2–CH2–CH3

C3H4

5.- Compuestos oxigenados: Reconocer el tipo de compuesto, marcando con una cruz.

Compuesto Alcohol Aldehído Cetona Ácido

carboxílico Éter Ester

CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH

CH3 – O – CH2 – CH3


Unidad 5: Compuestos químicos 6.- Identificar grupos funcionales en los siguientes esquemas:


Unidad 6: Estequiometría


6.1. Magnitudes atómico moleculares. Concepto de mol.

1.- Hallar la masa molar de las siguientes sustancias: a) ácido nítrico, HNO3 b) sulfato de calcio, CaSO4 c) carbonato de amonio, (NH4)2CO3 d) fosfato de magnesio, Mg3 (PO4)2 R: a) 63 g/mol b) 136 g/mol c) 96 g/mol d) 263 g/mol

2.- Calcular la masa en gramos de: a) 5 moles de ácido sulfúrico, H2SO4 b) 6,02 . 1024 moléculas de ácido perclórico, HClO4

c) 3,01 . 1023 iones amonio, NH4+

R: a) 490 g b) 1005 g c) 9 g

3.- Calcular cuántos moles hay en: a) 20 g de KCl (cloruro de potasio). b) 150 g de CaCO3 (carbonato de calcio). R: a) 0,27 moles b) 1,5 moles

4.- Calcular: a) ¿Cuántos moles de calcio hay en 12,0 g de ese elemento? b) ¿Cuántos moles de amoníaco (NH3) hay en 3,4 g de esta sustancia? c) El número de moles de ácido sulfúrico (H2SO4) contenidos en 1960 g de dicha sustancia. d) La masa de cloruro de calcio (CaCl2) que contiene 200 g de calcio. R: a) 0,3 moles de Ca b) 0,2 moles de NH3 c) 20 moles de H2SO4 d) 555 g de CaCl2

5.- Una muestra de sulfato de hierro (III), Fe2 (S04)3 tiene una masa 1800 g. Calcular: a) ¿A cuántos moles de dicha sustancia corresponde? b) ¿Qué masa de Fe contiene? R: a) 4,5 moles de Fe2 (S04)3 b) 504 g de Fe

6.- Se tienen 3 moles de Al (N03)3 (nitrato de aluminio). Calcular la masa de nitrógeno presente. R: 126 g de nitrógeno.

7.- Se tiene una muestra de 160 g de carbonato de hierro (III), Fe2 (CO3)3. Calcular: a) ¿A cuántos moles de sustancia corresponde? b) ¿Qué masa de Fe contiene? R: a) 0,55 moles b) 61,4 g de Fe

8.- La urea, cuya fórmula es CO(NH2)2, se emplea como fertilizante nitrogenado. Si se dispone de 10 kg de dicha sustancia, calcular la masa de nitrógeno presente en la misma. R: 4,7 kg de nitrógeno.

9.- Se tienen 490 g de ácido fosfórico (H3PO4). Calcular: a) ¿Cuántas moléculas están presentes en dicha masa? b) ¿Cuántos moles de sustancia representan dicha cantidad? c) ¿Cuántos gramos de P y de O están presentes en la masa indicada? R: a) 3,01 . 1024 moléculas. b) 5 moles c) 155 g de P; 320 g de O

10.- Una muestra de un elemento tiene una masa de 150,44 g y contiene 0,75 moles del elemento. Indicar el nombre y el símbolo del elemento. R: Mercurio, Hg



6.2. Estequiometría 11.- Teniendo en cuenta la ecuación de síntesis del cloruro de hidrógeno, HCl: H2 + Cl2 → 2 HCl Calcular, para una reacción en la que se consumen totalmente 4 moles de hidrógeno (H2): a) Número de moles de cloro (Cl2) que se combinan. b) Número de moles de cloruro de hidrógeno (HCl) que se obtienen. c) Masa de cloro (Cl2) que se combina. R: a) 4 moles de Cl2 b) 8 moles de HCl c) 284 g de Cl2

12.- La lluvia ácida se forma cuando el vapor de agua contenido en el aire se combina con los óxidos de nitrógeno y de azufre emitidos por fábricas, centrales eléctricas y vehículos que queman carbón o productos derivados del petróleo. Una de las reacciones involucradas es la siguiente: SO3 + H2O → H2SO4 Si se hacen reaccionar 400 moles de SO3 (trióxido de azufre) con cantidad suficiente de agua, calcular el número de moles y la masa (en kg) de H2SO4 (ácido sulfúrico) obtenidos. R: 400 moles de H2SO4 m = 39,2 kg de H2SO4

13.- Según la siguiente reacción: Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g) Calcular: a) ¿Cuántos gramos de cinc (Zn) reaccionan con 150 g de ácido sulfúrico (H2SO4)? b) ¿Cuántos gramos y cuántos moles de sulfato de cinc (ZnSO4) se obtienen cuando reaccionan 100 g de Zn con cantidad suficiente de ácido sulfúrico? c) ¿Cuántos moles de hidrógeno gaseoso (H2) se desprenden cuando 32,5 g de Zn reaccionan con cantidad suficiente de H2SO4? R: a) 99 g de Zn b) 247,7 g de ZnSO4 ; 1,5 moles c) 0,5 moles

14.- El agua oxigenada (H2O2), cuya denominación química es peróxido de hidrógeno; es un poderoso desinfectante, decolorante y blanqueador. Se descompone en condiciones normales con el curso del tiempo, desprendiendo oxígeno (O2) según la siguiente ecuación: 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) Si se produce la descomposición de 17 g de peróxido de hidrógeno, calcular: a) ¿Cuántos moles de agua se forman? b) ¿Qué masa de O2 se obtiene? R: a) 0,5 mol de H2O b) 8 g de O2

15.- El gas licuado envasado en garrafas está formado por butano, cuya fórmula es C4H10. Su combustión completa puede representarse por la siguiente ecuación: 2 C4H10 (g) + 13 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 10 H2O (g) Calcular la masa de agua que se formará si se quema el contenido de una garrafa de 10 kg. R: 15,52 kg de H2O

16.- Un tanque contiene 70 kg de amoníaco (NH3) para utilizarlo como fertilizante. Si para su obtención se partió de la siguiente reacción (nitruro de aluminio y agua para obtener amoníaco e hidróxido de aluminio): Al N + 3 H2O → NH3 + Al (OH)3 Calcular: a) ¿Qué masa de Al N se necesita? b) ¿Cuántos moles de Al (OH)3 se forman? R: a) 168,4 kg b) 4,11 . 10 3 moles

17.- Se obtienen 14,29 kg de cloruro de magnesio (MgCl2) a partir de las sustancias simples que forman esta sal, Mg y Cl2. a) Escribir la ecuación de síntesis correspondiente. Como ayuda, en este caso no será necesario balancearla. b) Calcular la masa de magnesio (Mg) que reaccionó. R: a) Mg + Cl2 → MgCl2 b) 3610 g


Unidad 6: Estequiometría 18.- Dada la reacción de descomposición: Bromato de potasio → Bromuro de potasio + Oxígeno molecular a) Escribir la reacción reemplazando con las fórmulas químicas correspondientes (en orden): KBrO3; KBr; O2. b) Balancear la ecuación. c) Si se obtienen 200 kg de sal, ¿qué cantidad de reactivo tuvo que haber colocado para que se produzca la reacción? R: a) KBrO3 → KBr + O2 b) 2 KBrO3 → 2 KBr + 3 O2 c) 280,67 kg de KBrO3

19.- El fosfuro de calcio reacciona con agua para dar como productos fosfina e hidróxido de calcio, de acuerdo con la siguiente ecuación: Ca3P2 + 6 H2O → 2 PH3 + 3 Ca (OH)2 Luego de completarse la reacción se obtuvieron 6,02 . 1022 moléculas de PH3. Calcular las masas iniciales de cada reactivo. R: 9,1 g de Ca3P2 y 5,4 g de H2O

20.- El acetileno arde con el oxígeno del aire formando una mezcla oxiacetilénica. La llama oxiacetilénica es utilizada en sopletes para soldadura y corte de metales: 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (g) a) Observando el enunciado y la estructura de la reacción, ¿de qué tipo de reacción se trata? b) Si se consumen 400 g de oxígeno gaseoso, ¿qué masa de acetileno será necesaria para realizar la soldadura? R: a) Combustión b) 130 g de C2H2

• Ejercicios con reactivo limitante

21.- El esquema de la izquierda representa un recipiente que contiene una ínfima porción a nivel molecular de los reactivos: monóxido de carbono, CO ( ) y oxígeno gaseoso, O2 ( ) que cuando reaccionan producen dióxido de carbono, CO2 ( ):

a) Escribir la ecuación balanceada correspondiente a la reacción. b) Determinar el reactivo limitante. c) Dibujar en el recipiente de la derecha un esquema de partículas que represente el estado final después que la reacción se ha completado. 22.- El hidrógeno H2 (g) se combina de manera directa con el nitrógeno N2 (g) para formar amoníaco NH3 (g), que es la fuente primaria de numerosos compuestos químicos plásticos y fertilizantes. H2 (g) + N2 (g) → NH3 (g) Si se parte de 500 moles de H2 y 400 g de N2 a) Calcular los moles de producto obtenido. b) Calcular las moléculas de NH3 obtenidas. c) Calcular los moles del reactivo que quedan sin reaccionar. R: a) 28,57 moles b) 1,72 . 10 25 moléculas c) 457,14 moles H2 quedan sin reaccionar


Unidad 6: Estequiometría 23.- Un sistema contiene 80,0 g de calcio (Ca) y 137,5 g de nitrógeno (N2). Estas sustancias reaccionan para dar nitruro de calcio (Ca3N2). Escribir la reacción y balancearla. Calcular: a) Masa de Ca o masa de N2 que no reaccionó. b) Masa de Ca3N2 obtenida. c) ¿Cuál es el reactivo limitante? R: a) 118,9 g de N2 b) 98,7 g de Ca3N2 c) Calcio

24.- En un recipiente se introducen 92,13 g de hidróxido cúprico, Cu(OH)2 y 6 moles de ácido nítrico, HNO3 para originar la sal nitrato cúprico, Cu(NO3)2 y agua, H2O. Calcular: a) ¿Qué reactivo está en exceso y qué número de moles del mismo queda sin reaccionar? b) ¿Cuántos moles de sal se originan? R: a) 4,11 moles del ácido b) 0,945 moles de sal

25.- El aluminio (Al) en contacto con el oxígeno (O2) del aire se oxida fácilmente, recubriéndose por una película dura y transparente de óxido de aluminio que lo protege de una oxidación posterior. a) Escribir la reacción correspondiente. Balancearla. b) Determinar cuál es el reactivo limitante, si se ponen en contacto: I) 21,6 g de aluminio con 21,6 g de oxígeno. II) 21,6 g de aluminio con 0,6 moles de oxígeno. III) 21,6 g de aluminio con 16,0 g de oxígeno. R: a) 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 b) I) Aluminio, II) Ninguno, III) Oxígeno

• Ejercicios con pureza de reactivos 26.- a) Calcular la masa de ácido sulfúrico H2SO4 necesaria para que reaccione totalmente con 129 g de hidróxido ferroso Fe(OH)2 de 90 % de pureza. b) ¿Cuántos moles de sulfato ferroso (FeSO4) se obtienen? R: a) 126,4 g b) 1,29 moles

27.- Se emplean, para una reacción, 200 g de carbonato de calcio (CaCO3) cuya pureza es 90% y se lo hace reaccionar con la cantidad necesaria de ácido clorhídrico (HCl). Sabiendo que se forman dióxido de carbono (CO2), cloruro de calcio (CaCl2) y agua (H2O), calcular la masa de cloruro de calcio y el número de moles de agua formados. R: Se forman 199,8 g de cloruro de calcio y 1,8 moles de agua.

28.- Se desea fertilizar 30 ha dedicadas al cultivo con NaNO3 (nitrato de sodio). Son necesarios 13,6 kg de dicho fertilizante, que pueden obtenerse según la siguiente reacción entre ácido nítrico y cloruro de sodio: HNO3 + NaCl → NaNO3 + HCl Calcular: a) La masa (en kg) de NaCl de 90% de pureza que se necesita. b) Los moles de HCl que se forman. R: a) 10,4 kg b) 160,1 moles

29.- Se hicieron reaccionar 40 g de hidróxido de potasio KOH impuro con ácido clorhídrico HCl, obteniéndose 40 g de cloruro de potasio KCl y agua, de acuerdo con la siguiente ecuación: KOH + HCl → KCl + H2O Calcular: a) La masa de KOH que reacciona con el ácido. b) La pureza de la muestra de KOH. R: a) 30,06 g de KOH b) 76,5 % de pureza

30.- El carbonato de sodio, Na2CO3 conocido en la industria como soda Solvay, es empleado en la fabricación de vidrio, jabones en polvo, pulpa de papel, tratamientos de agua, entre muchas otras aplicaciones. Al hacer reaccionar soda Solvay (80% de pureza en Na2CO3) con suficiente cantidad de HCl (aq) se obtienen 2 moles de CO2 (g), además de NaCl (aq) y agua H2O (l). Calcular la masa de soda Solvay empleada. R: 265 g



• Ejercicios con rendimiento de la reacción 31.- El agua lavandina es una solución de hipoclorito de sodio NaClO en agua, la misma se obtiene haciendo burbujear cloro gaseoso (Cl2) sobre una solución de NaOH, según la siguiente ecuación (no balanceada): Cl2 (g) + NaOH (aq) → NaClO (aq) + NaCl (aq) + H2O (l) a) Si se hace burbujear una masa de 400 g de cloro gaseoso con cantidad suficiente de NaOH, calcular los moles de NaClO obtenidos considerando que la reacción posee un rendimiento del 100%. b) Calcular los moles de NaClO obtenidos considerando que la reacción posee un rendimiento del 70%. R: a) 5,63 mol b) 3,94 mol

32.- El nitrato de amonio (NH4NO3) se utiliza como fertilizante y también en la fabricación de explosivos para minas y canteras. Se obtiene según la reacción: NH3 + HNO3 → NH4NO3 A partir de 30 kg de NH3 y 80 kg de HNO3, calcular los moles de NH4NO3 obtenidos, suponiendo que la reacción posee un rendimiento del 60%. R: 762 mol

33.- Se hacen reaccionar 200 g de hierro (Fe) con cloro gaseoso (Cl2) en exceso, para obtener la sal cloruro férrico (FeCl3) siendo el rendimiento de la reacción del 80%. a) Escribir la reacción correspondiente. b) Calcular la masa de cloruro férrico obtenida. R: a) 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3 b) 464,3 g de FeCl3

34.- Dada la siguiente reacción: NO2 + H2O2 → HNO3

Sabiendo que tiene un rendimiento del 90%, calcular qué masa de NO2 se deberá utilizar para obtener 5 moles de HNO3. R: 255 g

35.- El hidrógeno gaseoso (H2) se produce en grandes cantidades para satisfacer las necesidades de la industria. Actualmente, el principal proceso comercial es la reacción catalítica del agua con hidrocarburos, como el metano, a altas temperaturas, con un rendimiento del 80%, según la siguiente reacción: CH4 (g) + H2O (g) → CO (g) + 3 H2 (g) Calcular la masa de monóxido de carbono (CO) y la cantidad de hidrógeno (H2) formada a partir de 50 kg de metano (CH4). R: 70 kg de CO2 y 7,5 kmol de H2

36.- Una masa de 70 g de CO (g) reacciona con cantidad suficiente de vapor de agua por desplazamiento, según el proceso siguiente: CO (g) + H2O (g) → CO2 (g) + H2 (g) Calcular la cantidad de hidrógeno gaseoso obtenida si el rendimiento es del 92%. R: 2,3 mol de H2

37.- Se hacen reaccionar 150,0 g de nitrato de plata con exceso de ácido clorhídrico. Si se produce una cierta cantidad de ácido nítrico y 122,1 g de cloruro de plata, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? Los nombres de las sustancias en el enunciado están en el mismo orden que en la reacción. AgNO3 + HCl HNO3 + AgCl R: 96,5 %



• Ejercicios combinados 38.- El silicio5 se puede obtener mediante la reducción de arena (SiO2) con coque6 de alta pureza, en cantidad suficiente, a 1700°C, según la siguiente reacción: SiO2 (l) + 2 C (s) Si (l) + 2 CO (g) Se parte de SiO2 (l) con una pureza del 80%. Calcular la masa de silicio (Si) que se obtiene a partir de 500 kg de SiO2 (l) si el rendimiento de la reacción es del 90%. R: 168 kg de Si

39.- El titanio (Ti) es un metal noble, liviano, de gran dureza y muy resistente a la corrosión. Se obtiene de la siguiente manera: TiCl4 (g) + 2 Mg (s) Ti (s) + 2 MgCl2 (l) Se hicieron reaccionar 400 g de TiCl4 (g) (90% de pureza) con 180 g de Mg (s). ¿Qué cantidad de MgCl2 (l) y qué masa de titanio se obtuvieron, si el rendimiento de la reacción fue del 85%? R: 3,22 mol de MgCl2 y 77,3 g de Ti

40.- La caliza es un mineral rico en CaCO3 (carbonato de calcio) utilizado en la elaboración de distintos tipos de mármoles. Si se tratan 50 g de caliza (80% de CaCO3) con un mol de HCl (aq), calcular la masa de CO2 (g) obtenida si el rendimiento de la reacción es del 75%. Los otros productos que se obtienen, además del gas, son agua en estado líquido y cloruro de calcio (CaCl2) en solución acuosa. R: 13,2 g de CO2 (g)

41.- La sal nitrato de calcio Ca (NO3)2 se obtiene según la reacción de neutralización: hidróxido de calcio + ácido nítrico → nitrato de calcio + agua A partir de 300 g de hidróxido de calcio Ca (OH)2 (que posee 40 g de impurezas inertes) y 500 g de ácido nítrico HNO3 calcular: a) Los gramos de sal y b) los gramos de calcio contenidos en la misma que se obtendrán, considerando que la reacción posee un rendimiento del 80%. R: a) 460,97 g b) 112,43 g

42.- La urea reacciona con el agua según la siguiente ecuación: CO(NH2)2 + H2O → 2 NH3 + CO2 a) Si reaccionan 2 moles de urea con cantidad suficiente de agua y se obtienen 50 g de amoníaco (NH3), calcular el rendimiento de la reacción. b) Teniendo en cuenta el rendimiento anteriormente calculado, determinar los moles de dióxido de carbono (CO2) formados. R: a) η = 73,53 % b) 1,47 mol CO2

43.- El arseniuro de galio7 (GaAs) se utiliza para fabricar dispositivos como circuitos integrados, diodos emisores de luz, diodos laser y células fotovoltaicas. Se obtiene según la siguiente reacción de síntesis: Ga (s) + As (s) GaAs (s) Si se hacen reaccionar 40 kg de galio (Ga) de 70% de pureza con 30 kg de arsénico (As) de 80 % de pureza, calcular los moles de GaAs formados, si el rendimiento de la reacción es del 70%. R: 224 mol

5 El silicio se utiliza en aleaciones, en la preparación de las siliconas, en la industria de la cerámica y, debido a que es un material semiconductor muy abundante, tiene un interés especial en la industria electrónica y microelectrónica como material básico para la creación de obleas o chips que se utilizan en transistores, células solares y toda clase de circuitos. 6 El coque es un combustible sólido formado por la destilación de carbón bituminoso calentado a temperaturas de 500 a 1100 °C sin contacto con el aire. El proceso de destilación implica que el carbón se limpia de alquitrán, gases y agua. Este combustible se compone de un alto porcentaje de carbono. Es poroso y de color negro a gris metálico. El coque se utiliza principalmente en altos hornos para la elaboración del acero. 7 En la actualidad, la tendencia es el desarrollo de diodos emisores de luz orgánicos (OLEDs) para reducir el impacto ambiental de algunas sustancias, como los compuestos de arsénico.


Unidad 6: Estequiometría 44.- El silicio (Si) es considerado el elemento del siglo XX debido a sus aplicaciones esenciales en electrónica. Puede obtenerse a partir de la reacción siguiente, que tiene lugar a elevadas8 temperaturas (1400 ºC): 2 SiC (s) + SiO2 (l) 3 Si (l) + 2 CO (g) Si reaccionan 20 g de carburo de silicio de 90% de pureza con 10 g de dióxido de silicio, obteniéndose 11,9 g de silicio líquido y una cierta cantidad de monóxido de carbono, indicar: a) Cuál es el reactivo limitante. b) El reactivo en exceso y la masa del mismo. c) El rendimiento de la reacción. Los nombres de las sustancias en la descripción de la reacción están en el mismo orden que en la escritura de la misma. R: a) SiO2 b) SiC , 𝑚 𝑒𝑥𝑐𝑒𝑠𝑜 = 4,66 𝑔 c) 85 %

8 El silicio es el segundo elemento más abundante de la corteza terrestre (aproximadamente 27 % en masa) después del oxígeno. A temperatura ambiente es un sólido con el aspecto de granos o cristales de color gris. Su punto de fusión ronda los 1400ºC.


Unidad 7: Soluciones

Unidad 7: Soluciones 1.- Se prepara una solución con 30 g de NaCl y 170 g de agua. Calcular la concentración en % m/m de NaCl. R: 15 % m/m

2.- Se disuelven 180 g de soda cáustica (NaOH) en 400 g de H2O. Calcular la concentración de esta solución en % m/m. R: 31,03 % m/m

3.- Una solución acuosa de fluoruro de potasio (KF) contiene 40 g de sal disuelta en 160 g de solvente. Calcular su concentración expresada en %m/m. R: 20 % m/m

4.- Para la preparación de una solución antiséptica, se disuelven 8,75 g de sulfato de cobre (CuSO4) en 166,25 cm3 de agua. Calcular la concentración de esta solución en % m/m. R: 5 %m/m

5.- La adición de conservantes en los alimentos evita la proliferación de microorganismos y extiende su fecha de vencimiento. El benzoato de sodio, por ejemplo, se emplea como aditivo en alimentos y bebidas. Calcular la masa de benzoato de sodio necesaria para preparar 250 g de solución 0,15 %m/m. R: 0,375 g

6.- Se necesitan 50 g de solución de BaCl2 (cloruro de bario) al 12% m/m. ¿Cuántos gramos de BaCl2 y de agua deben pesarse? R: 6 g de BaCl2 y 44 g de H2O

7.- Una muestra de 2 kg de cierto acero contiene 0,1 g de molibdeno (Mo). Calcular el % m/m de Mo en dicha muestra. R: 0,005 % m/m = 5 . 10 – 3 % m/m

8.- Se preparó una solución disolviendo 24 g de cloruro de sodio (NaCl) y 36 g de nitrato de potasio (KNO3) en 150 g de agua. Calcular la concentración expresada como % m/m de cada sal en la solución. R: 11,4 % de NaCl y 17,1 % de KNO3

9.- Una muestra de agua de mar contiene 15,0 g de NaCl en 300 g de H2O. Expresar su concentración en: a) g st / 100 g H2O. b) % m/m. R: a) 5,0 g st /100 g H2O b) 4,76 % m/m

10.- Un acero denominado 304L contiene níquel (Ni) en una proporción que puede variar entre 8–12 % m/m. Calcular la masa mínima de Ni que debería contener una muestra de 2,5 kg de dicho acero. R: 200 g Ni

11.- Se tienen 300 g de una solución de sulfato Na2SO4 de sodio al 20 % m/m. Calcular los gramos de sal contenidos en la misma. R: 60 gramos


Unidad 7: Soluciones 12.- Se dispone de una solución acuosa de glucosa (C6H12O6) al 20 %m/m. a) Calcular la masa de soluto que se encuentra en 400 g de solución. b) Calcular la masa de soluto que se encuentra disuelta en 400 g de solvente. R: a) 80 g b) 100 g

13.- Se tiene una solución de NaCl 6 % m/m. Calcular la masa de soluto y la masa de solvente que hay en 200 g de solución. R: 12 g de soluto y 188 g de solvente

14.- Se prepararon 900 cm3 de solución de NaCl 8% m/m (ρ = 1,05 g/ml). Calcular la masa de soluto utilizada. R: 75,6 g

15.- ¿Qué masa de yodo (I2) se necesita disolver en 20,5 g de benceno (C6H6) para que la solución resultante sea 4 % m/m en yodo? R: 0,85 g

16.- Una aleación contiene 59,82 % de magnesio (Mg) y 40,18 % de aluminio (Al). Calcular la masa de cada metal presente en una muestra de 0,457 g de la aleación. R: 0,273 g de Mg y 0,184 g de Al

17.- Calcular el % m/V de una solución sabiendo que para prepararla se disolvieron 2 g de nitrato de sodio (NaNO3) en 500 ml de esa solución. R: 0,4 % m/V

18.- Se prepara una solución de 6 g de soluto en 300 cm3 de solución. Expresar su concentración en % m/V. R: 2 % m/V

19.- Una solución contiene 40 g de soluto/100 g de disolvente. Su densidad es ρ Sc = 1,25 g/ml. Calcular su concentración expresada en g de soluto/litro de solución. R: 357 g de soluto/litro de solución

20.- 2000 gramos de una solución acuosa de un compuesto orgánico contienen 400 g de dicho soluto. Su densidad es 1,10 g/ml. Calcular la concentración de dicha solución expresada en g st / l sc. R: 220 g st / l sc

21.- Se desean preparar 400 cm 3 de una solución al 25 % m/m de sulfato de amonio (NH4)2SO4 en agua. Sabiendo que la densidad de dicha solución es 1,44 g/ cm 3, calcular las masas de soluto y agua necesarias. R: 144 g de soluto y 432 g de agua.

22.- Calcula las masas de NaOH (hidróxido de sodio) y de agua que se necesitas para preparar 5 l de una solución al 20 %m/m, cuya densidad es ρ Sc = 1,219 g/cm3. R: 1219 g de NaOH y 4876 g de H2O

23.- Calcular el volumen de solución al 12 %m/m de CuSO4 (sulfato de cobre II) que podrá prepararse con 1 kg del mismo. La densidad de la solución es 1,131 g/cm3. R: 7,36 litros


Unidad 7: Soluciones 24.- Una solución de hidróxido de potasio de densidad 1,415 g/cm3 tiene una concentración de 41,71 % m/m de KOH. Calcular el volumen de solución que contiene 10 moles de KOH.

R: 950,8 cm3

25.- Calcular la molaridad de una solución acuosa de sulfato de sodio (Na2SO4) que se preparó disolviendo 1,2 g de dicha sal en 250 ml de solución.

R: 0,034 M

26.- Una solución acuosa contiene 15 g de cloruro de bario (BaCl2) en 0,5 dm3 de solución. Calcular su molaridad.

R: 0,144 M

27.- a) El ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado tiene una densidad de 1,84 g/ml y su concentración es de 96 % m/m. Calcular la molaridad del mismo. b) El ácido clorhídrico (HCl) concentrado tiene una densidad de 1,18 g/ml y su concentración es de 37 % m/m. Calcular la molaridad del mismo.

R: a) 18 M b) 12 M

28.- Calcular la molaridad de una solución de ácido sulfúrico (H2SO4) de concentración 55 % m/m cuya densidad es de 1,45 g / cm3.

R: 8,12 M

29.- Se prepara una solución disolviendo 10 g de KNO3 (nitrato de potasio) en 700 ml de H2O. Calcular la molaridad de la solución si se sabe que su densidad es 1,12 g /cm3.

R: 0,156 M

30.- Calcular la masa de carbonato de sodio (Na2CO3) necesaria para preparar 6 litros de solución 0,8 M.

R: 508,8 g

31.- Calcular la molaridad de una solución de cloruro de calcio, CaCl2 (ρ sc = 1,18 g/cm3) al 20 % m/m.

R: 2,12 M

32.- Se dispone de una solución 1,5 M de un soluto de masa molar 106 g/mol. Determinar la masa de soluto presente en: a) 500 cm3 de solución.

b) 1000 cm3 de solución. c) 20 litros de solución.

R: a) 79,5 g b) 159 g c) 3180 g = 3,18 kg

33.- Se disuelven 10 g de HCl en 22,5 g de agua. La densidad de la solución obtenida es 1,2 g/cm3. Calcular la concentración de la solución expresada como: a) %m/m. b) Molaridad. R: a) 30,8 % m/m b) 10,1 M

34.- Calcular el volumen de solución de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,75 M que contiene 50 g del ácido.

R: 680 ml

35.- Una solución acuosa etiquetada como 35 % m/V de HClO4 (ácido perclórico) tiene una densidad de 1,251 g/cm3. ¿Cuál es la concentración molar de la solución? R: 3,48 M


Unidad 7: Soluciones 36.- La densidad del ácido nítrico (HNO3) al 40 % m/m es 1,25 g/cm3. Calcular su molaridad. R: 7,94 M

37.- Se prepara una solución disolviendo 8 g de un soluto de masa molar 80 g/mol en 500 cm3 de solución. Expresar su concentración en: a) %m/v. b) Molaridad. R: a) 1,6 % m/v b) 0,2 M

38.- Calcular la masa de sustancias sólidas necesarias para preparar las siguientes soluciones: a) 3 litros de nitrato de plata AgNO3 0,75 M. b) 55 ml de sulfato de cobre (II) 2 M (a partir de sulfato de cobre II pentahidratado: CuSO4 · 5 H2O). c) 180 ml de nitrato de bario Ba (NO3)2 0,1 M. d) 12 litros de hidróxido de potasio KOH 6 M. e) 730 ml de nitrato de hierro (III) 0,07 M (a partir de nitrato de hierro III nonahidratado: Fe (NO3)3 · 9 H2O). R: a) 382,5 g b) 27,4 g c) 4,7 g d) 4032 g e) 20,6 g

39.- Señalar y justificar cuál de las siguientes soluciones de hidróxido de sodio (NaOH) es la más concentrada: a) 0,0020 M. b) 1,008 g / dm3 de solución. c) 1,001 g / 100 cm3 de solución. d) 0,551 g / 250 cm3 de solución. R: c)

40.- Se tiene una solución 5,77 M de HF (ácido fluorhídrico) cuya densidad es 1,040 g/cm3. Determinar la concentración en: a) % m/m. b) g st / 100 cm3 sc. c) g st / 100 cm3 sv. R: a) 11,1 % m/m b) 11,5 % m/V c) 12 g st / 100 cm3 sv

41.- Una solución acuosa de ácido sulfúrico H2SO4 contiene 10 g de soluto por 100 g de solución y su densidad es de 1,06 g/ cm3. Calcular: a) Su concentración expresada en g de soluto por cada 100 g de disolvente. b) La masa de ácido contenida en 1 litro de solución. c) La molaridad de la solución. R: a) 11,1 g de soluto por cada 100 g de disolvente. b) 106,6 g de soluto por litro de solución. c) 1,085 M.

42.- Se disuelven 19 g de una determinada sal en agua (ρ H2O = 1,00 g/cm3) obteniéndose una solución 5,0 % m/m de ρ Sc = 1,03 g /cm3. Calcular: a) Volumen de agua empleado. b) Volumen total de solución. R: a) 361 cm3 b) 369 cm3

43.- Para realizar un experimento en el laboratorio se requieren 400 cm3 de una solución 10% m/m de HCl, cuya densidad es 1,02 g / cm3. a) ¿Cuáles son las masas de soluto y solvente necesarias? b) ¿Cuál es la concentración en g de soluto/ 100 g de solvente? c) ¿Cuál es la concentración en % m/V? d) ¿Cuál es la molaridad? R: a) 40,8 g st y 367,2 g sv b) 11,1 g st / 100 g sv c) 10,2 % m/V d) 2,80 M.

44.- Se disuelven 0,5 g de CaCl2 (cloruro de calcio) en 250 ml de solución. Calcular las ppm de ion calcio (Ca 2+) en la misma. R: 720 ppm


Unidad 7: Soluciones 45.- Se tienen 100 ml de una solución que tiene una concentración de 500 ppm de ion magnesio (Mg 2+). Calcular: a) La masa de ion magnesio que se encuentra disuelta. b) La masa de soluto que contiene disuelta, suponiendo que el soluto es Mg (NO3)2. R: a) 50 mg b) 308 mg

46.- Se tiene una solución 0,001 M de NH4NO3. Calcular la concentración expresada como ppm de N. R.: 28 ppm

47.- Calcular qué masa de cloruro de calcio (CaCl2) será necesaria para preparar 2 litros de una solución 300 ppm de ion calcio. R: 1,7 gramos de CaCl2

48.- En la etiqueta de una conocida marca de agua mineral puede leerse la siguiente información, expresada en ppm: Ca2+ 23,2 Mg2+ 22,89 Na+ 272 K+ 7,2 Cl– 46,8 HCO3– 478,7 CO3 2– 25,5 SO4 2– 180 Expresar las concentraciones de los iones en % m/V y en M. Considerar la densidad del agua 1,00 g/cm3. R: Ca2+ 2,32 . 10 –3 % m/V 5,79 . 10 –4 M Mg2+ 2,29 . 10 –3 % m/V 9,42 . 10 –4 M Na+ 2,72 . 10 –2 % m/V 1,18 . 10 –2 M K+ 7,20 . 10 –4 % m/V 1,85 . 10 –4 M Cl– 4,68 . 10 –3 % m/V 1,32 . 10 –3 M HCO3 – 4,79 . 10 –2 % m/V 7,85 . 10 –3 M CO3 2– 2,55 . 10 –3 % m/V 4,25 . 10 –4 M SO4 2– 1,80 . 10 –2 % m/V 1,88 . 10 –3 M 49.- En un lago, cuyo volumen aproximado es de 5 . 10 13 litros se ha encontrado que el nivel de plomo disuelto se está acercando peligrosamente al límite máximo tolerable en aguas destinadas a la bebida humana, 0,05 ppm, debido a la actividad industrial que se está desarrollando en la zona. Suponiendo que la concentración de plomo encontrada es 0,03 ppm y que es uniforme en todo el lago, calcular la cantidad de ese metal que ha sido introducida en el lago, expresada en kg y en moles. R: 1,5 . 10 6 kg y 7,2 . 10 6 moles.

• Variación de la concentración por dilución 50.- Indicar a qué volumen deben diluirse 50 cm3 de un jugo de naranjas concentrado al 50 % m/V, para obtener un jugo bebible al 10 % m/V. R: 250 cm3

51.- Se tiene un volumen de 0,1 litros de una solución 0,5 M de Na2SO4 (sulfato de sodio) y se diluye a 2 litros. Calcular la molaridad de la nueva solución así preparada. R: 0,025 M

52.- Se tiene una solución 1,2 M de ácido propanoico. Si se dispone de 2 litros de la solución inicial, ¿qué volumen de agua debe agregarse para obtener la solución 0,4 M? R: 4 litros


Unidad 7: Soluciones 53.- Calcular los volúmenes necesarios para preparar: a) 15 ml de solución de H2SO4 0,2 M a partir de una solución 6 M de dicho ácido. b) 250 ml de una solución de CaCl2 0,6 M a partir de una solución 3 M de dicha sal. R: a) 0,5 ml b) 50 ml

54.- Se tienen 50 ml de una solución que contiene disueltos 0,5 g de CaCl2. Si se diluyen a 100 ml, calcular la molaridad de la solución resultante. R: 0,045 M

55.- Se preparan 50 ml de una solución disolviendo 0,5 g de FeSO4 . 7 H2O. Calcular la molaridad de la solución que resulta de diluir 10 ml de la solución original a 100 ml de la solución final. R: 0,0036 M

56.- Se tienen 25 ml de una solución CuSO4 . 5 H2O 0,05 M. Calcule la nueva molaridad si se diluye a 100ml. R: 0,0125 M

57.- Un vino adulterado contiene 1,20 % V/V de metanol. Calcular qué volumen de muestra se debe tomar para preparar 300 cm3 de solución 0,30 % V/V para su uso en la investigación de la adulteración. R: 75 cm3

58.- El agua lavandina es una solución acuosa de hipoclorito de sodio (NaClO). Se toman 40 cm3 de una muestra de lavandina y se diluyen hasta 100 cm3, obteniéndose una solución 2 % m/V de NaClO. Calcular la concentración molar de NaClO en la lavandina original, informando si la misma ha sido o no adulterada; considerando que debería ser como mínimo 0,9 M. R: 0,67 M

59.- Se tiene una solución acuosa 0,8 M de KMnO4 (permanganato de potasio). a) ¿Qué volumen de esta solución deberá tomarse para preparar 200 cm3 de una solución acuosa 0,1 M de KMnO4? b) ¿Qué volumen de agua ha de añadirse? R: a) 0,025 litros (25 ml) de la solución concentrada. b) 0,175 litros (175 ml) de agua.

60.- El ácido ascórbico (vitamina C) es una vitamina soluble en agua. A una solución que contiene 80,5 g de ácido ascórbico en 210 g de agua, cuya densidad es 1,22 g / cm3 se le agregan 400 cm3 de agua. Considerar volúmenes aditivos y calcular el % m/V de la solución. R: 12,6 % m/V

61.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justificar:

a) La concentración de una solución es una propiedad intensiva. b) Un recipiente que contiene una solución 2 M siempre tiene mayor masa de soluto que otra solución 1 M del mismo soluto. c) Un recipiente que contiene 1 litro de solución acuosa 0,5 M siempre tiene el doble de la masa de soluto que otro recipiente que contiene 1 litro de solución acuosa 0,25 M del mismo soluto. d) Decir que una solución tiene una densidad 1,085 g/cm3 significa que 1085 gramos de soluto ocupan un volumen de 1000 cm3.

e) Una solución que contiene 0,5 moles de ácido nítrico (HNO3) es una solución 0,5 M. f) Si a un litro de una solución de una sal se la diluye por agregado de 1 litro de agua, la densidad del sistema final será la mitad de la de la solución inicial. R: De elaboración según las explicaciones en clase.


Unidad 7: Soluciones 62.- Calcular el volumen de ácido sulfúrico concentrado (H2SO4) de ρ = 1,84 g/cm3 y 98 % m/m que se necesita para preparar 500 cm3 de solución 1,5 M. R: 40,77 cm3

63.- Se prepara una solución disolviendo 15 g de cloruro de calcio CaCl2 en suficiente cantidad de agua para obtener 0,6 dm3 de solución. a) ¿Cuál es la concentración molar? b) ¿Qué volumen de esta solución se necesita para preparar 0,125 dm3 de solución 0,1 M de este soluto? R: a) 0,225 M b) 54,34 cm3

64.- a) Determinar el volumen de ácido nítrico diluido (densidad 1,11 g/cm3 y 19,0% en masa de HNO3) que puede prepararse diluyendo con agua 50 cm3 del ácido concentrado (densidad 1,42 g/cm3 y 69,8% en masa). b) Calcular la concentración molar del ácido diluido. R: a) 231,2 cm3 b) 3,33 M

65.- Se tiene una solución 1,20 M de sacarosa (C12H22O11). Si se dispone de 2 litros de la solución inicial, ¿qué volumen de agua debe agregarse para obtener una solución 0,6 molar? R: 2 litros

66.- Se tiene una botella de ácido nítrico HNO3 comercial (63 %m/m, ρ = 1,2 g/ml). Se necesita preparar 2 dm3 de solución 0,5 M. Calcular el volumen necesario de ácido nítrico comercial, en ml, que se deberá utilizar. R: 83,3 ml

• Ejercicios combinados 67.- La lluvia ácida puede destruir las superficies expuestas de mármol que se utilizan en edificios y esculturas. El ácido sulfúrico (H2SO4) es uno de los componentes de la lluvia ácida que reacciona con el mármol (carbonato de calcio, CaCO3), originando sulfato de calcio (CaSO4), agua y dióxido de carbono (CO2), como lo indica la siguiente ecuación:

ácido sulfúrico + carbonato de calcio → sulfato de calcio + agua + dióxido de carbono

Si 2 litros de ácido sulfúrico 0,01 M caen sobre 5 g de carbonato de calcio (90% de pureza), calcular la masa de sulfato de calcio formada y el número de moles de agua formados. Suponer un rendimiento del 100%. R: a) 2,72 g de CaSO4 b) 0,02 mol de H2O

68.- Se hacen reaccionar 2 litros de solución 1 M de Na2SO4 con suficiente cantidad de Ba Cl2. Calcular: a) La masa de Ba SO4 formada. b) El número de moles de NaCl formados. c) La concentración molar de la solución de NaCl resultante si el volumen final es de 2 litros. R: a) 466 g b) 4 moles c) 2 M

69.- Se ponen a reaccionar 43,6 g de cinc (75%de pureza) con 3 dm3 de una solución de HCl 0,5 M, según: Zn + HCl → ZnCl2 + H2 Si el rendimiento de la reacción es del 80%, calcular la masa de sal obtenida. R: 54,56 g


Unidad 7: Soluciones 70.- Una masa de 159 g de una aleación que contiene 85% de cobre se hace reaccionar con 5 dm3 de una solución 2 M de HNO3, según la siguiente ecuación: Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → Cu (NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (l) Calcular la masa de sal y los moles de NO2 obtenidos si el rendimiento de la reacción es del 75%. R: 299,3 g Cu (NO3)2 y 3,19 mol NO2

71.- Se tienen 150 cm3 de una solución 0,3 M de cloruro de hidrógeno (HCl). Se desea neutralizarla haciéndola reaccionar completamente con una solución de hidróxido de sodio (NaOH), obteniendo cloruro de sodio y agua. Calcular: a) El volumen de solución 0,5 M de hidróxido de sodio necesario para que reaccione completamente con el cloruro de hidrógeno. b) La masa de cloruro de sodio que se formará. R: a) 90 cm3 b) 2,63 g

72.- Calcular el volumen de una solución 0,5 M de ácido clorhídrico (HCl) que se necesita para disolver completamente una cinta de magnesio (Mg) de 1,22 g según la reacción:

Mg (s) + HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) R: 0,2 litros

73.- El CaCO3 (carbonato de calcio) es el principal ingrediente de ciertas tabletas de antiácidos comerciales. En una solución de HCl, el CaCO3 se disuelve según la reacción: CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) → CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (l) ¿Qué volumen de HCl 0,1 M se necesitaría para que reaccione totalmente una tableta de 540 mg, suponiendo que ésta fuera de CaCO3 puro? R: 108 ml

74.- Un agua contaminada contiene Pb (NO3)2 (nitrato de plomo II) disuelto, que reacciona con el sulfato de sodio (Na2SO4) según la ecuación: Pb (NO3)2 (aq) + Na2SO4 (aq) →2 NaNO3 (aq) + PbSO4 (s) Calcular la concentración molar de Pb (NO3)2 en el agua y las ppm de plomo, sabiendo que 500 ml de ésta reaccionaron exactamente con 0,45 g de Na2SO4. R: 6,34 . 10 – 3 mol/l

75.- Al mezclar una solución acuosa de CaCl2 (cloruro de calcio) con otra de AgNO3 (nitrato de plata) se forma nitrato de calcio soluble y un precipitado de cloruro de plata, como se muestra en la reacción: CaCl2 (aq) + 2 AgNO3 (ac) → Ca(NO3)2 (aq) + 2 AgCl (s) Se mezclan volúmenes de 15 ml de una solución 0,3 M de CaCl2 con 30 ml de una solución 0,05 M de AgNO3. Calcular la masa en gramos de AgCl (s) que precipitará. R: 0,215 g

76.- Sobre 16 g de Al (s) de 95 % de pureza se añaden 1500 cm3 de solución de ácido sulfúrico H2SO4 (aq) de concentración 0,5 M. Calcular la cantidad de H2 (g) desprendido, según: 2 Al (s) + 3 H2SO4 (aq) → Al2 (SO4)3 (aq) + 3 H2 (g) R: 0,75 mol H2 (g)


Unidad 8: Termodinámica Química


8.1. Termoquímica

1.- A partir de los datos de entalpía estándar de formación obtenidos de la tabla, calcular el cambio de entalpía (en general, ΔH0

reacción ) para cada una de las reacciones que siguen. a) C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) b) 2 H2S (g) + 3 O2 (g) → 2 H2O (l) + 2 SO2 (g) c) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) d) 2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l)

Sustancia 𝛥𝐻0𝑓 (kJ / mol) Sustancia 𝛥𝐻0

𝑓 (kJ / mol)

Eteno (o etileno), C2H4 (g) + 52,3 Etano, C2H6 (g) – 84,7

Dióxido de carbono, CO2 (g) – 393,5 Sulfuro de hidrógeno, H2S (g) – 20,6

Agua, H2O (l) – 285,8 Dióxido de azufre, SO2 (g) – 296,8

Agua, H2O (g) – 241,8 Etino (o acetileno), C2H2 (g) + 226,7

R: a) –1410,9 kJ b) –1124,0 kJ c) – 571,6 kJ d) – 2599,0 kJ

2.- Calcular la variación de entalpía de las siguientes reacciones:

a) CuS (s) + 2 O2 (g) → CuSO4 (s)

b) 2 NH3 (g) + 3

2 O2 (g) → N2 (g) + 3 H2O (l)

conociendo los datos:

ΔH0f CuS (s) = – 12,7

kcal

mol ; ΔH0

f CuSO4 (s) = – 184,4 kcal

mol ; ΔH0

f H2O (l) = – 68,3 kcal

mol ; ΔH0

f NH3 (g) = – 11,0 kcal

mol

R: a) –171,7 kcal/mol b) – 182,9 kcal/mol

3.- Sabiendo que del calor de formación del CO2 (g) es ΔH0f CO2 (g) = – 94,1 kcal / mol y que la variación de

entalpía de la reacción: C (grafito) + 2 N2O (g) → CO2 (g) + 2 N2 (g) es ΔH0r = – 133,4 kcal, calcular el

calor de formación del N2O (g). R: 𝛥𝐻0

𝑓 𝑁2𝑂 (𝑔) = + 19,6 kcal/mol

4.- Escribir y balancear las reacciones de combustión y calcular el calor de combustión de cada una de las siguientes sustancias: a) propano, C3H8 (g) b) metano, CH4 (g) c) acetona, C3H6O (l) Datos: ΔH0

f CO2 (g) = – 393,5 kJ; ΔH0f H2O (l) = – 285,8 kJ; ΔH0

f C3H8 (g) = – 103,8 kJ; ΔH0f CH4 (g) = –74,8 kJ;

ΔH0f C3H6O (l) = –246,7 kJ.

R: a) –2220,0 kJ b) – 890,3 kJ c) – 1791,2 kJ

5.- Calcular la cantidad de calor en kJ que se libera cuando se producen 1,26 . 104 g de amoníaco, según la ecuación:

N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ΔH0reacción = – 92,6 kJ

Suponer que la reacción se efectúa en condiciones de estado estándar y a 25 °C. R: 3,43 . 10 4 kJ


Unidad 8: Termodinámica Química 6.- Calcular el calor de formación del butano, C4H10 (g), sabiendo que la combustión de 5,80 g de butano libera 287,8 kJ. Datos: ΔH0

f CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol; ΔH0f H2O (l) = – 285,8 kJ/mol.

R: 𝛥𝐻0

𝑓 𝐶4𝐻10 (𝑔) = – 125,0 kJ / mol

7.- En un laboratorio es necesario obtener 5000 kJ de calor para cierto experimento. Para ello se utiliza el 80% del calor liberado por la combustión del benceno, C6H6 (l). Determinar la masa de benceno que es necesario quemar. Datos: ΔH0

f CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol; ΔH0f H2O (l) = – 285,8 kJ/mol; ΔH0

f C6H6 (l) = + 49,1 kJ/mol. R: 149,2 g de C6H6 (l)

8.- A 850 °C, el CaCO3 sufre una descomposición para producir CaO y CO2. Suponiendo que los valores de ΔH0

f de reactivos y productos son los mismos a 850 °C que a 25 °C (condiciones de tablas), calcular el cambio de entalpía en kJ si se producen en una reacción 66,8 g de CO2.

Sustancia 𝛥𝐻0𝑓 (kJ / mol)

Carbonato de calcio, CaCO3 (s) – 1207,1

Dióxido de carbono, CO2 (g) – 393,5

Óxido de calcio, CaO (s) – 635,5

R: 270,4 kJ

9.- La hidracina (N2H4) se descompone de acuerdo con la siguiente reacción: 3 N2H4 (l) → 4 NH3 (g) + N2 (g) a) Si la entalpía estándar de formación de la hidracina líquida es 50,4 kJ/mol, calcular ΔH0 para su descomposición, sabiendo que ΔH0

f NH3 (g) = – 45,6 kJ/mol.

b) Tanto la hidracina como el amoníaco se queman en oxígeno para producir H2O (l) y N2 (g). Escribir las ecuaciones balanceadas para cada uno de estos procesos y calcular ΔH0 para cada uno de ellos. Tomando como base la masa (por kg), ¿Cuál será mejor combustible, la hidracina o el amoníaco? R: a) – 336,6 kJ b) La hidracina

10.- Usted está diseñando un sistema de calefacción y necesita saber qué tanto calentamiento puede obtener por cada libra (454 g) de gas propano (C3H8) quemado en una caldera. Teniendo en cuenta que la reacción que ocurre es exotérmica, ¿Cómo realizaría el cálculo? C3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ΔH0 = – 2220 kJ R: 22.906 kJ

11.- Calcular la cantidad de calor que se libera al quemar 2,50 kg de etanol, C2H5OH (l), sabiendo que: ΔH0

f CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol; ΔH0f H2O (l) = – 285,8 kJ/mol; ΔH0

f C2H5OH (l) = – 277,5 kJ/mol. R: Se liberan 74.288 kJ

12.- La nitroglicerina es un potente explosivo que se descompone exotérmicamente formándose cuatro gases distintos, según la siguiente reacción:

2 C3H5 (NO3)3 (l) → 3 N2 (g) + 1

2 O2 (g) + 6 CO2 (g) + 5 H2O (g)

Sabiendo que ΔH0f C3H5 (NO3)3 (l) = – 364,0 kJ/mol, calcular la transferencia de energía térmica cuando hacen

explosión 10 g de nitroglicerina. Considerar ΔH0f CO2 (g) = – 393,5 kJ/mol y ΔH0

f H2O (l) = – 285,8 kJ/mol. R: 67,4 kJ


Unidad 8: Termodinámica Química 13.- A partir de los siguientes datos: S (rómbico) + O2 (g) → SO2 (g) ΔH0

reacción = – 296,06 kJ

S (monoclínico) + O2 (g) → SO2 (g) ΔH0reacción = – 296,36 kJ

Calcular el cambio de entalpía para el proceso9: S (rómbico) → S (monoclínico) R: 0,30 kJ

14.- Calcular el calor de formación del octano C8H18 (l) en base a las siguientes reacciones, cuyas variaciones de entalpía se consignan:

a) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0f CO2 (g) = – 94,1 kcal / mol

b) H2 (g) + 1

2 O2 (g) → H2O (l) ΔH0

f H2O (l) = – 68,3 kcal / mol

c) C8H18 (l) + 25

2 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 9 H2O (l) ΔH0

comb. C8H18 (l) = – 1307,4 kcal / mol

R: 𝛥𝐻0𝑓 𝐶8𝐻18 (𝑔) = – 60,1 kcal/mol

15.- Dados los siguientes calores de reacción a 25 ºC:

a) C2H4 (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH0 = – 337,3 kcal

b) H2 (g) + 1

2 O2 (g) → H2O (l) ΔH0 = – 68,3 kcal

c) C2H6 (g) + 7

2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (l) ΔH0 = – 373,0 kcal

Determinar el cambio calórico, a 25 ºC, de la reacción: C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g) R: – 32,6 kcal

16.- A partir de las siguientes ecuaciones a 25 ºC:

CH3OH (l) + 3

2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH0 = – 726,4 kJ

C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 = – 393,5 kJ

H2 (g) + 1

2 O2 (g) → H2O (l) ΔH0 = – 285,8 kJ

Calcular el calor de formación de 1 g de metanol CH3OH (l) a partir de sus elementos, a 25 ºC.

R: – 7,46 kJ/ g. El signo negativo indica que la formación de metanol es un proceso exotérmico, es decir, libera 7,46 kJ/g. 17.- A partir de las siguientes ecuaciones a 25 ºC:

2 C2H2 (g) + 5 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔH0 = – 2.598,8 kJ C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0 = – 393,5 kJ

H2 (g) + 1

2 O2 (g) → H2O (l) ΔH0 = – 285,8 kJ

Calcular el calor de formación de 1 g de acetileno C2H2 (g) a partir de sus elementos, a 25 ºC.

R: + 8,71 kJ/g. El signo positivo indica que la formación de acetileno es un proceso endotérmico, es decir, absorbe 8,71 kJ/g.

18.- Calcular el cambio de entalpía para la reacción: 2 Al (s) + Fe2O3 (s) → 2 Fe (s) + Al2O3 (s) a partir de los siguientes datos:

2 Al (s) + 3

2 O2 (g) → Al2O3 (s) ΔH0

reacción = – 1601 kJ

2 Fe (s) + 3

2 O2 (g) → Fe2O3 (s) ΔH0

reacción = – 821 kJ

R: –780 kJ

9 El azufre rómbico y monoclínico son diferentes formas sólidas cristalinas del azufre elemental.


Unidad 8: Termodinámica Química 19.- Calcular el cambio de entalpía para la reacción de formación del disulfuro de carbono (CS2) a partir de los siguientes datos:

C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0reacción = – 393,5 kJ

S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔH0reacción = – 296,1 kJ

CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔH0reacción = – 1072,0 kJ

R: + 86,3 kJ

20.- Calcular la entalpía de formación de la hematita, Fe2O3 (s) a 25 °C sabiendo que:

Fe2O3 (s) + 3 C (s) → 2 Fe (s) + 3 CO (g) ΔH0reacción = + 490,0 kJ

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ΔH0reacción = – 393,5 kJ

CO (g) + ½ O2 (g) → CO2 (g) ΔH0reacción = – 283,0 kJ

R: – 821,5 kJ

8.2. Trabajo y energía

21.- A presión constante, ¿en cuáles de las siguientes reacciones el sistema realiza trabajo sobre los alrededores? ¿En cuáles los alrededores lo realizan sobre el sistema? ¿En cuáles no se realiza trabajo?

a) Hg (l) → Hg (g) b) 3 O2 (g) → 2 O3 (g) c) CuSO4 . 5 H2O (s) → CuSO4 (s) + 5 H2O (g) d) H2 (g) + F2 (g) → 2 HF (g) R: a) Expansión, S → E b) Compresión, E → S c) Aumenta el nº moles (g), S → E d) No se realiza trabajo

22.- El trabajo realizado para comprimir un gas es de 74 J. Como resultado, libera 26 J de calor a los alrededores. Calcular el cambio de energía del gas. R: 48 J

23.- El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro, es de 462 J. Durante este proceso hay transferencia de calor de 128 J del gas hacia los alrededores. Calcule el cambio de energía para este proceso. R: El trabajo de compresión es positivo (es realizado sobre el gas) y debido a que el gas libera calor, el valor de q es negativo. Entonces: ∆E = q + w = – 128 J + 462 J = 334 J. Es decir, la energía del gas aumenta en 334 J.

8.3. Entropía 24.- Predecir qué sustancia tendrá la mayor entropía y explicar el motivo en cada caso: a) NO2 (g) o N2O4 (g) b) I2 (g) o I2 (s) c) NaCl (s) o NaCl (aq) d) C (grafito) o C (diamante) e) CH4 (g) o C2H6 (g) f) H2O (l) o H2O (g) g) He (g) o Ne (g) R: a) N2O4 (g) b) I2 (g) c) NaCl (aq) d) C (grafito) e) C2H6 (g) f) H2O (g) g) Ne (g)

25.- Predecir cualitativamente si el cambio de entropía del sistema es positivo o negativo para cada una de las siguientes reacciones.


Unidad 8: Termodinámica Química a) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) b) NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g) c) H2 (g) + Br2 (g) → 2 HBr (g) d) I2 (s) → 2 I (g) e) 2 Zn (s) + O2 (g) → 2 ZnO (s) f) N2 (g) + O2 (g) → 2 NO (g)

R: a) Negativo. b) Positivo. c) No puede predecirse, pero el cambio será pequeño en magnitud. d) Positivo. e) Negativo. f) No puede predecirse, pero el cambio será pequeño en magnitud.

26.- ¿Cómo cambia la entropía de un sistema para cada uno de los siguientes procesos? a) Condensación de vapor de agua. b) Calentamiento de hidrógeno gaseoso desde 60 °C hasta 80 °C. c) Sublimación del hielo seco. d) Enfriamiento de nitrógeno gaseoso de 80 °C a 20 °C. e) Disolución de glucosa en agua. f) Evaporación de bromo líquido a temperatura ambiente. R: a) ↓ b) ↑ c) ↓ d) ↓ e) ↑ f) ↑

27.- Calcular los cambios de entropía estándar para los siguientes procesos utilizando los valores de entropía de la tabla. ¿Concuerdan los cálculos con las predicciones? a) Evaporación de 1 mol de etanol líquido a vapor de etanol: C2H5OH (l) → C2H5OH (g) b) Oxidación de un mol de vapor de etanol: C2H5OH (g) + 3 O2 (g) → 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)

Sustancia 𝑆0 ( J / K . mol) Sustancia 𝑆0 ( J / K . mol)

Agua, H2O (g) 188,7 Etileno, C2H4 (g) 219,5

Agua, H2O (l) 69,9 Grafito, C (s) 5,7

Amoníaco, NH3 (g) 193 Hidrógeno, H2 (g) 131

Butano, C4H10 (g) 310 Metano, CH4 (g) 186,2

Carbonato de calcio, CaCO3 (s) 92,9 Metanol, CH3OH (l) 126,8

Cloro, Cl2 (g) 223 Monóxido de carbono, CO (g) 197,9

Cloruro de hidrógeno, HCl (g) 187 Nitrógeno, N2 (g) 191,5

Diamante, C (s) 2,4 Óxido de calcio, CaO (s) 39,8

Dióxido de azufre, SO2 (g) 248,5 Oxígeno, O2 (g) 205

Dióxido de carbono, CO2 (g) 213,6 Ozono, O3 (g) 237,6

Etanol, C2H5 OH (g) 283 Propano, C3H8 (g) 269,9

Etanol, C2H5 OH (l) 161 Trióxido de azufre, SO3 (g) 256,2

R: a) 122 J/K . mol b) 95,3 J/K . mol

28.- Calcular el cambio de entropía estándar para cada uno de los siguientes procesos utilizando los valores de entropía de la tabla anterior. ¿Concuerdan los cálculos con las predicciones?

a) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) b) N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) c) H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g) d) CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)

R: a) 160,5 J/K . mol b) – 198,5 J/K . mol c) 20 J/K . mol d) – 242,8 J/K . mol



8.4. Energía libre de Gibbs 29.- Calcular ΔG0 para las siguientes reacciones a 25 °C, utilizando los datos de la tabla.

a) 2 Mg (s) + O2 (g) → 2 MgO (s) b) 2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g) c) 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l)

Sustancia 𝛥𝐺0𝑓 (kJ / mol) Sustancia 𝛥𝐺0

𝑓 (kJ / mol)

Magnesio, Mg (s) 0 Óxido de magnesio, MgO (s) – 569,6

Dióxido de carbono, CO2 (g) – 394,4 Sulfuro de hidrógeno, H2S (g) – 33,0

Agua, H2O (l) – 237,2 Dióxido de azufre, SO2 (g) – 300,4

Agua, H2O (g) – 228,6 Trióxido de azufre, SO3 (g) – 370,4

Oxígeno, O2 (g) 0 Etano, C2H6 (g) – 32,9

Metano, CH4 (g) – 50,8 Monóxido de carbono, CO (g) – 137,3

R: a) – 1139,2 kJ b) – 140,0 kJ c) – 2935,0 kJ

30.- Calcular la variación de energía libre estándar para la combustión del metano, conociendo las energías libres estándar de formación siguientes:

ΔG0f CH4 (g)

= – 50,8 kJ / mol ΔG0f CO2 (g)

= – 394,4 kJ / mol ΔG0f H2O (l)

= – 237,2 kJ / mol

R: 𝛥𝐺0

𝐶𝑜𝑚𝑏. = – 818,0 𝑘𝐽 / 𝑚𝑜𝑙

31.- Determinar ΔG0 a 298,15 K para la siguiente reacción sabiendo que ΔH0 = – 114,1 kJ y ΔS0 = – 146,5 J / K:

2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) a 298,15 K

R: 𝛥𝐺0 = – 70,4 kJ

32.- Sabiendo que a 25 °C la ΔH0f del CO es – 111 kJ / mol y la ΔS0

f es 0,09 kJ / K . mol, decir si la formación del CO será espontánea.

R: Es espontánea a 25 °C.

33.- A partir de los valores de ∆H y ∆S, predecir cuáles de las siguientes reacciones serán espontáneas a 25 °C. a) ∆H = 10,5 kJ, ∆S = 30 J/K b) ∆H = 1,8 kJ, ∆S = –113 J/K. Si las reacciones son no espontáneas a 25°C, ¿a qué temperatura puede hacerse espontánea cada una? R: a) A temperaturas mayores de 77°C b) No espontánea, independientemente de la temperatura.

34.- Hallar la temperatura a la cual serán espontáneas las reacciones con los siguientes valores de ∆H y ∆S. a) ∆H = –126 kJ, ∆S = 84 J/K b) ∆H = –11,7 kJ, ∆S = –105 J/K R: a) A todas las temperaturas. b) Por debajo de 111 K (a temperaturas inferiores a – 162 ºC)

35.- En una reacción en particular, ΔH = – 32 kJ y ΔS = – 98 J/K. Suponer que ΔH y ΔS no varían con la temperatura. a) ¿A qué temperatura tendrá la reacción un ΔG = 0? b) Si se aumenta T con respecto a la del inciso a), ¿será espontánea o no espontánea la reacción? R: a) T = 326 K (53 ºC) b) No espontánea.


Unidad 8: Termodinámica Química 36.- Para el proceso de oxidación del hierro a 25 °C:

2 Fe (s) + 3

2 O2 (g) → Fe2O3 (s)

a) Calcular el cambio de entalpía del sistema a partir de las entalpías de reactivos y productos. ¿La reacción es exotérmica o endotérmica? b) Calcular el cambio de entropía del sistema a partir de las entropías absolutas de reactivos y productos. Analice el signo de ΔS Sistema. c) Calcular la variación de entropía del medio. d) Calcule la ΔS Universo y, a partir de ese valor, decida si el hierro se oxida espontáneamente en presencia de oxígeno.

Datos: S0Fe (s) = 27,3

J

mol . K ; S0

O2 (g) = 205,0 J

mol . K ; S0

Fe2O3 (s) = 87,4 J

mol . K ; ΔH0

f Fe2O3 (s) = – 824,2 kJ

mol

R: a) ∆H = – 824,2 kJ / mol b) 𝛥𝑆 𝑠 = – 0,274 kJ c) 𝛥𝑆 𝑚 = 2,76 kJ d) 𝛥𝑆 𝑈 = 2,49 kJ. Sí, se oxida espontáneamente.


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución.


9.1. Cinética química 1.- Escribir las expresiones de velocidad de reacción para los siguientes casos en términos de la desaparición de los reactivos y de la aparición de los productos:

a) I–(aq) + ClO–

(aq) → Cl–(aq) + IO–

(aq)

b) 3 O2 (g) → 2 O3 (g) c) 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g) 2.- a) Dadas las siguientes leyes de velocidad, indicar orden de reacción para cada reactivo y el orden global de reacción para los casos: I) velocidad = k [A] II) velocidad = k [A] [B] III) velocidad = k [A]2 [B] b) Indicar las unidades de la constante de velocidad para los casos I), II) y III). 3.- Considerar la siguiente reacción: 2 NO (g) + F2 (g) → 2 NOF (g) a) Experimentalmente se observa que, duplicando la concentración inicial de flúor, la velocidad inicial aumenta al doble. ¿Cuál es el orden de reacción con respecto al flúor que justifica lo observado? b) Si se duplica la concentración inicial de NO, la velocidad inicial observada se cuadruplica. ¿Cuál es el orden de reacción con respecto al NO? ¿Cuál es el orden de reacción total? c) ¿Cuánto aumenta la velocidad inicial si se duplica la concentración de ambos reactivos? 4.- Determinar el orden de las siguientes reacciones: a) 2 N2O5 (g) → 4 NO2 (g) + O2 (g)

[N2O5] (M) V ( M

s )

0,020 7 . 10–7 0,040 1,4 . 10–6 0,080 2,8 . 10–6

b) 2 NO2 (g) → 2 NO (g) + O2 (g)

[NO2] (M) V ( M

s )

0,020 7,5 . 10–14 0,040 3 . 10–13 0,080 1,2 . 10–12

5.- Sabiendo que la reacción química 3A + 4B → 2C tiene la siguiente ecuación de velocidad: V = k [A]x [B]y ; determinar los órdenes parciales, orden total y la constante de velocidad, teniendo en cuenta los datos de la siguiente tabla:

V ( M

s ) [A] (M) [B] (M)

0,0625 0,5 1 0,125 0,5 2 0,25 1 1


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución. 6.- Se ha determinado la velocidad de la reacción A + 2 B → C a 25°C. Expresar la ley de velocidad para la reacción y calcule su constante de velocidad, a partir de los siguientes datos:

Experimento [A] inicial (M) [B] inicial (M) V inicial ( M

s )

1 0,100 0,100 5,50 . 10–6 2 0,200 0,100 2,20 . 10–5 3 0,400 0,100 8,80 . 10–5 4 0,100 0,300 1,65 . 10–5 5 0,100 0,600 3,30 . 10–5

7.- Para la reacción X (g) → Y (g) la velocidad es de 0,014 M

s cuando [X]= 0,50 M. Calcular la velocidad para

una [X]= 1 M si: a) La reacción es de orden cero. b) La reacción es de primer orden. c) La reacción es de segundo orden.

9.2. Equilibrio químico 8.- En un recipiente cerrado de 5,0 dm3 se encuentran en equilibrio (a 350K) 0,100 mol de CO (g); 0,200 mol de O2 (g) y 0,050 mol de CO2 (g). Calcular Kc a dicha temperatura para la reacción: 2 CO (g) + O2 (g) ⇄ 2 CO2 (g) R: Kc = 6,25

9.- Se encuentran en equilibrio 0,050 mol de H2 (g); 0,025 mol de HI (g) y 0,180 mol de I2 (g) en un recipiente cerrado de 0,2 dm3. Calcular Kc a la temperatura de equilibrio para la reacción: H2 (g) + I2 (g) ⇄ 2 HI (g) ¿Es necesario conocer el volumen? R: Kc = 6,94 . 10–2

10.- En un recipiente rígido de 5,0 litros se introducen 6 mol de NO (g). A cierta temperatura el sistema alcanza el equilibrio representado por: 2 NO (g) ⇄ N2 (g) + O2 (g) en el que [NO (g)] es 0,20 M. Calcular Kc a dicha temperatura. R: Kc = 6,25

11.- El valor de Kc a 25°C para la siguiente reacción es 5,50. PCl5 (g) ⇄ PCl3 (g) + Cl2 (g) Si inicialmente la concentración de PCl5 (g) era 0,50 M, ¿cuál será la concentración de todas las especies en el equilibrio? R: [PCl5] = 0,04 [PCl3] = [Cl2] = 0,46

12.- La reacción para producir amoníaco (proceso Haber-Bosch) a partir de N2 (g) y H2 (g) es exotérmica y está representada por la siguiente ecuación: 3 H2 (g) + N2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) En un recipiente de 20 litros se hacen reaccionar 20 mol de H2 (g) con 20 mol de N2 (g). A cierta temperatura el sistema alcanza el equilibrio, en el cual [NH3 (g)] es 0,50 M. Calcular Kc a dicha temperatura. R: Kc = 21,3


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución. 13.- En un recipiente cerrado de 5 litros se introducen un mol de dióxido de azufre y un mol de oxígeno. Se establece el siguiente equilibrio al elevar la temperatura a 730 ºC: 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇆ 2 SO3 (g) Al alcanzarse el equilibrio se analiza la mezcla, midiéndose 0,15 moles de SO2. Calcular: a) Las concentraciones de todas las sustancias en el equilibrio. b) El valor de Kc. R: a) [SO2] = 0,03 M, [O2] = 0,11 M, [SO3] = 0,17 M. b) Kc = 279,23

14.- Según la siguiente ecuación exotérmica: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇄ 2 NH3 (g) En un recipiente rígido se tiene una mezcla de los gases en equilibrio. Predecir cuál será el efecto sobre la formación de NH3 (g), si: a) Se disminuye la temperatura. b) Se agrega N2 (g). c) Indicar en cuál de los casos varía Kc. R: a) Aumenta. b) Aumenta. c) En el caso a), por variación de la temperatura.

15.- Un sistema en el que se produce la siguiente reacción (endotérmica) se encuentra en equilibrio: 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) ⇄ 4 HCl (g) + O2 (g) Predecir el efecto (aumento, disminución o ningún cambio) que producirá cada uno de los cambios indicados en la columna A sobre la magnitud señalada en la columna B:

A. Cambios B. Valor que puede afectar

a) Agregado de O2 Número de moles de H2O

b) Agregado de O2 Número de moles de HCl

c) Aumento de temperatura Número de moles de HCl

d) Agregado de Cl2 Valor de Kc

R: a) Aumenta. b) Disminuye. c) Aumenta. d) No cambia.

16.- Para cada una de las siguientes afirmaciones indicar verdadero (V) o falso (F). Justificar. a) Una vez establecido el equilibrio, los reactivos ya no se transforman en productos. b) En el equilibrio, las concentraciones molares de los reactivos son iguales a las concentraciones molares de los productos. c) Para una reacción química muy desplazada hacia la formación de productos, el valor de Kc es relativamente bajo (Kc<<1). d) Si el valor de Kc aumenta al disminuir la temperatura, la reacción es exotérmica. R: a) F. b) F. c) F. d) V.

17.- Predecir qué ocurre con el equilibrio de la siguiente reacción exotérmica: A2 (g) + B2 (g) ⇄ 2 AB (g) cuando: a) Se aumenta la presión. b) Aumenta la temperatura a presión constante. Justificar sus respuestas. R: a) No cambia. b) Se desplaza hacia los reactivos.

18.- Predecir qué ocurre con el equilibrio de la siguiente reacción endotérmica: A2 (g) + 2B (g) ⇄ 2 AB (g) cuando: a) Se aumenta la temperatura. b) Se aumenta la concentración de B. Justificar las respuestas. R: a) Se desplaza hacia los productos. b) Se desplaza hacia los productos.

19.- Una reacción endotérmica se expresa de la siguiente forma:


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución. A2 (g) + B (g) ⇄ A2B (g) Indicar cómo afecta el equilibrio si se produce: a) Una disminución de temperatura a presión constante. b) Un aumento de la presión. Justificar sus respuestas. R: a) Se desplaza hacia los reactivos. b) Se desplaza hacia los productos.

20.- Para el sistema: N2O3 (g) ⇄ NO (g) + NO2 (g) si la reacción es endotérmica, predecir cómo afectarían al equilibrio los siguientes cambios, justificando: a) Aumentar la presión a temperatura constante. b) Aumentar la temperatura. R: a) El equilibrio se desplaza hacia la izquierda (hacia los reactivos). b) El equilibrio se desplaza hacia la derecha (hacia los productos).

9.3. Ácidos y bases. Equilibrio en solución 21.- a) Escribir el equilibrio iónico del agua con su correspondiente constante de equilibrio. b) Disociar las siguientes especies en solución acuosa: KOH (aq), H2SO4 (aq), Cu(OH)2 (aq), Ni(OH)3 (aq), HCl (aq), NaOH (aq), HNO3 (aq), HClO4 (aq). R: De elaboración.

22.- Identificar los pares ácido/base conjugados: a) HSO4 – + H2O ↔ H3O+ + SO42–

b) PO43– + H2O ↔ HPO42– + OH – c) HNO2 + H2O ↔ H3O+ + NO2– d) CO32– + H2O ↔ HCO3– + OH – 23.- Escribir la ecuación correspondiente a la reacción ácido-base en solución acuosa, para los siguientes compuestos: a) HCl. b) HAc (ácido acético). c) NaOH. d) NH3

24.- Dadas las siguientes ecuaciones de disociación en solución acuosa, indicar con una cruz las opciones correctas: ① ◯ H2S ↔ H2 + S ② ◯ H2S + H2O ↔ 2H+ + S2- ③ ◯ H2S + H2O ↔ H3O+ + HS- ④ ◯ NaOH → Na+ + OH- ⑤ ◯ NaOH → NaO + H+ ⑥ ◯ Mg(OH)2 → Mg2+ + OH2 ⑦ ◯ Mg(OH)2 → Mg2+ + 2OH- ⑧ ◯ FeCl3 → Fe3+ + Cl3 ⑨ ◯ FeCl3 → Fe3+ + 3Cl- ⑩ ◯ FeCl3 → Fe3+ + Cl3- R: Ver al final de la Unidad.

25.- Completar el siguiente cuadro:

Solución [H3O+] [OH –] pH pOH

Ácido estomacal 3,12 . 10 –12

Jugo de naranja 3,16 . 10 –4

Agua de mar 8,50

Lluvia ácida 8,40

Sangre 6,60

Jabón de tocador 1,58 . 10 –10

Destapa cañerías 6,33 . 10 –14

Café 9,00

Bebida cola 11,00

R: Ver al final de la Unidad.

26.- a) Ordenar las siguientes soluciones (A, B, C) según su acidez creciente:


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución. A: pH = 2,00 B: [H3O+] = 1 . 10 –10 C: pOH = 1,00 b) Ordenar las siguientes soluciones (A, B, C) según su basicidad creciente: A: pH = 2,00 B: pOH = 11,00 C: [H3O+] = 1.10 –6 R: a) C < B < A b) A < B < C

27.- Ordenar las siguientes soluciones según su acidez creciente: a) [H3O+]= 4,0 . 10 –4 M b) pOH= 8,00 c) [OH–] = 2 . 10 –10 M d) pH = 2,50

R: b < c < a < d

28.- Calcular el pH de las siguientes soluciones:

Solución Concentración molar (M)

a) HClO4 0,00100

b) HCl 0,500

c) HNO3 0,04

d) NaOH 0,04

e) Ca(OH)2 1,0. 10 – 3

f) LiOH 0,02

g) H2SO4 0,1

h) HCl 1,0 . 10 – 9

R: a) 3,00 b) 0,30 c) 1,40 d) 12,60 e) 11,30 f) 12,30 g) 0,70 h) 7,00

29.- La [H3O+] de una solución de NaOH es 3,24 . 10 –12 M. Calcular: a) La masa de base disuelta en 7,5 dm3 de solución. b) La concentración molar de una solución de Mg(OH)2 tal que su pH sea igual al de la solución de NaOH.

R: a) 0,924 g b) 1,54 . 10 – 3 M

30.- Dadas dos soluciones acuosas: Sc. A= 150 cm3 de HNO3 0,1 M; Sc. B= 300 cm3 de HBr 0,05 M, indicar cuál o cuáles de las siguientes afirmaciones es/son correctas. a) pHA = pHB b) [H3O+]B < [H3O+]A c) pOHA < pOHB d) pOHB < pOHA e) pHA > pHB f) (N° de moles H3O+)B = (N° de moles H3O+)A

R: Para la Sc. A se tiene: pOH = 13,00 y pH = 1,00. Para la Sc. B se tiene: pH = 1,30 y pOH = 12,70. Correctas: b, d, f.

31.- Se tiene una solución de NaOH y una de Ca(OH)2 ambas de pH = 10,20. Indicar si la concentración de NaOH es: a) mayor a la de Ca(OH)2, b) menor a la de Ca(OH)2, c) igual a la de Ca(OH)2. R: a) mayor.

32.- Indicar la/s opciones correcta/s para una solución básica. a) [H3O+] > 1 . 10 –7 M y [OH –] < 1 . 10 –7 M b) pOH < 7,00 y [H3O+] < [OH –] c) pH > 7,00 y [H3O+] > [OH –] d) [H3O+] < 1 . 10 –7 M y [OH –] > 1,0 . 10 –7 M R: Correctas: b y d.

33.- Se disuelven 1,2 moles de HF en H2O hasta obtener 1500 cm3 de solución, Ka= 6,31 . 10 –4.


Unidad 9: Cinética química. Equilibrio químico y equilibrio en solución. a) Calcular el pH de la solución. b) Justificar si una solución de HNO3 de igual concentración tendrá mayor, menor o igual pH. R: a) pH = 1,66 b) Menor.

34.- Calcular el pH de una solución de NH3 de concentración 8 . 10 –3 M, siendo Kb= 1,8 . 10 –5. R: pH = 10,57

35.- Calcular el pH de una solución de ácido propiónico (HPr) 0,600 M, Ka= 1,40 . 10–5. R: pH = 2,54

36.- El ácido acetil salicílico comúnmente conocido como aspirina, es un ácido débil cuya fórmula se puede representar por HAsp. Una solución acuosa fue preparada disolviendo 0,1 moles de HAsp en 1 litro de solución. La [H3O+] en dicha solución es 0,0057 M. Calcule la Ka. R: Ka = 3,44 . 10 – 4

37.- Una solución de un ácido monoprótico en agua de concentración 5,0. 10–2 M tiene un pH= 1,30. a) ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? b) ¿Qué volumen de agua se debe agregar a 50 ml de la solución para que el pH final sea igual a 2? a) Fuerte. b) 200 ml

38.- Explicar en cada caso qué efecto producirá sobre el pH de una solución acuosa de NH3 con Kb= 1,8. 10–5: a) El agregado de una solución de NaOH. b) El agregado de una solución de NH4Cl. c) La disminución de la temperatura, sabiendo que el proceso de ionización del NH3 en agua es endotérmico. d) El agregado de una pequeña cantidad de HCl. R: a) ↑ pH b) ↓ pH c) ↓ pH d) ↓ pH

39.- Explicar en cada caso qué efecto producirá sobre el pH de una solución acuosa de ácido acético (HAc) de Ka= 1,8. 10–5: a) El agregado de una solución de HCl. b) El agregado de una solución de acetato de sodio (NaAc). c) El agregado de una pequeña cantidad de NaOH. R: a) ↓ pH b) ↑ pH c) ↑ pH

Respuestas de la Unidad 9

Respuestas de la Unidad 9.1. Cinética química

1.- a) V = – ∆ [ I – ]

∆t V =

– ∆ [ ClO – ]

∆t V =

∆ [ Cl – ]

∆t V =

∆ [IO – ]

∆t

b) V =– 1

3 ∆ [ O2 ]

∆t V =

1

2 ∆ [ O3 ]

∆t

c) V =– 1

4 ∆ [ NH3 ]

∆t V = –

1

5 ∆ [ O2 ]

∆t V =

1

4 ∆ [ CO ]

∆t V =

1

6 ∆ [ H2O ]

∆t

2.- a) I) 1er. orden. II) 1er. orden respecto a A, 1er. orden respecto a B, 2º orden total. III) 2º orden respecto a A, 1er. orden respecto a B, 3er. orden total.



b) I) 1

s II)

1

M . s III)

1

M2 . s

3.- a) Lineal → de 1er. orden. b) Cuadrada → de 2º orden. Total: 3er. orden. c) 8 veces. 4.- a) 1º orden. b) 2º orden. 5.- 1er. orden respecto a B, 2º orden respecto a A.

V = k [A]2 [B] k = 0,0625 M / s

(0,5)2 M2 . 1 M = 0,25

1

M2 . s

6.- V = k [A]2 [B] k = 5,50 . 10– 6 M / s

(0,1)2 M2 . 0,1 M = 5,50 . 10–3

1

M2 . s

7.- a) 0,014 M

s b) 0,028

M

s c) 0,056

M

s

Respuestas de la Unidad 9.3. Ácidos y bases. Equilibrio en solución 24.- ③; ④; ⑦; ⑨ 25.-

Solución [H3O+] [OH –] pH pOH

Ácido estomacal 3,2 . 10 – 3 3,12 . 10 – 12 2,49 11,50

Jugo de naranja 3,16 . 10 – 4 3,16 . 10 – 11 3,50 10,50

Agua de mar 3,16 . 10 – 9 3,16 . 10 – 6 8,50 5,50

Lluvia ácida 2,51 . 10 – 6 3,98 . 10 – 9 5,60 8,40

Sangre 3,98 . 10 – 8 2,51 . 10 – 7 7,40 6,60

Jabón de tocador 1,58 . 10 – 10 6,33 . 10 – 5 9,80 4,20

Destapa cañerías 6,33 . 10 – 14 0,158 13,20 0,80

Café 1,0 . 10 – 5 1,0 . 10 – 9 5,00 9,00

Bebida cola 1,0 . 10 – 3 1,0 . 10 – 11 3,00 11,00


Unidad 10: Electroquímica

Unidad 10: Electroquímica 10.1. Reacciones REDOX 1.- Aplicando las reglas para asignar los números de oxidación, calcule el número de oxidación de: a) Manganeso, en los siguientes compuestos: MnO2 (óxido de manganeso IV), KMnO4 (permanganato de potasio), MnO (óxido de manganeso II). b) Hierro, en las siguientes sustancias: Fe (hierro), Fe2O3 (óxido de hierro III), Fe(OH)3 (hidróxido de hierro III), FeSO4 (sulfato de hierro II). c) Nitrógeno, en las siguientes especies: NH3 (amoníaco), NH4

+ (ion amonio), NO2 (óxido de nitrógeno IV), NO2 – (ion nitrito).

R: a) Mn+4 O–2 ; K+1 Mn+7 O–2 ; Mn+2 O–2 b) Fe0 ; Fe+3 O–2 ; Fe+3 O–2 H+1 ; Fe+2 S+6 O–2 c) N–3 H+1 ; N–3 H+1 ; N+4 O–2 ; N+3 O–2 2.- ¿Cuál es el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos? Disociar luego, cada uno de ellos, en solución acuosa. NaCl (cloruro de sodio), CaCl2 (cloruro de calcio), H2SO4 (ácido sulfúrico), K2Cr2O7 (dicromato de potasio), K2CrO4 (cromato de potasio), MnCl2 (cloruro de manganeso), NaMnO4 (permanganato de sodio), K2SO4 (sulfato de potasio), Ca(OH)2 (hidróxido de calcio).

R: Na+1 Cl–1 ; Ca+2 Cl–1 ; H+1 S+6 O–2 ; K+1 Cr+6 O–2 ; K+1 Cr+6 O–2 ; Mn+2 Cl–1 ; Na+1 Mn+7 O–2 K+1 S–2 O–2 ; Ca+2 O–2 H+1

3. - Indicar los cambios ocurridos en los números de oxidación de los elementos. Opcionalmente, pueden clasificarse las reacciones. a) 2 N2O (g) → 2 N2 (g) + O2 (g)

b) 6 Li (s) + N2 (g) → 2 Li3N (s)

c) Ni (s) + Pb (NO3)2 (aq) → Pb (s) + Ni (NO3)2 (aq)

d) 2 NO2 (g) + H2O (l) → HNO2 (aq) + HNO3 (aq)

R: a) El número de oxidación del N cambia desde +1 a 0, en tanto que el del O cambia de –2 a 0. Ésta es una reacción de descomposición, ya que un solo tipo de reactivo se convierte en dos productos distintos. b) El número de oxidación del Li cambia de 0 a +1, en tanto que el del N cambia de 0 a –3. Ésta es una reacción de combinación (dos reactivos forman un solo producto). c) El Ni metálico reemplaza (reduce) al ion Pb 2+. El número de oxidación del Ni aumenta desde 0 a +2, en tanto que el del Pb disminuye desde +2 a 0. Ésta es una reacción de desplazamiento de metal. d) El número de oxidación del N es +4 en el NO2 , +3 en HNO2 y +5 en HNO3. Puesto que el número de oxidación del mismo elemento se incrementa tanto como disminuye, este tipo de reacciones suelen llamarse de desproporción o dismutación.

4.- En las siguientes reacciones, identificar los elementos que cambian su número de oxidación. Escribir los agentes oxidantes y los agentes reductores. a) SO3 + H2 → SO2 + H2O b) MnO2 + 4 HCl → MnCl2 + 2 H2O + Cl2

c) 2 K2CrO4 + 2 HCl → 2 KCl + H2O + K2Cr2O7 d) Al2 O3 + 3 H2 → 2 Al + 3 H2O

R: 𝑎) 𝑆 +6

𝑂−2

3 + 𝐻0

2 → 𝑆+4

𝑂−2

2 + 𝐻+1

2 𝑂 − 2

Agente oxidante: SO3 , Agente reductor: H2

𝑏) 𝑀𝑛 +4

𝑂−2

2 + 4 𝐻 +1

𝐶𝑙 −1

→ 𝑀𝑛 +2

𝐶𝑙−1

2 + 2𝐻+1

2 𝑂 − 2

+ 𝐶𝑙0

2 Agente oxidante: MnO2 , Agente reductor: HCl

𝑐) 2 𝐾2 +1

𝐶𝑟 +6

𝑂−2

4 + 2 𝐻 +1

𝐶𝑙 −1

→ 2 𝐾 +1

𝐶𝑙 −1

+ 𝐻+1

2 𝑂 − 2

+ 𝐾2 +1

𝐶𝑟2 +6

𝑂−2

7 No hay cambios en los números de oxidación

𝑑) 𝐴𝑙2 +3

𝑂−2

3 + 3 𝐻0

2 → 2 𝐴𝑙0

+ 3 𝐻+1

2 𝑂 − 2

Agente oxidante: Al2O3 , Agente reductor: H2


Unidad 10: Electroquímica 5.- Igualar las siguientes reacciones por el método del ion-electrón y señalar en cada caso el agente oxidante.

a) NO3 – + S 2– + H + → S 0 + NO + H2O

b) NO3 – + Fe 2+ + H + → Fe 3+ + NO + H2O

c) MnO4 – + I – + H + → Mn 2+ + I2 + H2O

d) Cr2O7 2– + Fe 2+ + H + → Cr 3+ + Fe 3+ + H2O

e) Fe 2+ + Cl2 → Fe 3+ + Cl –

f) Fe 2+ + H2O2 + H + → Fe 3+ + H2O

R: a) 2 NO3

– + 3 S 2– + 8 H + → 3 S 0 + 2 NO + 4 H2O Agente oxidante: NO3 –

b) NO3 – + 3 Fe 2+ + 4 H + → 3 Fe 3+ + NO + 2 H2O Agente oxidante: NO3

–

c) 2 MnO4 – + 10 I – + 16 H + → 2 Mn 2+ + 5 I2 + 8 H2O Agente oxidante: MnO4

–

d) Cr2O7 2– + 6 Fe 2+ + 14 H + → 2 Cr 3+ + 6 Fe 3+ + 7 H2O Agente oxidante: Cr2O7

2–

e) 2 Fe 2+ + Cl2 → 2 Fe 3+ + 2 Cl – Agente oxidante: Cl2

f) 2 Fe 2+ + H2O2 + 2 H + → 2 Fe 3+ + 2 H2O Agente oxidante: H2O2

6.- Indicar si cada uno de los siguientes procesos es o no una reacción redox. En caso afirmativo, identificar cuál especie se oxida y cuál se reduce, cuál es el agente oxidante y cuál el reductor; y escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción correspondientes, balanceando por el método del ion–electrón.

a) BaCl2 (aq) + Na2SO4 (aq) → NaCl (aq) + BaSO4 (s)

b) C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g)

c) CuCl2 (aq) + Al (s) → AlCl3 (aq) + Cu (s)

d) Br2 (l) + NaI (aq) → NaBr (aq) + I2 (s)

e) H2O2 (aq) + PbS (s) → PbSO4 (aq) + H2O (l)

f) HNO3 (aq) + I2 (s) → HIO3 (aq) + NO2 (g) + H2O (l)

g) FeBr2 (aq) + Br2 (l) → FeBr3 (aq)

h) HBrO3 (aq) + HBr (aq) → Br2 (l) + H2O (l)

i) Cu (s) + HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + NO2 (g) + H2O (l)

j) Sn (s) + HNO3 (aq) → SnO2 (s) + NO2 (g) + H2O (l)

k) MnO2 (s) + HCl (aq) → MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + H2O (l)

l) HI (aq) + HNO3 (aq) → NO (g) + I2 (l) + H2O (l)

m) KBrO3 (aq) + KI (aq) + HBr (aq) → KBr (aq) + I2 (l) + H2O (l)

n) Ag (s) + HNO3 (aq) → AgNO3 (aq) + NO2 (g) + H2O (l)

o) HCl (aq) + Mg (s) → H2 (g) + MgCl2 (aq)

p) K (s) + MgCl2 (aq) → Mg (s) + KCl (aq)

q) Cl2 (g) + NaI (aq) → I2 (s) + NaCl (aq)

R: Se proporciona el resultado de las ecuaciones balanceadas. No obstante, en la aplicación del método del ion-electrón para el balanceo de reacciones redox, deben desarrollarse todos los pasos de la manera en que se explican en clase.

a) No es redox.

b) C (s) + H2O (g) → CO (g) + H2 (g) Ag.Ox.: H2O ; Ag.Red.: C

c) 3 CuCl2 (aq) + 2 Al (s) → 2 AlCl3 (aq) + 3 Cu (s) Ag.Ox.: CuCl2 ; Ag.Red.: Al d) Br2 (l) + 2 NaI (aq) → 2 NaBr (aq) + I2 (s) Ag.Ox.: Br2 ; Ag.Red.: NaI

e) 4 H2O2 (aq) + PbS (s) → PbSO4 (aq) + 4 H2O (l) Ag.Ox.: H2O2 ; Ag.Red.: PbS

f) 10 HNO3 (aq) + I2 (s) → 2 HIO3 (aq) + 10 NO2 (g) + 4 H2O (l) Ag.Ox.: HNO3 ; Ag.Red.: I2

g) 2 FeBr2 (aq) + Br2 (l) → 2 FeBr3 (aq) Ag.Ox.: Br2 ; Ag.Red.: FeBr2

h) 2 HBrO3 (aq) + 10 HBr (aq) → 6 Br2 (l) + 6 H2O (l) Ag.Ox.: HBrO3 ; Ag.Red.: HBr

i) Cu (s) + 4 HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (l) Ag.Ox.: HNO3 ; Ag.Red.: Cu


Unidad 10: Electroquímica j) Sn (s) + 4 HNO3 (aq) → SnO2 (s) + 4 NO2 (g) + 2 H2O (l) Ag.Ox.: HNO3 ; Ag.Red.: Sn

k) MnO2 (s) + 4 HCl (aq) → MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O (l) Ag.Ox.: MnO2 ; Ag.Red.: HCl

l) 6 HI (aq) + 2 HNO3 (aq) → 2 NO (g) + 3 I2 (l) + 4 H2O (l) Ag.Ox.: HNO3 ; Ag.Red.: HI

m) KBrO3 (aq) + 6 KI (aq) + 6 HBr (aq) → 7 KBr (aq) + 3 I2 (l) + 3 H2O (l) Ag.Ox.: KBrO3 ; Ag.Red.: KI

n) Ag (s) + 2 HNO3 (aq) → AgNO3 (aq) + NO2 (g) + H2O (l) Ag.Ox.: HNO3 ; Ag.Red.: Ag

o) 2 HCl (aq) + Mg (s) → H2 (g) + MgCl2 (aq) Ag.Ox.: HCl ; Ag.Red.: Mg p) 2 K (s) + MgCl2 (aq) → Mg (s) + 2 KCl (aq) Ag.Ox.: MgCl2 ; Ag.Red.: K q) Cl2 (g) + 2 NaI (aq) → I2 (s) + 2 NaCl (aq) Ag.Ox.: Cl2 ; Ag.Red.: NaI

7.- Clasificar las siguientes proposiciones con V ó F: a) Las reacciones de oxidación–reducción se deben a la transferencia de electrones desde un agente reductor a un agente oxidante. b) En una reacción REDOX o de óxido–reducción, una especie se oxida (gana electrones) y la otra especie se reduce (cede electrones). c) Como los procesos de oxidación y reducción ocurren simultáneamente, los electrones cedidos por la especie que se oxida, son tomados por la especie que se reduce. R: a) V. b) F. c)V.

10.2. Potenciales estándar 8.- Utilizar los potenciales estándar para predecir si las siguientes reacciones son posibles: a) Mg + Cd2+ → Mg2+ + Cd b) Br2 + H+ → H2 + Br – c) Ag+ + Ni → Ag + Ni2+ R: a) Es posible. b) No es posible (ambos se reducen). c) Es posible.

9.- ¿Puede el Fe2+ reducir al H2O2? Datos: Ԑ Fe 3+ / Fe 2+

0 = + 0,770 V Ԑ H2O2 / H2O 0 = + 1,763 V

R: De elaboración según las explicaciones de clase y la resolución de ejercicios precedentes.

10.- Justificar cuantitativamente por qué cuando se sumerge una barra de Mg en una solución de HCl se produce el desprendimiento de H2 gaseoso y, en cambio, cuando se sumerge una chapa de Cu no se observa el burbujeo del gas. Utilizar la Tabla de Potenciales Estándar. R: De elaboración.

11.- Demostrar que el anión bromuro Br – puede ser oxidado a Br2 por el Cl2. R: De elaboración.

12.- El platino, el oro y la plata presentan propiedades de metales nobles. ¿Son susceptibles a la oxidación en medio ácido? Datos: Ԑ Pt 2+ / Pt

0 = + 1,188 V Ԑ Au + / Au 0 = + 1,831 V Ԑ Ag+ / Ag

0 = + 0,799 V

R: De elaboración.

13.- Decidir el sentido en el que se producirá la reacción: 1

2 I2 + Fe 2+ ⇄

?

I – + Fe 3+

Buscar los valores de Ԑ 0 en la Tabla de Potenciales Estándar y plantear las hemirreacciones. R: De Tabla de Potenciales Estándar: I2 + 2 e → 2 I – Ԑ 0 = + 0,53 V

Fe 3+ + 1e → Fe 2+ Ԑ 0 = + 0,77 V

El iodo se oxida frente al catión hierro, que se reduce, de manera que: I – + Fe 3+ → 1

2 I2 + Fe 2+

HRO) I – → 1

2 I2 + 1e

HRR) Fe 3+ + 1 e → Fe 2+



14.- Calcular el valor de Ԑ 0 para la reacción siguiente, y decidir el sentido en el que se producirá:

Zn 2+ + Fe 0 ⇄?

Zn 0 + Fe 2+ Considerar todas las concentraciones 1 M y emplear como datos los valores de la Tabla de Potenciales Estándar. R: De Tabla de Potenciales Estándar: Zn 2+ + 2 e → Zn 0 Ԑ 0 = – 0,76 V

Fe 2+ + 2 e → Fe 0 Ԑ 0 = – 0,44 V El Zn se oxida frente al Fe, que se reduce, de manera que: HRO) Zn 0 → Zn 2+ + 2 e HRR) Fe 2+ + 2 e → Fe 0 El sentido de la reacción será:

Zn 0 + Fe 2+ → Zn 2+ + Fe 0 ∆Ԑ 0 = Ԑ 𝑅𝐸𝐷 0 – Ԑ 𝑂𝑋

0 = – 0,44 V – ( – 0,76 V) = + 0,32 V

15.- Utilizar los potenciales estándar para predecir qué ocurriría si se hiciera burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso H2S (g) en una solución de ácido sulfuroso, H2SO3 (aq).

H2SO3 (aq) + 4 H+ + 4 e → S (s) + 3 H2O (l) Ԑ 0 = + 0,34 V

S (s) + 2 H+ + 2 e → H2S (g) Ԑ 0 = + 0,14 V

Escribir la reacción que tendrá lugar. R: H2SO3 (aq) + 4 H+ + 4 e → S (s) + 3 H2O (l) (H2S (g) → S (s) + 2 H+ + 2 e) . 2 H2SO3 (aq) + 4 H+ + 2 H2S (g) → 3 S (s) + 3 H2O (l) + 4H+ 𝛥ℰ = 0,34 V – 0,14 V = 0,20 V Se forman S (s) y H2O (l), la reacción es espontánea.

10.3. Pilas (celdas galvánicas)

Para leer y comentar: Pila de Daniell

En la figura siguiente se muestra una representación de la pila de Daniell, inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico británico. La fuerza electromotriz (fem) o tensión teórica de esta pila es de 1,10 Volts.

Esquema de la pila de Daniell

16.- Con ayuda de la figura anterior y las explicaciones de clase, volver a completar el esquema de la pila de Daniell, construida con electrodos de cinc (Zn) y cobre (Cu) sumergidos en soluciones de ZnSO4 y CuSO4 1M respectivamente. Se incluye un puente salino de KCl. Indicar el flujo de electrones y el flujo de iones. Escribir, debajo, la notación de la pila y calcular su f.e.m. en condiciones estándar.

Datos: Ԑ Zn 2+ / Zn0 0 = – 0,76 V Ԑ Cu 2+ / Cu0

0 = + 0,34 V



17.- Completar el esquema de una pila construida con electrodos de aluminio (Al) y níquel (Ni) sumergidos en soluciones de Al(NO3)3 y NiSO4 1M respectivamente. Se incluye un puente salino de KCl. Indicar el flujo de electrones y el flujo de iones. Escribir, debajo, la notación de la pila y calcular su f.e.m. en condiciones estándar. Datos: Ԑ Al 3+ / Al 0

0 = – 1,66 V Ԑ Ni 2+ / Ni 0 0 = – 0,25 V

18.- Construir una pila con dos electrodos metálicos a elección, utilizando el esquema siguiente y con ayuda de la Tabla de Potenciales Estándar. Se incluye un puente salino de NaCl. Indicar el flujo de electrones y el flujo de iones. Escribir, debajo, la notación de la pila y calcular su f.e.m. en condiciones estándar.



19.- Una celda de combustible convierte un combustible químico como H2, CH4 o CH3OH en fuerza electromotriz. En el ánodo se oxida un combustible y en el cátodo se reduce el oxidante. Calcular la fem de la celda que quema H2 con O2 en condiciones estándar.

O2 (g) + 4 H+ + 4 e → 2 H2O Ԑ 0 = + 1,23 V

2 H+ (aq) + 2e → H2 Ԑ 0 = 0,00 V R: fem = + 1,23 V Nota: la fuerza electromotriz (fem) de la pila también puede simbolizarse como 𝛥ℇ0. El superíndice “0” indica condiciones estándar.

Para leer y comentar: El acumulador de plomo La batería o acumulador de plomo, que se usa comúnmente en los automóviles, está compuesta por seis celdas idénticas conectadas en serie. Cada una tiene un ánodo de plomo y un cátodo hecho de dióxido de plomo (PbO2) empacado en una placa metálica. Tanto el cátodo como el ánodo están sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrólito. Las reacciones de la celda son: En condiciones normales de operación, cada celda produce 2 V; las seis celdas suministran 12 V de energía al circuito de encendido del automóvil y sus demás sistemas eléctricos. El acumulador de plomo puede liberar gran cantidad de corriente por corto tiempo, como el que toma poner en marcha el motor. A diferencia de otras pilas y baterías, el acumulador de plomo es recargable, lo cual significa que se invierte la reacción electroquímica normal al aplicar una tensión externa en el cátodo y en el ánodo (este proceso se llama electrólisis, y se estudia más adelante). Las reacciones que restituyen los materiales originales son: La reacción global es exactamente contraria a la reacción normal de la celda. Cabe hacer notar que, como la reacción electroquímica consume ácido sulfúrico, se puede saber qué tanto se ha descargado la batería midiendo la densidad del


Unidad 10: Electroquímica electrólito con un densímetro. La densidad del fluido en una batería “útil”, completamente cargada, debería ser mayor o igual a 1,2 g/cm3. Por otra parte, la gente que vive en los climas fríos a veces tiene problemas con los vehículos porque la batería no funciona. Los cálculos termodinámicos muestran que la fem de muchas celdas galvánicas disminuye cuando baja la temperatura.

• Condiciones no estándar

20.- Calcular, a 25ºC, el potencial de reducción del electrodo Cu 2+ (aq) (0,1 M) / Cu 0 (s).

Dato: Ԑ Cu 2+ / Cu 0 0 = + 0,34 V

R: ℰ = 0,31 V

21.- Dada la siguiente pila:

Al (s) / Al 3+ (aq) (0,1 M) // Cu 2+ (aq) (0,1 M) / Cu (s)

Indicar cuál es el electrodo positivo, el negativo, la reacción en cada electrodo, la reacción total y calcular la

fem de la pila. Datos: Ԑ Al 3+ / Al 0 0 = – 1,66 V Ԑ Cu 2+ / Cu 0

0 = + 0,34 V

R: Electrodo negativo: Al (ánodo), hemirreacción de oxidación: Al (s) → Al 3+ (aq) + 3 e Electrodo positivo: Cu (cátodo), hemirreacción de reducción: Cu 2+ (aq) + 2 e → Cu (s) Reacción global: 2 Al (s) + 3 Cu 2+ (aq) → 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu (s) 𝛥ℰ = + 1,988 V

22.- Se tienen 2 (dos) electrodos de Zn, uno en contacto con una solución 0,9 M de ZnSO4 y el otro en una solución 0,002 M de la misma sal. Calcular el potencial de la pila formada por estos dos electrodos. Dato: Ԑ Zn 2+ / Zn 0

0 = – 0,76 V.

R: 𝛥ℰ = + 0,078 V

23.- Determinar la fem de la siguiente pila. ¿Es espontánea? Si no lo es, escríbala correctamente. Cu (s) / Cu 2+ (aq) (0,007 M) // Pb 2+ (aq) (0,040 M) / Pb (s) Datos: Ԑ Cu 2+ / Cu 0

0 = +0,34 V Ԑ Pb 2+ / Pb 0 0 = – 0,13 V

R: 𝛥ℰ = – 0,443 V No es espontánea. Notación correcta: Pb (s) / Pb 2+ (aq) (0,040 M) // Cu 2+ (aq) (0,007 M) / Cu (s)


Unidad 10: Electroquímica 24.- Se quiere construir una pila del tipo: Me / Me 2+ (1 M) // Ni 2+ (1 M) / Ni

a) ¿Con cuál de los siguientes metales: Ag – Cu – Pb – Zn funcionará la pila de tal manera que el Ni se reduzca? b) ¿Podría cambiar su elección del Me, si: I) la concentración inicial de Ni 2+ fuera 1 . 10 –2 M y la del Me 2+ 1 M? II) la concentración inicial de Ni 2+ fuera 1 M y la del Me 2+ 1 . 10 –4 M? R: a) Zn b) I) No cambia. II) No cambia.

25.- El ion permanganato (MnO4 –) a) ¿Puede oxidar al Cl – en medio ácido cuando todas las concentraciones son 1 M? b) ¿Podrá oxidarlo si disminuye la acidez hasta una concentración de 1 . 10 –4 M? Datos: Ԑ

MnO4 – / Mn2+ 0 = + 1,51 V Ԑ

Cl2 / Cl –

0 = + 1,36 V

R: a) Sí, porque 𝛥ℰ = +0,15 V. b) No podrá oxidarlo porque 𝛥ℰ = – 0,038 V.

10.4. Electrólisis 26.- Predecir los productos de cada uno de los siguientes procesos de electrólisis: a) Bromuro de plomo fundido, con electrodos inertes. b) Una solución acuosa de nitrato de plomo, con electrodos inertes. c) Una solución acuosa de nitrato de plata, con electrodos de plata. d) Cloruro de litio fundido, con electrodos inertes. e) Una solución acuosa de sulfato de cobre, con electrodos inertes. f) Una solución acuosa de sulfato de cobre, con electrodos de cobre. g) Una solución acuosa de cloruro de sodio con electrodos inertes. R: a) Pb (s) y Br2 (g). b) Pb (s) y O2 (g). c) Ag (s) y Ag + (aq). d) Li (s) y Cl2 (g). e) Cu (s) y O2 (g). f) Cu (s) y Cu 2+ (aq). g) H2 (g) y Cl2 (g).

27.- Durante 20 horas se efectúa la electrólisis de NaCl fundido utilizando electrodos inertes. Si la intensidad de corriente es 0,5 A; indicar las masas de los productos obtenidos.

R: 8,58 g de Na (s) en el cátodo y 13,24 g de Cl2 (g) en el ánodo.

28.- Se realiza la electrólisis de una solución acuosa de FeCl3 (cloruro de hierro III), haciendo circular una corriente de 10 A durante 3 horas y empleando electrodos inertes. Indicar qué productos se obtienen en los

electrodos y calcular las masas obtenidas de cada uno de ellos. Dato: Ԑ Fe 3+ / Fe 0 0 = – 0,036 V.

R: 20,89 g de Fe (s) en el cátodo y 39,73 g de Cl2 (g) en el ánodo.

29.- Durante 10 horas se efectúa la electrólisis de una solución acuosa de CuCl2 (cloruro cúprico) utilizando electrodos inertes. Indicar las masas y el estado físico de los productos obtenidos si la corriente fue de 0,6 A.

R: 7,1 g de Cu (s) en el cátodo y 7,9 g de Cl2 (g) en el ánodo.

30.- Durante 10 horas se efectúa la electrólisis de una solución acuosa de K2S (sulfuro de potasio) utilizando electrodos inertes. La tensión usada fue de 12 V y la corriente de 0,5 A. Indicar los productos y las masas obtenidas.

R: 0,18 g de H2 (g) en el cátodo y 2,99 g de S (g) en el ánodo.

31.- Se efectúa la electrólisis de una solución acuosa de Fe(NO3)2 (nitrato de hierro II) durante 4 horas a 25 °C y 1 atm. La corriente circulante durante el proceso fue de 0,5 A. Indicar las masas y el estado físico de los productos obtenidos.

R: 2,09 g de Fe (s) en el cátodo y 0,6 g de O2 (g) en el ánodo.


Unidad 10: Electroquímica 32.- Durante diez horas, a 25 ºC y a 1 atm, se efectúa la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3 utilizando electrodos inertes. La tensión usada fue de 11,5 V y la intensidad de corriente 0,5 A. Indicar las masas y el estado físico de los productos obtenidos.

R: 0,19 g de H2 (g) en el cátodo y 1,49 g de O2 (g) en el ánodo.

33.- ¿Qué masa y qué sustancias se formarán cuando se hacen pasar 10.000 C a través de una solución acuosa de AuCl3 (cloruro de oro III)?

R: Masa Au (s): 6,8 g (cátodo), masa Cl2 (g): 3,68 g (ánodo).

34.- Se realiza la electrólisis de NaCl en solución acuosa utilizando una corriente de 5 A durante 30 minutos. Determinar: a) ¿Qué sustancias y masas se obtienen en el cátodo y en el ánodo? b) ¿Cómo tendría que estar el electrólito en la cuba para que se depositara sodio (Na) en el cátodo?

a) 0,09 g de H2 (g) y 3,31 g de Cl2 (g). b) Fundido.

35.- El magnesio metálico puede obtenerse por electrólisis del MgCl2 fundido. a) Indicar las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en cátodo de la cuba electrolítica. b) Si se hace pasar una corriente de 2,5 A a través del MgCl2 fundido durante 550 minutos, ¿cuántos gramos de Mg (s) se depositarán? R: a) Ánodo (+): 2 Cl – → Cl2 (g) + 2 e; Cátodo (–): Mg 2+ + 2 e → Mg (s) b) 10,4 g de Mg (s)

36.- Si circula 1 Faraday por dm3 de una solución de CuSO4 cuya concentración inicial es 2,5 M, ¿cuál es la concentración molar de Cu 2+ (simbólicamente, [Cu 2+]) en la solución al cabo de ese pasaje: a) con ánodo de cobre? b) con ánodo de platino? R: a) 2,5 M b) 2 M

37.- En la industria se utiliza el método de Hall para la obtención de aluminio por electrólisis de una mezcla en fusión de Al2O3. En una planta hay 50 cubas, si cada una funciona con una intensidad de corriente de 1000 A y exige una tensión de 4,02 V, calcular la producción diaria si el rendimiento catódico es del 80%. R: 321 kg

Respuestas de la Unidad 10 17.-



ANEXOS Tabla de Propiedades Termodinámicas (en condiciones std)



Tablas de valores

Tabla 1: Constantes fundamentales

Tabla 2: Masa y carga de las partículas subatómicas

Tabla 3: Algunas sustancias que se encuentran como gases a 25 ºC y 1 atm.



Tabla 4: Nomenclatura y fórmulas de algunos cationes y aniones inorgánicos comunes

Tabla 5: Principales tipos de minerales



Tabla 6: Tipos de aceros, composición y usos

Tabla 7: Constantes de disociación de ácidos a 25 ºC



Tabla 8: Potenciales Estándar de Reducción



Tabla 9: Tabla Periódica de Elementos Químicos

química general - miel.unlam.edu.ar

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