QUÍMICA GENERAL II

TAREAS DEL CURSO (Grupo B, curso 2012–2013)

PRIMERA TAREA

Tema 1: La energía de las reacciones químicas

1.1. (a) ¿Cuáles de las siguientes magnitudes son funciones de estado?

Calor; temperatura; energía potencial; volumen; trabajo; presión; energía interna.

(b) Comenta si es correcta la siguiente argumentación: “El calor no es función de estado. Puesto que en un

proceso realizado a presión constante, la variación de entalpía no es más que el calor intercambiado, la

entalpía tampoco es función de estado".

1.2. Un alumno formuló el primer principio de la Termodinámica de la siguiente forma:

“La energía interna de un cuerpo supone la suma de dos clases de energía: el calor y el trabajo”.

Indica si estás de acuerdo, argumentando de forma razonada tu explicación.

1.3. Comenta si es cierta la siguiente frase:

“El calor es una parte de la energía interna de los cuerpos asociada con el movimiento

molecular”.

1.4. (a) Un gas, que se encuentra encerrado en un dispositivo con un émbolo móvil, se comprime, de modo que el

trabajo realizado es de 100 J. Durante este proceso hay una transferencia de energía en forma de calor de

40 J del sistema a los alrededores. Calcula el cambio de energía interna experimentado por el sistema.

(b) El mismo sistema sufre, a continuación, otro proceso en el que su energía interna disminuye 125 J y,

simultáneamente, absorbe un calor de 54 J ¿realiza el sistema un trabajo o se realiza un trabajo sobre él?

¿Cuánto vale dicho trabajo? ¿El gas se expande o se comprime?

1.5. Para un gas hipotético que obedece la siguiente ecuación de estado: PV2 = nRT, deduce la expresión

correspondiente al trabajo de una expansión reversible e isoterma de dicho gas entre un volumen inicial V1 y

un volumen final V2.

1.6. (a) Señala en cuáles de las siguientes reacciones los valores de ΔU y ΔH serán prácticamente idénticos:

NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g)

I2 (g) + H2 (g) → 2 HI (g)

Fe2O3 (s) + 2 Al (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (l)

Combustión de un mol de 1-butanol líquido.

(b) En aquellos casos en que no lo sean, ¿qué será mayor: ΔU o ΔH?

1.7. ¿Puede ser una reacción endotérmica a presión constante y exotérmica a volumen constante?

Razona tu respuesta.

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1.8. Determina ΔHo para la reacción: CH4 (g) + 1/2 O2 (g) → CO (g) + 2 H2 (g)

Datos: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g) ΔHº = –802 kJ

CH4 (g) + CO2 (g) → 2 CO (g) + 2 H2 (g) ΔHº = +247 kJ

CH4 (g) + H2O (g) → CO (g) + 3 H2 (g) ΔH = +206 kJ

1.9. ¿Para cuál de las siguientes sustancias = 0 a 25ºC?

(a) Br2 (g); (b) N (g); (c) C (g); (d) Ne (g); (e) C (s, diamante); (f) CO (g); (g) Cl2 (g)

1.10. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Razona tus respuestas.

(a) La entalpía de formación estándar de un compuesto no es más que su entalpía de combustión estándar

cambiada de signo.

(b)La entalpía de formación estándar del CO2 (g) es nula.

(c) La entalpía de combustión estándar del C (grafito).

(d) La suma de las entalpías de formación estándar de CO (g) y O2 (g).

(e) La entalpía de combustión estándar del CO (g).

1.11. Dadas las ecuaciones termoquímicas siguientes:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔHº = –571,6 kJ

N2O5 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (l) ΔHº = –73,7 kJ

1/2 N2 (g) + 3/2 O2 (g) + 1/2 H2 (g) → HNO3 (l) ΔHº = –174,1 kJ

Calcula la entalpía estándar de formación del pentóxido de dinitrógeno.

1.12. Un procedimiento para reducir las emisiones de CO2 es utilizar combustibles que

generen una gran cantidad de calor por mol de CO2 (g) producido. Con esta

perspectiva ¿cuál es el mejor combustible: la gasolina (considerar que es octano) o el

metano?

Datos: (kJ/mol): C8H18 (l) –249,07; CO2 (g) –393,5; H2O (l) –285,83; CH4 (g) –74,8

1.13. ¿Es verdadero o falso?

(a) Se precisa energía para romper un enlace.

(b) Las entalpías de enlace tienen siempre valores negativos.

(c) La entalpía de enlace se define únicamente para los enlaces rotos o formados en estado gaseoso.

(d) La entalpía de enlace para un doble enlace entre los átomos A y B es el doble que la de un enlace simple

entre dichos átomos.

1.14. Calcula la entalpía de reacción estándar de:

(i) 2 CH4 (g) → C2H6 (g) + H2 (g)

(ii) n-butano + H2 (g) → etano

a partir de: (a) los valores de entalpías de formación estándar; (b) los valores de entalpías de enlace.

¿Son coincidentes? ¿Qué valores escogerías como más fiables?

1.15. Se dispone de un mol de una sustancia con un valor de calor específico elevado y un mol de otra sustancia

con un valor bajo. Si a ambas les transmitimos la misma cantidad de calor, a presión constante. ¿Cuál de las

dos sustancias experimentará un aumento mayor de la temperatura?

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1.16. Calcula el calor necesario para calentar 10,0 g de CO2 desde 20 hasta 35ºC a presión constante, a partir del

valor de capacidad calorífica para CO2.

1.17. (a) Calcula la entalpía de formación estándar del ciclohexano (C6H12) líquido a 400 K, a partir de los datos

indicados.

Datos: (C6H12, l, 25oC) = –156 kJ/mol; (C6H12, l) = 156,5 J/K⋅mol

(b) Repite el cálculo, teniendo en cuenta la siguiente variación de las capacidades caloríficas con la

temperatura: (C6H12, l) = 155,0 + 4,110–3 T J/K⋅mol

(C, grafito) = 7,9 + 4,810–3 T J/K⋅mol

(H2, g)] = 27,3 + 3,310–3 T J/K⋅mol

1.18. El tetracloruro de carbono es un importante disolvente comercial que se prepara mediante la reacción entre

un compuesto que contiene carbono y cloro gaseoso. Determina ΔHº para la reacción:

CS2 (l) + 3 Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2 Cl2 (l)

Selecciona los datos adecuados de entre los que se dan a continuación:

CS2 (l) + 3 O2 (g) → CO2 (g) + 2 SO2 (g) ΔHº = –1077 kJ

2 S(s) + Cl2 (g) → S2Cl2 (l) ΔHº = –58,2 kJ

C (s) + 2 Cl2 (g) → CCl4 (l) ΔHº = –135,4 kJ

S (s) + O2 (g) → SO2 (g) ΔHº = –296,8 kJ

SO2 (g) + Cl2 (g) → SO2Cl2 (l) ΔHº = +97,3 kJ

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

CCl2 (l) + O2 (g) → COCl2 (g) + Cl2O (g) ΔHº = –5,2 kJ

Tema 2: La dirección del cambio químico

2.1. El valor de ΔH para cierta reacción es –20 kJ. Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son

ciertas:

(a) La reacción es espontánea. (b) La reacción es rápida. (c) La reacción es lenta.

(d) La reacción es exotérmica. (e) La reacción da lugar a un aumento del desorden.

2.2. ¿Para qué reacción de las siguientes se cumple ΔSº < 0?

(a) NH4Cl (s) → NH3 (g) + HCl (g)

(b) 2 NO2 (g) → N2 (g) + 2 O2 (g)

(c) 2 IBr (g) → I2 (s) + Br2 (l)

(d) (NH4) 2CO3 (s) → 2 NH3 (g) + H2O (g) + CO2 (g)

(e) C6H6 (s) → C6H6 (l)

2.3. El nitrógeno y el oxígeno pueden sufrir, entre otras, tres reacciones químicas: en una se produce monóxido

de nitrógeno, en otra dióxido de nitrógeno y en la última tetróxido de dinitrógeno. Todas las sustancias

mencionadas son gases en las condiciones de reacción. En un libro se dice que las entropías de reacción

estándar son –121,5, –297,2 y –24,5 J/K, pero no aclara qué dato corresponde a cada reacción. ¿Podrías

asignar tú dichos valores?

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2.4. Calcula ΔSvap para cada uno de los compuestos siguientes:

Compuesto (kJ/mol) Tebull (oC)

Metilmercaptano (CH3SH) 24,5 6,2

Bromometano (BrCH3) 24,0 3,56

Metanol (CH3OH) 37,5 64,96

Hidracina (N2H4) 40,6 113,5

Tricloruro de fósforo (PCl3) 30,5 76,0

¿Cuáles no obedecen la regla de Trouton? Justifica las excepciones encontradas.

2.5. Haciendo uso de una tabla de entropías absolutas, calcula la entropía de reacción estándar a 25ºC de las

siguientes reacciones:

(a) Cl2 (g) → 2 Cl (g)

(b) 2 C (grafito) → C2 (g)

(c) CaO (s) + CO2 (g) → CaCO3 (s, calcita)

(d) H2 (g) + Cl2 (g) → 2 HCl (g)

Los valores obtenidos, ¿concuerdan con lo esperado usando el criterio de desorden?

2.6. Calcula a 298 K para el proceso H2O (g) → H2O (l), sabiendo que a esa temperatura, = –44,1

kJ/mol, Sº (H2O, g) = 188,7 J/K⋅mol y Sº (H2O, l) = 70,0 J/K⋅mol.

2.7. Haciendo uso de la tabla de entropías absolutas y de capacidades caloríficas molares, calcula la entropía

estándar de reacción de: CaO (s) + H2O (l) → Ca(OH)2 (s) a: (a) 25ºC; (b) 100ºC.

2.8. ¿Cuál de las siguientes reacciones no será nunca espontánea en condiciones estándar, independientemente

del valor de la temperatura?

(a) 2 NH3 (g) → N2 (g) + 3 H2 (g) ΔHº = 92,2 kJ

(b) N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) ΔHº = 67,6 kJ

(c) 2 Na (g) + Cl2 (g) → 2 NaCl (g) ΔHº = –822 kJ

(d) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) ΔHº = –571,6 kJ

¿Cuál de las reacciones es espontánea a temperatura elevada y no lo es a temperatura baja?

2.9. (a) Predice, justificando tu respuesta, el signo que cabe esperar para ΔHº, y ΔGº en la siguiente

reacción de disociación a 25ºC: Cl2 (g) → 2 Cl (g)

(b) Calcula dichos valores y comprueba que los signos coinciden con los predichos anteriormente.

(c) Si interesa producir esa disociación, ¿será mejor calentar o enfriar el sistema? ¿o dará igual, pues la

temperatura no influirá sobre la espontaneidad del proceso?

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2.10. (a) Usando las tablas de entalpías de formación y entropías absolutas, calcula ΔGº a 25ºC para la reacción:

2 Fe2O3 (s) + 3 C (grafito) → 4 Fe (s) + 3 CO2 (g)

(b) La reacción ¿es espontánea a 25ºC? ¿será espontánea a alta temperatura?

(c) Suponiendo que ΔHº y ΔSº no varían con la temperatura, calcula a qué temperatura la reacción pasará

de ser no espontánea a espontánea.

2.11. El pentano es uno de los hidrocarburos más volátiles en la gasolina. Las entalpías de formación estándar (

) del pentano a 25ºC son: C5H12 (l) –173,5 kJ/mol; C5H12 (g) –146,9 kJ/mol.

(a) Estima, usando la regla de Trouton, la temperatura de ebullición normal del pentano.

(b) Estima ΔGº para la vaporización de un mol de pentano a 25ºC.

(c) Comenta el significado del signo de ΔGº a 25ºC.

2.12. ¿Las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas? Justifica tus respuestas. Si son falsas, modifícalas para

que sean verdaderas.

(a) Una reacción exotérmica es espontánea.

(b) Cuando ΔGº es positivo, la reacción no es espontánea bajo ninguna condición.

(c) ΔSº es positivo para una reacción en la que hay un aumento en el número de moles.

(d) Si ΔHº y ΔSº son negativos, ΔGº será negativo.

2.13. Rellena los espacios en blanco:

(a) ΔHº y ΔGº se hacen iguales a ------- K.

(b) Sº para el vapor de agua es --------- que Sº para el agua líquida.

(c) En el equilibrio, ΔG es -------- .

(d) Para C6H6 (l) → C6H6 (g), ΔHº es ------------- .

2.14. La gráfica siguiente representa la variación de ΔGº de una determinada reacción química en función de la

temperatura.

En condiciones estándar:

(a) ¿Cuándo es dicha reacción espontánea?

(b) La reacción ¿es exotérmica o endotérmica?

(c) Al pasar de los reactivos a los productos ¿aumenta o disminuye el desorden?

(d) ¿A qué temperatura nos encontraremos en una situación de equilibrio?

SEGUNDA TAREA

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Tema 3: Cambios de estado de sustancias puras

3.1. De acuerdo con la gráfica de las presiones de vapor de algunos líquidos comunes que aparece a continuación,

¿cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?

(a) El punto de ebullición normal de la acetona es 200 mmHg.

(b) El punto de ebullición normal de la acetona es 59ºC.

(c) El punto de ebullición normal de la acetona es de 67ºC.

(d) El punto de ebullición normal de la acetona es menor que el del yoduro de metilo.

(e) El alcohol metílico tiene una presión de vapor mayor que la del yoduro de metilo.

(f) La acetona es más volátil que el alcohol metílico.

3.2. Lo siguiente, ¿es verdadero o falso? Razona tus respuestas.

(a) Es posible conseguir que un líquido pase a estado gaseoso sin calentarlo.

(b) Una persona subida sobre un bloque de hielo ejerce una presión adicional sobre éste. Por lo tanto, será

más difícil que el hielo se derrita bajo sus pies.

3.3. El punto de ebullición normal del dióxido de azufre (SO2) es –10ºC y el punto de fusión normal –72,7ºC.

El punto triple se halla a –75,5ºC y 1,6510–3 atm y su punto crítico a 157ºC y 78 atm.

(a) Dibuja esquemáticamente el diagrama de fases del SO2, indicando los puntos antes mencionados, dónde

es más estable cada fase y dónde se hallan dos o más fases en equilibrio.

(b) ¿La densidad del SO2 (l) es mayor, menor o igual que la del SO2 (s)? Razona tu respuesta.

(c) A 25ºC, ¿será posible licuar el dióxido de azufre gas aumentando la presión?

3.4. El diagrama de fases que se adjunta corresponde a una sustancia pura.

(a) Indica las regiones en las que será más estable la fase sólida, la líquida y la gaseosa.

(b) Describe qué sucederá si:

(i) A partir del punto A, se eleva la temperatura a presión constante.

(ii) A partir del punto C, se reduce la temperatura en un proceso isóbaro.

(iii) A partir del punto B, se reduce la presión isotérmicamente.

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3.5. A continuación, se muestra una parte del diagrama de fases del fósforo.

(a) Indica las fases presentes en las regiones señaladas con un interrogante.

(b) Una muestra de fósforo rojo sólido no puede fundirse por calentamiento en un recipiente abierto a la

atmósfera. Explica por qué.

(c) Señala los cambios de fase que tienen lugar cuando la presión sobre una muestra se reduce desde el

punto A al B, a temperatura constante.

3.6. ¿Cuáles de los siguientes gases se pueden licuar comprimiéndolos a temperatura ambiente?

Compuesto Temperatura

crítica (ºC)

Metano –82,1

Tetrafluoruro de silicio –14,1

Eteno 9,9

Etino 35,5

3.7. Suponga que un patinador tiene una masa de 80 kg y que sus patines hacen contacto con 2,5 cm2 de hielo.

(a) Calcula la presión (en atm) ejercida por los patines sobre el hielo.

(b) Si el punto de fusión del hielo disminuye en 1,0ºC por cada 125 atm de presión, ¿cuál será el punto de

fusión del hielo bajo los patines?

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Tema 4: Las disoluciones y sus propiedades físicas

4.1. El martini contiene alrededor de un 30% en masa de alcohol. Si tenemos en cuenta que un 15% del alcohol

del martini pasa directamente a la corriente sanguínea (unos 7 L para un adulto) y que una copa de martini

pesa alrededor de 142 g, calcula la concentración de alcohol en sangre (en g/cm3) de una persona que ha

tomado dos martinis antes de cenar. Si la persona pretende conducir, ¿supera el límite legal de alcoholemia,

establecido actualmente en 0,5 g de alcohol por litro de sangre?

4.2. En la etiqueta de una botella de amoniaco acuoso concentrado comercial pone “29,89% en masa de NH 3,

densidad = 0,8960 g/mL”.

(a) Calcula la molaridad, la molalidad y la fracción molar de amoniaco en la disolución.

(b) Si se diluyen 250,0 mL de la disolución de amoniaco con agua hasta obtener 3,00 L de disolución, ¿cuál

será la molaridad de la disolución diluida?

4.3. El plomo es un metal venenoso que afecta especialmente a los niños, ya que retienen una fracción de plomo

mayor que los adultos. Un nivel de plomo igual o superior a 0,250 ppm en la sangre de un niño produce

retraso mental. ¿Cuántos moles de plomo presentes en 1,00 g de sangre de un niño representarán 0,250 ppm?

4.4. Lo siguiente, ¿es verdadero o falso? Razona tus respuestas.

(a) Al formarse a presión constante una disolución ideal, a partir de sus componentes puros, no se absorbe

ni se desprende calor.

(b) Al mezclar medio litro de un componente A y medio litro de un componente B, siempre obtendremos un

litro de disolución.

(c) Cuando una disolución líquida binaria ideal está en equilibrio con su vapor, la fracción molar de

cualquier componente será la misma en las dos fases.

(d) En una disolución diluida ideal, las interacciones entre dos moléculas de soluto son iguales a las que

presenta una de soluto con una de disolvente.

(e) El comportamiento de toda disolución no electrolítica se aproxima al de una disolución diluida ideal

cuando se diluye suficientemente.

4.5. Calcula la fracción molar de benceno (C6H6) en una disolución líquida ideal de benceno y tolueno, que está

en equilibrio a 25ºC con una fase vapor que contiene 62,0% en moles de C6H6.

Datos: Presiones de vapor a 25ºC: C6H6 = 95,1 mmHg, C7H8 = 28,4 mmHg

4.6. Calcula la fracción molar de oxígeno disuelto en agua en equilibrio con el aire a 1 atm de presión y 25ºC,

sabiendo que el porcentaje en moles del oxígeno en el aire es del 21,0%.

Dato: Constante de la ley de Henry para el oxígeno disuelto en agua a 25ºC = 3,30107 mmHg.

4.7. A 24ºC, la presión de vapor del líquido puro C es 328,0 mmHg y la presión de vapor del líquido puro D es

174,6 mmHg. En el vapor en equilibrio con una disolución binaria de C y D a 24ºC, en la cual la fracción

molar de C es 0,048, la presión parcial de C y D son, respectivamente, 18,5 y 166,3 mmHg.

(a) ¿Obedecen C y D la ley de Raoult?

(b) Este sistema, ¿puede considerarse una disolucion ideal? ¿y disolución diluida ideal?

(c) El sistema ¿exhibe desviaciones positivas o negativas de la ley de Raoult?

(d) El volumen de mezcla al formarse la disolución ¿será negativo, positivo o igual a cero? ¿Y la entalpía

de mezcla?

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4.8. Calcula la presión de vapor a 20ºC de una disolución de un soluto no volátil, urea (CO(NH2)2) en metanol

(CH3OH), siendo la concentración de urea 17 g/100 mL metanol. La densidad del metanol es 0,792 g/mL y

su presión de vapor a 20ºC es 95,7 mmHg.

4.9. Un químico analiza una sustancia que piensa que puede ser colesterol (C27H45O). Para ello disuelve 0,50 g de

la sustancia en 8,0 g de benceno. La disolución se congela a 3,9ºC. Averigua si el químico estaba en lo

cierto.

4.10. Se llena el radiador de un automóvil con una disolución anticongelante preparada mezclando cuatro litros de

etilenglicol C2H6O2 (ρ = 1,12 g/cm3) con seis litros de agua (ρ = 1,00 g/cm3). Calcula el punto de congelación

de la mezcla. Esta mezcla, ¿protegerá los motores de automóvil en San Petersburgo, si la temperatura más

baja prevista es de –29ºC?

4.11. La lisozima es una enzima que rompe las paredes celulares de las bacterias. Una disolución que contiene

0,15 g de esta enzima en 210 mL tiene una presión osmótica de 0,953 mmHg a 25ºC. Calcula la masa

molecular de esta sustancia.

Tema 5: El equilibrio en las reacciones químicas

5.1. Explica por qué son erróneas las siguientes afirmaciones:

(a) Cuando una reacción alcanza el equilibrio se detiene absolutamente.

(b) Si se emplea mayor cantidad de reactivo, la constante de equilibrio será mayor.

(c) Si se puede conseguir que una reacción vaya más rápida, se puede incrementar la cantidad de producto

presente en el equilibrio.

(d) La reacción inversa no empieza hasta que todos los reactivos no se hayan transformado en productos.

(e) El equilibrio se alcanza cuando la cantidad de reactivos es igual a la de productos.

5.2. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Razona tus respuestas.

(a) El sentido en el que evoluciona una reacción química es el de la minimización de la energía libre de

Gibbs total del sistema.

(b) El paso de reactivos a productos es espontáneo cuando el cociente de reacción Q es negativo.

(c) La constante de equilibrio termodinámica no tiene nunca unidades.

(d) Si para una reacción = 1, entonces ΔGº = 0. Por lo tanto, independientemente de las cantidades

iniciales que mezclemos, siempre estaremos en equilibrio.

(e) Si el número de moles de sustancias gaseosas no cambia al pasar de reactivos a productos, Kp y Kc

coinciden.

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5.3. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones sobre el cociente de reacción son falsas? Razona tus respuestas.

(a) El cociente de reacción y la constante de equilibrio siempre tienen el mismo valor numérico.

(b) El cociente de reacción puede ser cero.

(c) El cociente de reacción puede ser mayor que la constante de equilibrio.

(d) El cociente de reacción puede ser inferior a la constante de equilibrio.

(e) El valor numérico del cociente de reacción cambia conforme la reacción se va produciendo.

(f) Cuando el valor numérico del cociente de reacción es igual a la constante de equilibrio, ΔGº = 0.

5.4. La energía libre estándar de reacción a 25ºC es ΔGº = –32,90 kJ para:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)

(a) ¿Cuánto valdrá la energía libre de reacción cuando la presión parcial de cada gas sea de 100 bar?

(b) ¿Cuál será el sentido espontáneo de la reacción en estas condiciones?

(c) ¿Cuánto valdrá la constante de equilibrio a esa temperatura?

5.5. Considera el equilibrio:

COCl2 (g) CO (g) + Cl2 (g)

que posee una constante Kp = 2,25 atm a 350ºC. Un recipiente vacío de 2 litros de capacidad se llena con

COCl2 (g) a 25ºC y 750 mmHg. Se cierra el recipiente y se calienta a 350ºC. Calcula:

(a) Los moles de cada especie en el equilibrio.

(b) La presión parcial de cada gas a 350ºC.

(c) Una vez establecido el equilibrio, ¿cuántos moles de Cl2 hay que añadir para que en el nuevo equilibrio,

manteniendo constante la temperatura, los moles de COCl2 (g) pasen a ser 0,0315?

5.6. La constante de equilibrio para la reacción:

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

vale 0,352 a 25ºC. Señala si las siguientes mezclas se encuentran en equilibrio a 25ºC. En caso contrario,

indica la dirección en la que tendrá lugar la reacción a fin de alcanzar dicho equilibrio.

(a) Una mezcla en la que las presiones parciales de hidrógeno y yoduro de hidrógeno son 0,10 y 0,90 atm,

respectivamente, y que contiene un mol de yodo.

(b) Una mezcla en la que las presiones parciales de hidrógeno y yoduro de hidrógeno son 0,55 y 0,44 atm,

respectivamente, y que contiene dos moles de yodo.

5.7. En un recipiente de 2 L se introduce 22,5 g de NH4CO2NH2 (s) y se calienta a 35ºC, temperatura a la que se

establece el equilibrio siguiente:

NH4CO2NH2 (s) CO2 (g) + 2 NH3 (g)

En estas condiciones, la presión de los gases en el recipiente, en presencia del sólido, es de 0,20 atm.

Calcula: (a) Kp y (b) los gramos de sólido que quedan en el recipiente.

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5.8. Para la reacción:

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

con ΔHº = –9,4 kJ y una constante de equilibrio K = 62,5 a 800K. ¿Cuánto valdrá la constante de

equilibrio a 333ºC, suponiendo que ΔHº permanece constante?

5.9. ¿Cuál es el valor de ΔHº para una reacción en la que la constante de equilibrio a 50ºC es el 40% de la

constante a 37ºC?

5.10. En las siguientes condiciones, predice cómo se desplazará el siguiente equilibrio:

C (s) + 2 H2 (g) CH4 (g) ΔHº = –74,85 kJ

(a) Se adiciona carbono a temperatura y volumen constantes.

(b) Se enfría a presión constante.

(c) Se incrementa la presión parcial de H2 a temperatura y volumen constantes.

(d) Se aumenta el volumen a temperatura constante.

(e) Se añade un catalizador.

¿Alguno de estos cambios modificaría el valor de la constante de equilibrio?

5.11. Considere el equilibrio:

4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N2 (g) + 6 H2O (l) ΔHº = –1530,4 kJ

Predice cómo se verá afectada la cantidad de amoniaco en el equilibrio al:

(a) eliminar oxígeno a temperatura y volumen constantes;

(b) añadir nitrógeno a temperatura y volumen constantes;

(c) añadir agua a temperatura y volumen constantes;

(d) aumentar el volumen del recipiente a temperatura constante;

(e) aumentar la temperatura a presión constante.

¿Cuáles de los factores anteriores afectan al valor de la constante de equilibrio? ¿En qué sentido?

5.12. Considera el sistema en equilibrio:

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

Inicialmente, un sistema contiene sólo HI a la presión de 1,00 atm a 520ºC. Se obtiene que la presión parcial

de equilibrio de hidrógeno es 0,10 atm.

(a) Calcula la presión de yodo en el equilibrio.

(b) Calcula la presión de HI en el equilibrio.

(c) Calcula la constante de equilibrio.

(d) Una vez alcanzado el equilibrio se añade suficiente HI como para elevar su presión hasta 1,00 atm.

¿Cuánto valdrá ahora el cociente de reacción? ¿Hacia dónde se desplazará la reacción?

(e) Cuando se restablezca el equilibrio, ¿qué valores tendrán las presiones parciales de los tres gases?

(f) Dichos valores ¿están de acuerdo con el comportamiento esperado usando el principio de Le Châtelier?

5.13. Considere el equilibrio: C (s) + CO2 (g) 2 CO(g)

Cuando este sistema está en equilibrio a 700ºC en un recipiente de 2,0 L, hay presentes 0,10 moles de CO,

0,20 moles de CO2 y 0,40 moles de C. Cuando el sistema se enfría a 600ºC, se forman 0,04 moles adicionales

de C (s).

(a) Calcula las constantes de equilibrio Kc y Kp a 700ºC y a 600ºC.

(b) A la vista de dichos valores, la reacción ¿es exotérmica o endotérmica?

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TERCERA TAREA

Tema 6: Equilibrio ácido-base

6.1. En cada uno de los equilibrios siguientes, identifica quién actúa como ácido y quién como base, tanto en la

reacción directa como en la inversa.

(a) ClO– + H2O HClO + OH–

(b) NH3 + +

(c) HCl + Cl– + H3PO4

(d) HF + H2O F– + H3O+

6.2. De las siguientes sustancias, una es ácida, otra básica y otra anfótera en sus reacciones con el agua: ,

y HNO2. Identifica cuál es cada una y escribe las ecuaciones que representan estas características.

6.3. En disolución acuosa, el ácido cítrico (C3H4(OH)(COOH)3) se comporta como ácido y la anilina (C6H5NH2)

como base. Escribe las reacciones químicas que representan cada una de las reacciones en agua. Teniendo en

cuenta que el ácido es triprótico, ¿cuáles serán la segunda y la tercera reacción de ionización?

6.4. De acuerdo con la teoría de Lewis, las reacciones siguientes son reacciones ácido-base. ¿Qué especie es el

ácido y cuál la base?

(a) BF3 + F–

(b) OH– + CO2

(c) Al(OH)3 + OH– [Al(OH)4]–

6.5. (a) Haciendo uso de los datos que se proporcionan, ordena las siguientes especies en función de su mayor o

menor fuerza como ácidos en disolución acuosa: HCN, , HF y HNO2.

(b) Si se preparan disoluciones acuosas de dichas especies, todas de la misma concentración, ¿cuál tendrá

un pH mayor? ¿Cuál presentará un grado de disociación más elevado?

Datos: Ka (HCN) = 4,9310–10; Kb (NH3) = 1,810–5; pKa (HF) = 3,45; pKb ( ) = 10,66

6.6. El ácido sórbico (C5H7COOH, pKa = 4,77) se emplea mucho en la industria alimentaria como conservante.

Por ejemplo, su sal de potasio (sorbato de potasio) se añade al queso para evitar la formación de mohos.

¿Cuál es el pH de una disolución acuosa de KC6H7O2 0,37 M?

6.7. Señala si las siguientes sustancias dan lugar, en agua, a una disolución ácida, básica o neutra, justificando tu

respuesta mediante las reacciones químicas que tienen lugar.

(a) CH3COOH, (b) NaCl, (c) HBr, (d) KCN, (e) NH3, (f) Ba(OH)2, (g) NH4ClO4, (h) LiNO3

6.8. (a) Calcula el pH de una disolución amortiguadora que tiene una concentración 0,12 M de ácido láctico

(C3H4(OH)COOH, pKa = 3,5) y 0,10 M de lactato de sodio.

(b) Estima el pH utilizando la ecuación de Henderson-Hasselbach y compáralo con el valor obtenido en el

apartado anterior.

Dato: Ka = 1,410–4

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6.9. Considera 1,0 L de una solución amortiguadora preparada agregando 0,140 moles de ácido ciánico (HCNO)

y 0,110 moles de cianato de potasio (KCNO) en agua. Calcula el pH de (en los apartados b y c, supón que el

volumen total no cambia):

(a) la disolución amortiguadora

(b) tras la adición de 0,015 moles de HNO3

(c) tras la adición de 0,015 moles de KOH.

(d) ¿Cuánto cambiaría el pH si los 0,015 moles de HNO3 se los agregásemos a 1,0 L de agua pura, en lugar

de a un 1,0 L de disolución amortiguadora?

6.10. El amarillo de metilo es un indicador cuya Ka (KInd) vale 3,5610–4. Su forma ácida es roja y su forma básica

es amarilla.

(a) ¿Cuál será su intervalo de viraje?

(b) ¿Qué color mostrará en una disolución de pH 6? (c) ¿Y a pH 3,5?

(d) ¿Cuánto valdrá el cociente [HInd]/[Ind–] a pH 3,5?

6.11. El producto iónico del agua vale, a 25ºC, Kw = 10–14. Sin embargo, a otras temperaturas dicho valor cambia.

(a) A partir de los datos de la tabla, razona si el proceso de autoionización del

agua es exotérmico o endotérmico.

T (oC) pKw

10 14,54

18 14,24

25 14,00

37 13,61

50 13,26

80 12,60

(b) Teniendo en cuenta que una disolución neutra se define como aquélla en la que [H3O+] = [OH–], ¿será

neutra cualquier disolución acuosa cuyo pH es 7? ¿Qué pH tendrá una disolución neutra a 80ºC?

6.12. Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Razona tus respuestas.

(a) Si una disolución posee la misma concentración de un ácido que de su base conjugada, la disolución es

neutra.

(b) Si la constante de ionización de un ácido cualquiera es Ka y la de una base cualquiera es Kb, se cumple

Ka Kb = Kw .

(c) La base conjugada de un ácido fuerte es una base extremadamente débil.

(d) El pH de cualquier disolución de un ácido fuerte siempre es inferior al pH de cualquier disolución de un

ácido débil.

(e) El pH puede tomar valores negativos y también mayores de 14.

(f) Al disolver NaHCO3 en agua, se produce una disolución neutra.

(g) Una disolución formada por HCl y KCl constituye una disolución amortiguadora.

(h) La capacidad amortiguadora de una disolución tampón es mayor cuanto mayor es la cantidad de ácido y

de base.

(i) La capacidad amortiguadora de una disolución tampón es mayor cuanto mayor sea el cociente

[base]/[ácido].

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(j) Al agregar una sal al agua, no se modifica nunca el pH.

(k) Si tenemos volúmenes iguales de una disolución 0,1 M de un ácido monoprótico fuerte y de otra

disolución 0,1 M de un ácido monoprótico débil, la cantidad de base que hemos de añadir para su

neutralización completa es la misma en ambos casos.

(l) En una disolución acuosa ácida no existen iones OH–. Análogamente, en una disolución básica no

existen iones H3O+.

Tema 8: Equilibrio de solubilidad

8.1. Las afirmaciones siguientes pueden referirse a la solubilidad, al producto de solubilidad, o a ambos. Indica a

qué son aplicables:

(a) Es una constante de equilibrio.

(b) Se modifica al añadir un ión común.

(c) Representa la cantidad de sólido que se disuelve en unas condiciones dadas.

(d) Puede variar con la temperatura.

(e) Puede variar con el pH.

8.2. La solubilidad molar del sulfuro de hierro(III) en agua, en términos de su producto de solubilidad, vale:

(a) s = (KS)1/5; (b) s = (KS)1/2; (c) s = (KS /108)1/5; (d) s = (KS /5)1/5

8.3. Utilizando la tabla de productos de solubilidad, determina cuál de las siguientes sales tiene mayor solubilidad

en agua a 25ºC:

(a) Carbonato de plomo(II); (b) cloruro de oro(I); (c) arseniato de plata; (d) sulfato de calcio.

8.4. El agua de bebida fluorada contiene, aproximadamente, 1 ppm de F–. ¿Es suficientemente soluble en agua el

CaF2 como para utilizarse como fuente de iones fluoruro en la fluoración del agua de bebida?

Dato: KS (CaF2) = 410–11

8.5. Si se mezcla 50 mL de cloruro de bario 0,05 M con 50 mL de sulfato potásico 0,10 M, indica cúal o cuáles

de las siguientes afirmaciones son correctas, haciendo uso, si se necesita, de la tabla de productos de

solubilidad:

(a) Precipitará cloruro potásico.

(b) Precipitará sulfato de bario.

(c) No precipitará ninguna sal.

(d) La concentración de K+ en la disolución, una vez alcanzado el equilibrio, será 0,2 M

(e) La concentración de Ba2+ en la disolución, una vez alcanzado el equilibrio, será 0,025 M.

8.6. Calcula la concentración de necesaria para precipitar CaCO3 a partir de un agua dura que contiene

50 mg de Ca2+ por litro.

Dato: KS (CaCO3) = 510–9

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8.7. ¿En qué medio el carbonato de calcio será más soluble?

(a) En agua.

(b) En una disolución 0,2 M de cloruro de calcio.

(c) En una disolución 0,2 M de ácido clorhídrico.

(d) En una disolución 0,2 de carbonato sódico.

8.8. ¿Cuál o cuáles de las siguientes sales serán más solubles en HNO3 1,0 M que en agua pura?

(a) Sulfuro de hierro(II); (b) carbonato de estroncio; (c) cianuro de plata; (d) cloruro de plata.

8.9. De acuerdo con el Real Decreto 1423/1982 (B.O.E. 29-6-1982), para que un agua de bebida envasada pueda

ser comercializada como minero-medicinal, la cantidad de no puede superar los 250 mg/L. Un alumno

siente curiosidad por saber si un agua comercializada cumple el requisito exigido para los sulfatos. Para

comprobarlo, toma 100 mL del agua que quiere analizar y añade gota a gota una disolución 0,005 M de

cloruro de bario. En el instante en que se inicia la precipitación ha gastado 10 mL de la disolución de la sal

de bario. ¿Cumple el agua el requisito legal exigido para los sulfatos?

8.10. ¿Precipitará el hidróxido de magnesio en una disolución que es 0,01 M en cloruro de magnesio y 0,10 M en

acetato sódico?

Datos: KS (Mg(OH)2) = 1,810–11, Ka (CH3COOH) = 1,810–5

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