GUIA DE QUIMICA GENERAL PDF

UNIVERSIDAD NACIONAL DE LA PAMPA FACULTAD DE AGRONOMÍA

QUÍMICA I GUIA DE EJERCICIOS Y PROBLEMAS CAPÍTULOS I AL XIV

Prof. Asociado: Lic. Graciela G. Hevia Prof. Adjuntos: Lic. Estela N. Hepper Lic. Ana M. Urioste Jefe de T. P.: Lic. Juan de Dios Herrero He rrero Ayudante de segunda: Lucas Ridolfi

Año 2009

FACULTAD DE AGRONOMÍA – UNLPam Carrera: Ingeniería Agronómica Agronómica Cátedra: QUÍMICA I

AÑO 2009

Para la resolución de los ejercicios y problemas que se presentan en esta Guía Ud. dispone de una serie de tablas como material adicional, en donde encontrará toda la información necesaria y además en algunos casos deberá consultar la Tabla Periódica de los Elementos.

INDICE CAPÍTULOS I, II Y III.

3

CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

20

CAPÍTULO V: PROPIEDADES PERIÓDICAS

23

CAPÍTULO VI: ENLACES QUÍMICOS

25

CAPÍTULO VII: ESTADO GASEOSO

27

CAPÍTULO VIII: ESTADO LÍQUIDO Y ESTADO SÓLIDO

31

CAPÍTULO IX: SOLUCIONES

34

CAPÍTULO IX: PROPIEDADES COLIGATIVAS

38

CAPÍTULO X: TERMODINÁMICA – TERMOQUÍMICA

40

CAPÍTULO XI: EQUILIBRIO QUÍMICO

44

CAPÍTULO XII: EQUILIBRIO IÓNICO CAPÍTULO XVII: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

47

CAPÍTULO XIII: CINÉTICA QUÍMICA

53

CAPÍTULO XIV: OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

56

2


AÑO 2009

Para la resolución de los ejercicios y problemas que se presentan en esta Guía Ud. dispone de una serie de tablas como material adicional, en donde encontrará toda la información necesaria y además en algunos casos deberá consultar la Tabla Periódica de los Elementos.

INDICE CAPÍTULOS I, II Y III.

3

CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

20

CAPÍTULO V: PROPIEDADES PERIÓDICAS

23

CAPÍTULO VI: ENLACES QUÍMICOS

25

CAPÍTULO VII: ESTADO GASEOSO

27

CAPÍTULO VIII: ESTADO LÍQUIDO Y ESTADO SÓLIDO

31

CAPÍTULO IX: SOLUCIONES

34

CAPÍTULO IX: PROPIEDADES COLIGATIVAS

38

CAPÍTULO X: TERMODINÁMICA – TERMOQUÍMICA

40

CAPÍTULO XI: EQUILIBRIO QUÍMICO

44

CAPÍTULO XII: EQUILIBRIO IÓNICO CAPÍTULO XVII: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN

47

CAPÍTULO XIII: CINÉTICA QUÍMICA

53

CAPÍTULO XIV: OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

56

2


AÑO 2009

CAPÍTULOS I, II Y III. 1.- Para cada una de las siguientes soluciones: • indique de qué tipo es en función del estado de agregación. • especifique cuál es el solvente y cuál/les es/son el/los soluto/s. a)glucosa disuelta en agua. b)Acero inoxidable: 80,6%Fe, 0,4%C, 18%Cr y 1% Ni. c)Mezcla de 98% de O 2(g) y 2% de H2(g). 28 14Si

2.- Indique que representa la siguiente simbología y mencione el tipo y el número de cada una de las partículas que constituyen dicha especie química. 3.- Indique con la simbología simbología correspondiente el isótopo de vanadio que contiene 28 neutrones. 4.- a) ¿Qué cantidad de neutrones tienen los siguientes nucleidos de cloro?: 36 17Cl

37 17Cl

y

b) Explique si dichos átomos son isótopos. 5.- Indique cuál es la afirmación correcta que completa el siguiente enunciado, justificando la respuesta: Si un átomo tiene en el núcleo 12 neutrones y 11 protones y en la zona extranuclear 10 electrones, se trata de:

a- un átomo neutro (X). b- un anión mononegativo (X -). c- un átomo que ganó dos electrones, es decir un anión X 2-. d- un átomo que perdió un electrón, es decir un catión X +. e- un catión bipositivo (X 2+). 6.- Identifique qué tipo de especies químicas (moléculas, átomos o iones) representan las siguientes fórmulas: 2-

a- O

b- O2

c-

210 82 Pb

d- H+

e- H2

f- Al3+

7.- En función de la ubicación de los elementos en la Tabla Periódica indique para los elementos del Grupo 2: • si tienen carácter metálico o no metálico. • si tienen tendencia a dar cationes o aniones.

3


AÑO 2009

8. - Complete el siguiente cuadro: Sustancia

Fórmula

Glucosa

C6H12O6(s)

Carbono diamante

C(diamante,s)

Hidrógeno

H2(g)

Floruro de calcio

CaF2(s)

Calcio

Ca(s)

Nombre y símbolo de los Tipo de sustancia elementos que la forman (simple o compuesta) *

* Justifique en general la clasificación que realizó. 9.- Indique si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas. Justifique las respuestas. a) En la sustancia iónica BaO, un catión Ba 2+ neutraliza la carga de un anión O 2-. b) La carga de un catión Mg 2+ se neutraliza con un anión Cl -. 10.- Indique la fórmula empírica de la sustancia formada por los iones Fe 3+ y Cl-. 11.- Indique cuales de las siguientes afirmaciones son correctas para completar el siguiente enunciado: La expresión unidad elemental se utiliza para : a) aquellas sustancias sustancias que que forman moléculas. b) aquellas sustancias que están formadas por átomos y forman redes covalentes, como por ejemplo el Carbono diamante. c) aquellas sustancias formadas por aniones y cationes, es decir sustancias iónicas. iónicas. 12.- En cada uno de los siguientes pares de sustancias indique cuál de ellas presentará: • mayor orden en la distribución de las partículas • menor contenido energético a- H2O (s) y H2O (g) b- O2 (g) y O2(l) 13.- A) Para cada una de las siguientes transformaciones indique: • de qué tipo es (física, química o nuclear). • el nombre específico o el tipo según corresponda a una transformación física o química respectivamente. • si es endotérmica o exotérmica. 4


226 a) Ra 88

222

4

Rn + He 86 2

b) O2(g) + 2 H2 (g) c) H2O (l)

AÑO 2009

20° 20 °C-1 atm

2 H2O (g) + 483,6 kJ H2O (g)

d) C2H5OH (l) + 277,7 kJ

2 C (grafito) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g)

e) 3 O2 (g) + 184,4 kJ

2 O3 (g)

B) Para cada una de las reacciones indicadas anteriormente indique si se cumple la Ley de la conservación de la masa y la Ley de la conservación de los elementos. 14.- Se tienen tres muestras a las cuales se les determinó la masa de cada elemento que las forman, los resultados fueron: Muestra A : 23,2 g de S (azufre) y 55,0g 55, 0g de F (flúor) Muestra B: 16,6 g de S y 9,8 g de F Muestra C: 19,3 g de S y 68,6 g de F Analice si se trata de la misma sustancia en las tres muestras. 15.- Indique para cada uno de los siguientes siguientes aniones que tipo de óxidos forman: 21- O 2- O223- O216.- El Cesio forma tres tipos de óxidos. Indique las fórmulas y los nombres respectivos. 17.- Dadas las siguientes sustancias indique qué tipo de óxidos es cada una: a- N2O5 b- K2O2 c- SrO4 d- SO3 18.- a) ¿Los elementos del grupo 2 de la Tabla Periódica tienen carácter metálico, semimetálico o no metálico?. b)Los óxidos normales que forman dichos elementos qué carácter ácido-base tendrán?.Escriba la fórmula de uno de ellos. 19- A) Plantee la reacción de síntesis de cada uno de los siguientes óxidos normales: a- óxido de hierro (II) b- óxido de aluminio c- óxido de cloro (VII) B)Indique el carácter ácido base de cada óxido indicado en el apartado anterior. 20.- A) Indique para cada una de las siguientes sustancias si es un hidróxido o un oxoácido: a- HClO b- NaOH c- Cu(OH)2 d- H2SO4 5

FACULTAD DE AGRONOMÍA – UNLPam Carrera: Ingeniería Agronómica Cátedra: QUÍMICA I

AÑO 2009

B) Indique el nombre de cada una de las sustancias indicadas. C) Plantee la disociación/ionización de cada sustancia en solución acuosa. 21.- Indique la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos: a- ácido ortofosfórico o tetraoxofosfato (V) de hidrógeno b- hidróxido de rubidio c- hidróxido de cobalto (III) d- ácido nítrico o trioxonítrato (V) de hidrógeno e- ácido nitroso o dioxonítrato (III) de hidrógeno 22.- Los siguientes óxidos reaccionan con agua: a- Li2O b- Br2O5 c- P4O10 Plantee para cada uno de ellos la ecuación correspondiente a dicha reacción y de el nombre del producto formado. 23.- Indique qué tipo de compuesto es cada uno de los siguientes y de el nombre respectivo: a- NH3 b- H2S(g) c- MgH2 24.- Plantee la reacción de síntesis de los siguientes compuestos: a- fluoruro de hidrógeno b- hidruro de sodio c- fosfina 25.- Plantee la ionización de los siguientes compuestos en solución acuosa: a- amoníaco b- cloruro de hidrógeno 26.- A) Entre los siguientes compuestos indique cuales corresponden a sales neutras, a hidrogenosales y a hidroxidosales: a) NaCl e) Zn2S(OH)2 b)Ni(OH)3 f) Mg(HCO3)2 c) SiO2 g) HClO2 d) CaSO4 h) K2HPO4 B) Para las sales indicadas en el apartado anterior de el nombre correspondiente. 27.- Escriba las ecuaciones equilibradas que representan todas las reacciones posibles entre los siguientes compuestos: a) ácido sulfúrico o tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno e hidróxido de potasio b) ácido clorhídrico e hidróxido de bario 28.- Escriba las fórmulas correspondientes a los siguientes compuestos: a) sulfuro cuproso o sulfuro de cobre (I) b) sulfato ácido de sodio o hidrógeno tetraoxosulfato(VI) de sodio 6


AÑO 2009

c) carbonato de bario o trioxocarbonato de bario d) nitrato dibásico férrico o dihidróxido trioxonitrato(V) de hierro (III) 29.- Escriba las ecuaciones equilibradas que representan todas las reacciones posibles entre los siguientes compuestos: a) dióxido de carbono e hidróxido de calcio. b) ácido ortofosfórico o tetraoxofosfato(V) de hidrógeno e hidróxido de magnesio. c) óxido de zinc y ácido fluorhídrico d) óxido de zinc y óxido de sodio. 30.- Para cada uno de las siguientes sustancias indique la masa molecular relativa: a) nitrógeno b) helio c) sulfato de amonio d) hidróxido cúprico 31.- Indique cuál es la respuesta correcta para la siguiente expresión: La masa atómica relativa del elemento sodio es: a) la masa de 6,02 1023 átomos de sodio. b) un número (23) que indica cuantas veces es mayor la masa promedio de los isótopos del Na con relación a la uma. c) 23 g. d) la masa correspondiente a un átomo del isótopo 23 Na 11

32.- Indique la masa, expresada en gramos, correspondiente a: a) 2,5 moles de átomos de nitrógeno b) 0,5 moles de moléculas de sustancia simple nitrógeno. c) 3,7 moles de iones nitrato. d) 0,75 moles de cationes hierro(III). 33.- Calcule el número de moles de átomos que hay en 62 g de átomos de fósforo. 34.- ¿Cuántos mmoles de moléculas están contenidos en 3,61 g de dióxido de azufre?. 35.- ¿Cuántos moles de átomos de carbono y de oxígeno hay contenidos en 66 g de dióxido de carbono? 36.- Se tienen 0,1 g de la sustancia fosfato diácido de amonio, calcule para dicha cantidad de sustancia: a) el número de mmoles de unidades elementales. b) la masa y el número de mmoles de cationes. c) la masa y el número de mmoles de aniones. 37.- Se dispone de 0,5 moles de sulfato de magnesio heptahidratado, calcule para dicha cantidad de sustancia: a) la masa, expresada en gramos. 7


AÑO 2009

b) cuantos moles de agua, moles de cationes y moles de aniones están contenidos. 38.- Calcule la masa, en gramos y miligramos, de una molécula de agua. 39.- Calcule la masa, en mg, de 3 atómos de aluminio. 40.- Indique el volumen que ocupan 0,25 moles de sustancia simple oxígeno en condiciones normales de presión y temperatura (CNPT). 41.- Calcule la masa correspondiente a 50 dm 3 de amoníaco gaseoso en CNPT. 42.- Calcule la composición porcentual del fosfato ácido de amonio, sustancia que suele utilizarse como fertilizante. 43.- Las siguientes sustancias son fertilizantes que aportan nitrógeno al suelo. ¿Cuál de ellos es la fuente más rica en nitrógeno basándose en su composición porcentual en masa?. a) urea (NH2)2CO b) nitrato de amonio c) amoníaco 44.- Se tienen 250 kg de piedra caliza de 90% de pureza en carbonato de calcio. ¿Qué masa de carbonato de calcio puro hay en esa cantidad de piedra caliza? 45.- Se hicieron reaccionar 50 g de amoníaco con suficiente cantidad de óxido cúprico, según la siguiente ecuación: 2 NH3 (ac) + 3 CuO (s)

N2(g) + 3 H2O + 3 Cu(s)

Suponiendo una eficiencia del 100%, calcule: a) la masa de óxido cúp rico que reaccionó. Exprese el resultado en g y mg. b) el número de moles de agua que se formaron. c) el volumen de nitrógeno(g) obtenido en CNPT, expresado en dm 3. 46.- ¿Qué masa de ortofosfato de calcio puede obtenerse mediante la reacción de 9,8 g de ácido ortofosfórico con cantidad suficiente de hidróxido de calcio?. Considere que la eficiencia del proceso es del 100%. 47.- La pirita es un mineral que se encuentra en la naturaleza y que contiene principalmente sulfuro ferroso. La tostación de dicho mineral se produce según la reacción: 2 FeS(s)

+ 7/2 O2(g)

Fe2O3(s) + 2 SO2(g)

8


AÑO 2009

Se pone a reaccionar una tonelada de pirita con un 92 % de pureza, considerando un rendimiento del 100% calcule: a) La cantidad de óxido férrico que se obtiene. b) El volumen de oxígeno en CNPT que se necesitan para tratar dicha cantidad de pirita. 48.- La fotosíntesis es un proceso mediante el cual las plantas y otros organismos almacenan la energía de la luz solar. La transformación total puede representarse por la siguiente ecuación: 6 CO2(g) + 6 H2O (l)+ Energía

C6H12O6(ac) + 6 O2(g) glucosa

Teniendo en cuenta que en un organismo fotosintético la eficiencia del proceso es del 80%, calcule la cantidad de glucosa que se obtendría a partir de 500 g de dióxido de carbono. Exprese el resultado en moles y g. 49.- El carbonato de calcio sólido reacciona con ácido clorhídrico y da como productos cloruro de calcio en solución acuosa, agua líquida y dióxido de carbono al estado gaseoso. Se ponen en condiciones de reaccionar 200 g de carbonato de calcio y 2,8 moles de ácido clorhídrico, indique: a) si se consumirán completamente ambos reactivos. b) cuántos moles reaccionan de cada reactivo. c)que cantidad de dióxido de carbono se obtiene, en moles y en gramos, considerando el rendimiento del proceso del 100%. 50.- Se ponen a reaccionar 300 g de peróxido de sodio al estado sólido con 3 moles de agua y se obtiene una determinada cantidad de hidróxido de sodio y peróxido de hidrógeno, ambas sustancias en solución acuosa. a) Indique cuál es el reactivo limitante y cuál es el reactivo que está en exceso. b) Indique la cantidad que reaccionó de cada uno de ellos, exprese el resultado en moles. c) Calcule la cantidad del reactivo en exceso que quedó sin reaccionar. Exprese el resultado en moles y en gramos. d) Si el rendimiento del proceso es del 75%, calcule la cantidad de peróxido de hidrógeno obtenido. Exprese el resultado en moles. 51.- ¿Qué volumen de amoníaco gaseoso se obtendrá en CNPT cuando se ponen a reaccionar 15 g de la sustancia simple nitrógeno con 20 g de la sustancia simple hidrógeno?. Considere el rendimiento del proceso del 85%.

9


AÑO 2009

EJERCICIOS COMPLEMENTARIOS 1.- Para cada una de las siguientes soluciones: • indique de qué tipo es, en función del estado de agregación. • especifique cuál es el solvente y cuál es el soluto. a) bicarbonato de sodio disuelto en agua. b) Mezcla de dióxido de carbono (g) (25%) y oxígeno (g) (75%) (% volumen /volumen) c) bronce de estaño (cobre 30% y estaño 70%) d) mezcla de 10 ml de agua (l) y 80 ml de acetona (l) (la acetona y el agua son miscibles en cualquier proporción) e) solución alcohólica de hidróxido de sodio. f) dióxido de carbono disuelto en agua. 2.- a) Complete el siguiente cuadro. Nucleído Nº protones Nº neutrones 9 4

Nº electrones

Z

A

Be 19

20 22

18 6

12

17

37

3.- Dados los siguientes nucleídos indique cuáles son isótopos y cuáles isóbaros entre sí: 18

58

18

16

58

20

20

8

27

9

8

26

11

8

O,

Co,

F,

O,

Fe,

Na,

O,

20

F, 9

58

Mn, 25

54

Fe 26

Justifique la respuesta. 4.- A) Explique cuál es la diferencia entre sustancias simples y sustancias compuestas en función del concepto de elemento químico. B) Especifique para cada una de las siguientes sustancias si es sustancia simple o sustancia compuesta: a) CaCO3 (s) b) I2 (s) c) HCl (g) d) N2 (g) e) O3 (g) f) Mg (s) g) NH3 (g) h) KOH (s) 10


AÑO 2009

5.- Indique la fórmula empírica de las sustancias que forman los siguientes pares de iones: a) Fe3+ y SO42-. b) Ca2+ y OH-. 6.- Para cada una de las siguientes transformaciones: • indique de qué tipo es (física, química o nuclear) • dé el nombre específico si es física y si es química indique de que tipo es y cuáles son los reactivos y cuáles los productos. • analice si es endotérmica o exotérmica. • indique como será la transformación desde el punto de vista energético, en el sentido inverso. • indique si se cumple la Ley de Conservación de los Elementos: a) Fe(l) b)

7 3Li

+

327 ºC 1 atm

Fe(s)

1 1H

4

2 2He

c) CaCO3 (s) + Ecalórica

CaO(s) + CO2(g)

d) Hg(l) + ½ O 2(g)

HgO(s) + Ecalórica

e) Na2SO4(rómbico) + Ecalórica f) CO2(s) g)

-78,5 ºC 1 atm

238 92U

Na2SO4 (monoclínico)

CO2(g) 234 90 Th

h) K2SO4(ac) + BaCl2(ac)

+

4

2He

BaSO4(s) + 2 KCl(ac) + Ecalórica

i) NH3(g) + Ecalórica

½ N2(g) + 3/2 H2(g)

j) Cgrafito + Ecalórica

Cdiamante

7.- A) Si por cada 30,0 g de monóxido de nitrógeno hay 16,0 g de oxígeno y 14,0 g de nitrógeno, ¿cuántos gramos de oxígeno y cuántos de nitrógeno habrá en 50,0 g de dicho óxido? B) ¿Qué ley aplicó para resolver el apartado anterior? C) Calcule la relación de masas de oxígeno y nitrógeno en 30,0 g y en 50,0 g de monóxido de nitrógeno. ¿Qué se cumple en ambas masas?

11


AÑO 2009

8.- En el dióxido de nitrógeno la relación o proporción de masas de oxígeno y de nitrógeno es 2,3. Calcule la masa de nitrógeno que hay en una determinada cantidad de dicho óxido sabiendo que en ella hay 80 g de oxígeno. 9.- Se dispone de dos muestras X e Y: • La muestra X contiene 4,571 g de azufre y 6,857 g de oxígeno. • La muestra Y contiene 11,428 g de azufre y 17,142 g de oxígeno. ¿Se trata de la misma sustancia en ambas muestras? Justifique la respuesta. 10.- Se dispone de dos muestras A y B: • 20 g de la muestra A contienen 2,22 g de hidrógeno y 17,78 g de oxígeno. • 15 g de la muestra B contienen 0,88 g de hidrógeno y 14,12 g de oxígeno. ¿Se trata de la misma sustancia en ambas muestras? Justifique la respuesta. 11.- a)¿Qué son los óxidos?. b) Los elementos Na y Mg pueden formar óxidos normales, peróxidos y superóxidos. Escriba las fórmulas correspondientes a dichos óxidos para cada uno de los elementos mencionados, especificando a que tipo de óxido pertenece cada uno de ellos. 12.- ¿Cómo se clasifican los óxidos normales según el carácter ácido-base? 13.- Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos e indique a qué tipo pertenece cada uno de ellos. En el caso de los óxidos normales indique el carácter ácido-base de los mismos. a) óxido de potasio b) óxido de cloro(III) c) óxido de plomo(IV) d) peróxido de sodio e) superóxido de bario 14.- Indique la ecuación equilibrada que corresponda a la síntesis de los siguientes compuestos y dé el nombre correspondiente: a) el óxido que forma el azufre con estado de oxidación +6. b) el óxido normal que forma el rubidio. 15.- ¿Cuál es el anión característico de los compuestos denominados hidróxidos? Y ¿cuál es el catión característico de los oxoácidos en solución acuosa?. 16.- Escriba las ecuaciones equilibradas que representan las reacciones entre los siguientes compuestos, indicando el tipo de compuesto que se forma en cada caso y el nombre del mismo. a)Oxido de bario y agua b)Oxido de boro y agua c)Oxido de nitrógeno(III) y agua d)Oxido de sodio y agua 12


AÑO 2009

17.- ¿Qué son los hidrácidos?. ¿Qué semejanza presentan con los oxoácidos en solución acuosa?. 18.- Especifique a qué tipo de compuestos pertenecen las sustancias cuyas fórmulas se indican y dé los nombres correspondientes: a) LiOH e) Cu(OH)2 b) HBr (g) f) K2O2 c) H2S (ac) g) H3PO4 d) Al2O3 h) CaH2 19.- Indique la ecuación correspondiente a la disociación o ionización, según corresponda, de cada una de las siguientes sustancias en agua y de el nombre de los iones que se generan: a) H2S b) H3PO4 c) Ca(OH)2 d) HCl 20.- ¿Qué es una sal? ¿Qué tipo de sales conoce y en función de qué las clasifica?. 21.- A) Especifique a qué tipo de compuestos pertenecen las sustancias cuyas fórmulas se indican y dé los nombres correspondientes: a)Fe(HS)2 e) NiS b)Ca(H2PO4)2 f) (CuOH)2S c) Na3AlO3 g) Al2(SO4)3 d) K2CrO4 h) (PbOH)2SO4 B) Para cada una de las sustancias indicadas plantee la disociación en solución acuosa. 22.- Escriba las fórmulas de los siguientes compuestos e indique a qué tipo pertenece cada uno de ellos y nómbrelo con otra nomenclatura: a) ortofosfato ácido de cinc d) nitrato de amonio b) cloruro de calcio e) carbonato ácido de calcio c) bromuro básico estannoso f) silicato de sodio 23.- A) Escriba las ecuaciones equilibradas que representan todas las reacciones posibles entre los siguientes compuestos. B) En las reacciones donde intervienen óxidos normales indique el carácter ácido-base que demuestran en dicha reacción. a) Ácido sulfúrico e hidróxido cúprico b) Ácido sulfhídrico e hidróxido de calcio c) Dióxido de silicio e hidróxido de potasio d) Dióxido de germanio e hidróxido de cesio e) Dióxido de germanio y ácido clorhídrico f) Oxido de calcio y ácido perclórico g) Oxido de iodo(III) y óxido de bario

13


AÑO 2009

24.- Indique el carácter ácido-base de los siguientes óxidos normales y plantee la/s ecuación/es correspondiente/s donde demuestren dicho carácter: a) óxido de hierro (II) (no reacciona con agua) b) óxido de cloro (V) c) óxido de aluminio 25.- Complete las siguientes afirmaciones: Una sustancia que está constituida por la especie química: a) O2- se trata de ………………… b) OH- se trata de ………………… c) H- se trata de ………………… d) H+ se trata de ………………… e) M+n (M: metal) se trata de ………………… f) O22- se trata de ………………… g) O2- se trata de ………………… 26.- A) En este ejercicio se indican los nombres o las fórmulas de determinados compuestos. Especifique a que tipo de compuestos pertenece cada uno de ellos y, según corresponda, indique el nombre o la fórmula: a) óxido de nitrógeno (V) b) Ca(HS)2 c) peróxido de rubidio d) cloruro de amonio e) CaO4 f) Co(OH)2NO2 g) HCl (ac) h) Ácido perclórico o tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno i) H2SO4 j) óxido de plata k) hidruro de litio l) HF (g) m) Mn(OH)2 n) MgHPO4 B) Entre los compuestos mencionados en el apartado anterior algunos son óxidos normales, indique para cada uno de ellos el carácter ácido-base. 27.- Escriba las ecuaciones equilibradas que representan todas las reacciones posibles entre los siguientes compuestos y de el nombre de los productos: a) óxido de azufre(VI) y agua b) óxido de cobalto(III) y agua c) ácido nítrico y hidróxido de cobre(I) d) óxido de plomo(II) y óxido de sodio e) ácido bromhídrico y óxido de níquel(II) 14


AÑO 2009

f) óxido de estaño(IV) y óxido de potasio g) dióxido de carbono y hidróxido de calcio h) óxido de estaño(IV) y óxido de nitrógeno(III) 28.- Para la siguiente expresión indique cuales de las siguientes afirmaciones son correctas. La unidad de masa atómica es: a) una magnitud. b) la masa de un átomo del isótopo 12C. c) la masa correspondiente a un mol de átomos del isótopo 12C. d) una masa igual a 1/12 de la masa de un átomo del isótopo 12C. 29.- Calcule la masa en gramos de 0,5 moles de: a) protones Datos: masa del protón = 1,673 10-24 g b) electrones

masa del electrón = 9,1 10-28 g

30.- Indique la masa correspondiente a: a) 2,5 moles de átomos de hierro. b) 1,85 moles de moléculas de óxido de nitrógeno (III). c) 3 moles de iones sulfato. d) 1,5 moles de cationes amonio. 31.- ¿Cuántos moles de átomos de oxígeno hay en 100 g de ozono? 32.- Indique la masa correspondiente y el número moles de átomos totales que hay en: a) 1,7 moles de moléculas de nitrógeno. b) 0,5 moles de moléculas de dióxido de carbono. 33.- ¿Cuántos moles de átomos hay en las siguientes cantidades? a) 25 g de moléculas de oxígeno. b) 25 moles de moléculas de oxígeno. c) 25 103 átomos de oxígeno. 34.- Indique cuántos moles de átomos hay en 1,35 moles de moléculas de ácido nitroso 35.- a) Calcule la masa, expresada en gramos, de un átomo de magnesio. b) Calcule el número de átomos de magnesio contenidos en una muestra de 1 10 -6 g de átomos de magnesio. 36.- Calcule la masa, expresada en gramos, de una molécula de: a) bromuro de hidrógeno. b) sustancia simple oxígeno. c) ácido sulfúrico. 37.- ¿Cuál es la masa en gramos de 3,01 10 20 moléculas de NF3?. 15


AÑO 2009

38.- ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de 0,818 moles de unidades elementales de bromuro de litio? 39.- Indique para tres moles de unidades elementales de las siguientes sustancias cuántos moles de cada uno de los iones contiene y la masa correspondiente a dicha cantidad de moles de iones. a) cloruro de sodio b) sulfato de potasio c) fluoruro de magnesio d) nitrato niquélico 40.- Se tienen 0,25 moles de fosfato ácido de sodio heptahidratado, calcule para esa cantidad de sustancia: a) la masa, expresada en gramos. b) la cantidad de agua, expresada en gramos. c) los moles de iones sodio y los moles de iones fosfato ácido. 41.- ¿Cuántos moles de iones magnesio y cuántos moles de iones bromuro hay en 0,233 g de bromuro de magnesio? 42.- Para la siguiente expresión indique cuál es la afirmación correcta, justifique. Si se tienen 0,5 moles de moléculas de N 2(g) en CNPT: a) el volumen que ocupan es 22,4 dm 3. b) ocupan un volumen igual a la mitad del volumen ocupado por un mol de moléculas de N2 en iguales condiciones. c) ocupan el doble del volumen que ocuparían 0,5 moles de moléculas de O 2(g) en las mismas condiciones. 43.- Calcule el volumen, en dm 3, que ocupan las siguientes cantidades de N 2 (g) en CNPT: a) 6,5 moles. b) 150 mg. 44.- Indique si las siguientes afirmaciones son CIERTAS o FALSAS, justifique las respuestas. a) La masa de una molécula de dióxido de azufre es 64,1 g. b) Un mol de unidades elementales de nitrato de potasio contiene un ión nitrato y un catión potasio. c) En 10 g de amoníaco están contenidos 0,587 moles de moléculas de dicha sustancia. d) En 1 mmol de moléculas de dióxido de nitrógeno hay 18,03 10 23 átomos en total. e) Un ión de carga +1 es más pesado que el átomo neutro correspondiente. f) La masa de un mol de átomos de un determinado elemento es la masa en gramos de 6,02 1023 átomos. 45.- A)¿Qué es la composición centesimal de una sustancia? B)¿Qué es la fórmula molecular de una sustancia? ¿Qué es la fórmula mínima?. 16


AÑO 2009

46.- Las sustancias que se indican a continuación se utilizan como fertilizantes que aportan nitrógeno al suelo. Basándose en su composición centesimal en masa, indique cuál de las dos sustancias es la fuente más rica en nitrógeno. a) sulfato de amonio b) fosfato diácido de amonio 47.- En la etiqueta de un envase de polvo de hornear (carbonato ácido de sodio), se indica que tiene una pureza del 99,4 % en masa. A partir de esta información calcule la masa de la sal pura y la masa de impurezas presentes en 5 g de polvo de hornear. 48.- En un proceso para obtener amoníaco gaseoso se tratan 25 kg de cal seca (óxido de calcio, 80% de pureza) con exceso de solución acuosa de cloruro de amonio. La ecuación correspondiente al proceso es: CaO(s) + 2 NH4Cl(ac)

CaCl2(ac) + H2O + 2 NH3(g)

Suponiendo que la eficiencia del proceso es del 100%, calcule: a) el volumen de amoníaco obtenido en CNPT, expresado en dm 3 y m3. b) la masa de H 2O formada, expresada en kg. 49.- Los nitratos presentes en el suelo pueden sufrir una transformación denominada desnitrificación, la que es producida por bacterias específicas. El proceso en condiciones anaeróbicas puede representarse por la siguiente ecuación: 2 NO3-(ac) + 12 H+(ac) + 10 e

N2(g) + 6 H2O

a) Analice la relación molar entre reactivos y productos. b) Si la cantidad de N2 producida por dicho proceso, en determinadas condiciones, es de 300 mg, suponiendo que la eficiencia del proceso es del 100%: • ¿Cuántos mg de nitratos reaccionaron? • ¿Cuántos moles de H + son necesarios?. Exprese el resultado también en mmoles. 50.- Se hacen reaccionar 6,35 g de cobre con exceso de ácido sulfúrico, en determinadas condiciones. La reacción que se produce es: Cu(s) + 2 H2SO4(ac)

CuSO4(ac) + SO2(g) + 2 H2O(l)

Considerando el rendimiento de la reacción del 90%, calcule: a) la masa de sulfato cúprico obtenida, exprese el resultado en gramos. b) el volumen de dióxido de azufre(g) obtenido en CNPT, expresado en dm 3. c) la cantidad de H 2O obtenida, exprese el resultado en gramos y moles. 51.- Las bacterias nitrificantes cumplen un rol importante en el ciclo del nitrógeno en el suelo ya que oxidan los nitritos en presencia de oxígeno, lo cual puede representarse por la siguiente ecuación: 17


NO2-(ac) + 1/2 O2(g)

AÑO 2009

NO3-(ac)

A) Los iones nitritos están en el suelo en muy baja cantidad, por ejemplo en determinadas condiciones aeróbicas se encuentran 10 -7 moles. Calcule la cantidad de oxígeno necesaria para la transformación de 10-7 moles de nitritos. Exprese el resultado en mg y mmoles. B) Si la eficiencia del proceso es del 40%, calcule la cantidad de iones nitratos que se obtendría a partir de 10-7 moles de nitritos. Exprese el resultado en mg y mmoles. 52.- Por descomposición térmica del clorato de potasio sólido se obtiene la sustancia simple oxígeno en estado gaseoso y cloruro de potasio sólido. a) Plantee la ecuación equilibrada correspondiente. b) En un experimento se calienta una muestra de 25 g de clorato de potasio (s) puro y se obtienen 9,592 g de oxígeno (g). Calcule el rendimiento de la operación. 53.- Los seres vivos obtienen energía para su normal desarrollo a partir de las transformaciones químicas que experimentan determinadas moléculas, como por ejemplo la glucosa. Una reacción típica que ocurre con la glucosa dentro de la célula es la siguiente: C6H12O6 + glucosa

HPO42-

C6H11O6PO32- + H2O glucosa 1-fosfato

Si en un determinado instante en la célula hay 87 mmoles de glucosa y 0,12 mmoles de HPO42-: a) ¿ reaccionarán completamente ambos reactivos?. b) Si alguno de los reactivos está en exceso indique cuál y que cantidad queda sin reaccionar. Exprese el resultado en mmoles. c) ¿Cuánto se obtendría de glucosa 1-fosfato?. Exprese el resultado en g y mmoles. 54.- Se ponen 23,8 g de cloruro de magnesio y 95 g de nitrato de plata en condiciones de reaccionar. A) Escriba la ecuación equilibrada e indique el nombre de los productos formados. B) Suponiendo que la eficiencia del proceso es del 100%: a) indique cuál de los reactivos está en exceso y qué cantidad del mismo, expresada en gramos, quedó sin reaccionar. b) ¿Cuántos moles de cada uno de los productos se obtienen?. 55.- El dióxido de manganeso sólido reacciona con solución acuosa de ácido clorhídrico y se obtiene solución acuosa de cloruro de manganeso (II), agua líquida y sustancia simple cloro al estado gaseoso. A) Plantee la ecuación equilibrada correspondiente. B) Si se hacen reaccionar 2 moles de dióxido de manganeso con 6 moles de ácido clorhídrico, suponiendo una eficiencia del 100%, calcule: 18


AÑO 2009

a) la masa que reaccionó de cada uno de los reactivos. Exprese el resultado en g y mg. En función de lo calculado indique si algún reactivo fue limitante de la reacción. b) la masa de H2O formada. Exprese el resultado en g y mg. c) el volumen de Cl2 obtenido en CNPT, expresado en dm 3. 56.- Dada la siguiente transformación: 2 Ca3(PO4)2 (s)+ 6 SiO2 (s)+ 10 C(s)

10 CO(g)+ 6 CaSiO3 (s)+ P4 (s)

Si se parte de 300 kg de fosfato de calcio impuro de 95% de pureza y cantidades necesarias de dióxido de silicio y de carbono, calcule la cantidad de fósforo que se obtiene. Considere el rendimiento de la reacción del 78 %. Exprese el resultado en moles y en g. 57.- Una forma de obtener cianuro de sodio (NaCN) es mediante la siguiente reacción: N2(g) + 4 C(s) + Na2CO3 (s)

2 NaCN(s) + 3 CO(g)

Experimentalmente se hacen reaccionar 30,0 g de carbonato de sodio de 99 % de pureza, con 20,0 g de carbono de 90% de pureza y sustancia simple nitrógeno en exceso, obteniéndose 23,25 g de cianuro de sodio. a) Calcule que masa, expresada en gramos, de cada uno de los reactivos se consumió. b) Indique cuál es el reactivo limitante. c) Calcule el rendimiento de dicho proceso. ---------------------------------

19


AÑO 2009

CAPÍTULO IV: ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS 1- ¿Qué es el cuanto o fotón? ¿Qué significa que la energía está cuantizada?. 2- Indique si se emite o absorbe energía y si aumenta o disminuye la estabilidad del electrón cuando en el átomo de hidrógeno ocurren las siguientes transiciones electrónicas: a- del nivel n=4 a n=2. b- de un orbital de radio 0.53 Å a uno de radio 8,4 Å. 3- A- ¿Qué entiende por orbital atómico?. B- ¿Cuántos y cuáles son los números cuánticos que se requieren para caracterizar a un orbital atómico?. Explique brevemente e indique qué valores toma cada uno de ellos y con qué característica de los orbitales están relacionados. 4- ¿En qué son semejantes y en qué son diferentes los orbitales 1s y 4s de un átomo?. 5- Explique brevemente que entiende por: * electrones apareados. * electrones desapareados. 6- Indique si son correctos o no los siguientes conjuntos de números cuánticos para caracterizar a un electrón que se encuentra en el nivel n=4 y otro electrón en el nivel n=3. Justifique cada una de las respuestas l n m s a) 4 2 0 1/2 b) 3 -2 -1 -1/2 7- Indique qué números cuánticos caracterizan al electrón resaltado con negrita y qué valores toman los mismos. ↑↓

↑↓

1s

2s

↑↓ ↑

↑

2p

8- Indique cuáles son los números cuánticos y los valores correspondientes, para describir un electrón en un orbital 2p. 9- ¿Cuántos electrones puede haber como máximo en el nivel n=2?. Justifique. 10- ¿Cuál es el símbolo utilizado para indicar los orbitales correspondientes a cada uno de los siguientes valores de l : 0, 1, 2, 3 ?. 20


AÑO 2009

11- ¿Es posible que en un determinado átomo se encuentren electrones en orbitales 2d?. Justifique la respuesta. 12- Compare desde el punto de vista energético dos electrones que se encuentran en igual nivel, pero en diferente subnivel. Dé un ejemplo y justifique con los números cuánticos. 13- Las siguientes simbologías son cuatro formas posibles de representar la distribución de los electrones en la estructura electrónica externa del átomo de C: a) ↓↑ 2s

↓↑

c) ↓↑ 2s

↓

2p ↓ 2p

b)

↓↑ 2s

d)

↓ 2s

↓ ↓

↑ 2p ↓ 2p

↓

¿Cuál de ellas es la más probable? Justifique la respuesta en función del Principio de Exclusión de Pauli y la Regla de Hund?. La ubicación de los elementos en la Tabla Periódica está relacionada con la estructura electrónica de los átomos respectivos. Uno de los objetivos de los ejercicios 14 y 15 es predecir la ubicación en la TP del elemento en función de la estructura, por lo tanto analice y responda cada uno de los siguientes apartados sin consultar la TP. Datos: Z He = 2, Z Ne = 10, Z Ar = 18, Z Kr = 36, Z Xe = 54

14-Para el átomo de un elemento en cuyo subnivel más externo, el 4p, tiene un solo electrón, indique: a- La estructura electrónica del átomo neutro, marcando en la misma la estructura electrónica interna y la externa. b- a qué grupo de elementos de la Tabla Periódica pertenece. c- deduzca el grupo y período de la Tabla Periódica a los que pertenece. Justifique las respuestas. 15- Para un átomo cuyo Z es 16: a- Escriba la estructura electrónica del átomo neutro usando las notaciones ___ y 1s 2s.... ↑↓ b- Indique si este elemento es de transición. Justifique la respuesta. c- Indique grupo y período de la Tabla Periódica a que pertenece y explique como lo deduce. d-¿Es posible que origine un ión simple? En caso afirmativo indique la estructura correspondiente y la carga (número y signo) de dicho ión.

21


AÑO 2009

16- Analice las siguientes afirmaciones y explique si son Verdaderas o Falsas, consultando la TP para obtener la información necesaria. El ión Mg 2+ : a- Es isoelectrónico con el anión O2-. b- No tiene tendencia a ganar ni a perder electrones, ya que su último nivel está con el máximo de electrones. c- Tiene una estructura electrónica interna que podemos simbolizarla como [Ar]. d- Es isoelectrónico con los átomos de un elemento del grupo 18 de la TP. e- Es muy inestable ya que tiene electrones desapareados en el último nivel.

22


AÑO 2009

CAPÍTULO V: PROPIEDADES PERIÓDICAS 1- Indique en función de qué propiedad están ordenados los elementos en la Tabla Periódica. Explique brevemente. 2- A- Analice la estructura electrónica de los átomos de elementos de un mismo grupo. ¿ En qué son diferentes y en qué son semejantes dichas estructuras?. B- ¿Existen semejanzas en las propiedades de los elementos de un mismo grupo? Justifique la respuesta y cite ejemplos. 3- ¿Cómo puede explicarse que el orbital 1s en el átomo de Ne está más cercano al núcleo que el orbital 1s en el átomo de He?. 4- Disponga los siguientes átomos en orden creciente de radio atómico. Explique. Si, Na, Al y Mg 5- A- Prediga para los siguientes átomos cuál tendrá menor radio atómico, justificando la respuesta. K y Cs B- Prediga cuál de los dos elementos tendrá mayor primera energía de ionización. Justifique en función de las estructuras electrónicas respectivas y el radio atómico. 6- Dados los iones: Na+, Mg2+ y Al3+ A- Compare los tamaños de cada uno de ellos con sus respectivos átomos neutros. B- Disponga dichos iones en orden creciente de radio iónico. Explique brevemente en función de la estructura electrónica de dichos iones y la carga nuclear. 7- A- Escriba la ecuación que describe el proceso que corresponde a la primera y a la segunda energía de ionización del Litio (Li). Datos: Primera Energía de Ionización= 520 kJ/mol Segunda Energía de Ionización= 7298 kJ/mol B- Compare las energías involucradas en dichos procesos C- Postule en función de la estructura electrónica del átomo neutro cuál será el ión más estable. 8- Se ha comprobado experimentalmente que la sustancia Na(s) es más reactiva que la sustancia Mg(s). Justifique en función de la estructura electrónica de los átomos y el radio atómico. 9- A- Escriba para el átomo de Fluor, las ecuaciones que representan a los procesos: a- primera energía de ionización b- afinidad electrónica B- Analice si uno de estos procesos es el inverso del otro. Explique brevemente. 23


AÑO 2009

C- En función de la estructura electrónica del átomo neutro de F prediga cuál de los iones indicados en el apartado A- será más estable. 10- Compare los metales y no-metales con respecto a: a) Número de electrones en el nivel más externo. b) Energía de ionización. c) Afinidad electrónica. d) Electronegatividad. 11- Para los átomos Rb y Ba prediga en función de las propiedades periódicas : a- los iones que podrían formar b- los óxidos normales que formarían c- el carácter ácido-base de dichos óxidos normales. _______________________

24


AÑO 2009

CAPITULO VI: ENLACES QUÍMICOS 1- ¿Qué es la energía de red o energía reticular de un compuesto iónico?. ¿Qué relación tiene la energía reticular con la estabilidad del enlace? 2- A) ¿Cuál de las siguientes sustancias esperaría que tenga mayor energía reticular? a) cloruro de magnesio o cloruro de bario b) cloruro de magnesio o cloruro de sodio B) Para las sustancias indicadas en b) plantee las ecuaciones que representan el proceso donde está involucrada la denominada energía reticular. 3- Explique cómo es la unión entre las partículas que forman el sólido cristalino cloruro de calcio. 4- ¿Qué mantiene unido a los átomos de hidrógeno en la molécula de la sustancia simple que forman? 5- Escriba una fórmula posible para la estructura de Lewis de las siguientes especies químicas: a) sustancia simple nitrógeno b) óxido de litio c) cloruro de hidrógeno d) ión hidróxido e) ión trioxoclorato (V) 6- Asigne a cada una de las siguientes sustancias un valor de longitud y energía de enlace entre los átomos de carbono: H  a) H – C –  H

H  C–H  H

H H   b) H – C = C – H

c)

H–C ≡ C-H

Datos: longitud de enlace 1,20 A; 1,54 A; 1,33 A Energía de enlace: 83,1 kcal/mol; 123 kcal/mol; 100 kcal/mol 7- Explique como se forman los enlaces que mantienen unidos a los átomos en la molécula de nitrógeno utilizando el concepto de traslape de orbitales atómicos. Especifique si se trata de enlaces sigma o pi. 8- Compare las sustancias bromuro de hidrógeno e ioduro de hidrógeno respecto a polaridad, longitud de enlace, energía de enlace y estabilidad. 9- ¿Cuál de las siguientes sustancias presentará mayor estabilidad? a) Cl2 b) Br2 c) I2 25


AÑO 2009

10 - Conociendo el estado de agregación de las siguientes sustancias presentes en la naturaleza y las propiedades de los elementos que las forman, prediga para cada una el tipo de partículas presentes y la naturaleza de la unión química entre ellas. a) nitrógeno gaseoso presente en el aire. b) cloruro de sodio sólido presente en depósitos sobre la corteza terrestre. c) dióxido de silicio sólido presente en la arena. 11- Entre las siguientes sustancias explique cual/es conducen la corriente eléctrica al estado líquido: a) agua

b) cloruro de sodio

c) tetracloruro de carbono

d) sulfato de calcio

12- Se ha determinado experimentalmente que los ángulos de enlace en el metano (CH 4), amoníaco y agua son 109,5º; 107,3º y 104,5º respectivamente. Explique a que se debe la diferencia en el ángulo de enlace en dichas moléculas isoelectrónicas. 13- Explique la estructura del anión silicato (tetraoxosilicato) con la teoría de hibridación de orbitales atómicos. 14- Explique como se forman los enlaces en las siguientes sustancias y como se denominan los mismos: a) NH3 (ángulo de enlace: 107º) b) H – C ≡ C – H (etino) 15- Explique si las siguientes moléculas son polares: a) N2 b) CO2 (Tenga en cuenta que experimentalmente se encontró que se trata de una molécula lineal) 16- Se ha determinado experimentalmente que la molécula de agua es polar. Explique dicha polaridad en función de la estructura molecular. 17- Explique en función de los enlaces y las interacciones intermoleculares porqué el dióxido de carbono existe al estado gaseoso en condiciones de presión y temperatura ambiente, mientras que el agua se encuentra al estado líquido. 18- ¿Cómo explica que la sustancia fluoruro de hidrógeno presente menor temperatura de ebullición que el agua si la energía del enlace puente hidrógeno es aproximadamente de 20 kJ/mol en el agua mientras que en el fluoruro de hidrógeno es de 113 kJ/mol. 19- Explique si las moléculas que forman las siguientes sustancias interaccionan con las moléculas de agua, cómo es dicha interacción y si esto provoca alguna transformación química. a) HCl(g) b) NH3(g) 26


AÑO 2009

CAPITULO VII: ESTADO GASEOSO 1) Respecto de las características y propiedades del estado gaseoso: a) Indique qué tipo de partículas están presentes en las sustancias que se pueden encontrar en la naturaleza en estado gaseoso. b) Diferencie un gas de un vapor en cuanto a las interacciones entre las partículas que los constituyen, relacione esto con la posibilidad de licuar una sustancia, dé un ejemplo de cada caso. c) Explique y esquematice la propiedad de compresibilidad que manifiestan los gases. 2) Indique cuáles de las siguientes cantidades de gas N 2 llenarán un recipiente de 10 dm 3 a 20 ºC y justifique: a) 20 g b) 1 mol de moléculas c) 0,1 g d) 6,02 1023 moléculas 3) Se realizó un trabajo experimental con un gas encerrado en un recipiente con émbolo, que consistió en aplicar diferentes pesas, de manera que se fueron modificando las presiones del gas, se mantuvo la temperatura constante y se midió el volumen que ocupó el gas en cada caso. En la siguiente tabla se resume la información obtenida: Experiencia Nº 1 2 3 4

Presión (atm) 2 4 8 10

Volumen (cm3) 20 10 5 4

A) Confeccione un gráfico, en el eje de las ordenadas represente el volumen y en el de las abscisas la presión. B) Responda: a) ¿Cuál es la variable independiente y cuál la variable dependiente? b) ¿Qué ocurre con el volumen al aumentar la presión? c) ¿Qué relación encuentra entre el volumen y la presión? d) Calcule el producto entre el volumen y la presión (P.V) en cada experiencia. e) ¿Cómo es el producto P.V entre las distintas experiencias? f) Enuncie la Ley de Boyle y Mariotte. Exprésela matemáticamente. 4) En un trabajo experimental se obtuvieron los siguientes resultados, cuando se trabajó cuidando que la presión no se modificara: Experiencia Nº 1 2 3 4

Temperatura, t (ºC) Temperatura, T (K) -173 -73 27 127 27

Volumen (cm3) 4 8 12 16


AÑO 2009

A) Complete en la Tabla los datos que faltan. B) Basándose en la Tabla anterior confeccione los siguientes gráficos: a) Volumen en función de la temperatura en ºC. b) Volumen en función de la temperatura en escala absoluta. C) Responda: a) ¿Para qué valor de temperatura, en ambas escalas, el volumen se hace cero? b) ¿Cuál es la ventaja de trabajar con temperaturas en escala absoluta? c) ¿Cómo varía el volumen al aumentar la temperatura? ¿Qué relación existe entre estas variables? d) Calcule el cociente entre el volumen y la temperatura en escala absoluta (V/T) en cada experiencia. Cómo son dichos cocientes? e) Enuncia la Ley de Charles y Gay Lussac. Exprésela matemáticamente. 5) Cuando n moles de un gas confinado en un recipiente cerrado de volumen fijo absorbe energía térmica: a) ¿qué variables de estado se modifican y porqué?. b) si la relación entre ambas variables es directamente proporcional, indique la expresión matemática correspondiente. 6) El volumen de una sustancia al estado gaseoso es función de la temperatura a la que se encuentra, de la presión que ejerce y de la cantidad de sustancia presente, matemáticamente se representa: V = V (T,P,n) Indique la ecuación matemática correspondiente a dicha función para los gases ideales, el significado de cada parámetro y las condiciones en las que puede ser utilizada para gases reales sin cometer errores en los cálculos. 7) Los gases reales presentan comportamiento ideal cuando se encuentran en determinadas condiciones de Presión y Temperatura: a) Dé un ejemplo utilizando los datos de la Tabla correspondiente. b) Indique de qué variable, presión o temperatura, dependerá que los gases que se encuentran en el aire presenten comportamiento ideal en condiciones ambientales compatibles con la vida. 8) Las moléculas de ozono presentes en la estratosfera absorben buena parte de la radiación solar dañina. La temperatura y presión típicas del ozono en esta capa son 250 K y 1 10 -3 atm y en esas condiciones presenta comportamiento ideal. ¿Cuántos moles de ozono están presentes en 1 L de aire a esa temperatura y presión? (Suponer que a esa altura el aire está formado solamente por ozono). 9) Si se dispone de 3,08 dm 3 de metano (CH4) en estado gaseoso a 25 ºC y 1,013 10 5Pa de presión, calcule qué masa de dicha sustancia se tiene. 10) El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0,05 g de esta sustancia se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6 L a 25 ºC. Calcule la presión dentro 28


AÑO 2009

del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en dióxido de carbono gaseoso, para ello utilice la ecuación general de los gases ideales. Considera que el resultado obtenido es exacto o aproximado? Explique. 11) Analice la composición del aire que se indica en el Cuadernillo de Tablas. A) ¿Qué sustancia contribuye en mayor medida al valor de la presión atmosférica? ¿Porqué? B) Calcule las presiones parciales de oxígeno y de nitrógeno cuando la presión atmosférica corresponde al valor normal y considerando que el aire tiene una composición porcentual en moles de 20,8% de oxígeno y 79,2% de nitrógeno. Exprese el resultado en hPa. 12) Se recogió una muestra de nitrógeno gaseoso en una campana para gases a 27ºC y presión atmosférica de 989 hPa. Si el volumen de gas medido sobre la superficie del agua fue de 124 cm3, calcule la masa de gas obtenida. 13) La descomposición parcial del peróxido de hidrógeno líquido produce agua líquida y oxígeno gaseoso. Al medir el volumen de gas que se obtuvo a partir de esta reacción a 30 ºC y 1,008 105 Pa se encontró que era de 150 cm 3. Calcule la masa de peróxido de hidrógeno que se descompuso considerando el rendimiento del proceso del 100%. 14) Obtenemos energía por la degradación de los alimentos. Una ecuación simplificada que representa este proceso es la combustión de la glucosa (C 6H12O6) en las células de nuestro organismo: C6H12O6 (ac) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (g) + Energía La energía liberada por mol de glucosa es de 628 kcal Si una persona que realiza una actividad normal necesita consumir 60 kcal en una hora, calcule: a) ¿Qué volumen de aire necesita consumir una persona en una zona cálida de 35ºC de temperatura y 1 atm de presión durante una hora de actividad normal? b) ¿Cuál será el volumen de aire que requiere una persona en una zona fría donde la temperatura es de 5 ºC, considerando el mismo consumo energético? c) ¿En qué proporción se incrementa el consumo de aire, si la misma persona se encuentra en la zona cálida y realiza una actividad física para la cual necesita una energía de 360 kcal por hora? 15) Utilizando el concepto de efusión de los gases: a) explique porqué los globos de látex utilizados en juguetería se desinflan. b) responda ¿qué globo de látex se desinflará en menor tiempo, uno que contiene He(g) o uno inflado con aire? Justifique. 16) Compare las siguientes sustancias gaseosas, a igual temperatura y presión, respecto de sus velocidades de difusión y ordénelas de acuerdo a velocidad de difusión creciente: CO (g), O3 (g), H2 (g), SO2 (g) 29


AÑO 2009

Respuestas a ejercicios numéricos:

8)

n O3 = 4,88 10-5 moles

9)

m CH4(g) = 2 g

10)

P CO2 (g) = 613,46 Pa

11)

B) PO2(g)= 210,7 hPa

12)

m N2 (g) = 0,133 g

13)

m H2O2 (l) = 0,408 g

14)

a) V aire = 69,2 L b) V aire = 62,4 L c) En 6 veces

PN2 (g) = 802,3 hPa

30


AÑO 2009

CAPITULO VIII: Estado líquido y estado sólido 1- Compare la sustancia agua en los tres estados de agregación, en función de: a- atracciones intermoleculares. b- grado de orden de las partículas. c- densidad. 2- Indique en orden creciente cómo son las atracciones intermoleculares para la siguiente sustancia en los tres estados de agregación. Especifique que tipo de interacción intermolecular presenta. Br2 (s), Br2 (l) y Br2 (g) 3- Dadas las siguientes sustancias, en las condiciones de presión y temperatura correspondientes al estado líquido: N2 (l) y H2O (l) Compare ambas sustancias con relación a: a- el tipo de fuerza de atracción intermolecular. b- temperatura de ebullición, calor latente de evaporación y volatilidad. Explique brevemente. 4- ¿Cómo explica que en determinadas condiciones de temperatura y presión exista la sustancia helio al estado líquido?. 5- Explique qué es presión de vapor de un líquido y cómo varía con la temperatura. 6- a- Explique la diferencia entre evaporación y ebullición. b- ¿Qué es temperatura de ebullición de un líquido? ¿A que se denomina punto de ebullición de un líquido? 7- A presión de 1 atmósfera la temperatura de ebullición del agua es 100 ºC y la del alcohol etílico (CH3-CH2OH) es de 78ºC. Compare dichas sustancias y estime cómo serán respecto a : a- estado de agregación a 25ºC y 1 atm. b- tipo de fuerzas intermoleculares y en cual de ellas son más intensas. b- presión de vapor del líquido, ambas sustancias a 30ºC c- calor latente de evaporación d- volatilidad 8- Utilizando los datos que se dan a continuación: Pv Benceno (Pa) Pv Alcohol metílico (Pa)

0ºC

25ºC

50ºC

75ºC

100ºC

3,61 103

1,25 104

3,6 104

8,58 104

1,81 105

3

4

1,5 105

-----------

3,96 10

1,62 10 31

5,38 10

4


AÑO 2009

a- confeccione un gráfico de presión de vapor del líquido (Pv) en función de la temperatura para alcohol metílico y benceno. A partir del gráfico estime el punto de ebullición de cada una de dichas sustancias. b- estime cuál de las dos sustancias es más volátil, comparadas a igual temperatura. Justifique la respuesta. 9- En un diagrama de fases de una sustancia pura ¿la curva de Presión de vapor del líquido tiene puntos extremos? Explique brevemente. 10- El siguiente diagrama de fases corresponde al agua pura.

A-Indique que representan: a- la línea curva AC. b- la línea curva AD. c- la línea recta AB. B-¿Cómo se denomina el punto A y qué fases están en equilibrio a la temperatura y presión correspondientes a dicho punto? C- Indique que fase/s está/n presente/s a la temperatura y presión correspondientes a: * el punto I y el punto J * el punto E E- ¿Qué cambios se producirán si la presión permanece constante en 0.46 atm y la temperatura aumenta de -10 a 374°C? F- Indique en el diagrama cuál es el punto crítico y cuáles son los valores de presión y temperatura crítica. 11- A- El punto triple para el CO 2 se encuentra a 5,26 10 5 Pa y 57°C. ¿Es posible que el CO 2 exista en estado líquido a presión atmosférica normal? Explique. B- ¿Qué tipo de fuerzas intermoleculares presentará el CO 2 al estado sólido? 32


AÑO 2009

C- Teniendo en cuenta los datos indicados en el apartado A- y en el ejercicio 12 explique las diferencias en las propiedades físicas entre el CO 2 y el H2O. 12- ¿Cuáles son las principales diferencias entre los sólidos amorfos y los sólidos cristalinos? 13- ¿Qué es una celda unitaria? ¿Qué entiende por red cristalina? 14- Los cristales de todas las sustancias conocidas se agrupan en siete sistemas cristalinos, ¿qué parámetros definen cada uno de dichos sistemas? 15- En el sistema cúbico: * ¿qué relación existe entre la longitud de los ejes? * ¿cómo son los ángulos entre las caras? 16- Compare las siguientes propiedades en los diferentes tipos de sólidos, en función del tipo de partículas: Conductividad eléctrica y térmica. Enlace químico. Dureza. Punto de fusión. Solubilidad en solventes polares y no polares. Dar ejemplos de cada tipo de sólidos. 17- Tanto el grafito como el diamante están formados por átomos de carbono. Ambos tienen puntos de fusión muy altos. ¿Cómo explica que el diamante es duro, mientras el grafito es un sólido blando, untuoso al tacto?. 18- Los elementos C y Si forman óxidos cuyas fórmulas empíricas son muy similares: CO 2 y SiO2. El CO2 sublima a 194,5 K (-78,5 ºC) y el SiO 2 funde aproximadamente a 1973 K (1700 ºC) e hierve a 2473 K (2200 ºC). En vista de esa gran diferencia, indicar que clase de sólidos forman el CO 2 y SiO2.

33


AÑO 2009

CAPÍTULO IX: SOLUCIONES 1- Defina los siguientes términos: a)solución b)soluto c)solvente d)concentración de una solución 2- Indique si la concentración de una solución es una propiedad extensiva o intensiva. Justifique. 3-Dadas siguientes soluciones y la concentración correspondiente, indique para cada una que información obtiene sobre la composición: a) solución acuosa de hidróxido de sodio 6 mol/dm 3 (molaridad) b) solución acuosa de glucosa 0,2 mol/kg (molalidad) c) solución acuosa de ácido acético 96 % m/m d) solución acuosa de cloruro de calcio 20 % m/v e) solución acuosa de alcohol etílico 25 % v/v f) mezcla gaseosa de nitrógeno y oxígeno, fracción molar de nitrógeno = 0,8 y fracción molar de oxígeno = 0,2. g) solución acuosa de cromato de barrio 2 ppm (mg/dm 3) 4- Indique que formas de expresar la concentración de una solución (entre las mencionadas en este curso) producen resultados que sean independientes de la temperatura y cuáles dependientes de la temperatura. Justifique. 5- Para cada una de las siguientes soluciones indique qué cantidad de soluto y solvente contienen, exprese dichas cantidades en gramos: a) 250 g de solución acuosa de cloruro de sodio cuya concentración es 2,6% m/m. b) 1 kg de solución acuosa de yoduro de calcio cuya concentración es 15 % m/m. c) 1 Kg de solución acuosa de sulfuro de potasio cuya concentración es 2 10 -2 mol/kg. d) 1 dm3 de solución acuosa de ácido nítrico cuya concentración es 1,79 mol/dm 3 y la densidad de dicha solución es 1,058 g/cm 3. 6- a)¿Qué entiende por solubilidad? b) ¿De qué factores depende y cómo es dicha dependencia?. 7- Calcule la solubilidad en agua del dióxido de carbono gaseoso y la del oxígeno gaseoso considerando que ambas soluciones están a 20°C y la presión parcial del gas en cada una de ellas es 3,039 10 3 Pa. Compare las solubilidades calculadas. 8-Explique qué significa que una solución sea: a) diluida b) concentrada c) saturada 34


AÑO 2009

d) sobresaturada 9- Analice e indique cuál de las siguientes soluciones acuosas es la más concentrada. Justifique. a) 0,020 g de cloruro de potasio disueltos en 250 ml de solución. b) 0,020 moles de cloruro de potasio disueltos en 250 ml de solución. c) 25 mg de cloruro de potasio disueltos en 100 ml de solución. 10- Analice e indique cuál de las siguientes soluciones acuosas es la más concentrada. Justifique. a) 1,5 moles de cloruro de sodio disueltos en 500 ml de solución. b) 1 mol de cloruro de calcio disuelto en 500 ml de solución. 11- Calcule la concentración de una solución acuosa saturada de BaCl 2.2H2O a 293ºK. Exprese el resultado en mol/kg. Indique si dicha solución es concentrada o diluída. 12- ¿Una solución saturada resulta ser siempre una solución concentrada? Explique. 13- Las sustancias dihidrógeno tetraoxofosfato(V) de amonio e hidrógeno tetraoxofosfato(V) de amonio son utilizadas comunmente como fertilizantes : En caso de disponer de soluciones acuosas saturadas de ambos fertilizantes a igual temperatura indique: a) cuál es la más concentrada. b) si dichas soluciones son concentradas o diluidas. 14- Si se tienen iguales volúmenes de dos soluciones acuosas (A y B) y la densidad de la solución A es mayor que la densidad de la solución B ¿Cuál de las dos soluciones es más concentrada?. Justifique. 15- Si se aplica hidrógeno tetraoxofosfato(V) de amonio como fertilizante sólido al suelo y en un determinado instante en la fase líquida del suelo se forma una solución acuosa saturada, calcule: a) La concentración de la solución saturada a 30°C, expresada en mol/kg y % m/m. b) La concentración de iones amonio en dicha solución, expresada en mol/kg. c) La concentración de iones hidrógeno tetraoxofosfato(V) en dicha solución, expresada en mol/kg. d) La concentración de fósforo, expresada en mol/ kg. 16- a) ¿Cuántos gramos de cloruro de sodio sólido se necesitan para preparar 2 dm 3 de solución acuosa 0,2 mol/dm 3? b) Indique para la solución del apartado anterior cuál es la concentración respecto de cada uno de sus iones, expresada en mol/dm 3?.

35


AÑO 2009

17- Se prepara una solución al disolver 15 g de cloruro de calcio en suficiente agua para formar 0,60 dm3 de solución. ¿Cuál es la concentración de la solución y de la cada uno de los iones, expresadas en mol/dm 3?. 18- Calcule cuántos gramos de nitrato de sodio deberán pesarse para preparar 250 cm 3 de solución acuosa, tal que su concentración resulte de: a) 20 ppm de iones nitrato. b) 35 ppm de nitrógeno. 19- Una disolución acuosa de ácido sulfúrico de concentración 93,2 % m/m tiene una densidad de 1840 g/dm3. Calcule la concentración de dicha solución expresada en mol/dm 3 y en mol/kg (molaridad y molalidad respectivamente). 20- Una solución acuosa contiene 15 g de azúcar C 12H22O11 en 0,120 dm3 de solución. La densidad de esta solución es 1047 g/dm 3. Calcule la concentración expresada en: a) mol/dm3 (molaridad) b) mol/kg (molalidad) c) % m/m. d) ppm 21- ¿Qué volumen de una solución de ácido sulfúrico 93,2% m/m y densidad de 1840 g/dm 3 se necesitaría para preparar 0,5 dm 3 de una solución que contenga 1,5 moles de ácido sulfúrico en 1 dm3 de solución?. Exprese el resultado en cm 3. 22- ¿Qué volumen de ácido clorhídrico concentrado (37 % m/m y d= 1186 g/dm 3) se debe utilizar para preparar 500 ml de solución acuosa de dicho ácido cuya concentración es 3 mol/dm3?. Exprese el resultado en ml.

36


AÑO 2009

Respuestas a ejercicios numéricos:

5- a)6,5 g de NaCl y 243,5 g de H 2O b) 150 g de CaI2y 850 g de H2O c) 2,19 g de K2S y 997,80 g de H 2O d) 112,77 g de HNO3 y 945,23 g de H2O 7- 3,9.10-5 moles de O2(g) en 1 dm3 de agua 6,9.10-4 moles de CO2(g) en 1 dm3 de agua 9- la b) 10- la b) 11- 1,46 mol/kg. 15- a) 5,67 mol/kg, 42,86 %(m/m) b) 11,34 mol/kg c) 5,67 mol/kg d) 5,67 mol/kg 16- a) 23,4 g b) 0,2 mol dm-3 de Na+ y 0,2 mol/dm3 de Cl-. 17- a) 0,225 mol/dm3 b) 0,225 mol/dm3 de Ca2+ y 0,45 mol/dm3 de Cl18- a) 6,85 10-3 g de NaNO3 b) 5,31 10-2 g de NaNO3 19- 17,51 mol/dm3 y 139,85 mol/kg 20- a) 0,365 mol/dm3 b) 0,396 mol/kg c) 11,94 % d) 1,25 105 ppm 21- 42,8 cm3 22- 125 ml

37


AÑO 2009

CAPÍTULO IX: PROPIEDADES COLIGATIVAS 1- Enuncie la Ley de Raoult para soluciones formadas por soluto fijo y solvente volátil, y dé su expresión matemática. ¿Se cumple la Ley de Raoult en cualquier solución? Explique. 2- ¿Qué son las propiedades coligativas y de qué dependen? 3- Defina ascenso ebulloscópico y descenso crioscópico. 4- En un mismo gráfico represente el diagrama de fases para agua pura y para solución acuosa de urea. Indique los puntos de congelación y de ebullición del solvente puro y del solvente en solución, el descenso crioscópico y el ascenso ebulloscópico. 5- a) Explique el proceso de ósmosis. ¿Qué es una membrana semipermeable? b) ¿Qué entiende por presión osmótica? 6- Si se prepara una solución disolviendo 396 g de sacarosa (C 12H22O11) en 624 g de agua a 30º C: a) ¿Cuál es el descenso de la presión de vapor del solvente en la solución? b) ¿Cuál es la presión de vapor del solvente en la solución? 7- ¿Cuántos gramos de urea (H 2NCONH2) deben agregarse a 450 g de agua para dar una solución donde la presión de vapor del solvente sea inferior en 3,37 10 2 Pa a la del agua pura a 30°C? 8- La lisozima es una enzima que rompe las paredes de las células bacterianas. Una muestra de lisozima extraída de la clara del huevo de gallina tiene una masa molecular relativa de 13.390. Se disuelven 0,10 g de ésta enzima en 150 g de agua a 25 °C. Calcule: a) el descenso de la presión de vapor del solvente b) el descenso crioscópico. c) el ascenso ebulloscópico. d) la presión osmótica de la solución. 9- Dadas las siguientes soluciones: a) solución acuosa de glucosa (C 6H12O6) 0,01 mol/kg a 20 ºC. b) solución acuosa de sacarosa (C 12H22O11) 0,01 mol/kg a 30 ºC. c) solución acuosa de glucosa (C 6H12O6) 0,1 mol/kg a 30 ºC. Tanto la glucosa como la sacarosa son no electrolitos. A) Compare la solución indicada en a) con la solución indicada en b) y prediga, sin hacer cálculos, cuál tendrá mayor presión osmótica. Explique brevemente. B) Realice el mismo análisis que en el apartado anterior pero comparando la solución indicada en b) con la solución indicada en c). 38


AÑO 2009

10- Defina el factor i de van´t Hoff. ¿Qué información proporciona este factor? 11- Se tienen las siguientes soluciones de igual concentración expresadas en mol/kg y a igual temperatura: • solución acuosa de cloruro de calcio. • Solución acuosa de fructosa (C 6H12O6). • Solución acuosa de nitrato de potasio. Ordene estas soluciones en sentido creciente de las siguientes propiedades, explicando en cada caso: a) presión de vapor del solvente b) punto de ebullición c) punto de congelación d) presión osmótica. 12- La presión osmótica de las soluciones acuosas de igual composición (0,01 mol/dm 3) de cloruro de calcio y de urea, a 25°C, son 6,129 104 Pa y 2,482 10 4 Pa, respectivamente. Calcule el factor i de van´t Hoff para la solución de CaCl 2. 13-Experimentalmente se determinó, a presión de 1 atm, para una solución acuosa de un soluto A de concentración 0,175 mol/kg, que la temperatura de ebullición es 100,09 ºC y para una solución acuosa de un soluto B de concentración 0,175 mol/kg que la temperatura de ebullición es 100,26 ºC. A) Explique porque ambas soluciones no tienen la misma temperatura de ebullición. B) Explique si los solutos de las soluciones indicadas son electrolitos o no electrolitos. Nota: A y B no representan las fórmulas mínimas de los solutos. 14- Considerando que una solución acuosa de nitrato de calcio 0,03 mol/kg es lo suficientemente diluida como para usar el valor máximo de i, estime la temperatura de ebullición de dicha solución a presión de 1,013 10 5 Pa. Respuestas de los ejercicios numéricos:

6- a) ∆ Pv = 137,38 Pa b) Pv = 4,102 10 3Pa 7- 128,4g 8- ∆ Pv = 2,83 10-3 Pa -5 ∆ Te = 2,59 10 gdo. 12- i = 2,47

∆ Tc = 9,26 10

-5

gdo. ¶ = 1,23 10 Pa 2

14- Te = 100,047 °C

39


AÑO 2009

CAPITULO X: TERMODINÁMICA - TERMOQUÍMICA 1) Se tienen las sustancias Cu(s) y Al(s) a igual temperatura: a) Si a la misma masa de cada una de estas sustancias se les suministra energía calórica tal que ambas alcancen la misma temperatura final ¿cuál de ellas absorberá mayor cantidad de energía?. b) Si a la misma masa de cada una de dichas sustancias se les suministra la misma cantidad de energía calórica ¿Cuál de ellas presentará mayor variación de temperatura?. 2) Calcule la cantidad de calor, expresada en kilojoule y kilocalorías, que se requiere para convertir 40 g de agua sólida a -12ºC en vapor de agua a 115ºC. Suponga que no hay pérdidas por evaporación. 3) A) Calcule el trabajo, por cambio de volumen, asociado a: a) la fusión de 1 mol de hielo a 0ºC y presión de 1 atm. b) la ebullición de 1 mol de agua líquida a 100ºC y presión de 1 atm. B) Compare los resultados obtenidos en a) y b) y si hubiera diferencia explique. Datos: d H2O(s) a 0ºC y 1 atm = 916,8 kg/m3 d H2O(l) a 0ºC y 1 atm = 999,8 kg/m3 d H2O(l) a 100ºC y 1 atm = 958,4 kg/m3 d H2O(v) a 100ºC y 1 atm = 0,578 kg/m3 4) Al quemarse combustible en un cilindro del motor de un automóvil se liberan 120 kJ de calor. Calcule la variación de energía interna del sistema si el trabajo realizado por los gases producidos en la combustión es de 50 kJ. Indique si la energía interna aumenta o disminuye. 5) Una masa de 50 g de agua líquida, a 100ºC, es transformada en vapor a 1,013 105 Pa. Calcule: a) la energía transferida, en forma de calor, del entorno al sistema. b) el trabajo realizado por el sistema. c) la variación de energía interna. 6) Dado un sistema cerrado gaseoso, a determinada temperatura y presión, en un recipiente: A) con émbolo móvil B) con tapa fija (sin émbolo móvil) ¿Mediante que cambios es posible que aumente la energía interna del sistema en la situación A)? ¿y en la situación B)?. 7) Se introducen dos gases en un recipiente con émbolo móvil, a presión constante. Al producirse la reacción entre ambos se liberan 185 kJ en forma de energía calórica y al mismo tiempo se realiza un trabajo del entorno sobre el sistema de 100 kJ. 40


AÑO 2009

a) Indique si la reacción que se produjo es endotérmica o exotérmica, explique como lo deduce. b) Explique si hubo variación de volumen del sistema. c) Calcule la variación de energía interna y la variación de la entalpía del sistema. 8) a) Indique como es la energía del agua en estado líquido respecto a la energía del agua en estado vapor, a igual temperatura. b) Calcule la variación de energía interna que se produce al transformarse 100 g de agua a 25ºC en vapor a 100ºC a presión constante de 1 atm. c) En función del resultado obtenido en el apartado anterior explique si la energía interna del sistema aumentó, disminuyó o permaneció constante. ¿El resultado obtenido es coherente con lo indicado en el apartado a)?. 9) Calcule la variación de energía interna para el proceso de combustión de 1 mol de etano (C2H6(g)) a 25ºC y 1 atm cuando se obtiene agua líquida, si en estas condiciones la variación de entalpía es -1559,7kJ. 10) Calcule la variación de entalpía y de energía interna en condiciones estándares para la combustión de amoníaco según la siguiente ecuación: 4 NH3 (g) + 5 O2(g) 4 NO(g) + 6 H2O (l) 11) Explique a que se debe que el calor latente de vaporización del agua ( ∆Hºvap. H2O = 44 kJ/mol) sea mayor que el del metano ( ∆Hº vap. CH4 = 8,2 kJ/mol). 12) Indique la ecuación termoquímica que representa a los siguientes procesos en condiciones estándares: a) síntesis de un mol de dióxido de carbono gaseoso. b) descomposición completa del trioxocarbonato de calcio sólido. c) neutralización completa entre soluciones acuosas de hidróxido de sodio y ácido clorhídrico. 13) Al ingerir 45 g de glucosa disueltos en agua, ¿Cuánta energía aporta esa glucosa al organismo en condiciones estándares? Suponga que se produce agua en estado líquido y que el rendimiento del proceso de combustión de la glucosa es de 100%. 14) a) Calcule la variación de entalpía, en condiciones estándares, para la reacción de combustión completa del ácido acético (CH 3COOH(s)) con obtención de agua en estado líquido. b) Calcule el poder calorífico superior del ácido acético.

41


AÑO 2009

15) Uno de los componentes principales de la nafta es el octano (C 8 H18(l)). Suponiendo que la nafta sea octano puro: a) Escriba la ecuación que representa el proceso de combustión de la nafta cuando se forma agua en estado gaseoso. b) Calcule la energía calórica liberada en la combustión, a presión constante, de 5 litros de nafta sabiendo que su densidad es de 800 Kg/m 3. c) ¿Qué volumen de dióxido de carbono gaseoso medido a 30ºC y presión atmosférica de 1,013 105 Pa se generará en tal combustión? Considere comportamiento ideal del gas. 16) A partir de los datos de energías de enlace suministrados en la siguiente tabla: Enlace

Energía (kJ/mol) 436 415 347

H–H C–H C–C

Calcule: a) El calor de formación del metano en condiciones estándares. Datos: ∆H0sublimación [C(s) C(g)] =716,7 kJ/mol b) La variación de entalpía para la hidrogenación del etileno para formar etano, según la reacción: CH2 = CH2 (g)+ H2 (g)

CH3 –CH3 (g)

17) Calcule el calor latente de vaporización del agua en condiciones estándares a partir de los siguientes datos: a) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(g) ∆Hº = – 241,8 kJ b) H2(g) + ½ O2(g) → H2O(l) ∆Hº = – 285,8 kJ 18) Las entalpías de combustión de la glucosa (C 6H12O6(s)) y del etanol (C2H5OH(l)) son – 2815 kJ/mol y –1372 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos determine la energía intercambiada en la fermentación de un mol de glucosa, reacción que puede representarse según la siguiente ecuación: C6H12O6 (s) → 2 C2H5OH (l) +2 CO2 (g)

42


AÑO 2009

Respuestas a los ejercicios numéricos:

2) Q= 122,8 kJ; 29,3 kcal 3) a) W = 0,167 J b) W = 3130 J 4) ∆U = -170 kJ 5) a) Q = 113,05 kJ b) W = 8,76kJ c) ∆U = 104,29 kJ 7) ∆U = -85 kJ ∆H = -185 kJ 8) b) ∆U = 239,94 kJ 9) ∆U = -1551,5 kJ 10) ∆Hº = -1168,6 kJ ∆Uº = -1156,2 kJ 13) aporta 700,32 kJ de energía 14) a) ∆Hº = -480,9 kJ ; poder calorífico superior = 8,015 kJ/g 15) b) ∆Hº = -1,22 105 kJ c) VCO2(g) = 3,49 m3 16) a) ∆Hº CH4(g) = -71,3 kJ/mol b) ∆Hº = -47 kJ 17) ∆Hº vap. = 44 kJ 18) ∆Hº = -71 kJ

43


AÑO 2009

CAPITULO XI: EQUILIBRIO QUÍMICO 1- Dados los siguientes sistemas en equilibrio, a 25 °C y presión de 1 atm, indique de qué tipo son los mismos en función del número de fases y del tipo de partículas cuya concentración puede variar. a) 2NO2(g) N2O4(g) b) AgCl(s) + H2O Ag+(ac) + Cl-(ac) c) NH3(ac)+ H2O(l) NH4+(ac) + OH-(ac) d) I2(s) + H20 I2(ac) 2- Para cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio (a 25ºC y 1 atm) escriba la expresión de la constante de equilibrio K c y/o KP en los casos que corresponda: a) 2CO2(g) 2CO(g) + O2(g) b) C(s) + CO2(g) 2CO(g) 3- Considere los siguientes sistemas en estado de equilibrio a 25ºC. Indique cuál de ellos está más desplazado hacia la derecha y explique. a) N2(g) + O2(g) b) N2O4(g)

Kc(25°C)=6,5 10-16

2 NO(g)

Kc(25°C)=4,63 10-3

2 NO2(g)

c) N2(g) + 2O2(g)

2 NO2(g) Kc(25°C)=8,32 10-10

4- Dados los siguientes sistemas en equilibrio, a una determinada temperatura: a) 2SO2(g) + O2(g) b) C(g) + CO2(g)

2SO3(g) 2CO(g)

∆Hº < 0 para la reacción directa

∆Hº > 0 para la reacción directa

Explique cómo podría aumentarse la producción de SO 3(g), en el primer caso y de CO(g), en el otro ejemplo, modificando la temperatura del sistema. Especifique en cada caso si variará el valor de K c. 5- Para el siguiente sistema en equilibrio, a determinada temperatura: CaCO3(s)

CaO(s) + CO2(g)

Explique cómo podría aumentarse la descomposición del carbonato de calcio, a temperatura constante, modificando la concentración de una de las sustancias intervinientes, cuya concentración puede variar. Especifique si K c variará. 44


AÑO 2009

6- En el siguiente sistema en equilibrio, a determinada temperatura, ¿es posible aumentar la producción de NH3 modificando la concentración de los reactivos, a temperatura y presión constantes?. Explique. N2(g) + 3H2(g)

2NH3(g)

En caso afirmativo especifique si K c varía. 7- Se tienen los siguientes sistemas en equilibrio, cada uno en un recipiente con pistón móvil, a una determinada temperatura. a) 2NOBr(g) b) C(g) + CO2(g)

2NO(g) + Br2(g) 2CO(g)

a) Explique si en dichos sistemas se modificará la condición de equilibrio si a temperatura constante: • aumenta el volumen del recipiente • disminuye el volumen del recipiente b) Especifique si se producirán cambios en el valor de las constantes K c respectivas. 8- En un recipiente cerrado, a una determinada temperatura, hay N 2(g), H2(g) y NH3(g) siendo las concentraciones en el equilibrio: [N 2]= 2,7 mol/dm3 ; [H2]= 0,25 mol/dm3; y [NH3]= 0,05 mol/dm3. El sistema en equilibrio es: 3 H2(g) + N2(g)

2 NH3(g)

Calcule el valor de K c, en esas condiciones. 9- En un recipiente cerrado de 1,5 dm 3 se encuentran en equilibrio 0,5 moles de Cl 2(g), 0,015 moles de H2O(g), 0,18 moles de HCl(g) y 0,1 mol de O 2(g),a una temperatura de 350 K . Calcule el valor de K c para el siguiente sistema, a la temperatura indicada: 2 Cl2(g) + 2 H2O(g)

4 HCl(g) + O2(g)

10- Para obtener el siguiente sistema en equilibrio: A(g) + B(g)

2 C(g) + 2 D(g)

en un recipiente cerrado de 0,5 dm 3 se introducen 3 moles de A(g), 2 moles de B(g) y 2 moles de C(g), a una determinada temperatura. a) ¿En qué sentido evolucionará el sistema hasta alcanzar el estado de equilibrio? 45


AÑO 2009

b) Si en el estado de equilibrio la concentración de D(g) 0,3 mol/dm 3, calcule: • Las concentraciones de A(g), B(g) y C(g) en el equilibrio, expresadas en mol/dm 3. • El valor de Kc. 11- Para el siguiente sistema en equilibrio el valor de Kc es 7, a 127 °C: Br2(g) + Cl2(g)

2 BrCl(g)

Si inicialmente se introducen 0,06 moles de Br 2(g) y 0,06 moles de Cl2(g) en un recipiente cerrado de 1 dm3, a 127°C, ¿cuál es la concentración de cada una de las especies químicas presentes en el sistema cuando se establece el equilibrio?. 12- Dado el siguiente sistema: PCl5(g)

PCl3(g) + Cl2(g)

Kc (25ºC) = 5,5

En un determinado momento, a 25°C, las concentraciones son: [PCl 5 ] = 0,05 mol/dm3, [PCl3] = 0,035 mol/dm3 y [Cl2]= 0,035 mol/dm3. a) Explique si el sistema está en estado de equilibrio, o en qué sentido está evolucionando para alcanzar dicho estado. b) Calcule la concentración de las especies químicas en el equilibrio. 13- Para el siguiente sistema: 2NO2(g)

2NO(g) + O2(g)

Kp (727ºC)= 158

En un determinado momento, a 727ºC, las presiones parciales de NO 2 (g), de NO(g) y de O2(g) son 4,0520 10 4 Pa, 2,7351 104 Pa y 3,468 102 Pa, respectivamente. Explique si el sistema está en estado de equilibrio, o en qué sentido está evolucionando para alcanzar dicho estado. Respuestas a ejercicios numéricos:

8.- Kc = 5,95 10-2

9.- Kc = 1,245

10.- b) Concentración de A(g): 5,85 mol/dm3 ; Concentración de B(g): 3,85 mol/dm3 Concentración de c(g): 4,3 mol/dm 3 Kc = 0,073 11.- Concentración de Br 2(g): 0,025 mol/dm3 Concentración de Cl 2(g): 0,025 mol/dm3 Concentración de BrCl(g): 0,07 mol/dm 3 12- b) [PCl5]eq = 0,00127 mol/dm3; [Cl2]eq = [PCl3]eq = 0,08373 mol/dm 3 46


AÑO 2009

CAPÍTULO XII: EQUILIBRIO IÓNICO CAPÍTULO XVII: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN 1- En las siguientes reacciones identifique los pares conjugados ácido-base: a) H2O + H2O

H3O+ + OH-

b) HCN (ac) + H2O

H3O+ + CN- (ac)

c) NO2- (ac) + H2O

HNO2 (ac) + OH-

d) NH3 (g) + H2O

OH- + NH4+ (ac)

e) HNO3(ac) + H2O f) [Co(H2O)6]2+(ac) + H2O

NO3-(ac) + H3O+ [Co(H2O)5(OH)]+(ac) + H3o+

2- El ión HPO42- en solución acuosa es anfotérico y se comporta como electrolito débil. Escriba las ecuaciones químicas que representan los procesos donde demuestra el carácter anfotérico. 3- Dadas las siguientes soluciones acuosas diluidas de igual concentración en mol/dm 3: a) HNO3 (ac) α= 1 b) HNO2 (ac) α=0,067 A) ¿Cuántos moles de oxonios habrá, en cada solución, por cada mol de ácido? B) Explique en cada caso que tipo de electrolito es el soluto. 4- Se preparó una solución acuosa conteniendo 0,01 mol de amoníaco en 1 dm 3 de solución, a 25ºC. Si la concentración de amonio en el estado de equilibrio es 4,24 10 -4 mol/dm3, calcule el grado de ionización e indique qué tipo de electrolito es. 5- Se tiene una solución acuosa de CH 3COOH 0,1 mol/dm3 cuyo porcentaje de ionización es 1,34% y una solución acuosa de CH 3COOH 0,05 mol/dm3 cuyo porcentaje de ionización es 1,9%. Explique a que se debe la diferencia en el valor del porcentaje de ionización de las soluciones.

47


AÑO 2009

6- Complete la siguiente tabla considerando que las soluciones indicadas se encuentran a 25ºC: [H3O+] [OH-] pH pOH medio a)sol.ac. A 1 10-4 mol/dm3 b)sol.ac. B 2 -6 3 c)sol.ac. C 4 10 mol/dm d)sol.ac. D 5 e)sol.ac. E 0 7- ¿Cuál sería la escala de pH a una temperatura de 45 °C?. En dicha escala, ¿qué valor de pH corresponde a medio neutro? 8- A. Klemenc y E. Hayek (1929) determinaron las constantes de ionización, en solución acuosa, para el ácido nitroso (dioxonitrato(III) de hidrógeno) a las temperaturas de 0 °C; 12,5 °C y 30 °C, y resultaron ser de: 3,2 10-4 ; 4,6 10-4 y 6,0 10-4 respectivamente. a) Indique el equilibrio correspondiente. b) Explique brevemente si la ionización del ácido se ve afectada con aumento de la temperatura. c) Explique si soluciones de ácido nitroso de igual concentración inicial a 0 ºC; 12,5 ºC; y 30 ºC tendrán igual pH. 9- Explique cómo se modifica el pH del agua pura a 25ºC cuando se disuelve cada una de las siguientes sustancias. Para cada sistema represente, con la simbología correspondiente, los procesos que ocurren, especifique si se originan equilibrios ácido-base. a) cloruro de aluminio (s) b) nitrito de sodio (s) c) cianuro de amonio (s) d) dióxido de azufre (g) e) amoníaco (g) f) cloruro de sodio (s) g) fosfato diácido de sodio (dihidrógeno tetraoxofosfato V de sodio) (s) 10-Teniendo en cuenta el proceso de disolución del dióxido de carbono en agua. A) Plantee los equilibrios correspondientes. B) Explique cómo influye un aumento de la presión de CO 2(g) sobre: a) el pH de la solución que se forma. b) la solubilidad del dióxido de carbono. 11- Se dispone de las siguientes soluciones acuosas, a la misma temperatura e igual concentración: a) HCl (ac) (α = 1) b) HCOOH (ac) (ácido fórmico) c) CH3-COOH (ac) (ácido acético) 48


AÑO 2009

A) Plantee las ecuaciones químicas que representan a los procesos que ocurren en cada sistema. B) ¿Cuál de las disoluciones tendrá mayor pH?. Explique. 12- Una disolución de amoníaco 10 -3 mol/dm3 se encuentra ionizada en un 13% a 25ºC. A partir de estos datos calcule el pH y las concentraciones de todas las especies químicas, presentes en el equilibrio, expresadas en mol/dm 3. 13- Un ácido débil monoprótico en solución acuosa 0,1 mol/dm 3, a 25°C, tiene un grado de ionización de 0,027. Calcule el pH de dicha solución. 14- A) Calcule el pH a 25ºC para cada uno de los siguientes sistemas: a) b) c) d)

Solución acuosa de ácido nítrico 0,01 mol/dm 3 (α= 1) Solución acuosa de hidrógeno trioxocarbonato de sodio 0,25 mol/dm 3 Solución acuosa de hidracina (N2H4) 0,05 mol/dm3 Solución acuosa de hidróxido de potasio 0,1 mol/dm3 (α= 1).

B) Calcule el porcentaje de ionización de los electrolitos indicados en a) y c). 15- Dadas las siguientes soluciones acuosas a 25ºC: 1) NH3 (ac) (0,25 mol/dm3) 2) HCN (ac) (2 10-2 mol/dm3) A) Plantee para cada una de ellas las ecuaciones químicas que representan los procesos que ocurren. B) Indique en cada caso los pares conjugados ácido-base según Bronsted-Lowry. C) Calcule el pH de la solución de ácido cianhídrico. 16- Dada una solución acuosa de hidrógeno sulfuro de sodio (sulfuro ácido de sodio) 0,02 mol/dm3 a 25ºC: a) Indique las ecuaciones químicas que representan los procesos que ocurren en dicho sistema y analice la predominancia relativa de dichos procesos. b) En función del análisis realizado anteriormente indique el rango en el que se encuentra el pH de dicha solución. 17-A) Explique para los sistemas indicados en cada uno de los siguientes apartados si actúan como soluciones buffer o reguladoras de pH. a) HF(ac) 0,1 mol/dm3 y NaF(ac) 0,1 mol/dm3 b) HBr(ac) 1 mol/dm3 y Br-(ac) 1 mol/dm3 c) CH3NH2(ac) (metilamina) 1 mol/dm3 y CH3NH3+(ac) (metilamonio) 1 10-2 mol/dm3 d) NH3(ac) 0,1 mol/dm3 y NH4ClO4(ac) 0,1 mol/dm3 49


AÑO 2009

B) Indique en qué rango se encontrará el pH de cada una de las soluciones buffer indicadas en el apartado anterior. 18- Una solución acuosa contiene iones tetraoxofosfato (V) e iones hidrógeno tetraoxofosfato (V) en concentraciones iguales, indique el valor de pH de dicho sistema a 25ºC y si este sistema puede actuar como solución buffer. 19- Dada una solución acuosa de ácido nitroso (dioxonitrato(III) de hidrógeno) 0,1 mol/dm 3 a la cual se le agregó 0,2 moles de nitrito de sodio (dioxonitrato(III) de sodio) en 1 dm 3 de solución (considerando que por agregado de la sal no existe variación de volumen): a) Plantee las ecuaciones químicas de los procesos que ocurren en dicha solución y explique si el sistema es una solución buffer. b) Calcule el pH de la solución indicada a 25ºC. 20- a) ¿Qué tipo de sistema se origina cuando a 1 dm 3 de agua pura se le agregan 10 g de carbonato de calcio sólido a 25°C?. La solubilidad del carbonato de calcio en agua es de 6,85 10-5 mol/dm3 a 25°C. b) Para el sistema indicado en el apartado anterior plantee las ecuaciones químicas que representan a los procesos que ocurren e indique las especies químicas que predominan. c) Calcule la constante del producto de solubilidad del CaCO 3 a 25°C. 21- Se dispone de una solución acuosa saturada de Ca(OH) 2 a 25ºC, calcule: a) cuántos gramos de iones Ca 2+ están contenidos en 0,5 dm 3 de dicha solución. b) el pH a 25ºC. 22- Se dispone de una solución acuosa a 25 °C en la cual la concentración de iones Cu 2+ es de 1 10-3 mol/dm3. Indique si precipitará Cu(IO 3)2(s) si se agrega una determinada cantidad de iones IO3- en solución, de manera que la concentración de dicho anión resulta de 0,25 10 -2 mol/dm3. 23- Se dispone de una solución acuosa a 25ºC en la cual la concentración de iones SO 42- es de 0,02 mol/dm3. Indique si precipitará BaSO4(s) si se agrega una determinada cantidad de iones Ba+2 en solución, de manera que la concentración de dicho catión resulta de 0,001 mol/dm3. 24- Se tiene el siguiente sistema en equilibrio a 25ºC: CaHPO4(s) + H2O

Ca2+(ac) + HPO42-(ac)

A) Analice en qué sentido está más desplazado el equilibrio planteado. B) Plantee las ecuaciones que representan a los procesos que ocurren en el sistema, además del indicado e indique las especies químicas predominantes en el mismo. C) Analice como variará la solubilidad de dicha sal si disminuye el pH por agregado de ácido clorhídrico. D) Explique si el CaHPO4, es más soluble en medio ácido o en agua. 50


AÑO 2009

25- Explique en cuál de los siguientes sistemas es más soluble el CaCO3 (s). Plantee las ecuaciones químicas que representan a todos los procesos que ocurren en cada caso. a) Agua líquida. b) Solución acuosa de ácido clorhídrico 0,2 mol/dm 3: c) Solución acuosa de ácido acético 0,2 mol/dm 3.

51


AÑO 2009

Respuestas a los ejercicios numéricos

4- α= 4,24 10-2 6- [H3O+] a) --b) 1 10-2 c) 2,5 10-9 d) 1 10-9 e) 1

[OH-] 1 10-10 1 10-12 --1 10-5 1 10-14

pH 4 --8,6 9 ___

pOH medio 10 ácido 12 ácido 5,4 básico ___ básico 14 ácido

7- Escala: 0 - 13,4; pH= 6,7 12- pH = 10,11 [NH4+] = 1,3 x10-4 mol/dm3 [OH-] = 1,3 x10-4 mol/dm3 [NH3] = 8,7 x10-4 mol/dm3 13- pH= 2,57 14- A) a) pH= 2

b) pH= 9,89

c) pH= 10,34

B) % ionización HNO 3(ac)= 100%

d) pH= 13

% ionización N2H4(ac)= 0,44%

15- C) pH HCN(ac)= 5,55 18- pH= 12 19- b) pH= 3,65 20- c) Kps= 4,7 10-9 21- a) 0,2 g b) pH = 12,31

52


AÑO 2009

CAPÍTULO XIII: CINÉTICA QUÍMICA 1- a- ¿Qué es velocidad de una reacción química?. b- ¿Cuáles son las unidades de velocidad de una reacción? Indique con un ejemplo las expresiones correspondientes para deducir las unidades. c- ¿La velocidad de una reacción es constante a medida que transcurre el tiempo? Justifique la respuesta. 2- a-¿Qué significado tiene el orden de una reacción? b-¿Qué es orden total de una reacción y cómo se determina? c-¿Qué es orden parcial respecto de un reactivo de una reacción? 3- Explique qué son sustancias activas y qué son sustancias actuantes. 4- a-Explique qué significado tiene la ley de velocidad de una reacción. b-¿Cuáles son las sustancias que se indican en la ley de velocidad? c-¿Qué es k y de qué depende?. 5- Considere la siguiente reacción: 3 A + B A y de orden 3 respecto de B. a- Indique cuáles son las sustancias activas. b- Escriba la ley de velocidad de la reacción. c- Indique cuál es el orden total.

A3B, la cual es de orden cero respecto de

6- a- Si al duplicar la concentración inicial de un reactivo se cuatriplica la velocidad inicial de la reacción, ¿cúal será el orden de reacción respecto de ese reactivo? b- Si al duplicar la concentración inicial de un reactivo la velocidad permanece igual ¿cuál será el orden parcial respecto de este reactivo? 7- La reacción A + B C es de orden cero con respecto al reactivo A y de segundo orden con respecto al reactivo B. Si se duplican las concentraciones de ambos reactivos, ¿qué ocurre con la velocidad de la reacción?. Justifique. 8- En función de los siguientes datos determine la expresión de la ley de velocidad para la reacción: A+2B C+2D Nºexperimento [A]inicial [B] inicial vel. inicial de formación de C 3 3 mol/ dm mol/ dm mol/dm3 min 1 2 3 4

0,1 0,3 0,3 0,4

0,1 0,3 0,1 0,2 53

4,0 10-4 1,2 10-3 4,0 10-4 8,0 10-4

FACULTAD DE AGRONOMÍA-UNLPam Carrera: Ingeniería Agronómica Cátedra: QUIMICA I

Año 2009

9- En función de los siguientes datos, a 25 °C, determine la expresión de la ley de velocidad y la constante de velocidad para la reacción: A + 2B C Nºexperimento [A] inicial [B] inicial vel. inicial de formación de C 3 3 mol/ dm mol/ dm mol/ dm3 / min 1 0,1 0,1 5,5 10-6 2 0,2 0,1 2,2 10-5 3 0,1 0,3 1,65 10-5 4 0,4 0,1 8,8 10-5 10- Para la reacción: NO(g) + 1/2 O2 (g)

NO2(g)

La expresión de velocidad a determinada temperatura es: v= k [NO] 2 [O2] Se efectúan dos experiencias con esta reacción a la misma temperatura. En el segundo experimento la concentración inicial de NO se reduce a la mitad, mientras que la concentración inicial de O 2 se mantiene constante. ¿Cómo será la velocidad inicial del segundo experimento con respecto a la velocidad inicial del primer experimento? 11- Una determinada reacción es de orden cero en el reactivo A y de segundo orden en el reactivo B. Si se duplican las concentraciones de ambos reactivos, ¿qué ocurre con la velocidad de reacción?. 12-Indique para cada uno de los siguientes pares de transformaciones cuál es la que se produce con mayor velocidad, suponiendo igualdad de condiciones. Justifique las respuestas. a- evaporación de gasolina ó evaporación de agua. b- combustión de cera ó combustión de papel. c- un trozo de Mg(s) con HCl o polvo de Mg(s) con HCl. d- NaOH(ac) + HCl(ac) NaCl(ac) + H2O e- 6 CO2(g) + 6 H2O C6H12O6(s) + 6 O2(g) (∆ H° > 0) 13- La ley de velocidad para la reacción: 2 NO 2(g) N2O4(g) es v= k [NO2]2. ¿Cuál de los siguientes cambios provocará una variación en el valor de k?: a) La presión de NO 2 se duplica a temperatura constante. b) El volumen del recipiente se duplica a temperatura constante. c) Se disminuye la temperatura a presión constante. d) Se añade un catalizador a temperatura y presión constantes.

54


Año 2009

Respuestas a los ejercicios numéricos:

6- a) La reacción es de segundo orden respecto de ese reactivo. b) La reacción es de orden cero respecto de ese reactivo. 7- La velocidad de la reacción se cuadriplica. 8- v = k [B] 9- v = k [A]2 [B] ; k = 5,5.10-3 dm6 / mol2 min 10- Vi(segundo experimento)=1/4 Vi(primer experimento) 11- Debido a que la [B] se duplica, la velocidad de la reacción se cuadriplica.

55


Año 2009

CAPITULO XIV: OXIDACIÓN - REDUCCIÓN 1- Indique el estado de oxidación del elemento que se especifica en cada una de las siguientes especies químicas: a) el N en: NH3 ; NO3- ; N2 ; HNO2 ; NO2 ; NH4+ b) el C en: CO ; CO2 ; CO32- ; CH4 ; CH3COOH ; C(grafito) 2- Explique qué entiende por: a) reacciones de oxido - reducción b) agente oxidante c) agente reductor 3- Indique si los siguientes tipos de reacciones son de oxido – reducción, ejemplifique en cada caso: a) Síntesis b) Neutralización c) Descomposición parcial d) Descomposición total 4- Equilibre las siguientes ecuaciones por el método del ión electrón, agregando H + y H2O ó OH- y H2O, según corresponda: Indique para cada una de ellas: a) las hemiecuaciones correspondientes a la oxidación y a la reducción b) la ecuación iónica total equilibrada c) la ecuación molecular total equilibrada d) el agente oxidante y el agente reductor 1) Cu(s) + SO42-(ac)

Cu2+(ac) + SO2(g) (medio ácido)

2) MnO4-(ac)+AsO2-(ac)

MnO2(s)+AsO43-(ac) (medio alcalino)

3) H2O2 + KMnO4(ac) + H2SO4(ac)

O2(g) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O

4) H2S(ac)+K2Cr2O7(ac)+H2SO4(ac)

K2SO4(ac)+S(s)+Cr2(SO4)3(ac)+H2O

5) Cl2(g) + NH3(ac) + KOH(ac) 6)FeSO4(ac)+KClO3(ac)+H2SO4(ac)

KCl(ac) + KNO3(ac) + H2O Fe2(SO4)3(ac)+Cl2(g)+H2O+K2SO4(ac)

7) NaI(ac) + H2O2 (ac) + H2SO4(ac)

I2(ac) + Na2SO4(ac) + H2O

5- A) Explique qué entiende por: a) unidad de carga eléctrica: Faraday b) equivalente gramo redox del oxidante c) equivalente gramo redox del reductor. B) Para las ecuaciones 3) y 7) del ejercicio 4) calcule el equivalente gramo redox del 56


Año 2009

oxidante y del reductor e indique en la ecuación molecular equilibrada el número de equivalentes de oxidante y de reductor que reaccionan. 6- A) Plantee los cambios redox que pueden ocurrir en el suelo, en determinadas condiciones, al transformarse en medio ácido: 1) MnO2(s) en Mn2+(ac) 2) S2-(ac) en SO42-(ac) B) Indique para cada una de las transformaciones anteriores: a) la hemiecuación que corresponda según la transformación redox indicada en cada apartado con la correspondiente a la cupla O 2(g)- H2O (l). b) la ecuación iónica total equilibrada. c) si el cambio planteado para Mn y para S es favorecido en condiciones aeróbicas o anaeróbicas. 7- La nitrificación comprende las siguientes etapas: NH4+(ac)

NO2-(ac)

NO3-(ac)

Tales cambios son producidos por determinado grupo de bacterias y en determinadas condiciones, favorecidos en condiciones aeróbicas. a) Plantee la hemiecuación redox en cada etapa, y analice qué cambio redox experimenta el N en cada una de ellas. b) En cada etapa actúan determinadas enzimas las cuales tienen en su estructura una especie química que puede oxidarse o reducirse, indique cómo actúan , desde el punto de vista redox, las especies químicas NH 4+ y NO2- según corresponda frente a dichas enzimas. c) Indique la ecuación que involucre el cambio total de NH 4+ a NO3-. 8- a) Explique qué entiende por electrodo simple o semipila. b) ¿Qué es una pila? c) ¿De qué factores depende la FEM de una pila? d) ¿Cómo varía la FEM de una pila al cabo de un período de funcionamiento? Explique brevemente. e) ¿Qué indica el valor numérico y signo del potencial de reducción estándar de una hemirreacción? 9- Utilice los valores de potenciales de electrodo de reducción, de la Tabla de Potenciales Estándares, para predecir si las reacciones que se indican a continuación ocurrirán espontáneamente en condiciones estándares electroquímicas: a) Ca(s) + Cd2+(ac) Ca2+(ac) + Cd(s) b) Cu+(ac) + Fe3+(ac) Cu2+(ac) + Fe2+(ac) 10- Prediga si el Fe 3+(ac) puede oxidar espontáneamente el I -(ac) a I2(ac) en condiciones redox estándares, reduciéndose a Fe 2+(ac). Plantee lo que corresponda. 11- A) Indique cuáles de las siguientes especies químicas pueden oxidar el Br - (ac) a Br2 (l), en condiciones redox estándares, en medio ácido:

57


a) Cu2+(ac)

b) Cr2O72-(ac)

Año 2009

c) MnO4-(ac)

B) De las especies químicas que oxidarían al Br - (ac) ¿cuál es el agente oxidante más fuerte en las condiciones indicadas? 12- ¿Podrán los iones ClO 4-(ac) oxidar al Pb(s) en medio alcalino, en condiciones redox estándares? Explique. 13- Se tiene el siguiente sistema: - Una tira de magnesio (s) sumergida en una solución acuosa de Mg 2+ 1 mol/dm3 y una tira de zinc (s) sumergida en una solución acuosa de Zn 2+ 1 mol/ dm3 a 25ºC. a) haga un diagrama de la pila que puede construirse con dicho sistema e indique en el mismo la dirección del flujo de electrones, ánodo, cátodo y polaridad de los mismos. b) plantee la hemiecuación correspondiente a la reacción que ocurre en el ánodo y a la que ocurre en el cátodo. c) plantee la ecuación equilibrada para la reacción total que se produce espontáneamente. d) Indique la notación convencional correspondiente a dicha pila. e) calcule la FEM°de la pila. 14- Dada la siguiente notación convencional de una pila: Pt/Hg(l)/Hg2+(ac)(1mol/dm3 )/ NO3-(ac)(1mol/dm3),H+(ac)(1mol/dm3)/NO(g)(1atm)/Pt Indique la reacción que ocurre espontáneamente en cada electrodo, dando el nombre y signo de los mismos. 15- ¿Cuáles son las semejanzas y cuáles las diferencias entre una pila (o celda voltaica) y una electrólisis? 16- Se hace circular corriente eléctrica en celdas electrolíticas con electrodos de grafito, conteniendo lo siguiente: 1) solución acuosa de nitrato de sodio 2) cloruro de sodio fundido En cada una de ellas: A) realice un diagrama de la cuba electrolítica indicando en que dirección fluyen los electrones y los iones. B) indique la reacción que ocurre en cada uno de los electrodos. 17- Considérese la electrólisis del CaCl 2 fundido, con electrodos de grafito: a) indique la reacción que ocurre en cada uno de los electrodos. b) calcule cuántos gramos de calcio metálico pueden producirse al hacerse pasar durante 30 minutos una corriente eléctrica cuya intensidad es 0,5 A. 18- a)Plantee las reacciones que se producen en los electrodos de una cuba electrolítica durante la electrólisis de una solución acuosa de ZnSO 4 con electrodos de grafito. b)Calcule durante cuántos minutos se debe hacer circular una corriente de 3 A en dicha 58

GUIA DE QUIMICA GENERAL PDF

Recommend Documents