MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. MOL. VOLUMEN MOLAR ... - Junta de … · MASAS ATÓMICAS Y...

CUESTIONES Y PROBLEMAS EXTRAIDOS DE LAS PRUEBAS DE SELECTIVIDAD

QUÍMICA

MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. MOL. VOLUMEN MOLAR. Nº DE AVOGADRO1. Defina los siguientes conceptos:

a) Masa atómica de un elemento.b) Masa molecular y Mol.

2. Diga si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones, justificando las respuestas:a) Un mol de cualquier compuesto químico ocupa, en condiciones normales, un volumen de 22,4 litros.b) El Número de Avogadro indica el número de moléculas que hay en un mol de cualquier compuesto

químico.

3. Un litro de SO2 se encuentra en condiciones normales. Calcule: a) El número de moles que contiene.b) El número de moléculas de SO2 presentes.c) La masa de una molécula de dióxido de azufre. Masas atómicas: S=32; O=16.

Sol: 0,0446 moles; 2,69.1022 moléculas; 1,06.10-22 g.

4. Tenemos en un recipiente 27 g de agua.a) Calcule la cantidad de moles de agua.b) Calcule el número de moléculas de agua.c) Calcule el número de átomos de oxígeno e hidrógeno. Masas atómicas: H=1: O=16.

Sol: 1,5 moles; 9,03.1023 moléculas; 1,8.1024 átomos de H; 9,03.1023 átomos de O

5. Se toman 5,1 g de H2S. Calcule:a) El número de moles presentes y el volumen que ocupan en condiciones normales.b) El número de moléculas de H2S presentes.c) El número de átomos de hidrógeno. Masas atómicas: H=1; S=32.

Sol: 3,36 L; 9.1022 moléculas; 1,8.1023 átomos.

6. En 1 m3 de metano, CH4, medido en condiciones normales de presión y temperatura, calcule:a) El número de moles de metano.b) El número de moléculas de metano.c) El número de átomos de hidrógeno.

Sol: 44,6 moles; 2,7.1025 moléculas; 1,08.1026 átomos H.

7. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Dos masas iguales de los elementos A y B contienen el mismo número de átomos. b) La masa atómica de un elemento es la masa, en gramos, de un átomo de dicho elemento. c) El número de átomos que hay en 5 g de oxígeno atómico es igual al número de moléculas que hay

en 10 g de oxígeno molecular.Sol: Falso; falso; verdadero.

8. Razone qué cantidad de las siguientes sustancias tiene mayor número de átomos:a) 0,5 moles de SO2.b) 14 gramos de nitrógeno molecular.c) 67,2 litros de gas helio en condiciones normales de presión y temperatura.

IES Asta Regia Departamento de Física y Química Página 1

Masa atómicas: N=14; O=16; S=32.Sol: 9,03.1023 átomos; 6,02.1023 átomos; 1,8.1024 átomos.

9. De un recipiente que contiene 32 g de metano, se extraen 9.1023 moléculas. Calcule:a) Los moles de metano que quedan.b) Las moléculas de metano que quedan.

c) Los gramos de metano que quedan. Masas atómicas: H=!; C=12.Sol: 0,5 moles; 3,01.1023 moléculas; 8 g.

10. Exprese en moles, las siguientes cantidades de dióxido de azufre:a) 11,2 litros, medidos en condiciones normales de presión y temperatura.b) 6,023.1023 moléculas.c) 35 litros, medidos a 27ºC y 2 atm de presión. R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

Sol: 0,5 moles; 1 mol; 2,85 moles.

11. Responda a las siguientes cuestiones:a) ¿Cuántos gramos de H2Se hay en 0,50 moles de H2Se?b) ¿Cuántas moléculas de H2Se habrá?c) ¿Cuántos átomos hay en total? Masas atómicas: H=1; Se=79.

Sol: 40,5 g; 3,01.1023 moléculas; 9.1023 átomos.

12. ¿Cuál de las siguientes cantidades contiene mayor número de átomos:a) 5 g de Ni.b) 0,2 moles de átomos de Ni.c) 6,80.1021 átomos de Ni. Masa atómica: Ni=58,7.

Sol: b) 0,2 moles de átomos de Ni.

13. Responda a las siguientes cuestiones:a) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en 200 litros de oxígeno molecular en condiciones normales?b) Una persona bebe al día 1 litro de agua. Suponiendo que la densidad del agua es de 1 g/mL.

¿Cuántos átomos de hidrógeno incorpora a su cuerpo por este procedimiento? Masas atómicas: H=1; O=16.

Sol: 1,075.1025 átomos de O; 6,69.1025 átomos de H.

14. Un frasco de un litro de capacidad está lleno de dióxido de carbono gaseoso a 27ºC. Se hace vacío hasta que la presión del gas es 10 mm de mercurio. Indique razonadamente:

a) ¿Cuántos gramos de dióxido de carbono contiene el frasco?b) ¿Cuántas moléculas hay en el frasco?

R=0,0082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: C=12; O=16.Sol: 0,023 g; 8,6.1020 moléculas.

15. En tres recipientes de la misma capacidad y que se encuentran a la misma temperatura se introducen, respectivamente, 10 g de hidrógeno, 10 g de oxígeno y 10 g de nitrógeno, los tres en forma molecular y estado gaseoso. Justifique:

a) En cuál de los tres recipientes habrá mayor número de moléculas.b) En cuál de los tres recipientes será mayor la presión. Masas atómicas: N=14; O=16; H=1.

Sol: en el de H2.

16. Dos recipientes de la misma capacidad, contienen uno gas metano y el otro gas amoniaco. Ambos recipientes están en las mismas condiciones de presión y temperatura. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes proposiciones:

a) Ambos recipientes contienen el mismo número de moléculas.b) Ambos recipientes contienen el mismo número de átomos.c) Ambos recipientes contienen la misma masa. Sol: verdadero; falso; falso.

17. Se dispone de tres recipientes que contienen 1 litro de CH4 gas, 2 litros de N2 gas y 1,5 litros de O2 gas, respectivamente, en las mismas condiciones de presión y temperatura. Indique razonadamente:

a) ¿Cuál contiene mayor número de moléculas?b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?c) ¿Cuál tiene mayor densidad? Masas atómicas: H=1; C=12; N=14; O=16.

Sol: el de N2; el de CH4; el de O2.

18. Con relación a los compuestos del benceno (C6H6) y acetileno (C2H2). ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Razone las respuestas.

a) Los dos tienen la misma fórmula empírica.b) Los dos tienen la misma fórmula molecular.c) Los dos tienen la misma composición centesimal.

Sol: verdadero; falso; verdadero.

19. Sabiendo que la masa molecular de hidrógeno es 2 y la del oxígeno 32, conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Qué ocupará más volumen, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno en las mismas condiciones de presión y temperatura?

b) ¿Qué tendrá más masa, un mol de hidrógeno o un mol de oxígeno?c) ¿Dónde habrá más moléculas, en un mol de hidrógeno o en un mol de oxígeno?

Sol: igual volumen; un mol de oxígeno; las mismas.

20. Razone si son verdaderas o falsas las afirmaciones siguientes:a) La masa de un ión monovalente positivo es menor que la del átomo correspondiente.b) El número atómico de un ión monovalente positivo es menor que el del átomo correspondiente.c) En un gramo de cualquier elemento hay más átomos que habitantes tiene la Tierra, 6.109.


21. Se dispone de un recipiente cerrado con hidrógeno gaseoso en condiciones normales de presión y temperatura. Si se mantiene la temperatura constante y se aumenta el volumen del recipiente hasta el doble, conteste razonadamente:

a) ¿Ha variado la masa del gas?b) ¿Ha variado el número de moléculas?c) ¿Ha variado la densidad del gas?

22. 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 y de hidrógeno.

Sol: 206,9 moles; 4,98.1026 átomos de C; 1,25.1027 átomos de H.

23. La estricnina es un potente veneno que se ha usado como raticida, cuya fórmula es C21H22N2O2. Para 1 mg de estricnina, calcule:

a) El número de moles de carbono.b) El número de moléculas de estricnina.c) El número de átomos de nitrógeno.

Masas atómicas: C=12; H=1; N=14; O=16.Sol: 6,28.10-5 moles de C; 1,75.10-28 moléculas; 3,5.10-28 átomos de N.

24. En 1´5 moles de CO2, calcule:

a) ¿Cuántos gramos hay de CO2?b) ¿Cuántas moléculas hay de CO2?c) ¿Cuántos átomos hay en total? Masas atómicas: C = 12; O = 16.

Sol: 66 g; 9´03.1023; 2´71.1024


25. En 10 g de Fe2(SO4)3:a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal?b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato?c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?

Masas atómicas: Fe = 56; S = 32; O = 16.Sol: 0´025 moles; 0´075 moles; 1´81.1023 átomos.

26. Calcule:

a) La masa de un átomo de potasio.b) El número de átomos de fósforo que hay en 2 g de este elemento.c) El número de moléculas que hay en 2 g de BCl3.

Masas atómicas: K = 39; P = 31; B = 11; Cl = 35´5.Sol: 6´47.10-23 g; 3´88.1022 átomos; 1´025.1022 moléculas.

27. Calcule el número de átomos que hay en:a) 44 g de CO2.b) 50 L de gas He, medido en condiciones normales.c) 0´5 moles de O2.

Masas atómicas: C =12; O =16.Sol: 1´8.1024; 1´34.1024; 6´022.1023.

28. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros de oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y temperatura, hay:

a) El mismo número de moles.b) Idéntica masa de ambos.c) El mismo número de átomos.Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas.


29. Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.

Masas atómicas: H = 1; O =16.Sol: 5´55 moles; 3´34.1024 moléculas; 6´68.1024 átomos; 3´34.1024 átomos.

30. 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. Masas atómicas: C = 12; O = 16.

Sol: 3,011.1023 moléculas; 22 g; 9,033.1023 átomos.

31. Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22´4 litros.b) En 17 g de NH3 hay 6´023.1023 moléculas.c) En 32 g de O2 hay 6´02.1023 átomos de oxígeno.

Masas atómicas: H = 1; N =14; O = 16.Sol: verdadero; verdadero; falso.

32.a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0´5 g de este elemento?c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0´5 g de tetracloruro de carbono?

Masas atómicas: C = 12; Na = 23; Cl = 35´5; Al = 27.Sol: 3,8.10-23 g; 1,12.1022átomos;

33. Calcule el número de átomos contenidos en:a) 10 g de agua.b) 0´2 moles de C4H10.c) 10 L de oxígeno en condiciones normales.

Masas atómicas: H = 1; O =16.

DISOLUCIONES

1. En el laboratorio se dispone de ácido clorhídrico concentrado, cuya densidad es de 1,2 g/mL y 36% de riqueza en peso.

a) Calcule el volumen necesario que hay que tomar del ácido concentrado para preparar 500 mL de disolución de ácido clorhídrico 0,1 M.

b) Indique el procedimiento que seguiría para preparar la disolución y el material necesario para ello. Sol: 4,22 mL.

2. Se prepara en el laboratorio un litro de disolución 0,5 M de ácido clorhídrico a partir de uno comercial contenido en un frasco en cuya etiqueta se lee:

Pureza = 35% en peso; Densidad = 1,15 g/mL; Masa molecular = 36,5a) Calcule el volumen necesario de ácido concentrado para preparar la disolución.b) Describa el proceso que ha seguido y el material de laboratorio empleado.

Sol: 45,34 mL.

3. Se desea preparar 1 litro de una disolución de ácido nítrico 0,2 M a partir de un ácido nítrico comercial de densidad 1,50 g/cm3 y 33,6% de pureza en peso.

a) ¿Qué volumen deberemos preparar de la disolución comercial?b) Explique el procedimiento que seguiría para su preparación y nombre el material necesario para ello.

Masas atómicas: H=1; N=14; O=16.Sol: 25 mL.

4. Se desea preparar 100 mL de una disolución 2 M de ácido sulfúrico partiendo de otro ácido sulfúrico de densidad 1,68 g/cm3 y riqueza del 65% en peso.

a) Calcule el volumen de ácido concentrado necesario.b) Describa el procedimiento a seguir y el material de laboratorio que deberá usar para preparar la

disolución final. Masas atómicas: H=1; O=16; S=32.Sol: 17,95 mL.

5. Se toman 25 mL de un ácido sulfúrico de densidad 1,84 g/cm3 y del 96% de riqueza en peso y se le adiciona agua hasta 250 mL.

a) Calcule la molaridad de la disolución resultante.b) Describa el material necesario y el procedimiento a seguir para preparar la disolución.

Masas atómicas: H=1; O=16; S=32.Sol: 1,8 M

6.a) Calcule la masa de NaOH sólido del 80% de pureza en peso, necesaria para preparar 250 mL de

disolución acuosa 0,025 M.b) Explique el procedimiento para preparar la disolución, indicando el material necesario.

Masas atómicas: Na=23; O=16; H=1.Sol: 0,313 g.

7. Se preparan 250 mL de disolución 1,5 M de ácido nítrico a partir de un ácido nítrico comercial del 67% en peso y densidad 1,40 g/mL.

a) Calcule la molaridad del ácido concentrado y el volumen del mismo necesario para preparar los 250 mL de disolución de ácido nítrico 1,5 M.

b) Describa el procedimiento a seguir y el material de laboratorio a utilizar para preparar la disolución anterior. Masas atómicas: N=14; O=16; H=1.

Sol: 25,19 mL.


8.a) Calcule la cantidad de sulfato de sodio del 80% de riqueza en peso, necesaria para preparar 500

mL de una disolución 0,1 M en ion sodio (Na+).b) ¿Qué cantidad habría que pesar si el sulfato de sodio estuviera decahidratado y tuviera un 60% de

riqueza en peso? Masas atómicas: H=1; O=16; Na=23; S=32.Sol: 4,44g; 13,42 g

9.a) ¿Qué volumen de una disolución 0´1 M de ácido clorhídrico se necesitará para neutralizar 50 mL de

una disolución 0´05 M de hidróxido de sodio.b) Escriba la reacción de neutralización.c) Describa el procedimiento e indique el material necesario para llevar a cabo la valoración anterior.

10. Dada una disolución acuosa de HCl 0´2 M, calcule:a) Los gramos de HCl que hay en 20 mL de dicha disolución.b) El volumen de agua que habrá que añadir a 20 mL de HCl 0´2 M, para que la disolución pase a ser 0

´01 M. suponga que los volúmenes son aditivos.Masas atómicas: H = 1; Cl = 35´5.

11. Si 25 mL de una disolución 2´5 M de CuSO4 se diluyen con agua hasta un volumen de 450 mL:a) ¿Cuántos gramos de cobre hay en la disolución original?b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución final?

Masas atómicas: O =16; S =32; Cu = 63,5.Sol: 3´97 g; 0´14 M.

DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS Y COMPOSICIÓN CENTESIMAL

1. Un compuesto orgánico de masa molecular 204 contiene un 58,8% de carbono, un 9,8% de hidrógeno y un 31,4% de oxígeno.

a) Determine la fórmula molecular del compuesto.b) ¿Qué volumen de oxígeno medido en condiciones normales será necesario para producir la

combustión completa de 102 g del compuesto? Masas atómicas: H=!; C=12; O=16.Sol: C10H20O4; 145,6 L.

2. Cuando se queman 0,436 g de un compuesto orgánico que contiene C, H y O, se obtienen 0,958 d de CO2

y 0,522 g de H2O.a) Calcule la fórmula empírica del compuesto.b) Calcule la fórmula molecular, sabiendo que su densidad, medida en condiciones normales, es 2,679

g/L. Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.Sol: C3H8O.

3. El sulfato de amonio, (NH4)2SO4, se utiliza como fertilizante en agricultura. Calcule:a) El tanto por ciento en peso de nitrógeno en el compuesto.b) La cantidad de sulfato de amonio necesaria para aportar a la tierra 10 g de nitrógeno.

Masas atómicas: S=32; O=16; N=14; H=1.Sol: 21,2% de N; 47,14 g.

ESTEQUIOMETRÍA

1. Cuando se añade agua a 100 g de carburo de calcio se forma gas acetileno (etino), según la reacción:CaC2 (s) + H2O (l) ® Ca(OH)2 (aq) + C2H2 (g)

a) Calcule los gramos de acetileno que se obtendrán.b) Si se quema el gas acetileno obtenido, calcular los litros de dióxido de carbono que se formarán

medidos en condiciones normales. Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: H=1; C=12; O=16; Ca=40.

Sol: 40,6 g; 70 L.

2. En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se producen dióxido de carbono, cloruro de calcio y agua.

a) Calcule la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 92%, que se necesita para obtener 2,50 kg de cloruro de calcio.

b) ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono medido a 25ºC y a una presión de 770 mm de mercurio? Datos: Masas atómicas: H=1; C=12; Cl=35,5; Ca=40. R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

Sol: 2,45 kg; 543,5 L.

3. Dada la reacción: CaCO3 + 2 HCl → CO2 + CaCl2 + H2O. Calcule:a) La cantidad de un mineral cuya riqueza en CaCO3 es del 92% en peso, que se necesitaría para

obtener 250 kg de CaCl2.b) El volumen de ácido clorhídrico comercial del 36% de riqueza en peso y densidad 1,18 g/mL,

necesario para obtener la cantidad de cloruro de calcio a la que se refiere el apartado anterior. Masas atómicas: Ca=40; C=12; O=16; Cl=35,5; H=1.

Sol: 244,8 kg; 387,0 L.

4. Se mezclan 20 g de cinc puro con 200 mL de ácido clorhídrico 6M. Cuando termina el desprendimiento de hidrógeno:

a) ¿Qué quedará en exceso, cinc o ácido?b) ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 27ºC y a la presión de 760 mm de mercurio, se habrá

desprendido? Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: H=1; Cl=35,5; Zn=65,4.Sol: HCl; 7,38 L.

5. Al añadir ácido clorhídrico al carbonato de calcio se forma cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua.

a) ¿Cuántos kg de carbonato de calcio reaccionarán con 20 litros de ácido clorhídrico 3 M?b) ¿Qué volumen ocupará el dióxido de carbono obtenido a 20ºC y 1 atm de presión?

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: C=12; Cl=35,5; O=16; Ca=40.Sol: 3 kg; 720,78 L.

6. Se prepara oxígeno por calentamiento de clorato de potasio comercial, según la reacción:2 KClO3 → 2 KCl + 3 O2

a) Calcule el peso de KCl, en gramos, que se obtendrá a partir de 3 g de KClO3 del 90% de riqueza.b) El volumen de oxígeno, medido a 700 mm Hg de presión y 25ºC.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: K=39; Cl=35,5; O=16.1,64 g; 0,875 L.

7. En la reacción: NaCl + AgNO3 → AgCl + NaNO3

a) ¿Qué masa de cloruro de plata puede obtenerse a partir de 100 mL de nitrato de plata 0,5 M y 100 mL de cloruro de sodio 0,4 M?

b) Calcule la cantidad del reactivo en exceso que queda sin reaccionar, expresada en gramos. Masas atómicas: N=14; O=16; Na=23; Cl=35,5; Ag=108.

5,73 g; 1,70 g AgNO3


8. En el proceso de formación de agua a partir de sus elementos:a) Calcule la masa de agua, en gramos, que se forma a partir de 20 g de hidrógeno y 60 g de oxígeno.b) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso y en qué cantidad?c) Si el agua formada se encuentra a 120ºX y 1 atm de presión, calcule el volumen que ocupa.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: H=1; O=16.Sol: 67,5 g; H2; 12,50 g; 120,85 L.

9. El sulfato de sodio y el cloruro de bario reaccionan en disolución acuosa para dar un precipitado blanco de sulfato de bario según la reacción:

Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2 NaCla) ¿Cuántos gramos de BaSO4 se forman cuando reaccionan 8,5 mL de disolución de sulfato de sodio

0,75 M con exceso de cloruro de bario?.b) ¿Cuántos mL de cloruro de bario de concentración 0,15 M son necesarios para obtener 0,6 g de

sulfato de bario? Masas atómicas: O=16; S=32; Ba=137,3.Sol: 1,49 g; 17,1 mL.

10. Cuando se calienta clorato de potasio (KClO3) se descompone en cloruro de potasio y oxígeno.a) Calcule la cantidad de clorato de potasio del 80% de riqueza en peso, que será necesaria para

producir 1 kg de cloruro de potasio.b) ¿Cuántos moles de oxígeno se producirán y qué volumen ocupará en condiciones normales?

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: K=39; O=16, Cl=35,5.Sol: 2054,3 g; 20,1 moles; 450,4 L.

11. Se hacen reaccionar 10 g de cinc metálico con ácido sulfúrico en exceso. Calcule:a) El volumen de hidrógeno que se obtiene, medido a 27ºC y 740 mm de mercurio de presión. b) La masa de sulfato de cinc formada si la reacción tiene un rendimiento del 80%.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: O=16; S=32; Zn=65,4.Sol: 3,86 L; 19,7 g.

12. Se prepara ácido clorhídrico por calentamiento de una mezcla de cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado, según la reacción (sin ajustar):

NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl Calcule:

a) La masa, en gramos, de ácido sulfúrico del 90% de riqueza en peso que será necesario para producir 1 toneladas de disolución concentrada de ácido clorhídrico del 42% en peso.

b) La masa de cloruro de sodio consumida en el proceso. Masas atómicas: H=1; O=16; Na=23; S=32; Cl=35,5.

Sol: 626,5 kg; 673,2 kg.

13. Se disuelven 5 gramos de nitrato de plata impuro en 500 mL de agua. Si al añadir a esta disolución 20 mL de otra disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,07 g/cm3 y riqueza del 4% en peso, precipita toda la plata como cloruro de plata, calcule:

a) La riqueza de la muestra en nitrato de plata.b) La molaridad del ácido clorhídrico.

Masas atómicas: H=1; N=14; O=16; Cl=35,5; Ag=108.Sol: 79,7%; 1,17 M.

14. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60% de carbonato de calcio con exceso de ácido clorhídrico, según:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2OCalcule:

a) Los gramos de cloruro de calcio obtenidos.b) El volumen de CO2 medido a 17 ºC y a 740 mm de Hg.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; Ca = 40; Cl = 35´5.Sol: 133´2 g; 29´3 L.

15. Al tratar 5 g de galena con ácido sulfúrico se obtienen 410 cm3 de H2S, medidos en condiciones normales, según la ecuación:

PbS + H2SO4 → PbSO4 + H2SCalcule:

a) La riqueza de la galena en PbS.b) El volumen de ácido sulfúrico 0´5 M gastado en esa reacción.

Masas atómicas: Pb = 207; S = 32.Sol: 87´5%; 36´6 mL

16. El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:Ni + H2SO4 → NiSO4 + H2

a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 1´8 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra.

b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: Ni = 58´7.Sol: 70´4%; 830 mL.

17. 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 20 ºC y 620 mm de mercurio.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: N = 14; Ag = 108; O = 16.

ÁTOMO Y SISTEMA PERIÓDICO

1. Dados los valores de los números cuánticos: (4, 2, 3, - ½ ); (3, 2, 1, ½); (2, 0, -1, ½) y (1, 0, 0, ½):a) Indique cuales de ellos no están permitidos.b) Indique el nivel y el orbital en el que se encontrarían los electrones definidos por los valores de los

números cuánticos permitidos.

2. El número atómico del potasio es 19.a) Escriba su configuración electrónica.b) Escriba los valores de los números cuánticos del electrón de la capa de valencia del potasio.

3. Los números atómicos de los elementos P y Mn son 15 y 25, respectivamente:a) Escriba la configuración electrónica de cada uno de ellos.b) Indique los números cuánticos que correspondan a los electrones situados, en cada caso, en los

orbitales más externos.

4.a) Escriba la configuración electrónica de los átomos de los elementos con números atómicos 20, 30 y

35. b) Indique, razonadamente, cuál es el ion más estable de cada uno de ellos y escriba su configuración

electrónica.

5. Los números atómicos de los elementos Br y Rb son 35 y 37, respectivamente:a) Escriba la configuración electrónica de ambos elementos.b) Indique el ion más estable de cada elemento y su configuración electrónica.c) Razone, cuál de los dos iones tendrá mayor radio.

6. Para cada una de las siguientes parejas: a) K(Z=19) y Cl(Z=17); b) F(Z=9) y Na(Z=11); c) Cl- y K+;


indique, de forma razonada, qué átomo o ion tiene un radio mayor.

7. Los elementos A y B tienen, en sus últimos niveles, las configuraciones; A= 4s2p6 5s1 B= 3s2p6d10 4s2p4

a) Justifique si A es metal o no metal.b) ¿Qué elemento tendrá mayor afinidad electrónica?c) ¿Qué elemento tendrá mayor radio?

8. Tres elementos tienen de número atómico 25, 35 y 38, respectivamente: a) Escriba la configuración electrónica de los mismos.b) Indique, razonadamente, el grupo y periodo a que pertenece cada uno de los elementos anteriores.c) Indique, razonando la respuesta, el carácter metálico o no metálico de cada uno de los elementos

anteriores.

9. Ordene los elementos químicos: Ca, Cl, Cs y F en sentido creciente de su:a) Carácter metálico.b) Radio atómico.

Justifique las respuestas.

10. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas, correspondientes a átomos neutros: A: 1s2 2s2p5 B: 1s2 2s2p6 3s2p3 C: 1s2 2s2p6 3 s2p6d2 4s2 D: 1s2 2s2p6 3 s2p6 4s2

Indique razonadamente:a) Grupo y período al que pertenece cada elemento.b) Qué elemento posee mayor energía de ionización y cuál menor.c) Qué elemento tiene mayor radio atómico y cuál menor.

11. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas:A: 1s2 2s2p6 3s2p4 B: 1s2 2s2 C: 1s2 2s2p6

Indique, razonadamente:a) El grupo y el período en el que se hallan A, B y C.b) Los iones más estables que formarán A, B Y C.

12.a) Indique la configuración electrónica de los átomos de los elementos A, B y C cuyos números

atómicos son, respectivamente, 13, 17 y 20.b) Escriba la configuración electrónica del ion más estable de cada uno de ellos.c) Ordene dichos iones por orden creciente de sus radios.

13.a) Escriba la configuración de los siguientes iones: Cl- (Z=17) y K+ (Z=19).b) Razone cuál de los dos iones tendrá mayor radio.c) Razone cuál de los elementos neutros tendrá mayor energía de ionización.

14. Las dos tablas siguientes corresponden a radios atómicos:Elemento Li Be B C N O F

R(À) 1,23 0,89 0,80 0,77 0,70 0,66 0,64

Elemento Li Na K Rb CsR(Á) 1,23 1,57 2,03 2,16 2,35

a) Justifique la variación del radio en el período. b) Justifique la variación del radio en el grupo.

15. En la tabla siguiente se dan las energías de ionización (kJ/mol) de los primeros elementos alcalinos.

1ª E.I. 2ª E.I. 3ª E.I. 4ª E.I.Li 521 7294 11819 ----Na 492 4564 6937 9561K 415 3068 4448 5895

Explique: a) ¿Por qué disminuye la primera E.I. del Li al K?b) ¿Por qué no hay valor para la 4º E.I. del Li?c) ¿Por qué aumenta la 1º E.I. a la 4º E.I?

16. Considere la siguiente tabla incompleta:Elementos Na ¿ Al ¿ S ¿Radios atómicos (nm) ¿ 136 ¿ 110 ¿ 99

a) Reproduzca la tabla y complétela situando los valores 125 nm, 104 nm y 157 nm, y los elementos P, Cl y Mg en los lugares oportunos.

b) Indique y explique qué norma ha seguido.

17. Los elementos Na, Al y Cl tienen de números atómicos 11, 13 y 17, respectivamente.a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.b) Escriba la configuración electrónica de los iones Na+, Al3+ y Cl-.c) Ordene, de forma razonada, los radios de los iones anteriores.

18. Indique para los elementos A, B y C cuyos números atómicos son, respectivamente 13, 16 y 20:a) Su configuración electrónica.b) Justifique cuál tendrá mayor energía de ionización.c) El grupo y el período del sistema periódico en que se encuentra cada elemento.

19.a) Escriba la configuración electrónica de los átomos de los elementos cuyos números atómicos son:

11, 13 y 16.b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor energía de ionización y el que tiene mayor

carácter metálico.c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?

20. Dados los elementos A, B y C, de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos.b) Determine grupo y período a los que pertenecen.c) Ordénelos en orden creciente de su electronegatividad.

21. Dados los elementos A y B cuyos números atómicos son, respectivamente: Z=20 y Z=35.a) Escriba la configuración electrónica de ambos.b) ¿Cuál tendrá mayor radio? Razone la respuesta.c) ¿Cuál tendrá mayor afinidad electrónica? Razone la respuesta.

22. Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones:X= 1s2 2s2p1 Y= 1s2 2s2p5 Z= 1s2 2s2p6 3s2

a) Indique el grupo y el período en el que se encuentran.b) Ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad.c) ¿Cuál es el de mayor energía de ionización?

23. Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado:


a) 1s2 2s2 2p4 3s1

b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2 Sol: no; sí; no.

24. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. Razone cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles falsas para ese elemento:

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

Sol: sí; no; sí.

25. Indique:a) Cuáles de los siguientes grupos de números cuánticos son posibles para un electrón en un átomo:

(4,2,0,+1/2); (3,3,2,-1/2); (2,0,1,+1/2); (3,2,-2,-1/2); (2,0,0,-1/2).b) De las combinaciones de números cuánticos anteriores que sean correctas, indique el orbital donde

se encuentra el electrón.c) Enumere los orbitales del apartado anterior en orden creciente de energía.

Sol: (3,3,2,-1/2), (2,0,1,+1/2), (3,2,-2,-1/2); 4d, 2s; 2s<4d.

26. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s2 2s22p63s23p65s1. Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para ese elemento:

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

Sol:V; F;V.

27. Considere la serie de elementos: Li, Na, K, Rb y Cs.a) Defina la Energía de ionización.b) Indique cómo varía la Energía de Ionización en la serie de los elementos citados.c) Explique cuál es el factor determinante de esta variación.

28. Los números atómicos de los elementos A, B y C son respectivamente 20, 27 y 34.a) Escriba la configuración electrónica de cada elemento.b) Indique qué elemento es el más electronegativo y cuál el de mayor radio.c) Indique razonadamente cuál o cuáles de los elementos son metales y cuál o cuáles no metales.

29.a) Defina el concepto de energía de ionización de un elemento.b) Justifique por qué la primera energía de ionización disminuye al descender en un grupo de la tabla

periódica.c) Dados los elementos F, Ne y Na, ordénelos de mayor a menor energía de ionización.

30. Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en jun estado excitado:

a) 1s2 2s22p4 3s1

b) 1s2 2s22p6 3s23p1

c) 1s2 2s22p62d10 3s2

31. Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20.a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Razone a qué grupo y período de la tabla periódica pertenecen.c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta.

32.a) ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica?b) ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos?

c) Defina el concepto de electronegatividad.

33.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 periodo.

34. Dados los elementos A (Z=13), B(Z=9) y C(Z=19)a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad.c) Razone cuál tiene mayor volumen.

35.a) Escriba la configuración electrónica de los iones siguientes: Na+(Z=11) y F-(Z=9).b) Justifique que el ion Na+ tiene menor radio que el ion F-.c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor.

36. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas de la capa de valencia:1) ns1 2) ns2 np4 3) ns2np6

a) Indique el grupo al que corresponde cada una de ellas.b) Nombre dos elementos de cada uno de los grupos anteriores.c) Razone cuáles serán los estados de oxidación más estables de los elementos de esos grupos.

37. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas externas:ns1; ns2np1; ns2np6

a) Identifique el grupo del sistema periódico al que corresponde cada una de ellas.b) Para el caso de n = 4, escriba la configuración electrónica completa del elemento de cada uno de

esos grupos y nómbrelo.

ENLACE QUÍMICO

1. Dadas las moléculas de agua y difluoruro de berilio, justifique:a) La geometría de las mismas, de acuerdo con la teoría de repulsión de los pares de electrones de la

capa de valencia.b) La polaridad de los enlaces y la polaridad de las moléculas.

2. Dadas las especies químicas H2S y PH3:a) Represéntelas mediante diagramas de Lewis.b) Prediga la geometría de las especies anteriores según la teoría de Repulsión de los Pares de

Electrones de la Capa de Valencia.c) Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada especie.

3. Dadas las especies químicas tetracloruro de carbono y amoníaco:a) Indique la geometría de las moléculas, utilizando para ello el modelo de repulsión de los pares de

electrones de la capa de valencia.b) Indique la hibridación del átomo central.c) Justifique la polaridad de las mismas.

4.a) Escriba la estructura de Lewis para las moléculas NF3 y CF4.


b) Dibuje la geometría de cada molécula según la Teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

c) Considerando las geometrías moleculares, razone acerca de la polaridad de ambas moléculas. Números atómicos: C=6; N=7; F=9.

5. Las configuraciones electrónicas:A = 1s2 2s2p6 3s1 B = 1s2 2s2p6 3s2p1 C = 1s2 2s2p6 3s2p5

Corresponden a átomos neutros. Indique las fórmulas y justifique el tipo predominante de enlace de los posibles compuestos que pueden formarse cuando se combinan las siguientes parejas:

a) A y Cb) B y Cc) C y C

6. Los elementos A, B, C y D pertenecen al mismo período y tienen 1, 3, 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Indique, razonando la respuesta:

a) Qué elemento tiene la energía de ionización más alta y cuál la más baja. b) Qué fórmulas tendrán los compuestos A-D y B-D. c) Si el compuesto formado por C y D será iónico o covalente.

7. Cuatro elementos diferentes A, B, C y D tienen números atómicos 6, 9, 13 y 19, respectivamente. Se desea saber, sin necesidad de identificarlos:

a) La configuración electrónica y el número de electrones de valencia de cada uno de ellos.b) El orden de menor a mayor según su electronegatividad.c) La forma de los compuestos resultantes al combinarse B con cada uno de los restantes elementos,

así como el tipo de enlace que formarán.

8. Los átomos A, B, C y D corresponden a elementos del mismo período y tienen 1, 3 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Responde razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Qué fórmulas tendrán los compuestos formados por A y D y por B y D.b) ¿El compuesto formado por B y D será iónico o covalente?c) ¿Qué elemento tiene la energía de ionización más alta y cuál la más baja?

9. La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos:

Compuesto NaF NaCl NaBr NaIPunto de fusión (ºC) 980 801 755 651

Considerando los valores anteriores: a) Indique cómo variará la energía reticular en este grupo de compuestos. b) Razone cuál es la causa de esa variación.

10.a) Haga un esquema del ciclo de Born-Haber para el NaCl.b) Calcule la energía reticular del NaCl(s), a partir de los siguientes datos:

Entalpía de sublimación del sodio = 108 kJ/mol:Entalpía de disociación del cloro = 243,2 kJ/mol:Entalpía de ionización del sodio = 495,7 kJ/mol:Afinidad electrónica del cloro = -348,0 kJ/mol;Entalpía de formación del cloruro de sodio = -401,8 kJ/mol.

11. Calcule la energía reticular del cloruro de sodio sabiendo:Entalpía de formación (NaCl) = -411 kJ/molEnergía de sublimación del sodio = +108 kJ/molPotencial de ionización del sodio = +495 kJ/molEnergía de disociación del cloro = +242 kJ/molAfinidad electrónica del cloro = -394 kJ/mol

12.a) Escriba las estructuras de Lewis correspondientes a las moléculas de etano (CH3CH3) y eteno

(CH2=CH2).b) Explique qué tipo de hibridación tiene el carbono en cada compuesto.

13.a) Represente, según la teoría de Lewis, las moléculas de etano (C2H6), eteno (C2H4) y etino (C2H2).

Comente las diferencias más significativas que encuentre. b) ¿Qué tipo de hibridación presenta el carbono en cada una de las moléculas?

14.a) Dibuje la geometría de las moléculas: BCl3 y H2O, aplicando la teoría de la Repulsión de los Pares

de electrones de la Capa de Valencia.b) Explique si poseen momento dipolar.c) Indique la hibridación que tiene en átomo central.

15.a) Represente, la estructura del trifluoruro de fósforo, según la teoría de Lewis.b) Indique cuál será su geometría según la teoría de la Repulsión de los Pares de Electrones de la

Capa de Valencia.c) ¿Podrá tener el fósforo una covalencia superior a la presentada en el trifluoruro de fósforo?. Razone

la respuesta.

16. Dadas las especies moleculares PF3 y SiF4

a) Determine su geometría mediante la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

b) Razone si los enlaces serán polares.c) Razone si las moléculas presentarán momento dipolar.

17. Responda razonadamente a los siguientes apartados:a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos: X(Z=19); Y(Z=17).b) Justifique el tipo de enlace que se formará cuando se combinen X-Y o Y-Y.c) Justifique si las especies formadas en el apartado anterior serán solubles en agua.

18.a) Indique el tipo de enlace que predomina (iónico, covalente o metálico) en las siguientes especies

químicas: cobre, tricloruro de boro, agua y fluoruro de cesio.b) En el caso que predomine el enlace covalente, justifique la geometría y la polaridad de la molécula.

19. Para las especies químicas: yodo, metano, cloruro de potasio, cloruro de hidrógeno, mercurio y amoníaco.

Indique de forma razonada:a) Las que poseen enlace covalente.b) De entre las del apartado a), las que son polares, teniendo en cuenta su geometría.

20. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.a) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.b) Ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición. Justifique las respuestas.

21. Justifique la veracidad o la falsedad de las siguientes afirmaciones:a) El agua pura es mala conductora de la electricidad.b) El cloruro de sodio, en estado sólido, conduce la electricidad.


c) La disolución formada por cloruro de sodio en agua conduce la electricidad.

22. Describa el tipo de fuerzas que hay que vencer para llevar a cabo los siguientes procesos:a) Fundir hielo.b) Hervir bromo (Br2).c) Fundir cloruro de sodio.

23. Explique por qué el CH3-CH2-CH2OH es más soluble en agua que el CH3-CH2-CH2-CH3.

24. Comente cada una de las frases siguientes, indicando si pueden ser verdaderas o no, y explique las razones en las que se basa:

a) El agua es un compuesto covalente apolar.b) El agua es un buen disolvente de sustancias iónicas.

25. Comente cada una de las frases siguientes, indicando si son verdaderas o falsas, y explique las razones en las que se basa:

a) Para fundir hielo han de romperse enlaces covalentes.b) Para evaporar agua hay que romper enlaces de hidrógeno.

26. Dadas las energías reticulares de las siguientes sustancias:U (kJ/mol)

NaF -914NaCl -770NaBr -728

Razone cómo varían:a) Sus puntos de fusión.b) Su dureza.c) Su solubilidad en agua.

27. Responda a las siguientes cuestiones:a) ¿Por qué el etanol, que es un compuesto orgánico, es soluble en agua?b) Ordene las siguientes sustancias; Cl2, CaCl2 y CCl4, por orden creciente de su punto de fusión.

Justifique la respuesta.

28. a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es?b) ¿Por qué la molécula BF3 es polar, aunque sus enlaces estén polarizados?

29. En los siguientes compuestos: BCl3, SiF4 y BeCl2.a) Justifique la geometría de estas moléculas mediante la Teoría de la Repulsión de pares de

electrones de la Capa de Valencia.b) ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central?

Sol: a) triangular; tetraédrica; lineal. b) sp2; sp3; sp.

30. a) Represente la estructura de Lewis de la molécula NF3.

b) Prediga la geometría de esta molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

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

31. Dadas las especies: H2O, NH4+ y PH3

a) Represéntelas mediante estructuras de Lewis.b) Justifique su geometría mediante la teoría de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.

32. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) Los metales son buenos conductores de la electricidad.b) Todos los compuestos de carbono presentan hibridación sp3.c) Los compuestos iónicos conducen la corriente eléctrica en estado sólido.

33. Para las moléculas BCl3 y NH3, indique:a) El número de pares de electrones sin compartir del átomo central.b) La hibridación del átomo central.c) La geometría de cada molécula según la teoría de Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de

Valencia.

34.a) ¿Cuál es la geometría de la molécula BCl3?b) ¿Es una molécula polar?c) ¿Es soluble en agua?Justifique las respuestas.

35. Dadas las sustancias: NH3 y H2O.a) Represente sus estructuras de Lewis.b) Prediga la geometría de las moléculas anteriores mediante la teoría de Repulsión de Pares de

Electrones de la Capa de Valencia.c) Indique la hibridación del átomo central en cada caso.

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

37.a) Represente el ciclo de Born-Haber para el fluoruro de litio.b) Calcule el valor de la energía reticular del fluoruro de litio sabiendo:Entalpía de formación del [LiF(s)] = - 594´1 kJ/mol.Energía de sublimación del litio = 155´2 kJ/mol.Energía de disociación del F2 = 150´6 kJ/mol.Energía de ionización del litio = 520´0 kJ/mol.Afinidad electrónica del flúor = - 333´0 kJ/mol.

38. Dadas las sustancias PCl3 y CH4:a) Represente sus estructuras de Lewis.b) Prediga la geometría de las moléculas anteriores según la teoría de Repulsión de Pares de

Electrones de la Capa de Valencia.c) Indique la hibridación que presenta el átomo central en cada caso.

39. Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4:a) Indique el tipo de enlace que existirá en cada una.b) Justifique si los enlaces están polarizados.c) Razone si dichas moléculas serán polares o apolares.


TERMOQUÍMICA

1. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes proposiciones:a) La variación de entalpía de una reacción química siempre coincide con la variación de energía

interna.b) Toda reacción química exotérmica siempre es espontánea.

2. Indique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:a) Toda reacción exotérmica es espontánea.b) En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.c) En el cambio de estado H2O (l) → H2O (g) se produce un aumento de entropía.

3. Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones, relativas a la variación de energía libre de Gibbs, ∆G, es verdadera o falsa:

a) Puede ser positiva o negativa, pero nunca puede ser cero.b) Es independiente de la temperatura.c) Cuando ∆G es negativo, la reacción es espontánea.

4. Explique cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción química en la que ∆Hº<0 y ∆Sº<0, suponiendo que ambas magnitudes permanecen constantes con la variación de temperatura.

5. Calcule la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del acetileno (C2H2) para formar etano:

a) A partir de las energías medias de enlace:

(C-H) = 415 kJ/mol(H-H) = 436 kJ/mol (C-C) = 350 kJ/mol (CΞC) = 825 kJ/mol

b) A partir de las entalpías estándar de formación del etano, -85 kJ/mol, y del acetileno, 227 kJ/mol.:

6. Las variaciones de entalpías estándar de formación del CH4(g), CO2(g) y H2O(l) son, respectivamente: -74,9 kJ/mol; -393,5 kJ/mol y –285,8 kJ/mol. Calcule:

a) La variación de entalpía de combustión del metano.b) El calor producido en la combustión completa de 1m3 de metano medido en condiciones normales.

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

7.a) Calcule la variación de energía libre estándar, a 25ºC, para las siguientes reacciones, utilizando los

datos tabulados:2 NaF(s) + Cl2(g) → F2(g) + 2 NaCl(s) PbO(s) + Zn(s) → Pb(s) + ZnO(s)

b) A la vista de los resultados, comente la conveniencia o no de utilizar estas reacciones en la obtención de flúor y plomo respectivamente.

NaF NaCl PbO ZnO Cl2 F2 Zn Pb

∆ Hºf (kJ/mol) -569 -411 -276 -348 ---- ---- ---- ----∆ Sºf (kJ/K.mol) 58,6 72,4 76,6 3,9 223,0 202,7 41,6 64,8

:

8.a) Calcule la variación de entalpía estándar correspondiente a la reacción:

ZnS (s) + 3/2 O2 (g) → ZnO (s) + SO2 (g)

b) ¿Qué calor se absorbe o desprende, a presión constante, cuando reaccionan 100 g de ZnS (s) con oxígeno en exceso?

Datos: ∆Hf0 (ZnS (s)) = - 202,9 kJ/mol, ∆Hf

0 (ZnO (s)) = - 348,0 kJ/mol, ∆Hf0 (SO2 (g)) = -296,1 kJ/mol.

Masas atómicas: O=16; Zn=65,4.

9. El amoniaco, a 25ºC, se puede oxidar según la reacción:

4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (l) Calcule:

a) La variación de entalpía.b) La variación de energía interna.

Datos: ∆Hf0 (NH3 (g)) = -46,2 kJ/mol, ∆Hf

0 (NO (g)) = 90,4 kJ/mol, ∆Hf0 (H2O (l)) = -285,8 kJ/mol.

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

10. Indique, razonando la respuesta, si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones:a) La energía libre depende de la temperatura.b) No basta que una reacción sea exotérmica para que sea espontánea.c) En una reacción química la variación de entropía es siempre positiva.

11. Dados los procesos: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H<0H2O (l) H2O (g) ∆H>0

a) Indique, de forma razonada, cómo será el signo de ∆S en cada reacción.b) Analice la espontaneidad de ambos procesos.

12. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) Algunas reacciones exotérmicas no son espontáneas.b) En ciertas reacciones químicas, la variación de entalpía coincide con la variación de energía interna.c) La variación de entropía de una reacción espontánea puede ser negativa.

13. Calcule la energía media de los enlaces químicos C-H y C-C utilizando los datos de la tabla siguiente:

Sustancia Proceso ∆Hº (kJ.mol-1)CH4 (g) Formación -74,5C2H6 (g) Formación -84,7

C (s) → C (g) Sublimación 715H2 (g) Disociación 436

:

14. A partir de los datos tabulados, correspondientes a energías de enlace:

Enlace Energía de enlace (kJ/mol)H-H 436O=O 494O-H 460

a) Calcule la entalpía de formación del agua en estado gaseoso.b) Compare el resultado obtenido por este método con el calculado a partir de sus elementos (-247 kJ/

mol), aportando una posible explicación de discrepancia, si la hubiera.:


15.a) Calcule la variación de entalpía que se produce en la reacción de combustión del butano en

condiciones estándar, enunciando los principios teóricos o leyes en los que se basa.b) ¿Qué cantidad de calor se desprenderá en la combustión completa de los 12 kg de butano que

contiene una bombona?Datos: Entalpías estándar de formación: CO2(g) = -393 kJ/mol; H2O(l) = -286 kJ/mol; C4H10(g) = -125 kJ/mol.

Masas atómicas: H=1; C=12; O=16. :

16. En un calorímetro adecuado, a 15ºC y 1 atm de presión, se queman completamente 5 cm3 de etanol (C2H5OH) produciéndose dióxido de carbono gaseoso y agua líquida. El calor desprendido, a presión constante, es 117,04 kJ. Calcule:

a) La variación de entalpía de combustión estándar del etanol.b) La variación de energía interna a la temperatura de 25ºC.

Datos: densidad del etanol = 0,79 g/cm3; R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.:

17.a) Calcule la variación de entalpía estándar de formación del acetileno (etino) a partir de las entalpías

estándares de combustión (kJ/mol) del hidrógeno, C(grafito) y acetileno cuyos valores son, respectivamente: -285,3; -393,3 y 1298,3.

b) Calcule el calor desprendido, a presión constante, cuando se quema 1 kg de acetileno. Masas atómicas: C=12; H=1.

:

18. Uno de los alimentos más consumidos es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciona con el oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348,9 kJ/mol, a la presión de una atmósfera. El torrente sanguíneo absorbe, por término medio, 26 moles de O2 en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:

a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día?b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión? Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.

19. En un horno de preparación de cal, CaO, que utiliza propano como combustible, se producen las siguientes reacciones:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) ∆H = 179 kJC3H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) ∆H = -2219 kJ

¿Qué masa de propano se debe quemar para descomponer 100 kg de carbonato de calcio, si sólo se aprovecha el 40% del calor desprendido? Datos: Masas atómicas: H=1; C=12; O=16; Na=23.

20. La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, se descompone según la reacción:

4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + O2(g) + 6 N2(g) ∆H = - 5 700 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: ∆H0f [CO2 (g)} = - 393,5 kJ/mol; ∆H0

f[H2O (g)} = - 241,8 kJ/mol.Sol: -360 kJ/mol; -627,8 kJ.

21. A efectos prácticos se puede considerar la gasolina como octano (C8H18). Las entalpías de formación estándar de H2O(g), CO2(g) y C8H18(l) son, respectivamente: -241.8 kJ/mol, -393,5 kJ/mol y -250,0 kJ/mol. Calcule:

a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, expresada en kJ/mol, sabiendo que se forman CO2 y H2O gaseosos.

b) La energía, en kilojulios, que necesita un automóvil por cada kilómetro, si su consumo es de 5L de octano líquido por cada 100 km.

Datos: Densidad del octano líquido = 0,8 kg/L. Masas atómicas: C=12; H=1.Sol: -5 074,2 kJ/mol; -1 780,42 kJ.

22. Las entalpías de formación estándar del CH3CH2OH(l), CO2(g) y H2O(l) son, respectivamente, -277´30 kJ/mol, -393´33 kJ/mol y -285´50 kJ/mol. Calcule:

a) La entalpía de combustión del etanol.b) El calor que se produce al quemar 4´60 g de etanol.

Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16.Sol: -1365´9 kJ/mol; -136´59 kJ.

23. Razone cómo varía la entropía en los siguientes procesos:a) Formación de un cristal iónico a partir de sus iones en estado gaseoso.b) Fusión de hielo.c) Sublimación del yodo.

24.a) Calcule la entalpía de enlace H―Cl sabiendo que la energía de formación del HCl(g) es -92´4 kJ/mol

y las de disociación del H2 y Cl2 son 436 kJ/mol y 244 kJ/mol, respectivamente.b) ¿Qué energía habrá que comunicar para disociar 20 g de HCl?

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35´5.Sol: 432´4 kJ/mol; 236´9 kJ.

25. Dada la ecuación química (a 25 ºC y 1 atm):2 HgO(s) → 2 Hg(l) + O2(g) ∆H = 181´6 kJ

Calcule:a) La energía necesaria para descomponer 60´6 g de óxido de mercurio.b) El volumen de oxígeno, medido a 25 ºC y 1 atm, que se produce al calentar suficiente cantidad de

HgO para absorber 418 kJ.Datos: R = 0´082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: Hg = 200´5; O = 16.

Sol: 25´42 kJ; 56´25 L.

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

Calcule:a) La energía desprendida para la producción de 100 kg de cloruro de hidrógeno.b) La entalpía del enlace H―Cl, si las entalpías de enlace H―H y Cl―Cl son, respectivamente, 435 kJ/

mol y 243 kJ/mol.Masas atómicas: Cl = 35´5; H = 1.

Sol: -13 841´25 kJ; 246´8 kJ.

27.a) Dibuje el diagrama entálpico de la reacción: CH2=CH2 + H2 → CH3CH3 sabiendo que la reacción

directa es exotérmica y muy lenta, a presión atmosférica y temperatura ambiente.b) ¿Cómo se modifica el diagrama entálpico de la reacción anterior por efecto de un catalizador

positivo?c) Justifique si la reacción inversa sería endotérmica o exotérmica.

28. Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones, en relación con un proceso exotérmico:a) La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.b) El proceso será siempre espontáneo.


29. Determine los valores de las entalpías de las siguientes reacciones:a) H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g)b) CH2=CH2(g) + H2(g) CH3CH3(g)

Datos: Energías de enlace (kJ.mol-1): (H─H) = 436´0; (Cl─Cl) = 242´7; (C─H) = 414´1; (C=C) =620´1; (H─Cl) = 431´9; (C─C) = 347´1.

Sol: - 185´1 kJ; - 1775´6 kJ.

30. La combustión del pentaborano líquido se produce según la reacción:2 B5H9(l) + 12 O2(g) 5 B2O3(s) + 9 H2O(l)

Calcule:a) La entalpía estándar de la reacción.b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de un gramo de pentaborano.

Datos: Masas atómicas: H = 1; B = 11.∆Hf

0 [B5H9(l)] = 73´2 kJ.mol-1; ∆Hf0[B2O3(s)] = - 1263´6 kJ.mol-1; ∆Hf

0[H2O(l)] = - 285´8 kJ.mol-1.Sol: - 9036´6 kJ; - 70´6 kJ.

31. En la figura se muestra el diagrama de energía para una hipotética reacción química. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) La reacción directa es exotérmica.b) La energía de activación de la reacción directa es mayor que la energía de activación de la reacción

inversa.c) La energía de la reacción química es igual a la diferencia entre la energía de activación de la

reacción inversa y directa.

32.a) Calcule la variación de la entalpía estándar de la reacción:

CaC2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(s) + C2H2(g)b) El calor que se desprende en la combustión de 100 dm3 de acetileno, C2H2, medidos a 25 ºC 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.

33.a) Enuncie el primer principio de la termodinámica.b) Razone si cuando un sistema gaseoso se expansiona disminuye su energía interna.c) Justifique cómo varía la entropía en la reacción:

2 KClO4(s) 2 KClO3(s) + O2(g)

34. Dadas las entalpías estándar de formación del CO2, - 393´5 kJ.mol-1 y del SO2, - 296´1 kJ.mol-1 y la de combustión: CS2(l) + 3 O2(g) CO2(g) + 2 SO2(g) ∆H0 = - 1072 kJ

Calcule:a) La entalpía estándar de formación del disulfuro de carbono.b) La energía necesaria para la síntesis de 2,5 kg de disulfuro de carbono.

Masas atómicas: C = 12; S = 32.

35. Indique, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos:a) Disolución de nitrato de potasio, KNO3, en agua.b) Solidificación del agua.c) Síntesis del amoniaco: N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)

36.a) Calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8).b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar?

Datos: ∆H0f[CO2(g)] = - 393´5 kJ/mol; ∆H0

f[H2O(l)] = - 285´8 kJ/mol.∆H0

c [C10H8] = - 4928´6 kJ/mol.Masas atómicas: H = 1; C = 12.

CINÉTICA QUÍMICA

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?

Sol: v = k [A} [B}; dos.

2. Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La velocidad de una reacción aumenta al disminuir la temperatura a la que se realiza.b) La velocidad de una reacción aumenta al disminuir la energía de activación.c) La velocidad de una reacción disminuye al disminuir las concentraciones de los reactivos.

3. Para una reacción hipotética: A + B → C, en unas condiciones determinadas, la energía de activación de la reacción directa es 31 kJ, mientras que la energía de activación de la reacción inversa es 42 kJ.

a) Represente, en un diagrama energético, las energías de activación de la reacción directa e inversa.b) La reacción directa, ¿es exotérmica o endotérmica? Razone la respuesta.c) Indique cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador.

4. Dada la reacción: CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g)a) Dibuje el diagrama de entalpía teniendo en cuenta que las energías de activación para la reacción

directa e inversa son 134 kJ/mol y 360 kJ/mol.b) Justifique si la reacción directa es exotérmica o endotérmica.

5. La ecuación de velocidad: v = k[A]2[B], corresponde a la reacción química: A + B C.a) Indique si la constante k es independiente de la temperatura.b) Razone si la reacción es de primer orden con respecto de A y de primer orden con respecto a B,

pero de segundo orden para el conjunto de la reacción.

EQUILIBRIO QUÍMICO

1. En un matraz de un litro de capacidad en el que se ha hecho el vacío, se introducen 0,0724 moles de N2O4 y se calienta a 35ºC. Parte del N2O4 se disocia en NO2:

N2O4 (g) 2 NO2 (g)Cuando se alcanza el equilibrio la presión total es de 2,17 atm. Calcule

a) El grado de disociación del N2O4.b) La presión parcial del NO2 en el equilibrio y el valor de Kc. Dato: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

Sol: 0,19; 0,693 atm; 0,0133 mol.L-1

2. En el equilibrio: C(s) + O2 (g) CO2 (g)a) Escriba las expresiones de Kc y Kp.b) Establezca la relación entre ambas.

3. A 600 K y a la presión de 1 atm, el pentacloruro de fósforo se disocia un 40 % según la reacción:PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g),

Calcule:a) Kp y Kc a esa temperatura.b) El grado de disociación a 4 atmósfera de presión. Dato: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

Sol: 0,191 atm; 3,8.10-3 mol.L-1; 0,213


4. A 50ºC y presión de 1 atm, el N2O4 se disocia en un 40%, según la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g).

Calcule:a) Las constantes de equilibrio Kc y Kp.b) El grado de disociación del N2O4 a la misma temperatura pero a una presión de 10 atm.

Dato: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.Sol: 0,756 atm; 0,0283 mol.L-1; 0,136

5. Se añade un número igual de moles de CO y H2O a un recipiente cerrado de 5 L que se encuentra a 327ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio:

CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g) Una vez alcanzado éste, se encuentra que la concentración de CO2 es 4,6 M y el valor de Kc es 302.

a) ¿Cuáles son las concentraciones de CO, H2 y H2O en el equilibrio?b) Calcule la presión total del sistema en el equilibrio. Dato: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

6. Para la reacción: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g), el valor de Kc a 360 ºC, es 0,58. En un recipiente de 25 litros se introducen 2 moles de Cl2, 1,5 moles de PCl3 y 0,15 moles de PCl5.

a) Calcule las concentraciones de todas las especies en el equilibrio.b) Calcule las presiones parciales de cada una de las especies en el equilibrio.

Dato: R=0,0082 atm.L.K-1.mol-1.Sol: 0,08184 mol.L-1; 0,0618 mol.L-1; 0,00784 mol.L-1; 4,26 atm; 3,21 atm; 0,41 atm;

7. En un matraz de dos litros se introducen 12 g de pentacloruro de fósforo y se calienta hasta 300ºC. Al establecerse el equilibrio, a esta temperatura: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g), la presión total de la mezcla es 2´12 atm.

a) ¿Cuánto vale el grado de disociación en las condiciones señaladas?b) ¿Cuál es el valor de Kp a esa temperatura? Masas atómicas: P=31; Cl=35,5.

Sol: 0´56; 0´966.

8. En un matraz de un litro, a 440ºC, se introducen 0,03 moles de yoduro de hidrógeno y se cierra, estableciéndose el equilibrio: 2 HI (g) I2 (g) + H2 (g)

En estas condiciones la fracción molar de HI en la mezcla es 0,80. Calcule:a) Las concentraciones de cada gas y Kc.b) La presión parcial de cada gas y Kp. Masas atómicas: H=1; I=127.

Sol: 0,003 mol.L-1; 0,003 mol.L-1; 0,024 mol.L-1; 3,75.10-4

9. Para el equilibrio I2(g) + H2(g) 2 HI (g), la constante de equilibrio Kc es 54,8 a 425ºC. Calcule:a) Las concentraciones de todas las especies en el equilibrio si se calientan, a la citada temperatura,

0,60 moles de HI y 0,10 moles de H2 en un recipiente de un litro de capacidad.b) El porcentaje de disociación del HI.

10. Para la reacción: SbCl5(g) SbCl3(g) + Cl2(g)

Kp, a la temperatura de 128ºC, vale 9,32.10-2. En un recipiente de 0,40 litros se introducen 0,2 moles de pentacloruro y se eleva la temperatura a 182ºC hasta que se alcance el equilibrio anterior. Calcule:

a) La concentración de las especies presentes en el equilibrio.b) La presión de la mezcla gaseosa. Dato: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

11. En un matraz de un litro de capacidad se introducen 0,387 moles de nitrógeno y 0,642 moles de hidrógeno, se calienta a 800K y se establece el equilibrio:

N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (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. R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1

Sol: 0,357 mol.L-1; 0,552 mol.L-1; 0,06 mol.L-1 ; 0,06 L2.mol-2; 1,4.10-5 atm-2.

12. A la temperatura de 400ºC y 710 mm de mercurio de presión, el amoníaco se encuentra disociado en un 40% según la ecuación: 2 NH3 (g) N2 (g) + 3 H2 (g).

Calcule:a) La presión parcial de cada uno de los gases que constituyen la mezcla en equilibrio.b) El valor de las constantes Kp y Kc a esa temperatura. Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1.

Sol: 0,133 atm; 0,4 atm; 0,4 atm; 0,0532 atm2; 1,75.10-5 mol2.L-2

13. A 523 K las concentraciones de PCl5, PCl3 y Cl2 en equilibrio para la reacción:PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)

son 0,809 M, 0,190 M y 0,190 m, respectivamente. Calcule a esa temperatura:a) Las presiones parciales de las tres especies en el equilibrio.b) La constante Kp de la reacción.

14. En una vasija que tiene una capacidad de 3 litros se hace el vacío y se introducen 0,5 gramos de H2 y 30 gramos de I2. Se eleva la temperatura a 500ºC, estableciéndose el siguiente equilibrio:

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) para el que Kc vale 50. Calcule:

a) Moles de HI que se han formado.b) Moles de I2 presentes en el equilibrio. Masas atómicas: H=1; I=127.

15. A 613 K, el valor de Kc para la reacción: Fe2O3(s) + 3 H2(g) 2 Fe(s) + 3 H2O(g), es 0,064. Si en el equilibrio anterior, la presión parcial del hidrógeno es de una atmósfera. Calcule:

a) La concentración de hidrógeno.b) La presión total.

Sol: 0,020 mol.L-1; 1,41 atm

16. El tetróxido de dinitrógeno se disocia a 27ºC según la reacción: N2O4 (g) 2 NO2 (g)En un recipiente de 1 litro de capacidad se introducen 15 g de N2O4 y una vez alcanzado el equilibrio la presión total es 4,46 atm. Calcule:

a) El grado de disociación y Kp.

b) La presión parcial del N2O4 y del NO2 así como Kc. Datos: Masas atómicas: N=14; O=16. R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

17. Para la reacción en equilibrio: CH3COOH (l) + CH3CH2OH (l) CH3COOCH2CH3 (l) + H2O (l),

el valor de la constante Kc a 25ºC, es 4. Calcule:a) La masa de ácido acético que se debe mezclar con 150 g de etanol para obtener 90 g de acetato de

etilo.b) ¿Cuántos moles de etanol reaccionarán con un mol de ácido acético para obtener acetato de etilo, si

el rendimiento es del 75%? Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.

18. En un recipiente se introduce una cierta cantidad de SbCl5 y se calienta a 182ºC, alcanzando la presión de una atmósfera y estableciéndose el equilibrio:

SbCl5 (g) SbCl3 (g) + Cl2 (g) Sabiendo que en las condiciones anteriores el SbCl5 se disocia en un 29,2%. Calcule:

a) Las constantes de equilibrio Kc y Kp.b) La presión total necesaria para que, a esa temperatura, el SbCl5 se disocie un 60%.

Datos: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.Sol: 0,093 atm; 2,49.10-3 mol.L-1; 0,165 atm


19. En un recipiente de 2 litros se introduce una cierta cantidad de NaHCO3, se extrae el aire existente en el mismo, se cierra y se calienta a 400ºC produciéndose la reacción de descomposición siguiente:

2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)Una vez alcanzado el equilibrio, la presión dentro del recipiente es de 0,962 atm. Calcule: a) La constante de equilibrio Kp de esa reacción. b) La cantidad de NaHCO3 que se ha descompuesto expresada en moles y en gramos. Masas atómicas: H=1; C=12; O=16; Na=23.

Sol: 0,231; 2,923 g; 0,035 moles

20. 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.

Dato: R=0,082 atm-L-K-1.mol-1.Sol: 0,0345 moles/L; 0,0345 moles/L; 0,065 moles/L; 0,065 moles/L. 3´6; 3´6.

21.a) Describa el efecto de un catalizador sobre el equilibrio químico.b) Defina cociente de reacción Qc.c) Diferencie entre equilibrio homogéneo y heterogéneo.

22. Para la reacción en equilibrio: SnO2(s) + 2 H2 (g) Sn(s) + 2 H2O(g) a 750ºC, la presión total del sistema es 32,0 mm de Hg y la presión parcial del agua 23,7 mm de Hg. Calcule:

a) El valor de la constante Kp para dicha reacción, a 750ºC.b) El número de moles de vapor de agua y de hidrógeno presentes en el equilibrio, sabiendo que el

volumen del reactor es de 2 litros. Dato: R = 0,082 atm.L. K-1.mol-1.Sol: 8´15; 7´43.10-4 moles; 2´6.10-4 moles

23. Para el siguiente sistema en equilibrio: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) ∆H < 0a) Indique razonadamente cómo afectará al equilibrio un aumento de la temperatura.b) Establezca la relación existente entre Kc y Kp para este equilibrio.c) Si para la reacción directa el valor de Kc es 0´016 a 800 K, ¿cuál será el valor de Kc para la reacción

inversa, a la misma temperatura?Sol: izquierda; Kc=Kp; 62´5.

24. En un recipiente de 4 litros, a una cierta temperatura, se introducen las cantidades de HCl, O2 y Cl2 indicadas en la tabla, estableciéndose el siguiente equilibrio:

4 HCl(g) + O2(g) 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)

HCl O2 H2O Cl2

Moles iniciales 0´16 0´08 0 0´02Moles en equilibrio 0´06

Calcule:a) Los datos necesarios para completar la tabla.b) El valor de Kc a esa temperatura. Sol: 0´05; 0´05; 0´07; 68´7.

25. En un recipiente de 5 litros se introducen 1´84 moles de nitrógeno y 1´02 moles de oxígeno. Se calienta el recipiente hasta 2000 ºC estableciéndose el equilibrio:

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

En estas condiciones reacciona el 3% del nitrógeno existente. Calcule:a) El valor de Kc a dicha temperatura.b) La presión total en el recipiente, una vez alcanzado el equilibrio.

Dato: R = 0´082 atm.L-K-1.mol-1.Sol: 7´08.10-3; 106´6 atm.

26. En un recipiente de 5 litros se introducen 0´28 moles de N2O4 a 50 ºC. A esa temperatura el N2O4 se disocia según:

N2O4(g) 2 NO2(g) Al llegar al equilibrio, la presión total es de 2 atm. Calcule:

a) El grado de disociación del N2O4 a esa temperatura.b) El valor de Kp a 50ºC.

Dato: R = 0´082 atm.L.K-1.mol-1.Sol: 0´35; 1´117.

27. Para la reacción: CO2(g) + C(s) 2 CO(g) Kp = 10, a la temperatura de 815 ºC. Calcule, en el equilibrio:a) Las presiones parciales de CO2 y CO a esa temperatura, cuando la presión total en el reactor es de

2 atm.b) El número de moles de CO2 y de CO, si el volumen del reactor es de 3 litros.

Dato: R = 0´082 atm.L-K-1.mol-1Sol: 0´3 atm; 1´7 atm; 9´86.10-3 moles; 0´0558 moles.

28. En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H2 y N2 que reaccionan según la ecuación:N2(g) + 3 H2(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 N2.b) La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de hidrógeno.c) La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado.

29. Al calentar PCl5(g) a 250 ºC, en un reactor de 1 litro de capacidad, se descompone 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.K-1.mol-1.

30. Sea el sistema en equilibrio: CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) La presión total del reactor será igual a la presión total del CO2.b) Kp es igual a la presión parcial del CO2.c) Kp y Kc son iguales.

31. En un recipiente de 1 L y a una temperatura de 800 ºC, se alcanza el siguiente equilibrio:CH4(g) + H2O CO(g) + 3 H2(g)

Calcule:a) Los datos que faltan en la tabla.

[CH4] [H2O] [CO] [H2]Moles iniciales 2´00 0´50 0´73Variación en el nº de moles al alcanzar el equilibrio - 0´40Nº de moles en el equilibrio 0´40

b) La constante de equilibrio Kp.Dato: R = 0´082 atm.L.mol-1.K-1.

32. En un recipiente de 10 L se hacen reaccionar, a 450 ºC, 0´75 moles de H2 y 0´75 moles de I2, según la ecuación:

H2(g) + I2(g) 2 HI(g) Sabiendo que a esa temperatura Kc = 50, calcule en el equilibrio:

a) El número de moles de H2, I2 y de HI.b) La presión total en el recipiente y el valor de Kp.

Dato: R = 0´082 atm.L.mol-1.K-1.


33. A 25ºC el valor de la constante Kp es 0´114 para la reacción en equilibrio:N2O4(g) 2 NO2(g)

En un recipiente de un litro de capacidad se introducen 0´05 moles de N2O4 a 25 ºC. Calcule, una vez alcanzado el equilibrio:

a) El grado de disociación del N2O4.b) Las presiones parciales de N2O4 y de NO2.

Dato: R = 0´082 atm.L.mol-1.K-1.Sol: 0´14; 1´051 atm.

EQUILIBRIO QUÍMICO. PRINCIPIO DE LE CHATELIER

1. Dado el equilibrio: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) ∆H>0

Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) Al aumentar la concentración de hidrógeno el equilibrio no se desplaza porque no puede variar la

constante de equilibrio.b) Al aumentar la presión total el equilibrio se desplaza a la izquierda.c) Al aumentar la temperatura el equilibrio no se modifica.

2. Suponga el siguiente sistema en equilibrio:UO2(s) + 4 HF(g) UF2(g) + 2 H2O(g)

Explique hacia donde se desplaza el equilibrio cuando:a) Se adiciona UO2(s) al sistema.b) Se elimina HF(g).c) Se aumenta la capacidad del recipiente de reacción.

3.a) ¿Influye la presencia de un catalizador en la constante de equilibrio de una reacción?b) ¿Modifica un catalizador la entalpía de una reacción? Justifique la respuesta.c) Ponga un ejemplo de un catalizador y el proceso industrial en el que se utiliza.

4. En el proceso en equilibrio: CO(g) + 2 H2(g) CH3OH(i); ∆H>0. Cuál o cuáles de los siguientes factores aumentarán el rendimiento en la producción de metanol:

a) Adición de un catalizador.b) Disminución de la concentración de hidrógeno.c) Aumento de la temperatura.

5. Las especies químicas NO, O2 y NO2 se encuentran en equilibrio gaseoso a una determinada temperatura, según la siguiente reacción: 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) ∆H<0

Justifique en qué sentido se desplazará el equilibrio cuando:a) Se eleva la temperatura.b) Se retira parte del O2.c) Se añade un catalizador.

6. Razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:a) Al añadir un catalizador a una reacción química, la velocidad de reacción se modifica.b) Al añadir un catalizador a un equilibrio químico, éste se desplaza.c) Los catalizadores modifican la entalpía de reacción.

7. Dado el equilibrio: H2O(g) + C(s) CO(g) +H2(g) ΔH>0Señale, razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono:

a) Elevar la temperatura.

b) Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio. c) Introducir H2 en la mezcla en equilibrio.

8. Suponiendo que se ha alcanzado el equilibrio en el proceso:2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) ΔH = -567 kJ

Razone si se podría aumentar el rendimiento de dióxido de carbono:a) Disminuyendo la presión.b) Elevando la temperatura.c) Elevando la presión parcial de O2

9. Para la reacción: SnO2(s) + 2 H2(g) 2 H2O(g) + Sn(s), el valor de Kp a la temperatura de 900 K es 1,5 y a 1 100 K es 10. Conteste razonadamente, si para conseguir un mayor consumo de SnO2 deberán emplearse:

a) Temperaturas elevadas.b) Altas presiones.c) Un catalizador.

10. A la temperatura de 650 K, la deshidrogenación del 2-propanol para producir propanona, según la reacción:CH3-CHOH-CH3 (g) CH3-CO-CH3 (g) + H2 (g), es una reacción endotérmica. Indique, razonadamente, si

la constante de equilibrio de esta reacción:a) Aumenta al elevar la temperatura.b) Aumenta cuando se utiliza un catalizador.c) Aumenta al elevar la presión total, manteniendo constante la temperatura.

11. A partir de la composición de mezclas gaseosas de I2 y H2 a diferentes temperaturas se han obtenido los siguientes valores de Kp para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)

T (ºC) 340 360 380 400 420 440 460 480Kp 70,8 66,0 61,9 57,7 53,7 50,5 46,8 43,8

a) Calcule kc a 400ºCb) Justifique por qué esta reacción es exotérmica.c) ¿Variará Kp si se altera la concentración de H2? Razone la respuesta.

12. En la tabla adjunta se recogen los valores, a distintas temperaturas, de la constante del equilibrio químico:2 SO3 (g) 2 SO2 (g) + O2 (g)

T (K) 298 400 600 800 1000Kp 2,82.10-25 1,78.10-16 1,98.10-8 1,29.10-3 2,64.10-1

a) Justifique si la reacción anterior es endotérmica o exotérmica.b) Explique cómo afecta al equilibrio un aumento de la presión, manteniendo constante la temperatura.c) Calcule, a 289 K, la constante de equilibrio Kp del equilibrio: 2 SO2 (g) + O2 (g) 2 SO3 (g)

13. La constante Kc, para la reacción siguiente: 2 HI(g) H2(g) + I2(g), vale 0,016 a 800 K. En una mezcla en equilibrio a 800 K, calcule:

a) La concentración de HI, cuando las de H2 e I2 sean iguales, si la presión del sistema es de 1 atm.b) Las concentraciones de los componentes si se duplica la presión del sistema.

Dato: R=0,0082 atm.L.K-1.mol-1.

14. Para el siguiente sistema en equilibrio: H2(g) + I2(g) 2 HI(g) ∆H < 0a) Indique razonadamente cómo afectará al equilibrio un aumento de la temperatura.b) Establezca la relación existente entre Kc y Kp para este equilibrio.c) Si para la reacción directa el valor de Kc es 0´016 a 800 K, ¿cuál será el valor de Kc para la reacción

inversa, a la misma temperatura?


Sol: izquierda; Kc=Kp; 62´5.

15. Para el siguiente sistema en equilibrio: SnO2(s) + 2 H2(g) 2 H2O(g) + Sn(s), el valor de la constante Kp a 900 K es 1´5 y a 1100 K es 10. Razone si para conseguir una mayor producción de estaño deberá:

a) Aumentar la temperatura.b) Aumentar la presión.c) Adicionar un catalizador.

16. El nitrógeno y el hidrógeno reaccionan según la siguiente ecuación química:N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) ∆H0<0

Indique, razonadamente, que ocurrirá cuando una vez alcanzado el equilibrio:a) Se añade N2.b) Se disminuye la temperatura.c) Se aumenta el volumen del reactor, manteniendo constante la temperatura.

17. El NO2(g) 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 moles de SO3; 0´4 moles de NO, 0´1 moles de NO2 y 0´8 moles de SO2. Calcule:

a) El valor de Kp, en 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 moles.:

18. A 360ºC se determina la composición de una mezcla gaseosa que se encuentra en equilibrio en el interior de un matraz de dos litros de capacidad, encontrándose 0,10 moles de H2, 0,12 moles de I2 y 0,08 moles de HI. Calcule:

a) Kc y Kp para la reacción: H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)b) La cantidad de hidrógeno que se ha de introducir en el matraz para duplicar el número de moles de

HI, manteniendo constante la temperatura. Dato: R=0,0082 atm.L.K-1.mol-1.

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES (Teoría)1.

a) Defina el concepto de ácido y base según Arrhenius.b) Clasifique, según la definición anterior, las siguientes especies escribiendo su disociación en agua:

H2SO4, H3PO4, Ca(OH)2, HClO3 y NaOH.

2. Justifique el carácter ácido y/o básico de las siguientes sustancias de acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry: NH3, HNO2, OH-, HCO3

-, CO32-

3. Clasifique en ácidos y bases, según la teoría de Brönsted y Lowry, las siguientes especies químicas: CO32- ,

NH4+ y F- ; escribiendo la reacción que tiene lugar al disolverlas en agua y el par conjugado de cada una.

4.a) Escriba las ecuaciones que justifican el comportamiento como ácido o base en medio acuoso, según

la teoría de Bronsted y Lowry, de las especies: HBrO, CN-, OH-, NH4 +, HSO4 -.b) Indique el ácido o base conjugado de cada una de las especies anteriores.

5. Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.a) Un ácido débil es aquel ácido cuyas disoluciones son diluidas.b) En las disoluciones de las bases débiles, éstas se encuentran totalmente disociadas.c) La disociación de un ácido fuerte en una disolución diluida es prácticamente total.

6. ¿Es lo mismo ácido fuerte que ácido concentrado? Razone la respuesta.

7. Complete la siguiente reacciones e indique las sustancias que actúan como ácidos y como base, y sus pares conjugados, según la teoría de Brönsted-Lowry.

a) NH4 + + H2O →b) NH4 + + OH- →c) H2O + CO3 2- →

8. Indique razonadamente, para las siguientes especies: H2O, HS-, HPO42-, HSO4

-.a) ¿Cuál es el ácido conjugado de cada una?b) ¿Cuál es la base conjugada de cada una?

9. Complete los siguientes equilibrios ácido base identificando, de forma razonada, los pares ácido-base conjugados:

a) ------------- + H2O ⇔ CO32- + H3O+

b) NH4+ + OH- ⇔ H2O + -----------

c) F- + H2O ⇔ OH- + -----------

10.a) Aplicando la teoría de Brönsted y Lowry, en disolución acuosa, razone si son ácidos o bases las

especies: HCO3- y NH3.

b) Indique cuáles son las bases conjugadas de los ácidos H3O+ y HNO2.c) Indique cuáles son los ácidos conjugados de las bases Cl- y HSO4

-.

11. De los ácidos débiles, acético (CH3COOH) y cianhídrico (HCN), el primero es más fuerte que el segundo.a) Escriba sus reacciones de disociación en agua, explicando cuáles son sus bases conjugadas.b) Indique, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte.

12. De las siguientes especies químicas: H3O+; HCO3-; CO3

2-; H2O: NH3; NH4+, explique según la teoría de

Brönsted-Lowry:a) Cuáles pueden actuar sólo como ácido.b) Cuáles solo como base.c) Cuáles como ácidos y como base.

13. Dadas las especies en disolución acuosa: OH-; CH3COOH; HCO3- y NH4+.

a) Justifique el comportamiento como ácido y/o base de cada una de ellas según la teoría de Bönsted-Lowry.

b) Indique cuál es el par conjugado en cada caso.

14. Justifique si las siguientes afirmaciones son correctas:a) El ión HSO4

- puede actuar como ácido según la teoría de Arrhenius.b) El ión CO3

2- es una base según la teoría de Brönsted y Lowry.

15. En dos disoluciones de la misma concentración de dos ácidos débiles monopróticos HA y HB, se comprueba que [A-] es mayor que la [B-]. Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El ácido HA es más fuerte que HB.b) El valor de la constante de disociación del ácido HA es menor que el valor de la constante de

disociación de HB.c) El pH de la disolución del ácido HA es mayor que el pH de la disolución del ácido HB.


16. De las siguientes especies químicas: H3O+; OH-; HCl; HCO3-; CO3

2-; H2O; NH3 y HNO3 , justifique, según la teoría de Brönsted-Lowry:

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

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES (Problemas)

1. En 500 mL de una disolución acuosa 0,1 M de NaOH.a) ¿Cuál es la concentración de iones OH-?b) ¿Cuál es la concentración de iones H3O+?c) ¿Cuál es el pH?

2. Responda a las siguientes cuestiones:a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0,5 M? b) Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL, ¿cuál

será el nuevo pH? c) Describa el procedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más diluida.

3. Calcule el pH de una disolución 0,1 M de:a) Hidróxido de calcio.b) Ácido nítrico.c) Cloruro de calcio.

Justifique las respuestas.

4. Razone qué ocurrirá con el pH cuando:a) Se añade agua a una disolución de un ácido fuerte.b) Se añade agua a una disolución de una base fuerte.

5.a) Calcule el pH de una disolución que contiene 2 g de hidróxido de sodio en 200 mL de la misma. b) Si se diluye la disolución anterior hasta 2 litros, ¿cuál sería el nuevo pH de la disolución?c) Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 0,1 M necesario para neutralizar 10 mL de la

disolución inicial no diluida. asas atómicas H=1; O=16; Na=23.

6.a) Calcule los gramos de NaOH que se necesitarán para preparar 250 mL de una disolución acuosa de

pH=13.b) Describa el material necesario y el procedimiento a seguir para preparar la disolución de NaOH.

Masas atómicas: H=12; Na=23; O=16.

7. Responda a las siguientes preguntas:a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución 0,1 M de NaOH?b) ¿Cuál será el pH de la disolución que resulta al añadir agua a la anterior hasta que el volumen

resultante sea diez veces mayor?c) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución 0,01 M de HCl?

8. a) ¿Cuántos gramos de hidróxido de potasio se necesitan para preparar 250 mL de una disolución

acuosa de pH=13?b) Calcule los mL de una disolución 0,2 M de ácido clorhídrico que serán necesarios para neutralizar

50 mL de la disolución indicada en el apartado a).

c) Describa el procedimiento experimental que seguiría para realizar esta neutralización. Masas atómicas: H=1; K=39: O=16.

9. Calcule el pH de 100 mL de disolución obtenida al disolver en agua 4,5 g de hidróxido de bario octahidratado. Describa el material de laboratorio necesario y el procedimiento adecuado para preparar la disolución. Masas atómicas: H=1; O=16; Ba=127,3.

10. Calcule:a) El pH de una disolución de HCl 0,02 M y el de otra disolución de NaOH 0,025 M.b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 120 mL de la primera disolución con 100 mL de la

segunda disolución (se considera que los volúmenes son aditivos).

11. Se mezclan 200 mL de una disolución 1 M de hidróxido de sodio con 150 mL de disolución 0,5 M de dicha base. Calcule:

a) La concentración, en gramos por litro, de la disolución resultante.b) El pH de la misma. Masas atómicas: H=1; O=16; Na=23.

12. ¿Cuál es el pH de la disolución que resulta al mezclar 25 mL de disolución 0,4 M de ácido nítrico con 55 mL de disolución 0,3 M de hidróxido de sodio?

13. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcule:a) La molaridad de la disolución y el valor del pH.b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25 mL

de la disolución de la base. Masas atómicas: H=1; O=16; Na=23.

14. Si se tienen dos disoluciones, una obtenida disolviendo 0,6 g de hidróxido de sodio en 100 mL de agua y otra de ácido sulfúrico 0,25 M.

a) ¿Cuál es el pH de cada disolución?b) ¿Qué pH tendrá una disolución obtenida al mezclar 50 mL de cada una?

Masas atómicas: H=1; O=16; Na=23.

15.a) Calcule el volumen de una disolución de NaOH 0,1 M que se requiere para neutralizar 27,5 mL de

una disolución 0,25 M de HCl.b) Indique el procedimiento experimental a seguir y el material necesario para realizar la valoración

anterior.

16. De un frasco que contiene el producto comercial “agua fuerte” (HCl del 25% en peso y densidad 1,09 g/mL), se toman con una pipeta 20 mL y se vierten en un matraz aforado de 200 mL, enrasando con agua hasta ese volumen. Calcule:

a) El pH de la disolución diluida.b) ¿Qué volumen de una disolución de NaOH 0,5 M será necesario para neutralizar 20 mL de la

disolución diluida? Masas atómicas: H=1; Cl=35,5.

17. La concentración de HCl de un jugo gástrico es 0,15 M. a) ¿Cuántos gramos de HCl hay en 100 mL de ese jugo? b) ¿Qué masa de hidróxido de aluminio, Al(OH)3, será necesario para neutralizar el ácido anterior?

Masas atómicas: H=1; Al=27; Cl=35,5.

18. A 15 g de ácido acético (CH3COOH) se añade la cantidad suficiente de agua para obtener 500 mL de disolución. Calcule:

a) El pH de la disolución resultante.


b) El grado de disociación del ácido acético. Datos: Ka=1,8.10-5. Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.

19. Se añaden 7 g de amoníaco a la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución.a) Calcule el pH de la disolución resultante.b) Calcule el grado de ionización del amoníaco.

Datos: Kb = 1,5.10-5. Masas atómicas: H=1; N=14.Sol: 11´6; 4´68.10-3

20.a) Calcula los gramos de ácido acético CH3COOH que se deben disolver en agua para obtener 500

mL de una disolución que tenga un pH = 2,72.b) Describa el material y el procedimiento a seguir para preparar la disolución anterior.

Datos: Ka=1,8.10-5. Masas atómicas: H=1; C=12; O=16.

21. A 25ºC una disolución 0,1 m de un ácido débil monoprótico (HA), tiene una constante de disociación de 2,8.10-7.

a) Calcule las concentraciones en el equilibrio de las distintas especies químicas en la disolución.b) Indique el material necesario para preparar 100 mL de la disolución anterior, si se dispone de un

recipiente de un litro de disolución de HA 1M.

22. El pH de una disolución 0,05 M de un ácido monoprótico es 3. Calcule:a) El grado de disociación del ácido en esta disolución.b) El valor de la constante Ka del ácido.

23. A 25ºC, una disolución acuosa de un ácido débil, HA, tiene una constante de disociación de 2,8.10-7.a) Calcule las concentraciones en el equilibrio de las distintas especies químicas presentes en una

disolución acuosa 0,1 M de HA.b) Describa el material necesario y el procedimiento a seguir para preparar 100 ml de la disolución

anterior, si se dispone de un litro de disolución de HA 1 M.

24. A 25ºC, la constante del equilibrio: NH3 + H2O NH4+ + OH- ,es 1,8.10-5. Se añaden 7 gramos de amoníaco a

la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución.a) Calcule el pH de la disolución.b) Calcule el grado de disociación del amoníaco. Masas atómicas: N=14;

H=1.

25. Cuando se disuelven en agua 2,5 g de ácido “HA” hasta alcanzar un volumen de 250 mL, el pH de la disolución es igual a 4. Sabiendo que la masa molecular del ácido es 52,5 g:

a) Calcule la constante de disociación.b) Describa el material de laboratorio y el procedimiento adecuado para preparar esta disolución.

26. 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. Masas atómicas: Ba =137; O=16; H=1.

Sol: 0,05 moles/L; 0,1 moles/L; 13.

27. Se preparan 100 mL de disolución acuosa de HNO2 que contienen 0,47 g de este ácido. Calcule:a) El grado de disociación del ácido nitroso.b) El pH de la disolución. Datos: Ka (HNO2) = 5,0.10-4. Masas atómicas: N=14; O=16; H=1.

Sol: 0,07; 2,15.

12. Considere cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por:

A: pH = 4 B: [OH] = 10-14 C: [H3O+] = 10-7 D: pH = 9a) Ordénelas de menor a mayor acidez.b) Indique cuáles son ácidas, básicas o neutras.

.Sol: D<C<A<B; ácidas A y B; básica D; neutra A.

13.a) Calcule los gramos de NaOH necesarios para preparar 250 mL de una disolución cuyo pH sea 12.b) ¿Qué volumen de una disolución de ácido clorhídrico 0´2 M será necesario para neutralizar 50 mL

de la disolución de NaOH anterior?Masas atómicas: Na = 23; O = 16; H = 1.

Sol: 0´1 g; 2´5 mL.

14.a) Calcule el volumen de ácido clorhídrico del 36% de riqueza en peso y densidad 1´19 g/mL necesario

para preparar 1 L de disolución 0´3 M.b) Se toman 50 mL de la disolución 0´3 M y se diluyen con agua hasta 250 mL. Calcule la molaridad de la

disolución resultante.Masas atómicas: H = 1; Cl = 35´5.

Sol: 25´56 mL; 0´06 M.

15. El pH de una disolución de ácido acético (CH3COOH) es 2´9. Calcule:a) La molaridad de la disolución.b) El grado de disociación del ácido acético en dicha disolución.

Dato: Ka(CH3COOH) = 1´8.10-5.Sol: 0´08 M; 0´015.

16. Se dispone de 80 mL de una disolución acuosa de NaOH 0´8 M. Calcule:a) El volumen de agua que hay que añadir para que la concentración de la nueva disolución sea 0´5 M.

Suponga que los volúmenes son aditivos.b) El pH de la disolución 0´5 M.

Sol: 48 mL; 13´7.

17.a) Calcule la molaridade una disolución de HNO3 del 36% de riqueza en peso y densidad 1´22 g/mL.b) ¿Qué volumen de ese ácido debemos tomar para preparar 0´5 L de disolución 0´25 M?

Masas atómicas: N =14; O = 16; H = 1.Sol: 4´48 M; 27´9 mL.

18. Calcule:a) El pH de una disolución 0´02 M de ácido nítrico y el de una disolución 0´05 M de NaOH.b) El pH de la disolución que resulta al mezclar 75 mL de la disolución del ácido con 25 mL de la

disolución de la base. Suponga que los volúmenes son aditivos.Sol; 1´7; 12´7; 13.

19. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético (Ka) tiene n valor de 1´8.10-5, calcule:a) El grado de disociación.b) El pH de una disolución 0´01 M de ácido acético (CH3COOH).

20. En la etiqueta de un frasco comercial de ácido clorhídrico se especifican los siguientes datos: 35% en peso; densidad 1´18 g/mL. Calcule:

a) El volumen de disolución necesario para preparar 300 mL de HCl 0´3 M.b) El volumen de NaOH 0´2 M necesario para neutralizar 100 mL de la disolución 0´3 M de HCl.

Masas atómicas: H = 1; Cl = 35´5.

21. En 500 mL de una disolución acuosa 0´1 M de NaOH.a) Cuál es la concentración de OH-

b) Cuál es la concentración de H3O+

c) Cuál es su pH.


22. En una disolución acuosa de HNO2 0´2 M, calcule:a) El grado de disociación del ácido.b) El pH de la disolución.

Dato: Ka = 4´5.10-4.

23. Calcule 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.

24. Una disolución acuosa de amoniaco 0´1 M tiene un pH de 11´11. Calcule:a) La constante de disociación del amoniaco.b) El grado de disociación del amoniaco.

HIDRÓLISIS DE SALES

1. Responda a las siguientes cuestiones:a) Al disolver una sal en agua, ¿se puede obtener una disolución de pH básico?. Razone la respuesta

y ponga un ejemplo.b) ¿Y de pH ácido?. Razone la respuesta y ponga un ejemplo.

2. Escriba la reacción de hidrólisis de las siguientes sales e indique si el pH resultante será ácido, básico o neutro:

a) CH3COONab) KNO3

c) NH4Cl

3. Indique, razonadamente, si el pH de las disoluciones acuosas de las especies químicas siguientes es mayor, menor o igual a 7.

a) NH3

b) NH4Clc) CaCl2

4. Se preparan disoluciones acuosas de las siguientes sales: CH3COONa, KCl y NH4Cl. Indique, razonadamente, el carácter ácido, básico o neutro que presentarán estas disoluciones.

5. Algunas sales al disolverse en agua originan disoluciones ácidas, otras disoluciones básicas y otras disoluciones neutras.

a) Justifique este comportamiento.b) Escriba las ecuaciones químicas correspondientes a la disolución en agua de las sales: KNO3,

CH3COONa y NH4Cl.

6. Se preparan disoluciones acuosas de las siguientes sales: CaCl2, NH4Cl y Na2CO3. Indique razonadamente el carácter ácido básico o neutro de las mismas.

7.a) Escriba el equilibrio de hidrólisis del ion amonio (NH4

+),identificando en el mismo las especies que actúan como ácido o como base de Brönsted.

b) Razone cómo variará la concentración de ion amonio al añadir una disolución de NaOH. c) Razone cómo variará la concentración de ion amonio al añadir una disolución de HCl.

8. La fenolftaleína es un indicador ácido-base que cambia de incoloro a rosa en el intervalo de pH 8 (incoloro) a pH 9,5 (rosa).

a) ¿Qué color presentará este indicador en una disolución acuosa de cloruro amónico, NH4Cl?b) ¿Qué color presentará este indicador en una disolución de NaOH 10-3 M?. Razone las respuestas.

9. Se tienen disoluciones acuosas de concentración 0,1 M de los siguientes compuestos: amoníaco, nitrato de potasio, cloruro de amonio y ácido nítrico.

a) Ordénelas según el valor creciente de su pH. Razone la respuesta.b) Indique si se puede formar con alguna de ellas una disolución reguladora.

10.a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración 5.10-3 M es 2´3. ¿Se trata

de un ácido fuerte o débil? Razone su respuesta.b) Razone si el pH de una disolución acuosa de CH3COONa es mayor, menor o igual a 7.

11. Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas de las siguientes sales:a) KCl.b) NH4Cl.

12. 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.

REACCIONES DE PRECIPITACIÓN. PRODUCTO DE SOLUBILIDAD. EFECTO IÓN-COMÚN

1. A 20ºC la solubilidad del difluoruro de plomo es 1,9.10-3 moles/L. Hallar el producto de solubilidad de esta sal a dicha temperatura.

Sol: 2,74.10-8

2. A determinada temperatura, el agua pura saturada de cloruro de plata contiene 1,92.10-4 g de AgCl por 100 mL. Calcular la constante del producto de solubilidad del cloruro de plata a esa temperatura.

Sol: 1,8.10-10

3. Sabiendo que la solubilidad del Cu(OH)2 es 1,72.10-5 g/L, calcular su producto de solubilidad.Sol: 2,2.10-20

4. Hallar la solubilidad en agua del cromato de plata, sabiendo que su producto de solubilidad es 3,9.10-12.Sol: 3,29.10-2 g/L

5. El producto de solubilidad del hidróxido de magnesio, es 3,4.10-11. ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de magnesio en agua pura?

Sol: 1,19.10-2 g/L

EFECTO IÓN-COMÚN

6. Hallar la solubilidad del cromato de plata en una disolución 10-2M de cromato de sodio. Dato: Kps= 3,9.10-12

Sol: 3,28.10-3 g/L


7. ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido de magnesio en una disolución de hidróxido de sodio de pH=11? Dato: Kps = 3,4.10-11

Sol: 1,98.10-3 g/L

8. La solubilidad del fluoruro de bario en agua pura es 1,3 g/L a 25ºC. Calcular a esa temperatura: a) El producto de solubilidad del fluoruro de bario. b) La solubilidad del fluoruro de bario, en moles/L, en una disolución acuosa 1 M de cloruro de bario

totalmente disociado.Sol: 1,63.10-6; 6,38.10-4 moles/L

9. Calcule la solubilidad, expresada en g/L, del cromato de plata, Ag2CrO4: a) En agua. b) En disolución 0,1 M de nitrato de plata, AgNO3.

Datos: Kps(AgNO3)=1,1.10-12 Masas atómicas: O=16; Cr=52; Ag=108.

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

1.a) Defina el concepto electrónico de oxidación y de reducción.b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes:

ClO2 - → Cl- S → SO4 2- Fe2+ → Fe3+,corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción.

c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre.

2. De las siguientes reacciones: HCO3

- + H+ → CO2 + H2OCuO + NH3 → N2 + H2O + CuKClO3 → KCl + O2

a) Justifique si son todos procesos redox.b) Escriba las semireacciones redox donde proceda.

3. Dadas las siguientes reacciones: Mg + ½ O2 → MgOMg + Cl2 → MgCl2

a) Explique lo que ocurre con los electrones de la capa de valencia de los elementos que intervienen en las mismas.

b) ¿Qué tienen en común ambos procesos para el magnesio?c) ¿Tienen algo en común los procesos que le ocurren al oxígeno y al cloro?

4. Ajuste por el método del ion electrón la siguiente reacción, indicando las correspondientes semirreacciones de oxidación y reducción.

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

5. El yodo (I2) reacciona con el ácido nítrico diluido formando ácido yódico (HIO3) y dióxido de nitrógeno.a) Ajuste la reacción por el método del ion electrón.b) Calcule los gramos de yodo y de ácido nítrico necesarios para obtener 2 litros de NO2 (g) medidos

en condiciones normales. Masas atómicas: H=1; N=14; O=16; I=127.

Sol: 2,27 g I2; 5,63 g HNO3

6. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción:H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O

a) Ajuste por el método del ion electrón, la reacción anterior.b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad 2,92 g/cm3) que se obtendrá al tratar 234,1 g de

bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.Masas atómicas: K=39; Br=80.

Sol: 53,9 cm3.

7. Dada la reacción redox en disolución acuosa:KI + H2SO4 + K2Cr2O7 → K2SO4 + H2O + Cr2(SO4)3 + I2

a) Ajuste por el método del ion-electrón la reacción.b) Calcule la molaridad de la disolución de dicromato de potasio, si 30 mL de la misma reaccionan con

60 mL de una disolución que contiene 80 g/L de yoduro de potasio.Masas atómicas: O=16; K=39; Cr=52; I=127.

Sol: 0,161 M.

8. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar sulfato de potasio, bromo, dióxido de azufre y agua.

a) Iguale la reacción por el método del ion electrón.b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad = 2,91 g/cm3) que se obtendrá al tratar 59,5 g de

bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.Masas atómicas: K=39, Br=80.

Sol: 13,75 cm3.9. El ácido nítrico concentrado reacciona con carbono produciendo dióxido de nitrógeno, dióxido de

carbono y agua.a) Ajuste, por el método del ion electrón, la reacción molecular.b) Calcule el volumen de dióxido de carbono, medido a 25ºC y 740 mm de presión, que se desprenderá

cuando reaccione 1 kg de un carbón mineral, que contiene una riqueza en carbono del 60%, con exceso de ácido nítrico.

Datos: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masa atómica: C=12.Sol: 1254,8 L.

10. El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2, H2O y K2SO4.a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125ºC se obtiene a partir de 100 g de

KMnO4? Datos: R=0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: C=12; O=16; K=39; Mn=55.

Sol: 25,78 L.

11. Dada la siguiente reacción redox en disolución acuosa:KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule los litros de disolución 2 M de permanganato de potasio necesarios para obtener 1 kg de

yodo. Masas atómicas: O=16; K=39; Mn=55; I=127.Sol: 0,787 L.

12. El I2O5 oxida al CO, gas muy tóxico, a dióxido de carbono en ausencia de agua, reduciéndose él a I2.a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.b) Calcule los gramos de I2O5 necesarios para oxidar 10 litros de CO que se encuentra a 75ºC y 700

mm de mercurio de presión. R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: I=127; O=16; C=12.

Sol: 21,576 g.

13. Cuando el óxido de manganeso (IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro, cloruro de manganeso (II) y agua.

a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de mercurio de presión, que se obtiene

cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un 75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso.

Datos: R= 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: O=16; Mn=55.Sol: 4,50 L.

14. El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato de potasio (K2Cr2O7) a cloruro de estaño (IV) reduciéndose el dicromato a Cr(III).

a) Ajuste, por el método del ion electrón, la ecuación molecular completa.b) Calcule la riqueza en estaño de una aleación si un gramo de la misma una vez disuelta se valora, en

medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M, gastándose 25 mL del mismo. Masa atómica: Sn=119.

Sol: 44,6%.


15. El monóxido de monohidrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua.

a) Ajuste por el método del ion electrón la reacción anterior.b) ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 100 cm3 de NO, medidos

a 730 mm de mercurio y a la temperatura de 25ºC? Datos: masas atómicas: H=1; N=14; O=16; Cu=63,55. R=0,082 atm.L.K-1.mol-1.

Sol: 0,0157 moles; 0,375 g.

16. 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 producen 0,3 L de Cl2 medidos en condiciones normales.Sol; 14 HCl + K2Cr2O7 → 2 CrCl3 + 2 KCl + 3 Cl2 + 7 H2O + 2 KCl; 2,5 M.

17. Dada la siguiente reacción redox:H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion electrón.b) Calcule el volumen de SO2, medido a 700 mmHg y 25 ºC, que se puede obtener a partir de 50 g de

KBr y exceso de H2SO4.Datos: R = 0´082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: K = 39; Br =80.

Sol: 5,57 L.

18. Dada la siguiente reacción redox:Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene a partir de 7´5 g de Cu.

Masa atómica: Cu = 63´5Sol: 1´058 L

19. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:MnO4

- + Ag + H+ → Mn2+ + Ag+ + H2Oa) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule los gramos de plata metálica que podría ser oxidada por 50 mL de una disolución acuosa de

MnO4- 0´2 M.

Masa atómica: Ag = 108.Sol: 5´4 g.

20. Dadas las siguientes reacciones:NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O

Cu + Cl2 → CuCl2

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2Oa) Justifique si todas son de oxidación-reducción.b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda.

21. En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación:CrO4

2- + SO32- + H+ Cr3+ + SO4

2- + H2Oa) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón.b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28´1 mL de disolución 0´88 M de K2CrO4,

calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3.Sol: 1,48 M.

22. El óxido nítrico (NO) se prepara según la reacción:Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 0´5 L de NO medidos a 750 mm de mercurio

y 25 ºC.

Datos: R = 0´082 atm.L.mol-1.K-1. Masa atómica: Cu = 63´5.Sol: 1´92 g.

23.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.

24. Dada la reacción:KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

a) Ajuste la reacción anterior por el método del ion-electrón.b) Calcule los mL de disolución 0´5 M de KMnO4 necesarios para que reaccionen completamente con 2

´4 g de FeSO4.Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 56.

Sol: 6,32 mL.

25. El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción:Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO + H2O

a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm de Hg y

40 ºC.Datos: R = 0´082 atm.L.mol-1.K-1. Masa atómica: Cu = 63´5.

Sol: 18,31 g.

ELECTROQUÍMICA

1. Explique, mediante la correspondiente reacción, qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de:

a) Cd.b) Zn. Datos: Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V; Eº (Fe2+/Fe) = 0,40 V; Eº (Cd2+/Cd) = -0,40 V.

Sol: la lámina de Cd se oxida; la lámina de cinc se oxida.

2. Con los pares Hg2+/Hg y Cu2+/Cu cuyos potenciales estándar son, respectivamente, 0,95 V y 0,34 V, se construye una pila electroquímica.

a) Escriba las semirreacciones y la reacción global.b) Indique el electrodo que actúa como ánodo y el que actúa como cátodo.c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila

Sol: 0,61 V

3. Se sabe que el flúor desplaza al yodo de los yoduros para formar el fluoruro correspondiente.a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar.b) Sabiendo que Eº (I2/I-) = + 0,53 V, justifique cuál de los tres valores de Eº siguientes: +2,83 V; +0,53

V y – 0,47 V, corresponderá al par F2/F-.Sol: 2,83 V.

4. Se construye una pila con los pares Fe2+/Fe y Sn4+/Sn2+.a) Indique qué par actúa como ánodo , qué par actúa como cátodo y escriba las reacciones que tienen

lugar en cada electrodo.b) Calcule la f.e.m. de la pila. Datos: Eº (Sn4+/Sn2+ ) = 0,15 V; Eº (Fe2+/Fe)= 0,45 V.

Sol: 0,30 V.

5. Dado los potenciales normales de reducción Eº (Pb2+/Pb) =-0,13 V y Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V:a) Escriba las semireacciones y la reacción ajustada de la pila formada.b) Calcule su fuerza electromotriz e indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál cómo cátodo.

Sol: 0,47 V.

6. Si se introduce una lámina de cinc en una disolución de sulfato de cobre (II), CuSO4, se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul de la disolución y la lámina de cinc se disuelve.

a) Explique, razonadamente, este fenómeno.


b) Escriba las reacciones observadas.

7. Responde a las siguientes cuestiones:a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico?b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre?c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu2+? Justifique las respuestas.

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(Fe2+/Fe) = 0,44 V; Eº(H+/H2) = 0,00 V.Sol: no reaccionará; no reaccionará; no habrá reacción.

8. En una disolución de cloruro de hierro (III) se introduce una lámina de cobre metálico.a) ¿Qué ocurre en la superficie de la lámina y en el seno de la disolución? Escriba y ajuste las

reacciones que tienen lugar.b) ¿Cuál es la f.e.m. de la pila formada?

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V.Sol: la lámina de cobre se oxida y los iones Fe3+ se reducen; 0,43 V.

9. Una pila electroquímica se representa por: Mg │Mg2+ (1M) ║ Sn2+ (1M) │Sn.a) Dibuje un esquema de la misma indicando el electrodo que hace de ánodo y el que hace de cátodo.b) Escriba las semirreacciones que tienen lugar en cada semipila.c) Indique el sentido de movimiento de los electrones por el circuito exterior.

10. A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción:Eº(Na+/Na) = -2,71 V Eº(H+/H2) = 0,00 V Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V. Razone:

a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico.

b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de cobre en una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 M.

c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu(II).Sol: se desprenderá; no se desprenderá; si.

11. La notación de una pila electroquímica es: Mg │Mg2+ (1M) ║ Ag+ (1M) │Ag.a) Calcule el potencial estándar de la pila.b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila.c) Indique la polaridad de los electrodos.

Datos: E0(Ag+/Ag) = 0´80 V; E0(Mg2+/Mg) = -2´36 VSol: 3´16 V.

12. A partir de los valores de potenciales normales de reducción siguientes: (Cl2/Cl-) = + 1´36 V; (I2/I-) = +0´54 V; (Fe3+/Fe2+) = +0´77 V, indique, razonando la respuesta:

a) Si el cloro puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+.b) Si el yodo puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+.

Sol: si; no.

13. Dados los potenciales normales de reducción E0(Pb2+/Pb) = - 0´13 V y E0(Zn2+/Zn) = - 0´76 Va) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar.b) Calcule la fuerza electromotriz de la misma.c) Indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo.

Sol: 0,63 V.

ELECTRÓLISIS. LEYES DE FARADAY

1. Responda a las siguientes preguntas:a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido

en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro (III)?b) ¿Qué volumen de cloro, medido a presión de 740 mm de mercurio y 25ºC, se desprenderá en el

ánodo? Masa atómica: Cl=35,5; Au=197. F=96 500 C. R=0,0082 atm.L.K-1.mol-1.

2. Para conocer la riqueza de un mineral de hierro se toma una muestra de 2,5 g del mismo. Una vez disuelto el hierro en forma de Fe2+, se valora, en medio ácido sulfúrico, con una disolución de K2Cr2O7 con lo que se consigue oxidar el Fe (II) a Fe (III), reduciéndose el dicromato a Cr (III).

a) Ajuste la reacción iónica por el método del ion electrón.b) Si en la valoración se han gastado 32 mL de disolución 1N de dicromato de potasio, determine el

porcentaje en hierro que hay en la muestra. Masas atómica Fe=56.

3. A través de un litro de disolución 0,1 M de nitrato de plata se hace pasar una corriente de 0,15 A durante 6 horas.

a) Determine la masa de plata depositada en el cátodo.b) Calcule la molaridad del ion plata una vez finalizada la electrólisis, suponiendo que se mantiene el

volumen inicial de la disolución. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108. F=96 500 C.

4. En la electrólisis de una disolución acuosa que contiene sulfato de cinc y sulfato de hierro (II), se deposita todo el hierro y todo el cinc, para lo cual se hace pasar una corriente de 10 A durante dos horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales que pesan 23,65 g. Calcule el porcentaje en peso de cada metal en la mezcla. Masas atómicas: Fe=56; Zn=65,4. F=96 500 C.

5. Al hacer la electrólisis del cloruro de sodio, se depositan 12 g de sodio en el cátodo. Calcule:a) Los moles de cloro gaseoso liberados en el ánodo.b) El volumen que ocupa el cloro del apartado anterior a 700 mm de Hg y 100ºC.

Masas atómicas: Na=23; Cl=35,5.

6. Una disolución acuosa de una sal de osmio se electroliza durante dos horas con una corriente de intensidad 1,5 A. Calcule la carga del ion osmio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 3,548 g de osmio metálico durante la electrólisis. Masa atómica: Os=190,2. F=96 500 C.

7. Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubas electrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata la primera, y de sulfato de hierro (II) la segunda. Para ello se sabe que en el cátodo de la primera se han depositado 0,810 g de plata.

a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas.b) Calcule la cantidad de hierro depositado en el cátodo de la segunda cuba.c) Indique alguna aplicación de la electrólisis.

Datos: F=96 500 C. Masa atómica: Fe=56; Ag=108.

8. A través de una cuba electrolítica que contiene una disolución de nitrato de cobalto (II) pasa una corriente eléctrica durante 30 min, depositándose en el cátodo 5 g de cobalto.

a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado.b) ¿Cuál es el número de átomos de cobalto depositados?

Masa atómica: Co=59. F=96 500 C.

9. Al pasar una corriente eléctrica por una disolución acuosa de nitrato de cobalto (II) se desprende oxígeno en el ánodo y se deposita cobalto en el cátodo. Calcule:

a) La intensidad de corriente que se necesita para depositar 8,42 g de Co de una disolución acuosa de Co(NO3)2 en 35 minutos.

b) El volumen de oxígeno gaseoso, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo. Masas atómicas: N=14; O=16; Co=59. F=96 500 C.


10. Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule:a) La masa de cinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolucióno acuosa de Zn2+ una

corriente de 1´87 amperios durante 42,5 minutos.b) El tiempo necesario para que se depositen 0´58 g de plata tras pasar por una disoluciójn acuosa de

AgNO3 una corriente de 1´84 amperios.Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65´4; Ag = 108.

Sol: 1´59 g; 4,69 min.

11. Tres cubas electrolíticas conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones:

a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas.b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentes-gramo que en la

primera.c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad de sustancia.

12. Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0´1 A durante 20 horas. Calcule:a) La masa de níquel depositada en el cátodo.b) El volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo.

Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Ni = 58´7; Cl = 35´5.Sol: 2´19 g; 190´6 mL.

13. Se hace pasar una corriente de 0´5 A a través de un litro de disolución de AgNO3 0´1 M durante 2 horas. Calcule:

a) La masa de plata que se deposita en el cátodo.b) La concentración de ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrolisis.

Dato: R = 0´082 atm.L.mol-1.K-1. Masa atómica Ag = 108.

14. Dos cubas electrolíticas, conectadas en serie, contienen una disolución acuosa de AgNO3, la primera, y una disolución acuosa de H2SO4, la segunda. Al pasar cierta cantidad de electricidad por las dos cubas se han obtenido, en la primera, 0´090 g de plata.

Calcule:a) La carga eléctrica que pasa por las cubas.b) El volumen de H2, medido en condiciones normales, que se obtiene en la segunda cuba.

Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108; H = 1.

QUÍMICA DEL CARBONO

1. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes proposiciones:a) Los hidrocarburos saturados son mucho más reactivos que los insaturados.b) Grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a una cadena hidrocarbonada

unas propiedades químicas características.c) En el metano, el carbono presenta hibridación sp3.

2. Indique si la estructura de cada pareja representa el mismo compuesto o compuestos diferentes, indicando los grupos funcionales presentes.

a) CH3CH2OCH3 y CH3OCH2CH3

b) CH3CH2OCH3 y CH3CHOHCH3

c) CH3CH2CH2OH y CH3CHOHCH3

3. Defina serie homóloga e indique cuáles de los siguientes compuestos pertenecen a la misma serie que CH3OH:

a) CH3CH2CH2CH2OH b) CH3CH2OH c) CH3COOH

4. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a) Recibe el nombre de grupo funcional u átomo o grupo de átomos distribuidos de tal forma que la

molécula adquiera unas propiedades químicas características.b) Dos compuestos orgánicos que poseen el mismo grupo funcional siempre son isómeros.c) Dos compuestos orgánicos con la misma fórmula molecular pero distinta función, nunca son

isómeros.

5. De los siguientes compuestos orgánicos: CH3CH2CH3, CH3OH, CH2=CHCH3. Indique razonadamente:a) ¿Cuál es soluble en agua?b) ¿Cuáles son hidrocarburos?c) ¿Cuál presenta reacciones de adición?

6. Indique el tipo a que pertenece cada una de las siguientes reacciones:a) CH3CH2Br + NaOH CH3CH2OH + NaBrb) CH3CH2CH=CH2 + HCl CH3CH2CHClCH3

c) CH3CHBrCH(CH3)2 + NaOH CH3CH=C(CH3)2 + NaBr

7. Ponga un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones:a) Adición a un alqueno.b) Sustitución en un alcano.c) Deshidratación de un alcohol.

8. Indique los grupos funcionales de las siguientes moléculas:a) CH3CH2COCH2CH3

b) CH3CH2CHOHCOOHc) CH3CH2CHNH2CHO

9. Responda a las siguientes cuestiones:a) Indique los grupos funcionales presentes en las siguientes moléculas:

i. CH3CH2CHOHCH3

ii. CH3CHOHCHOiii. CH3CHNH2COOH

b) Escriba un isómero de función de las moléculas del apartado i).c) Escriba un isómero de posición de la molécula del apartado ii).

10. De los siguientes compuestos, indique los que presentan isomería geométrica y represente sus isómeros:a) CH3CCl=CClCH3

b) CH3CH=C(CH3)CH2OHc) CH≡CCH2CH3

11. Complete las siguientes reacciones y ajuste la de combustión:a) CH3CH3 + Cl2 (luz) → b) C3H8 + O2 (calor) →c) CH3CH2OH (H2SO4, calor) →

12. Complete las siguientes reacciones e indique el tipo de reacción (adición, eliminación o sustitución) a que corresponden:

a) CH3CH=CH2 + H2O →b) C6H6 (benceno) + HNO3 (H2SO4) →c) CH3CHBrCH3 (KOH) → HBr +


13. Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo de reacción se trata:a) CH2 = CH2 + H2O (medio ácido) →b) CH2 = CH2 + HCl →c) C6H6 (benceno) + Cl2 (catalizador AlCl3) →

14. Complete las siguientes reacciones orgánicas:a) C6H6 (benceno) + Cl2 (AlCl3) →b) CH3CH=CHCH3 + HBr →c) CH3CHOHCH2CH3 + H2SO4 → H2O +

15. Complete las siguientes reacciones e indique al tipo al que pertenecen:a) CH4 + Cl2 (luz, hν) → b) CH2 = CH2 + O2 →c) CH2=CHCH3 + HI →

16. Complete las siguientes reacciones e indique su tipo:a) CH2=CHCH3 + H2O (H2SO4) →b) CH3CH2CH2Cl + KOH → KCl + c) CH3CH2CH2Cl + KOH → KCl + H2O +

17. Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo de reacción se trata:a) CH3COOH + CH3CH2OH →b) CH2 = CH2 + Br2 →c) C4H10 + O2 →

18. Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son:a) CH3CH=CH2 + HBr →b) CH3CH2CH2OH + H2SO4 →c) C6H6 (benceno) + HNO3 (en medio sulfúrico) →

19. Complete y ajuste las siguientes reacciones orgánicas:a) CH3CH2COOH + CH3CH2OH →b) CH3CH=CH2 + H2 →c) C4H10 + O2 →

20. Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos.a) Isomería de función.b) Isomería de posición.c) Isomería óptica.

21. Complete las siguientes reacciones e indique de qué tipo son:a) CH2=CH2 + Br2 →b) CH3CH3 + O2 →c) C6H6(benceno) + Cl2 → 3AlCl

22. Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:

a) CH3CH2CH2OH + H2O

b) CH3CH2CH=CH2 + HI

c) C6H6 (benceno) + HNO3 + H2O

→ calorSOH ,42

23. Dados los compuestos orgánicos: CH3CH3; CH3OH y CH2=CHCH3.a) Explique la solubilidad en agua de cada uno de ellos.b) Indique cuáles son hidrocarburos.c) ¿Puede experimentar alguno de ellos reacciones de adición? En tal caso, escriba una.

24. Complete las siguientes reacciones orgánicas e indique de qué tipo son:

a) CH2=CH2 + H2 → rCatalizado

b) CH3CH3 + Cl2 → Luz + HCl

c) CH3OH + O2 →

25.a) Defina serie homóloga.b) Escriba la fórmula de un compuesto que pertenezca a la misma serie homóloga de cada uno de los

que aparecen a continuación: CH3CH3; CH3CH2CH2OH; CH3CH2NH2

26. Ponga un ejemplo de los siguientes tipos de reacciones:a) Reacción de adicción a un alqueno.b) Reacción de sustitución a un alcano.c) Reacción de eliminación de HCl en un cloruro de alquilo.

27. Dados los compuestos: 2-butanol, CH3CHOHCH2CH3, y 3-metilbutanol, CH3CH(CH3)CH2CH2OH, responda, razonadamente, a las siguientes cuestiones:

a) ¿Son isómeros entre sí?b) ¿Presenta alguno de ellos isomería óptica?

28. Complete las siguientes reacciones y ajuste la que corresponda a una combustión:a) CH3CH=CHCH3 + H2 →b) CH3CH3 + O2 →c) CH4 + Cl2 → νh

29. Los compuestos CH3CH2OH y CH3CH2CH3 tienen masas moleculares similares. Indique, justificando la respuesta:

a) Cuál tiene mayor punto de fusión.b) Cuál de ellos puede experimentar una reacción de eliminación y escríbala.

30. Explique uno de los tipos de isomería que pueden presentar los siguientes compuestos y represente los correspondientes isómeros:

a) CH3COCH3

b) CH3CH2CH2CH3

c) CH3CHFCOOH

31.a) Escriba las estructuras de los isómeros de posición del n-pentanol (C5H11OH).b) Represente tres isómeros de fórmula molecular C8H18.

32.


FORMULACIÓN

1. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Cromato de plata, b) Seleniuro de hidrógeno, c) Ácido benzoico, d) CaH2, e) NO2, f) CH3CH2OH.

2. Formule o nombre los siguientes compuestos: a) Sulfuro de potasio, b) Ácido brómico, c) Metilciclohexano, d) Bi(OH)3, e) NaH2PO4, f) CH2 = CH ─ CH = CH ─ CH3.

3. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfito de calcio b) Hidróxido de estroncio c) Metanal d) PtI2

e) H3PO4 f) CH2=CHCH=CH2

4. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Ácido perclórico b) Óxido de titanio (IV) c) Fenol d) PbF2 e) NH4HCO3 f) CH3COOCH3.

5. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfuro de potasio b) Ácido brómico c) Metilciclohexano d)

Bi(OH)3 e) NaH2PO4 f) CH2=CHCH=CHCH3.

6. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de platino (II) b) Nitrato de hierro (III) c) 1,2-

Dicloroetano d) NaH e) HBrO f) CH3CH2COCH3. 7. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Peróxido de estroncio b) Cromato de estaño (IV) c) 2-

Butanol d) Li2SO4 e) KOH f) CH3CHBr2

8. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de sodio b) Hidrogenocarbonato de potasio c) d)

Ácido 2-hidroxibutanoico e) NH4Cl f) (CH3)3N. 9. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Fluoruro de hidrógeno b) Hidróxido de litio c) Nitrobenceno

d) Na2O2 e) Ni(ClO3)2 f) CH2=CHCH=CH2.

10. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidruro de berilio b) permanganato de sodio c) Ácido propenoico d) N2O3 e) Ca(BrO3)2 f) CH3OCH3.

11. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Óxido de circonio b) Sulfuro de arsénico (III) c) KMnO4 d) liH e) 3-Metilpentano f) CH3COCH3

12. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Bromuro de hidrógeno b) Fosfato de litio c) 2-Buteno d) Co(OH)2 e) HNO2 f) CH3CHO

13. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidrogenocarbonato de cesio b) Öxido de cadmio c) o-

Dimetilbenceno d) Al(OH)3 e) CrF3 f) (CH3)3N

14. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de platino (IV) b) Dióxido de azufre c) Propeno d)

KMnO4 e) CsHSO3 f) CH3CH2OH

15. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidrogenocarbonato de sodio b) Sulfuro de plomo (II) c) Benceno d) Al2O3 e) H2CrO4 f) CH≡C─CH3

16. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrato de plata b) Sulfuro de cobalto (II) c) o-Nitrofenol d) SiO2 e) TiF4 f) CH3NH2

17. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Bromato de sodio b) Ácido sulfuroso c) 2-Metil-1-penteno d)

AuCl3 e) LiOH f) CH3CH2CH2CH2OH

18. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Clorato de calcio b) Hidróxido de níquel (II) c) Propanal d)

Na2O2 e) Fe2S3 f) CH3CH2NHCH3

19. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidruro de aluminio (III) b) Hipoyodito de cobre (II) c) o-Dibromobenceno d) NH4Cl e) BaCr2O7 f) CH3CH2OCH3

20. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de hierro (III) b) Sulfato de potasio c) Ciclohexano d) BaCO3 e) H2O2 f) CH3CH2CHCl2

21. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Permanganato de bario b) Dióxido de azufre c) Ácido 3-metilbutanoico d) NaNO2 e) AgF f) CH3COCH3

22. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hipodromito de sodio b) Ácido fosfórico c) m-Dimetilbenceno d) FeO e) SiI4 f) CH2=CH─CH=CH2

23. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Perclorato de cromo (III) b) Nitrato de paladio (II) c) 1,3-Propanodiol d) FeCl2 e) Ag2O f) CH3COOCH2CH2CH3

24. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Sulfuro de hidrógeno b) Óxido de vanadio (V) c) Ácido 3-metilbutanoico d) K2SO3 e) Hg(OH)2 f) CH3CH2CHO

25. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de hierro (II) b) Peróxido de cobre (II) c) 3-Pentanona d) LiOH e) K2HPO4 f) CH3COOCH2CH3

26. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Hidróxido de magnesio b) Yodato de potasio c) Etilmetil éter d) NaClO e) H2Se f) CH2BrCHBrCH2CH3

27. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Nitrito de hierro (II) b) Hidruro de berilio c) Trimetilamina d) TiO2 e) KOH f) HOCH2COOH

28. Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Yoduro de oro (III) b) Peróxido de hidrógeno c) 2-Buteno d) KMnO4 e) HBrO3 f) CH3COCH3


MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. MOL. VOLUMEN MOLAR ... - Junta de … · MASAS ATÓMICAS Y...

Documents

Transcript of MASAS ATÓMICAS Y MOLECULARES. MOL. VOLUMEN MOLAR ... - Junta de … · MASAS ATÓMICAS Y...