2BACHILLERATO QUIMICA

COLEGIO PARQUE

2º Bachillerato

QUÍMICA PAU Curso 2010-11

Nuria Antón Dorado

PROBLEMAS QUÍMICA SELECTIVIDAD 2º BACHILLERATO

PRÓLOGO Querido alumn@: Llegado este momento nos encontramos ante la recta final de una larga carrera que has ido recorriendo durante todos estos cursos. Dentro de poco deberás enfrentarte a las pruebas de acceso a la Universidad, ya sabes, a la temida Selectividad. La Selectividad es una prueba a la que se han de enfrentar la mayor parte de estudiantes que desean acceder a la Universidad. Para poder superarla con éxito es importante dominar los contenidos del examen pero, además, es importante no afrontar esta prueba con más ansiedad de la aconsejable. Así, muchos de vosotros pensaréis de cara al examen: "Me juego mi futuro en tres días”. Es frecuente plantearse la Selectividad como una cuestión de todo o nada, como la prueba que decidirá vuestro futuro o que puede malograr todo el historial académico que habéis obtenido hasta la fecha. Lo primero que quiero trasmitirte es tranquilidad, no te dejes llevar por los nervios ni por el temor al examen; si has superado 2º de bachillerato, no tendrás ninguna dificultad en aprobarlo. Para ayudarte a preparar esta prueba a continuación te presento una colección de problemas y cuestiones que han salido en los exámenes de toda España desde el año 2001. Además la mayoría tienen la solución, lo cual te ayudará bastante. Como comprenderás es imposible resolverlos todos en clase, pues no disponemos de tiempo suficiente, por lo que tendrás que poner mucho de tu parte y trabajar parte en casa. Es bastante conveniente que a lo largo del curso, a medida que vas estudiando los temas, elabores una hoja resumen, en la cual aparezcan las principales leyes y fórmulas para resolver los problemas. Es un resumen totalmente personal, hazlo como quieras, como a ti te resulte más útil, escribe pequeñas notas, colorea, subraya… lo importante es que a ti te valga. Una vez elaborado, a la hora de ponerte a resolver un problema o cuestión tenlo delante y consúltalo cuantas veces sea necesario, se trata de que poco a poco vayas aprendiendo. Desde aquí quiero desearte la mayor suerte del mundo, mucho ánimo y confía en ti mismo, ya verás como gracias a tu esfuerzo y tesón: ¡APROBARÁS! Nuria Antón Dorado

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ÍNDICE:

• TEMA 1: ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 3

• TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA.

SISTEMA PERIÓDICO 21 • TEMA 3: ENLACE QUÍMICO 35

• TEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS 45

• TEMA 5: CINÉTICA QUÍMICA 66

• TEMA 6:EQUILIBRIO QUÍMICO 71

• TEMA 7: REACCIONES DE TRASNFERENCIA DE PROTONES 94

• TEMA 8: REACCIONES DE TRASNFERENCA DE ELECTRONES. ELECTROQUÍMICA 114

• TEMA 9: QUÍMICA DEL CARBONO 135

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

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

a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3. b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20ºC y 620 mm de mercurio.

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1.mol-1 Masas atómicas: N = 14, O = 16, Ag = 108 Solución: a) 0,059 mol b) V = 0, 87 L 2.- En 0, 5 moles de CO2, calcule:

a) El número de moléculas de CO2 b) La masa de CO2 c) El número total de átomos

Datos: Masas atómicas: C=12, O=16 Solución: a) 3,01.1023 moléculas b) 22 g c) 9,03.1023 átomos 3.- El carbonato de calcio sólido reacciona con una disolución de ácido clorhídrico para dar agua, cloruro de calcio y dióxido de carbono gas. Si se añaden 120 mL de una disolución de ácido clorhídrico, que es del 26, 2 % en masa y tiene una densidad de 1, 13 g/mL, a una muestra de 40, 0 g de carbonato de cálcico sólido, ¿cuál será la molaridad del ácido clorhídrico en la disolución cuando se haya completado la reacción? (Suponga que el volúmen de la disolución permanece constante). Datos: Masas atómicas: C = 12 O = 16 Ca = 40 Cl = 35,5 H=1 Solución: 1,44 M 4.- Una bombona de gas contienen 27, 5 % dd propano y 72, 5 % de butano en masa. Calcule los litros de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 1, 2 atmósferas de presión, que se obtendrán cuando se quemen completamente 4, 0 g del gas de la bombona anterior. Datos: Masas atómicas: C=12 H=1 R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1


Solución: V = 5,6 L 5.- a) Calcular cuánto pesan 10 L del gas monóxido de carbono en condiciones normales.

b) Calcular cuántos átomos hay en esa cantidad de monóxido de carbono. Datos: Masas atómicas: C=12 O=16 Solución: a) 12,5 g b) 5,38.1023 átomos 6.- La tostación del mineral blenda (sulfuro de cinc) se produce según la reacción (sin ajustar): Sulfuro de cinc + oxígeno dióxido de azufre + óxido de cinc. Calcular:

a) Los litros de aire medidos a 200ºC y 3 atm necesarios para tostar 1 kg de blenda, con un 85 % de sulfuro de cinc. Se admite que el aire contiene un 20% de oxígeno en volumen.

b) Los gramos de óxido de cinc obtenidos en el apartado a). c) La presión ejercida por el dióxido de azufre gas, obtenido en el apartado a), en

un depósito de 250 litros a 80ºC. Datos: Masas atómicas: O=16 S= 32 Zn= 65, 4 R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) V = 847 L b) m= 710,6 g ZnO c) P = 1,01 atm. 7.- Un compuesto orgánico contiene carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 15 g de compuesto se obtienen 22 g de dióxido y 9 g de agua. La densidad del compuesto en estado gaseoso, a 150ºC y 780 mm Hg, es 1, 775 g/L. Calcular la fórmula molecular del compuesto orgánico. Datos: Masas atómicas: H = 1, C =12, O = 16 R = 0, 082 atm.L/mol.K Solución: C2H4O2 8.- Un hidrocarburo saturado gaseoso está formado por el 80% de carbono. ¿cuál es su fórmula molecular si en condiciones normales la densidad es 1, 34 g/L? Solución: C2H6

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9.- Si se parte de un ácido nítrico del 68% en peso y densidad 1, 52 g/mL: a) ¿Qué volumen debe utilizarse para obtener 100 mL de ácido nítrico del 55% en

peso y densidad 1, 43 g/mL? b) ¿Cómo lo prepararía en el laboratorio?

Solución: a) V = 76,2 mL b) Consultar libro de texto. 10.- Se valora una muestra de 3, 0 g de sosa caústica (formada por hidróxido de sodio e impurezas inertes), empleando como agente valorante una disolución de ácido sulfúrico 2,0 M. El punto final de la valoración se alcanza cuando se han consumido 13, 2 cm3 de ácido.

a) Escriba la reacción de neutralización que tiene lugar en la valoración. b) Calcule el porcentaje de hidróxido de sodio presente en la sosa caústica. c) Describa el procedimiento de laboratorio que corresponde a esta valoración e

indique y nombre el equipo necesario para llevarlo a cabo. Datos: Masas atómicas: H=1; O=16; Na= 23, S=32 Solución: b) 70,3% en masa 11.- El cloro se obtiene en el laboratorio por oxidación de ácido clorhídrico con MnO2, proceso del cual también se obtienen cloruro de manganeso (II) y agua.

a) Escriba la reacción que tiene lugar (convenientemente ajustada) b) Calcule el volumen de disolución de ácido clorhídrico de densidad 1, 15 g/cm3 y

30% en masa que se necesita para obtener 10 L de gas cloro, medidos a 30ºC y 1, 02. 105 Pa.

Datos: Masas atómicas: H=1; Cl = 35, 5 R= 0, 082 atm.L/mol.K = 8, 31 J/K.mol Solución: b) V = 173,7 cm3 12.- En la combustión de 2, 37 g de carbono se forman 8, 69 g de un óxido gaseosos de este elemento. Un litro de este óxido, medios a 1 atmósfera de presión y a 0ºC, pesa 1, 98g. Obtenga la fórmula empírica del óxido gaseoso formado. ¿Coincide con la fórmula molecular?. Razona la respuesta. Solución: CO2 13.- a) El clorato de potasio se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular. ¿Qué volumen de oxígeno, a 125ºC y 1 atm, puede obtenerse por descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso de clorato de potasio? b) ¿Cuántas moléculas de oxígeno se formarán?

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Solución: a) V = 51,4 L b) 9, 48.1023 moléculas de O2

14.- Una disolución contiene 147 g de ácido sulfúrico a 1500 mL de disolución. La densidad de la disolución es 1, 05 g/mL. Calcule la molaridad, la molalidad, las fracciones molares de soluto y disolvente, y la concentración centesimal en peso de la disolución. Solución: M = 1 mol/L ; m = 1,05 mol / kg de disolvente; Xs = 0,0186 ; Xd = 0,9814, 9,3% 15.- En el laboratorio se puede obtener dióxido de carbono haciendo reaccionar carbonato de calcio con ácido clorhídrico; en la reacción se produce también cloruro de calcio y agua. Se quiere obtener 5 litros de dióxido de carbono, medidos a 25ºC y 745 mm de Hg. Suponiendo que haya suficiente carbonato de calcio, calcular el volumen mínimo de ácido clorhídrico del 32 % en peso y densidad 1, 16 g/mL que será necesario utilizar. Solución: V = 39,3 mL

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1.- Una disolución de HNO3 15M tiene una densidad de 1, 40 g/mL. Calcule:

a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3. b) El volumen de la misma que debe tomarse para prepara 10 litros de disolución

de HNO3 0, 05M Datos: N =14 O = 16 H = 1 Solución: a) 67,5 % b) V = 33,3mL 2.- Calcule:

a) La masa, en gramos, de una molécula de agua. b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 gramos de agua. c) El número de moléculas que hay en 11, 2 litros de H2 , que están en condiciones

normales de presión y temperatura. Datos: H =1 O =16 Solución: a) 2,99.10-23 g b) 1,33.1023 átomos de H c) 3,01.1023 moléculas de H2 3.- En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36, 23% de masa de HCl, densidad 1, 180 g/cm3. Calcule:

a) La molaridad y la fracción molar del ácido. b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar un litro de

disolución 2 molar. Datos: H = 1 Cl = 35, 5 Solución: a) 11,8 M; X = 0,22 b) V = 169 mL 4.- Sean dos depósitos de igual volumen A y B. En el depósito A hay monóxido de carbono gas a una presión y temperatura. En el depósito B hay dióxido de carbono gas a la misma presión y doble temperatura. Contestar razonadamente:

a) ¿En qué depósito hay mayor número de moles? b) ¿En que depósito hay mayor número de moléculas? c) ¿En que depósito hay mayor número de átomos? d) ¿En que depósito hay mayor masa de gas?

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C= 12 O=16 Solución: a) nA = 2 nB b) A doble que B c) más en A d) A>B 5.- El carbono reacciona a altas temperaturas con vapor de agua produciendo monóxido de carbono e hidrógeno. A su vez, el monóxido de carbono obtenido reacciona posteriormente con vapor de agua, produciendo dióxido de carbono e hidrógeno. Se desea obtener 89, 6 litros de hidrógeno medidos en condiciones normales.

a) Calcular los gramos de carbono y de vapor de agua necesarios si el vapor de agua interviene con un exceso del 50%.

b) Si la mezcla gaseosa final se lleva a un depósito de 50 litros a 200ºC, calcular la presión parcial del dióxido de carbono.

H = 1 C = 12 O = 16 R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 24 g de C b) P = 1, 6 atm. 6.- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción:

MnO2 + 4HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 Calcule:

a) La cantidad de reacitivos necesarios para obtener 100 litros de cloro medidos a 15ºC y 720 mmHg

b) El volumen de ácido clorhídrico 0, 6M que habría que utilizar. Solución: a) 3,98 moles de MnO2 y 15,92 moles de HCl b) V = 26,53 L 7.- El “hielo seco” es dióxido de carbono sólido a temperatura inferior a –55ºC y presión de 1 atmósfera. Una muestra de 0, 050 g de hielo seco s coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4, 6 litros, que se termostata a la temperatura de 50ºC.

a) Calcule la presión, en atm, dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en gas.

b) Explique si se producen cambios de presión y en la cantidad de moles gaseosos si el experimento lo realizáramos termostatando el recipiente a 60ºC.

Solución: a) P = 6,6 .10-3 atm b) P’ = 6,8 .10-3 atm.

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8.- Se desea preparar 250 cc de una disolución 0, 29 molar de ácido clorhídrico. Para ello, se dispone de agua destilada y de un reactivo comercial de dicho ácido, cuya etiqueta, entre otros, contiene los siguientes datos: HCl, densidad 1, 184 g/ml y 37, 5% en peso.

a) ¿Cuántos mililitros del reactivo comercial se necesitarán para preparar la citada disolución?

b) Explique cómo actuará para preparar la disolución pedida y el material utilizado. Solución: a) V = 5,93 mL b) Consultar libro de texto. 9.- a) Calcule qué volumen de una disolución 1, 2 M de hidróxido de sodio hay que diluir hasta 500 cm3 para obtener una disolución de concentración 4, 8 . 10-2 mol.dm-3.

b) Explique el procedimiento y los instrumentos de laboratorio que utilizaría para preparar esta disolución diluida.

c) Indique si habría que poner alguna advertencia de peligrosidad en el frasco de

hidróxido de sodio y en caso afirmativo cual sería. Solución: a) V = 20 cm3 b) Consultar libro de texto. c) Sí. Consultar libro de texto. 10.- Se quema una muestra de 0, 876 g de un compuesto orgánico que contiene carbono, hidrógeno y oxígeno, obteniéndose 1, 76 g de dióxido de carbono y 0, 72 g de agua.

a) Determine la masa de oxígeno que hay en la muestra. b) Encuentre la fórmula empírica del compuesto. c) El compuesto en cuestión es un ácido orgánico. Justifique de qué ácido se trata y

dé su fórmula. H = 1 C = 12 O = 16 Solución: a) m = 0, 316 g b) C2H4O c) Ácido butanoico o ácido 2-metilpropanoico 11.- Una fábrica produce cal (óxido de calcio) a partir de calcita, mediante la reacción:

CaCO3 → CaO + CO2 Calcule la producción diaria de óxido de calcio si la fábrica consume 50 Tm de calcita del 85% de pureza en carbonato de calcio, y el rendimiento de la reacción es del 95%

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Solución: m = 2,27.107 g de CaO. 12.- Considere una muestra de 158 gramos de trióxido de azufre a 25ºC (gas ideal) en un recipiente de 10 litros de capacidad.

a) ¿Qué presión ejerce el gas? ¿Cuántas moléculas de oxígeno harían falta para ejercer la misma presión?

b) ¿Qué masa de dióxido de azufre puede obtenerse de la descomposición de la muestra de trióxido de azufre si el rendimiento es del 85%?

Solución: a) P = 4,18 atm, 1,19.1024 moléculas. b) m = 107 g. 13.- Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza, que contiene un 60 por 100 de carbonato de calcio (trioxocarbonato (IV) de calcio), con un exceso de ácido clorhídrico, suficiente para que reaccione todo el carbonato. El proceso transcurre a 17ºC y 740 mmHg de presión. En dicho proceso se forma dióxido de carbono, cloruro de cálcio y agua. Calcular:

a) La masa de cloruro de cálcico obtenido. b) El volumen de dióxido de carbono producido en las condiciones de reacción.

R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 133,2 g . b) V = 29,3 L. 14.- Describir (material, cálculos y procedimiento) cómo se prepararía en el laboratorio 100ml de disolución 0, 5M de HCl a partir de la disolución comercial ( 37% en peso y densidad 1, 19 g/ml). Solución: V = 4,16 mL del comercial 15.- Una muestra de 0, 560 g que contenía bromuro de sodio y bromuro potásico se trató con nitrato de plata acuoso, recuperándose todo el bromuro como 0, 970 g de bromuro de plata.

a) ¿Cuál es la fracción de bromuro de potasio en la muestra original? b) ¿Qué volumen de disolución 1M de nitrato de plata es necesario para precipitar

todo el bromo de la muestra? Datos: Mm (NaBr) = 102,9; Mm (KBr) = 119; Mm (AgBr) = 178,8; Mm (AgNO3) = 170 Solución: a) X = 0,48 b) V = 5,17 m

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16.- Un gramo de un compuesto gaseoso de carbono e hidrógeno da por combustión 3, 30 g de anhídrido carbónico y 0, 899 g de agua. Sabiendo que la densidad de una muestra gaseosa del compuesto es 1, 78 g/l, en condiciones normales de temperatura y presión, indique si se trata de un hidrocarburo saturado o insaturado y escriba todos los isómeros posibles. C= 12 H=1 O=16 Solución: C3H4 (insaturado) 17.- Razone dónde habrá mayor número de átomos de oxígeno: en 20,0 gramos de hidróxido de sodio o en 5, 6 litros de oxígeno medidos a 0ºC y 2 atmósferas. R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Na= 23 O=16 H=1 Solución: En O2. 18.- En un recipiente cerrado de 10 litros se introducen 4 g de oxígeno y 4, 5 g de helio a 35ºC. Calcule la presión total de la mezcla, la presión parcial de helio, la fracción molar de oxígeno y el % del volumen de ese recipiente que estará ocupado por el gas helio. Datos: R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 O=16 He=4 Solución: P = 3,1 atm; PHe = 2,8 atm ; XO2 = 0,1 ; 90% 19.- En la etiqueta de una botella de vinagre comercial se indica que la acidez es del 5 %, es decir, que contiene ese porcentaje en peso de ácido acético. Para comprobar si es cierto, vas a realizar una valoración ácio – base utilizando NaOH 0, 1 M.

a) Describe otras sustancias y aparatos que utilizarás. b) Explica el procedimiento. c) Si para valorar 5 ml de vinagre se consumen 33 ml de hidróxido de sodio. ¿Cuál

será su molaridad? d) ¿Es cierto lo que dice la etiqueta?

H = 1 C =12 O =16 La densidad del vinagre se considera igual que la del agua. Solución: a) y b) Consultar libro de texto. c) 0,66 M d) No 20.- Un compuesto está formado por C, H, O y su masa molecular es de 60 g/mol. Cuando se queman 30 g del compuesto en presencia de un exceso de oxígeno, se obtiene un número igual de moles de dióxido de carbono (CO2) y de agua. Sabiendo que

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el dióxido de carbono obtenido genera una presión de 2449 mmHg en un recipiente de 10 litros a 120ºC de temperatura:

a) Determine la fórmula empírica del compuesto. b) Escriba la fórmula molecular y el nombre del compuesto.

C=12 O=16 H=1 R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 1 atm = 760 mmHg Solución: a) CH2O b) C2H4O2

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1.- Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad calcule:

a) El número de moles de butano. b) El número de átomos de carbono e hidrógeno.

Datos: masas atómicas relativas: C=12; H=1 Solución: a) n= 207 moles de butano. b) 4,98.1026 átomos de C; 1,24.1027 átomos de H. 2.- Una mezcla de yoduros de litio y de potasio tiene una masa de 2,5 g. Al tratarla con nitrato de plata 1,0 M se obtuvieron 3,8 g de yoduro de plata.

a) Determine la composición porcentual de la muestra. b) Calcule el mínimo volumen necesario de la disolución de nitrato de plata.

Datos: masas atómicas relativas: Li = 7; K = 39; I = 127; Ag = 108. Solución: a) 31,68% LiI, 68,32% de KI b) 16,2 ml 3.-Por combustión de propano con suficiente cantidad de oxígeno se obtienen 300 litros de CO2 medidos a 0, 96 atm y 285 K. Calcular:

a) Número de moles de todas las sustancias que intervienen en la reacción. b) Volumen de aire necesario, en condiciones normales, suponiendo que la

composición volumétrica del aire es 20% oxígeno y 80 % de nitrógeno. Solución: a) 12,3 moles de CO2, 4,1 moles de C3 H8, 20,5 moles de O2 , 16,4 moles de H2O. b) V= 2 296 L 4.- Disponemos de propanol líquido puro y de una disolución 1 M de yoduro de potasio. Queremos preparar 500 cm3 de una disolución acuosa que contenga 0,04mol.dm-3 de yoduro de potasio y 0, 4 mol.dm-3 de propanol.

a) Calcule los volúmenes de cada una de las disoluciones de partida que hay que utilizar para hacer esta proparación.

b) Describa con detalle el procedimiento en el laboratorio que debe seguirse para hacer la preparación e indique el nombre del material que debe emplearse.

Datos: H=1; C=12; O=16 Densidad del propanol: 0, 80 g.cm3

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Solución: a) 20 cm3 KI, 15 cm3 propanol b) Consultar libro de texto. 5.-El benceno (C6H6) es líquido a la temperatura ordinaria y tiene una densidad de 878kg.m-3. a) Escriba la reacción de combustión del benceno. b) Si quemamos 50 cm3 de benceno, calcule el volumen de aire necesario para la combustión, medido a 20ºC y 1 atm. c) Encuentre también el número de moléculas de CO2 obtenidas en la combustión. Datos: H=1; C=12; O=16 R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1 = 8, 31 J.K-1.mol-1 Contenido de oxígeno en el aire: 20% en volumen. Na= 6,022.1023mol-1 Solución: b) V = 507 L c) 2,034 .1024 moléculas de CO2 6.-Una reacción para obtener bromobenceno es la siguiente: C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno líquido con un exceso de bromo, se obtienen 25 g de bromobenceno. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Dato: d benceno=0,88 g/ml

Solución: 48,6% 7.- De una botella de ácido sulfúrico concentrado del 96% en peso y densidad 1, 79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500mL con agua destilada. Determinar su molaridad.

Solución: 0,035M 8.-Disponemos de 20 mL de una disolución 0, 1 M de ácido clorhídrico que se neutralizan exactamente con 10 mL de hidróxido de sodio de concentración desconocida. Determine la concentración de la base describiendo con detalle el material, el indicador y las operaciones a realizar en el laboratorio.

Solución: 0,2M 9.-Se forma una disolución de cloruro de calcio disolviendo 8 gramos de la sal en 100 gramos de agua. Si la densidad es 1, 05 g/mL, calcula:

a) Su molaridad. b) La fracción molar de la sal.

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Solución:

a) 0,7M

b) 0,013 10.- a) Un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500 mL en condiciones normales pesa 0, 671 gramos. Si contiene un 80% de carbono, ¿cuál es su fórmula empírica? ¿Y su fórmula molecular? b) ¿Qué volumen de oxígeno en condiciones normales es necesario para quemar 1 kg de butano? C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O(l) Datos: masas atómicas relativas: C=12; H=1 Solución: a) CH3 b) C2H6 c) 2508 L 11.-Se mezcla un litro de ácido nítrico de densidad 1, 380 g/cc y 62,7 % de riqueza en peso con medio litro de ácido nítrico de densidad 1, 130g/cc y 22,38% de riqueza en peso. Calcule la molaridad de la disolución resultante, admitiendo que los volúmenes son aditivos. Datos: Masas atómicas relativas: N = 14; O = 16; H = 1 Solución: 10,5 M 12.-Determinar la concentración en moles/litro de una disolución de hidróxido de sodio sabiendo que la neutralización de 20 mL de dicha sustancia requieren la adición de 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico del 95 % y densidad 1, 83 g/mL. Solución: 3,5 moles/L 13.-Un recipiente contiene 2 L de amoníaco a 7,6 mmHg y 27ºC. a) Calcule el número de moléculas que habrá en él suponiendo que en esas condiciones el amoníaco se comporte como un gas ideal. b) A continuación, disolvemos en agua a 27ºC todo el amoníaco contenido en el recipiente anterior hasta alcanzar un volumen de 0,5 L de disolución acuosa. Calcule entonces la concentración de la disolución formada. Datos: R=0,082 atm.L.mol-1.K-1 Na= 6.022.1023

Masas atómicas relativas: N=14,0; H=1,0

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Solución: a) 4,9.1020moléculas b) M = 1,63 .10-3 mol/L 14.-Un compuesto, A, presenta la siguiente composición centesimal: C= 85,7%; H=14,3%. Por otro lado, se sabe que 1,66 gramos del compuesto A ocupan un volumen de 1 litro, a la temperatura de 27ºC, siendo la presión de trabajo de 740 mmHg. Determine: a) Su fórmula empírica b) Su fórmula molecular c) Si un mol de A reacciona con un mol de bromuro de hidrógeno, se forma un compuesto B. formule y nombre los compuestos A y B. Datos: R=0,082 atm.L.mol-1.K-1 Masas atómicas relativas: C=12,0; H=1,0 1 atmósfera = 760 mmHg Solución: a) CH2 b) C3H6

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1.- Calcula el número de átomos contenidos en:

a) 10 g de agua b) 0, 2 mol de C4H10 c) 10 L de oxígeno en condiciones normales

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, O = 16 Solución: a) 1024 átomos b) 1,69. 1024 átomos c) 5,38.1023 átomos 2.-Un compuesto orgánico contiene solamente carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se queman 8 g del compuesto se obtienen 15,6 g de CO2 y 8 g de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa molecular es 90. Calcula: a) Su fórmula empírica y b) su fórmula molecular. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, O=16, C = 12 Solución: a) C2H5O b) C4H10O2 3.- El amoníaco, gas, se puede obtener calentando juntos cloruro de amonio e hidróxido de calcio sólidos. En la reacción se forman también cloruro de calcio y agua. Si se calienta una mezcla formada por 26, 75 g de cloruro de amonio y 14,8 g de hidróxido de calcio, calcula:

a) Cuántos litros de amoníaco, medidos a 0ºC y 1, 0 atmósferas, se formarán. b) Qué reactivo queda en exceso y en qué cantidad.

Datos: Masas atómicas relativas: N = 14, H = 1, O = 16, Cl = 35,5, Ca = 40 R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 8,96 L b) 0, 1 mol de NH4Cl en exceso. 4.-La etiqueta de una botella de ácido nítrico señala como datos del mismo: densidad 1, 40 kg/L y riqueza 65% en peso, además de señalar sus características de peligrosidad.

a) ¿Qué volumen de la misma se necesitarán para preparar 250 cm3 de una disolución 0, 5 M?

b) Explica el procedimiento seguido en el laboratorio y dibuja y nombra el material necesario para su preparación.

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Solución: a) V=8,66 ml b) Consultar libro de texto. 5.-Se hace reaccionar una cierta cantidad de NaCl con H2SO4 según la ecuación: 2 Na Cl + H2SO4 Na2SO4 + 2 HCl El resultado se valora con una disolución de NaOH 0, 5 M, consumiéndose 20 mL de esta. ¿Cuántos gramos de NaCl reaccionaron? Solución: m = 0,585 g NaCl 6.- Una muestra de 1, 268 gramos de cinc del 95% de pureza se trató con un exceso de una disolución 0,65 M de ácido sulfúrico a 60ºC. ¿Qué volumen se desprendió de hidrógeno en condiciones normales? Datos: Zn = 65,39 Solución: V = 0,413 L 7.- ¿Cuántos mL de H2SO4 concentrado de densidad 1, 84 g/mL y 96% en peso de ácido son necesarios para preparar un litro de disolución molar? Datos: H = 1, S = 32, = = 16 Solución: V = 55,5 mL 8.-En la determinación de la concentración de una disolución de hidróxido de calcio se utilizó una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1, 032 g/mL que contenía un 8% en peso. Se necesitan 17,6 mL de la disolución de ácido clorhídrico para neutralizar 25 mL de la disolución de hidróxido de calcio. Calcula:

a) El número de equivalentes de ácido clorhídrico empleados. b) La molaridad de la disolución de hidróxido de calcio. c) La masa de hidróxido de calcio presente en la disolución expresada en gramos.

Datos: Cl = 35, 5, H = 1, Ca = 40, O = 16 Solución: a) 0,0397 equivalentes b) 0,466M c) 1,47 g 9.- La combustión completa de 2 g de un hidrocarburo saturado de cadena abierta conduce a 9, 11 g de productos.

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a) Calcula la fórmula del compuesto. b) Supón que todo el dióxido de carbono formado se recoge en agua formándose

ácido carbónico. Calcula el volumen de disolución 0, 5 M de NaOH que hay que añadir para provocar la neutralización completa hasta carbonato.

Solución: a) C5H12 b)V = 556 ml 10.- Un espeólogo se introduce en una cueva con una lámpara de carburo para iluminarse. En la lámpara coloca 300 g de carburo, cuyo contenido en carburo de calcio es del 65% en peso, y medio litro de agua. En el interior de la lámpara se verifica la reacción (sin ajustar): CaC2 (s) + H2O (aq) C2H2 (g) + Ca (OH)2 (aq) Desprendiéndose acetileno, que es el gas que quema para dar luz. Calcula el volumen de acetileno que producirá dicha lámpara en las condiciones ambientales de la cueva ( 11ºC y 750 mmHg) y el tiempo que podrá mantenerse encendida si consume 1, 4 L/min de acetileno en la producción de luz. Datos: R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 ; H = 1 , C = 12, Ca= 40 Solución: a) V = 71,7 L b) 51,2 min 11.- Disponemos de un recipiente de 5 L que contiene oxígeno a 5 atm de presión y de otro recipiente de 20 L que contiene nitrógeno a 3 atm, ambos a 20ºC. A continuación, conectamos los dos recipientes. Explique qué ocurrirá: ¿El nitrógeno pasa al recipiente del oxígeno? ¿El oxígeno pasa al del nitrógeno? Calcula la presión del conjunto una vez conectados a 20ºC, así como las presiones parciales de ambos gases. Datos: R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 ; N = 14 , O = 16 Solución: P = 3,4 atm; P oxígeno = 1 atm; P nitrógeno = 2, 4 atm 12.- El carburo de silicio, Si C, o carborundo, es un abrasivo de gran aplicación industrial. Se obtiene a partir de SiO2 (s) + 3 C (s) SiC (s) + 2 CO (g) Calcula:

a) La cantidad de SiC (en toneladas) que se obtendrá a partir de una tonelada de SiO2 del 93% de pureza.

b) La cantidad de carbono (en kilogramos) necesaria para completar la reacción anterior.

c) El volumen de CO (m3) medido a 20ºC y 705 mmHg producido como consecuencia de la reacción anterior.

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Datos: Masas atómicas relativas: C = 12, O = 16, Si = 28. R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 Solución: a) 0,62 T b) 558 kg c) V = 802,9 m3

13.- Un compuesto orgánico presenta la siguiente composición centesimal : C = 58,5 %, H = 4, 1 %, N = 11,4% y O = 26%. Por otra parte se sabe que 1, 5 gramos de ese compuesto en fase gaseosa a la presión de 1 atmósfera y a 500 K de temperatura, ocupan un volumen de 500 mL. Determina:

a) La fórmula empírica de ese compuesto. b) Su fórmula molecular.

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, C = 12, N = 14, O = 16 R = 0, 082 atm.L mol-1.K-1 Solución: a) C6H5NO2 b) C6H5NO2

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ESTRUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO

1.- a) Defina afinidad electrónica. b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica? c) Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un período. 2.- La primera energía de ionización del fósforo es de 1012 kJ.mol-1, y la del azufre, de 999,5 kJ.mol-1. Defina energía de ionización e indique, razonadamente, si los valores anteriores son los que cabe esperar para la configuración electrónica de los dos elementos. 3.- Dadas las configuraciones electrónicas para los átomos neutros: M: 1s2 2s2 2p6 3s1 N: 1s2 2s2 2p6 5s1 Explique cada una de las siguientes afirmaciones e indique si alguna de ellas es falsa:

a) La configuración M corresponde a un átomo de sodio b) M y N representan elementos diferentes c) Para pasar de la configuración M a la N, se necesita energía.

4.- a) Escribir las configuraciones electrónicas de los elementos de números atómicos Z=11 y Z=16. Basándose en ellas, decir de qué elementos se trata y razonar la f´romula y el tipo de enlace químico del compuesto binario que son capaces de formar. b) Utilizando el modelo de repulsión de los pares de elctrones de la capa de valencia (RPECV), predecir la geometría de la molécula CH3Cl.Razonar si se trata de una molécula polar. c) Explicar cuál puede ser la razón de la diferencia en los puntos de ebullición de las siguientes sustancias:

Sustancia Masa molecular Punto de ebullición (ºC) CH2O 30 -21 C2H6 30 -89

5.- a) Escribir la estructura de Lewis y el nombre de un compuesto representativo de cada una de las siguientes clases de compuestos orgánicos: aldehídos, ácidos carboxílicos y ésteres. b) Escribir y nombrar un producto de oxidación del aldehído seleccionado. c) Explicar por qué el metanoato de metilo (masa molecular = 60) tiene un punto de ebullición inferior al del ácido etanoico (masa molecular = 60). 6.-El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de un átomo del elemento A del Sistema Periódico tiene como números cuánticos: n=3, l=2.

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El último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de un átomo del elemento B del Sistema Periódico tiene como números cuánticos n=4 y l=1.

a) Indicar, razonadamente, entre qué valores está comprendido el número atómico del elemento A y el del elemento B.

b) Indicar, razonadamente, el elemento más electronegativo. 7.-Indicar los valores posibles de los números cuánticos n, l, m y s para un electrón situado en un orbital 4f. 8.- a) Las siguientes configuraciones electrónicas de átomos en su estado fundamental son incorrectas. Indica por qué:

i. 1s2 2s2 2p5 3s1 ii. 1s2 2s1 2p6 3s2

iii. 1s2 2s2 2p6 3s2 3d2 iv. 1s3 2s2 2p4

b) Ordena los siguientes cationes en orden creciente de radio atómico: Be2+, Li+, Na+ y K+. Razona tu respuesta. 9.- a) Escriba las configuraciones electrónicas externas características de los metales alcalinotérreos y de los halógenos. Ponga un ejemplo de cada uno. b) ¿Quien presenta mayor afinidad electrónica, los metales alcalinos o los alcalinotérreos? c) Defina potencial (energía) de ionización. Indique y justifique qué elemento del sistema periódico tiene la mayor energía de ionización . 10.- a) Razone cuál de los dos iones que se indican tiene mayor radio iónico: Na+ y Al3+. b) ¿Cuántos electrones puede haber con n=3 en un mismo átomo? ¿En qué principio de basa? 11.- Para los tres elementos siguientes, el número atómico es 19, 35 y 54. Indique de forma razonada:

a) El elemento y su configuración electrónica b) Grupo y período del sistema periódico al cual pertenece. c) El elemento que tiene menor potencial de ionización. d) El estado de oxidación más probable en cada caso. e) Configuración electrónica de los iones resultantes en el apartado anterior.

12.- Un átomo tiene la configuración electrónica siguientes: 1s2 2s2 2p6 2s2 3p6 5s1: ¿cuáles serán los números cuánticos de su electrón más externo?. Justifique la veracidad ola falsedad de las afirmaciones siguientes sobre el átomo anterior y su configuración electrónica:

a) Se encuentra en su estado fundamental.

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b) Pertenece al grupo de los elementos alcalinos. c) El del quinto período del sistema periódico. d) Formará preferentemente compuestos con enlace covalente.

13.- Supongamos cuatro elementos del sistema periódico A, B, C y D, cuyos números atómicos son: 37, 38, 53 y 54, respectivamente:

a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) ¿A qué grupo y período pertenece cada elemento? c) Señale y justifique cuál de los elementos presenta mayor afinidad electrónica. d) Razone el tipo de enlace que se establecerá entre A y C. e) ¿Qué elemento presenta mayor radio atómico?

14.-a) Ordene de mayor a menor radio iónico, justificando tu respuesta, los siguientes iones, Be2+, Li+, F-, N3-. b) Ordene de mayor a menor potencial de ionización, justificando su respuesta, los elementos de los que estos iones proceden. 15.- En la misma columna del Sistema Periódico se encuentran los siguientes elementos, colocados por orden creciente de número atómico: Flúor, cloro, bromo. El número atómico del flúor es el 9.

a) Escribe la configuración electrónica de los tres elementos. b) Razona cuál de ellos es el más electronegativo. c) Explica el ion que tiene tendencia a formar cada uno de ellos. d) Explica si cada ion es mayor o menor que el átomo del que procede.

16.-Ordene, razonando la respuesta, los siguientes elementos: sodio, aluminio, silicio, magnesio, fósforo y cloro, según:

a) Su poder reductor. b) Su carácter metálico. c) Su electronegatividad.

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1.- Dado el elemento Z =19:

a) Escriba su configuración electrónica b) Indique a qué grupo y período pertenece c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de su

electrón más externo? 2.- Dados los elementos de números atómicos 19, 25 y 48:

a) Escriba la configuración electrónica en el estado fundamental de estos elementos.

b) Indique el grupo y período al que pertenece cada uno y explique si el elemento de número atómico 30 pertenece al mismo período o al mismo grupo que los anteriores.

c) ¿Qué características común presentan en su configuración electrónica los elementos de un mismo grupo?

3.- Los números atómicos de varios elementos son los siguientes: A = 9, B=16 , C= 17 , D=19 , E=20. Explique razonando la respuesta:

a) Cuál de ellos es un metal alcalino. b) Cuál es el más electronegativo. c) Cuál es el de menor potencial de ionización.

4.-a) Indicar razonadamente los números cuánticos que pueden tener los electrones desapareados del elemento del Sistema Periódico de número atómico Z=16. b) Dados los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de dos elementos del Sistema Periódico. ¿Cómo puede saberse si forman un enlace iónico? 5.-Justifica la verdad o falsedad de los siguientes enunciados:

a) Una combinación posible de números cuánticos para un electrón situado en un orbital 2p es (2, 0, 0, ½).

b) El primer potencial de ionización del Ne es superior al del Na. 6.- Indica en los siguientes pares de iones cuál es el de mayor radio: K+ y Ca2+; S2- y Cl- Justifica la respuesta. Datos: K=19 Ca=20 S=16 Cl=17 7.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de dos elementos:

A : 1s2 2s2 2p2 ; B: 1s2 2s2 2p1 3s1 Indique de un modo razonado si las afirmaciones siguientes son verdaderas o falsas:

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a) Es posible la configuración dada para B. b) Las dos configuraciones corresponden al mismo elemento. c) Para separar un electrón de B se necesita más energía que para separarlo de A.

8.- Dos átomos de hidrógeno se encuentran en los estados excitados correspondientes a los niveles n=2 y n=4, respectivamente. Si estos átomos vuelven directamente a su estado fundamental:

a) Justifique si los átomos emitirán o absorberán energía en forma de radiación. b) Razone para cuál de los dos átomos la radiación electromagnética implicada

tendrá más energía y para cuál de ellos la longitud de onda será mayor. c) Defina energía de ionización de un átomo y discuta cómo varía con su tamaño.

9.- a) Indique la estructura electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 11, 12, 13, 15 y 17. Razone la naturaleza de los enlaces que darían:

b) El elemento de número atómico 11 con el de número atómico 17. c) El de número atómico 12 con el de número atómico 17. d) El de número atómico 13 con el de número atómico 17. e) El de número atómico 15 con el de número atómico 17.

10.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2 2p3 B: 1s2 2s2 2p6 3s1 C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 D: 1s2 2s2 2p63s2 3p3 E: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Indica las fórmulas y los tipos de enlace predominantes en los posibles compuestos que pueden formarse al unirse: AE, BE, CE, DE y EE 11.-Responder, razonando las respuestas, a las siguientes cuestiones que se plantean, indicado si son verdaderas o falsas:

a) Los valores (3, 2, 2,+1/2) representan a un electrón situado en un orbital 3d. b) A lo largo de un período, las propiedades químicas de los elementos son

semejantes. c) La energía de ionización en un período aumenta de izquierda a derecha. d) Los elementos de un mismo grupo presentan propiedades químicas muy

similares pero no iguales, debido a que su configuración electrónica externa varía muy poco de unos a otros.

12.-Dadas las siguientes configuraciones electrónicas más externas:

a) ns1 b) ns2 np1 c) ns2 np3 d) ns2np6

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Identifique dos elementos de los grupos anteriores y razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de esos elementos. 13.- Dado el elemento A(Z=17), justifique cuál o cuales de los siguientes elementos, B(Z=19) , C(Z=35) yD(Z=11):

a) Se encuentra en su mismo período. b) Se encuentran en su mismo grupo c) Son más electronegativos d) Tienen menor energía de ionización

14.- Enuncie los postulados del modelo atómico de Bohr y explique la diferencia fundamental entre este modelo y el de Rutherford. 15.- Defina la electronegatividad y justifique el orden que presentará respecto a esta propiedad los elementos: calcio, aluminio, potasio, oxígeno, helio y fósforo. Datos: Ca=20 K=19 P=15 Al=13 O=8 He=2 16.- a) Escribe la configuración electrónica de los átomos de azufre (Z=16), calcio (Z=20) y selenio (Z=34). Ordénalos de mayor a menor tamaño. b) Escribe la configuración electrónica de los iones S2- , Ca2+ y Se2-. Ordénalos de mayor a menor tamaño. 17.- a) Ordene razonadamente los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 3, 11 y 19 respectivamente, por orden creciente de su energía de ionización. b) Ordene razonadamente los elementos D, E y F cuyos números atómicos son 4, 6 y 9 respectivamente, por orden creciente de su radio atómico.

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1.- La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s22s22p63s23p65s1. Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento:

a) Pertenece al grupo de los alcalinos. b) Pertenece al período 5 del sistema periódico. c) Tiene carácter metálico.

Solución: a) V b) F c) V 2.- Sabiendo que los números atómicos del argón y del potasio son 18 y 19, respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones:

a) El número de electrones de los iones K+ es igual al de los átomos neutros del gas argón.

b) El número de protones de los iones 39K+ es igual al de los átomos 40Ar. c) Los iones K+ y los átomos de gas argón no son isótopos. d) El potasio y el argón tiene propiedades químicas distintas.

Solución: a) V b) F c) V d) V 3.- La configuración electrónica de un átomo de un elemento del sistema periódico, en su estado fundamental, es: 1s22s22p63s23p63d84s2.

a) Indicar razonadamente los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica anterior.

b) Indicar razonadamente los números cuánticos del electrón más externo en la configuración electrónica anterior.

c) Indicar razonadamente la situación de este elemento en el sistema periódico. d) Indicar razonadamente cuántos electrones desapareados tiene un átomo de este

elemento, en su estado fundamental. Solución: a) 10 posibilidades (Ej: (3, 2, 0,-1/2) b) 2 posibilidades (Ej: (4, 0, 0, 1/2) c) 4º periodo. d) 2 4.- A es un elemento químico cuya configuración electrónica en la última capa es 3s1, mientras que B es otro elemento cuya configuración para la capa de valencia es 4s24p5.

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a) ¿Cuál de estos elementos tiende a perder electrones y cuál a ganarlos? b) ¿Qué tipo de enlace cabe esperar para el compuesto AB?

Solución: a) A y B b) Iónico. 5.-Indicar, y justificar en cada caso, el elemento químico que se corresponde con la característica señalada:

a) Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor carácter metálico. b) Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor energía de ionización. c) Es el elemento cuyo ion dipositivo posee la configuración electrónica [Ar]4s2.

Solución: a) Bi b) N c) Ti 6.-Sea el elemento de Z = 20. Explique de manera razonada:

a) Su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es. b) Su situación en el sistema periódico, y cite otro elemento de su mismo grupo. c) Las valencias más probables que puede presentar. d) Cuáles son los números cuánticos de su electrón diferenciador.

Solución: a) Ca b) 4º periodo. Grupo 2 (Alcalinotérreos). c) + 2 d) (4, 0, 0, ±1/2) 7.-Considere la configuración electrónica: 1s22s22p63s23p63d84s2.

a) ¿A que elemento corresponde? b) ¿Cuál es su situación en el sistema periódico? c) Indique los valores de los números cuánticos del último electrón. d) Nombre dos elementos cuyas propiedades sean semejantes a este. Razone las respuestas.

Solución: a) Ni b) 4º Periodo. Grupo 10 (Metales de transición). c) Electrón diferenciador: 5 posibilidades. Electrón más externo: 2 posibilidades d) Pd y Pt 8.- En la siguiente tabla se indica el número de partículas subatómicas de diferentes átomos. Indica y justifica:

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a) Cuáles de estas especies son átomos neutros. b) Cuáles son iones e indica de qué iones se trata. c) Cuáles son isótopos y en qué se diferencian. d) Cuáles son metales y cuáles no metales.

Átomo I II III IV V Número de electrones

5 5 10 10 13

Número de protones

5 5 7 12 13

Número de neutrones

5 6 7 13 14

Solución: a) I, II, V b) III, IV c) I, II d) Metales: IV, V No Metales: I, II, III 9.- El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z = 17). Responder a las siguientes cuestiones:

a) Indicar las configuraciones electrónicas de dichos elementos. b) Indicara qué grupo y período pertenecen. c) ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razonar la respuesta. d) Razonar qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula

del compuesto resultante. Solución: a) 3º Periodo. Grupo 1 (alcalinos) y G 17 (halógenos) b) B c) Iónico 10.-Explique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Un ion Ca2+ tiene más protones que un átomo de Ca. b) Un ion Na+ pesa más que un átomo de Na. c) Un ion S2- tiene configuración electrónica de gas noble. d) El ion Li+ es isoelectrónico con el ion Be2+.

Solución: a) F b) F c) V d) V 11.- Dado el elemento de Z = 22 responda a las siguientes cuestiones:

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

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c) ¿Cuáles serán los iones más estables de este elemento? Solución: a) 1s22s22p63s23p64s2 3d2 b) 4º Periodo. Grupo 4 (Metales de transición). c) X2+, X4+. 12.- Para el elemento químico que se ubica dentro del sistema periódico en el grupo 16 o (VIA) y en el tercer período, indique:

a) La estructura electrónica en su estado fundamental b) El número de electrones de valencia que poseerá. c) El tipo de enlace (iónico, covalente, etc.) que formará cuando se enlace con

oxígeno. d) Formule las sustancias que se obtienen cuando ese elemento se combina con

oxígeno y resalte alguna propiedad destacada de las mismas. Solución: a) 1s22s22p63s23p64s2 3d10 4p4 b) 6 c) Covalente d) SO, SO2 y SO3 13.-Indique la posición en el sistema periódico de los elementos calcio, cesio, fósforo, neón y cinc, y discuta sus propiedades periódicas. Datos: números atómicos: Ca= 20, Cs= 55, P= 15, Ne= 10 Zn = 30 Solución: 4º Periodo y Grupo 2 (alcalinotérreos). 6º Periodo y Grupo 1 (alcalinos). 3º Periodo y Grupo 15 (nitrogenoideos). 2º Periodo y Grupo 18 (gases nobles). 4º Periodo y Grupo 12 (metales de transición). 14.-Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s22s22p2 B: 1s22s22p13s1 Razona si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:

a) Ambas configuraciones corresponden a átomos en su estado fundamental. b) La configuración A corresponde a un átomo de un gas noble. c) Las dos configuraciones corresponden a átomos de un mismo elemento. d) Para separar un electrón de A se requiere más energía que para separarlo de B.

Solución: a) F b) F c) C

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d) C 15.- a) Ordene los siguientes elementos según el tamaño creciente de sus átomos, justificando la respuesta: F; Mg; Ne; K; Cl; P.

b) Ordene las siguientes especies químicas de mayor a menor tamaño justificando la respuesta: Na+; F-, Mg2+, O2-, N3-; Al3+.

Datos: Números atómicos: N:7; O:8; F:9; Ne:10; Na:11; Mg:12; Al:13; P:15; Cl:17; K:19. Solución: a) Ne < F < Cl < P < Mg < K b) N3- > O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2005) ESTUCTURA ATÓMICA. SISTEMA PERIÓDICO

1.- Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas: ns1 ns2np1 ns2np6

a) Identifica el grupo del Sistema Periódico al que corresponde cada una de ellas. b) Para el caso n = 4, escribe la configuración electrónica completa del elemento de

cada uno de esos grupos y nómbralo. 2.- a) Indica la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 13, 17 y 20, respectivamente. b) Escribe la configuración electrónica del ion más estable de cada uno de ellos. c) Ordena estos iones por orden creciente de sus radios, explicando su ordenación. 3.- Dados los elementos A (Z = 13), B (Z = 9) y C (Z = 19):

a) Escribe sus configuraciones electrónicas utilizando la notación s, p , d. b) ¿Cuál será la configuración electrónica del ion más estable de cada uno? c) Define el concepto de electronegatividad e indica cuál de los elementos

anteriores se espera que tenga el valor más alto y cuál el más bajo. 4.- Indica, razonadamente, los números cuánticos (n, l, m, s) del último electrón que completa la configuración electrónica, en su estado fundamental, de los elementos del sistema periódico del número atómico 32, 33, 34 y 35. 5.- Los siguientes enunciados son falsos: indica la razón de ello y rescríbelos correctamente:

a) Para los siguientes cationes, el orden de tamaño del radio iónico es: Al3+ > Na+ > Mg2+ b) El azufre, el oxígeno y el selenio poseen valencias 2, 4 y 6.

Datos: Números atómicos O = 8, Na = 11; Mg = 12; Al = 13; S = 16; Se = 34 6.- Indica la configuración electrónica de la capa de valencia correspondiente al elemento del grupo V A ( o grupo 15) situado en el cuarto período. ¿Qué tipo de enlace poseen los óxidos de este elemento? ¿Por qué? 7.- Contesta a los siguientes apartados:

a) Enuncia el principio de exclusión de Pauli y analiza las consecuencias que se derivan del mismo.

b) Enuncia el principio de incertidumbre de Heisenberg. c) Define qué es un orbital atómico.

8.- Considera las siguientes configuraciones electrónicas en estado fundamental: 1ª) 1s2 2s2 2p7 ; 2ª) 1s2 2s3 ; 3ª) 1s2 2s22p5 ; 4ª ) 1s2 2s2 2p6 3s1

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a) Razona cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli. b) Deduce el estado de oxidación más probable de los elementos cuya

configuración sea correcta. 9.- Dados los átomos e iones siguientes: ion cloruro, ion sodio y neón:

a) Escribe su configuración electrónica b) Justifica cuál de ellos tendrá un radio mayor c) Razona a cuál de ellos será más fácil arrancarle un electrón.

10.- Sean las configuraciones electrónicas de los átomos neutros: A (1s2 2s2 2p6 3s1) B (1s12s22p6 6s1) Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

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

11.- Los números atómicos de tres elementos A, B y C son 11, 17 y 20 respectivamente:

a) Escribe sus configuraciones electrónicas, e indica de qué elemento se trata: nombre, símbolo, familia y período.

b) ¿Cuáles serían los iones más estables que se obtendrían a partir de los mismos? Justifica la respuesta.

c) Si comparamos A con B: ¿Cuál es más electronegativo? ¿Cuál tiene menor energía de ionización? Justifica las respuestas.

d) Explica qué tipo de enlace se podrá formar entre B y C, y cuál será la fórmula del compuesto resultante.

12.- Dados los elementos X, Y y Z, cuyos números atómicos son 19, 17 y 12, respectivamente, indica, razonando las respuestas:

a) La estructura electrónica de sus respectivos estados fundamentales y a qué grupo pertenecen.

b) Tipo de enlace cuando se unen X e Y, y cuando se unen entres sí átomos de Z. c) El elemento de menor potencial de ionización.

13.- a) Define número másico, número atómico e isótopo. b) Si 6

3 Li y 73Li presentan masas atómicas de 6,0151 y 7,0160 u, y porcentajes de

abundancia del 7, 42 y 92, 58%, respectivamente. Calcula la masa atómica media del litio. 14.- Describe la estructura electrónica en su estado fundamental de los elementos químicos cuyos números atómicos son 17 y 37. Ubícalos en el Sistema Periódico y razona si esos elementos presentarán carácter metálico o si tendrán, en general, carácter oxidante.

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15.- El catión monovalente de cierto elemento X y el anión divalente de otro elemento Y tienen la misma configuración electrónica:

1s22s22p63s23p64s23d104p6

a) Razonando la contestación, sitúa los elementos X e Y en el grupo y período del Sistema Periódico que les corresponde e indica sus números atómicos.

b) Explica cuál de los dos iones tiene mayor volumen. 16.- Los elementos A, B, C y D tiene números atómicos 12, 14, 17 y 37, respectivamente.

a) Escribe la configuración electrónica de A 2+, B , C- y D. b) Indica, justificando la respuesta, si las siguientes proposiciones referidas a los

elementos anteriores A, B, C y D son verdaderas o falsas: B1) El elemento que tiene el radio atómico más pequeño es el B. B2) El elemento D es el que tiene mayor energía de ionización (I1). B3) El elemento C es el que tiene mayor afinidad electrónica. B4) Cuando se combinen C y D se forma un compuesto molecular.

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ENLACE QUÍMICO

1.- Describa la geometría molecular del tricloruro de nitrógeno y del agua que se obtendría al aplicar cada uno de los siguientes métodos:

a) El método de enlace de valencia utilizando orbitales (puros) simples. b) Teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). c) Método de enlace de valencia utilizando orbitales híbridos.

2.- a) Ordena las siguientes moléculas por orden creciente de su momento dipolar: BCl3, H2O y H2S. b) Explica la hibridación del átomo de B en la molécula de BCl3 Datos: Números atómicos: B=5 Cl=17 3.-a) Indique cuál es la geometría de las moléculas AlH3, BeI2, PH3 y CH4 según la teoría de la repulsión de par de electrones en la capa de valencia. b) Señale y justifique si alguna de las moléculas anteriores es polar. 4.- Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de enlace N-H existe en el amoníaco? ¿Y entre los átomos de K en el potasio sólido? b) ¿Qué fuerzas hay que romper para fundir el bromuro potásico sólido? ¿Y para fundir el (I2) sólido? 5.- a) ¿Cuál de los siguientes compuestos es más soluble en agua: CsI o CaO? Justifique la respuesta. b) ¿Cuáles son las diferencias más importantes entre un enlace sigma y uno pi? 6.-Deduzca las geometrías moleculares de las especies NF3 y BF3, indicando en cada caso la hibridación de orbitales atómicos del elemento central y su polaridad (si existe). 7.- Defina el concepto de energía de red y explique cuáles son los factores que afectan a dicha magnitud mediante ejemplos adecuados. 8.- De las siguientes moléculas: NO, C2H4, CO2, N2, CCl4 y SO2, indique:

a) ¿En que moléculas todos los enlaces son sencillos? b) ¿En qué moléculas existe algún enlace doble? c) ¿En qué moléculas existe un número impar de electrones. Razone la respuesta

utilizando estructuras de Lewis. 9.- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C (diamante) y CaSO4: a) Explique el tipo de enlace que presenta cada una. b) Indique el estado de agregación para esas sustancias en condiciones normales. 10.-Según la teoría del modelo de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia, indique para las moléculas de metano, CH4, tricloruro de fósforo, PCl3; hexafluoruro de azufre SF6:

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a) El número de pares de electrones de enlace y de pares de electrones solitarios que presentan. b) La ordenación espacial de los pares de electrones de valencia para el átomo central. c) La geometría que presenta la molécula.

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1.- Justifique las siguientes afirmaciones:

a) A 25ºC y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno un gas. b) El etanol es soluble en agua y el etano no lo es c) En condiciones normales el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el

yodo es sólido. 2.-En las siguientes parejas de moléculas, una de ellas es polar y la otra no lo es:

HI, I2 NH3 , BF3 H2O, BeCl2

a) Explique razonadamente la geometría de estas moléculas b) Indique razonadamente en cada pareja cuál es la molécula polar y cuál la no

polar. 3.- Responder a las siguientes cuestiones:

a) Representar las estructuras de Lewis para las siguientes moléculas es estado gaseoso indicando el número de pares enlazantes y no enlazantes (libres) en el entorno de cada átomo central: H2O, BeCl2, BCl3, NH3

b) Razonar qué moléculas se pueden considerar como excepciones a la regla del octeto.

c) Dibujar la geometría de cada molécula. Datos: Números atómicos (Z): Cl=17 Be=4 B=5 C=6 N=7 O=8 H=1 4.- a) Definir energía reticular b) Relacionar la energía reticular con otras energías en el ciclo de Born – Haber para la formación de NaCl. c) Se consideran los compuestos iónicos los formados por un mismo catión y los aniones halógenos (F-,Cl-, Br-, I-). A medida que aumenta el número atómico de los halógenos, ¿cómo varía el punto de fusión de los compuestos iónicos? Razónalo. 5.- a) Explica cuál es la hibridación de los orbitales de los átomos de carbono en la molécula de eteno. b) Indica si las fórmulas de: H2O y CO2 presentan momento bipolar. 6.- Discuta si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Todos los compuestos covalentes tienen bajos puntos de fusión y ebullición. b) Todas las moléculas que contienen hidrógeno pueden unirse a través de enlaces

de hidrógeno intermoleculares. 7.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos, pero la naturaleza de sus redes cristalinas es muy diferente. Explica el tipo de sólido que forman e indica, justificándolo, quién presenta un mayor punto de fusión.

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8.- De acuerdo con la teoría de hibridación de los orbitales, predice la geometría de las moléculas de BeCl2, BCl3 y CH4. 9.-Indica, justificándolo, cuál de los siguientes compuestos es más soluble en agua:

a) NaCl/CCl4 b) CH3OH/CH3-O- CH3 c) C6H6 /H2O2

10.- Calcule la energía de red del cloruro de calcio a partir de los siguientes datos: ∆Hformación (CaCl2)= -796 kJ/mol ; ∆Hsublimación (Ca) = 178 kJ/mol; ∆Hdisociación (Cl2) = 244 kJ/mol ; ∆H1ª ionización (Ca) = 590 kJ/mol ; ∆H2ª ionización(Ca) = 1146 kJ/mol; ∆Haf.

electrónica(Cl) = -349 kJ/mol. 11.- Defina energía reticular de un compuesto iónico y conecte este concepto con el ciclo de Born-Haber. 12.- Desarrolle, la geometría de las moléculas de BF3, NH3 y CH4. Comente las diferencias, si las hay, justificando sus afirmaciones. 13.- Dadas las siguientes sustancias: flúor, fluoruro sódico, fluoruro de hidrógeno.

a) Explica el tipo de enlace que se puede encontrar en cada una de ellas. b) Ordénelas, razonadamente, de mayor a menor punto de fusión.

Datos: (Z): H=1 F=9 Na=11 14.- Considere las siguientes moléculas CCl4, F2O y NCl3. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Dibuje su estructura de Lewis b) Describa su forma geométrica. c) Clasifique las moléculas anteriores como polares o apolares.

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1.- En los siguientes compuestos: BCl3, SiF4 y BeCl2.

a) Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de repulsión de

pares de electrones de la capa de valencia. b) ¿Qué orbitales híbrido presenta el átomo central?

2.-Defina el concepto de energía de red y ordene los compuestos iónicos: NaF, KBr y MgO según los siguientes criterios.

a) Energía de red creciente. b) Punto de fusión creciente.

Justifica la respuesta. 3.- Una sustancia desconocida tiene un punto de fusión bajo, es muy soluble en benceno, ligeramente soluble en agua y no conduce la electricidad. Explique razonadamente a cuál de los siguientes grupos pertenecería probablemente:

a) Un sólido covalente o atómico. b) Un metal c) Un sólido iónico d) Un sólido molecular.

4.-Las moléculas NO y BF3 son ejemplos de excepción en el cumplimiento de la regla del octeto. Se pide:

a) Explicar en qué consiste la mencionada regla. b) Escribir las estructuras de Lewis para esas moléculas y justificar por qué no

cumplen la mencionada regla. c) Predecir la forma geométrica y la posible polaridad de la molécula de

formaldehído (H2CO) Datos: (Z) H:1; B:5; C:6; N:7; O:8; F:9 5.-Considerar la molécula BF3. Explicar razonadamente:

a) Cómo se forma la hibridación que presenta el átomo de boro. b) La polaridad de los enlaces B-F c) La geometría de la molécula d) La polaridad de la molécula.

Datos: B (Z=5), F (Z=9) 6.-Razona el tipo de enlace químico que predomina en cada una de las siguientes sustancias:

a) Yoduro de cesio

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b) Níquel c) Cloruro cálcico d) Trióxido de dicloro

7.- a) Escribir las estructuras de Lewis correspondientes a las especies químicas: monoclorometano, dióxido de carbono y amoníaco. b) Indicar, razonadamente, si alguna de ellas presenta polaridad. 8.- En las cuatro preguntas siguientes, escoja la única respuesta que considere válida: 8.1. Una molécula biatómica:

a) Siempre tiene carácter polar. b) Sólo es polar si los dos átomos son diferentes. c) Sólo es polar si los dos átomos son iguales. d) No puede ser polar, porque no puede tener estructura angular.

8.2. Una reacción endotérmica: ( pertenece a otro tema)

a) Calentará el recipiente en el que tenga lugar. b) No puede ser espontánea, porque ∆Gº será siempre positivo. c) Implica ∆Sº> 0 d) Refavorecerá si incrementamos la temperatura.

8.3. Indique cuáles de los siguientes compuestos son gases a temperatura ambiente y 1 atm de presión: 1) HCl 2) CO2 3) I2 4)KCl 5)NH3

a) 2 y 5 b) 2,3 y 5 c) 1,2 y 5 d) 1, 2 y 4

9.-Para las siguientes especies: F2, NaCl, CsF, H2S, AsH3, SiH4, explique razonadamente:

a) Cuáles tendrán enlaces covalentes puros b) Cuáles tendrán enlaces covalentes polares c) Cuáles tendrán enlaces iónicos d) Cuál será el enlace con mayor carácter iónico

Datos: Electronegatividades de Pauling: F = 4,0; Na = 0,9; Cl = 3,0; Cs = 0,7; H = 2,1; S = 2,5; As = 2,0; Si =1,8. 10.-Considere la molécula de acetileno, C2H2. Conteste razonadamente:

a) ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo de carbono en este compuesto? ¿Cuántos enlaces de tipo σ y cuantos de tipo π presenta la molécula?

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b) ¿Qué tipo de reacción química tendría lugar esntre esta especie e hidrógeno molecular? Escriba las reacciones correspondientes indicando los nombres de los productos.

11.- a) Justificar la polaridad de las siguientes moléculas: HCl, I2 y CH2Cl2 y comente la naturaleza de las fuerzas intermoleculares presentes. b) Indique, mediante un ejemplo, la propiedad característica que diferencie un sólido o compuesto iónico de un sólido o compuesto molecular. 12.-Justifique que el cloruro de potasio tiene un punto de fusión de 770ºC, mientras que el cloro es un gas a temperatura ambiente. 13.- Predice si serán polares o no las siguientes moléculas: ICl, H2S, CH4, PCl3, BeCl2. Justifica la respuesta. 14.-El compuesto AX3 no tiene momento dipolar, mientras que el EX3 sí lo tiene, siendo en ambos casos X un halógeno. A partir de estos datos, indica justificándolo si cada una de las siguientes proposiciones es correcta o no:

a) El compuesto AX3 debe tener un enlace doble. b) La molécula AX3 debe tener forma planar con ángulos de 120º. c) El átomo E del compuesto EX3 tiene electrones de valencia sin compartir. d) El átomo E es más electronegativo que el átomo A.

15.-El elemento A (Z=11) se combina con el elemento B (Z=17). Responder a las siguientes cuestiones:

a) Indicar las configuraciones electrónicas de dichos elementos. b) Indicar a qué grupo y período pertenecen. c) ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razonar la respuesta. d) Razonar qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula

del compuesto resultante. 16.- Dadas las siguientes moléculas: a) CF4; b) C2Br2 (enlace carbono-carbono); c) C2Cl4 (enlace carbono-carbono). Justificar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) En todas las moléculas, los carbonos presentan hibridación sp3. b) El ángulo Cl – C – Cl es próximo a 120º. c) La molécula C2Br2 es lineal.

17.-Para la molécula NF3:

a) Representa la estructura de Lewis. b) Prediga la geometría de esta molécula según la teoría de repulsión de los pares

de electrones de la capa de valencia. c) Justifique si la molécula de NF3 es polar o apolar.

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18.-Explica claramente:

a) Polaridad de un enlace. b) Moléculas polares. c) La polaridad en el caso de la molécula de agua. d) Propiedades especiales del agua.

19.- Dadas las moléculas: CF4, CO2, Cl2CO, NCl3, responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Represente su estructura de Lewis. b) Prediga su geometría molecular. c) Explique si cada una de estas moléculas tiene o no momento bipolar.

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1.- Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4:

a) Indica el tipo de enlace que existirá en cada una. b) Justifica si los enlaces están polarizados. c) Razona si dichas moléculas serán polares o apolares.

2.- Para las moléculas BCl3 y NH3, indica:

a) El número de pares de electrones sin compartir de cada átomo central. b) La hibridación del átomo central. c) Justifica la geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de

la capa de Valencia. 3.- Justifica por qué entre las moléculas de CH3OH se produce enlace de hidrógeno mientras que no existe este tipo de enlace entre las moléculas de HCHO. 4.- a) Ordena, razonadamente, de mayor a menor punto de fusión, compuestos: BaCl2, MgCl2, SrCl2 y Ca Cl2. b) De los cinco elementos que forman los compuestos anteriores, indica, razonadamente, el más electropositivo y el más electronegativo. Números atómicos: Mg ( Z = 12); Cl(Z=17) ; Ca(Z=20); Sr (Z=38) ; Ba(Z=56). 5.- Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) El Ca y el O forman un enlace covalente polar. b) El cloruro de rubidio presentan un mayor carácter iónico que el óxido de

magnesio. c) El cloro y el hidrógeno forman un enlace covalente apolar. d) El K y el F forman un enlace iónico.

6.-Define los conceptos siguientes aportando algún ejemplo:

a) Enlace iónico b) Enlace covalente c) Enlace metálico

7.- La molécula de NH3 es polar porque:

a) Tiene tres hidrógenos y un solo nitrógeno. b) Tiene geometría piramidal c) El hidrógeno tiene mucha afinidad por el agua d) Todas las moléculas que tienen nitrógeno son polares.

8.- Explica, utilizando orbitales híbridos y razonando las respuestas, el tipo de enlace y la geometría de las siguientes moléculas:

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a) Etino o acetileno b) Amoníaco c) Dióxido de azufre

9.- Indica razonadamente la geometría del tricloruro de boro y del tricloruro de nitrógeno. Justifica las diferencias entre ambos compuestos. 10.- Entre las siguientes sustancias: HF, SiO2, CH4, I2 y NaCl identifica, razonándolo:

a) Un gas formado por moléculas tetraédricas. b) Aquellos compuestos solubles en tetracloruro de carbono c) Una sustancia que presenta interacciones por puente de hidrógeno d) Una sustancia soluble en agua que, fundida, conduce la corriente eléctrica.

11.- Supongamos que los sólidos cristalinos siguientes, en cada uno de los grupos, cristalizan en el mismo tipo de red: 1) NaF, KF, LiF 2) NaF, NaCl, NaBr Indica razonadamente:

a) El compuesto con mayor energía de red de cada uno de los grupos. b) El compuesto con menor punto de fusión en cada uno.

12.- Dadas las siguientes moléculas: BeCl2, Cl2CO, NH3 y CH4.

a) Escribe las estructuras de Lewis b) Determina sus geometría (puedes emplear la Teoería de Reulsión de Pares de

Electrónicos o de Hibridación). c) Razona si alguna de las moléculas puede formar enlaces de hidrógeno d) Justifica si las moléculas BeCl2 y NH3 son polares o no.

Datos: Números atómicos (Z) : Be = 4 , Cl = 17; C = 6, O=8, N=7, H=1 13.- Las temperaturas de fusión de : a) aluminio, n) diamante, c) agua, d) nitrógeno son: -196ºC, 0ºC, 650ºC y 3550ºC aunque no en ese orden. Asigna razonadamente a cada sustancia a), b), c), y d) una temperatura de fusión, justificándola con el tipo de enlace y/o fuerza intermolecular que está presente en cada una de ellas. Datos: Números atómicos: H = 1, C = 6; N = 7; O=8, Al = 13 14.- Dadas las especies químicas H2CO, PH3, SF2, SiH4, responde razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Representa su estructura de Lewis b) Predice su geometría molecular c) Explica si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar.

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1.- Explique razonadamente las siguientes cuestiones: a) Se sabe que la reacción A(s) B(s) + C (g) es espontánea. Si en esta reacción ∆S es positivo, ¿podemos deducir que ∆H debe ser negativo? b) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse para ello? c) Una determinada reacción de hidrogenación es exotérmica y espontánea, pero muy lenta, si se realiza a 25 ºC y presión atmosférica. ¿Qué puede decir (magnitud o signo) acerca de los valores de ∆H, ∆G y energía de activación? Si se añade un catalizador a la reacción, ¿qué valores de los anteriores se modificarán? Solución: a) No. b) Sí. c) Exotérmica y espontánea. Sólo la Ea. 2.-Defina el concepto de energía libre de Gibbs y escriba su expresión matemática. ¿Para qué se utiliza? Solución: Consultar libro de texo. 3.- a) Para una reacción química entre gases, ¿Qué relación existe entre el calor de reacción a volumen constante y la variación de entalpía en la reacción? ¿Pueden ser iguales? Razónelo. b) ¿Podría decirse que una reacción cuya variación de entalpía es negativa es espontánea? Justifíquelo. Solución: a) ΔH = ΔU + Δn.R.T b) No. 4.- Para una determinada reacción a 25ºC, el valor de ∆Hº es 10,5 kJ y el de ∆Sº es 30, 04 J/K. Según esto, podemos afirmar que:

a) Se trata de una reacción espontánea b) Es una reacción exotérmica c) Es una reacción en la que disminuye el desorden d) La variación de energía libre es negativa.

Solución: a) F. b) F. c) F. d) F.

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5.- a) Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción:

CaC2(s) + 2 H2O (l) Ca (OH)2 (s) + C2H2 (g) → b) Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25ºC y 1 atm. Datos: Entalpías estándar de formación en kJ.mol-1: CaC2= -59,0; CO2 = -393,5; H2O = -285,8; Ca(OH)2 = -986,0; C2H2 = 227,0. Solución: a) -128,4 kJ b) 5316,2kJ 6.- Dadas las entalpías de las siguientes reacciones a 25ºC: ∆Hº (kJ) 2H2(g)+ O2 (g) → 2H2O (l)

-572

2C2H6(g) + 7O2 (g) → 4 CO2(g) + 6H2O (l)

-3120

C2H4(g) + 3O2 (g) → 2 CO2(g) + 2H2O (l)

-1411

a) Escribir la reacción de hidrogenación del eteno y deducir si se trata de una reacción endotérmica o exotérmica.

b) Predecir, razonadamente, el signo para su cambio de entropía y justificar por qué puede ser espontánea a bajas temperaturas y, sin embargo, no puede serlo a temperaturas altas.

Solución: b) Exotérmica y espontánea. 7.- Los calores de formación estándar de los hidrocarburos C4H8 y C4H10 son, respectivamente, -13,8 kJ/mol y -123,6 kJ/mol. a) Calcular el calor absorbido o desprendido, en condiciones estándar, en la hidrogenación de 15 g de C4H8 según la reacción:

C4H8 (g) + H2 (g) C4H10 (g) → b) Razonar si la hidrogenación será espontánea a temperaturas altas o bajas. Datos: Masas atómicas: H=1 C=12 Solución: a) -109,8 kJ, para15 g -29,4 kJ

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8.- El aluminio es un agente eficiente para la reducción de óxidos metálicos. Un ejemplo de ello es la reducción del óxido de hierro (III) a hierro metálico según la reacción:

Fe2O3 (s) + 2 Al (s) Al2O3 (s) + 2 Fe (s) → Calcula:

a) El calor desprendido en la reducción de 100 g de Fe2O3 a 298 K. b) La variación de energía libre de Gibbs a 298 K. ¿Es espontánea la reacción a esa

temperatura? Datos: ∆Hºf en kJ/mol: Fe2O3 (s) = -821,37; Al2O3 (s) = -1668,24. Sº en J.mol-1.K-1: Fe2O3 (s) = 90 ; Al2O3 (s) = 51; Al= 28,3; Fe=27,2 Masas atómicas: Fe = 55,85; O=16 Solución: a) Q = 530,3 kJ b) Sí. 9.-La reacción de una mezcla de aluminio en polvo con óxido de hierro (III) genera hierro y óxido de aluminio. La reacción es tan exotérmica, que el calor liberado es suficiente para fundir el hierro que se produce.

a) Calcula el cambio de entalpía que tienen lugar cuando reaccionan completamente 53,96 gramos de aluminio con un exceso de óxido de hierro (III) a temperatura ambiente.

b) ¿Cuántos gramos de hierro se obtienen si el rendimiento de la reacción es del 85%?

Datos: ∆Hºf Fe2O3 (s) = -822,2 kJ; Al2O3 (s) = -1676 kJ Solución: a) -854,1 kJ b) 94,9 g de Fe 10.-El clorato de potasio de descompone en cloruro de potasio y oxígeno. Las entalpías estándar de formación del cloruro de potasio y el clorato de potasio a 25ºC son, respectivamente, -437 kJ.mol-1 y -398 kJ.mol-1.

a) Escriba la reacción correspondiente a la descomposición. b) Calcule la variación de entalpía de la reacción e indique si esta es exotérmica o

endotérmica. c) Razone cuál será el signo de la variación de la entropía estándar de la reacción. d) Justifique si la reacción será o no espontánea en condiciones estándar.

Solución: -39 kJ

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11.- a) Calcule la variación de entalpía estándar correspondiente a la disociación del carbonato de calcio sólido en óxido de calcio sólido y dióxido de carbono gaseoso. ¿Es un proceso exotérmico o endotérmico? Razone la respuesta. Escriba todas las reacciones implicadas. b) ¿Qué volumen de CO2, en condiciones normales, se produce al descomponerse 750 g de CaCO3? Datos: ∆Hºf CaCO3 = -1206,9 kJ/mol; ∆Hºf CO2= -393,13 kJ/mol; ∆Hºf CaO= -635,1 kJ/mol Solución: a) + 178,7 kJ b) V= 167,8 L 12.-Se quiere determinar ∆H del proceso de disolución de un compuesto iónico AB. Indique el procedimiento que debe seguirse y el material necesario. Si al disolverse 0, 2 moles de dicha sustancia en 500 mL de agua se produce un incremento de temperatura de 2ºC, ¿cuál será el valor de ∆H, en J/mol para dicho proceso de disolución? Datos: Ce (disolución) =Ce (agua) = 4,18 J/g.ºC Densidad del agua= 1g/mL Masa de disolución = Masa de agua. Solución: -20 900 J/mol 13.-Calcule el calor de hidrogenación del eteno, sabiendo que el calor de combustión del eteno y del etano son del -337,3 y -372,9 kcal/mol, respectivamente, y que la entalpía de formación del agua es de -68,3 kcal/mol. Solución: -32,7 kcal 14.- Cuando se quema 1 g de ácido acético (ácido etanoico) de desprenden 14,5 kJ, según:

CH3COOH + O2 (g) CO2 + H2O →

a) ¿Cuál será el valor de la entalpía de combustión? b) Halle la entalpía estándar de formación del ácido acético.

Datos: Masas atómicas: C=12; H=1; O=16 ∆Hºf (CO2) = -394 kJ/mol ∆Hºf (H2O) = -259 kJ/mol. Solución: a) 870 kJ b) -436 kJ/mol 15.- Por necesidades de refrigeración se debe enfriar con hielo (0ºC) 100 L de agua que se encuentran a 80ºC en un recipiente, hasta alcanzar una temperatura de 25ºC.

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Suponiendo que no hay desprendimiento de calor el medio ambiente, ¿qué cantidad de hielo es necesaria para el proceso? Datos: C fusión hielo = 334,7 kJ/kg Densidad agua= 1 kg/L Ce agua = 4, 18 kJ/kg.K Solución: m = 89,6 kg a 0ºC 16.- Determine la cantidad de calor que se necesita emplear para producir 7 toneladas de óxido de calcio, mediante la descomposición de carbonato de calcio en su óxido de carbono, si el rendimiento de la descomposición de del 90 %. Datos: ∆Hºf (CaCO3) = - 1209,6 kJ/mol. ∆Hºf (CO2) = -393,3 kJ/mol ∆Hºf (CaO) = -635,1 kJ/mol. Mn (CaO) = 56,0 g/mol. Solución: Q = 2,52 .107 kJ 17.-Dadas la siguientes entalpías de formación: CO2 (g) = -393,5 kJ/mol; H2O (l) = -285,5 kJ/mol y C4H10 (g) = -124,7 J/mol: a) Escriba las reacciones a las que se refieren estos datos. b) Calcule el calor de combustión del C4H10 (g). Solución: b) -2877 kJ 18.- Cuando se añade HCl al CH2=CH-CH3 (propeno), se obtiene CH3-CHCl-CH3 (cloruro de isopropilo). Calcule la entalpía de la reacción a partir de las energías de enlace siguientes: C-C = 348 kJ/mol; C=C = 619 kJ/mol; H-Cl = 432 kJ/mol; C-H = 413 kJ/mol; C-Cl = 326 kJ/mol. Solución: -36 kJ 19.- Dada la reacción:

2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g) →

a) Explica si la descomposición del agua oxigenada es un proceso endotérmico o exotérmico.

b) Determina si el proceso es espontáneo en condiciones estándar. ¿Es espontánea a cualquier temperatura?

Datos

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∆Hºf kJ/mol Sº(J/mol.K) H2O2(l) -187,8 109,6 H2O(l) -285,8 70 O2(g) 0 205

Solución: a) -196 kJ. Exotérmico. b) -233,6 kJ. Exotérmico. 20.- El ácido acético se obtiene industrialmente por la reacción del metanol con monóxido de carbono. a) Razone si la reacción es exotérmica o endotérmica. b) Calcule la cantidad de energía intercambiada al hacer reaccionar 50 kg de metanol con 30 kg de monóxido de carbono, siendo el rendimiento de la reacción del 80%. Datos: Entalpía de formación: Metanol: -238 kJ.mol-1 Ácido acético: -485 kJ.mol-1 Monóxido de carbono: -110 kJ.mol-1 Masas atómicas: H=1; C=12; O=16 Solución: a) - 137 kJ (exotérmica). b) -1,17.105 kJ

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1.- El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:

6CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6(s) + 6 O2 (g) ∆Hº = 3402,8 kJ Calcule:

a) La entalpía de formación estándar de la glucosa, C6H12O6 b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante

fotosíntesis. Datos: ∆Hºf [H2O(l)] = -285,5kJ/mol ∆Hºf [CO2(g)] = -393,5kJ/mol C=12 H=1 O=16 Solución: a) -673 kJ /mol b) 459,8 kJ 2.-Razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones:

a) Las reacciones endotérmicas tienen energías de activación mayores que las reacciones exotérmicas.

b) En una reacción, A B, se determina que, a una cierta presión y temperatura, la reacción es espontánea y endotérmica, por lo que B tiene una estructura más ordenada que A.

c) En un proceso espontáneo, la variación de entropía del sistema puede ser nula. Solución: a) F. b) F. c) V. 3.- a) Calcule la energía estándar de la reacción que tiene lugar en la etapa final de la producción de ácido nítrico:

NO2 (g) + H2O (l) HNO3 (ac) + NO (g) →

En la que el dióxido de nitrógeno (gas) se disuelve en agua (líquida) dando ácido nítrico (acuoso) y monóxido de nitrógeno (gas). Datos: ∆Hºf [NO2(g)] = + 33,2kJ/mol ∆Hºf [NO(g)] = +90,25kJ/mol ∆Hºf [HNO3(ac)] = -207,4kJ/mol ∆Hºf [H2O(l)] = -241,8kJ/mol b) Calcule la molaridad de la disolución de ácido nítrico que se obtendrá si se parte de 10litros de dióxido de nitrógeno, medidos a 25ºC y 3 atmósferas y se hace reaccionar con 4 litros de agua. (Suponga que el volumen del líquido, 4 litros, no cambia al disolverle gas). R= 0, 082 artm.L/mol.K


Solución: a) -182,3 kJ b) 0, 2M 4.- En la combustión completa en condiciones estándar de 6 litros de eteno (C2H4), medidos a 27ºC y 740 mm de Hg, se desprenden 314kJ, quedando el agua en estado gaseoso. Calcula:

a) La entalpía de combustión estándar del eteno. b) La entalpía de formación a 298 K del eteno. c) La variación de entropía a 298 K para el proceso de combustión considerado

(para 6 litros de eteno). Datos: ∆Gº para la combustión del eteno: -1314,15 kJ.mol-1 ∆Hºf [CO2(g)] = -393,5 kJ/mol ∆Hºf [H2O(g)] = -241,8 kJ/mol R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) - 1309 kJ /mol b) + 38,4 kJ /mol c) 4,15 J/K 5.- Considere la reacción:

H2 (g) + Cl (g) 2HCl (g) ; ∆H= -184,6kJ → ← Si reaccionan, en un recipiente, 3 moles de H2 (g) y 5 moles de Cl2 (g); manteniendo la presión constante de 1 atmósfera y a la temperatura de 25ºC

a) Calcular el trabajo realizado y dar el resultado en julios b) Calcular la variación de la energía interna del sistema

Solución: W = 0 ; ∆U = -553,8 kJ 6.- a) Para que una reacción química sea espontánea, ¿es suficiente con que sea exotérmica? Razone la respuesta. b) Enuncie la ley de Hess y comente alguna de sus aplicaciones. Solución: No 7.- De acuerdo con la ecuación que relaciona la variación de energía libre con la variación de entalpía y la variación de entropía, razonar:

a) Cuándo un proceso químico es espontáneo b) Cuándo un proceso químico es no espontáneo c) Cuándo está en equilibrio

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8.- Determina la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del eteno:

a) A partir de la entalpías de formación estándar. b) Utilizando las entalpías de enlace estándar c) Con las entalpías de combustión estándar del etano, el eteno y el calor de

formación del agua. Datos: ∆Hºf [eteno] = 52,30 kJ/mol ∆Hºf [etano] = -84,60 kJ/mol ∆Hºc [etano] = -1560,95 kJ/mol ∆Hºf [agua] = -285,50 kJ/mol ∆Hºc [eteno] = -1411,93 kJ/mol E ( C = C)= 610 kJ/mol E ( C - C)= 347 kJ/mol E ( H- H)= 436kJ/mol E ( C-H)=415 kJ/mol Solución: -136,9 kJ 9.- Sabiendo que los calores de formación a 298 K del butano (C4H10), dióxido de carbono y agua, son -125 kJ/mol , -393 kJ/mol , -242 kJ/mol, respectivamente, calcular:

a) La entalpía de combustión del butano haciendo uso de la ley de Hess b) La variación de energía interna que acompaña al procso.

R= 8, 31. 10-3 kJ.mol-1K-1 Solución: a) -2657 kJ b) ∆U = 2661 kJ 10.- Explica razonadamente cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción en la que ∆Hº < 0 y ∆Sº > 0 , suponiendo que ambas magnitudes no varían con la temperatura. 11.- El calor de combustión del butano gaseoso a presión constante y 25ºC es -2 879 kJ. Sabiendo que los calores de formación de CO2 (g) y H2O(l) son -393,5 y -285 , 8 kJ, respectivamente. Calcular:

a) El calor de formación del butano a presión constante. b) El calor de combustión a volumen constante.

R= 8, 31 J.mol-1K-1

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Solución: a) -124 kJ /mol b) Qv = -2870 kJ 12.- La entalpía de combustión del butano es ∆Hc = -2642 kJ.mol-1 si todo el proceso tiene lugar en fase gaseosa:

a) Calcule la energía media de enlace O – H. b) Determine el número de bombonas de butano ( 6 kg de butano/bombona) que

hacen falta para calentar una piscina de 50 m3 de 14 a 27ºC. Datos: R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 C=12 O=16 H=1

Ce (agua) : 4, 18 kJ.K-1kg-1

ρ(densidad del agua) = 1 kg.L-1 Energías medias de enlace: E(C – C) = 346 kJ.mol-1 E (C=O) = 730 kJ.mol-1 E (O=O) = 487 kJ.mol-1 E (C - H) = 413 kJ.mol-1

Solución: a) 514 kJ /mol b) 10 bombonas 13.- Discuta la espontaneidad de la reacción CaCO3 CaO + CO2 a las siguientes temperaturas: 417,4ºC , 834,8 ºC y 1252 ºC. Justificando además, cuál de ellas sería la más adecuada para obtener óxido de calcio. Datos: ∆Hº = +177802 J ∆Sº = +160,5 J/K Solución: 1252 ºC 14.- En algunos países se utiliza el etanol como alternativa a la gasolina en los motores de automóviles. Suponiendo que la gasolina es octano puro: a) Escribe, ajustadas, las reacciones de combustión de ambas sustancias. b) Determina qué combustible tienen mayor poder calorífico (calor producido por cada kg quemado) Datos: H=1 C=12 O=16 Entalpías de formación: Etanol Octano Dióxido de

carbono Agua

∆Hºf (kJ/mol) -278 -270 -394 -286 Solución: Mayor la gasolina

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15.- El butano (C4H10) es un compuesto gaseoso que puede experiementar una reacción de combustión.

a) Formule la reacción y ajústela estequiométricamente. b) Calcule el valor (en kcal) que puede suministrar una bombona de butano que

contiene 4 kg de dicho compuesto. c) Calcule el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que será

necesario para la combustión de todo el butano contenido en la bombona. Datos: C=12 O=16 H=1 ∆Hºf C4H10 (g) = -1125 kJ/mol ∆Hºf H2O (l) = -286 kJ/mol ∆Hºf CO2 (g) = -394 kJ/mol 1 kcal = 4, 18 kJ Solución: b) -31100 Kcal c) 10035,1 L de oxígeno. 16.-Utilizando los siguientes datos:

Sustancia C2H6 (g) CO2(g) H2O(l)

∆Hºf ( kJ/mol)

-84,7

-394,0

-286,0

a) Calcular las entalpías de combustión del carbón C(s), y del etano, C2H6 (g) b) A partir de los resultados del apartado anterior, calcular qué combustible posee

mayor entalpía específica (entalpía de combustión por kg de combustible). c) El dióxido de carbono generado en las combustiones contribuye a la

contaminación atmosférica. ¿Cuál es el efecto de esta contaminación?. Indicar otros gases que también sean responsables de este tipo de contaminación.

Solución: a) -394 kJ b) -1561,3 kJ c) etano > carbón

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1.- Escriba las ecuaciones termoquímicas correspondientes a los procesos de formación estándar, a partir de sus elementos del dióxido de carbono, el agua y el ácido metanoico o fórmico, y la reacción de combustión de este último. 2.-Razonar en qué condiciones serán espontáneos los procesos cuyas variaciones de entalpía y de entropía son las siguientes:

a) ∆H >0 ; ∆S>0 b) ∆H >0 ; ∆S<0 c) ∆H <0 ; ∆S>0 d) ∆H <0 ; ∆S<0

3.- Defina la ley de Hess. Ponga un ejemplo práctico. 4.-Las variaciones de entalpía y entropía estándar para el proceso: CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) son ∆Hº = 177802 J y ∆Sº = 160,5 J/K

a) ¿Se trata de un proceso exotérmico? b) ¿Por qué aumenta la entropía? c) ¿Será espontáneo a la temperatura de 1000 K? d) ¿Y a 1000 ºC?

Solución: a) No. b) Por el gas que se forma. c) No. d) Sí. 5.- La nitroglicerina, C3H5(NO3)3 , se descompone según la reacción: 4 C3H5 (NO3)3 (l) 12 CO2 (g) + 10 H2O (g) + O2(g) + 6N2 (g) ∆Hº = - 5700 kJ , a 25ºC

a) Calcule la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina. b) ¿Qué energía se desprende cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina?

Datos: ∆Hºf [CO2 (g) ] = -393,5 kJ/mol ; ∆Hºf [H2O (g) ] = -241,8 kJ/mol. Solución: a) ∆Hºf = -360 kJ/mol b) E = -628 KJ Masas atómicas relativas: C = 12; H = 1; O = 16; N = 14 6.-Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:

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C (s) + O2 (g) CO2 (g) ∆Hº1= -393 kJ 2C (s) + O2 (g) 2CO (g) ∆Hº2= -218 kJ ¿Que cantidad de energía se produce en la combustión completa de 56g de CO? Solución: E = -568 KJ 7.-Sabiendo que la combustión completa de 1 g de carbono (s), de un gramo de hidrógeno (g) y de un gramo de metano (g), en condiciones estándar, se desprenden 32,8 kJ, 142,9 kJ y 55,6 kJ, respectivamente, calcular la entalpía estándar de formación de un gramo de metano (g). Datos: H = 1; C = 12 Solución: ∆Hºf = -4,73 KJ/g 8.- En la combustión en condiciones estándar, de 14 gramos de metano se desprenden 398,25 kJ, quedando el agua en estado gaseoso. Sabiendo que las entalpías estándar de formación del dióxido de carbono y del agua en estado gaseoso son -393,5 y -477,8 kJ/mol, respectivamente, calcula:

a) La entalpía molar de combustión del metano. b) La variación de entalpía estándar de la reacción:

CH4 (g) C (s) + 2 H2 (g) Datos: C = 12, H = 1 Solución: a) ∆H = -455,14 KJ/mol b) ∆Hºr = 894 KJ 9.- El CaCO3 (s) se descompone a 850ºC para dar CaO (s) y CO2 (g).

a) Calcular el cambio de entalpía de kJ cuando en la reacción se producen 48,02 g de CO2.

b) ¿Es termodinámicamente espontánea esta reacción? Haga un razonamiento cualitativo.

Datos: Entalpías de formación por mol a 850 ºC: CaCO3 (s) = -1206,9 kJ; CaO (s) = -635,6 kJ; CO2 (g) = -393,5 kJ. Solución: a) ∆Hºr = 194,0 KJ b) No.

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10.-La ecuación termoquímica correspondiente a la reacción de neutralización en una disolución acuosa es: H+ (aq) + OH- (aq) H2O (l) ∆Hº = -54 kJ.mol-1

a) Encuentre qué cantidad de calor corresponde a la neutralización de 25 cm3 de ácido clorhídrico 2 M con 25 cm3 de hidróxido de sodio 2 M.

b) La disolución, ¿se calentará o se enfriará? c) Si la masa de la disolución anterior es de 52 g y estaba a 20ºC, calcule la

temperatura final de la disolución. Datos: capacidad calorífica del agua: 4, 18 J.g-1.K-1 Solución: a) Q = -2,7 KJ b) Se calentará. c) Tf = 32,4ºC 11.-Calcule la entalpía estándar de formación del acetileno, C2H2, e interprete su signo, conocidos los siguientes datos: entalpía estándar de formación del H2O (l) = -286 kJ/mol; entalpía estándar de formación del CO2 (g) = -393 kJ/mol; entalpía estándar de combustión del acetileno, -1300 kJ/mol. Escriba todas las reacciones implicadas. 12.- La entalpía de combustión del propano (gas) es -526, 3 kcal. Las ∆Hº de formación del dióxido de carbono (gas) y del agua (líquida) son, respectivamente, -94,03 y -68,30 kcal/mol. Calcular:

a) La entalpía de formación del propano. b) Los kilogramos del carbón que serán necesarios quemar (con un rendimiento del

80%) para producir la misma cantidad de energía que la obtenida en la combustión de 1 kg de propano.

Datos: la entalpía de combustión del carbón es de 5 kcal/g. Solución: a) ∆Hºf (C3H8) = -28,99 Kcal/mol b) 3 kg 13.- La entalpía de formación del tolueno (gas) (metilbenceno) es de 11, 95 kcal/mol y las entalpías de formación del dióxido de carbono (gas) y del agua (líquida) son, respectivamente, -94,05 y -68,32 kcal/mol. ¿Cuántas kilocalorías se desprenden en la combustión completa de 23,00 gramos de tolueno? Solución: -235,5 Kcal

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14.-En condiciones estándar, los calores de combustión del carbono sólido ( C ) y del benceno líquido (C6H6) son, respectivamente, -394 kJ/mol y -3270 kJ/mol, y el de formación del agua líquida (H2O) es de -286 kJ/mol. Calcular:

a) El calor de formación del benceno haciendo uso de la ley de Hess. b) La energía que se desprende o se requiere en la formación de 1 kg de benceno.

Datos: C = 12 H = 1 Solución: a) ∆Hºf = 48 KJ/mol b) 615 KJ 15.-Calcular el calor desprendido en la combustión de 52 g de eteno sabiendo que las entalpías de formación de dióxido de carbono (gas), agua (líquido) y eteno( gas) son -393, -286 y 52,3 kJ/mol, respectivamente. Datos: masas atómicas relativas: C=12 , H=1 Solución: Q= -2 619 KJ 16.-Se obtiene cloruro de hidrógeno a partir de la reacción: H2 (g) + Cl2 (g) 2HCl (g) ∆H = -184,4 kJ Calcule:

a) La energía desprendida en la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno. b) La entalpía del enlace H-Cl, si las entalpías de enlace H – H y Cl-Cl son,

respectivamente, 435 y 243 kJ/mol. Datos: Cl=35,5; H=1 Solución: a) -2,53.105 KJ b) H e (H –Cl) = 431,2 KJ/mol 17.- Se quiere calentar agua de una piscina utilizando una caldera de gas butano.

a) Escribe la reacción de combustión del butano. b) Calcula la variación de entalpía correspondiente a dicha reacción. c) Calcula la energía necesaria para calentar el agua desde 14ºC hasta 27ºC si la

piscina tiene 100m3. d) Calcula el número de bombonas de butano, de 12,5 kg de cada una, que habría

que utilizar.

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Datos: calor específico del agua, ce= 4, 18 kJ/K.kg, densidad del agua = 1000 kg/m3, entalpías de formación estándar (ΔHºf ) en kJ/mol: CO2 = -394, H2O = -286, butano = -124,7. Masas atómicas relativas: H = 1, C = 12, O = 16 Solución: b) ∆Hºr = -2881,3 KJ c) q = 5,43.106 KJ d) 9 bombonas de butano (8,8) 18.- Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: C(s) + O2 (g) CO2 (g) ΔHº = -393,5 kJ H2 (g) + ½ O2 (g) H2O (l) ΔHº = -285,8 kJ CH4 (g) + 2 O2 (g) CO2 (g) + 2 H2O (l) ΔHº = -890,0 kJ a) Calcule la variación de entalpía en la reacción de formación del metano. b) Calcule los litros de dióxido de carbono medidos a 25ºC y 1 atm de presión que se producen al quemar 100 g de metano. ¿Qué cantidad de calor se intercambian en esta reacción? Datos: C = 12, H = 1 R= 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) ∆Hºf = -75,1 KJ/mol b) V = 152,7 L. q = -5 562,5 KJ

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1.- a) Calcula la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8). b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar? Datos: Masas atómicas relativas: H=1; C=12 ΔHºf [CO2 (g)] = -393,5 KJ.mol-1 ΔHºf [H2O (l)] = - 285,8 KJ.mol-1 ΔHºf [C10 H8 ] = - 4928,56 KJ.mol-1 Solución: a) ∆Hºf = -149,6 KJ b) -116,8 KJ 2.- El metanol se puede obtener industrialmente a partir de la reacción: 2 H2 (g) + CO (g) CH3OH (l) ΔHº = -128,0 kJ

a) Si la entalpía de formación del monóxido de carbono es –110,5 kJ/mol, calcula la entalpía molar de formación del metanol líquido.

b) Si la entalpía de vaporización del metanol es 35,2 kJ/mol, calcula la entalpía de formación del metanol en estado vapor.

Solución: a) Gráfica. b) Hºf = -203,3 KJ/mol 3.-A partir de los datos siguientes: Entalpía de combustión en condiciones estándar de C2H2 (g): ΔHº = -1296 kJ/mol Entalpía de combustión en condiciones estándar de C2H6 (g): ΔHº = -1559 kJ/mol Entalpía de combustión en condiciones estándar de H2 (g): ΔHº = -286 kJ/mol Calcula la energía absorbida o desprendida, en condiciones estándar al hidrogenar 20 gramos de acetileno (C2H2 (g)) según la reacción: C2H2 (g) + 2 H2 (g) C2H6 (g) Datos: Masas atómicas relatives: H = 1, C =12 Solución: -237,7 KJ 4.- En el proceso de obtención del hierro en un alto horno ocurre la reacción siguiente: Fe2O3 (s) + 3 CO (g) 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)

a) Calcula la entalpía estándar de esta reacción

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b) Calcula la variación de energía libre de la reacción a 2 000ºC, sabiendo que ΔSº de la reacción es 14,63 J.mol-1K-1. (Considera que ΔH y ΔS permanecen constantes con la temperatura).

c) Indica, razonadamente, si dicha reacción será espontánea a cualquier temperatura.

Datos: ΔHºf en kJ.mol-1: Fe2O3(s) = -824,2; CO (g) = -110,52; CO2 (g) = -393,51 Solución: a) Δ Hºr = -24,77 KJ b) ΔGºr = -58,02 KJ c) Sí. 5.- A partir de los siguientes datos termoquímicos: calor de formación del metano (g) partiendo del carbono (grafito) = -17,89; calor de combustión del carbono (grafito) = -94,05; calor de formación del agua (l) = -68,32, todos ellos expresados en kcal/mol y a 298 K. Calcula:

a) El calor de combustión del metano b) Cuántos gramos de metano haría falta quemar para calentar 30 litros de agua de

densidad 1 g/cm3 desde la temperatura de 15ºC hasta 80ºC. Para ellos considera que la caloría es el calor necesario para elevar un grado a un gramo de agua, en el intervalo del problema.

Solución: a) ΔHc = -212,8 kcal b) 147 g 6.- Las entalpías estándar de formación del butano, el agua líquida y el dióxido de carbono son, respectivamente, -124,7 ; -285,5 y –393,5 kJ.mol-1.

a) Escribe la reacción de combustión del butano. b) Calcula la entalpía estándar de combustión delo butano. c) Halla la cantidad de energía calorífica que se obtiene al quemar todo el butano

de una bombona. d) Si esta energía se utiliza para calentar agua desde 10ºC hasta 40ºC, calcula la

cantidad de agua caliente que se pondría obtener. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1 , C = 12. Capacidad calorífica del agua: 4, 18 kJ.kg-1.K-1 Solución: b) ΔHºc = - 2 876 KJ/mol c) -6,2.105 KJ d) m = 4 944 kg 7.- Determina a qué temperatura es espontánea la reacción: N2 (g) + O2(g) 2 NO (g) 180,8 kJ

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Sabiendo que: Sº (NO)= 0,21 kJ.mol-1.K-1 ; Sº (O2) = 0,20 kJ.mol-1.K-1; Sº (N2) = 0,19 kJ.mol-1.K-1. Solución: 6026 K 8.- Los valores de las entalpías de combustión estándar del C (s) y C6H6 (l) son, respectivamente, -393,7 kJ/mol y –3267 kJ/mol y el valor de la entalpía estándar de formación para el agua líquida es –285,9 kJ/mol.

a) Calcula la entalpía de formación del C6H6 (l). b) ¿Cuántos kJ se desprenderán o absorberán en la combustión de 0, 5 kg de C6H6

(l)? Solución: a) ΔHºf = 47,1 KJ b) -20 909 KJ 9.- A temperatura ambiente, los calores de combustión del carbono sólido (C ) y el calor de formación del etanol líquido (C2H6O) son, respectivamente, -394 kJ/mol y –278 kJ/mol; y el de formación del agua líquida (H2O) es – 286 kJ/mol. Calcula:

a) ¿Cuál será el valor de la entalpía de combustión del etanol líquido aplicando la ley de Hess?

b) Calcula la energía que se desprende en la combustión de 1 kg de etanol. Datos: Mr ( C) = 12, Mr (O) = 16; Mr(H) = 1 Solución: a) ΔHºc = -1 368 KJ b) -29 740 KJ 10.- Dada la reacción: 2 Ag2O (s) 4 Ag (s) + O2 (g)

a) Determina el valor de Δ Hº para la misma. b) Calcula el calor transferido cuando se produce la descomposición de 3, 25 g de

Ag2O en condiciones normales. Razona si se desprende o se absorbe calor durante este proceso.

c) ¿Cuál es el signo que tiene Δ Sº en esta reacción? Datos: Masas atómicas relativas: Ag = 107, 8 ; O= 16;

Δ Hºf (Ag2O (s)) = -30,6 kJ/mol Solución: a) ΔHºc = 61,2 KJ b) 0,428 KJ c) Positivo

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11.- El proceso de descomposición térmica del carbonato de cálcico y dióxido de carbono. Sabiendo que el hormo en el que ocurre el proceso tiene un rendimiento del 65%, contesta a los siguientes apartados:

a) Formula la reacción y calcula su variación de entalpía. b) Calcula el consumo de combustible (carbón mineral), en toneladas, que se

requiere para obtener 500 kg de óxido de calcio. Datos: Hºf (CaCO3) = -1206,9 kJ/mol Δ

Δ Hºf (CaO) = -635,1 kJ/mol Δ Hºf (CO2) = -391,1 kJ/mol

1 kg de carbón mineral desprende 8339 kJ. Masas atómicas relativas: Ca = 40; O= 16 Solución: a) ΔHºr = 178,7 KJ b) 0,294 t 12.- Mediante la fotosíntesis se transforma dióxido de carbono y agua de hidratos de carbono, como la glucosa, obteniéndose la energía necesaria de la luz del sol. A partir de los siguientes datos tomados a 25ºC y 1 atm: CO2 (g) H2O (l) C6H12O2 (s) O2(g) Δ Hºf (kJ.mol-1) -393,5 -285,5 -1 273,5 0 Sº (J.mol-1.K-1) 213,6 69,9 212,1 205 Para la reacción: CO2 (g) + H2O (l) C6H12O2 (s) + O2(g), responde a las siguientes cuestiones:

a) Calcula la energía solar mínima para formar 9 gramos de glucosa. b) ¿Se trata de un proceso espontáneo a 298K? Razona y justifica tu respuesta.

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1 , C= 12; O=16 Solución: a) ΔHºr = 140,02 KJ b) No. 13.- Calcula el valor de Hº para la reacción: Δ 3 CH4 C3H8 + 2 H2 Sabiendo que las energías de enlace C – H , C – C, e H – H son 99, 83 y 104 kcal.mol-1, respectivamente. Solución: ΔHºr = 22 Kcal

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14.- En el siglo pasado, mineros y espeleógos utilizaron las llamadas “ lámparas de carburo”. En ellas se obtenía acetileno mediante la reacción entre carburo de calcio y agua: CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2 (g) + Ca (OH)2 (s) ; Δ H = -270 kJ/mol. Y, a continuación, se quemada el acetileno, que producía una llama muy luminosa. Calcula el valor de:

a) La entalpía de formación de acetileno. b) La entalpía de combustión del acetileno.

Datos: Ca(OH)2 H2O CaC2 CO2 Δ Hºf (kJ/mol) -986 -286 83 -395 Solución: a) Δ Hºf = 227 KJ/mol b) Hºc = - 1 303 KJ/mol Δ 15.- Dadas las reacciones: Na (s) + ½ Cl2 (g) Na(g) + Cl(g) Δ H = + 230 kJ Na (g) + Cl (g) Na+(g) + Cl-(g) Δ H = + 147 kJ Na (s) + ½ Cl2 (g) Na Cl Δ H = -411 kJ a) Calcula la variación de entalpía para la reacción: Na+ (g) + Cl- (g) NaCl (s) b) Calcula la cantidad de energía intercambiada en forma de calor cuando se forman 100 g de NaCl (s) según la reacción del aparatado a). c) Calcula la entalpía de formación del NaCl y exprésala en kJ/mol y en J/g Datos: masas atómicas relativas: Na= 23; Cl=35,5 Solución: a) Er = -788 KJ b) – 1 347,0 KJ c) -7 026 J/g

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) CINÉTICA QUÍMICA

1.- Explicar por qué:

a) Las sustancias se queman más rápidamente en O2 puro que en el aire. b) La unión entre el H2 y el O2 para formar H2O es completamente inobservable a

temperatura ambiente , mientras que a 700ºC se verifica con carácter explosivo c) Un trozo de madera arde más despacio que cuando la madera se encuentra en

forma de virutas. 2.- En la reacción 2NO + 2H2 N2 + 2 H2O a 1100 K se obtuvieron estos datos: [NO] inicial (m/L) [H2] inicial (m/L) Velocidad inicial (m/L.s) 0,005 0,0025 3.10-5

0,015 0,0025 9.10-5

0,015 0,010 3,6.10-4

Calcule los órdenes parciales, el orden total de la reacción y la constante de velocidad. Solución: α =1 ; β=1 ; Orden total = 2 ; k = 2,4 mol-1Ls-1

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1.- Cuando se adiciona un catalizador a un sistema reaccionante, decir razonadamente si son ciertas o falsas las siguientes propuestas, corrigiendo las falsas:

a) La variación de entalpía de la reacción se hace más negativa, es decir, la reacción se hace más exotérmica y por lo tanto es más rápida.

b) La variación de la energía libre de Gibbs se hace más negativa y en consecuencia aumenta la velocidad.

c) Hace disminuir la energía de activación del proceso y así aumenta la velocidad del mismo.

Solución: a) F. b) F c) V. 2.- Explique brevemente qué factores afectan a la velocidad con que transcurren las reacciones químicas, y cómo actúa cada uno de ellos. 3.-Explique brevemente el significado de los siguientes conceptos cinéticos:

a) Velocidad de reacción b) Ecuación de velocidad c) Energía de activación d) Orden de reacción.

4.- La energía de activación para la reacción A+B C+D es de 35 kJ/mol. Para la reacción inversa la energía de activación es de 50 kJ/mol. Justifique si la reacción es exotérmica o endotérmica. Solución: Exotérmica 5.- Dada la reacción química aA + bB cC + dD , presente una expresión para se ecuación de velocidad y defina los órdenes de reacción total y parcial. Solución: v = k [A]α[B]β

6.- Teoría de las colisiones para las reacciones químicas. Choque eficaz. Energía de activación.

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1.- Se ha comprobado experimentalmente que la reacción: 2 A + B → C, es de primer orden respecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B.

a) Escriba la ecuación de velocidad. b) ¿Cuál es el orden total de la reacción? c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de la reacción?

Solución: a) V= k [A].[B] b) 2 c) Teoría. 2.- La velocidad de una reacción A + B C se duplica cuando también lo hace la concentración del reactivo A, mientras que se cuadruplica cuando la concentración del otro reactivo B se hace el doble.

a) ¿Cuál es la ecuación cinética de velocidad de dicha reacción? b) Indicar una razón por la cual la temperatura aumenta la velocidad de esta

reacción. Solución: a) V= k [A].[B]2 b) Teoría. 3.- Utilizando la ecuación de velocidad v= k.[A]2.[B], indica el orden de la reacción respecto de las sustancias A y B y el orden global. Solución: Orden de A = 2 Orden de B = 1 4.-a) Establecer las unidades de la constante específica de la velocidad de una reacción de orden cero, cuando las concentraciones se expresan en mol.L-1 y el tiempo en segundos. b) El concepto de molecularidad y orden de reacción. c) Explicar y justificar si la proposición siguiente es cierta “Al aumentar la temperatura aumenta la constante de velocidad de la reacción”. Solución: a) mol.L-1.s-1 b) Teoría. c) Cierta. 5.-Indique la respuesta correcta: La reacción de esterificación: ácido acético + etanol acetato de etilo + agua Se lleva a cabo usualmente utilizando HCl como catalizador porque, de este modo:

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a) El equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. b) Se incrementa la velocidad de la reacción. c) Se puede reducir la cantidad de reactivos necesaria para obtener la misma

cantidad de productos. d) El producto que se obtiene tiene un grado de pureza más elevado.

Solución: b) 6.-a) Defina el concepto de velocidad de reacción. ¿Cuáles son las unidades de la velocidad de reacción? ¿De qué factores depende? b) Justifique la influencia de la temperatura sobre la velocidad de la reacción. 7.-En la siguiente reacción general: aA + bB cC + dD, que es exotérmica, explicar cómo afecta a la velocidad de reacción:

a) La presencia de un catalizador. b) Un aumento de la temperatura. c) La energía del complejo activado.

8.- Discuta el efecto de cuatro factores que afectan a la velocidad de una reacción química según la teoría de colisiones. 9.-Defina: velocidad, orden y molecularidad de una reacción química. Explique sus posibles diferencias para el caso: 2NO2 (g) + F2 (g) 2NO2F (g) donde v=k[NO2][F2] y justifique cómo se lograría aumentar más la rapidez de la reacción, bien duplicando la cantidad inicial de dióxido de nitrógeno, o bien duplicando la cantidad inicial de flúor.

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1.- La ecuación de velocidad v = k.[A]2.[B], corresponde a la reacción química: A + B C →

a) Indica si la constante k es independiente de la temperatura. b) Razona si la reacción es de primer orden con respecto de A y de primer orden

con respecto de B, pero de segundo orden para el conjunto de la reacción. 2.- Se han obtenido los siguientes datos para la reacción: 2.A + B → C a una determinada temperatura: Experiencia [A]inicial ( mol.L-1) [B]inicial ( mol.L-1) Velocidad inicial

( mol.L-1. s-1) 1 0,2 0,2 5,4.10-3

2 0,4 0,2 10,8.10-3 3 0,4 0,4 21,6.10-3

Determina el orden de reacción respecto de A y B, la ecuación de velocidad y la constante de velocidad (incluyendo las unidades). 3.- Sea la reacción endotérmica: A + B C →

a) Dibuja un diagrama energético para la evolución de esta reacción y señala, en el diagrama, la energía de activación y la variación de entalpía para esta reacción y para la reacción inversa.

b) Dibuja un diagrama energético para la evolución de la misma reacción en presencia de un catalizador, y señala, en el diagrama, las magnitudes que varían con respecto al diagrama anterior.

4.- En la reacción: N2 + 3 H2 2 NH3, el nitrógeno reacciona a una velocidad de 0, 5 M/min:

→

a) Indica la expresión de la velocidad de reacción y determina cuál es la velocidad

de formación de NH3 y la de desaparición de H2. b) Sabiendo que, en un recipiente de 2 L a 500 K, tenemos 2 mol de N2, 3 mol de

H2 y 2 mol de NH3, y que la constante de equilibrio para esta reacción es de 0,9 M-2, ¿podrías indicar si el sistema está en equilibrio y, si no lo está, cuál es el sentido de la reacción en ese momento?.

5.- Explica brevemente sobre la reacción: Zn (s) + HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) los factores principales que afectan a la velocidad de una reacción química.

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) EQUILIBRIO QUÍMICO

1.- En la reacción exotérmica 2 A (g) 2B (g) + C (g), indica tres formas de hacer aumentar la concentración de C en el equilibrio. Solución: Bajar la T, aumentar [A] ; bajar P. 2.- a) En la síntesis industrial del amoniaco: N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H= -119 kJ Establezca la influencia cualitativa de la temperatura y de la presión para favorecer el rendimiento en amoniaco. b) Defina el concepto de energía libre de Gibbs y escriba su expresión matemática. ¿Para que se utiliza? 3.- Indique si las siguientes frases son verdaderas o falsas y justifique la respuesta:

a) Si la constante de equilibrio de una reacción es elevada, significa que los productos se obtienen rápidamente.

b) La constante de equilibrio es constante; es decir, no depende de nada, excepto de la naturaleza de la reacción en cuestión.

c) Cuando una reacción reversible alcanza el equilibrio, aunque la cantidad total de productos y de reactivos no varía, se siguen produciendo las reacciones directa e inversa.

Solución: a) F. b) F. c) V. 4.-Dado el equilibrio: NH3 (g) ½ N2 (g) + 3/2 H2 (g) ∆H= 92,4 kJ Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Al aumentar la temperatura se favorece la formación de NH3. b) Un aumento de presión favorece la formación de H2. c) Esta reacción será espontánea a cualquier temperatura. d) Si disminuimos la cantidad de N2, el equilibrio se desplaza hacia la derecha.

Solución: a) F. b) F. c) F.

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d)V. 5.-En un recipiente con un volumen constante, se establece el equilibrio siguiente: SO2 (g) + ½ O2 (g) SO3 (g) ∆H= -491 kJ/mol Explique, razonadamente, tres formas de aumentar la cantidad del trióxido de azufre. Solución: Bajar T; aumentar P; aumenta concentración de reactivos. 6.- El NO2 es un gas de color pardo- rojizo, que se transforma fácilmente en N2O4, por lo que se puede observar el recipiente ligeramente coloreado. Explica qué pasará con el color del recipiente si: a) Se comprime la mezcla gaseosa, disminuyendo el volumen del recipiente. b) Se calienta el recipiente. Solución: a) Derecha. b) Izquierda. 7.- La reacción para la obtención industrial del amoniaco se basa en la reacción: N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H= -92 kJ Razone que efecto tendrá sobre el equilibrio cada uno de los siguientes cambios:

a) Una disminución del volumen del reactor a temperatura constante. b) Un incremento de la temperatura a presión constante, c) La adición de un catalizador.

Solución: a) Derecha. b) Izquierda. c) No afecta. 8.-En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H2 y N2, que reaccionan según la ecuación: N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g) Justifique si, una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) Hay doble número de moles de amoniaco de los que había inicialmente de nitrógeno molecular.

b) La presión parcial del nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno. c) La presión total será igual a la presión del amoniaco elevada al cuadrado.

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Solución: a) F. b) V. c) F. 9.-Al calentar PCl5 (g) a 250ºC, en una reactor se 1 litro de capacidad, se decompone según: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2(g) Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0, 8 y la presión total es 1 atm, calcule:

a) El número de moles de PCl5 iniciales. b) La constante Kp a esa temperatura.

Datos: R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 0,013 mol. b) Kp = 1,76 10.-El tetróxido de dinitrógeno es un componente importante de los combustibles de cohetes. A 25ºC es un gas incoloro, que se disocia parcialmente en NO2, un gas marrón rojizo. La constante Kc del equilibrio: N2O4(g) 2NO2 (g) , a 25ºC vale 4, 6.10-3. Se deja que una muestra de 2, 3 g de N2O4 (g) alcance el equilibrio con NO2 (g) en un matraz de 0, 50 litros a 25ºC. Calcule cuántos gramos de los dos gases habrá en el equilibrio. Datos: Masas atómicas: N= 14 ; O=16 Solución: 1,98 g de N2O4 y 0,32 g de NO2 11.- En un recipiente cerrado de 0, 5 litros, en el que se ha hecho el vacío, se introducen 2, 3 gramos de tetraóxido de dinitrógeno. A la temperatura de 35ºC, se alcanza el equilibrio: N2O4 (g) 2NO2 (g) El valor de Kc para este equilibrio a 35ºC es 0,01. Calcular:

a) El valor de Kp para este equilibrio a 35ºC b) El grado de disociación del tetraóxido de dinitrógeno. c) La presión total en el equilibrio.

Datos: N=14; O=16; R = 0, 082 atm.L/mol.K

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Solución: a) Kp = 025. b) 0, 56 % c) p = 1,82 atm 12.- En un reactor de 5 litros de volumen se introducen inicialmente 0, 8 mol de CS2 y 0,8 mol de H2, estableciéndose el siguiente equilibrio: CS2(g) + 4 H2 (g) CH4 (g) + 2H2S (g). Si la concentración del metano en el equilibrio a 300ºC es 0, 025 mol/L, calcule:

a) El valor de Kc a 300ºC b) El grado de disociación del CS2 c) Las concentraciones de todos los compuestos en el equilibrio a 300ºC

Solución: a) Kc = 35,7 b) 84,4% c) [CS2]= [ H2] = [CH4] = [H2S] = 13.- Una muestra de 0, 831 g de SO3 se coloca en un recipiente de1 L y recalienta a 1100 K. El SO3 se descompone en SO2 (g) y O2 (g). En el equilibrio, la presión total en el recipiente es de1300 atm. Calcule Kp y Kc. Solución: Kc = 0,0444 ; Kp = 4.01 14.- En un recipiente de 5 litros se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2. Se calienta dicho recipiente a 727 ‘C, con lo que tiene lugar la reacción: 2 SO2 + O2 2 SO3 Una vez alcanzado el equilibrio, se analiza la mezcla y se encuentran 0, 150 moles de SO2. Calcule:

a) La concentración de SO3 en el equilibrio b) La constante de equilibrio Kp a 727 ºC

Solución: a) 0,17M b)Kp = 1,85 15.- Se introducen 0, 2 moles de Br2 (g) en un recipiente de 0,5 litros a 600ºC, siendo el grado de disociación, en esas condiciones del 0,8%. Calcule las constantes de equilibrio Kc y Kp. Dato: R = 0,082 atm.L/mol.K Solución: Kc = 1,03.10-4 ; Kp = 7,37.10-3

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16.-En un recipiente de 2 litros se ponen 198 g de gas fosgeno (COCl2) y se calienta a fin de descomponerlo parcialmente: COCl2 (g) Cl2 (g) + CO (g) Cuando se alcanza el equilibrio a una determinada temperatura, la concentración de CO es de 0, 40 mol/L. Se añade más fosgeno al recipiente, y cuando se restablece el equilibrio a la misma temperatura, su concentración es 1, 6 M. ¿Cómo se habrá modificado la concentración de CO?. Solución: Pasa de 0,40 M a 0,66 M 17.-Una mezcla gaseosa constituida inicialmente por 7, 94 moles de hidrógeno y 5, 30 moles de yodo se calientan a 445 ºC, con lo que se forman en el equilibrio 9, 52 moles de HI, según la ecuación: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g)

a) Calcule el valor de la constante de equilibrio. b) ¿Cuántos moles de yoduro de hidrógeno se generarán si partimos de 4 moles de

hidrógeno y 2 moles de yodo? Solución: a) Kc = 53 b) 3,75 mol de HI 18.-Dada la mezcla en el equilibrio Cl2 (g) + CO(g) COCl2 (g), contenida en un matraz de 1 litro y cuyas concentraciones en el equilibrio son: [CO] = 2,9 m/L ; [Cl2] = 2,0 m/L; [COCl2] = 20,0 m/L, calcule la composición en el equilibrio cuando reañade 1 mol más de Cl2. Solución: 1,58 mol CO; 20,42 mol COCl2¸2,58 mol Cl2 19.-En un matraz de un litro de capacidad de colocan 6 g de PCl5 sólido. Se hace el vacío, se cierra el matraz y se calienta a 250ºC. El PCl5 pasa al estado vapor y parte se disocia en PCl3 y Cl2. La presión de equilibrio es 2, 078 atm. Calcule el grado de disociación del pentacloruro de fósforo y la constante de equilibrio (Kp) a dicha temperatura. Datos: Cl = 35,5; P= 31,0 ; R = 0,082 atm.L/mol.K Solución: 69% ; Kp = 1,88

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20.-La constante de equilibrio a 500 K de la reacción: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) es Kc = 0, 0040

a) Calcule el grado de disociación, del PCl5 a esa temperatura si se colocan inicialmente 0, 015 moles de PCl5 en un matraz de un litro.

b) Calcule los moles de PCl3 (g) que habrá en el equilibrio si antes de añadir el PCl5 el matrz tenía 0, 0240 moles de Cl2 (g).

Solución: a) α=0,4 b) 0,002 mol. 21.-En un matraz de 10 litros en el que previamente se ha hecho el vacío se introducen 0,4 moles de hidrógeno y 0,8 moles de yodo , y se calienta hasta 600ºC. A dicha temperatura, para el proceso: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) La constante de equilibrio Kc = 50. Calcula:

a) El número de moles de cada sustancia al alcanzarse el equilibrio a 600ºC. b) La presión total en el interior del matraz.

Datos: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 0,026 mol H2; 0,426 mol I2; 0,748 mol HI b) P = 8, 6 atm 22.-El CO2 reacciona rápidamente con el H2S, a latas temperaturas, según la reacción siguiente: CO2 (g) + H2S (g) COS (g) + H2O (g) En una experiencia se colocaron 4,4, g de CO2 en una vasija de 2, 5 litros, a 337ºC, y una cantidad suficiente de H2S para que la presión total fuese 10 atm una vez alcanzado el equilibrio. En la mezcla que se obtienen, una vez alcanzado ele equilibrio, existían 0,01 moles de agua. Determine:

a) El número de moles de cada una de las especies en el equilibrio. b) El valor de Kc c) El valor de Kp

Datos: H=1; C=12; O=16; S=32; R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1 Solución: a) 0,09 mol CO2 ; 0,01 mol COS = mol H2O; 0,39 mol H2S b) Kc = 2,9.10-3 c) Kc= Kp

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1.- Para la reacción en equilibrio SO2Cl2 SO2 (g) + Cl2 (g) la constante Kp es 2, 4 a 375 K. A esta temperatura, se introducen 0, 050 moles de SO2Cl2 en un recipiente cerrado de un litro de capacidad. En el equilibrio, calcule:

a) Las presiones parciales de cada uno de los gases presentes. b) El grado de disociación del SO2Cl2 a esta temperatura.

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1 Solución: a) PSO2Cl2 = 0,46 atm ; PSO2 = PCl2 = 1, 1 atm b) α = 0, 7 ( 70%) 2.- Una mezcla de 2, 5 moles de nitrógeno y 2, 5 mols de hidrógeno se coloca en un reactor de25, 0 litros y se calienta a 400ºC. En el equilibrio ha reaccionado el 5% del nitrógeno. Calcule:

a) Los valores de las constantes de equilibrio Kc y Kp, a 400ºC , para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

b) Las presiones parciales de los gases en equilibrio. Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1 Solución: a) Kc = 1,71; Kp = 5,61.10-4 b) PNH3 = 0, 55 atm; PN2 = 5,2 atm ; PH2 = 4,7 atm 3.- En un recipiente cerrado y vacío de 400 ml se introducen 1, 280 gramos de bromo y 2, 032 g de yodo. Se eleva la temperatura a 150ºC y se alcanza el equilibrio: Br2 (g) + I2 (g) 2BrI (g) El valor de Kc para este equilibrio a 150ºC es 280. Calcular:

a) El valor de Kp para este equilibrio a 150 ºC b) La presión total en el equilibrio c) Los gramos de yodo en el equilibrio

Datos: Br = 80 I=127 R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1 Solución: a) Kp = 280 b) P = 1,4 atm

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c) m = 0, 216 g 4.- Sea el equilibrio: C (s) + CO2 (g) 2CO (g); ∆Hº = 119, 8 kJ Contestar razonadamente cómo modifica el equilibrio:

a) Disminuir la cantidad de carbono b) Aumentar la cantidad de dióxido de carbono c) Disminuir la temperatura d) Aumentar la presión

Solución: a) No se modifica b) Derecha c) Izquierda d) Izquierda

5.- Para un determinado equilibrio químico en fase gaseosa, se sabe que un aumento en la temperatura provoca el desplazamiento de la reacción hacia la izquierda, mientras que un aumento de la presión provoca un desplazamiento de la reacción hacia la derecha. Indica justificadamente de cuál de estos tres equilibrios se trata: a) A + B C + D , exotérmica b) A + B C , endotérmica c) 2A B, exotérmica Solución: c) 6.- Para el equilibrio A(g) 2B (g) a 35ºC, la constante Kp vale 0, 32 encontrándose el compuesto A disociado en un 40 %. Calula:

a) Las fracciones molares de A y B en el equilibrio b) La presión total del sistema c) Las presiones parciales delos compuestos A y B d) El valor de Kc

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1 Solución: a) Xa = 0, 43 ; X b = 0, 57 b) P = 0, 424 atm c) Pa = 0, 182 atm; Pb =0,242 atm d) Kc = 0,0127

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7.- Para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Kp = 4, 3.10-3 (300ºC).

a) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción inversa? b) ¿Qué les pasaría a las presiones en el equilibrio de N2, H2 y NH3 si añadimos un

catalizador? c) ¿Qué le pasaría a la Kp, si aumentamos el volumen?

Solución: a) Kp = 233 c) Nada. c) Nada. 8.- A la temperatura ambiente, una disolución saturada de cloruro de plomo (II) contiene 1, 004 g de la sal e 250 cm3 de disolución. a) Encuentre el producto de solubilidad del cloruro de plomo (II) b) Determine si se producirá precipitado al mezclar 10 cm3 de disolución de cloruro de sodio 0, 1 M con 30 cm3 de disolución de nitrato de plomo (II) 0, 01M. Solución: no entra en temario de Madrid 9.- En un matraz vacío de 1 litro de capacidad se colocan 6 gramos de PCl5 gaseoso. Se calienta a 250 ºC, con lo que el PCl5 se disocia parcialmente en Cl2 y PCl3, ambos gaseosos. La presión de equilibrio es 2, 078 atm. Calcule:

a) El grado de disociación del pentacloruro de fósforo. b) La constante de equilibrio Kp a 250 ºC

Solución: a) 68,4 % (α = 0,684) b) Kp = 1, 83 10.- En una vasija de 10 litros manatenida a 270 ºC en donde previamente se hizo el vacío, se introducen 2, 5 moles de PCl5 y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza a elevarse debido a la disociación del PCl5 hasta que se estabiliza a 15, 68 atm. Sabiendo que la reacción es exotérmica, calcule:

a) El valor de la constante Kc de dicha reacción a la temperatura señalada. b) El número de moles de todas las especies en el equilibrio c) Señale la influencia de la temperatura y de la presión sobre el equilibrio.

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1

Solución: a) Kc = 0,067 b) 1, 5 moles de PCl5, 1 mol de PCl3 y 1 mol de Cl2 c) Aumento temperatura izquierda; aumento presión izquierda.

11.- La siguiente reacción se encuentra en equilibrio en un recipiente cerrado: 2Cl2 (g) + 2H2O (g) 4 HCl (g) + O2 (g) ∆Hº= 113 kJ/mol

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Indica razonadamente qué le pasará al número de moléculas de agua si:

a) Se añade axígeno b) Disminuye el volumen del recipiente c) Baja la temperatura d) Se añade un catalizador e) Se añade helio

Solución: a) Izquierda b) Izquierda c) Izquierda d) Nada e) Nada porque V = cte. 12.- Tenemos el siguiente equilibrio: H2O (g) + CO (g) CO2(g) + H2 (g) Y sabemos que el valor de Kc a 900ºC ale 0, 003, mientras que a 1200ºC el valor de Kc es 0, 2. Responder de forma razonada las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál es la temperatura más adecuada para favorecer la producción de CO2? b) ¿Cómo afectaría a la reacción un aumento de la presión? c) Si se elimina H2 a medida que se va formando, ¿hacia dónde se desplaza el

equilibrio? d) Dado que, al aumentar la temperatura, la reacción se desplaza hacia la

formación de CO2, ¿ la reacción será exotérmica o endotérmica? Solución: a) 1200ºC b) Nada c) Derecha d) Endotérmica. 13.- En un recipiente de 5 litros se introduce 1 mol de SO2 y 1 mol de O2 y se calienta a 1000 ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) Una vez que se ha alcanzado el equilibrio se encuentran 0, 15 moles de SO2. Se pide:

a) Composición de la mezcla en equilibrio b) El valor de Kc y Kp

Solución: a) SO2 = 0, 5 moles; O2= 0, 575 moles ; SO3 = 0, 85 moles b) Kc = 279; Kp = 2,67

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14.- En un matraz de 10 litros se introduce una mezcla de 1, 84 moles de N2 y 1, 02 moles de O2. Se calienta la mezcla hasta 2200 K, estableciéndose el equilibrio: N2 (g) + O2 (g) 2NO (g) En estas condiciones reacciona el 1, 09 % del N2 existente. Calcular:

a) Kc en el equilibrio b) Las presiones parciales de los gases y la presión total del sistema en el

equilibrio. Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1 Solución: a) Kc = 8,8.10-4 b) PN2 = 32,84 atm; PO2= 18,04 atm ; PNO= 0, 72 atm 15.- Justifique las siguientes afirmaciones si son ciertas o falsas:

a) Un valor negativo de una constante de equilibrio significa que la reacción inversa es espontánea.

b) Para una reacción exotérmica, se produce un desplazamiento hacia la formación de productos al aumentar la temperatura.

c) Para una reacción a temperatura constante con igual número de moles gaseosos de reactivos y productos, no se produce desplazamiento del equilibrio si se modifica la presión.

d) Para una reacción a temperatura constante donde únicamente son gases los productos, el valor de la constante de equilibrio disminuye cuando disminuye el volumen del recipiente.

Solución: a) F. b) F. c) V. d) F.

16.- El equilibrio PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) se alcanza calentando 3 gramos de pentacloruro de fósforo hasta 300ºC en un recipiente de medio litro, siendo la presión final de 2 atm. Calcule:

a) El grado de disociación del pentacloruro de fósforo. b) El valor de Kp a dicha temperatura

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1 Cl = 35, 5 P= 31,0 Solución: a) α= 0, 48 ( 48%) b) Kp = 0,60 17.- Dada la reacción química en equilibrio: aA (g) + bB (g) cC (g)

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Desarrolle una expresión que relacione la constante de equilibrio en función de las concentraciones (Kc) con la constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp). Razone sobre la evolución del equilibrio al aumentar la presión, si, a, b y c valen 1, 2 y 3, respectivamente. ¿Y si aumenta la concentración de B? 18.- En un recipiente de 10 litros se introduce una mezcla de 4 moles de nitrógeno y 12 moles de hidrógeno. Se eleva la temperatura hasta 1000 K, estableciéndose el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) En ese instante se observa que hay 0, 92 moles de amoniaco.

a) Calcule el valor de Kc a dicha temperatura b) Determine el valor de la presión total del sistema en equilibrio.

Solución: a) Kc = 2 .10-2 b) P = 124 atm 19.- La constante Kp correspondiente al equilibrio:

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) Vale 10 a la temperatura de 690 K. Si, inicialmente, se introducen en un reactor 15 litros de volumen, 0, 3 moles de CO y 0, 2 moles de H2O. Calcule:

a) Las concentraciones de cada una de las especies (CO, H2O, CO2 y H2 ) b) La presión en el interior del recipiente tras alcanzarse el equilibrio c) Si la constante de equilibrio Kp correspondiente a este mismo equilibrio alcanza

un valor de 66, 2 a 550 K, deduzca si se trata de una reacción endotérmica y exotérmica.

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1 . mol-1

Solución: a) [CO2]=[H2]= 0,0117 M ; [CO]= 8,33.10-3 M ; [H2O] = 1,67.10-3 M b) P = 1,9 atm. c) Exotérmica.

20.- En una vasija de 10 litros mantenida a 270ºC en donde previamente se hizo el vacío, se introducen 2,5 moles de PCl5 y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza a elevarse debido a la disociación del PCl5 hasta que se estabiliza a 15,68 atm. Sabiendo que la reacción es exotérmica, calcule:

a) El valor de la constante Kc de dicha reacción a la temperatura señalada. b) El número de moles de todas las especies en el equilibrio. c) Señale la influencia de la temperatura y de la presión sobre el equilibrio.

Datos: R = 0, 082 atm.L.mol-1.K-1

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Solución: a) Kc = 0,067 b) n(PCl5) = 1, 5 mol ; n(PCl3) = 1 mol c) Izquierda.

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1.- La reacción N2O4 (g) 2NO2 (g) transcurre a 150ºC con una Kc = 3, 20. a) ¿Cuál deber ser el volúmen del recipiente en el que se realiza la reacción para que estén en equilibrio 1 mol de N2O4 (g) con dos moles de NO2 (g) ¿ b) Responder, razonadamente, si la siguiente proposición es cierta o falsa: “ Un cambio de presión en una reacción en equilibrio modifica siempre las concentraciones de los componentes”. 2.- En una reacción A + B AB, en fase gaseosa, la constante Kp vale 4, 3 a la temperatura de 250ºC y tiene un valor de 1, 8 a 275ºC.

a) Enuncie el principio de Le Chàtelier. b) Razone si dicha reacción es exotérmica o endotérmica. c) ¿Qué volumen de disolución 0, 02 M de hidróxido sódico será necesario para

neutralizar completamente 10 mL de la disolución del ácido anterior? 3.- Justifique: si a una reacción le añadimos un catalizador, la entalpía de reacción no varía. 4.- En un matraz de un litro de capacidad se introducen 0, 387 moles de nitrógeno y 0, 642 moles de hidrógeno, se calienta a 800 K y se establece el equilibrio: N2 (g) + 3 H2 (g) 2NH3 (g) Encontrándose que se han formado 0, 06 moles de amoníaco. Calcule:

a) La composición de la mezcla gaseosa en el equilibrio. b) Kc y Kp a la citada temperatura. c) Si las misma cantidades iniciales de nitrógeno e hidrógeno se introducen en el

mismo recipiente y al calentar la mezcla se establece el equilibrio a 1300 K, ¿ se producirá alguna modificación en los moles formados de amoníaco? Justifica la respuesta.

5.-a) Para el equilibrio: 2NO (g) + 2 CO (g) N2 (g) + 2CO2 (g) se sabe que ΔH < 0. Indique, razonadamente, tres formas de actuar sobre dicho equilibrio que reduzcan la formación de CO, gas extremadamente tóxico. b) Definir: catalizador, grado de disociación, velocidad de reacción, hidrólisis, complejo activado. 6.-El dióxido de nitrógeno, NO2, de color pardo-rojizo, reacciona consigo mismo (dimerización) para dar tetraóxido de dinitrógeno, N2O4, que es un gas incoloro. Una mezcla en equilibrio a 0ºC es casi incolora, mientras que a 100ºC tiene un color pardo-rojizo. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) Escriba el equilibrio químico correspondiente a la reacción de dimierización. b) La reacción de dimierización, ¿ es xotérmica o endotérmica?

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c) Indique qué ocurriría si a 100ºC se aumenta la presión del sistema.ç d) Escriba la expresión de la constante de equilibrio, Kp, para la reacción de

disociación del dímero, en función del grado de disociación y de la presión total. 7.- En un recipiente de 10 litros a 800 K, se introducen 1 mol de CO (g) y 1 mol de H2O (g). Cuando se alcanza el equilibrio representado por la ecuación: CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) El recipiente contiene 0, 655 moles de CO2 y 0, 655 moles de H2. Calcule:

a) Las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio. b) El valor de las constantes Kc y Kp para dicha reacción a 800 K.

Datos: R = 0, 082 atm.L.K-1.mol-1 8.-Se introducen 0, 85 moles de H2 y 0, 85 moles de CO2 en un recipiente de 5 litros y se calienta la mezcla a 1600ºC. Al establecerse el equilibrio : H2 (g) + CO2 (g) CO (g) + H2O (g) , se encuentra que la mezcla de gases contiene 0, 55 moles de CO.

a) Determine las presiones parciales de cada gas en el equilibrio. b) Si a los gases en el equilibrio se añaden 0, 4 moles de CO, ¿cuáles serán las

concentraciones de los gases cuando se alcance el nuevo equilibrio a la misma temperatura?

Datos: R =0, 082 atm.L.K-1.mol-1 9.-A cierta temperatura la Kc del equilibrio: CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) , alcanza el valor de 4,0.

a) Indicar en qué sentido se desplazará el equilibrio si en un recipiente se 10,00L se introducen 14,00 g de CO, 0, 90 g de H2O, 1, 76 g de CO2 y 1,00 g de H2 y se calienta hasta la temperatura de equilibrio.

b) Calcular la concentración de CO cuando se alcance el equilibrio. c) Calcular el valor de la constante Kp.

Datos: C=12, H=1, O=16 R =0, 082 atm.L.K-1.mol-1 10.- Un depósito cerrado de 15,8 litros contiene 8, 8 g de dióxido de carbono. Se eleva la temperatura a 3000ºC y, cundo se alcanza el equilibrio: CO2 (g) CO (g) + ½ O2 (g) La presión total del depósito es de 4 atm. Calcular:

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a) El grado de disociación del dióxido de carbono. b) El valor de Kc para este equilibrio a 3000ºC c) Los gramos de oxígeno en el equilibrio.

Datos: C = 12, O =16 R =0, 082 atm.L.K-1.mol-1 11.- En un matraz de 5 litros se introducen inicialmente 0, 2 moles de hidrógeno y 0, 2 moles de yodo. Se calienta a 500ºC alcanzándose el equilibrio siguiente:

H2 (g) + I2 (g) 2HI (g), con una constante Kc = 52.

a) ¿Cuáles son las concentraciones en el equilibrio de H2, I2 y HI? b) ¿Cuánto vale Kp?

Datos: 0, 082 atm.L.K-1.mol-1 12.-La reacción N2O4 (g) 2NO2 (g) transcurre a 150 ºC con una Kc = 3, 20.

a) ¿Cuál debe ser el volumen del recipiente en el que se realiza la reacción para que estén en equilibrio 1 mol de N2O4 (g) con 2 moles de NO2 (g)?

b) Responder, razonadamente, si la siguiente proposición es cierta o falsa: “ Un cambio de presión en una reacción en equilibrio modifica siempre las concentraciones de los componentes”.

13.- En un matraz de 2 L se introducen 0,2 moles de PCl5 y se eleva la temperatura hasta 250ºC. Se establece el equilibrio:

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Si el grado de disociación es de 0,8, calcule:

a) La presión en el interior del matraz b) El valor de Kc a 250ºC

14.-Se introduce 1 mol de N2O4 en un recipiente cerrado. Cuando se alcanza el equilibrio:

N2O4 (g) 2NO2 (g) La presión del sistema a 25ºC es de 1, 5 atmósferas. Sabiendo que la constante de equilibrio es 0, 14 ¿Cuáles son las presiones parciales de los componentes? ¿Qué fracción de N2O4 se ha disociado en NO2? 15.-En un recipiente de 5 litros se introducen 1, 84 moles de nitrógeno y 1,02 moles de oxígeno. Se calienta en el recipiente hasta 2000 ºC estableciéndose el equilibrio:

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

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En estas condiciones reacciona el 3 % del nitrógeno existente.Calcule:

a) El valor de Kc a dicha temperatura. b) La presión total en el recipiente, una vez alcanzado el equilibrio.

Datos: 0, 082 atm.L.K-1.mol-1 16.-Para el equilibrio: CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g) la constante Kc vale 1, 50 a 1500K En un matraz de 2 litros se introducen 0, 20 moles de dióxido de carbono y 0,20 moles de hidrógeno molecular y se calienta hasta 1500 K . Determina:

a) El número de moles que habrá de cada sustancia al alcanzarse el equilibrio. b) La presión total en el interior del matraz.

17.- En el proceso Deacon, el cloro (g) se obtiene según el siguiente equilibrio: 4 HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) Se introducen3, 285 g de HCl (g) y 3, 616 g de O2 en un recipiente cerrado de 10 litros en el que previamente se ha hecho el vacío. Se calienta la mezcla a 390ºC, y cuando se ha alcanzado el equilibrio a esta temperatura se observa la formación de 2,655 g de Cl2 (g).

a) Calcule el valor de Kc b) Calcule la presión parcial de cada componente en la mezcla de equilibrio y, a

partir de estas presiones parciales, calcule el valor de Kp. Datos: masas atómicas relativas: H=1, Cl= 35,5, O=16, R=0,082 atm.L/mol.K

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1.- A 300ºC, la reacción de deshidrogenación del 2- propanol para dar propanona según la ecuación:

CH3-CHOH – CH3 (g) CH3 – CO –CH3 (g) + H2(g) Es una reacción endotérmica. Explica razonadamente qué le ocurrirá a la constante de equilibrio: a) al aumentar la temperatura; b) si se utiliza un catalizador; c) si se aumenta la presión total manteniendo constante la temperatura. 2.- Indica que ocurre con el valor de Kc si se introducen en el recipiente a temperatura constante, dos moles de helio, y justifica, por tanto, hacia dónde se desplazará el sistema. Datos: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 3.- Sea el proceso en equilibrio: C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g) Δ H = 131,2 kJ/mol ; Δ S = 134,1 J/mol.K Contesta razonadamente:

a) ¿Cómo modifica el equilibrio la adición de carbono? b) ¿Cómo modifica el equilibrio el aumento de la presión? c) ¿Cómo modifica el equilibrio el aumento de la temperatura? d) ¿A qué temperaturas será espontáneo el proceso de formación de hidrógeno?

4.- Se tiene el siguiente equilibrio gaseoso:

2 CO + O2 CO2 Δ H = -135 kcal Indica de un modo razonado cómo influye sobre el desplazamiento del equilibrio:

a) Un aumento de la temperatura. b) Una disminución en la presión. c) Un aumento en la concentración de oxígeno.

5.- En el proceso Haber – Bosch para la síntesis de amoníaco tiene lugar la reacción siguiente en fase gaseosa:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) Δ Hº = -92,6 kJ

a) Explica cómo debe variar la presión, el volumen y la temperatura para que el equilibrio se desplace hacia la formación de amoníaco.

b) Comenta las condiciones reales de obtención del compuesto en la industria.

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6.- Algunos iones metálicos reaccionan con el agua formando hidróxidos según la reacción: M2+ + 2 H2O M(OH)2 + 2 H+ Razona si son o no correctas las siguientes proposiciones:

a) La adición de un ácido fuerte destruirá del hidróxido formado. b) Al añadir NaOH al sistema, el equilibrio se desplazará a la izquierda.

6.- Se pone un vaso con agua cierta cantidad de una sal poco soluble de fórmula general AB3, que no se disuelve completamente. El producto de solubilidad de la sal es Ks.

a) Deduce la expresión que relaciona la concentración de A3+ con el producto de solubilidad de la sal.

b) A continuación, se introduce en el vaso una cantidad de una sal soluble CB2. ¿Qué variación produce en la solubilidad de la sal AB3?

7.- Las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones son K1, K2 y K3, respectivamente. 2H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (g) K1 H2 (g) + 1/2O2 (g) 2 H2O (g) K2 2H2O (g) + 2 H2 (g) + O2 (g) K3 ¿Cuál es la relación entre K1 y K2? ¿Y entre K2 y K3? 8.- Dado el siguiente equilibrio: 2NO2 (g) + 2 NO (g) + O2 (g) Responde, de forma razonada, a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cómo afectaría al equilibrio un aumento de presión? b) Si se elimina O2 a medida que se va formando, ¿hacia dónde se desplaza el

equilibrio? c) Dado que al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia la formación

de NO, ¿la reacción será exotérmica o endotérmica?. d) ¿Afectaría la adición de un catalizador al valor de la constante de este

equilibrio? 9.- El dióxido de nitrógeno es un gas que se presenta en forma monómera a 100ºC. Cuando se disminuye la temperatura del reactor hasta 0ºC se dimeriza para dar tetróxido de dinitrógeno gaseoso.

a) Formula el equilibrio químico correspondiente a la reacción de dimerización. b) ¿Es exotérmica o endotémica la reacción de dimerización? c) Explica el efecto que produce sobre el equilibrio una disminución del volumen

del reactor a temperatura constante.

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d) Explica cómo se verá afectado el equilibrio si disminuye la presión total, a temperatura constante.

10.- a) Desarrolla la expresión que relaciona Kc con Kp. b) Calcula el valor de Kp a 900 K para la reacción:

2SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g) Sabiendo que Kc = 13M-1 a esa temperatura. 11.-Razona el efecto que provocará en la síntesis de amoníaco: 2N2 (g) + 3H2 (g) 2 NH3 (g)

a) Un aumento de presión en el reactor. b) Emplear un exceso de nitrógeno. c) Un aumento de la temperatura. d) El uso de un catalizador.

12.- En uno de los procesos industriales de obtención de gas cloro se llega al siguiente equilibrio: 4HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) ; ΔH< 0 Explica si favorecería o no la obtención de cloro:

a) Un aumento de la presión. b) La eliminación de agua. c) Un aumento de la temperatura. d) La utilización de un catalizador.

13.- Razona el efecto que tendrán sobre el siguiente equilibrio cada uno de los cambios propuestos: 4HCl (g) + O2 (g) 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) ; ΔH = -115 kJ

a) Aumentar la temperatura. b) Aumentar la presión total reduciendo el volumen. c) Añadir O2 (g). d) Eliminar parcialmente HCl (g). e) Añadir un catalizador.

14.-El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación: NO2 (g) + SO2 (g) NO (g) + SO3 (g) Una vez alcanzado el equilibrio, la composición de la mezcla contenida en un recipiente de 1 litro de capacidad es: 0,6 mol de SO3, 0,4 mol de NO, 0,1 mol de NO2 y 0,8 mol de SO2. Calcule:

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a) El valor de Kp es esas condiciones de equilibrio. b) La cantidad en moles de NO que habría que añadir al recipiente, en las mismas

condiciones, para que la cantidad de NO2 fuera 0,3 mol. 15.-Para el equilibrio: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2(g), la constante Kp vale 1,05, a 250ºC. Sabiendo que el volumen del recipiente son 2,0 litros y que en el equilibrio los moles de PCl5 y de PCl3 son 0,042 y 0,023, respectivamente, calcula la presión parcial de cloro en el equilibrio. Dato: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 16.- En un recipiente de 20 L a 25ºC se hallan en equilibrio 2, 14 moles de N2O4 y 0, 50 mol de NO2. N2O4 2 NO2

a) Calcula Kc y Kp ( y sus unidades) a esa temperatura. b) Calcula la concentración de NO2 cuando se reestablezca el equilibrio si se

introducen en el recipiente, a temperatura constante, dos moles de N2O4. c) Indica qué ocurre con el valor de Kc si se introducen en el recipiente a

temperatura constante, dos moles de helio, y justifica, por tanto, hacia dónde se desplazará el sistema.

Dato: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 17.- En un recipiente cerrado y vacío de 10 litros se introducen 1, 12 g de monóxido de carbon y 2, 84 g de cloro. Se eleva la temperatura a 525ºC y, cuando se alcanza el siguiente equilibrio, la presión total es de 328 mmHg: CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g) Calcula:

a) La constante Kc para este equilibrio a 525ºC. b) La constante Kp para este equilibrio a 525ºC. c) Los gamos de cloro en el equilibrio.

Dato: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 C = 12 ; O = 16 ; Cl = 35,5 18.- Para el equilibrio a 55ºC: A (g) 2 B (g), la constante Kp vale 0,66 atm. Calcula:

a) El valor de la constante Kc a esta temperatura. b) Si el grado de disociación de A para el equilibrio a 55ºC y una presión total de 0,

5 atmósferas. Dato: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1

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19.- Una mezcla gaseosa está constituida inicialmente por 7,9 mol de hidrógeno y 5,3 mol de yodo es estado vapor. Se calienta hasta 450 ºC y se llega al equilibrio habiéndose formado 9, 52 mol de HI. En un segundo proceso, a la citada temperatura, y en un volumen de 2 litros, se introducen 0,02 mol de hidrógeno y 0,02 mol de yodo.

a) Calcula la constante de equilibrio a 450ºC de la reacción:

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

b) ¿Cuál será el grado de disociación en el segundo proceso?.

20.- Para la reacción de esterificación que tiene lugar entre el ácido propanoico y el etanol para dar propanoato de etilo y agua (todas las especies son líquidas):

a) Escribe la ecuación de la reacción. b) Si la constante de equilibrio de la reacción es Kc = 16,0 halla las

concentraciones de equilibrio cuando la reacción se inicia con 1 mol de cada reactivo en un recipiente de 1 litro de capacidad.

c) Escribe y nombra algún isómero del éster formado. 21.- En un recipiente de 5 litros se introducen 1 mol de SO2 y 1 mol de O2, se calienta a 727ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio:

2SO2 (g) + O2 (g) 2SO3(g) En este equilibrio se encuentran 0, 15 moles de SO2. Calcula:

a) La cantidad, en gramos, de SO3 formado. b) El valor de Kc.

22.- El COCl2 gaseoso se disocia a una temperatura de 1000K, según la siguiente reacción:

COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g) Cuando la presión de equilibrio es de 1 atm, el porcentaje de disociación del COCl2 es de 49,2 %. Calcula:

a) El valor de Kp. b) El porcentaje de disociación del COCl2 cuando la presión de equilibrio es de 5

atm a 1000K. 23.-Considera el siguiente equilibrio:

SO3(g) SO2 (g) + ½ O2 (g) ΔH= 98 kJ/mol

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a) En un reactor de 5 litros se introducen 200,0 gramos de SO3. Alcanzado el equilibrio a 80ºC, se observa que la presión total en el interior del recipiente es de 18 atm. Calcula el valor de Kc.

b) Razona cómo afecta al equilibrio un aumento de temperatura, un aumento del volumen del reactor y la presencia de un catalizador ( cada factor por separado).

Datos: S = 32; O = 16 24.- En un recipiente de 1, 5 litros se introducen 3 mol de pentacloruro de fósforo (PCl5). Cuando se alcanza el equilibrio a 390 K, el pentacloruro de fósforo se ha disociado un 60% según el siguiente equilibrio:

PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Calcula:

a) Las concentraciones de cada una de las especies en el equilibrio. b) Kc c) Kp

25.-El producto de solubilidad del fluoruro de magnesio es 8.10-8. Calcula:

a) La solubilidad de dicho compuesto en agua. b) La solubilidad en una disolución 0, 5 M de NaF.

26.- ¿Precipitará Mg(OH)2, a 25ºC si se mezclan 30 mL de disolución acuosa 0,015 M de NaOH con 65 mL de otra disolución acuosa 0, 12 M de MgCl2?. Dato: Ks (Mg(OH)2) = 1, 5.10-4. 27.- Se introducen 2 mol de COBr2 en un recipiente de 2 L y se calienta hasta 73ºC. El valor de la constante Kc, a esa temperatura, para el equilibrio:

COBr2 (g) CO(g) + Br2 (g), es 0,09. Calcula en dichas condiciones:

a) En número de moles de las tres sustancias en el equilibrio. b) La presión total del sistema. c) El valor de la constante Kp.

Dato: R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 28.- El amoníaco se obtiene industrialmente a partir de nitrógeno e hidrógeno. Se introducen en un recipiente 1,0 mol de N2 y 3,2 mol de H2 y se calienta hasta una determinada temperatura, observándose que al alcanzarse el equilibrio existe un total de 3,8 mol entre reactivos y producto.

a) Calcula el número de moles de cada gas en el equilibrio. b) Si el recipiente es de 10 litros, calcula el valor de Kc a esa temperatura.

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES

1.- Razone mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua:

a) Se puede obtener una disolución de pH básico. b) Se puede obtener una disolución de pH ácido. c) Se puede obtener una disolución de pH neutro.

Solución: a) Sí: CH3COONa b) Sí: NH4Cl c) Sí: NaCl 2.- Si queremos impedir la hidrólisis que sufre el acetato de sodio en disolución acuosa, ¿cuál de los siguientes métodos será más eficaz?

a) Añadir ácido acético a la disolución b) Añadir NaCl a la disolución c) Añadir HCl a la disolución d) Ninguno, no es posible impedirla

Solución: a) 3.-a) Una disolución acuosa ácida, ¿qué pH puede tener? Explicar el porqué. b) Una disolución acuosa de una sal de ácido fuerte y base débil, ¿ es ácida, básica o neutra? Explicar por qué. Solución: a) Todos los < 7 b) Ácida. 4.-a) Defina los conceptos de ácido y base de Brönsted y Lowry, y ponga un ejemplo de cada uno de ellos. b) ¿Es posible que al disolver una sal en agua la disolución resultante tenga pH básico? Indique un ejemplo en caso afirmativo y escriba la reacción correspondiente?. 5.- a) Clasifique según la teoría de Brönsted –Lowry, las siguientes sustancias en ácido o bases, escribiendo las ecuaciones que justifiquen su respuesta y nombrando las especies que intervienen: NH3 H2PO4

- SO42- HNO3

b) ¿Podría utilizarse la teoría de Arrhenius para clasificarlas? Solución: a) Ácido nítrico y amoníaco. b) Sí.

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6.-De los siguientes compuestos iónicos: NaCH3COO; FeCl3, NaCl, (NH4)2SO4 y Na2S, indique: a) ¿Cuál no se hidroliza en disolución acuosa?.Razone la respuesta b) ¿Cuáles conducen a una disolución de pH ácido como consecuencia de la hidrólisis? Solución: NaCH3COO (pH básico); FeCl3(pH ácido), NaCl (pH = neutro), (NH4)2SO4 ( ácido) y Na2S (básico); FeCl3 y (NH4)2SO4 7.-Explique brevemente la teoría ácido-base de Brönsted –Lowry. 8.-a) ¿Cuál es la diferencia fundamental del concepto de ácido-base según la teoría de Arrhenius y de Brönsted –Lowry? b) Dados los siguientes ácido: HClO4 (ácido fuerte); HF (Ka = 7.10-4); HClO (Ka = 3,2.10-8), escriba las bases conjugadas respectivas. c) Ordene, razonándolo, las bases conjugadas del apartado b) según su fuerza creciente como bases. Solución: ClO4

- , F-, ClO- ; H ClO< HF < H ClO4 ; ClO4-< F-<ClO-

9.-Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene un valor de 1, 8.10-5, calcule: a) El grado de disociación. b) El pH de una disolución 0,01 M de ácido acético. Solución: a) α = 0,042 (4,2%) b) pH=3,4 10.-Una muestra de 25,0 cm3 de un vinagre fue valorada con una disolución de NaOH 0, 60M. La lectura de la bureta era de 0, 6mL en le instante inicial de la valoración, y de 31,5 mL en el momento de viraje del indicador.

a) Dibujar un esquema rotulado del montaje experimental. b) Calcular la concentración de ácido etanoico de la muestra de vinagre en términos

de molaridad y de porcentaje en volumen. c) Razonar qué indicador sería el adecuado para determinar el punto de

equivalencia de esta valoración y cuál sería el cambio de coloración observado. Datos: Densidad del ácido etanoico puro: 1, 95 g/cm3 C=12; O = 16; H=1 Solución: b) 0,74 M ; 4,24 % c) De incoloro a rojo.

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11.-Se dispone de una disolución acuosa concentrada de ácido clorhídrico de 1, 16 g/mL de densidad y 32, 14% en peso. Calcular:

a) La normalidad de la disolución acuosa obtenida diluyendo 12,2mL de la disolución concentrada a 500 mL.

b) El pH obtenido al añadir 10 mL de la disolución obtenida en a). Solución: a) 0,25 N b) pH = 12,3 12.- El ácido fórmico (cuyo nombre sistemático es metanoico) es un ácido débil cuya constante de acidez vale 1, 84.10-4. Se tienen 500 mL de una disolución acuosa de ácido fórmico, en la cual este se encuentra disociado un 34%. Calcula: a) la concentración del ácido fórmico en la disolución; b) los moles de las especies HCOOH, HCOO- y H3O+ en el equilibrio; c) el pH de dicha disolución. Solución: a) 1,05.10-3M b) n ( HCOO-) = n(H3O+) = 1,78.10-4 moles ; n(HCOOH) = 3,46.10-4 moles. 13.- Calcular el grado de disociación y la molaridad de una disolución de ácido acético en agua, cuya concentración de protones es 1, 34.10-3 M y la constante de disociación ácida Ka= 1,8.10-5. Solución: 1,3% ; Co = 0,1011 mol/L ; 14.-a) Indique cuál es el pH de una disolución 0, 01M de ácido nítrico. b) Se añaden 0, 82 g de acetato de sodio a 1 L de la disolución anterior. razone si el pH será menor, igual o mayor que en el caso anterior. c) Para el apartado b), calcule la concentración de ion acetato en la disolución. Datos: Masas atómicas: H=1; C=12; O=16; Na=23 Ka (ácido acético) = 1,8.10-5 Solución: a) pH = 2 b) mayor que en a) c) 4,15.10-4 M 15.- Se mezclan 100 mL de una disolución 0,1 M de HCl con 150 mL de otra disolución 0,2M del mismo ácido.

a) Calcule la concentración molar en HCl de la disolución resultante. b) Se emplea la disolución del apartado anterior para valorar una solución

desconocida de NaOH. Si 40 mL de la disolución de NaOH consumen 38,2 mL de la disolución valorante de HCl, ¿cuál es la concentración molar de NaOH? ¿Qué indicador utilizaría para esta volumetría?

96


Solución: a) 0, 16 M ; 0, 15 M b) Tornasol o fenolftaleina. 16.-Sobre 100 cc de una disolución de 0, 025 mol/L de hidróxido sódico se añaden 40 cc de una disolución 0,115 M de ácido clorhídrico. Calcúlese el pH de la disolución resultante. Solución: pH = 1,82 17.-Se valora una disolución de 25 mL de HCl 0, 2 N con una disolución de NaOH 0, 2N. a) ¿Cuál será el pH cuando se añaden 24,98 mL de NaOH? b) ¿Cuál será el pH después de agregar 25,02 mL de NaOH? c) ¿Cuál de los siguientes indicadores, cuyos colores e intervalos de viraje figuran a continuación, usaría en la valoración?

Indicador Color forma ácida Color forma básica Intervalo de viraje Fenolfaleína Incoloro Rosa 8.2-10 Rojo de metilo Rojo Amarillo 4.8-6.2 Naranja de metilo Naranja Amarillo 3.1-4.4 Solución: a) pH = 4,1 b) pH = 9,9 c) Fenolftaleina 18.-a) Calcule el pH de una disolución 0,01 M de ácido acético (Ka= 2.10-5M). b) ¿Cuántos mL de agua hay que añadir a 10 mL de HCl 10-3M para obtener el mismo pH que en el apartado anterior?.Suponga que los volúmenes son aditivos. Solución: a) pH = 3,35 b) V = 12,2 mL 19.-Calcule el pH y el tanto por ciento de hidrólisis de una disolución 0,02M de acetato sódico. Dato: Ka= 1, 8.10-5 Solución: 0,017 % 20.-Se dispone de dos frascos, sin etiquetar, con disoluciones 0,1M de ácido sulfúrico y 0,1M de ácido acético. Se mide si acidez, resultando que el frasco A tiene pH = 2,9 , y el frasco B, pH = 0,7.

a) Explica qué frasco corresponde a cada uno de los ácidos. b) Calcula la constante de acidez (Ka) de ácido acético.

97


Solución: a) A = ácido acético, B = ácido sulfúrico b) Ka = 1,6.10-5 21.- Se dispone de 80 mL de una disolución 0,15 M de ácido clorhídrico, disolución A, y de 100 mL de otra disolución 0,1 M de hidróxido de sodio, disolución B. Se desea saber: a) El pH de la disolución A b) El pH de la disolución B c) Si se mezclan ambas disoluciones, ¿cuánto valdrá el pH de la disolución resultante? Solución: a) pH = 0, 82 b) pH = 13 c) pH = 1,96

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1.- ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base? b) Si se añade agua a una disolución de pH=4, ¿Qué le ocurre a la concentración de H3O+? Solución: Disminuirá 2.- En dos vasos A y B, se tienen dos disoluciones de la misma concentración. El vaso A contiene 25 mL de una disolución de NaOH y el vaso B 25 mL de una disolución de amoniaco. Las dos disoluciones se van a valorar con una disolución de HCl. Indique razonadamente, si son verdaderas o falsas las siguientes cuestiones:

a) Las dos disoluciones básicas tienen el mismo pH inicial. b) Las dos disoluciones necesitan el mismo volumen de HCl para su valoración. c) En el punto de equivalencia, el pH de la valoración B es 7. d) En las dos disoluciones se cumple que, en el punto de equivalencia [H+] = [OH-]

Datos: Kb (amoniaco) = 1, 8 . 105 Solución: a) F. b) V. c) F. d) V. 3.- Las constantes de acidez del ácido acético ( etanoico) y del ácido hipocloroso son 1, 8.10-5 y 3, 2 .10-8, respectivamente.

a) Escribir la reacción química que, de acuerdo con la teoría de Brönsted –Lowry, justifica el carácter básico de la lejía de hipoclorito de sodio. ¿Podría explicare este carácter básico empleando la teoría de Arrhenius?

b) Indicar y nombrar las bases conjugadas del ácido clorhídrico y cloruro de amonio y los ácidos conjugados del hidróxido de sodio, cianuro de potasio y carbonato de sodio.

c) Escribir la reacción química del agua con el ácido acético y la expresión de si constante de acidez. Escribir la reacción química del agua con la base conjugada del ácido acético y la expresión de su constante de basicidad.

d) Demostrar cómo se puede calcular la constante de basicidad del ion acetato a

partir de la constante de acidez del ácido acético. Solución: Kb = 5,6.10-10

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4.- Una disolución acuosa comercial de ácido sulfúrico es de un 80, 70% en peso de riqueza y tiene una densidad de 1, 74 g/ml. Calcular:

a) La molaridad de la disolución comercial b) El volumen de disolución comercial necesario para preparar 2 litros deñacido

sulfúrico 0, 5 M. c) El pH cuando se añaden 15 mL de hidróxido sódico 0, 5 M a 10 ml de ácido

sulfúrico 0, 5 M. d) El pH cuando se añaden 25 mL de hidróxido de sodio 0, 5M a 10 mL de ácido

sulfúrico 0, 5 M. Datos: Masas atómicas: H=1 O=16 S=32

Solución: a) 14,2 M b) V = 70 mL c) pH = 1 d) pH = 12,9

5.- El efluente residual de una empresa de tratamiento de superficies metálicas contiene un 0, 2 % en peso de ácido sulfúrico, debiendo ser neutralizado mediante la adición de hidróxido sódico. Concretamente se pretenden trata 125 litros de la corriente residual ácida con una disolución de hidróxido sódico 2,5 M. calcula: a) El volumen de disolución de hidróxido sódico 2, 5 M que es preciso utilizar para la neutralización completa del efluente residual. b) El pH de la disolución resultante si se añaden 50 mL más de los necesarios de la disolución de hidróxido sódico. Datos: Densidad de la corriente residual: 1g/cm3 Masas atómicas: H=1 S=32 O=16 Solución: a) V = 2 L b) pH = 11 6.- Aplicando la teoría de Bronsted – Lowry, razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra. b) Las base conjugada de un ácido débil (Ka = 1, 8. 10-5) es una base fuerte. c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón.

Solución: a) F. b) F. c) V. 7.- El ácido acetilsalicílico (aspirina), de fórmula C9H8O4, es un ácido débil y monoprótico. Su solubilidad en agua es de 0,5 g en 150 cm3 de disolución, y una disolución saturada tiene un pH de 2, 65.

100


a) Encuentre la constante de acidez del ácido acetilsalicílico b) Justifique si el pH de una disolución de la sal sódica del ácido acetilsalicílico es

menor, igual o mayor que 7. c) La ingestión de aspirina puede ser perjudicial en los casos en los que hay

tendencia a la acidez gástrica excesiva. Justifique si los siguientes productos serían o no adecuados para compensar esta acidez.

Cloruro de sodio Vinagre Glucosa Hidrogenocarbonato de sodio Datos; H=1 C=12 O=16 Solución: a) Ka = 2,9.10-4 b) Mayor que 7 c) Na H CO3 8.- Calcule cuántos mililitros de ácido clorhídrico 2.10-2M hay que añadir a 200 mL de agua para obtener una disolución de pH=3,2 Solución: 6,5 mL hay que añadir. 9.-Formula las siguientes sales e indica, razonadamente, el carácter ácido, básico o neutro que tienen las siguientes disoluciones acuosas: cianuro potásico, cloruro amónico, nitrato de sodio y sulfuro cálcico. 10.- Decir, justificando razonadamente las respuestas, si son verdaderas o falsas , las siguientes cuestiones:

a) El amoniaco es una base de Arrhenius. b) Aunque una disolución acuosa de un ácido sea muy fuerte siempre habrá iones

OH-. c) Si se mezclan volúmenes iguales de HCl y NaOH con concentraciones iguales,

el pH de la disolución resultante es ácido. d) El HSO4

- es una especie química que se comporta como un anfótero. Solución: a) F. b) V. c) F. d) V.

11.- En 500 mL de agua se disuelven 5 g de ácido acético (CH3- COOH). Sabiendo que su Ka = 1, 8 .10-5, calcular:

a) El pH de la disolución b) El grado disociación

Masas atómicas: C=12 H=1 O=16

101


Solución: a) pH = 2,8 b) α = 0,01 ( 1 %) 12.- Calcule el pH y la concentración inicial de amoniaco de una disolución de amoniaco en agua si el grado de disociación es del 1%. Datos: Kb= 1, 8. 10-5 Solución: pH = 11,3, Co = 0, 18 M 13.- A partir de los valores de Ka suministrados, deduzca si el pH de disoluciones acuosas de las siguientes sales es neutro, ácido o básico:

a) NaF b) NH4CN c) NH4F d) NH4Cl

Datos: Ka (HCN) = 6, 2 . 10-10 Ka (NH4

+)= 5, 5.10-10 Ka (HF) = 6, 7 . 10-4 Solución: a) Básico b) Básico c) Ácido d) Ácido 14.- Un ácido (AH) está disociado al 0,5% en disolución 0, 3 M. Calcule:

a) La constante de disociación del ácido b) El pH de la disolución c) La concentración de iones [OH-]

Solución: a) Ka = 7,5 .10-6 b) pH = 2,8 c) [OH-] = 6,7.10-12 M 15.- Se dispone de dos disoluciones de ácidos de igual concentración. Una contiene ácido acético (Ka= 1, 5 . 10-5 M) y la otra ácido tricloroacético(Ka = 1, 5.10-3M). Indique, sin resolver pero razonando la respuesta, qué disolución tendrá mayor pH. Solución: La del ácido acético tendrá mayor pH 16.- Complete las cuatro reacciones siguientes y razone qué sentido predominará en cada una de ellas: a) CH3 – COOH + H2O -----------------

102


b) HClO + OH- ------------------- c) F- + H2O -------------------- d) CN- + H3O+ ---------------- Datos: Ka (CH3 – COOH) = 1, 8. 10-5 Ka (HClO) = 3, 2 . 10-8 Ka (HF) = 7, 1 . 10-4 Ka (HCN) = 4, 9 .10-10 Solución: a) Izquierda b) Derecha c) Izquierda d) Derecha 17.- Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución acuosa de amoniaco 0, 01 M. Datos: Amoniaco, Kb = 1, 8. 10-5

Solución: pH = 10,6 ; α= 0, 042 ( 4,2%)

18.-Indique razonadamente si las siguientes disoluciones acuosas son ácidas , básicas o neutras:

a) HCl en concentración 0, 01M y NaOH en concentración 0, 02 M b) CH3 – COOH en concentración 0, 01M y NaOH en concentración 0, 01M c) CH3 – COONa en concentración0, 01M

Nota: Téngase en cuenta que el ácido acético es un ácido débil Solución: a) Básica b) Básica c) Básica

103



1.-De las siguientes especies químicas: H3O+, HCO3

-, CO32-, H2O, NH3, NH4

+, explique según la teoría de Brönsted – Lowry:

a) Cuáles pueden actuar solo como ácido. b) Cuáles solo como base c) Cuáles como ácido y como base.

Solución: a) H3O+ y NH4

+ b) CO3

2- y NH3 c) H2O y HCO3

- 2.- En una valoración ácido-base, se valora un ácido débil (HA) con una base fuerte (BOH). Al llegar al punto final razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones:

a) Solo se han neutralizado parte de los iones OH- de la base. b) El pH en el punto de equivalencia es 7. c) Se han gastado los mismos moles de ácido que de base.

Solución: a) F. b) F. c) V. 3.-Las constantes de acidez del ácido acético y del ácido cinahídrico son 1, 8.10-5 y 4, 93.10-10, respectivamente.

a) Escribir la reacción química del agua con ambos ácidos y las expresiones de sus constantes de acidez. Justificar cuál de ellos es el ácido más debil.

b) Escribir la reacción química que de acuerdo con la teoría de Bronsted-Lowry justifica el carácter básico del cianuro sódico. ¿podría explicarse este carácter básico empleando la teoría de Arrhenius?

c) Demostrar cómo se puede calcular la constante de basicidad del ion cianuro a partir de la constante de acidez del ácido cianhídrico.

d) Indicar y nombrar la base conjugada del nitrato de amonio, y los ácidos conjugados del amoníaco y del carbonato de sodio.

4.- a) Según la teoría de Bronsted, indicar los pares ácido-base conjugados entre las siguientes especies químicas: HNO2, HCl, NH3, OH-, H2O, NO2

-, NH4+,Cl-.

b) Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración con cada una de las especies químicas anteriores. Ordenarlas razonadamente de menor a mayor pH. Datos: Ka (HNO2) = 4.10-4 , Ka (NH4

+) = 5,6.10-10. 5.- Ordena los siguientes compuestos de mayor a menor pH de sus disoluciones acuosas: hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, acetato de sodio y cloruro de amonio. Justifica la respuesta con las correspondientes reacciones.

104


6.- a) Definir los conceptos de ácido y base según Bronsted- Lowry. b) Indicar cuál es la base conjugada de las siguientes especies químicas: HS- y NH3 y escribir la ecuación química correspondiente. Solución: b) S2- y NH2

- 7.- Se añaden 40 mL de hidróxido sódico 0, 10 molar a 10 mL de ácido clorhídrico 0, 45 molar. ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? Solución: pH = 2 8.-Responder a las siguientes cuestiones:

a) Definir los conceptos de ácido y de base según la teoría de Arrhenius. b) Señalar de forma razonada, cuáles de las siguientes especies químicas son ácidos

o bases, según la teoría de Bronsted-Lowry, e indicar (escribiendo la correspondiente reacción) la especie conjugada (en disolución acuosa) de cada una de ellas.

NO3

-, NH4+, H2SO4, CO3

-2 Solución: Ácidos: NH4

+ H2SO4 Bases: NO3

- CO3-2

9.- Razone que disolución será más ácida: una de acetato potásico 0, 5 M o otra de bromuro amónico 0, 1 M. Datos: Ka (ácido acético) = 1, 8 .1 0-5, Kb (amoniaco) = 1, 8.10-5 Solución: Es más ácida las del bromuro de amonio. 10.- Se disuelven 0, 86 g de Ba (OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0, 1 L de disolución: Calcule:

a) Las concentraciones de las especies OH- y Ba2+ en la disolución. b) El pH de la disolución.

Datos: Ba=137, O=16; H=1 Solución: a) [OH-] = 0,1 M y [Ba2+] = 0,05 M b) pH = 13

105


11.- Explique, con las ecuaciones químicas necesarias, por qué al mezclar 20 mL de ácido clorhídrico 0, 10 M con 10 mL de amoniaco 0, 20 M la disolución resultante no es neutra. Indique si su pH será mayor o menor de 7. Solución: pH < 7 12.-Se necesita disponer de un disolución cuyo pH sea 11, 5. Para ello se disuelven en agua 18, 4 g de una base (BOH) hasta alcanzar un volumen de 1, 0 L. Si la masa molecular de la base es 160, calcula la constante de disociación. Solución: Kd = 8,9.10-5 13.- Calcular:

a) El pH cuando se añaden 50 mL de ácido clorhídrico 0, 16 M a 50 mL de hidróxido potásico 0, 2 M.

b) El pH cuando se añaden 50 mL de ácido clorhídrico 0, 24 M a 50 mL de hidróxido potásico 0, 2 M.

c) El volumen de ácido clorhídrico 0, 5 M necesario para neutralizar 50 mL de hidróxido potásico 0, 2 M diluidos con 100 mL de agua destilada.

d) El volumen de ácido clorhídrico 0, 5 M que se ha de añadir a 50 mL de hidróxido potásico 0, 2 m para obtener un pH de 1.

Solución: a) pH = 12,3 b) pH = 1,7 c) V = 20 mL d) V = 0,0375 L 14.-Calcula el pH de las siguientes disoluciones acuosas:

a) Hidróxido de amonio 0, 01 M b) Hidróxido de sodio 0, 05 M

Datos: Kb (Hidróxido de amonio): 1, 8 .10-5 Solución: a) pH = 10,6 b) pH = 12,7 15.-Se dispone de las siguientes disoluciones:

i. Ácido clorhídrico 10-3M. ii. Anilina (C6H5NH2) 0, 1 M

Calcular:

a) El grado de disociación de cada una. b) El pH de cada una.

106


Dato: Kb (anilina) = 4, 6 .10-10 Solución: a) α = 6,78.10-5 b) pH = 8,83 16.-Indicar, razonadamente, si son ciertas o falsas las proposiciones siguientes:

a) Para preparar 100 mL de una disolución acuosa de ácido clorhídrico 0, 1 M se deben utilizar 0, 858 mL cuando se parte de una disolución acuosa de ácido clorhídrico comercial del 36% en peso y densidad de 1, 18 g/mL.

b) Una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1, 2 M posee mayor número de moles y mayor número de gramos de soluto por litro de disolución que una disolución acuosa de ácido nítrico 0, 8 M

Datos: Mm HCl = 36,5; HNO3 = 63 Solución: a) Cierta. b) Falsa. 17.- En la valoración de una muestra de HCl con una disolución de NaOH se ha representado gráficamente la concentración de protones [H+] presente en cada momento en función del volumen de NaOH añadido.

a) Justifique cuál de las dos gráficas siguientes reproduce mejor la variación de [H+] a lo largo de la valoración.

A

-0,04

-0,02

0

0,02

0,04

0,06

0,08

0,1

0,12

0 2 4 6 8

Vol.disol.NaOH/cm3

[H+]

/mol

.dm

-3

10

107


B

-0,02

0

0,02

0,04

0,06

0,08

0,1

0,12

0 5 10 15

Vol.disol.NaOH/cm3

[H+]

/mol

.dm

-3

Serie1

b) ¿Qué pH tiene la disolución inicial de HCl? c) ¿Qué volumen de disolución de NaOH se ha añadido en el punto de

equivalencia? d) Si el volumen inicial de ácido es 20 cm3, encuentre la concentración de la

disolución de NaOH. Solución: a) B corecta. b) pH = 1 c) 10 cm3 d) M = 0,2 mol/dm3 18.-a) De una botella de ácido sulfúrico concentrado, del 96% en peso y densidad 1, 79 g/mL, se toma 1 mL y se lleva hasta un volumen final de 500 mL con agua destilada. Determinar su molaridad. b) ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? NOTA: Considerar el ácido como fuerte en sus dos disociaciaciones. Solución: a) M = 0,035 M b) pH = 1,15 19.-Dado un ácido débil monoprótico 0, 01 M y sabiendo que se ioniza en un 13%, calcular:

a) La constante de ionización. b) El pH de la disolución. c) ¿Qué volumen de disolución 0, 02 M de hidróxido sódico será necesario para

neutralizar completamente 10 mL de la disolución del ácido anterior? Solución: a) Ka= 1,94.10-4

b) pH = 2,9 c) V = 5 mL

108


20.-Se añden 40 mL de hidróxido sódico 0, 1 M a 10 mL de ácido clorhídrico 0, 45 molar. ¿Cuál es el pH de la disolución resultante? Solución: a) pH = 2 21.-a) Calcular el pH de una disolución 2,0M de ácido cinahídrico (HCN). NOTA: Despreciar los protones procedentes de la ionización del agua. b) Calcular el volumen necesario de NaOH 0, 1 M necesario para neutralizar 25 mL de HCl 0, 01 M. Datos: Ka= 4,9.10-10 Solución: a) pH = 4,5 b) V = 2,5 mL 22.- Una disolución de ácido cianhídrico (Ka= 4,0.10-10) tiene un pH de 5,7. Calcular:

a) La concentración de dicho ácido b) El grado de disociación

Solución: a) Co = 0,01M b) α = 2.10-4 ( 0,02 %) 23.-De los ácidos débiles HCOOH y CH3COOH, el primero es más fuerte que el segundo.

a) Escriba sus reacciones de disociación en agua, especificando cuáles son sus bases conjugadas.

b) Indique, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte. Solución: a) Bases conjugadas: HCOO- y CH3COO- b) CH3COO- 24.-Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 1, 2 g de este ácido. Calcule:

a) El grado de disociación del ácido nitroso. b) El pH de la disolución.

Datos: Ka= 5.10-4M N=14 O=16 H=1 Solución: a) α = 0,0433 ( 4,33%) b) pH = 1,96

109


25.-Calcule el pH de una disolución de ácido sulfúrico 0, 05 M. Indique además el volumen de una disolución de hidróxido de potasio 0, 2 M que se requerirá para neutralizar 10 mL de disolución del ácido anterior. Finalmente, calcule la concentración de sulfato de potasio que habrá en la mezcla al alcanzar el punto de equivalencia. Solución: pH = 1 V = 5 mL C = 0,033M 26.-Cada comprimido de aspirina contiene 0, 5 g de ácido acetilsalicílico, (HA), un ácido monoprótico débil de fórmula C9O4H8. Se disuelve un comprimido de aspirina en agua hasta formar 200 mL de disolución, se mide su pH , y resulta ser 2, 65.

a) Determinar el valor de la constante de acidez del ácido acetilsalicílico, a la temperatura de la experiencia.

b) Explica si el pH de la disolución de la sal sódica del ácido acetilsalicílico es menor, igual o mayor que 7.

Datos: H = 1 C = 12 O = 16 Solución: a) Ka = 4,3.10-4 b) Mayor que 7. 27.-En cada uno de los siguientes apartados razone si la disolución resultante de mezclar las disoluciones que se indican será ácida, básica o neutra:

a) 25 mL de CH3COOH 0, 1 M + 25 mL NaOH 0, 1 M b) 25 mL de HCl 0, 1 M + 25 mL de NaOH 0, 1 M c) 25 mL de NaCl 0, 1M + 25 mL CH3COONa 0, 1 M d) 25mL de HCl 0, 1M + 25 mL NH3 0, 1 M

Solución: a) Básica b) Neutra c) Básica d) Ácida

110


PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2005) REACCIONES DE TRASNFERENCIA DE PROTONES

1.- a) Se tiene un ácido fuerte HX en disolución acuosa. ¿Qué le sucederá al pH de la disolución al añadir agua o añ añadir iones [H3O+]?. b) Dadas las especies NH3, OH-, HCl, escribe reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las mismas según la teoría de Brönsted- Lowry. En cada reacción identifica el par ácido/base conjugado. 2.-Escribe las reacciones de hidrólisis del acetato de sodio y del cloruro de amonio, indicando en cada caso si la concentración de protones en disolución es mayor, menor o igual a 10-7M. 3.-Indica razonadamente si son ácidas, básicas o neutras las disoluciones acuosas de las siguientes especies: NaCl, NH4Cl, CH3-COONa y KNO3. Datos: Ki (NH4OH) = 1, 8.10-5 ; Ki (CH3-COOH) = 1, 8.10-5 4.-a) Señala de forma razonada, de las siguientes especies químicas las que son ácidos o bases según la teoría de Brönsted- Lowry, e indica ( escribiendo la correspondiente reacción) la especie conjugada ( en disolución acuosa) de cada una de ellas: CN-, NH4

+, SO4

2-. 5.-Justifica qué pH (ácido, neutro o básico) tienen las siguientes disoluciones acuosas:

a) Nitrato de potasio. b) Acetato de sodio. c) Cloruro de antimonio. d) Nitrito de sodio.

Datos: Ka ( HAc) = 10-5 ; Ka (NH4

+) = 10-9, Ka ( HNO2) = 10-3 6.-Calcula el pH de las siguientes disoluciones acuosas:

a) 100 mL de HCl 0, 2 M b) 100 mL de Ca(OH)2 0, 25 M

7.- Una disolución acuosa de amoníaco 0,1 M tiene un pH de 11,11. Calcula:

a) La constante de disociación del amoníaco. b) El grado de disociación del amoníaco.

8.- El pH de una disolución de ácido nítrico es 1, 50. Si a 25 mL de esta disolución se añaden 10 mL de una disolución de la base fuerte KOH 0,04 M , calcula:

a) El número de moles de ácido nítrico que queda sin neutalizar. b) Los gramos de la base anterior que se necesitarían para neutralizar el ácido de la

disolución anterior. Datos: Masas atómicas relativas: K = 39 ; H = 1,0 ; O = 16

111


9.- Calcula:

a) El pH cuando se añaden 2 mL de hidróxido de sodio 0, 1 M a 10 mL de ácido nítrico 0,05 M.

b) El pH cuando se añaden 7 mL de hidróxido de sodio 0, 1 M a 10 mL de ácido nítrico 0,05 M.

c) El volumen de hidróxido de sodio 0, 1 M necesario para neutralizar 10 mL de ácido nítrico 0,05 M.

d) El volumen de hidróxido de sodio 0, 1 M que se ha de añadir 10 mL de ácido nítrico 0,05 M para obtener un pH de 11.

10.-En una disolución 0,05 M de ácido acético, este se encuentra ionizado en un 1,9%. Calcula:

a) Las concentraciones de todas las especies en disolución. b) El pH. c) La constante de acidez del ácido acético.

11.- Se hacen reaccionar 12,5 cm3 de disolución acuosa de hidróxido sódico 0,32 M con 50 cm 3 de ácido clorhídrico 0, 10 M.

a) Calcula el pH de la disolución resultante. b) ¿Alguno de los reactivos tendría la consideración de limitante?¿Por qué?.

12.- El ácido nitroso es un ácido débil con una constante de disociación Ka = 4,3.10-4.

a) Escribe la reacción de neutralización del ácido nitroso con el hidróxido de bario. b) Calcula la concentración que ha de tener una disolución de ácido nitroso si

queremos que el pH sea igual que el de una disolución de ácido clorhídrico 0,01 M.

c) Determina la masa de hidróxido de bario necesario para neutralizar 10 cm3 de la disolución de ácido nitroso del apartado b).

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1 ; N = 14; O=16; Ba = 137,3 13.- Calcula el pH de la disolución formada cuando se disuelven 3, 45 gramos de ácido fórmico (ácido metanoico) en 500 cm3 de agua. Datos: Ka = 2,1.10-4 , C =12; O = 16; H = 1 14.- El ácido hipocloroso (HClO) en un ácido débil cuya constante de ionización en agua es Ka = 3,0.10-8. Si se añaden 26,25 g de ácido hipocloroso en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. Calcula: a) El grado de disociación. b) El pH de la disolución resultante.

Datos: O = 16; Cl= 35,5 ; H = 1

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15.- a) Calcula la constante de ionización de un ácido monoprótico que se encuentra ionizado al 3,6% en disolución 2, 5M. b) Si se quieren preparar 2 L de disolución de ácido clorhídrico que tenga el mismo pH que la anterior disolución, ¿qué volumen de ácido de concentración 0,6 M habrá que tomar?. 16.- Dada una disolución acuosa 0,0025 M de ácido fluorhídrico, calcula:

a) Las concentraciones en el equilibrio de HF, F- y H+. b) El pH de la disolución y el grado de disociación.

Datos: Ka = 6,66.10-4 17.- a) Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución 0,2 M de acetato sódico. b) Calcula el pH de la disolución que resulta de mezclar 50 mL de la disolución anterior con 150 mL de agua. Dato: Ka (CH3COOH) = 1,7.10-5 M 18.- a) Calcula la concentración de una disolución de amoníaco cuyo pH es 8,7. b) Deduce igualmente su grado de disociación. Datos: Kb (amoníaco) = 1,8 .10-5. 19.- Deduce la concentración de una disolución de ácido clorhídrico sabiendo que cuando se tratan 10 mL de dicha disolución con 15 mL de KOH 0,1 M se obtiene una mezcla de pH = 2. 20.- Todo el amoníaco gaseoso contenido en un recipiente de 2 litros, a 70 mmHg de presión y 27ºC de temperatura, se disuelve en agua, obteniéndose 0, 5 litros de disolución. Determina razonadamente:

a) La molaridad de la disolución de amoníaco. b) Su pH.

Datos: Kb= 1,8.10-5, R = 0,082 atm.L / mol.K 21.- El ácido acetilsalicílico, C9H8O4, es el componente activo de la aspirina. Al disolver 0,523 gramos de ácido acetilsalicílico en 0,05 litros de agua, el pH final de la disolución resulta ser 3, 36. Calcula:

a) La constante de acidez del ácido acetilsalicílico. b) Si a la disolución resultante en el apartado anterior se le añaden 10-5 mol de HCl,

¿cuál será el pH de la disolución final?. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1, C = 12, O = 16

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

ELECTROQUÍMICA 1.- a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2; NO; N2O; N2O4 b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO. Solución: a) 0,+2,+1,+4. 2.- Se construye una pila con ambos electrodos en condiciones normales o estándar de cobre, Eº (Cu2+/Cu) = 0, 34 V, y plata, Eº (Ag+/Ag)= 0, 80 V, unidos por un puente salino de nitrato de potasio. Justificar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) En el electrodo de cobre tiene lugar una reducción. b) Los iones K+ del puente salino migran hacia el electrodo de plata. c) Cuando funciona la pila aumenta la masa del electrodo de cobre.

Nota: Se pueden facilitar las respuestas realizando un esquema de la pila. Solución: a) F. b) V. c) F. 3.- a) Ajustar la siguiente reacción por el método del ion-electrón:

ácido nítrico + cinc nitrato amónico + nitrato de cinc + agua b) Entre los reactivos, indicar razonadamente el oxidante y el reductor. Solución: a) Coeficientes estequiométricos 10, 4, 1, 4, 3 b) Oxidante: NO3

-. Reductor: Zn 4.- Dados los potenciales normales de los siguientes electrodos, escribe las ecuaciones ajustadas de las 3 pilas galvánicas que pueden montarse: Eº (Fe3+/Fe2+) = 0, 77V Eº (Al3+/Al) = -1, 67 V Eº (Cr3+/Cr2+) = -0, 41 V Solución: Eº = +2,44 V; Eº = +1,18 V ; Eº = + 1,26 V 5.- a) Ajuste por el método del ion electrón la siguiente ecuación, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar:

KMnO4 + HCl + SnCl2 MnCl2 + SnCl4 + KCl + H2O

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b) Nombre las sales que aparecen en la ecuación anterior. Datos: K=39,1; Cl= 35,5; O =16,0 R=0, 082 atm.L.K-1mol-1

Na= 6,02.1023 Solución: Coeficientes estequiométricos 2, 16, 5, 2, 5, 2, 8 6.-En la reacción siguiente:

K2Cr2O7 + H2S + HCl CrCl3 + S + KCl + H2O

a) Deduzca cuál es la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce, razonadamente.

b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación-reducción y la reacción global. Solución: a) Oxidante: dicromato potásico. Reductor: ácido sulfúrico. b) Coeficientes estequiométricos: 1, 3, 8, 2, 3, 2, 7 7.- En medio ácido, el ion permanganato (MnO4

-) se utiliza como agente oxidante fuerte. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas y ajuste las reacciones iónicas que se pueden producir:

a) ¿Reacciona con Fe(s)? b) ¿Oxidaría al H2O2?

Datos: Eº (MnO4

-/Mn2+) = 1, 51 V Eº (Fe2+/Fe) = -0, 44V Eº (O2/H2O2) = 0, 70 V Solución: a) Sí. b) Sí. 8.- a) Dibuja un esquema de la pila Daniell, nombrando el material y los reactivos utilizados en su construcción. b) Indica la polaridad de los electrodos, su nombre, el sentido de la corriente de electrones por el circuito externo y las semirreacciones que tienen lugar. c) Escribe el proceso global de la pila y calcula la fuerza electromotriz estándar de esta. d) Calcula la fuerza electromotriz de la pila si la concentración de las disoluciones es 0,1 M. Datos: Potenciales de reducción estándar: Cu2+/Cu = 0, 34V Zn2+/Zn = -0, 76 V Solución: c) Eº = +1,10V d) E = Eº

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9.- Sabiendo que los potenciales normales de reducción de los metales potasio, cadmio y plata valen: Eº (K+/K) = -2, 92 V Eº ( Cd2+/Cd) = -0, 40 V Eº ( Ag+/Ag) = + 0, 80 V Se desea saber:

a) Si dichos metales reaccionan con una disolución 1 M de ácido clorhídrico. b) En cada caso, qué potencial acompaña al proceso.

Solución: b) Eº ( H+/K) = 2,92 V ; Eº (H+/Cd) =0,40 V 10.- La valoración en medio ácido de 50,0 mL de una disolución saturada de oxalato de sodio requiere 24,0 mL de permanganato de potasio 0, 0230 M. sabiendo que la reacción que se produce es:

C2O42- + MnO4

- Mn2+ + CO2 (g) Calcule los gramos de oxalato de sodio que habrá en 1, 0 litros de la disolución saturada. Datos: Masas atómicas: C = 12 O = 16 Na = 23 Solución: 3,70 g 11.- En la reacción de óxido de manganeso (II) con el óxido de plomo (IV) en presencia de ácido nítrico, se obtienen ácido permangánico, nitrato de plomo (II) y agua como productos. a) Ajustar la ecuación iónica y molecular por el método el ion-electrón. b) Calcule la cantidad de nitrato de plomo (II), expresado como volumen, de una disolución de este 0, 2 M, que se obtendría por la reacción de 25 g de óxido de plomo (IV). Datos: Masas atómicas: Pb= 207,2 O= 16 Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2, 5, 8, 2, 5, 4 b) V = 525 mL 12.- El aluminio se obtiene por electrólisis de su óxido, Al2O3 fundido. El cátodo es un electrodo de aluminio, y el ánodo, un electrodo de carbón (grafito), que se consume durante el proceso. Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son: Reacción anódica: C (s) + 2 O2- CO2 (g) + 4 e- Reacción catódica: Al3+ + 3 e- Al (l)

a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para obtener 10 kg de aluminio?

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b) ¿Cuánto pesa el grafito consumido para obtener los 10 kg de aluminio? Solución: a) 1,07.108 C b) m = 3330 g 13.- La reacción redox que se indica a continuación tiene lugar espontáneamente: Zn (s) + 2 AgNO3 (ac) 2 Ag (s) + Zn(NO3)2 (ac)

a) Explique cómo se puede construir una pila basada en la reacción anterior. b) Indique las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos. c) Calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila. d) Calcule la masa de Zn que habrá reaccionando cuando la pila hay hecho circular

una carga de 19 300 C Datos: Masas atómicas: Zn = 65,4 1F = 96 500 C/mol Eº (Zn2+/Zn) = - 0, 76 V Eº (Ag+/Ag)= 0, 80 V Solución: c) Eº = +1,56 V 14.-El dicromato de potasio en ácido sulfúrico actúa sobre los yoduros y se obtiene yodo y Cr3+.

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule la concentración de una disolución de KI tal que 50 mL necesiten 44,5

mL de disolución 0, 213M de dicromato de potasio para oxidarse totalmente. c) Indique la especie que actúa de oxidante, y la que actúa como reductora.

Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 1, 7, 6, 1, 4, 3, 7. b) M= 1,14 mol/L c) Oxidante: dicromato de potasio. Redutor: yoduro de potasio. 15.-Una disolución acuosa de HNO3 reacciona con H2S (g) para dar S(s) y NO(g). a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Determine el volumen de H2S, medido a 60ºC y 760 mm Hg, necesario para que reaccione con 500 cm3 de una disolución acuosa de HNO3 3, 5 M. Nombre todas las especies que intervienen en la reacción. Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2,3,2,4,3. b) V = 71,7 L 16.-Las reacciones acuosas de ácido cloroso (HClO2) no son estables y se descomponen espontáneamente, dando ácido hipocloroso (HClO) e ion clorato (ClO3

-).

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a) Escriba la reacción ajustada por el método del ion-electrón para este proceso. Indique la especie que se oxida y la que se reduce. b) A partir de los siguientes potenciales normales, justificar la espontaneidad de la reacción: Eº (HClO2/HClO) = +1,65V Eº (ClO3

-/HClO2) = +1,21 V Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2,1,1,1 b) Espontánea. 17.-a) ¿Cuántos moles de oro y de plata se depositarán al paso de una corriente de 5 amperios durante 193 minutos por sendos baños electrolíticos con iones Au3+ y Ag+? b) Indique las reacciones que ocurren y justifique el resultado. Dato: 1Faraday= 96 500 culombios. Solución: a) 0,2 mol de Au ; 0, 6 mol de Ag 18.- Dada la reacción: KMnO4 + KI + H2SO4 I2 + MnSO4 + H2O

a) Explica cuáles son las especies oxidantes y cuáles las reductoras. b) Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción. c) Escribe la reacción molecular ajustada. d) Se dispone de disolución de permanganato de potasio 2M. ¿Qué volumen habrá

que utilizar si se quiere obtener 2 moles de yodo? Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2,10,8,5,2,6,8 d) V = 400 mL 19.- El metal de cinc reacciona con nitrato potásico en presencia del ácido sulfúrico, dando sulfato de amonio, sulfato de potasio, sulfato de cinc y agua, según la reacción:

Zn + KNO3 + H2SO4 (NH4)2SO4 + K2SO4 + ZnSO4 + H2O

a) Ajuste la reacción dada. b) ¿Cuántos gramos de cinc reaccionan con 45, 45 gramos de nitrato potásico? c) Indique qué compuesto actúa como reductor y cuál es la variación de electrones

que se intercambian en el proceso. Dato: Masas atómicas: N=14 O=16 K=39 Zn = 65,3. Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 8, 2, 10, 1, 8, 1, 6. b) 117,54 g Zn. c) El reductor es el Zn; se intercambian 16 electrones

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ELECTROQUÍMICA 1.-La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: MnO4

- + Cl- + H+ Mn2+ + Cl2 + H2O Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El Cl- es el agente reductor b) El MnO4

- experimenta una oxidación c) En la reacción debidamente ajustada, se forman también 4 moles de H2O por

cada mol de MnO4-

Solución: a) V. b) F. c) V. 2.- Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: Eº (Cu2+/Cu) = 0, 34 V Eº (Mg2+/Mg) = -2,37 V Eº(Ni2+/Ni) = - 0, 25 V Explique de forma razonada cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea: Mg2+ + Cu Mg + Cu2+

Ni + Cu2+ Ni2+ + Cu Mg + Cu Mg2+ + Cu2+ Ni2+ + Mg Ni + Mg2+ Solución: a) No b) Sí. c) No. d) Sí. 3.-En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos en tubo de ensayo: Tubo Experimento Observación 1 Cinc metálico + Ácido

clorhídrico Comienza a desprenderse un gas incoloro

2 Cobre metálico + ácido clorhídrico

No ocurre nada

3 Cobre + disolución de No ocurre nada

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sulfato de cinc 4 Cobre + Disolución de

nitrato de plata Sobre el cobre se forma un depósito gris metálico

a) Escribir las ecuaciones iónicas de las reacciones químicas observadas b) Señalar, en cada caso, el oxidante y el reductor c) Justificar las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de

reducción d) Dibujar un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción del

tubo 1 indicando el cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de migración de los iones en las disoluciones.

Datos: Eº (Zn2+/Zn) = -0, 76 V Eº (Cu2+/Cu) = 0, 34 V Eº (Ag+/ Ag) = 0, 80V Solución: b) T1 oxidante H+ ; T4 oxidante = Ag+ 4.-a) Ajustar la siguiente reacción por el método del ion electrón: MnSO4 + PbO2 + H2SO4 HMnO4 + PbSO4 + H2O b) Indicar razonadamente el proceso de oxidación y el de reducción. Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2, 5, 3, 2, 5, 2 5.- La reacción de dióxido de manganeso con bromato de sodio en presencia de hidróxido de potasio rinde como productos, permanganato de potasio, bromuro de sodio y agua.

a) Ajustar la ecuación iónica y molecular por el método del ión – electrón. b) Si el rendimiento de la reacción es del 75 %, calcula los gramos de dióxido de

manganeso necesarios para obtener 500 ml de una disolución 0, 1 M de permanganato potásico.

Datos: Mn = 55 O=16 Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2, 1, 2, 2, 1, 1 b) 5,83 g de MnO2 6.- a) Ajuste por el método del ión – electrón la reacción siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar:

H2SO4 + KBr SO2 + Br2 + K2SO4 + H2O b) Nombre todos los compuestos que aparecen en la ecuación anterior.

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Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2, 2, 1, 1, 1, 2. 7.- Explique cómo construiría en el laboratorio una pila con electrodos de cinc y cobre. Haga el dibujo correspondiente. ¿En que sentido circulan los electrones? ¿Cuáles son las especies oxidantes y reductoras? Justifique las respuestas. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = -0, 76 V Eº(Cu2+/Cu) = +0, 34 V Solución: Oxidante: Cu2+ y Reductor: Zn 8.- Se construye una pila Zn/Zn2+// Ag+/Ag. Indica razonadamente:

a) Las semirreacciones, indicando quién se oxida, quién se reduce y la reacción total que tiene lugar.

b) La f.e.m de la pila c) La polaridad de cada electrodo

Datos: Eº (Zn2+/Zn) = -0, 76 V Eº(Ag+/Ag) = 0, 80V Solución: c) Eº = 1,56 V d) Electrodo de plata + ; electrodo de cinc - 9.- Ajuste por el método del ión – electrón la reacción siguiente, indicando:

a) Quien es la especie oxidante y cuál es la reductora. Qué especie se oxida y cuál se reduce.

b) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción global. Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + Na2SO4 +H2O Solución: Coeficientes estequiométricos: 3, 1, 4, 1, 4, 4 10.- En las siguientes semirreacciones: SO4

2- SO2 →Ag+ Ag →ClO- Cl- →Mn2+ MnO4

- →

a) ¿Cuáles corresponden a una oxidación y cuáles a una reducción? b) ¿Cuál es la variación del número de oxidación de azufre, plata, cloro y

manganeso? c) ¿Qué especie de cada reacción es la oxidante?

Datos: Eº(Fe2+/Fe) = -0, 44V Eº(Zn2+/Zn) = - 0, 77V Eº(O2/H2O) = 1, 23 V

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Eº(Fe3+/Fe2+) = 0, 77V Eº (Cr3+/Cr2+) = - 0, 42 V Eº (I2/I-) = 0, 53 V Solución: a) R, R, R, O c) SO4

2-, Ag+; ClO-; MnO4-

11.- Indique cuáles de los siguientes procesos de oxidación – reducción se van a producir de forma espontánea: a) Fe2+ + ½ Cl2 Fe3+ + Cl- b) Fe2+ + 1/2I2 Fe3+ + I- Datos: Eº (Fe3+/Fe2+) = +0, 77V; Eº (1/2 Cl2/Cl-) = +1, 36 V ; Eº( ½ I2/I-) = + 0, 53 V Solución: a) Espontánea. b) No espontánea. 12.- Dibuje una pila voltaica construida con electrodos de cobre y plata sumergidos, respectivamente, en disoluciones 1M de sulfato cúprico y nitrato de plata. Indique qué electrodo será el ánodo, cuál el cátodo, la dirección del flujo de electrones, el potencial de la pila y las semirreacciones que tendrán lugar en cada electrodo. Datos: Eº (Cu2+/Cu) = + 0, 34 V Eº ( Ag+/Ag) = +0, 80 V 13.- Se pretende platear una barra metálica mediante electrolisis de una disolución acuosa de nitrato de plata.

a) Explica en qué electrodo hay que colocar la barra metálica para conseguir que se recubra la plata.

b) Queramos que la capa de plata tenga 2 mm de espesor. Si la barra metálica tiene una superficie de de 20 cm2, y la corriente que se utiliza es de 5 A, calcula cuánto tiempo durará la operación.

Datos: Densidad de la plata; 10, 5 g/ cm3 Masa atómica: Ag = 108 1F = 96500 C/mol Solución: a) El cátodo es el electronegativo. b) t = 7506 s 14.- Utilizando el método del ion – electrón sobre la reacción redox siguiente:

I2 + HNO3 NO + HIO3 + H2O →

a) Escribe y explica la semirreacciones de oxidación y reducción. b) Escribe la reacción global ajustada.

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Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 10, 3, 10, 6, 2 15.- a) Indique si se produce alguna reacción al añadir un trozo de Zn metálico a una disolución acuosa de Pb(NO3)2 1 M. b) ¿Se producirá alguna reacción si añadimos Ag metálica a una disolución de PbCl2 1M? Datos: Potenciales normales de reducción: Pb2+/Pb = - 0, 13 V Zn2+/Zn = -0, 76 V; Ag+/Ag = 0, 80 V Solución: a) Sí transcurrirá. b) No hay reacción. 16.- El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico en caliente, según la siguiente ecuación:

NaBr + HNO3 → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O

a) Ajuste esta reacción por el método del ion electrón. b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se

tratan con ácido nítrico en exceso. Datos: Masas atómicas: Br =80, Na= 23 Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 2, 4, 1, 2, 2, 2. b) m = 77,7 g de Br2. 17.- Para la pila Cd/Cd 2+//Ag+/Ag:

a) Indica las reacciones anódicas y catódicas. b) Indica la reacción global de la pila y calcula su potencial normal.

Datos: Eº (Cd2+/Cd) = - 0, 40 V Eº (Ag+/Ag) = 0, 80 V Solución: b) Eº = + 1,20 V 18.- Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl2 (fundido).

a) Escriba las reacciones del electrodo b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o

desprenden en los electrodos. Solución: b) 13,2 g Cl2; 7,5 g de Ca

123


19.- El sodio metálico se obtienen industrialmente por electrolisis del cloruro de sodio fundido.

a) Indique en qué electrodo (ánodo o cátodo) tendrá lugar la producción de sodio metálico y escriba la reacción correspondiente.

b) Si se hace circular una corriente de 80 A durante 30 minutos por un recipiente que contiene cloruro de sodio fundido, calcule la carga que ha circulado y la masa de sosdio que se obtiene.

c) ¿Se podría obtener sodio metálico electrilizando una disolución acuosa de cloruro de sodio?

Datos: Na = 23 Cl = 35,5 F = 96 500 C/mol Solución: a) Cátodo. b) 34,3 g Na. c) No. 20.- El Cl2 (g) se obtiene en el laboratorio por oxidación del HCl con MnO2, formándose además MnCl2 y agua.

a) Ajuste la reacción mediante el procedimiento del ion- electrón. b) ¿Qué volúmen del HCl del 30% en peso y densidad 1,15 g/ml, se necesita, se

necesita para preparar 1 mol de Cl2? Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 4, 1, 1, 1, 2 b) V = 423 mL 21.- Se realiza la electrolisis de una disolución acuosa que contiene Cu2+. Calcule:

a) La carga eléctrica necesaria para que se depositen 5 g de Cu en el cátodo. Exprese el resultado en culombios.

b) ¿Qué volumen de H2(g) medido a 30ºC y 770 mm de Hg, se obtendría si esa carga eléctrica se emplease para reducir H+ (acuoso) en un cátodo?

Datos: R = 0, 082 atm.L/mol.K Cu = 63,5 F= 96 500C Solución: a) 15 197 C . b) V = 1,9 L de H2.

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ELECTROQUÍMICA 1.-Dada la siguiente reacción redox:

HCl +K2Cr2O7 → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion –electrón. b) Calcule la molaridad de la disolución de HCl, si cuando reaccionan 25 mL de la

misma con exceso de K2Cr2O7, produce 0, 3 L de Cl2 medidos en condiciones normales.

Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 14, 1, 2, 2, 3, 7. b) M = 2,5 mol/L 2.- En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos en tubo de ensayo: Tubo Experimento Observación 1 Aluminio metálico + Ácido

clorhídrico Comienza a desprenderse un gas incoloro

2 Plata metálica + ácido clorhídrico

No ocurre nada

3 Aluminio + disolución de nitrato de cobre (II)

El aluminio se recubre de un depósito de cobre

4 Plata + Disolución de nitrato de aluminio

Sobre la plata se forma un depósito gris metálico

a) Escribir las ecuaciones iónicas de las reacciones químicas observadas b) Señalar, en cada caso, el oxidante y el reductor c) Justificar las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de

reducción d) Dibujar un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción del

tubo 3 indicando el cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de migración de los iones en las disoluciones.

Datos: Eº (Al3+/Al) = -1,66 V Eº (Cu2+/Cu) = 0, 34 V Eº(Ag+/ Ag) = 0, 80V Solución: b) T1 oxidante: H+ y reductor: Al. T3 oxidante: Cu2+ y reductor: Al. 3.- Los potenciales normales de reducción de los electrodos Cu2+/Cu y Zn2+/Zn son, respectivamente, 0,34V y –0,76V.Conteste razonadamente: a) ¿Qué reacción tiene lugar si a una disolución acuosa 1 M de Zn2+ se añade cobre metálico?

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b) ¿Cuál es el potencial normal (o estándar) que ha de aplicarse en la celda electrolítica formada con estos dos electrodos? c) ¿Cuál es el polo positivo y cuál el polo negativo en esta celda electrolítica? d) ¿Qué intensidad de corriente, en amperios, es necesaria para para depositar en el electrodo 6 g de cinc metálico durante 30 minutos? Datos: 1 Faraday: 96500C Masa atómica relativa: Zn = 65,4 Solución: a) No hay reacción. b) 1,10 V c) Polo positivo: ánodo y polo negativo: cátodo. d) I = 9,8 A 4.-Para la celda galvánica Fe2+/Fe3+//Cu2+/Cu, indica:

a) El electrodo de mayor potencial normal. b) La reacción completa de la pila.

Solución: a) Cu2+/Cu. * Enunciado erróneo. 5.-Ajustar y completar, por el método del ion-electrón, las reacciones: a) MnO4

- + SO2 Mn2+ + HSO4- en disolución ácida

b) Bi (OH)3 +SnO22- SnO3

2- + Bi en disolución básica. Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 2, 5, 2, 5. b) Coeficientes estequimétricos: 2, 3, 3, 2. 6.-Considere los potenciales normales: Eº (Au3+/Au) = 1, 50 V ; Eº(Mn2+/Mn) = -1,18 V; Eº (Ca2+/Ca) = -2,87V y Eº (Ni2+/Ni) = -1,25 V. Conteste razonadamente:

a) ¿Cuáles de estos elementos en estado metálico cabe esperar que sean oxidados en disolución ácida 1 M? Escriba las reacciones.

Dato: Eº(H+/1/2H2) = 0, 0V

b) ¿Ocurrirá alguna reacción al introducir una barra de calcio metálico en una disolución 1 M de Au3+? Escriba la reacción en caso afirmativo.

Solución: a) Mn, Ca y Ni. b) Sí. 7.-Dibuje un esquema de una cuba o celula electrolítica con un ejemplo práctico. Indique sus elementos constitutivos explicando la función que desempeña cada elemento en el proceso electrolítico.

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8.- Dada la siguiente reacción: K2Cr2O7 + KI + H2SO4 K2SO4 + Cr2 (SO4)3 +I2 + H2O

a) Deducir, razonando la respuesta, qué sustancia se oxida y cuál se reduce. b) ¿Cuál es la sustancia oxidante y cuál la reductora? c) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación, reducción y la reacción

global? Solución: a) El Cr se reduce y el I se oxida. b) Reductor: KI, oxidante: K2Cr2O7 9.- Una de las prácticas de laboratorio correspondientes a este curso es una valoración redox, denominada “permanganimetría” por utilizar el permanganato potásico.

a) Explica brevemente todo lo referente al material y reactivos utilizados en esta práctica.

b) Explica el papel desempeñado por el permanganato como indicador. c) Dado el proceso:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2 (SO4)3 +K2SO4 + H2O

Escribe y explica las semirreacciones de oxidación y de reducción.

d) Escribe la reacción global ajustada.

Solución: d) Coeficientes estequimétricos: 2, 10, 8, 2, 5, 1, 8. 10.-Se prepara una pila voltaica formada por electrodos estándar de Sn2+/Sn y Pb2+/Pb.

a) Escriba la semirreacción que ocurre en cada electrodo, así como la reacción global ajustada.

b) Indique cuál actúa de ánodo y cuál de cátodo, y calcule la diferencia de potencial que proporcionará la pila.

Datos: Eº (Sn2+/Sn) = -0, 137 V ; Eº (Pb2+/Pb) = -0, 125 V Solución: b) Eº = + 0,012 V 11.-Dada la siguiente reacción redox: HCl + K2Cr2O7 CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule la molaridad de la disolución de HCl, si cuando reaccionan 25 mL de la

misma con exceso de dicromato potásico produce 0, 3 L de Cl2 medidos en condiciones normales.

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(Igual que el 1) 12.-a) Ajustar la siguiente reacción por el método del ion-electrón:

HCl + K2Cr2O7 + H2S → CrCl3 + KCl + S + H2O b) Calcular cuántos gramos de azufre se obtienen con 10 gramos de oxidante. Datos: H = 1, O=16, S=32; Cl=35,5, K=39, Cr=52 Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 8, 1, 3, 2, 2, 3, 7. b) m= 3,27 g. 13.-El dicloruro de cobalto reacciona con el clorato de potasio en presencia de hidróxido de potasio, obteniéndose trióxido de dicobalto, cloruro de potasio y agua.

a) Ajusta por el método del ion electrón la ecuación iónica y la molecular. b) Calcula los gramos de trióxido de dicobalto que se obtendrán mediante la

reacción de 250 mL de disolución 0, 5 M de dicloruro de cobalto con un exceso de clorato de potasio y de hidróxido de potasio.

Datos: masas atómicas relativas: O=16 , Co=59 Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 6, 1, 12, 3, 13, 6. b) m = 10,4 g. 14.-Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico se forma azufre, dióxido de nitrógeno y agua.

a) Ajuste la reacción de oxidación – reducción que tiene lugar e indique cuáles son las especies oxidante y reductora.

b) Calcule la masa de azufre que se obtendrá a partir de 15 cm3 de ácido nítrico concentrado (del 60% en masa y densidad 1, 38 g/cm-3).

Datos: H=1, N=14; O=16; S=32 Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 2, 1, 2, 1, 2. b) m = 3,2 g. 15.-Para la siguiente pila MnO4

-/Mn2+//Fe2+/Fe3+, determina el cátodo y al ánodo, la especie que actúa como oxidante y la que actúa como reductora, y la reacción iónica global. Solución: * Está invertido el orden de los electrodos. Reductor: Fe2+ y oxidante: MnO4

-

128


16.-Dados los potenciales estándar de reducción (Eº) siguientes: Cl2/2Cl- = -1, 36 V; Br2/2Br- = 1, 06 V; I2 /2I-= 0, 53 V. Justifique si serán espontáneas o no las reacciones: a) Cl2 + 2KI 2KCl + I2 →b) Br2 + 2 KCl 2KBr + Cl2 →c) I2 + 2 NaBr 2NaI + Br2 → Solución: a) No. b) Sí. c) No. 17.-El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación:

NaBr + HNO3 Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O →

a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 50 g de bromuro de sodio se

tratan con 25 g de ácido nítrico. Br = 79, 9; Na =23; N = 14; O =16; H = 1 Solución: a) Coeficientes estequiométricos: 2, 4, 1, 2, 2, 2. b) m = 15,86 g. 18.- El dicromato de potasio en disolución acuosa, acidifica con ácido clorhídrico, reacciona con el cloruro de hierro (II) según la siguiente reacción (no ajustada): FeCl2 (ac) + K2Cr2O7 (ac) + HCl (ac)→ FeCl3 (ac) + Cr Cl3(ac) + KCl (ac) + H2O (l) En un recipiente adecuado se colocan 3, 172 g de cloruro de hierro (II), 80 mL de dicromato potasio 0, 06 M, y se añade ácido clorhídrico en cantidad suficiente para que tenga lugar la reacción:

a) Escriba la ecuación ajustada de esta reacción. b) Calcule la masa (en gramos) de cloruro de hierro (III) que se obtendrá.

Cl= 35,5, Fe = 55,9 Solución: a) Coeficientes estequimétricos: 1, 6, 14, 2, 6, 2, 7. b) m = 4,06 g.

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2005) REACCIONES DE TRASNFERENCIA DE ELECTRONES

1.- El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción: Cu + HNO3 Cu (NO3)2 + NO + H2O →

a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción es sus formas iónica y molecular.

b) Calcula la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mmHg y 40ºC.

Datos: R = 0,082 atm.L/mol.K Masa atómica relativa: Cu= 63,5 2.-Explica mediante las correspondientes reacciones qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a) plata; b) cinc; c) hierro. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V ; Eº (Fe2+/Fe) = -0,44V ; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V 3.- Para cada una de las siguientes reacciones, indica razonadamente, si se trata de reacciones de oxidación-reducción. Identifica, en su caso, el agente oxidante y el reductor. a) 222 HFeClHClFe +→+b) OHCONOCaHNOCaCO 222333 )(2 ++→+ c) 22 22 BrNaClClNaBr +→+ 4.- En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos: Experimento Reactivos Resultados Tubo 1 Lámina de cobre +

Disolución de sulfato de cinc

No se observa reacción

Tubo 2 Lámina de cobre + Disolución de nitrato de plata

La disolución se vuelve azul.

a) Justifica, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa

reacción en el tubo 1. b) Utilizando el método del ion-electrón, escribe la ecuación iónica ajustada de la

reacción que ha tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.

c) Dibuja un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el ánodo, el cátodo, y el sentido de movimiento de los iones del puente salino.

Datos: Eº (Cu2+/Cu) = 0, 34 V ; Eº ( Zn2+/Zn) = -0,76 V

130


5.-Los potenciales normales de reducción de los electrodos Zn2+/Zn y Cd2+/Cd son, respectivamente, -0,76V y -0,4 V. Contesta razonadamente:

a) ¿Qué reacción se produce si a una disolución acuosa 1 M de Cd2+ se añade cinc metálico?

b) ¿Cuál es el potencial normal ( o estándar) de la pila formada con estos dos electrodos?

c) ¿Qué reacciones se producen en los electrodos de esta pila? d) ¿Cuál es el ánodo cuál el cátodo en esta pila? ¿Cuál es el polo positivo y cuál es

polo negativo? 6.-Deduce a partir de los datos que se indican si, en condiciones estándar, los iones Cr3+ oxida al cobre metálico formando iones Cu2+ o si, por el contrario, es el Cu2+ quien oxida al cromo metálico para formar Cr3+. Justifica la respuesta. Datos: Eº (Cr3+/Cr) = -0,74 V ; Eº ( Cu2+/Cu) = 0,337V 7.- Para la reacción siguiente:

)()()()( 22 sSnaqCuaqSnsCu +→+ ++ a) Justifica si, en condiciones estándar, tendrá lugar tal y omo está escrita o en

sentido contrario. b) Explica de qué manera es posible construir una pila en la que tenga lugar esta

reacción ( en sentido correcto). Indica el ánodo, el cátodo, y el sentido de movimiento de los electrones por el circuito externo.

c) Calcula la fuerza electromotriz estándar de la pila. Datos: Eº (Sn2+/Sn) = -0,14 V ; Eº ( Cu2+/Cu) = 0,34V 8.- a) ¿Se puede guardar una disolución de nitrato de cobre (II) en un recipiente de aluminio metálico? Razona la respuesta. b) ¿Cuál será la fuerza electromotriz estándar de una pila formada por los electrodos Ni2+/Ni y Cr3+/Cr? Indica las semirreacciones de oxidación y de reducción. Señala cuál de ellas se verifica en el polo negativo de la pila, y cuál es la especie que actúa como reductora. Datos: Eº (Cr3+/Cr) = -0,74 V; Eº (Cu2+/Cu) = 0,34V; Eº (Ni2+/Ni) = 0,25 V ; Eº ( Al3+/Al) = -1,67V 9.- Dada la siguiente reacción: KIO3+Al + HCl I2 +AlCl3 +KCl + H2O →

a) Deduce, razonando la respuesta, qué sustancia se oxida y cuál se reduce. b) ¿Cuál es la sustancia oxidante y cuál es la reductora? c) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación – reducción, y ajusta la

reacción global. 10.- Dada la reacción de oxidación – reducción:

131


SO3

2- + MnO4- SO4

2- + Mn2+ →

a) Indica los estados de oxidación de todos los elementos en cada uno de los iones de la reacción.

b) Nombra todos los iones. c) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. d) Escribe la reacción iónica global ajustada.

11.- Ajusta iónica y molecularmente por el método del ion-electrón las reacción del permanganato potásico con ácido clorhídrico para dar, entre otras especies, cloruro de manganeso (II) y cloro. 12.- Si añadimos Br2 (l) a una disolución que contiene iones Cl- y a otra que contiene I-:

a) Razona si en alguno de los dos casos se producirá una reacción de oxidación-reducción.

b) En caso de producirse, indica qué especie química se reduce, cuál se oxida y ajusta la reacción correspondiente.

Datos: Potenciales de reducción estándar: Eº( I2/I-) = 0,53 V ; Eº (Br2/Br-) = 1,07 V; Eº ( Cl2/Cl-) = 1,36 V. 13.-a) Ajusta la siguiente reacción por el método del ion-electrón: KMnO4 + Na2SO4+ H2SO4 MnO2+ Na2SO4 + K2SO4 + H2O → b) Calcula cuántos gramos de óxido de manganeso (IV) se obtienen con 1 kg de reductor. Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; O = 16; Na = 23; S = 32; K = 39; Mn = 55 14.- El nitrato de potasio (trioxoxonitrato (V) de potasio) reacciona con el monóxido de manganeso, en medio básico de hidróxido de potasio, para dar manganato potásico (tetraoxomanganato (IV) de dipotasio), nitrito de potasio (dioxonitrato (III) de potasio) y agua.

a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion –electrón. b) Calcula la cantidad de nitrato de potasio necesario para obtener 170 gramos de

nitrito de potasio si la reacción tiene un rendimiento del 75 %. Datos: Masas atómicas relativas: N = 14; K = 39 15.- Al reaccionar 20 gramos de sulfato de cobre (II) con 30 gramos de yoduro potásico, se obtiene yodo, yoduro de cobre (I) y sulfato de potasio.

a) Ajustar la reacción correspondiente por el método del ion – electrón. b) El peso del yoduro de cobre (I) que se formará.

132


16.- Se quiere depositar electrolíticamente una capa de 0,005 mm de oro sobre una moneda metálica que tiene una superficie total de 3 cm. Para hecerlo, se introduce la moneda en un baño que contiene iones Au3+, y se conecta a un circuito por el que circula una corriente de 0,1 A.

a) Indica si la moneda actuará como ánodo o como cátodo. b) Escribe la reacción que tendrá lugar en el electrodo. c) Calcula la masa de oro que se depositará. d) Determina el tiempo que tendrá que circular la corriente.

Datos: Masas atómicas relativas: Au = 197 Densidad del oro: 19,3 g.cm-3 1 Faraday = 96 485 C.mol-1 17.- Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II):

a) Calcula la intensidad de corriente que es necesario pasar a través de la disolución para depositar 5 g de cobre en 30minutos.

b) ¿Cuántos átomos de cobre de habrán depositado? 18.- a) Escribe y ajusta las semirreacciones iónicas y la reacción global de la siguiente ecuación que tiene lugar en medio básico: KI + H2SO4 + KMnO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O b) ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico 2 M es necesaria apara reaccionar con 25 g de KI? Datos: Masas atómicas relativas: I = 126,9; K = 39,0 ; Cu = 63,5 Número de Avogadro = 6,023.1023 1 Faraday = 96 500 C 19.- La reacción del ácido clorhídrico con dióxido de manganeso produce cloruro de manganeso (II), cloro y agua.

a) Escribe la reacción molecular redox ajustada. b) ¿Qué volumen de cloro, medido a 0,92 atm y 30ºC, se obtiene al reaccionar 150

mL de ácido clorhídrico del 35% en masa y densidad 1,17 g/mL, con la cantidad necesaria de dióxido de manganeso?

Datos: Ar (H) = 1; Ar(Cl) = 35,5; R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 20.- En una cuba electrolítica se hace pasar una corriente de 0,7 amperios a través de 1 litro de disolución de AgNO3 0,15 M durante 3 horas.

a) ¿Cuál es el peso de plata metálica depositada en el cátodo? ¿Cuál la concentración de ion plata que queda finalmente en la disolución?

b) Si en el ánodo se desprende oxígeno, dibuja el esquema de la cuba, el sentido de la corriente, y calcula cuál es el volumen de este gas, medido en condiciones normales, que se desprende durante el proceso.

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Datos: Masa atómica relativa: Ag = 107,8 1F = 96 500 C R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 21.- En disolución acuosa, en medio ácido, el permanganato potásico reacciona con el peróxido de hidrógeno para dar iones manganeso (II), oxígeno y agua.

a) Ajusta la reacción por el método del ion-electrón e indica quién es el oxidante y quién el reductor.

b) Calcula el número de moles de permanganato potásico necesarios para obtener 2 L de oxígeno medidos en condiciones normales.

22.-En una celda voltaica se produce la reacción: K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 Ag → Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 Ag2SO4 + K2SO4

a) Calcula el potencial estándar de la celda. b) Calcula los gramos de sulfato de plata formados a partir de 2,158 g de plata. c) Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 1,47 g.L-1,

calcula el volumen de la misma que se necesita para oxidar 2,158 g de plata. Datos: Eº (Cr2O7

2-/Cr3+) = 1,33 V ; Eº ( Ag+/Ag) = 0,80 V Masas atómicas : Ag = 107,9; H = 1; O = 16; S = 32 23.- Calcula los moles de cloro gas que se producen en la electrólisis de una disolución acuosa concentrada de cloruro sódico si se utiliza una corriente de 2 A durante 8 horas. Datos: Masa atómica relativa del Cl = 35; 1 F = 96 500 C/mol. e- 24.- a) Ajusta la siguiente reacción utilizando el método del ion-electrón y nombra las sustancias que aparecen en ella: PbO2 + Pb + H2SO4 PbSO4 + H2O → b) Calcula el peso equivalente del PbO2. c) Indica cuál es la semirreacción de oxidación. Datos: Masas atómicas relativas: O = 16; Pb = 207,2 25.- Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico, se forma azufre, monóxido de nitrógeno y agua.

a) Explica cuáles son las especies oxidante y reductora y, utilizando el método del ión – electrón, escribe la semirreacciones redox y la reacción global ajustada.

b) Si se compruea que se han consumido 250 mL de ácido nítrico 5M, ¿qué volumen de sulfuro de hidrógeno gaseoso, medido en condiciones normales, habrá reaccionado?

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2002) QUÍMICA DEL CARBONO

1.- Complete las siguientes reacciones y ajuste las que corresponda a una combustión:

a) CH3CH=CHCH3+ H2 b) CH3CH3+ O2 c) CH4 + Cl2 hυ

Solución: a) Adición. b) Combustión. c) Sustitución 2.- Al reaccionar, en determinadas condiciones, 75 g de etanol con 75 g de ácido metilpropanoico, se alcanza un equilibrio con formación de 12 g de agua en estado líquido y un segundo producto.

a) Escribir la ecuación química correspondiente, indicando el tipo de reacción funcional que tiene lugar y nombrando el segundo producto.

b) Calcular la masa del segundo producto presente en el equilibrio y la constante de equilibrio de la reacción.

Datos: Masas atómicas: C=12 H=1 O=16 Solución: a) Esterificación b) Kc = 2,5; m = 77,4 g 3.- Escriba y nombre tres isómeros de cadena abierta de fórmula molecular C5H12 y clasifíquelos como isómeros estructurales o geométricos. 4.- Un ácido orgánico formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. De la combustión de 10 g del compuesto se obtienen 0, 455 mol de H2O y 0, 455 mol de CO2. Sabemos tambiñen que, en estado gaseoso, 1 g del compuesto ocupa un 1 dm3 a 4,44.104 Pa y 473 K.

a) Halle la masa molecular del compuesto. b) Determine la fórmula molecular del compuesto c) Indique de qué compuesto se trata y formule un isómero de él.

Datos: Masas atómicas: H=1 ; C=12; O=16 R= 0,082 atm.L.mol-1.K-1 = 8, 31 J.K-1.mol-1. Solución: C4H8O2 5.-a) Escriba la fórmula desarrollada y el nombre de una amina, un aldehído, una amida y un éster. b) Explique, mediante la reacción correspondiente, cómo se podría obtener propano a partir de propeno.

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Datos: Masas atómicas: C=12 O=16 H=1 Ca= 40,1 R= 0, 082 atm.L.mol-1.K1 6.-a) Escriba y nombre todos los isómeros de fórmula C4H8 b) Diga a qué tipo de isomería pertenecen. Solución: De función. 7.- Formule y nombre un ejemplo de cada uno de los siguientes tipos de compuestos que tengan tres átomos de carbono: a) Cetona b) éster c) alcohol d) alquino e) alcano 8.- Nombrando los reactivos, escribe una reacción en la que se obtenga:

a) Butanona b) Ácido acético (etanoico) c) Acetato de propilo d) 2-brmopropano.

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 1.- Formule o nombre, respectivamente, los siguientes compuestos: a) Hidróxido de hierro (III) b) Sulfato de potasio c) Ciclohexano d) BaCO3 e) H2O2 f) CH3CH2CHCl2 g) Permanganato de bario h) Dióxido de azufre i) Ácido 3-metilbutanoico j) NaNO2 k) AgF l)CH3COCH3 2.- Escribe la fórmula de los siguientes compuestos orgánicos:

a) Propenonitrilo b) 3-ciclohexenona c) 3-cloro-1-buteno

Formula y nombra un isómero deposición del compuesto c) 3.- Formule o nombre según corresponda:

a) Ag+ b) CH2=CH-CH(CH3)2

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c) NO3-

d) HCOO-CH2-CH3 e) HClO f) CH3-CH2CH2CH2CH2-NH2 g) Ni2O3 h) CH3CHOH-CHO i) Ácido hipoyodoso j) 1,2-dicloroeteno k) Hidróxido de plomo (IV) l) Ácido 2-hidroxipropanoico m) Sulfato de aluminio n) 2,5-dimetilhexano o) Ácido ortofosfórico p) Metano q) Al3+ r) CH2=CHOH s) SO3

2- t) CH3-CH2-COO-CH3 u) HNO2 v) CH3-CH(OH)-CH(OH)-CH3 w) NaMnO4 x) CH3-CHNH2-COOH y) Dióxido de platino z) Ciclopropano

4.- Formule o nombre correctamente los siguientes compuestos:

a) Sulfato férrico b) Ion fosfato c) Peróxido de hierro d) Na2(HPO4) e) PF5 f) Cd(NO3)2 g) 3,4-dimetil-1-pentino h) 3-etil-1,3-hexadieno i) N,N-dietilamina j) CH3-CH2-COOCH3 k) CH≡C-CHBr-CH3 l) CH3-CH(CH3)-CH3

5.-a) Formule los siguientes compuestos: perclorato de magnesio, ciclopentano, bromurote amonio, metilamina. b) Nombre: Cl3CH, As2O3, Bi2S3, Co(OH)3, C6H5-CHO 6.- a) Dé nombre a las siguientes fórmulas: HNO2, HCN, Ag2O2, Fe (OH)2, NO b) Formule: hidróxido de cadmio, ácido clórico, óxido de cinc, sulfuro amónico, (orto) fosfato magnésico.

137



1.-Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos:

a) Serie homóloga b) Isomería de cadena c) Isomería geométrica

2.- Contestar a las siguientes cuestiones:

a) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos orgánicos

• 3,4-dimetil – 1 – pentino • p-diclorobenceno • dietilamina • ácido 2-metilpropanoico

b) Justificar las siguientes propiedades de sustancias orgánicas:

• La molécula CHCl3 es polar. • El etano es menos soluble en agua que el etanol

c) Si se añade Br2 a una muestra de C2H4, el color rojo del bromo desaparece.

Explicar el tipo de reacción que ha tenido lugar. Identificar y nombrar el compuesto orgánico producido.

3.- Formula y nombra dos posibles isómeros de fórmula C4H8O indicando el tipo de isomería.

4.- Indicar la reacción que tiene lugar cuando a un mol de propino se le adiciona un mol de los siguientes compuestos: Br2, HBr y H2O

Nombre los productos obtenidos.

5.- La fórmula molecular C4H8O ¿a que sustancia o sustancias de las propuestas a continuación corresponde? Justifique la respuesta escribiendo en cada caso su fórmula molecular y desarrollada.

a) Ácido butanoico b) Butanodial c) 1, 4- butanodiol d) Ácido 2-metilpropanoico

6.- Complete las reacciones: a) 3-metil-1-buteno + HBr …………….. b) 2-fenil-2-propanol + H2SO4 calor …………… c) Ácido acético + NaOH ……………

138


d) Porpanal + KMnO4 …………… 7.- Nombrando reactivos y productos, escribe reacciones en las que se obtenga un compuesto de cuatro átomos de carbono que sean:

a) Una cetona b) Un éster c) Un derivado halogenado d) Un alqueno

8.- a) Escriba las fórmulas (semidesarrolladas) de los siguientes compuestos: 3-metil-1-clorobutano 3-metil-1-pentino metil-2-propanol 2,4-pentanodiona b) Utilizando algunos de los compuestos anteriores, escriba un ejemplo de reacción de sustitución, otro de eliminación y otro de adición. 9.- En condiciones adecuadas el 1,1,2,2-tetrafluoroeteno se polimeriza dando politetrafluoroetileno (teflón), un polímero muy usado como revestimiento antiadherente para utensilios de cocina.

a) Formula la reacción de polimerización b) Justifica la reacción de polimerización por adición o por condensación c) Razona si el polímero es un homopolímero o un copolímero d) Las propiedades físicas del polímero se deben, sobre todo, al elevado porcentaje

de flúor que contiene el monómero, ¿cuál es dicho porcentaje? Datos: C = 12 F = 19 10.- Considere el siguiente compuestos orgánico: CH2=CH – CH – CH2 – CH2 – OH CH3

a) Escriba su nombre sistemático b) Plantee y formule una posible reacción de eliminación donde intervenga este

compuesto c) Plantee y formule una reacción de adición a su doble enlace. d) Plantee y formule una reacción de sustitución en donde intervenga este

compuesto. 11.- Conteste a cada uno de los siguientes apartados, referidos a compuestos de cadena abierta:

a) ¿Qué grupos funcionales pueden tener los compuestos de fórmula molecular CnH2n+2 O?

b) ¿Qué compuestos tienen por fórmula molecular CnH2n-2?

139


c) Escriba las fórmulas semidesarrolladas y nombre todos los compuestos de fórmula molecular C3H8O.

d) Escriba las fórmulas semidesarrolladas de los compuestos etilamina y etanamida (acetamida).

12.- El compuesto HCl se obtiene en la industria como uno de los subproductos de la preparación de derivados halogenados. Una de las reacciones que dan lugar a este compuesto es: C2H6 (g) + Cl2 (g) C2H5Cl (g) + HCl(g)

a) Nombre todos los compuestos implicados en la reacción. b) Indique el tipo de reacción. c) ¿Qué significa que el HCl es un subproducto de la reacción? d) Proponga un procedimiento más habitual de obtención de HCl.

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 1.- Formule o nombre los compuestos siguientes:

a) Peróxido de bario b) Ácido clórico c) 1,2-etanodiol d) MnI2 e) FeSO4 f) CH≡CH g) Hidróxido de plata h) Fluoruro de hidrógeno i) Etanoamida j) (NH4)2SO4 k) H2O l) CH3CH2COOH

2.- a) Formule los siguientes compuestos: 2,3-dimetilpentano propanotriol butanal ácido 2-clorobutanoico b) Nombre los siguientes compuestos C6H5-CH3 CH3-CH2- CO – CH2-CH3 CH3-CH2-NH2 CH3-CH (CH3)-COOH 3.- Nombre los siguientes compuestos:

140


CH3 CH2-CH3 CH3- C- CH2- C- CH3 CH3 CH3

CH2=CH-CH=CH-CH=CH2

CH≡C-CH- CH3 CH3

CH3 – CH2- C = CH – CH2OH CH3

CH2 = CH - CHO

4.- a) Formula los siguientes compuestos perclorato de magnesio propanona metilbenceno nitrato cálcico b) Nombra los siguientes compuestos: Ag2CrO4 CaH2 MnSO3 CH2OH-CHOH-CH2-CH3 5.- Formular según corresponda:

• Fosfina (Trihidruro de fósforo) • Monóxido de nitrógeno ( Óxido de nitrógeno (II)) • Ácido perbrómico (Tetraoxobromato (VII) de hidrógeno) • Dihidrogenotetraoxofosfato (V) de hierro (III) (Dihidrogenofosfato de hierro

(III)) • 4-metil-3-hexino • Fenol • 4-etilhexanal • Ácido 4-cloropentanoico

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b) Nombre:

• Hg(NO3)2 • MgCl2 • H2CO3 • Li2O2 • CH3-CH=CH-CH2-CH(Br)- CH3 • CH3-CH2- CH(CH3)-CH2-NH2 • CH3 -CH2 -CH2 –COO-CH2- CH3 • HOOC – CH2-COOH

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PROBLEMAS DE SELECTIVIDAD (2004) QUIMICA DEL CARBONO

1.- Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos:

a) Isomería de función b) Isomería de posición. c) Isomería óptica.

2.-Justificar las siguientes propiedades de sustancias orgánicas:

a) El punto de ebullición de la trimetilamina, a pesar de tener mayor masa molecular, es menor que el de la propilamina.

b) En la molécula de acetileno o etino el ángulo de enlace HCC es de unos 180º, aproximádamente.

3.-a) ¿Qué tipo de reacción es la siguiente? (Adición, sustitución, eliminación). CH3-CH2 – COOH + NH2 –CH3 CH3-CH2- CO-NH-CH3 + H2O →

b) Nombra cada uno de los reactivos y productos.

4.-Formule y nombre al menos 4 isómeros de fórmula C3H6O 5.-Indique la estructura del policloruro de vinilo (PVC), algún método de preparación , y resalte sus propiedades y aplicaciones más significativas. 6.-a) ¿Cómo se puede distinguir, mediante una reacción química, un alcohol primario de otros secundario? b) Pon un ejemplo del caso anterior, nombrando reactivos y productos. c) ¿Qué ocurre si se hace reaccionar un halógeno con un alqueno? d) Pon un ejemplo del caso anterior, nombrando reactivos y productos. 7.-Complete y ajuste las siguientes reacciones:

a) CH3-COOH + NaOH b) CH3-CH2Cl + NH3 c) CH2=CH2 + H2O d) CH3-CH=CH2 + Br2

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1.- a) Escribe las estructuras de los isómeros de posición del n-pentanol (C5H11OH). b) Representa tres isómeros de fórmula molecular C8H18. 2.-Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos orgánicos:

a) 4 – metil – 2- penteno. b) Etil metil éter c) Fenilamina d) 2,2- dimetilbutanal

3.- Los hidrocarburos de cadena ramificada producen en los motores de combustión menos detonación que los compuestos de cadena lineal. Por eso, el 2,2 – dimetilbutano tiene un octanaje mayor que el n- hexano (hexano lineal). Formula estos dos compuestos y señala que tipo de isomería presentan. 4.- La gasolina es una mezcla de hidrocarburos entre los que se encuentra el octano.

a) Escribe la reacción ajustada para la combustión del octano. b) Formula y nombra todos los hidrocarburos que contengan tres átomos de

carbono. 5.- a) Escribe y nombra los siguientes compuestos orgánicos: a) un aldehído; b) un ácido; c) una amina secundaria; d) un alcohol secundario. b) Escribe la reacción entre el propeno y el ácido clorhídrico. Nombra el compuesto obtenido e indica el tipo de reacción que tiene lugar. 6.- a) Formula y nombra un isómero de función del 1- butanol y otro de la 2- pentanona. b) ¿Cuál de los siguentes compuestos es óptimamente activo? Razónalo. CH3 – CH2 – CHCl – CH2 – CH3 CH3 – CHBr – CHCl – COOH 7.- Responde, razonando las respuestas, a las siguientes cuestiones indicando si son verdaderas o falsas:

a) Un hidrocarburo está constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. b) El 2 – butanol y el 1- butanol son isómeros de cadena. c) La combustión de un hidrocarburo produce dióxido de carbono y agua. d) En los alquenos existe algún enlace doble C = C.

8.-Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones formulando los productos de reacción: a) CH3 – CHOH – CH3 Se obtiene propeno como único producto de ⎯⎯ →⎯ 42SOH

Calor eliminación.

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b) CH3 – CH2 – CH2 – OH + CH3 - COOH Se obtiene acetato de propilo como producto de condensación o esterificación.

⎯→⎯+H

c) CH3 – CH = CH - CH2 – CH3 + HCl Se obtiene 2-cloropenteno y 3- cloropenteno como productos de sustitución.

→

d) ClCH2 – CH2 – CH3 + KOH ( en etanol) → Se obtiene propanal como producto de adición. 9.- Escribe algún ejemplo de cada una de las siguientes reacciones orgánicas: sustitución, adición, eliminación, oxidación. Nombra, además, las sustancias que aparezcan en ellas. 10.- Algunos animales y plantas, como las hormigas y las ortigas, segregan ácido fórmico (metanoico) que es muy urticante para la piel humana.

a) Explica, utilizando argumentos químicos, si será de utilidad aplicar una disolución de amoníaco a las zonas de la piel afectadas, o se trata de una costumbre sin fundamento científico.

b) Escribe dos reacciones, una de oxidación o de reducción y otra de esterificación, en las que intervenga el ácido metanoico, nombrando todos los componentes.

11.- a) Nombra o formula, según el caso, los compuestos siguientes:

1) 4-5 – dimetil-1-hexeno 2) Ácido 2- cloropropanoico 3) C6H5 – NH2 4) CH3 – CH2 – Ona

b) Completa las siguientes reacciones orgánicas indicando el nombre de todos los compuestos que allí aparecen:

1) CH3 – CH = CH – CH3 + Cl2 → 2) CH2 = CH2 + CH2 = CH2 → 3) CH ≡ CH + HCl → 4) CH3 – COOH + NaOH →

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