Ejercicios de Química para Bachillerato

Los ejercicios propuestos han sido clasificados de acuerdo con el grado de dificultad de los mismos de modo que:

                                   *   nivel básico.

                                  **  nivel medio.

                                 *** nivel avanzado.

 

Tema 1

Leyes ponderales

* 1. La siguiente tabla recoge los datos de diferentes experimentos en los que se combinaron nitrógeno e hidrógeno:

	MASA (g)	VOLUMEN (l)	MASA (g)	VOLUMEN (l)
ELEMENTO Nitrógeno (gas)	5,6	4,48	6,56	5,25
ELEMENTO Hidrógeno (gas)	1,2	13,44	0,94	10,53
COMPUESTO	6,8	8,96	7,50	10,53

a) Justifica si se cumplen las leyes de conservación de la masa, proporciones definidas y volúmenes de combinación. b) Deduce las fórmulas empíricas de los dos compuestos formados por el nitrógeno y el hidrógeno.

Masa atómica relativa

* 2. El cobalto natural está formado exclusivamente por el isótopo 59Co, cuya masa es 58,9332. El níquel natural está formado por:

                                      Isótopo                masa del isótopo            Abundancia (%)

                                          58Ni                       57,9353                         68,274

                                          60Ni                       59,9332                         26,095

                                          61Ni                       60,9310                         1,134

                                          62Ni                       61,9283                         3,593

                                          64Ni                       63,9280                         0,904

Determina las masas atómicas del cobalto y del níquel.

* 3. La plata natural está compuesta de dos isótopos cuyas masas son 106,905 y 108,905.  Sabiendo que la masa atómica relativa de la plata es 107,87 determina la abundancia relativa de cada uno de los isótopos de la plata.

Concepto de mol

* 4. Completa la siguiente tabla:

Moles de agua	Moléculas de agua	Gramos de agua	Átomos de hidrógeno
3
	1,3· 1025
		250
			1,5 · 1033

* 5. Determina teóricamente el número de moléculas de agua que caben en un tubo de ensayo  de 5 mL de volumen. Considera densidad del agua = 1000 kg/m3

          

* 6. La masa más pequeña capaz de desequilibrar la balanza más sensible hasta ahora construida es de 1,0·10-6 g. Si esta cantidad fuera del elemento más ligero, el hidrógeno ¿Cuántos átomos contendría?

Composición centesimal

* 7. La fórmula de la glucosa es C6H12O6 ¿Cuál es su composición centesimal?

* 8. Al reaccionar 94,2 g de yodo con magnesio en exceso  se obtuvieron 103,2 g de yoduro de magnesio. Deduce la composición centesimal del compuesto formado.

** 9. Disponemos de pirita del 90% de pureza en FeS2 y de magnetita del 85% en Fe3O4 . Suponiendo el mismo rendimiento, en los procedimientos de extracción de hierro, para ambos minerales ¿Cuál de los dos resultará más rentable?

Disoluciones

* 10. En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno. La densidad de la disolución resultante es 1,06 g/cm3. Calcula su concentración: a) En porcentaje en peso. b) En gramos/litro. c) En molaridad.

** 11. Se necesitan 200 mL de una disolución acuosa de amoniaco 4M. En el laboratorio se dispone de una disolución más concentrada, al 23% en masa, cuya densidad es 0,914 g/mL. Calcula los mililitros de esta última disolución necesarios para preparar los 200 mL que necesitamos.

** 12. Se toman 50 mL  de una disolución de H3PO4 del 60% en masa, cuya densidad es 1,64

g/cm3, y se diluye hasta alcanzar un volumen total de 500 mL. Calcula la molaridad de la disolución obtenida.

** 13. Se desea preparar 1,5 dm3 de una disolución 0,4 M de ácido clorhídrico. Para ello se parte de una disolución de ácido clorhídrico al 36% y cuya densidad es de 1,179 g/cm3.

A. ¿Qué volumen de esta última disolución será necesario?.

B.¿Qué volumen de la disolución preparada se necesita para obtener 22,5 g de cloruro de bario?.

** 14. ¿Qué volumen de ácido sulfúrico concentrado, del 98% en masa y densidad 1,84 g/mL se necesita para preparar 100 mL de ácido sulfúrico del 20% en masa y densidad 1,14 g/mL?. ¿Qué volumen de esta última disolución se necesitará para neutralizar a 1,2 g de hidróxido de sodio?.

 

Gases

* 15. Disponemos de una masa de 3,49 g de acetileno que, en condiciones normales, ocupan un volumen de 3 l. Determina: a) La densidad del acetileno en las condiciones dadas. b) La masa molecular del acetileno.                    

* 16. Se pretende comprobar si un recipiente resiste 10 atmósferas de presión para lo cual se llena con aire a 0 ºC y  5 atmósferas y se calienta. Suponiendo constante el volumen del recipiente: ¿Qué temperatura debería alcanzar el recipiente como mínimo?

** 17. El aire contiene, aproximadamente, un 21% de oxígeno y un 79% de nitrógeno en volumen. a) ¿Qué relación habrá entre el número de moléculas de ambos gases? ¿En virtud de qué ley? b) ¿Qué relación habrá entre sus presiones parciales? ¿Por qué?

** 18. El aire seco tiene la siguiente composición volumétrica: N2 78,084%, O2 20,946%, Ar 0,934%, CO2 0,033% y otros gases 0,002%. Su densidad en condiciones normales es 1,2929 g/dm3. Calcula las presiones parciales de los distintos componentes.

** 19. Un vendedor ambulante de globos tiene una bombona de hidrógeno cuya capacidad es de 30 litros. El gas está a una presión de 9,87 Atm y una temperatura de 25 ºC. Calcula cuántos globos de 2 litros, medidos a 0,987 Atm y 22 ºC puede rellenar con el contenido de la bombona.

*** 20. Un recipiente de 4 litros contiene nitrógeno a 25 ºC y 604 mm Hg y otro recipiente de 10 litros contiene helio a 25 ºC y 354 mm Hg. Se mezclan ambos gases conectando los dos recipientes mediante un tubo de volumen despreciable. Calcular: a) Las presiones parciales de cada gas y la presión total de la mezcla. b) La fracción molar del nitrógeno en la mezcla y la composición de ésta en porcentaje en peso.

Determinación de fórmulas empíricas y moleculares

* 21. Una sustancia presenta una composición de 40% de carbono, 6,7% de hidrógeno y 53,3% de oxígeno. Sabiendo que en 24 mg de sustancia hay aproximadamente 2,4.1020 moléculas, deduce la fórmula molecular del compuesto.

** 22. Un cloruro de mercurio contiene un 84,97% de mercurio. Al evaporarse un gramo de este compuesto ocupa 0,0615 l a 350 K y 1,01 Atm. Halla: a) La masa molecular del compuesto. b) Su fórmula empírica. c) Su fórmula molecular.

** 23. Una sustancia gaseosa contiene 48,7% de carbono, 8,1% de hidrógeno y el resto de oxígeno. Si su densidad, medida en condiciones normales, es de 3,3 g/l ¿Cuáles serán sus fórmulas empírica y molecular?

** 24. En una muestra de 6,676 g de una sal de níquel se encuentran 3,541 g de metal. La sal puede ser o un cloruro o un cianuro o un sulfato. Determina cuál de estas sales se corresponde con la muestra.

** 25. Al llevar a cabo la combustión de 2 g de vitamina C se obtuvieron 3 g de CO2  y 0,816 g de H2O.  a) Halla la fórmula empírica de la vitamina C sabiendo que contiene C, H y O. b) Determina su fórmula molecular sabiendo que la masa molecular está comprendida entre 150 y 200                                                                                

** 26. Un compuesto orgánico está constituido por carbono, hidrógeno y oxígeno. Cuando se produce la combustión de 1,570 g del mismo se obtienen 3 g de dióxido de carbono y 1,842 g de agua. Una muestra de 0,412 g de esta sustancia ocupa, a 14 ºC y 0,977 Atm, un volumen de 216 cm3. Calcula su fórmula empírica y su fórmula molecular.

** 27. La sustancia responsable del sabor peculiar de algunas frutas como la naranja, pomelo, limón, etc., es el ácido cítrico. Dicha sustancia está formada únicamente por carbono, hidrógeno y oxígeno. Si quemamos 2,885 g de ácido cítrico se obtienen 3,967 g de dióxido de carbono y 1,082 g de agua. Determina las fórmulas empírica y molecular del ácido cítrico, sabiendo que 850 mL de una disolución acuosa de dicha sustancia, que contiene 3,187 g de la misma, tiene una concentración cuyo valor es 1,95·10-2 M.

** 28. Un compuesto orgánico está formado por C, H, O y N. Al quemar 8,9 g de este compuesto se obtienen 2,7 g de agua, 8,8 g de dióxido de carbono y 1,4 g de nitrógeno. Al vaporizar el compuesto a 270oC bajo presión de 3 atm, 0,1 l de vapor pesan 1,2 g. Deduce las fórmulas empírica y molecular del compuesto.

** 29. El yeso es sulfato cálcico hidratado. Si al calentar 3,273 g de yeso se obtienen 2,588 g de sulfato anhidro. ¿Cuál es la fórmula del yeso?

*** 30. Una sustancia contiene un 28,60% de agua de cristalización. El análisis elemental da 4,80% de H, 19,05% de C y 76,15% de O. a) Calcular la fórmula empírica. b) Si la masa molecular del compuesto es 126 u. ¿Cuál será su fórmula molecular?

Calculos estequiométricos en reacciones sencillas

** 31. El carbonato de magnesio reacciona con el ácido fosfórico (tetraoxofosfato (V) de hidrógeno) y da lugar a fosfato de magnesio, dióxido de carbono y agua.

A. Escribir y ajustar la reacción.

B. Se mezclan 72 g de carbonato de magnesio y 37 mL de ácido fosfórico (densidad = 1,34 g/mL y riqueza del 50% en masa de ácido). Calcular el volumen de dióxido de carbono que se obtiene medido sobre agua a 23 oC y presión total de 743 mmHg.

Presión de vapor de agua a 23 oC = 21 mm Hg.

** 32. El clorato de potasio reacciona con el azufre produciendo cloruro de potasio y desprendiendo dióxido de azufre. Calcula, si se ponen a reaccionar 20 g de clorato de potasio con 10 g de azufre:

A. La masa de cloruro de potasio que se forma.

B. El volumen desprendido de dióxido de azufre medido a 22 oC y 758 mm Hg.

** 33. El carburo de silicio reacciona con el hidróxido de potasio y con el agua, produciendo silicato de potasio, carbonato de potasio e hidrógeno. Calcula qué volumen de hidrógeno, recogido sobre agua a 17oC y 758 mmHg, se obtendría si se introduce medio gramo de carburo de silicio en medio litro de disolución 0,04 M de hidróxido de potasio.

Presión de vapor del agua a 17 oC, Pv = 14,5 mmHg.

** 34. Se dispone de una muestra de 12 g de un cinc comercial e impuro que se hace reaccionar con una disolución de ácido clorhídrico del 35% en masa y 1,18 g/mL de densidad.

A.Escriba la ecuación del proceso que tiene lugar. B. Determine la concentración molar del ácido. C. Si para la reacción del cinc contenido en la muestra se han necesitado 30 mL del ácido, calcule el porcentaje de cinc en la muestra inicial.

** 35. Se calienta una muestra de 635 g de sulfato de cobre (II) pentahidratado hasta su descomposición completa en agua, trióxido de azufre y óxido de cobre (II). Calcular:

A. Volumen de vapor de agua desprendido, medido a 200 oC y 550 mmHg de presión.

B. Molaridad de la disolución de ácido sulfúrico que se obtendrá al recoger la totalidad del trióxido de azufre en agua, completando hasta un litro de disolución.

** 36. Algunos tipos de cerillas de madera empleaban un sulfuro de fósforo como material inflamable para la cabeza de la cerilla. El sulfuro se prepara calentando una mezcla de azufre y fósforo rojo. 4P(s) + 3S(s) = P4S3. En una operación ordinaria industrial, en la que se utilizaron las proporciones de reactivos señaladas por la estequiometría, se obtuvo el producto con un rendimiento del 82% ¿Qué masa de fósforo se empleó para la producción de 18 Tm de sulfuro de fósforo?

** 37. Un carbón de coque contiene 80% de C y 20% de cenizas en masa. Calcula el volumen de aire en condiciones normales que se necesita para la combustión completa de 1,00 kg de este carbón. Nota: Considérese el aire con la siguiente composición volumétrica: 80 % de nitrógeno y 20% de oxígeno.

** 38. Si mezclamos una disolución de sulfuro de sodio con otra de nitrato de plata aparece un precipitado negro de sulfuro de plata de acuerdo con la reacción siguiente:

                                                Na2S(aq) + 2AgNO3(aq) = 2NaNO3(aq) + Ag2S(s)

Si en un matraz se mezclan 200 cm3 de una disolución 0,1 M de sulfuro de sodio con 200 cm3 de una disolución que contiene 1,70 g de nitrato de plata por litro ¿Qué cantidad de sulfuro de plata precipitará?

** 39. Se diluyen 10,03 g de vinagre hasta 100 mL y se valora una muestra de 25 mL con disolución de Ba(OH)2 1,76.10-2 M, gastándose 34,30 cc ¿Cuál es el porcentaje de ácido acético en el vinagre?

** 40. Se disuelve en ácido nítrico una moneda de plata de 2,5 g. Cuando se añade cloruro de sodio a la disolución resultante la plata precipita recogiéndose 3 g de cloruro de plata. Determina el porcentaje de plata en la moneda.

*** 41. En el análisis de una muestra de blenda de riqueza desconocida, en la que todo el azufre se encuentra combinado como sulfuro de cinc, se tratan 0,9364 g de mineral con ácido nítrico concentrado. Todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico y éste se precipita como sulfato de bario. El precipitado se filtra, se lava, se seca y se pesa. Se han obtenido 1,878 g de sulfato de bario. Calcula el tanto por ciento de sulfuro de cinc en la muestra de blenda analizada.

Cálculos estequiométricos en reacciones sucesivas

** 42. Al añadir agua a 80 g de carburo de calcio, CaC2, se produce hidróxido de calcio y acetileno, C2H2. ¿Qué volumen de oxígeno a 20oC y 747 mmHg se consumirán en la combustión del acetileno obtenido?.

** 43.Dos reacciones características del alto horno son: 1) Formación del monóxido de carbono (g) a partir de carbono (s) y de dióxido de carbono (g).

2) Reducción del óxido de hierro (III) con el monóxido de carbono de la reacción 1) dando lugar a hierro y dióxido de carbono (g).

A. Escribir y ajustar ambas reacciones. B. Calcular la masa de carbono que se necesita para desprender según la reacción 1) el monóxido de carbono necesario para reducir 100 kg de óxido de hierro (III), según la reacción 2).

*** 44. El proceso de obtención del ácido sulfúrico a partir de la pirita puede ser representado mediante las ecuaciones:

                                                                  4FeS2 + 11O2  = 2Fe2O3 + 8SO2

                                                                  2SO2 + O2 =  2SO3

                                                                  SO3 + H2O = H2SO4

a) Calcula la masa de pirita que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico suponiendo que la pirita es FeS2 puro y que la reacción tiene un rendimiento del 100%. b) Calcula la masa de pirita del 90% en masa de FeS2 que se necesita para obtener 100 kg de ácido sulfúrico suponiendo que el rendimiento global del proceso es del 80%.

Cálculos estequiométricos en mezclas

*** 45. Una muestra de 0,136 g de una aleación de aluminio y cinc desprende 129 mL de hidrógeno (medidos a 27 oC y 1 atm de presión) cuando se trata con exceso de ácido clorhídrico. Calcula el porcentaje en masa de ambos metales en la aleación.

*** 46. Se trataron 2 g de una mezcla de magnesio y óxido de magnesio con exceso de ácido clorhídrico diluido; se recogieron 510 cm3 de gas hidrógeno sobre agua, a 20 oC, siendo la presión de 742 mmHg. Calcular: A.Cuántos moles de hidrógeno se formaron. B. Porcentaje en masa de magnesio en la muestra inicial. Presión de vapor de agua a 20 oC = 17,5 mmHg.

*** 47. Una empresa se dedica a la fabricación de fósforo. Una partida se ha impurificado con azufre. Para determinar el grado de impureza se toma una muestra de 4 g y se quema,

obteniéndose como resultado de la combustión 8,3 g de una mezcla de dióxido de azufre y decaóxido de tetrafósforo. Calcula los gramos de azufre existentes en la mezcla inicial.

*** 48. Para disolver 10,7 g de una mezcla de cinc con monóxido de cinc se consumieron 100 g de una disolución de ácido clorhídrico al 10,22%. En ambas reacciones se obtiene, entre otras sustancias, cloruro de cinc. Calcula la composición de la mezcla de cinc y óxido de cinc.

*** 49. Al disolver en ácido nítrico diluido 3,04 g de una mezcla de Fe y Cu se desprendieron 0,986 l de NO en condiciones normales. Calcula la composición de la mezcla.

                                                         3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

                                                         Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

*** 50. Cuando se quema magnesio (metal) en el aire se forma una mezcla de óxido de magnesio y nitruro de magnesio sólidos. 1,793 g de magnesio producen 2,844 g de la mezcla de los compuestos citados. Calcular el porcentaje en peso que corresponde a cada compuesto en la mezcla resultante.

*** 51. Se inyectan 0,05 mL de agua en un recipiente de 1,00 l. La temperatura del sistema se mantiene a 27 ºC. Calcule cuánta agua permanecerá en estado líquido al establecerse el equilibrio. La densidad del agua a 27 ºC es 996,5 kg/m3 y la presión de vapor del agua a 27 ºC 26 mmHg.

Tema 2

Modelos atómicos

** 1.- ¿Qué experimentos y observaciones condujeron a la conclusión de que los átomos, al contrario de lo que se admitió en la hipótesis de Dalton, no son indivisibles?

** 2.- ¿Cual es la principal limitación del modelo atómico de Rutherford?

 ** 3.- ¿Cómo subsanó el modelo de Bohr las limitaciones del modelo de Rutherford?

** 4.-  Haz un gráfico de energías de los distintos niveles del  átomo de hidrógeno y explica la emisión de energía del átomo excitado.

** 5.- ¿Qué diferencia hay entre la órbita del modelo de Bohr y el orbital del modelo cuántico del átomo?

** 6.- ¿Pueden existir orbitales del tipo 2d?. Justifica la respuesta.

** 7.- ¿De qué manera se puede arrancar un electrón de un átomo, para convertirlo en el ión positivo correspondiente? ¿Què sucedería en el proceso inverso?

** 8.- ¿Qué se debe hacer para que un electrón 2s pase a ser un electrón 3s? ¿Qué sucede cuando un electrón 3s pasa a ser un electrón 2s?

** 9.-  Escribir los números cuánticos correspondientes a : 1) un orbital 4d, 2) un electrón en un orbital 3s.

** 10.- Que el átomo está cuantizado quiere decir : a) que es algo fantástico y poco real nuestro conocimiento sobre el mismo. b) que está constituido por núcleo y corteza. c) que la energía de los electrones sólo puede tener determinados valores. d) que su tamaño es pequeñísimo. (Señala las respuestas correctas ).

** 11.-  Un alumno afirma que en un orbital 2s puede haber 3 electrones ¿es esto cierto?

Configuración electrónica

** 12. - Escribe la configuración electrónica del neón e indica  dos iones que tengan igual configuración que dicho gas.

** 13.- ¿Qué significa estado fundamental del átomo? ¿Qué sucede cuando un átomo que se encuentra en estado excitado vuelve a su estado fundamental? ¿Es posible que el electrón más externo del potasio se encuentre en un orbital 4p o 3d? ¿En qué condiciones si hay alguna podría lograrse esto?

** 14.- Considérense las dos configuraciones electrónicas siguientes de los átomos neutros A y B:  A = 1s22s22p63s1 y B = 1s22s22p66s1. Indica cual de las siguientes afirmaciones son verda-deras y cuales falsas, y por qué :  a)  A y B representan dos elementos distintos, b) se necesita energía para pasar de A a B, c) A representa un átomo de sodio,  d) se requiere menos energía para arrancar un electrón de A que de B.

** 15.- Escribe la configuración electrónica de los iones siguientes: F-, O2-, Na+, Mg2+.

** 16.- Escribe la configuración electrónica del As ( Z = 33 ). Justifica, en base a ella, sus posibles estados de oxidación.

** 17.- ¿Es posible que la configuración electrónica de un átomo sea 1s22s22p44s1?

Sistema periódico

** 18.- ¿Por qué se define el número atómico de un elemento en función del número de protones del núcleo y no en función del número de electrones?

** 19.- ¿A qué llamamos isótopos? ¿y especies atómicas isoelectrónicas? pon un ejemplo de cada caso.

** 20.- ¿Por qué se desvían tanto de ser números enteros las masas atómicas de muchos elementos? Pon un ejemplo que aclare la respuesta.

** 21.- ¿Por qué el número de elementos del quinto período es 18?

** 22.- Un átomo determinado se representa por 19X39. Indica: a) número atómico; b) número másico; c) número de electrones; d) número de protones; e) masa atómica aproximada; f) configuración electróonica; g) ¿es metal o no metal? h) período y grupo a los que pertenece; i) tipo de ión que formará; j) alguna propiedad.

** 23.- ¿Qué elemento de cada uno de los siguientes pares debe esperarse que tenga la mayor     electronegatividad? a) C, Cl; b) S, O; c) Mg, Se; d) Sb, F;

Radios atómicos

** 24.- ¿Cómo varía el radio atómico de los elementos en un grupo? ¿y en un periodo?

** 25.- ¿Cual de los siguientes átomos posee un mayor radio y cual menor? : Ar, Cs, P, Mg, Ca, Ra.

** 26.- Las tres especies H, He+ y Li2+, poseen un solo electrón. Señalar cual de ellos poseerá mayor radio y mayor energía de ionización.

** 27.- Los iones F- y Na+ poseen el mismo número de electrones, pero el radio del F- es mayor que el de Na+. Explica a que es debida esta diferencia.

*** 28.- Ordenar las siguientes especies según el orden creciente de sus tamaños: Ar, S2-, K+, Cl-, Li+.

** 29.- Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones con respecto al átomo de neón y al ión óxido: a) ambos poseen el mismo número de electrones. b) tienen el mismo número de protones. c) el radio del ión óxido será superior al del átomo de Neón.

*** 30.- Las configuraciones electrónicas de varios elementos son las siguientes: a) 1s2; b) 1s22s1;  c ) 1s22s22p1; d) 1s22s2. Ordenarlos en el sentido de sus radios atómicos crecientes, justificando la ordenación propuesta.

Energía de ionización

** 31.- ¿Qué es la energía de ionización? ¿Qué elementos tienen energías de ionización altas y cuales bajas, teniendo en cuenta su configuración electrónica?

** 32.- Ordena los siguientes elementos en orden creciente de sus energías de ionización: Ca, Rb, Mg, Li..

** 33.- Explica como son (altas-bajas ) las energías de ionización  de los gases nobles.

       

** 34.- Razona cómo ha de ser la segunda energía de ionización del Na con respecto a la segunda energía de ionización del Mg: a) mayor, b) menor, c) igual

** 35.- Dados los siguientes elementos: Na, Mg y Rb, ordenarlos de mayor a menor energía de ionización. Justificar la respuesta.

** 36.- Los potenciales de ionización del carbono, nitrógeno y oxígeno son 11.3, 14.5 y 13.6 eV respectivamente. Nótese que el del nitrógeno es anormalmente alto y que en el oxígeno se produce una disminución. Explica este resultado.

Recapitulación

** 37.- Indica algún criterio desde el punto de vista electrónico que nos permita diferenciar un elemento   metálico de otro que no lo es.

*** 38.- Indica cuál es en cada uno de los grupos siguientes el elemento que tiene mayor carácter metálico:   a) Cl, Ca, As; b)  Al, Si, P; c) Ga, Tl, B.

*** 39.- Usando los grupos que se han dado en la cuestión anterior contesta las siguientes

cuestiones: a) ¿Qué elemento del grupo a tiene más probabilidad de presentar un número de                  oxidación negativo en sus compuestos? b) En el grupo b ¿qué elemento es el que es más probable que posea la energía de ionización más baja? c) ¿Cuál de los elementos del grupo b cabe esperar que posea la máxima electronegatividad?

** 40.- La configuración electrónica de la capa externa de un elemento es: 5s25p5. Indica: si se trata de un metal o un no metal, a qué grupo de la T.P pertenece y cuál es su símbolo. Indica dos elementos que tengan mayor energía de ionización y otros dos de menos energía de ionización que el dado;  formula un compuesto iónico y otro covalente en que intervenga este elemento.

** 41.- El número atómico de dos átomos A y B es 17 y 20 respectivamente. a) escribe su configuración electrónica fundamental y el símbolo de cada uno. b) escribe el símbolo del ión más estable de cada uno. c) ¿cuál es el de mayor radio iónico? ¿qué tipo de sustancia se puede formar al reaccionar ambos elementos?. Razona la respuesta.

** 42.- Dados los siguientes elementos: K (Z = 19), S (Z = 16) y Cl (Z = 17). Ordénalos en orden creciente de: a) radio atómico y b) energía de ionización.

          

** 43.- Dados dos átomos de hidrógeno, en uno de ellos el electrón está en el orbital 1s y en el otro  en el orbital 4s. Explica: ¿Cuál es la configuración electrónica de cada uno de ellos? ¿Qué nivel posee mayor radio?; ¿qué electrón posee menos energía?, ¿qué átomo tiene mayor energía de ionización?

 

*** 44.- Los números atómicos del Na, K y Rb son respectivamente 11, 19 y 37. a) Ordena dichos elementos en cuanto a su radio atómico y a su energía de ionización  discutiendo las razones que determinan cada ordenación. b) Dibuja un diagrama que represente las energías relativas de los distintos orbitales del ión potasio y su ocupación por electrones.

** 45.- Escribe la configuración electróonica de los elementos con númeroo atómico: 38, 11, 14, 35 y 54 y contestar a las siguientes cuestiones: a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento? b) ¿qué estados de ooxidación serán los más frecuentes? c) ¿cuáles son metales y cuáles son no metales? d) ¿qué elemento es el más electropositivo y cuál el más electronegativo?

** 46.- El número de protones de los núcleos de 5 elementos son:

ELEMENTO                                             A            B           C             D           E

PROTONES                                              2             11          9              12          13.

Indica qué elemento: a) es un gas nooble, b) es el más electronegativo, c) es un metal alcalino, d) es un gas, e) presenta estado de oxidación negativo, f) forma un nitrato de fórmula X(NO3)2.

Tema 3

Diagramas de Lewis y geometría

** 1.- De los siguientes compuestos: NCl5 y PCl5, uno de ellos no existe. ¿Cuál es y por qué?.

** 2.-  Justificar, en base a la configuración electrónica del átomo central, la existencia de estas moléculas:  CO2 , PF3,  SO3

** 3.- Representar el ión OH- mediante un diagrama de puntos. Hacer un recuento de electrones para comprobar que tiene una carga negativa.

** 4.- Escriba las estructuras electrónicas de Lewis de las siguientes especies: F-, NH4+, etano, eteno y etino.

** 5.- Explica la forma geométrica de la molécula de H2O y justifica por qué el ángulo de enlace es menor de 109o.

** 6.- Representar según Lewis la estructura del ión nitrato indicando también su geometría.

*** 7.- Escriba la configuración de Lewis de la molécula de metano, e indique geometría,  ángulos de enlace y si la molécula es polar.

*** 8.- Indicar cuál es el número de coordinación del ión sodio en el cloruro sódico. ¿Qué estructura presenta el cloruro sódico?.

** 9.- Dibujad las estructura de Lewis y determinad la geometría molecular de las siguientes moléculas: cloruro de hidrógeno, trifluoruro de boro, acetileno, amoníaco, tetracloruro de carbono.

** 10.-  Dibujad las estructuras de Lewis de las siguientes especies: ión óxido, bromuro de hidrógeno, anión sulfato.

** 11.- Representad la estructura de Lewis para las siguientes moléculas: a) CF4, b) PCl5, c) PCl3, d) Br2. ¿Qué geometría asignaríais a las moléculas CF4 y PCl3?.

** 12.- Indicad la geometría de las moléculas: BeH2, BCl3 y CBr4.

** 13.- Indicad la configuración electrónica del átomo de boro en su estado fundamental y razonad cuál sería la geometría de la molécula BF3.

** 14.- La metilamina, CH3NH2, es el primer término de la serie de las aminas primarias. Representar esta molécula mediante un diagrama de Lewis. Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes.

** 15.- Indicar el número de pares de electrones enlazantes y no enlazantes en el entorno del átomo central de la siguientes especies: AsCl3, PBr3, H₃O⁺,BCl3, CO2. Indica la geometría de las moléculas.

** 16.- Justifique la geometría molecular de las siguientes especies: AsCl3, CO2, H3O+, BF3.

** 17.- Indicar si las siguientes moléculas tendrán o no enlaces múltiples: HCN, CS2, CO2 y BH3. ¿Cuál es su geometría?.

Tipos de enlace

** 18.- Explica  el hecho de que el H2O, HF y NH3 tengan puntos de ebullición  superiores  que  el resto de los compuestos de hidrógeno con los elementos de la misma familia.

** 19.- ¿Por qué los restantes elementos de la familia del oxígeno, nitrógeno o fluor no forman también enlace de hidrógeno, si su configuración electrónica externa es la misma que la de estos elementos?.

** 20.- El aspecto más sobresaliente del enlace en los compuestos del carbono es que el carbono puede formar cuatro enlaces con los átomos vecinos. Justifique este hecho.

** 21.- Clasificad las siguientes sustancias según su enlace sea iónico o covalente: agua, cloruro sódico, acetileno, cloro, fluoruro de cesio, óxido de magnesio, óxido de calcio y cloruro cálcico.

** 22.- ¿Qué número máximo de enlaces podrían formar los elementos  C , B,  As y Be con el flúor, si todos los electrones de valencia de estos átomos participaran en la formación de enlaces?.

** 23.- Clasificar como covalente polar, apolar o iónico el enlace químico que se formará entre los siguientes pares de elementos, explicándolo.a) Li y O; b) Br y I; c) O y O; d) Rb y F.

** 24.- Indicar el tipo de enlace, interatómico e intermolecular, de las siguientes sustancias: NaCl(s); C(diamante); H2(s); H2(g); NH3(g).

** 25.- Decir qué tipo de atracción o de enlace químico han de romperse para : a)  fundir cloruro sódico, b) sublimar naftalina (naftaleno, C10H8), c) disolver bromo en agua, d) disolver bromo en tetracloruro de carbono, e) fundir oro,f ) vaporizar agua, g) vaporizar C (diamante)

** 26.- Cuando reacciona cloro (gas) con sodio (sólido) se forma cloruro de sodio (sólido). Estas tres sustancias se caracterizan por poseer cada una un tipo de enlace diferente. Explique brevemente las características del enlace en cada una de ellas.

** 27.- Dadas las siguientes sustancias: a) Bromuro de cesio; b) Dióxido de nitrógeno; c) Yoduro cálcico; d) Sodio metálico. Indicar el tipo de enlace químico que predomina en cada una de ellas.

** 28.- Sean X e Y elementos del sistema periódico, de configuraciones electrónicas: 1s22s22p63s2 y 1s22s22p5, respectivamente. a) ¿Cuál será la fórmula más probable del compuesto formado entre X e Y?.  b) ¿Qué tipo de enlace existirá entre X e Y?.  Razónelo.

** 29.- ¿Cuál es la configuración electrónica del ión Ca2+ y qué tipo de enlace presentan el calcio elemental y el sulfato cálcico?. 

** 30.- Dados las siguientes sustancias: agua, hierro, cloruro potásico y amoniaco, indicar cual es el tipo de enlace químico que presentan.

** 31.- Dado los elementos A, B y C de números atómicos 9, 19 y 29, respectivamente, indica: a) sus configuraciones electrónicas. b) situación en la T.P. c) Tipo de enlace que formarían: A-A, B-B, C-C y A-B. d) ¿Será la sustancia A-B soluble en agua? ¿Por qué?

** 32.- Decir qué tipo de sustancia ( molecular, etc. ) es cada una de las siguientes: a ) sulfuro de hidrógeno, b ) diamante, c ) aluminio, d ) nitrato potásico.

Polaridad

*** 33.- Explica el hecho de que siendo el fósforo y silicio elementos próximos en la tabla periódica la molécula PF3 sea polar mientras que SiF4 no lo sea.

*** 34.- Dada la tabla adjunta, ordena según su polaridad, los siguientes enlaces: H--F, Cl--Cl, H--S, H--N, H--Cl, Cl--F, H--O, H--C.

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

                             Electronegatividad          4,0     3,5     3,0     3,0     2,5    2,5      2,1

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

                             Elemento                       F         O      Cl       N      C     S         H

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

** 35.- Justifique la polaridad o no polaridad de las moléculas de: CCl4 , SiH4 , BeI2 .

*** 36.- Dados los compuestos siguientes: OF2 ; BF3 ; NF3,  dibuja sus diagramas de Lewis, pronostica su tipo de enlace, la polaridad de los mismos  y su geometría .

*** 37.- Dibujar la estructura de Lewis y describir la forma geométrica de las siguientes moléculas: H2, NH3, HCHO (metanal), SO2. ¿Serán moléculas polares?.

*** 38.- Ordenar los siguientes enlaces según su  polaridad creciente, e indicar si alguno de ellos es iónico:

       a) Be--Cl,     b) C--I,     c) Ba--F,     d) Al--Br,     e) S--O,    f)  C--O.

Teniendo en cuenta las electronegatividades:

Elemento	Be	C	O	F	Al	S	Cl	Br	I	Ba
EN	1,5	2,5	3,5	4,0	1,5	2,5	3,0	2,8	2,5	0,9

*** 39.- Deducir la geometría de las molécula de H2O y CO₂, ángulos de enlace, naturaleza de los enlaces que se forman, polaridad de las moléculas y fuerzas intermoleculares que pueden presentar.

*** 40.- Representar las estructuras de Lewis de las siguientes moléculas, indicando la geometría molecular  y si es polar o apolar para las siguientes moleculas: SO2, CS2 y CF₂Cl₂.

*** 41.- Deducir la geometría y la polaridad de las siguientes moléculas: HCN, AsCl3 y SiH4.

*** 42.-  a) Escribid las estructuras de Lewis del tricloruro de fósforo y el trifluoruro de boro. b) Proponed una estructura para cada uno de ellos. c) Justificad el diferente comportamiento polar de ambas especies.

*** 43.- Ordenar según la polaridad creciente los enlaces de las siguientes moléculas: a) HI, HF, HBr, HCl; b) CH4, BH3, H2O, HF.

*** 44.- Concepto de polaridad del enlace covalente. Explique cuál sería el orden de mayor a menor polaridad de los enlaces  N-N, N-F y N-O.

*** 45.- Dadas las siguientes moléculas: diclorometano, tetracloruro de carbono, trifluoruro de boro y amoniaco; a) Justificar su geometría molecular. b) Indicar que moléculas presentan momento dipolar.

*** 46.- Represente las estructura de Lewis, indicando geometría molecular y polaridad de las moléculas: NH3, OF2, SnBr2. Razone las respuestas.

 

 

 

Enlace y propiedades

*** 47.- Dados los compuestos siguientes: NaCl, NaI, KCl, LiF, ordenarlos según un orden creciente de distancia interiónica.

** 48.- Indica la diferencia entre las propiedades físicas del cobre, del dióxido de carbono y del fluoruro de cesio a partir del tipo de enlace de cada uno.

** 49.- Dados los elementos A y B de números atómicos 9 y 19 respectivamente, indica: a) Tipo de enlace que formarían: A-A, B-B y A-B.  b) ¿Sería el compuesto  A-B soluble en agua? ¿Por qué?.

** 50.- Explica muy brevemente por qué el agua disuelve a los compuestos iónicos mientras que el CCl4 no lo hace.

** 51.- Clasificad las siguientes especies químicas como sólidos, líquidos o gases a temperatura ambiente: HCl, CH3COOH, CO2, NH3, Cl2, NaOH, I2, Fe, CaCO3, KCl, NiCl2, NaI, CH4.

                                                                                                                                                            

** 52.- Dad ejemplos de cinco elementos que sean gases, cinco que sean sólidos y uno que sea líquido a temperatura ambiente.

** 53.- Escribir las estructuras de Lewis para el CH4 y el NH3. ¿Qué tipos de fuerzas intermoleculares mantienen unidas a las moléculas de ambos compuestos en estado sólido?. ¿Cuál de las dos sustancias tendrá punto de fusión más elevado?. ¿Por qué?.

** 54.- Ordenar y justificar las siguientes sustancias según sus puntos de fusión crecientes: NaCl, He, Br2, Fe.

** 55.-  Entre las siguientes sustancias: 1) sodio, 2) silicio, 3) metano, 4) cloruro potásico y 5) agua, escoger las más representativas de:  a) Una sustancia ligada por fuerzas de Van der Waals, que funde muy por debajo de la temperatura ambiente. b) Una sustancia de alta conductividad eléctrica, que funde alrededor de los 200oC. c) Un sólido covalente de muy alto punto de fusión. d) Una sustancia no conductora que se transforma en conductora al fundir. e) Una sustancia con enlaces de hidrógeno.

** 56.-  Clasificar cada uno de los sólidos siguientes según la naturaleza del enlace: a) amalgama de dentista (70% de Hg y 30% de Cu); b) bolas de naftalina (naftaleno, C10H8);  c) C (diamante);  d) cloruro de rubidio, RbCl. Asignar a cada uno de ellos la propiedad siguiente que les cuadre más: 1) Muy duro. 2) Blando como la cera. 3) Punto de fusión por encima de los 2000 K. 4) Conductividad eléctrica elevada. 5) Maleable. 6) Con brillo metálico. 7) Cristal que se quiebra fácilmente al golpearlo. 8) Soluble en agua  dando una disolución conductora. 9) Aislante que se convierte en conductor eléctrico al fundirse. 10) Con olor fácilmente detectable.

** 57.- Entre las siguientes sustancias: a) Li, b) diamante, c) bromuro de cesio y d) agua:

I) ¿Cuál de ellas está formada por moléculas unidas por enlaces de hidrógeno?. II) ¿Cuál de ellas es  conductora?. III) ¿Cuál de ellas presenta mayor punto de fusión?. IV) ¿Cuál de ellas es un aislante pero conduce la corriente eléctrica al disolverla en agua?. Razone las respuestas.

** 58.- El elemento de número atómico 38 se combina con el elemento de número atómico 16. a) Indicar la configuración electrónica de los átomos de estos elementos en estado fundamental y señalar a qué grupo de la tabla periódica pertenece cada uno de ellos. b) Indicar el tipo de enlace y algunas propiedades del compuesto que resulta.

** 59- Dadas las siguientes sustancias: H2, NaF, H2O, C(diamante) y CaSO4:  Indique los tipos de enlace que presentan. y el estado de agregación, a 250C y presión atmosférica, que cabria esperar en cada caso.

** 60.- Dados los siguientes compuestos NO, H2S y K2SO4, se pide razonar para cada uno de ellos:  a) ¿En qué tipo de compuesto lo clasificarías? b) Estado de agregación previsible a temperatura ordinaria.

** 61.- A 272 K el magnesio, el agua y el diamante son sólidos pero la naturaleza de sus retículos es muy distinta. Explicar los tipos de sólidos que forman y deducir algunas propiedades directamente relacionadas con su estructura.

** 62.- Dar una explicación a los siguientes hechos: a) El cloruoro de sodio tiene un punto de fusión de 800oC, en cambio el cloro es un gas a temperatura ambiente. b) El diamante no conduce la corriente eléctrica, mientras que el niquel si lo hace, ¿y el grafito? c) El flúor es una sustancia molecular, mientras que el fluoruro de cesio es iónico.

** 63.- Clasifique como: metálico, covalente, iónico o molecular. a) Un sólido que conduce la corriente eléctrica. b) Un sólido que no es conductor, pero sí lo es cuando se funde . c) Un sólido aislante que no se disuelve en agua y que funde a 2000oC. d) Un sólido aislante que se disuelve en agua dando una disolución conductora de la electricidad.

** 64.- Naturaleza de las fuerzas de Van der Waals. Seguidamente se dan los siguientes puntos de ebullición que corresponden a los gases nobles: Ne, Ar y Kr: : -152,3 oC, -246,048 oC y -185,7 oC. Diga a qué gas noble corresponde cada punto de ebullición, explicando su respuesta.

** 65.- Diga qué tipo de sólido (molecular, covalente, iónico o metálico) forma cada una de las siguientes sustancias, explicándolo: (i) agua, (ii) silicio, (iii) magnesio, (iv) sal común. Para cada uno de ellos, determine las siguientes propiedades físicas: a) punto de fusión (alto, medio, bajo); b) conductividad eléctrica (conductor, aislante).

*** 66.- Dadas las siguientes sustancias: litio, etano, fluoruro de sodio y sílice (dióxido de silicio), clasificarlas atendiendo al tipo de enlace que presenta: a) Según su dureza. b) La que mejor conduce en estado sólido. c) La que presenta las fuerzas intermoleculares más débiles. d) La más soluble en disolventes polares.

Tema 4

TERMOQUIMICA

1. - Procesos endotérmicos y exotérmicos:

** 1.- Explica cuáles de los siguientes procesos serán exotérmicos y cuáles endotérmicos:

                                      a) NaCl(s) ---> NaCl(l);                             b) H2O(l) ---> H2O(g);

                                      c) H2O(l) ---> H2O(s)                                d) C(graf) ---> C(g);    

                                      e) Pb(l) ---> Pb(s);                                     f) He(l) ---> He(g);

¿Qué tipo de enlace se rompe o se forma (total o parcialmente) en cada caso?

2. - Determinación experimental del calor de reacción:

** 17.-Describa una experiencia para determinar el calor de neutralización del HCl por el NaOH. Si en esta experiencia, en vez de utilizar una disolución de HCl se utilizase una disolución de NO3H de concentración análoga, ¿hubiera obtenido un valor muy semejante o muy diferente para el calor de neutralización? Razone su respuesta.

(*)** 26.- En un experimento de laboratorio se determina el calor de reacción entre una disolución de HCl y una disolución de NaOH. a) Describir brevemente el experimento. b) Definir la entalpía de neutralización ¿Cómo se relaciona esta magnitud con los datos obtenidos en el laboratorio?.

** 2.- Sabiendo:  NaOH(aq) + HCl(aq) --> NaCl(aq) + H2O(l) DH ° = -13,5 kcal. Calcula: a) el calor desprendido cuando reaccionan 100 mL de NaOH 0,5 M con 100 mL de HCl 0,5 M; b) el incremento de temperatura que experimentará la disolución resultante, suponiendo que absorbe todo el calor desprendido en la reacción y que su calor específico y densidad son igual que los del agua pura (1 cal/g.°C y 1 g/mL).

3. - Cálculo directo de entalpia:

** 3.- Cuando se forma 1 mol de HI (g) a partir de H2 (g) y I2 (g), estando reactivos y producto a 25°C y 1 atm, se desprenden 26,3 kJ. Deduce el valor de DH° para las siguientes reacciones:

 a) H2(g) + I2(g) ----> 2 HI(g)                            b) 2 HI(g) ----> H2(g) + I2(g)

4. - Entalpia de formación estandar:

** 7.- a) Calcula la entalpía estándar de formación del ozono (O3) gas, sabiendo:

3 O2(g) ---> 2 O3(g) DH° = +68 kcal

b) ¿Alguno de los siguientes DH° es la entalpía estándar de formación del agua líquida?:

                                      H+(aq) + OH-(aq) ---> H2O(l)                  DH° = -13,6 kcal

                                      2 H2(g) + O2(g) ---> 2 H2O(l)                    DH° = -136,6 kcal

5. - Ley de Hess:      

** 4.- Calcula DH° para la reacción  C(grafito) ----> C(diamante)  a partir de los siguientes datos:   

                                      C(graf) + O2(g) ---> CO2(g)                     DH° = -393 kJ

                                      C(diam) + O2(g) ---> CO2(g)                    DH° = -395 kJ

** 5.- Determina DH° para la reacción de formación del etano (C2H6) gas a partir de sus elementos (H2 gas y C grafito) con los siguientes datos:

                             C(grafito) + O2(g) ---> CO2(g)                                    DH°1 = -395 kJ

                             H2(g) + 1/2 O2(g) ---> H2O(g)                                    DH°2 = -242 kJ

                             C2H6(g) + 7/2 O2(g) ---> 2 CO2(g) + 3 H2O(g)          DH°3 = -1425 kJ

** 6.- Con los siguientes datos:

                    a) B2H6(g) + 3 O2(g) ---> B2O3(s) + 3 H2O(g)             DH°1 = -1939 kJ

                    b) 4 B(s) +    3 O2(g) ---> 2 B2O3(s)                            DH°2 = -1182 kJ

                    c) H2(g) + 1/2 O2(g) ---> H2O(l)                                   DH°3 =  -286 kJ

                    d) H2O(l) ---> H2O(g)                                                  DH°4 =  +41 kJ

Calcula DH° para la reacción de formación del diborano (B2H6) gas a partir de sus elementos (B sólido y H2 gas).

** 8.- Calcula la entalpía de combustión del amoníaco en cada uno de los siguientes casos:    

a) los productos de la reacción son N2(g) y H2O(g)       

b) los productos de la reacción son NO(g) y H2O(g)

Datos: entalpías estándar de formación, NH3(g) = -46,14 kJ/mol;

                        NO(g) = 90,29 kJ/mol; H2O(g) = -223,67 kJ/mol

** 9.- Cuando un mol de metanol se quema según la ecuación:

CH3OH(l) + 3/2 O2(g) ---> CO2(g) + 2 H2O(l)    se desprenden 726 kJ. Calcula: a) La entalpía estándar de formación del metanol(l); b) La entalpía estándar de formación del metanol(g) sabiendo que la entalpia de vaporización es 35 kJ/mol.

Datos: Entalpías estándar de formación:   CO2(g) = -393.13 kJ/mol; H2O(l) = -286 kJ/mol

** 10.- Calcula la entalpía DH de la reacción: CaC2(s) + 2 H2O(l) ---> Ca(OH)2(s) + C2H2(g) a la temperatura de 25°C.

   Datos: Entalpía de formación          DH f/kJ/mol          compuesto

                                                         -394                     CO2(g)

                                                         -286                     H2O(l)

                                                         -56                       CaC2(s)

                                                         -987                     Ca(OH)2(s)

   C2H2(g) + O2(g) ---> 2 CO2(g) + H2O(l) DH = -1300 kJ/mol de C2H2.

** 11.- Calcula la entalpía de hidrogenación del etileno (C2H4) a partir de los siguientes datos.

   C2H6(g) + 7/2 O2(g) ---> 2 CO2(g) + 3 H2O(l) DH = -1559 kJ

   C2H4(g) + 3 O2(g) ---> 2 CO2(g) + 2 H2O(l) DH = -1410 kJ

   Entalpías estándar de formación (kJ/mol):   CO2(g) = -393.13 ; H2O(l) = -286

** 12.- La hidracina (N2H4) y el peróxido de hidrógeno (H2O2) arden por contacto. La reacción que tiene lugar es:  N2H4(l) + 2 H2O2(l) ----> N2(g) + 4 H2O(g) ¿Cuá  es el calor de reacción?. Datos: entalpías estándar de formación en kcal/mol:   de la N2H4(l): 12;  del H2O2(l): -45 y del H2O(g): -57,8.

*** 13.-Un método que permite utilizar la energía solar para la calefacción es el siguiente: sulfato sódico decahidratado (Na2SO4.10H2O) se sitúa en un depósito cerrado en el tejado de la casa. Durante el día (cuando la temperatura es alta) se produce la reacción:

Na2SO4.10H2O(s) ----> Na2SO4(s) + 10 H2O(l)

Durante la noche (cuando la temperatura baja) se produce la reacción opuesta y se vuelve a formar el sulfato decahidratado. El calor liberado durante la noche se introduce en la casa mediante un sistema de ventiladores. ¿Qué cantidad de calor introduciría en la casa una carga de 322 kg de Na2SO4.10H2O. Datos: entalpías de formación estandar en kcal/mol: Na2SO4.10H2O(s): -1033,5; Na2SO4(s): -331; H2O(l): -68,3.

** 14.- El metanol es un combustible potencial del futuro. Se obtiene industrialmente a presiones elevadas, a unos 298 K en presencia de un catalizador. Calcular la entalpía correspondiente a la obtención de 1 g de metanol según la reacción:

                      2 H2(g) + CO(g) <===> CH3OH(l).

Datos: Combustión del metanol a dióxido de carbono y agua líquida DH =-726,6  kJ/mol.

Formación de dióxido de carbono DH = -393,5 kJ/mol; 

Formación de monóxido de carbono DH = -110,5 kJ/mol;

Formación de agua líquida DH = -285,5 kJ/mol.

** 15.- A partir de los datos siguientes a 25°C: a) Hidrogenación del eteno DH = -137,10 kJ/mol b) Combustión del eteno DH = -1411 kJ/mol. c) Formación de agua DH = -285,5 kJ/mol. Calcular la entalpía de combustión del etano y el calor desprendido en la combustión de 1 m3 de etano en condiciones normales.

** 16.- La entalpía de combustión del n-butano(g) para dar dióxido de carbono(g) y agua(líquida) a 25°C es de -688 kcal/mol. Las entalpías de formación de estas dos últimas susbtancias, en las mismas condiciones, es de -94 y -68,3 kcal/mol, respectivamente. Calcule la entalpía de formación del n-butano(g).

** 17.- Se dan los siguientes datos de combustión a 298 K y 1 atm.:

                         C(graf) + O2(g) ----> CO2(g)                                       DH°1 = -94 kcal

                         H2(g) + 1/2 O2(g) ----> H2O(g)                                    DH°2 = -68 kcal

                         C6H6(l) + 15/2 O2(g) ----> 3 H2O(g) + 6 CO2(g)         DH°3 = -781 kcal

Calcular el calor de formación del benceno: 6 C(graf) + 3 H2(g) ----> C6H6(l) DH°4

** 18.- Las entalpías de formación del H2O(g) y del CO(g) son, respectivamente, (en condiciones estandar) -57,8 y -28,6 kcal/mol. Hallar la entalpía de reacción del carbono con el vapor de agua para formar CO y H2 y determinar si dicha reacción es endotérmica o exotérmica.

** 19.-Calcular el calor de reacción del etanol (líquido) con oxígeno, con formación de ácido acético (líquido) y agua líquida, sabiendo que en la combustión de 1g de alcohol y 1 g de ácido acético en las condiciones estándar se desprenden 7.130 cal y 3.466 cal, quedando el agua formada en estado líquido. 

** 20.-El calor de formación del gas butano a partir de sus elementos es -29,8 kcal/mol, mientras que los calores de formación del dióxido de carbono y vapor de agua son, respectivamente, -94 y -57,8 kcal/mol. Escribir y ajustar la reacción de combustión del butano y calcular las kcal que podrá  suministrar una bombona de butano con 4 kg de butano.  

** 21.-La entalpía de formación del CO se ha de determinar indirectamente, pues durante la combustión del carbono siempre se producen mezclas de CO y CO2. Se sabe que la entalpía de formación del CO2 es -94,05 kcal/mol y que la entalpía de reacción del proceso CO(g) + 1/2 O2(g) = CO2(g) vale -67,64 kcal. Calcular la entalpía de formación del monóxido de carbono y definir qué se entiende por entalpía de formación.

** 22.- El calor desprendido en la reacción de combustión del acetileno, con formación de CO2(g) y H2O(l) es de 317,7 kcal/mol a 25°C. La entalpía de formación del agua líquida en condiciones estándar es de -68,32 kcal/mol, y la correspondiente al CO2 en condiciones estándar, -94,1 kcal/mol. a) Escribir la ecuación que representa la combustión del acetileno. b) Calcula la entalpía de formación en condiciones estándar del acetileno y califica la reacción de formación del acetileno como endotérmica o exotérmica.

** 23.- En la combustión de 3,05 g de etanol (C2H5OH (l)) a 25oC se desprenden 90,45 kJ. En la combustión de 3,05 g de etanal (C2H4O (l)) se desprenden 80,90 kJ.

a) Calcular la entalpía de formación del etanol a la misma temperatura. b) La oxidación parcial del etanol con oxígeno produce etanal y agua. Calcula la entalpía de esta reacción.

?Hof (dióxido de carbono(g)) = -393,51 KJ/mol; ?Hof (agua(l)) = -285,83 KJ/mol;

5. - Termoquímica y estequiometria:

*** 24.- Si suponemos que la gasolina es octano: a) calcular el volumen de aire medido a 25°C y una atmósfera que se necesita para quemar un tanque de gasolina (75 L).

b) Si la entalpía de combustión del C es                                DH° = -393,5 kJ.mol-1

              "              "                      H2 es                               DH° = -285,8   "

              "       formación del octano es                                  DH° =  249,8   "

Calcular el calor desprendido al quemar un tanque de gasolina.

Datos: contenido de oxígeno en el aire: 21% molar. Densidad del octano: 0,8 g.mL-1.

*** 25.- El metanol ha sido propuesto como un sustituto de la gasolina en los motores de los automóviles. Calcular el volumen de metanol que por combustión proporciona el mismo cambio de entalpía que 1 litro de gasolina. Datos:

Entalpía de combustión del carbono                                DH° = -393,51 kJ mol-1.

Entalpía de combustión del hidrógeno                              DH° = -285,83 kJ mol-1.

Entalpía de formación del metanol                                   DH° = -238,66 kJ mol-1.

Entalpía de combustión de un litro de gasolina                 DH° = -32.640 kJ.

Densidad del metanol d = 0,79 g mL-1.

*** 26.- a)Cuando se calienta el carbonato de calcio, se descompone dando óxido de calcio y dióxido de carbono. Calcular la entalpía de la reacción. b) Calcule el volumen de butano líquido (densidad = 0,8 g.mL-1) que hay que quemar en un horno para conseguir el calor necesario para descomponer 100 kg de roca caliza con un contenido de 82% de carbonato de calcio. (En la combustión del butano se forman dióxido de carbono y vapor de agua). Entalpías de formación estandar: Carbonato de calcio (s) = -1206,90 kJ mol-1; óxido de calcio(s) = -635,09 kJ mol-1; dióxido de carbono(g) = -393,91 kJ mol-1; butano(l) = -146,14 kJ mol-1, agua(g) = -241,82 kJ mol-1.

EQUILIBRIO QUIMICO

1. - Cálculo de constantes de equilibrios homogéneos.

** 1.- Se ha realizado la reacción N2O4(g) <===> 2 NO2(g) varias veces, con distintas cantidades, siempre a 134 °C. Una vez alcanzado el equilibrio las concentraciones de las dos substancias en cada muestra fueron:

                             muestra nº                     1                 2                3

                             [N2O4]/(moles/l)             0,29            0,05           -

                             [NO2]/(moles/l)              0,74            -                 0,3

Completa la tabla.

** 2.- a) Una mezcla en equilibrio para la reacción 2 H2S(g) <===> 2 H2(g) + S2(g) contiene 1,0 moles de H2S;  0,20 moles de H2 y 0,80 moles de S2 en un recipiente de 2 l. Calcula Kc a la temperatura de la mezcla. b) Otra mezcla a la misma temperatura contiene en un recipiente igual, 0,1 moles de H2 y 0,4 moles de S2, calcula cuántas moles de H2S habrá en la mezcla.

** 3.- Un recipiente contiene una mezcla de N2, H2 y NH3 en equilibrio. La presión total en el recipiente es 2,8 atm, la presión parcial del H2 es 0,4 atm y la del N2, 0,8 atm. Calcula Kp para la reacción en fase gaseosa N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) a la temperatura de la mezcla.

** 4.- Cuando se mezclan 1 mol de N2 y 3 moles de H2 a cierta temperatura y a una presión constante de 10 atm se obtienen 0,4 moles de NH3 en el equilibrio. Se pide: a) los moles de cada gas en el equilibrio; b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio; c) Kp para la reacción N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) a la temperatura a la que se hizo la  reacción.

** 5.- Se mezclan 0,84 moles de PCl5 y 0,18 moles de PCl3 en un recipiente de 1 litro. Cuando se alcanza el equilibrio existen 0,72 moles de PCl5. Calcula Kc a la temperatura del sistema para la reacción PCl5(g) <===> PCl3(g) + Cl2(g).

** 6.- Si se calientan 46 g de yodo y 1 g de hidrógeno a 450 °C, la mezcla en equilibrio contiene 1,9 g de yodo. Se pide: a) moles de cada gas en la mezcla en equilibrio; b) Kc para la reacción H2(g) + I2(g) <===> 2HI(g) a 450 ºC.

** 7.- A 500 K el PCl5 se descompone parcialmente dando PCl3 y Cl2. Se sabe que si se introduce 1 mol de PCl5 en un recipiente de 1 l y se calienta hasta 500 K, un 14 % del mismo se descompone según la ecuación PCl5(g) <===> PCl3(g) + Cl2(g). Calcula Kc para dicha

reacción a dicha temperatura.

** 8.- Se introduce en un matraz de 2 litros una mezcla de 2 moles de gas Br2, y 2 moles de Cl2. A cierta temperatura se produce la reacción: Br2(g) + Cl2(g) <===> 2BrCl(g). Cuando se establece el equilibrio se determina que se ha gastado el 9,8% de bromo. Calcúlese la constante de equilibrio para la reacción.

2. - Relación entre las constantes: Kc y Kp.

** 9.- Analizada una muestra de un gas encerrado en un recipiente de 5 l a una temperatura de 600 K que se encontraba en equilibrio químico, se observó que estaba compuesto por amoníaco, nitrógeno e hidrógeno en concentraciones 5.10-4 M, 0,02 M y 0,02 M, respectivamente. A partir de estos datos, obtener los valores de las constantes de equilibrio Kp y Kc para la reacción: 3H2(g) + N2(g) === 2NH3(g).

** 10.- Formule la expresión de Kp para cada una de las siguientes ecuaciones químicas:

1) SO2(g) + 1/2 O2(g) = SO3(g)           2) 2SO2(g) + O2(g) = 2SO3(g) DHº = -197 kJ

Compare ambas expresiones y comente las analogías y diferencias. ¿Cuál es la relación existente entre Kp y Kc para cada una de estas ecuaciones químicas?

** 11.- Dadas las siguientes ecuaciones: 1) CO(g) + H2O(g) <===> CO2(g)+H2(g) 2) 2SO2(g) + O2(g)<===> 2SO3(g)  3) N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g). Escribe la relación entre Kc y Kp para cada una.

** 12.- La siguiente mezcla es un sistema en equilibrio: 3,6 moles de hidrógeno, 13,5 moles de nitrógeno y 1 mol de amoníaco a una presión total de 2 atm y a una temperatura de 25 °C. Se pide: a) la presión parcial de cada gas; b) Kc y Kp para la reacción N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) a 25 °C.

** 13.- Se introduce una muestra de pentacloruro de fósforo en un frasco a una temperatura de 427°C. El pentacloruro se disocia parcialmente produciendo cloro y tricloruro de fósforo:

                                     PCl5(g) <===> Cl2(g) + PCl3(g)

Si las presiones parciales del cloro y del pentacloruro son, respectivamente, 0,5 y 0,4 atm, calcular los valores de Kc y Kp, así como las fracciones molares de los componentes de la mezcla en equilibrio.

3. - Cálculos en el equilibrio:

5 mol de Cl2                       2 mol de Cl2                               1 mol de Cl2                       2 mol de CO                       2 mol de CO                              1 mol de CO                      20 mol COCl2                    20 mol COCl2                            6 mol COCl2

** 14.- La constante de equilibrio para la reacción Cl2(g) + CO(g) <===> COCl2(g) es Kc = 5 (mol/l)-1 a cierta temperatura. Se tienen las siguientes mezclas en respectivos recipientes, todos de 1 l:

                             a)                                          b)                                                c)

¿Está cada uno de estos sistemas en equilibrio? Si no, ¿en qué sentido evolucionarán?

** 15.- Si 1 mol de etanol se mezcla con 1 mol de ácido acético a la temperatura ambiente, la mezcla en equilibrio contiene 2/3 mol de acetato de etilo. Se pide: a) Kc para la reacción:

CH3-CH2OH(l) + CH3-COOH(l) <===> CH3-COO-CH2-CH3 (l) + H2O(l)

b) cuántos moles de éster habrá en el equilibrio si se mezclan 3 moles de etanol y 1 mol de ácido acético.

** 16.- La constante de equilibrio para la reacción CO(g) + H2O(g) <===> CO2(g)  + H2(g) es 4 a cierta temperatura. Se introducen 0,6 moles de CO y 0,6 moles de vapor de agua en un recipiente de 2 l a esa temperatura. Calcula el número de moles de CO2 en el equilibrio.

** 17.- Para la reacción H2(g) + I2(g) <===> 2HI(g), K = 50 a 450 °C. En un recipiente de un litro se introducen 1 mol de H2, 1 mol de I2 y 2 moles de HI, a) determina en qué sentido se producirá reacción; b) calcula cuántos moles de cada gas habrá cuando se alcance el equilibrio.

** 18.- Kp para la reacción N2O4(g) <===> 2NO2(g) tiene un valor de 66 atm a 134 °C. Se introduce 1 mol de N2O4 en un recipiente y se calienta hasta 134 °C. en el equilibrio la presión es 10 atm. Calcula cuántos moles de NO2 habrá en la mezcla en equilibrio.

** 19.- Se desea obtener 1 mol de acetato de etilo a partir de etanol y acético según la reacción:

CH3-CH2OH(l) + CH3-COOH(l) <===> CH3-COO-CH2-CH2(l) + H2O(l)

La constante de equilibrio tiene un valor de 4 a 20 °C. Calcula las cantidades de reactivos que se han de mezclar en proporción estequiométrica.

** 20.- La reacción CH3-(CH2)2-CH3 (g) <===> CH(CH3)3 (g) tiene una constante de equilibrio de 2,5 a cierta temperatura. Si inicialmente se introduce 1 mol de butano y 0,2 moles de metil-propano, calcula el porcentaje de butano que se convierte en metilpropano.

*** 21.- A una temperatura determinada se produce la reacción:   Xe(g) + 2F2(g)<===> XeF4(g)     a) Se mezclan 0,4 moles de Xe con 0,8 moles de F2, en un recipiente de 2 litros.  Cuando se alcanza el equilibrio, el 60 % del todo el Xe se ha convertido en XeF4. Hallar Kc. b) Se mezclan 0,4 moles de Xe con -y- moles de F2 en el mismo recipiente. Cuando se alcanza el equilibrio, el 75 % de todo el Xe se ha convertido en XeF4. Hallar e valor de -y-.

** 22.- Se introducen 0,1 moles de N2O4 en un recipiente de 2 L de capacidad y se calienta hasta 25 °C, sabiendo que Kc para la reacción N2O4(g) <===> 2NO2(g) es 0,006 mol/l a 25 °C, obtén las concentraciones en la mezcla en equilibrio.

** 23.- Un recipiente de un litro contiene una mezcla en equilibrio según la reacción:

PCl5(g) <===> PCl3(g) + Cl2(g). Las concentraciones de equilibrio son 0,2, 0,1 y 0,4 moles/l, respectivamente. a) Calcula Kc. b) Se añade, sin modificar el volumen, 0,1 moles de Cl2, calcula la concentración de PCl5 cuando de nuevo se alcance el equilibrio.

** 24.- Se encontró que la composición de equilibrio para la siguiente reacción CO(g) + H2O(g) <===> CO2(g) + H2(g) era 0,1; 0,1;  0,4 y 0,1 moles, respectivamente, en un matraz de 1 litro. Se añadieron a al mezcla en equilibrio (sin modificar el volumen) 0,3 moles de H2. Calcula la nueva concentración de CO2 una vez restablecido el equilibrio.

*** 25.- En un recipiente de 1,3 l de capacidad se tiene 2,6 g de tetróxido de dinitrógeno a 27°C. Cuando se alcanza el equilibrio, la presión en el recipiente es de 0,6 atm. Calcular el grado de disociación del equilibrio: N2O4(g) <===> 2NO2(g).

4. - Equilibrios Heterogéneos:

** 26.- El óxido de mercurio(II) se descompone reversiblemente al calentarse, en vapor de mercurio y oxígeno. Cuando esta operación se realiza en recipiente cerrado, en el que previamente se ha hecho el vacío, se alcanza una presión total en el equilibrio de 150 mm de Hg a 400 °C. Determina el valor de la constante de equilibrio Kp a dicha temperatura para la reacción:                     2HgO(s)  =   2Hg(g) + O2(g).

** 27.- En un recipiente cerrado se coloca una cantidad de carbamato de amonio que se descompone según la reacción: NH4(NH2-COO)(s) <===> 2NH3(g) + CO2(g). Una vez alcanzado el equilibrio a 20 °C, la presión en el recipiente ha aumentado en 0,08 atm. Calcula Kc para dicha reacción.

** 28.- En una vasija de 200 mL en la que se encuentra azufre sólido, se introducen 1 gramo de hidrógeno y 3,2 g de H2S. Se calienta el sistema a 380 K con lo que se establece el equilibrio H2S (g) <===> H2 (g) + S (s)   Kc = 7,0.10-2. Hallar la presión parcial de ambos gases en el equilibrio.

** 29.- Para la reacción en equilibrio a 25 °C: 2ICl(s) <===> I2(s) + Cl2(g) la constante Kp vale 0,24 cuando la presión se expresa en atmósferas. En un recipiente de dos litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de ICl(s). a) ¿Cuál es la concentración de Cl2(g) cuando se alcance el equilibrio? b) ¿Cuántos gramos de ICl(s) quedarán en el equilibrio?.

*** 30.- A 1000°C la presión de CO2 en equilibrio con CaO y CaCO3 es 0,039 atm a) Determina Kp para la reacción CaCO3(s) <===> CaO(s) + CO2(g); b) si se introduce CaCO3 en un recipiente que contiene CO2 a una presión de 0,5 atm ¿se produce reacción?; c) ¿cuál será la presión final?; d) ¿Y si la presión del CO2 en el recipiente fuera de 0,01 atm?.

*** 31.- El sulfato de hierro(II) se descompone según: 2 FeSO4(s) <===> Fe2O3(s) + SO2(g) + SO3(g). Cuando se realiza la descomposición a 929°C en un recipiente cerrado, inicialmente vacío, la presión en el equilibrio es 0,9 atm; a) determina Kp a dicha temperatura; b) determina la presión en el equilibrio si el FeSO4 se introdujera en un matraz a 929 °C que contuviera inicialmente SO2(g) a una presión de 0,6 atm.

** 32.- Cuando el dióxido de estaño se calienta en presencia de hidrógeno, se produce la reacción siguiente: SnO2(s) + 2H2(g) <===> Sn(s) + 2H2O(g) Si los reactivos se calientan en un recipiente cerrado a 500 °C, se llega al equilibrio con unas concentraciones de H2 y H2O de 0,25 moles.l-1, de cada uno. a) Calcula Kc. b) Se añade 0,25 moles.l-1 de H2 al recipiente, ¿Cuáles serán las concentraciones de H2O e H2 cuando se restablezca el equilibrio? c) ¿Pueden encontrarse en equilibrio un mol de H2 y dos moles de H2O a la misma temperatura? Justifica la respuesta.

** 33.- Cuando el cloruro amónico se calienta a 275°C en un recipiente cerrado de 1 litro, se descompone dando lugar a cloruro de hidrógeno gaseoso y amoníaco gaseoso alcanzándose el equilibrio. La constante Kp = 1,04.10-2 atm2. ¿Cuál será la masa de cloruro amónico que queda sin descomponer cuando se alcanza el equilibrio si en la vasija se introducen 0,980 g de sal sólida?.

*** 34.- En un recipiente que contiene NH3(g) a una presión de 0,5 atm, se colocan 5 gr de NH4HS(s). a) Hallar la presión total del gas que llenará el recipiente, una vez que se haya alcanzado el equilibrio. b) Hallar la fracción molar de cada uno de los gases presentes en el equilibrio. c) ¿Cuál hubiera sido el resultado de las dos preguntas anteriores si en vez de depositar 5 gramos de NH4HS(s) se hubiesen introducido 10 g.

   Datos: NH4HS(s) <===> NH3(g) + SH2(g)         Kp=0,11 atm2.

** 35.- A 600 K se introduce en un matraz 1 mol de CO2 y C en exceso, la presión total en el interior del recipiente es de 1 atm. Cuando se alcanza el equilibrio manteniendo constante la temperatura, la presión total en el recipiente es 1,5 atm. Calcular: a) Kp a 600 K para el equilibrio CO2(g) + C(s) <===> 2CO(g); b) número de moles de CO2 y CO presentes en el equilibrio.

4. -Perturbaciones del estado de equilibrio.

** 36.- Se tienen los siguientes sistemas en equilibrio: a) CaCO3(s) <===> CaO(s) + CO2(g)     b) C(graf) + CO2(g) <===> 2CO(g). Prediga, justificando la respuesta, en qué sentido se producirá reacción si 1) añadimos CO2 sin modificar el volumen; 2) eliminamos CO2 (haciéndolo reaccionar con NaOH) sin modificar el volumen.

** 37.- Indica, justificando la respuesta, cuál será el efecto de un aumento de la presión (disminución del volumen) a temperatura constante en cada uno de los siguientes sistemas en equilibrio?

                    a) N2O4(g) <===> 2NO2(g)             b) CO(g) + 2H2(g) <===> CH3OH(g)

                    c) H2(g) + I2(g) <===> 2HI(g)          d) CaCO3(s) <===> CaO(s) + CO2(g)

** 38.- Considera las siguientes reacciones:

                                       a) 2SO2(g) + O2(g) <===> 2SO3(g)         DH = -197 kJ

                                       b) N2O4(g) <===> 2NO2(g)                    DH = +94 kJ

                                       c) N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g)           DH = -22 kJ

Explica en qué sentido se producirá reacción si, una vez alcanzado el equilibrio, se eleva la temperatura.

** 39.- Considerar el siguiente equilibrio: C(s) + 2H2(g) <===> CH4(g) DH°= -75 kJ. Predecir cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los siguientes cambios: a) disminución de la temperatura; b) adición de C(s); c) disminución de la presión de H2; d) disminución del volumen de la vasija donde tiene lugar la reacción.

** 40.- En la obtención del ácido sulfúrico, una etapa importante es la correspondiente a la oxidación del dióxido de azufre gaseoso para formar el trióxido según la reacción:

                     SO2(g) + 1/2 O2(g) <====> SO3(g) DHº = -88,6 kJ.   

a) ¿Cómo se modificará el equilibrio al elevar la temperatura? ¿Cambiará la constante de equilibrio? b) ¿Qué sucederá si se duplica el volumen de la vasija de reacción?

** 41.- Considere el equilibrio: 2SO2(g) + O2(g) = 2 SO3(g) DHº = -197 kJ. Indique cómo variará la concentración de SO3 en los casos siguientes: a) al pasar de 25 ºC a 500 ºC. b) Al aumentar la presión total del sistema a temperatura constante. c) al añadir un catalizador al medio. d) al reducir el volumen del recipiente a la mitad.

** 42.- Sea el sistema en equilibrio: Xe(g) + 2F2(g) <===> XeF4(g) para el cuál DH  = -218 kJ/mol. a) Escriba la expresión de la constante de equilibrio Kc. b) Predecir cuál será el efecto que tendrá sobre la composición de la mezcla en equilibrio cada una de las siguientes operaciones, explicándolo: b.1) Aumento del volumen del recipiente. b.2) Disminución de la temperatura. b.3) Adición de Xe(g) a volumen constante.

** 43.- Considere el equilibrio: N2(g) + 3H2(g) <==> 2NH3(g) DH º = -92,4 kJ que se desarrolla en un recipiente de volumen fijo. Indique cómo afectará a dicho equilibrio cada una de las operaciones siguientes: a) Aumento de la presión.  b) Aumento de la temperatura. c) Adición de un gas inerte que no participe en la reacción, por ejemplo argón. d) Adición de hidrógeno. Explique su respuesta.

** 44.- Escribir la constante de equilibrio para la reacción: C2H6(g) <===>C2H4(g) + H2(g)

DH = 34,4 kcal, T = 900 K, P = 1 atm; y discutir brevemente en qué sentido se desplazará el equilibrio al producirse separadamente los siguientes  cambios: a) aumento de la temperatura; b) aumento de la presión total; c) aumento de la presión parcial de H2.

** 45.- En la formación de amoníaco según la reacción N2(g) + 3H2(g) <===> 2NH3(g) 

DH° < 0; indicar qué sucederá cuando: a) la temperatura aumenta; b) aumenta la presión total; c) aumenta la presión del hidrógeno; d) se añade un catalizador.

** 46.- El bromuro amónico es un sólido cristalino que se descompone endotérmicamente según el siguiente equilibrio: NH4Br (s) <===> NH3 (g) + HBr (g). a) Explicar si, una vez alcanzado el equilibrio, la presión del HBr (g) y la cantidad de NH4Br (s) aumenta, disminuye o no se modifica, en cada uno de los siguientes casos: i) Cuando se introduce NH3 (g). ii) Al duplicar el volumen del recipiente. b) Deducir si el valor de la constante de equilibrio a 400 °C será mayor, menor o igual que a 25 °C.

** 47.- El carbonato de calcio se descompone según la siguiente ecuación termoquímica:

                           CaCO3 (s) <===> CO2 (g) + CaO (s) DH° = 87.8 kJ.

Se calienta el carbonato de calcio. a) en un crisol cerrado; ¿se descompondrá en su totalidad? b) en un crisol abierto; ¿se descompondrá totalmente? Explicar lo que sucede en ambos casos.

** 48.- Considera la descomposición del fosgeno:

                         COCl2 (g) <===> CO (g) + Cl2 (g) DH° > 0.

a) Si a temperatura constante se duplica el volumen de la vasija ¿Aumentará, disminuirá o no se modificará? i) la cantidad de CO en la mezcla; ii) La constante de equilibrio; iii) La presión parcial de COCl2. b) Si se enfría la vasija de reacción, ¿Cómo se modifica la cantidad de CO?.

** 49.- A 200°C y un volumen V, la siguiente reacción endotérmica está en equilibrio

NH4HS(s) <===> NH3(g) + H2S(g). Deduzca y justifique si la concentración de NH3 aumentará, disminuirá o permanecerá constante, cuando se alcance de nuevo el equilibrio después de: i) introducir NH3(g) ii) introducir NH4HS(s). iii) Aumentar la temperatura; iv) duplicar el volumen del recipiente.

                                                                                                                                                            

*** 50.- En un recipiente de 2 litros, que contiene inicialmente 3 gramos de dióxido de estaño y 0,1 gramos de hidrógeno se calienta hasta 500 oC, con lo que se establece el equilibrio cuando la presión parcial del hidrógeno es de 0,975 atm. (a) Calcular la constante de equilibrio:

SnO2(s) + 2H2(g)  =  Sn(s) + 2H2O (g) (b) Razonar si, una vez alcanzado el equilibrio, se reduce el volumen a la mitad, se duplicarán o no las concentraciones gaseosas finales.

** 51.- A cierta temperatura se analiza la mezcla en equilibrio SO2(g) + NO2(g)<===> SO3(g) + NO(g)  que está contenida en un matraz y se determina que contiene 0,6 moles de SO3, 0,45 moles de NO, 0,15 moles de SO2 y 0,3 moles de NO2. a) Calcula Kc. b) Si se añaden a temperatura y volumen constantes 0,3 moles de SO3, calcúlese la composición de la mezcla de gases, cuando se restablezca el equilibrio.

** 52.- En un cilindro provisto de un pistón se tiene una mezcla en equilibrio según la reacción: COCl2(g) <===> CO(g) + Cl2(g), que contiene en un volumen de 1 litro las cantidades siguientes: 20 mol de COCl2, 2 mol de CO y 2 mol de Cl2. a) calcula Kc. b) predice en qué sentido se producirá reacción si se disminuye el volumen a la mitad  c) calcula la composición de la mezcla cuando de nuevo se alcance el  equilibrio.

*** 53.- En un recipiente de volumen fijo se introduce, a 250 °C, una cierta cantidad de penta-cloruro de fósforo que se descompone: PCl5 <===> PCl3 + Cl2. En el equilibrio existen 0,53 moles de cloro y 0,32 moles de pentacloruro de fósforo. a) ¿Cuál es el volumen del recipiente si Kc vale 4,1.10-2 moles/L?. b) Si se duplica el volumen del recipiente manteniendo constante la temperatura ¿cuál sería la composición del gas en equilibrio?.

Tema 5

Evolución de las definiciones de ácido y base:

Definición de Brönsted-Lowry de ácido y base.

*1.   Identifica las especies ácidas o básicas en las siguientes reacciones:

 A.   H₂O + S^2-=  OH^- + HS^-

B. NH₄⁺ + OH^-  =  NH₃ + H₂O

C.    HNO₃ + HClO₄ =  H₂NO₃⁺ + ClO₄^-

* 2. Identifica cuáles de las siguientes especies son ácidas y cuáles son básicas, escribiendo reacciones que lo pongan de manifiesto:

               NH₄⁺ , CO₃^2- , H₃O⁺ ,  HS^-

** 3.    Dadas las especies: NH₃, OH^-, HCl, HCO₃-. Escribe reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las mismas, e identifica en cada reacción los pares ácido/base conjugados.

Equilibrios de ácido-base en medio acuoso:

Clasificación de ácidos y bases según su fuerza.

** 4.    Ordena por fuerza ácida creciente las siguientes especies:

       H₂SO₃ (pK1 = 1,81);   HCOOH (pKa =3 ,75);      NH₄⁺ (pKa = 9,24)

** 5.    La metilamina CH₃NH₂ (pKb = 3,30), la anilina (fenilamina) C₆H₅NH₂ (pKb = 9,38) y el amoniaco NH₃ (pKb = 4,74) son bases.

a) Escribe reacciones que lo pongan de manifiesto.

b) Explica cuál será el ácido conjugado más débil.

** 6. a) ¿Cómo se mide la fuerza de los ácidos o las bases según la teoría protónica?

b) Escribe reacciones que justifiquen el carácter ácido, básico o anfótero, según la misma teoría, de las especies: HCO₃^- NH₄⁺, NO₃ ^-.

** 7. Indica la especie más ácida y más básica de los siguientes pares, justificando la respuesta:

CH₃COOH/CH₃COO^- -----.- Ka = 2x10^-5 M

NH₄⁺/NH₃ --------------------.- Ka = 5x10^-10 M

HNO₂/NO₂^- ------------------.- Ka = 4x10^-4 M

** 8. Utilizando la teoría protónica, indica y justifica cuales de las siguientes sustancias son ácidos o bases: SO₄^2-; HCO₃-; Cl^-; H₃O⁺.

b)Dados los pares: CH₃COOH/CH₃COO^- (pKa = 4,8);  HF/F^- (pKa = 2,8); HCN/CN^- (pKa = 10,0), elige el ácido más fuerte y la base más fuerte. Justifica la elección.

Constante de disociación de un ácido o de una base. Grado de disociación.

** 9. El ácido fórmico (ácido metanoico) está ionizado en un 3,2 % en una disolución acuosa 0,2  M. Calcula:

a) La constante de acidez del ácido fórmico.

b) El porcentaje de ionización en una disolución 0,01 M.

 ** 10. Determina la concentración de OH^- y H⁺ en una disolución de amoníaco 0,01 M, que está ionizada en un 4,2 %. Calcula también la K_a(NH₄⁺) y la K_b(NH₃).

** 11. Calcula la molaridad de una disolución de ácido cianhídrico, HCN, que está ionizada al 2 %. Dato: Ka = 7x10^-10 M.

** 12. Una disolución de ácido acético (ácido etanoico) 0,1 M, está ionizada al 1,34 %. Calcula la constante de acidez, Ka, del ácido.

Concepto de pH y pOH.

** 13.  Se tiene un ácido débil HX en disolución acuosa. ¿Qué le sucederá al pH de la disolución si se añade agua?, ¿y si se añaden iones H⁺?.

** 14.  Responde, justificando la contestación, con VERDADERO o FALSO a cada una de las siguientes afirmaciones:

i) Sea una disolución acuosa 1 M del ácido fuerte HX:

a)   La suma de las concentraciones de los iones X^- y H⁺ es 2 M.

b)   El pH de la disolución es negativo.

c) La concentración de HX (aq) es 1 M.

ii)   Sea una disolución acuosa 0,1 M del ácido débil HA:

a)   La concentración del ion H⁺ es igual a la del ion A^-.

b)   El pH de la disolución es mayor que 1.

c) La disolución es básica.

** 15. Una disolución acuosa 0,1 M de ácido propanoico, CH₃CH₂COOH, tiene un pH = 2,95. A partir de este dato, calcula la constante de acidez del ácido propanoico y su grado de ionización.

** 16. ¿A qué concentración tendrá pH = 3 una disolución de ácido metanoico cuya constante de acidez es 1,77x10^-4?, ¿cuánto valdrá el grado de ionización?.

** 17. A un litro de disolución 0,5 M de ácido acético (ácido etanoico) se le adicionan 0,002 moles de ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) (considera despreciable la variación de volumen). Calcula:

a) El pH de la disolución.

b) El grado de ionización del ácido acético.

Dato: Ka = 1,8x10^-5 M

**18. Calcula el pH en:

a)   una disolución 0,2 M de hidróxido de sodio, 

b) una disolución 0,05 M de ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno).

** 19. Halla la concentración del ion H⁺ y el pH de cada una de las siguientes disoluciones:

a)   10 mL de ácido clorhídrico 15 M en 750 mL de disolución.

b) 0,1 M de ácido hipocloroso (oxoclorato(I) de hidrógeno).  Ka = 3x10^-8 M.

c) 0,01 M de hidracina, N2H4. Kb = 2,3x10^-6 M.

** 20. Calcula las concentraciones de todas las especies moleculares e iónicas presentes en una disolución de ácido fórmico, HCOOH, de pH = 3, siendo Ka=1,7x10^-4 M.

** 21.  La aspirina o ácido acetilsalicílico, HA, es un ácido monoprótico débil, cuya fórmula molecular es C₉O₄H₈. Halla el pH de una disolución preparada disolviendo una tableta de aspirina de 0,5 g en un vaso (100 mL) de agua. Se supone que la aspirina se disuelve totalmente. Dato: K_a = 3,4x10^-4 M.

** 22.  La hidracina es una base débil que se ioniza en el agua según el equilibrio:

N₂H₄ (aq) + H₂O (l)  =  N₂H₅⁺ (aq) + OH^- (aq)

cuya constante es Kb = 2x10^-6 M, determina:

a)   la concentración del ion hidracinio, N₂H₅⁺, que existirá en una disolución preparada disolviendo 0,05 moles de hidracina en agua hasta obtener un volumen de 250 mL de disolución,

b) el pH de dicha disolución.

*** 23. La constante de ionización del ácido salicílico, ácido monoprótico HA, cuya fórmula empírica es C₇O₃H₆, es 1,06x10^-3 M.

a)   Halla el grado de ionización del ácido en una disolución que contiene 1 g del ácido por litro.

b)   Halla el pH de la disolución.

c) Halla el grado de ionización del ácido cuando se prepara una disolución de 1 g de ácido en un litro de disolución de ácido clorhídrico 0,1 M.

** 24. Una disolución acuosa que contiene 0,01 moles de ácido acético (ácido etanoico) en un volumen de 100 mL tiene un pH = 3.

a)   Calcula la constante de acidez del ácido acético.

b) Determina cual debe ser el volumen de agua que deberá añadirse a la disolución anterior para que el pH de la disolución alcance el valor de 4.

Hidrólisis de una sal.

** 25.  Seguidamente se citan cuatro sales. Para todas ellas, escribe su nombre químico (o su fórmula): KCl; acetato de sodio (etanoato de sodio); KCN; NaBr; cloruro de amonio. Indicar, para cada una de ellas, si al disolverse en agua producirán disoluciones ácidas, básicas o neutras, explicándolo.

** 26. Responde, indicando verdadero o falso, cada una de las siguientes afirmaciones, explicando la respuesta

1.   Para una disolución acuosa 1 M del ácido fuerte HX:

a) La concentración del ion X^-es 1M.

b)   La concentración del ácido no ionizado HX es 0,5 M

c) El pH es cero.

2.   Para una disolución acuosa del ácido débil HA:

a) La concentración del ion A^- es 0,1 M

b)   El pH es 1.

c) [H⁺(aq)] = [A^- (aq)]

3. Una disolución de hidróxido de calcio tiene un pH = 3

4. Una disolución de cloruro de sodio tiene un pH = 7.

** 27. a) ¿Cuales son las bases conjugadas de los siguientes ácidos de Brönsted?: HCl, H₂O, NH₄⁺, CH₃COOH.

b) Indica cual de las siguientes afirmaciones es correcta o falsa, explicándolo: i) En los pares ácido-base conjugados cuanto mayor sea la K_a menor es la K_b. ii) Una disolución de acetato de sodio (acetato de sodio) tiene un pH = 7. iii) Una disolución de cloruro de amonio tiene un pH > 7.

** 28. La constante de acidez de un ácido monoprótico es 10^-5 M.

a)   Determina el valor del pH de una disolución 0,5 M de dicho ácido.

b) Determina el valor del pH de una disolución de 50 mL que contiene 0,01 mol de la sal de sodio de dicho ácido.

** 29. a) Define ácidos y bases según la teoría protónica de Brönsted.

b) Escribe reacciones que justifiquen el carácter ácido o básico de las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias: cloruro de amonio, yoduro de sodio, acetato de sodio (etanoato de sodio) y perclorato de sodio (tetraoxoclorato(VII) de sodio).

** 30. Pon tres ejemplos de sales cuya disolución acuosa sea ácida, básica y neutra, respectivamente. Escribe reacciones que lo justifiquen.

** 31.  Calcula el pH de las siguientes disoluciones:

a) 0,35 M de ácido hipobromoso (oxobromato(I) de hidrógeno).

b) 0,02 M de hipobromito de potasio (oxobromato(I) de potasio).

La constante de acidez del ácido hipobromoso es 2,1x10^-9 M.

** 32.  Calcula el pH y la concentración de todas las especies en una disolución 0,75 M de nitrato de amonio. La constante de acidez del catión amonio es 5,6x10^-10 M.

** 33.  ¿Qué sucede cuando se disuelve cloruro de amonio en agua?.

a) Escribe la reacción y analízala desde el punto de vista ácido-base de Brönsted.

b) Calcula el pH de una disolución 0,25 M de cloruro de amonio sabiendo que la constante de basicidad del amoniaco es Kb = 1,8x10^-5 M.

** 34. Calcula el pH de una disolución 0,1 M de nitrato de amonio, si Kb(NH3)=1,8x10^-5 M.

** 35. El pH de una disolución de acetato de sodio (etanoato de sodio) es 8,35. Calcula la concentración de esta disolución si Ka del ácido acético (ácido etanoico) es 1,8x10^-5 M.

** 36.  Calcula el pH de una disolución de formiato de sodio, NaHCOO, que contiene 0,1 g de la sal en 25 mL de disolución.      HCOOH (aq)  =  HCOO-(aq) + H⁺(aq); Ka = 1,78x10^-4 M

Indicadores ácido-base.

** 37. Explica, mediante reacciones, el hecho observado de que en una disolución acuosa de amoníaco, la fenolftaleína se colorea de rojo, mientras que en una disolución de cloruro de amonio no se colorea.

Volumetrías de neutralización.

*** 38. a) Escribe la reacción del amoníaco gaseoso con el agua, señalando los pares ácido-base.

b) Con referencia al apartado anterior, indica cualitativamente cómo se modificará el pH de la disolución (aumentará, disminuirá o no se modificará) en las siguientes condiciones:  i) adición de NaOH, ii) adición de HCl, iii) adición de agua.

*** 39. a) Escribe la reacción del ácido acético (ácido etanoico) con agua, señalando el doble par ácido-base.

b) Con referencia al apartado anterior, indica cualitativamente cómo se modifica el pH de la disolución (aumentará, disminuirá o no se modificará) en las siguientes condiciones: i) adición de NaOH, ii) adición de HCl, iii) adición de agua.

** 40.  ¿Por qué al mezclar 50 mL de disolución 0,5 M de HF con 50 mL de disolución 0,5 M de NaOH la disolución resultante no es neutra?.

** 41.  Un ácido monoprótico débil en disolución acuosa tiene un pH=3. Para neutralizar 100 mL de esta disolución son necesarios 100 mL de una disolución 0,1 M de hidróxido de sodio. Determina el pKa del ácido.

** 42.  Una disolución de ácido fórmico, HCOOH, que contiene 10 g por litro de disolución, tiene un pH de 2,2.

       a)  Calcula la constante de acidez del ácido fórmico.

       b) Se mezclan 10 mL de la disolución ácida con 30 mL de una disolución de hidróxido de sodio 0,1 M. Deduce cómo será la disolución resultante (ácida, básica o neutra).

** 43.  Se preparan 100 mL de una disolución acuosa a partir de 10 mL de NH₃ (r = 0,9 g/mL; 25 % de riqueza). La constante de basicidad del amoniaco es 1,8x10^-5 M.

a) Calcula el pH de la disolución.

b) Se hacen reaccionar 10 mL de dicha disolución con 15 mL de disolución 0,88 M de ácido clorhídrico. Explica si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.

** 44.  La hidracina (N₂H₄) es extremadamente soluble en agua, siendo sus disoluciones débilmente alcalinas. Cuando 4 g de hidracina se disolvieron en agua hasta obtener 250 mL de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,85. Calcula:

a) El pKb de la hidracina.

b) El volumen de disolución de ácido clorhídrico 0,2 M necesario para neutralizar totalmente 10 mL de la disolución de hidracina.

** 45. Se preparó una disolución de ácido cloroso (dioxoclorato(III) de hidrógeno) con 2 g de dicho ácido y agua suficiente para tener 250 mL de disolución. La constante de ácidez de este ácido es 1,1x10^-2 M.

a) Calcula el pH de la disolución.

b) Calcula el volumen de disolución 0,2 M de hidróxido de potasio que consume en la valoración de 10 mL de la disolución de ácido cloroso. Razona si el pH en el punto de equivalencia de esta valoración será ácido, básico o neutro.

** 46. Calcula la constante de acidez de un ácido débil HA monoprótico sabiendo que en una disolución del mismo 0,05 M está disociado un 0,15 %. ¿Cuál es el pH de la disolución?. ¿Cuántos mL de una disolución 0,01 M de hidróxido de sodio se necesitarían para neutralizar completamente 100 mL de la disolución anterior?

** 47. Calcula el pH de la disolución y el grado de ionización del ácido nitroso (dioxonitrato(III) de hidrógeno), en una disolución que contiene 0,47 g de dicho ácido en 100 mL. ¿Cuántos gramos de hidróxido de sodio se necesitan para neutralizar 25 mL de la disolución anterior de ácido nitroso?. La constante de acidez del ácido nitroso es 5x10^-4 M.

** 48. Calcula el contenido en acético (ácido etanoico) del vinagre comercial, sabiendo que 10 mL del mismo consumen 18 mL de una disolución de NaOH 0,5 M. Expresa el resultado en gramos de acético por 100 mL de vinagre (grado de acidez).

** 49. Calcula el contenido (en %) en hidróxido de bario de una muestra sólida, si se disuelve 1 g de esta muestra en agua hasta obtener 100 mL de disolución y 10 mL de ésta consumen 21,6 mL de ácido clorhídrico 0,1 M para su neutralización.

** 50. ¿Qué volumen de ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) 0,1 M se necesitaría para neutralizar una mezcla de 0,5 g de hidróxido de sodio y 0,8 g de hidróxido de potasio?.

** 51. Se mezclan 50 mL de ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) 0,1 M con 60 mL de hidróxido de bario 0,1 M. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 0,05 M se necesitaría para neutralizar esta mezcla?.

* 52. ¿Qué volumen de una disolución de ácido acético (ácido etanoico) 0,1 M se necesitará para poder neutralizar 25 mL de hidróxido de sodio 0,2 M?.

** 53. El vinagre comercial es una disolución acuosa de ácido acético (ácido etanoico), de 5 % de riqueza en masa de ácido y densidad 1,05 g/mL. a) ¿Cuál es el pH del vinagre? b) ¿Qué volumen de disolución de hidróxido de sodio 0,5 M será necesario para neutralizar 100 mL de vinagre?. Datos: pKa(CH₃COOH) = 4,74

*** 54. Cuando 150 mg de una base orgánica de masa molar 31,06 g/mol, se disolvieron en agua hasta obtener 50 mL de disolución, el pH de la misma resultó ser 10,05. Calcula:

a) El pKb de dicha base orgánica.

b) El volumen de disolución de ácido clorhídrico 1 M que se necesita para neutralizar totalmente 10 mL de dicha disolución.

c) Explica si la disolución resultante en b) será ácida, básica o neutra.

Tema 6

Equilibrio de solubilidad. Producto de solubilidad

** 1. Explica la diferencia entre el producto iónico y el producto de solubilidad de una sal.

** 2.    Para preparar 250 mL de disolución saturada de bromato de plata se utilizaron 1,75 g de esta sal. ¿Cuánto vale el producto de solubilidad del bromato de plata?.

** 3.    Calcula cuántos gramos de iodato de cobre (II) se pueden disolver en 5 l de agua si su producto de solubilidad es Ks = 7,4·10-8.

** 4.    Una disolución saturada de hidróxido de cinc tiene un pH = 8,35. Calcula su pKs y su solubilidad en g/l.

** 5.    Sabiendo que los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata son, respectivamente, 1,7·10-10 y 1,8·10-18, deduce cuál de estas dos sales es más soluble en agua.

*** 6.  La solubilidad del carbonato de plata es 0,0032 g/100 mL.

A.    Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.

B.    ¿Se formará precipitado cuando se mezclan 30 mL de disolución de carbonato de sodio 0,8 M con 450 mL de disolución de nitrato de plata 0,5 M?.

** 7.    A 25 ºC, el pK_s del yodato de plata es 7,51. Calcula cuántos gramos de este compuesto se disolverán, a esta temperatura, en 100 mL de:

A.    Agua pura.

B.    Una disolución 0,2 M de nitrato de plata.

Compara y comenta los resultados obtenidos.

** 8. Por medio de análisis se ha encontrado que una disolución de AgCl en equilibrio con su precipitado, tiene 1.3.10-5 moles de Ag+ por litro. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.

** 9. Por medio de análisis se ha comprobado que una disolución de tetraoxofosfato (V) de plata, contiene 3.4.10-5 moles por litro de ión fosfato cuando está en equilibrio con la fase sólida. Calcula el producto de solubilidad de dicha sal.

** 10. El hidróxido de magnesio es ligeramente soluble en agua. a) El pH de una disolución saturada es 10,38. Determina el valor del producto de solubilidad de dicho hidróxido. b) Determina, en moles/L, la solubilidad de dicho hidróxido en agua.

** 11. El producto de solubilidad del sulfato de plomo (II), a 25oC, es igual a 2.10-8. Calcula la concentración máxima de iones Pb+2 que admitiría en una disolución en la que existe una concentración de sulfato de sodio de 0,142 g/L.

      

Precipitación

** 12.  Una disolución acuosa contiene varios iones que pueden precipitar con el ion plata, tales como los iones cloruro, ioduro y cromato en concentración 0,1M cada uno. Explica lo que sucederá al ir agregando paulatinamente una disolución acuosa de nitrato de plata. Los productos de solubilidad del cloruro de plata, ioduro de plata y cromato de plata son, respectivamente, 1,7·10-10, 1,5·10-16 y 1,9·10-12.

*** 13.   ¿Precipitará carbonato de cinc al mezclar 50 mL de disolución 0,01 M de carbonato de sodio con 200 mL de disolución 0,05 M de nitrato de cinc?. El producto de solubilidad del carbonato de cinc es Ks = 2,2·10-11.

*** 14. Si se mezclan volúmenes iguales de disolución de carbonato de sodio, de concentración 10-3 M, y de cloruro de bario de concentración 10-4 M, determina si precipitará carbonato de bario, cuyo producto de solubilidad es 8.10-9

** 15.  El producto de solubilidad del fluoruro de bario es 1,7·10-6. Calcula:

A.    La solubilidad en g/l del fluoruro de bario.

B.    Los gramos de fluoruro de sodio que se deben añadir a 100 mL de disolución 0,005 M de nitrato de bario para iniciar la precipitación del fluoruro de bario.

*** 16.   Se mezclan 10 mL de disolución 0,1 M de cloruro de bario con 40 mL de disolución 0,1 M de sulfato de sodio. ¿Precipitará sulfato de bario?. En caso afirmativo calcula los gramos que precipitan, así como las concentraciones de todos los iones presentes en la disolución, tras la precipitación. El producto de solubilidad del sulfato de bario es 1,1·10-10.

** 17.¿Cual debe ser la concentración de Ag+ presente en una disolución que contiene 1.10-4 moles/l de Cl-, para que empiece a formarse precipitado?. Ks(AgCl) = 1.7.10-10

*** 18. Se mezclan 5.10-5 moles de sulfato de hierro (III) y 1.10-5 moles de hidróxido bárico, con agua suficiente para dar 1 L de disolución. ¿Se formará precipitado?. Justificar la respuesta numéricamente. Ks(BaSO4)=1,5.10-9     Ks(Fe(OH)3) = 6.10-38

*** 19. El producto de solubilidad del cloruro de plata es 1,2.10-10. Calcula la concentración de iones plata en una disolución obtenida al mezclar 50 mL de nitrato de plata 0,4 M con 50 mL de cloruro de aluminio 0,5 M.

*** 20. El producto de solubilidad del bromato de plata, AgBrO3 , vale 5,2.10-5 . Se mezclan 40 mL de disolución de nitrato de plata 0,1 M con 60 mL de disolución de bromato de sodio 0,2 M. a) ¿Se formará algun precipitado?. Justifica la respuesta numéricamente. b) Determina la concentración de los iones presentes en la disolución una vez alcanzado el equilibrio.

Efecto ion comun

** 21. Una disolución saturada de fluoruro de calcio está en equilibrio con fluoruro de calcio

sólido. Indica qué sucederá si se realizan las siguientes operaciones:

A.    Se añaden 1,5 g de fluoruro de sodio.

B.    Se añaden 1,5 g de fluoruro de calcio.

C.    Se añaden 5 mL de agua.

** 22.  ¿En cuál de estos tres líquidos se disolverá una mayor cantidad de cloruro de plomo (II)?:

A.    Agua pura.

B.    Una disolución 0,1 M de nitrato de plomo (II).

C.    Una disolución 0,1 M de cloruro de sodio.

*** 23.   Razona por qué se cumple:

A. El cloruro de plata es más soluble en una disolución de ioduro de sodio que en agua pura.

B. El sulfato de plomo (II) es menos soluble en una disolución de sulfato de sodio que en agua pura.

Ks(AgCl) = 1,7·10^-10           Ks(AgI) = 1,5·10^-16

*** 24. En una disolución saturada de fluoruro de calcio, cuyo producto de solubilidad es 3,9.10-11 calcula: a) concentración de iones F- cuando sólo existe dicha sal en la disolución. b) lo mismo cuando la disolución es además 0,2 M en cloruro cálcico. c) concentración de Ca+2 cuando la disolución es 0,2M en fluoruro de sodio.

*** 25. A 25oC una disolución saturada de hidróxido de cinc contiene 0,27 mg de dicho hidróxido por litro. a) Calcula el producto de solubilidad. b) A un litro de disolución de pH = 10 a 25oC se le añade poco a poco y agitando, 10 mg de cloruro de cinc. Indica, mediante el uso de los cálculos necesarios, si se obtendrá precipitado de hidróxido de cinc.

   

* 26. Se tiene una disolución de nitrato de plata y se añade cromato potásico sólido hasta obtener una [CrO4-2] = 10-3 M. ¿Cual será la concentración de Ag+ en la disolución resultante?                Ks(Ag2CrO4) = 1,9.10-12

Precipitaciones múltiples

*** 27. A una disolución acuosa conteniendo iones cloruro y cromato, ambos en la misma concentración 0,01 M, se le añade gota a gota disolución acuosa de nitrato de plata. a) ¿qué sal precipita primero? b) calcula la concentración de Ag+ necesaria para que comience la precipitación. c) calcula la concentración de ión Ag+ para que empiece a precipitar el segundo anión.

 Ks(AgCl)=1,7.10-10     Ks(Ag2CrO4) = 1,9.10-12

*** 28. ¿Qué sucede cuando a una disolución 0,1 M en NaCl y 0,1 M en NaBr se le añade gota a gota una disolución diluida de AgNO3?. Escribe las ecuaciones de las reacciones. ¿Qué compuesto precipita primero? ¿por qué?. Calcula la concentración de Br- en la disolución cuando empiece a precipitar el segundo compuesto.

     Ks(AgBr)=1.10-12          Ks(AgCl) = 1,7.10-10

*** 29.   Si a un volumen de agua se añaden AgCl(s) y AgBr(s) en exceso, ¿cuáles serán las concentraciones de Ag+, Cl- y Br- en el equilibrio?.

Ks(AgCl) = 1,7.10-10, Ks(AgBr) = 5.10-13.

*** 30.   A una disolución 0,1 M en Ca+2 y 0,1 M en Ba+2 se añade lentamente sulfato de sodio.

A.    ¿Cuál es la concentración de SO4-2 cuando comienza a aparecer el primer precipitado?.

B.    ¿Cuánto valen las concentraciones de Ca+2 y Ba+2 cuando comienza a aparecer el segundo precipitado?.

Ks(CaSO4) = 2,4·10-5, Ks(BaSO4) = 1,1·10-10.

*** 31.   Una disolución es 0,001 M en Sr+2 y 2 M en Ca+2. Si los productos de solubilidad del sulfato de estroncio y sulfato de calcio valen 7,6·10-7 y 2,4·10-5, respectivamente:

A.    ¿qué catión precipitará antes al añadir lentamente sulfato de sodio?.

B.    ¿qué concentración quedará del primero cuando empiece a precipitar el segundo?.

 

Modificación de la solubilidad

** 32.  Supongamos que tenemos hidróxido de manganeso (II) sólido en el fondo de una disolución y en equilibrio con sus correspondientes iones. Explica que sustancia podríamos añadir si queremos:

a) Disolver el precipitado.

b) Aumentar la cantidad de precipitado.

** 33.  Se tiene el sistema en equilibrio: Fe(OH)2(s)  =  Fe+2(aq) + 2 OH-(aq). Explica cómo se modifica la solubilidad del Fe(OH)2: 1) Cuando se añade Fe(OH)2 sólido. 2) Al disminuir el pH.

** 34.  Disponemos de 250 mL de disolución saturada de hidróxido de calcio, cuyo producto de solubilidad es Ks = 8·10-6.

A.    ¿Cuántos gramos de hidróxido de calcio obtendríamos al evaporar el agua de la disolución?.

B.    ¿Cuánto vale el pH de la disolución saturada de hidróxido de calcio?.

C.    ¿Qué le pasaría al pH de esta disolución si añadiésemos agua?.

D.   ¿Qué añadirías a la disolución para que precipitase hidróxido de calcio?

*** 35. La solubilidad del hidróxido de manganeso (II) en agua pura es de 0,0032 g/L. a)Calcula el producto de solubilidad. b) ¿Qué concentración de H+ será necesaria para evitar que precipite el hidróxido de manganeso (II) en una disolución que es 0,06 M en Mn+2?

     

*** 36. El producto de solubilidad del hidróxido de calcio es 7,9.10-6 a) ¿Cual es el pH de una disolución saturada de dicho hidróxido? b)¿Cuantos gramos de hidróxido de calcio se disolverán en 100 mL de una disolución cuyo pH = 14?

        

** 37. ¿Qué podemos hacer para disolver un precipitado de carbonato de calcio?. Justifica la respuesta.

** 38. El hidróxido de calcio es poco soluble en agua. Inicialmente se dispone de 100 cc. de una disolución saturada de dicho hidróxido en equilibrio con hidróxido de calcio sólido. Indicar, razonandolo, si la masa del sólido inicialmente presente, aumenta, disminuye o no se modifica, al añadirle : a) agua  b) gotas de disolución concentrada de NaOH  c) disolución concentrada de HCl  d) gotas de disolución concentrada de NaCl  e) gotas de disolución concentrada de CaCl2

Tema 7

reacciones de transferencia electrónica.

1.- Definición del concepto de reacción de oxidación-reducción con la variación del número de oxidación. Definición de agente oxidante (o forma oxidada) y reductor (o forma reducida).

** 1. a) Define: oxidante y reductor.

b) De los siguientes procesos indica los que son de oxidación-reducción y señala la especie oxidante y la especie reductora.  Indica el cambio en el número de oxidación.

i.          Al2O3 + 2 NaOH = 2 NaAlO2 + H2O

ii.          CuO + H2 = Cu + H2O

iii.       Cl2 + 2 KOH = KCl + KClO + H2O

** 2. a) Define: oxidación y reducción, agente oxidante y agente reductor.

b) En las siguientes reacciones señala las sustancias oxidantes y reductoras, así como el cambio en el número de oxidación que experimentan en los procesos.

i.   Cu + H2SO4 = Cu2+ + SO42- + SO2 + H2O

ii. Mg + H3O+ = Mg2+ + H2 + H2O

iii.  H2S + SO2 = S + H2O

** 3. a) ¿A qué se llama reacción red-ox?

b) En la reacción: H2(g) + Cl2(g) = 2 HCl(g) ¿Qué sustancia es el agente oxidante y cuál el agente reductor? ¿Qué sustancia es oxidada y cuál reducida? ¿Qué cambios experimentan los números de oxidación del cloro y del hidrógeno en el proceso?

** 4. De los siguientes procesos identifica los que son de oxidación-reducción, indicando el cambio en el número de oxidación de los elementos que se oxiden y se reduzcan.

i.   Fe2O3 + 3 H2 = 2 Fe + 3 H2O

ii. 3 PbF2 + 2 PCl3 = 2 PF3 + 3 PbCl2 

iii. Al2(SO4)3 + Na2CO3 + 3 H2O = 2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4 + 3 CO2

** 5. ¿Cuál o cuáles de los siguientes procesos describe reacciones de oxidación-reducción?.

Razónese en cada caso.

i. LiAlH4 + 4 H+ = Li+ + Al3++ 4 H2

ii. Cr2O72- +  2 OH- = 2 CrO42- + H2O

iii. 3 KClO = 2 KCl + KClO3

2.- Métodos de ajuste de una reacción red-ox.

** 6. El ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) concentrado oxida al sulfuro de cinc a sulfato de cinc (tetraoxosulfato(VI) de cinc), pasando él a óxido de nitrógeno(IV) y agua. Ajusta la reacción mediante el método del ion-electrón.

** 7. En medio ácido el arsenito (trioxoarseniato(III)) es oxidado por el dicromato (heptaoxodicromato(VI)) a arseniato (tetraoxoarseniato(V)) pasando él a ion cromo(III) y agua.  Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.

* * 8. Dada la reacción

MnO2(s)+ PbO2(s)+ HNO3(aq) = Pb(NO3)2(aq) + H+(aq) + MnO4-(aq) + H2O(1)

ajústala por el método del ion electrón.

** 9. A 1200 ºC se produce la reacción:

Ca3(PO4)2(s) + SiO2(s) + C(s) = CaSiO3(s) + CO(g) + P(s)

Ajústala por el método del número de oxidación.

* * 10. El permanganato de potasio (tetraoxomanganato(VII) de potasio), en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre elemental (S) y el permanganato (tetraoxomanganato(VII)) pasa a ion manganeso(II). Ajusta la reacción iónica de oxidación-reducción.  A partir de ella, completa la reacción utilizando el ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno) para el medio ácido. Indica el agente oxidante, el agente reductor, así como la especie que se oxida y la especie que se reduce.

** 11.  Dada la reacción: MnO4-(aq) + SO32-(aq) = MnO2(s) + SO42-(aq), en medio ácido.

a)    Ajústala por el método del ion-electrón.

b)    Indica la especie que se oxida, la que se reduce, el oxidante y el reductor.

** 12.  Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido.  Ajústalas, e indica las especies que se oxidan y las que se reducen.

i.        MnO2(s) + Cl-(aq) = Mn2+(aq) + Cl2(g)

ii.       I- (aq) + Br2(1) = IO3-(aq) + Br- (aq)

3.- Cálculos estequiométricos.

** 13.  El ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno) concentrado reacciona con yoduro de hidrógeno. En la reacción se forma yodo, sulfuro de hidrógeno y agua.

a)    Escribe y ajusta la reacción red-ox.

b)    Calcula la cantidad de yodo obtenido al reaccionar 15 mL de ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno) (r = 1,72 g/mL y riqueza del 92 %) con 200 g de yoduro de hidrógeno.

** 14.  En disolución acuosa y acidificada con ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno) el ion permanganato (tetraoxomanganato(VII)) oxida al ion hierro(II) a ion hierro(III), pasando él a ion manganeso(II).

a)    Ajusta la reacción iónica por el método del ion-electrón.

b)    Calcula la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II) (tetraoxosulfato(VI) de hierro(II)), expresada en mol/l, si 10 mL de esta disolución han consumido 22,3 mL de una disolución de permanganato de potasio (tetraoxomanganato(VII) de potasio) de concentración 0,02 mol/l.

** 15.  La reacción de ácido clorhídrico concentrado con óxido de manganeso(IV) genera cloruro de manganeso(II), cloro y agua.

a)    Escribe y ajusta la reacción estequiométrica por el método del ion-electrón.

b)    ¿Qué volumen de cloro se obtiene, medido a 700 mm de Hg y 30 ºC al reaccionar 150 mL de ácido del 35 % de riqueza y densidad 1,17 g/mL, con la cantidad necesaria de óxido de manganeso(IV).

** 16.  El nitrato de potasio(s) (trioxonitrato(V) de potasio) reacciona, en caliente, con cloruro de amonio(s) dando lugar a cloruro de potasio(s), óxido de nitrógeno(I)(g) y agua(g).

a)    Escribe y ajusta la reacción red-ox por el método del número de oxidación.

b)    Se calientan 10 g de nitrato de potasio (trioxonitrato(V) de potasio) con 12 g de cloruro de amonio. ¿Cuál es el volumen de óxido de nitrógeno(I) gas recogido sobre agua, medido a 30 ºC y 1 atm? . Presión de vapor de agua a 30 ºC = 31,82 mm de Hg.

** 17.  El ácido clorhídrico concentrado reduce al óxido de manganeso(IV) a ion manganeso(II), oxidándose él a gas cloro y agua.

a)    Escribe y ajusta la reacción red-ox correspondiente, por el método del ion-electrón.

b)    Calcula la cantidad de pirolusita, con una riqueza de un 72,6 % en MnO2, necesaria para

obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de cloro.

4.- Estudio de la pila electroquímica.  Aplicación de los potenciales red-ox estándar.

** 18. Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de platino sumergida en una disolución 1 M de Fe2+ y 1 M de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de talio sumergido en una disolución 1 M de Tl+.

a)    Escribe las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción iónica global.

b)    Escribe la notación de la pila y calcula la fem.

Datos: Eº(Fe3+/Fe2+ ) = +0,77 V; Eº(Tl+/Tl) = -0,34 V.

** 19. a) Escribe las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, así como la reacción global en la siguiente pila voltaica:

Pt(s)/H2(g, 1 atm)/H+(aq, 1 M)//Ag+(aq, 1 M)/Ag(s).

b)    Calcula la fem de la pila.

Datos: Eº(Ag +/Ag) = +0,80 V.

** 20.  Indica razonadamente si el Ni2+ tiene capacidad para oxidar al metal Cr al estado ion Cr3+ , sabiendo que los potenciales red-ox estándar valen: Eº(Ni2+/Ni) = -0,25 V y Eº(Cr3+/Cr) = +0,74 V.

** 21.  Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el NO3 -y el Zn en medio ácido, para dar NH4+ y Zn2+?  Razona la respuesta. En caso afirmativo, ajusta la reacción que tiene lugar entre ellos.  Datos: Eº(NO3-/NH4+) = +0,89 V y Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V.

** 22.  Predice qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que contenga yoduro de sodio y cloruro de sodio a 25ºC y escribe la(s) reacción(es) química(s) espontánea(s).

Datos: Eº (C12/Cl-) = +1,36 V; Eº (Br2/Br-) = +1,07 V; Eº (I2/I-) = +0,53 V

** 23.  Los potenciales estándar de reducción de los pares red-ox Zn2+/Zn y Fe2+/Fe son respectivamente -0,76 V y -0,44 V.

a)    ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro(II) (tetraoxosulfato(VI) de hierro(II)), FeSO4, le añadimos trocitos de Zn?

b) ¿Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu? Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V).  Razone la respuesta.

** 24.  Dados los potenciales red-ox estándar: Eº(Mg2+/Mg) = - 2,36 V y Eº(Pb2+/Pb) = -0,126 V, justifica en qué sentido se producirá la reacción: Mg2+ + Pb = Mg + Pb2+

** 25.  Explica razonadamente si los metales cobre y manganeso reaccionarán con ácido clorhídrico 1,0 M. En caso afirmativo, escribe la correspondiente reacción red-ox.

Datos: Eº (Mn2+/Mn) = -1,18 V; Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V.

** 26.  Una pila voltaica está formada por un electrodo de Zn en una disolución 1 M de sulfato de cinc (tetraoxosulfato(VI) de cinc) y un electrodo de cobre de una disolución de sulfato de cobre(II) (tetraoxosulfato(VI) de cobre(II)) a 25ºC.  Se pide:

a)   Semirreacción que tiene lugar en cada electrodo y reacción global. ¿Cuáles son las especies oxidante y reductora?

b)  b) Nombre y signo de cada uno de los electrodos. ¿Qué diferencia de potencial proporcionará la pila?  Eº(Zn2+ /Zn) = -0,76 V; Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V.

Tema 8.

 COMPUESTOS INORGÁNICOS DE IMPORTANCIA INDUSTRIAL.

1.- Síntesis industrial del amoníaco.

** 1. Escribe la reacción de obtención industrial del amoníaco y discute las condiciones en las cuales se realiza la misma.

* * 2. La síntesis del amoníaco es un proceso exotérmico.

a) Explica cómo afecta al número de moles de amoníaco formados: i. Aumento de la temperatura. ii.  Disminución del volumen de la vasija. iii. Adición de nitrógeno. iv. Disminución de la presión total de la vasija

b) Describe brevemente las condiciones industriales utilizadas en la síntesis del amoníaco.

2.- Propiedades y aplicaciones del amoníaco.

** 3. a) Justifica que la molécula del amoníaco presenta analogías con la del agua, como su polaridad y formación de enlaces de hidrógeno.

b)    Justifica por qué el amoníaco presenta puntos de ebullición y de fusión, anormalmente elevados, respecto a su masa molar.

c)    Justifica la elevada solubilidad del amoníaco en el agua.

* * 4. Escribe dos reacciones químicas en las que intervenga el amoníaco y en las que se ponga de manifiesto un comportamiento diferente de esta sustancia.

3.- Obtención del ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) a partir del amoníaco.

**5.  Describe esquemáticamente, el proceso de obtención del ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) a partir del amoníaco, escribiendo las ecuaciones de las reacciones químicas que tienen lugar, e indicando los cambios en el estado de oxidación del nitrógeno en ellas.

**6.  Escribe las reacciones de obtención de óxido de nitrógeno(IV) a partir de amoníaco, ajustándolas por el número de oxidación, en sus dos etapas; en la primera oxidación del amoníaco dando óxido de nitrógeno(II) y en la segunda, oxidación del óxido de nitrógeno(II) obtenido.

4.- Propiedades y aplicaciones del ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno).

** 7. Escribe tres reacciones químicas en las que intervenga el ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno) y en las cuales se ponga de manifiesto un comportamiento diferente de este ácido.

** 8. Formula las reacciones, ajustándolas por el ion-electrón, del ácido nítrico (trioxonitrato(V) de hidrógeno):

a)   concentrado que oxida al cobre a ion cobre(II), pasando él a óxido de nitrógeno(IV),

b)  diluido que oxida al cobre a ion cobre(II), pasando él óxido de nitrógeno(II).

5.- Importancia y obtención del ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno).

**9.  Escribe las reacciones que se producen en la obtención industrial del ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno).

**10.  En la obtención del ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno), una etapa importante es la correspondiente a la oxidación del óxido de azufre(IV) gaseoso para formar el óxido de azufre(VI) según la reacción:

SO2(g) + 1/2 O2(g)   =    SO3(g) ; DHº = - 88'6 kJ.

a) ¿Cómo se modificará el equilibrio al elevar la temperatura? ¿Cambiará la constante de equilibrio? Justifica la respuesta.

b)    ¿Qué sucederá si se duplica el volumen de la vasija de la reacción?

c)    Explica si las respuestas de los apartados (a) y (b) justifican el método de obtención del ácido sulfúrico.

6.- Propiedades y aplicaciones del ácido sulfúrico (tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno).

**11.  Ilustra mediante la formulación de las correspondientes reacciones químicas, tres formas características de actuación del ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno), explicándolas.

**12.  El ácido sulfúrico posee un comportamiento diferente según su concentración:

a)   Diluido disuelve a un trozo de hierro produciendo sulfato de hierro(II) (tetraoxosulfato(VI) de hierro(II), que queda disuelto, desprendiéndose hidrógeno.

b)  Concentrado y caliente también disuelve al trozo de hierro dando sulfato de hierro(II) (tetraoxosulfato(VI) de hierro(II)), pero se deposita azufre elemental.

Formula y ajusta ambas reacciones de oxidación-reducción.

**13.  El ácido sulfúrico concentrado y caliente actúa como agente oxidante, y su transformación depende de la fuerza del agente reductor.  Formula y ajusta las siguientes reacciones:      

a) Cu(s) + H2SO4(1)  ® CuSO4(aq) + SO2(g) + H2O(1)

b) Zn(s) + H2SO4(1) ® ZnSO4(aq) + H2S(g) + H2O(1)

Tema 9

INTRODUCClÓN A LA QUÍMLCA AMBIENTAL

l.- El ozono.

** l. Formación de ozono en la estratosfera.  Formación y descomposición.

** 2. El ozono en la atmósfera. ¿Qué importancia biológica tiene?

** 3. ¿Por qué los freones (clorofluorocarbonos) representan un peligro para la capa de ozono?

2.- Óxidos de nitrógeno.

** 4. Origen de los óxidos de nitrógeno en la atmósfera. ¿Qué efectos producen sobre el medio ambiente?

** 5. Explica de qué manera contribuyen los gases de los tubos de escape de los automóviles a la contaminación atmosférica.

**6.  Control de la contaminación por los óxidos de nitrógeno.

3.- Óxidos del azufre

**7.  Fuentes de óxidos de azufre en la atmósfera.

**8. ¿Cómo puede controlarse la contaminación por SO2 procedente de las centrales térmicas?

4.- La lluvia ácida

* * 9. Concepto, formación de lluvia ácida y sus consecuencias.

** 10. Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 toneladas métricas de dióxido de azufre por hora a la atmósfera. En días húmedos, el dióxido de azufre liberado reacciona con el oxígeno atmosférico y con el agua produciendo ácido sulfúrico (tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno). A cierta distancia de la central térmica existe una laguna con un volumen de 5 hm³. Un 1 % de todo el SO2 producido durante el día precipita en forma de ácido sulfúrico sobre la laguna. Halla el pH de la disolución después de producirse la lluvia ácida. Debe considerarse sólo la primera ionización del ácido sulfúrico.

Tema 10.

 INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA ORGÁNICA

Nomenclatura:

** 1. a) Formula: 4,5-dimetil-1-hexeno; 4-hidroxi-2-pentanona; ácido 2-clorobutanoico; 3-metil-1-butanol; metilpropanal; 4-etil-4-metil-2-hepteno; ácido 2-metil-3-pentanoico; 4-etil-2-metilfenol; 3-etil-4-hidroxipentanal.

** 2. Nombra los siguientes compuestos:   a) CH2=CH-CH2-CH(CH3)-CH(CH3)-CH3 

b) CH3-CH2-CHOH-CHO                      c) CH3-CH2-NH-CH2-CH2-CH3 

d) HOOC-CH(CH3)-CH2-CH2-COOH

** 3. Un compuesto tiene como fórmula molecular C3H8O. Escribe las fórmulas moleculares desarrolladas de todos los compuestos que tienen esta fórmula molecular, nombrándolos correctamente.

** 4. Escribe las fórmulas de todos los alquenos no cíclicos de fórmula molecular C4H8. Nómbralos. Para cada uno de ellos, formula una reacción de adición y nombra el producto obtenido.

Fuente de hidrocarburo.

** 5. El petróleo. Composición y fracciones obtenidas en su destilación

** 6. Ordena justificándolo, el punto de fusión del metano, decano y butano.

** 7. Derivados halogenados. Da dos ejemplos e indica cuáles son sus aplicaciones.

**8. ¿Cuáles son las reacciones más características de los hidrocarburos saturados? Pon ejemplos.

**9. ¿Por qué los hidrocarburos insaturados presentan una gran reactividad química y los saturados una gran inercia química?

**10. Completa las siguientes reacciones químicas:

            A)    CH₄ + Cl₂ ®

            B)    CH₂ = CH - CH₂ - CH₃ + HCl ®

            C)    CH º CH + HBr _(exc) ®

**11. Escribe una reacción para obtener etileno o eteno.

** 12. Cada uno de los siguientes compuestos: 2-propanol, 2,3-dibromoetano, butano, puede prepararse a partir de un alqueno. Da el nombre del alqueno elegido y escribe las reacciones correspondientes para la preparación de los compuestos citados.

** 13. Escribe tres reacciones características de los alquenos.

** 14. Hidrocarburos etilénicos o alquenos. Escribe dos tipos de reacciones distintas que pueden dar estos hidrocarburos, comentando la importancia industrial de alguna de ellas.

** 15. ¿De qué tipo es la reacción que se producirá entre el cloruro de hidrógeno y el

2-metil-1-buteno?. Nombra el producto resultante de la reacción.

** 17. Disponiendo de una disolución de Br2, explica cómo podría averiguarse en el laboratorio si un hidrocarburo es o no saturado.

** 18. Escribe las reacciones del 1-butino con:

            A) cloro en exceso

            B) yoduro de hidrógeno en exceso

            C) hidrógeno

** 19. ¿Qué es el polietileno? ¿Cómo se obtiene? Indica alguna de sus propiedades.

** 20. Describe dos ejemplos de polímeros orgánicos, indicando a partir de qué monómeros se obtienen.

** 21. Escribe dos reacciones características del benceno.

** 22. Completa las siguientes reacciones químicas:

            A)   CH₂ = CH₂   +  H₂O ®

            B)    CH₃ - CH = CH₂ + H₂ ®

            C)    C₆H₆ + HNO₃ ®

Tema 11

COMPUESTOS OXIGENADOS

Nomenclatura:

** 1. a) Nombra los siguientes alcoholes: (CH3)3COH , CH3-CH2-CH2OH, (CH3)2CHOH; b)Cuál de ellos se utilizaría para obtener: i. propanal. ii.dimetilcetona. Escribir las reacciones correspondientes y proponer una reacción mediante la cuál se pueda diferenciar el propanal de la dimetilcetona.

** 2. Escribe la fórmula estructural desarrollada de todos los alcoholes de fórmula molecular C3H8O . Indica cuáles son los productos de oxidación de estos alcoholes.

** 3. ¿Cuáles de los siguientes compuestos tienen la misma fórmula molecular  (isómeros estructurales): propano, 1-propanol, propanal y propanona?. ¿Qué clase de compuestos obtendrías de la reducción de estos isómeros?. Escribe las reacciones.

Obtención. Propiedades y aplicaciones:

*** 4. Explica brevemente por qué el alcohol etílico es más soluble en agua que el etano.

** 5. Los puntos de ebullición del propano y del etanol son respectivamente: -42ºC y 78ºC. Explica brevemente estas diferencias. Explica cómo serían los puntos de ebullición del butanol y butanal.

** 6. Describe la función alcohol. Escribe tres tipos de reacciones características de un alcohol.

** 7. Indica dos métodos diferentes de obtención de etanol. Nombra todos los compuestos que uses.

** 8. ¿ En qué se transforma un alcohol primario al oxidarse  y uno secundario?

Pon un ejemplo de cada uno y escribe las reacciones de oxidación.

** 9. En una práctica de laboratorio se estudian algunas reacciones de compuestos orgánicos oxigenados. a) Explica la oxidación del etanol con dicromato de potasio en medio ácido y explica cómo se reconocen los productos intermedios y final de reacción. b) Escribe la reacción de esterificación del alcohol etílico con ácido acético en presencia de ácido sulfúrico.

** 10. ¿Cómo podrías diferenciar una cetona de un alcohol, sí se hubieran despegado las etiquetas de los frascos que los contenían?.

** 11. a) Escribe la fórmula del 2-propanol y del 1-butanol. Explica el distinto comportamiento de ambos compuestos frente a oxidantes. b) Escribe dos reacciones características del grupo carboxilo.

** 12. a) Diferenciar el acetaldehído de la acetona según su comportamiento químico. b) Dar la fórmula de la trinitroglicerina y explicar el por qué del gran poder explosivo de este compuesto.

** 13. Describe dos ensayos o reacciones que permitan diferenciar el butanal de la butanona.

** 14. Se tienen tres compuestos A, B y C. Se sabe que uno de ellos es ácido acético, otro es acetaldehído y el tercero, alcohol etílico. a) Se observa que A reacciona con B para dar un éster; por otra parte, en disolución acuosa, B tiene carácter ácido. Identifica A, B y C. b) Formula los tres compuestos y la reacción de formación del éster.

** 15. Escribe las reacciones correspondientes a la transformación del alcohol etílico en: 1) Eteno  2) Etanal 3) Éter etílico.

** 16. Describe dos métodos de obtención de ácido acético.

** 17. Escribe la reacción que se produce entre el etanol y el ácido acético glaciar en medio ácido. ¿Qué tipo de reacción es?.

** 18. ¿Qué es un éster? Escribe una reacción de esterificación y una reacción de saponificación.

** 19. Define una grasa desde el punto de vista de su composición química. ¿Qué tipos de substancias se emplean para disolver las grasas?

** 20. ¿Qué son los jabones? ¿Cómo se obtienen los jabones a partir de las grasas naturales?

** 21. Escribe el nombre IUPAC del fenol y de la acetona. Indica al menos dos utilidades industriales de cada uno de ellos.

Tema 12.

 COMPUESTOS NITROGENADOS:

Nitroderivados:

** 1. Formula: Nitrobenceno, nitroetano, nitroglicerina, 1,3,5-trinitrobenceno.

** 2. Escribe la reacción correspondiente a la obtención del nitrobenceno. Cita alguna aplicación del mismo.

** 3. Escribe la reacción de obtención de la nitroglicerina . Cita alguna aplicación de la misma.

** 4. Escribe la reacción correspondiente a la obtención del trinitrotolueno. Cita alguna aplicación del mismo.

Aminas:

** 5. Nombra los siguientes compuestos: CH₃NH₂, C₆H₅NH₂, CH₃CH₂NH₂, (CH₃)₂NH

** 6. ¿Qué es una amina? Tipos de aminas.

** 7. Escribe y nombra un ejemplo de amina primaria, secundaria y terciaria.

** 8. Escribe la reacción básica de la metilamina, según la teoría de Brönsted-Lowry.

** 9. Escribe la reacción de neutralización de una amina con el ácido clorhídrico, nombrando la sal obtenida.