Colección de Ejercicios de Química

QUÍMICA INTENSIVO

1.

FORMULACIÓN FORMULACIÓN INORGÁNICA ........................................ ................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................3 ..................3 · Nombrar. ....................................................................................................................................................................................................3 · Formular. ....................................................................................................................................................................................................3

2. FORMULACIÓN FORMULACIÓN ORGÁNICA................................................................................................................................................... ORGÁNICA................................................................................................................................................... 5 · Nombrar. ................................................................................................................................................................................................... 5 · Formular. ................................................................................................................................................................................................... 6 3. CONCEPTOS BÁSICOS ........................................ ................... .......................................... .......................................... ......................................... ......................................... .......................................... .................................... ............... 7 Glosario. ........................................................................................................................................................................................................ 7 · Estructura atómica. ........................................................................................................................................................................... 8 · Configuración electrónica. ........................................................................................................................................................... 9 · Propiedades periódicas. ................................................................................................................................................................ 11 · Avogadro. ................................................................................................................................................................................................ 12 · Fórmula empírica y molecular. ................................................................................................................................................. 13 · Estequiometría. ................................................................................................................................................................................... 14 4. FUERZAS INTERMOLECULARES, INTERMOLECULARES, ESTADOS ESTADOS DE LA MATERIA Y DISOLUCIONES DISOLUCIONES ..................... .................. ... 17 Glosario. ...................................................................................................................................................................................................... 17 · Fuerzas intermoleculares. ........................................................................................................................................................... 18 · Disoluciones. ........................................................................................................................................................................................ 18 · Gases ideales. .................................................................................................................................................................................... 20 · Presión de vapor. .............................................................................................................................................................................. 23 5. TERMODINÁMICA QUÍMICA ........................................ .................... .......................................... ........................................... ......................................... ......................................... ........................................ ................... 27 Glosario. ..................................................................................................................................................................................................... 27 · Calor, trabajo y primer principio. ........................................................................................................................................... 28 · Calorimetría. ........................................................................................................................................................................................ 29 · Termoquímica .................................................................................................................................................................................... 30 6. CINÉTICA QUÍMICA ......................................... .................... .......................................... .......................................... ......................................... ......................................... .......................................... ........................................ ................... 37 Glosario. ..................................................................................................................................................................................................... 37 · Órdenes de reacción. .................................................................................................................................................................... 38 · Ley de Arrhenius. ............................................................................................................................................................................. 39 · Cálculos cinéticos. .......................................................................................................................................................................... 40 · Mecanismos. ......................................................................................................................................................................................... 41

www.funiversformacion.es

1

QUÍMICA INTENSIVO

7.

EQUILIBRIO .......................................... ...................... ......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... ................................... .............. 43 Glosario. .................................................................................................................................................................................................... 43 Ejercicios .................................................................................................................................................................................................. 44

8. PRECIPITACIÓN. PRECIPITACIÓN. .......................................... ..................... .......................................... ......................................... .......................................... ........................................... ......................................... ......................................... ......................... .... 49 Glosario. .................................................................................................................................................................................................... 49 ·Ejercicios. ................................................................................................................................................................................................ 50 9. ÁCIDO-BASE........................................ ................... ......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... ......................................... ................................... ............... 53 Glosario. .................................................................................................................................................................................................... 53 · Grado de disociación y pH. ....................................................................................................................................................... 54 · Disoluciones reguladoras.......................................................................................................................................................... 56 · Valoraciones. ....................................................................................................................................................................................... 57 10. REDOX. ......................................... ..................... ......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... .......................................... ..................... 59 Glosario. .................................................................................................................................................................................................... 59 · Ajuste redox. .......................................................................................................................................................................................60 · Ecuación de Nerst ........................................................................................................................................................................... 62 · Pilas. .......................................................................................................................................................................................................... 63


2

QUÍMICA INTENSIVO

1. FORMULACIÓN INORGÁNICA · Nombrar. 1.1. Nombrar los siguientes iones o compuestos inorgánicos según la nomenclatura de Stock y la nomenclatura sistemática: H-, F-, I -, O 2-, NO3-, SO42-, Al 3+, Mn2+, NiCl2, KCl, Br2O5, Li2O, Na2O2, CaH2, AlH3, HNO2. 1.2. Nombra: Al2O3, P 2O5, MgO, Fe2O3, CO 2, AlH3, HCl, H2S, KOH, AgOH, Fe(OH) 3, CCl4, CuCl2, FeCl3, ZnBr2, H2CO3, H2SO4, HClO4, HNO3, H3PO4, KMnO4, CuSO4, NH4NO3, K2CrO4, MgCO3. 1.3. Nombrar los siguientes compuestos inorgánicos: H2SO4; N2O5; ZnSO4; AgCN; NH4SCN; AlN; NaClO; Sr(SCN) 2; H4P2O7; Rb2O2; N2H4; PCl5; Cd(OH)2; GeH4; KH2PO4; Ca(OH)2; Ag2O2; H3BO3; AgNO3; CdS; B2H6; TiCl4; Na2CrO4; Na2O; CuSO4·5H2O; MnO2; Pb(N3)2; K2Cr2O7; Cd3As2; Al2O3. · Formular. 1.4.

Escribir la fórmula de: el óxido de hierro (III), el óxido de bromo (III), el hidruro de berilio.

1.5. Formula los siguientes compuestos: dióxido de estaño, tetraoxofosfato de tripotasio, borano, dihidrógeno de hierro, trisulfuro de aluminio, permanganato de potasio, trifluoruro de fósforo, ácido nítrico, trióxido de azufre, carbonato de calcio, sulfato de cobre pentahidratado, dihidrógenofosfato dihidrógenofosfato de sodio. 1.6. Formula: heptaóxido de dibromo, trióxido de diarsénico, dióxido de dicesio, dihidruro de cobre, dihidruro de cobalto, trihidruro de nitrógeno, cloruro amónico, dicloruro de hierro, disulfuro de carbono, tricloruro de cobalto, amoníaco, trihidróxido de aluminio, hidróxido de sodio, trioxoclorato (V) de hidrógeno, tetraoxosulfa tetraoxosulfato to (VI) de hidrógeno, tetraoxosilicato (IV) de hidrógeno, ácido sulfúrico, tetraoxomanganato tetraoxomanganato (VII) de hidrógeno, trioxoyodato (V) de hidrógeno, heptaoxodicromato (VI) de potasio, tetraoxosulfato (VI) de cobre (II), tris-[tetraoxisulfato (VI)] de hierro, permanganato potásico, tetrakis-[tetraoxofosfato (V)] de plomo, carbonato magnésico, trioxocarbonato (IV) de calcio, tetraoxosulfato (VI) de hierro (II), heptaoxodicromato heptaoxodicromato (VI) de hierro (II), dicromato potásico, hidrógenotrioxocarbonato hidrógenotrioxocarbonato (IV) de sodio, bis-[dihidrógenotetrao bis -[dihidrógenotetraoxofosfato xofosfato (V)] de hierro, hidrógenosulfuro de berilio, sulfato de cobre (II), nitrato amónico, ácido clorhídrico. 1.7. Formula los siguientes compuestos inorgánicos: fosfuro de cinc; dioxoclorato de potasio; acetiluro de calcio; bromuro de cobre (II); hidrogenocarbonato de magnesio; cromato de bario; amoníaco; nitruro de litio; trioxodisulfato amónico; cianuro de sodio; permanganato de potasio; hidruro de cinc; cloruro de calcio; hidróxido de manganeso (II); ácido selenhídrico; dioxonitrato de hidrógeno; hidrogenotetraoxofosfato de estaño (II); nitruro de hierro (II); agua oxigenada; pentacloruro de fósforo; monóxido de dihidrógeno; óxido de nitrógeno (III); ácido perclórico; clorato de estroncio; monooxonitrato de hidrógeno; hidróxido amónico; silano; heptaoxodifosfato heptaoxodifosfato de tetrasodio; diborano; carburo de calcio; pentóxido de difósforo.


3

QUÍMICA INTENSIVO


4

QUÍMICA INTENSIVO

2. FORMULACIÓN ORGÁNICA · Nombrar. 2.1. Escribir según la nomenclatura sistemática el nombre de los siguientes compuestos orgánicos:

2.2.

Nombra los siguientes compuestos:

a) c)

b) d) e)

f)

g)

h) i)

k)

j)

l)

m) n)


5

QUÍMICA INTENSIVO

· Formular. 2.3. Escribir la fórmula de: el decano, el 2,3-dimetilbutano, el pentan-3-ol, 1-cloro-5,5dimetilhexano, 1,3-pentadieno, 3,6-dimetil-3-octeno, 3-metilhex-5-in-2-ona. 2.4. Formula: propeno, metilamina, 3-bromofenol, 3-metil-1-pentino, etilbenceno, dimetilcetona, ácido 2-butenoico, metanoato de etilo, dietiléter, 4-etil-2,3-dimetilheptano, 2-metilheptanal, 2metil-2-propanol, 1-cloropentano, metilbenceno. 2.5. Formular los siguientes compuestos orgánicos: 3-metilhexano; fenilmetilcetona; 2pentilamina; radical 4,4-dimetil-2-propilhexilo; CH3-C≡C-COOH; 3-fenilbutilamina; ácido 3hidroxipropanoico; benzaldehído; 1,3-ciclohexadieno; 2,2-dimetilpropano y el dimetilpropano.


6

QUÍMICA INTENSIVO

3. CONCEPTOS BÁSICOS Glosario. · Mezcla heterogénea: · Elemento Químico: · Fórmula Química: · Mol: · Masa molar: · Número de Avogadro: · Reactivo limitante: · Átomo: · Número atómico: · Número másico: · Isótopo: · Catión: · Orbital: · Número cuántico magnético: · Estado fundamental de un átomo: · Principio de exclusión de Pauli: · Electrones de valencia: · Elementos representativos: · Radio atómico: · Energía de ionización: · Electronegatividad: · Enlace covalente: · Molécula polar:


7

QUÍMICA INTENSIVO

· Enlace iónico: · Enlace metálico: Ejercicios: · Estructura atómica. 3.1.

El gas oxígeno ordinario está formado por tres isótopos cuyas abundancias relativas son:

Isótopo 16 17 18

Masa atómica (uma) 15.99491 16.99914 17.99916

Porcentaje 99.759 0.037 0.204

Determinar cuál es la masa atómica del oxígeno. 3.2. El boro consta de dos isótopos naturales: 10B con una masa de 10.012 uma y 11B con una masa de 11.009 uma. Si la masa atómica del boro es de 10.811, ¿cuál es la composición porcentual del boro natural? 3.3. En la tabla siguiente se indica la composición de diferentes átomos o iones (las letras no corresponden a sus símbolos reales):

A B C D E

Número de protones 11 16 13 9 11

Número de neutrones 12 14 10 11 10

Número de electrones 11 18 10 10 11

Indicar, razonadamente, cuál(es): cuál(es): a) Representa(n) un anión. b) Representa(n) un catión. c) Tiene(n) aproximadamente aproximadamente la misma masa atómica que A. d) Representa(n) a un isótopo de E. 3.4.

¿Cuántos protones, neutrones y electrones hay en un átomo de

197Au?

3.5. Escribir el símbolo químico completo para el elemento que contiene 18 protones, 18 electrones y 22 neutrones. 3.6. ¿Cuáles de los siguientes elementos cabe esperar que presenten mayor similitud en sus propiedades físicas y químicas: Li, Be, F, S, Cl? C l? 3.7. Localizar el fósforo y el potasio en la tabla periódica. Decir el número atómico de cada uno e indicar si se trata de un metal, metaloide o no metal.


8

QUÍMICA INTENSIVO

3.8. Todos los isótopos siguientes se emplean en medicina. Indicar el número de protones y neutrones que tiene cada isótopo: a) fósforo-32; b) cromo-51; c) cobalto-60; d) tecnecio-99; e) yodo-131; f) talio-20; · Configuración electrónica. 3.9. ¿Cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos no están permitidos? ¿Por qué?: a) n = 3, l = 2, m l = -1 b) n = 2, l = 3, ml = -1 c) n = 3, l = 0, ml = +1 d) n = 6, l = 2, ml = -1 e) n = 4, l = 4, ml = +4 f) n = 4, l = 3, ml = -1 3.10. a) Escribir la configuración electrónica de los átomos o iones Na, O 2-, Ca2+ y Ge en su estado fundamental. b) Determinar cuántos electrones de valencia tienen estas especies y c) cuáles de ellas tienen la configuración electrónica de un gas noble. Datos: Número atómico de Na = 11; de O = 8; de Ca = 20; de Ge = 32. 3.11. Representa la configuración electrónica del notación spdf.

26Fe

mediante un diagrama de orbitales y

3.12. Representa la configuración electrónica del bismuto mediante un diagrama de orbitales y notación spdf. Dato: 83Bi 3.13.

Indica la geometría de dominios de electrones y molecular de: a) ICl 3; b) [SO3]2-

3.14. Indique un valor posible para el número o números cuánticos que faltan en cada uno de los siguientes conjuntos: a) n = 3, l = 2, ml = ?; b) n = 3, l = ?, m l = -1; c) n =?, l = 1, m l = 0. 3.15. Escriba los valores correspondientes a n y l para cada uno de los siguientes orbitales: a) 4s; b) 3p; c) 5f; d) 3d. 3.16. ¿Cuántos orbitales puede haber de cada uno de los siguientes tipos? Justifíquelo: a) 3s; b) 3f; c) 2p; d) 5d; e) 5f; f) 6p. 3.17. Escribir la configuración electrónica completa de: a) selenio (Z=34); b) fosforo (Z=15); c) antimonio (Z= 51); d) cobalto (Z=27) 3.18. ¿Cuántos electrones diferentes pueden existir con n = 3 y l = 2? Indica a qué subniveles corresponden los electrones que poseen los siguientes números cuánticos: cuánticos: a) n = 2, l = 0; b) n = 4, l = 2; c) n = 4, l = 3; d) n = 3, l = 1. 3.19. ¿Cuál o cuáles de los siguientes conjuntos de números cuánticos no están permitidos? ¿Por qué? a) (3, 1, 1); 1); b) (1, 1, 2); c) (4, 2, 0); d) (0, 0, 0); e) (5, 2, -3) 3.20. Indicar si las siguientes configuraciones electrónicas electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, fundamental, en estado excitado, o si no son válidas: a) 1s1 2s2 2p3 3s1; b) 1s2, 2s2, 2p4 c) 1s2 2s3 2p6 3s2; d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 4s1 3.21. Escriba las configuraciones electrónicas de las especies siguientes: N 3-, Ti4+, V5+, Cr3+, Ni2+, Se2-. Indique los que presentan electrones desapareados desapareados y el número de los mismos.


9

QUÍMICA INTENSIVO

3.22. Para un átomo en su estado fundamental, razone la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) el número máximo de electrones con número cuántico n = 3 es 6; b) en un orbital 2p solo puede haber 2 electrones; c) si en los orbitales 3d se sitúan 6 electrones, no habrá ninguno desapareado. 3.23. Escribir las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos, utilizando las abreviaturas de gas noble apropiadas para los electrones internos: internos: a) Rb; b) Se; c) Zn; d) V; e) Pb. 3.24. Dibujar diagramas de orbitales para los electrones de valencia y determinar el número de electrones desapareados desapareados para cada uno de los elementos siguientes: a) As; b) Te; c) Sn; d) Ag; e) Nb. 3.25. El silicio se presenta en la naturaleza en tres isótopos: 28Si (92.21%) con una masa de 27.977 uma; 29Si (4.70%) con una masa de 28.976 uma y 30Si (3.09%) con una masa de 29.974 uma. Calcular el peso atómico del silicio. 3.26. ¿Cuántos electrones electrones están permitidos en las siguientes subcapas? subcapas? a) n = 3, l = 0; b) n = 3, l = 1; c) n = 4, l = 2; d) n = 5, l = 0 3.27. ¿Cuántos valores diferentes puede tomar m en una subcapa electrónica que tiene de números cuánticos n = 5 y l = 3? 3.28. ¿Cuál de las siguientes combinaciones de números cuánticos es posible para un electrón que está en el orbital 4 d? a) n = 4, l = 4, m = −3, s = +1/2; b) n = 4. l = 2, m = +1, s = +1/2; c) n = 4, l = 1, m = −2, s = −1/2; d) n = 4, l = 3, m = −2, s = +1/2; e) n = 4, l = 0, m = 0, s = −1/2;

3.29. Escribe las configuraciones electrónicas (CE) de los siguientes átomos: a) 17Cl; b) 20Ca; c) 33As; d) 28Ni; e) 26Fe. 3.30. De las siguientes configuraciones electrónicas, indica las que corresponden a átomos en su estado fundamental, en estado excitado y cuáles son imposibles: a) [He] 2s2 2p2; b) [He] 2s2 3p1; c) [He] 2s2 2d2 3s1; d) [Ne] 3s2 3p8 4s1; e) [Ne] 3s2 3p2; f) [Ar] 4s2 4p5 5s1; g) [He] 3s 2 3p1 3.31. [Imp.] Predice la carga más estable que es de esperar que tenga el ion cinc y la estructura electrónica de dicho ion en el estado fundamental. 3.32. [Imp.] Basándote en las configuraciones electrónicas electrónicas de 12Mg, 13Al y 17Cl razona si es o no probable que existan iones Mg+3 y Al+3 y Cl‐2 en los compuestos químicos. 3.33. Escribe la estructura de Lewis Lewis de los siguientes compuestos compuestos iónicos: a) CaS; b) BaO; c) MgBr2. ¿Por qué son iónicos? 3.34. [Imp.] Representa la estructura de Lewis de las siguientes moléculas e iones y deduce su geometría molecular mediante la teoría de Gillespie (repulsión de pares de e- de la capa de valencia): a) CO2; b) SO2; c) PO4; d) SO3; e) BO3; f) H2O; g) H3O+; h) PCl3; i) BCl3; j) BH4; k) SCl2; l) PCl5; m) PCl6; n) IF5; o) CHCl3; p) ICl; q) I2; r) O3


10

QUÍMICA INTENSIVO

· Propiedades periódicas. 3.35. La configuración electrónica de un átomo neutro del elemento X es 1s 2 2s2 2p6 3s2 4d1. Indica razonadamente la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) X es un elemento de transición; b) X pertenece al cuarto período; c) X está en estado fundamental; d) X pertenece al grupo del B, Al, etc. 3.36. Escribe la CE del estado fundamental de los elementos de Z = 4, 8, 13 y 20. Indica razonadamente el período, el grupo y el número de electrones de valencia de cada uno de ellos. 3.37. La CE de un elemento es [Kr] 5s2 3d10 5p5. Indica razonadamente: a) Grupo y periodo al que pertenece; b) Si es metal o no metal; c) Si formará iones positivos o negativos; d) Si dichos iones serán mayores o menores que el átomo neutro. 3.38. De los elementos que se listan a continuación, 11Na, 19K, 12Mg, 20Ca, indica cuál necesitará más energía para que se ionice un electrón. 3.39. Coloca los siguientes elementos en orden creciente de su potencial de ionización: F, Li, K, Cl, Na. 3.40. ¿Cuál de los siguientes iones posee el radio atómico más pequeño? a) Be 2+; b) Mg2+; c) Ca2+; d) Sr2+; e) Ba2+. 3.41.

Coloca las siguientes especies en orden creciente de su tamaño: Rb, Rb+, Ar, K y Kr.

3.42. En los siguientes pares de iones indica cuál es el de mayor radio: a) Na + y Mg2+ ; b) Se2‐ y Cl‐ ; c ) S2‐ y S2+ ; d) S2‐ y F‐ ; e) Li+ y Be2+ ; f) Au+ y Au3+. 3.43. Los elementos A, B y C están en el mismo periodo y tienen 1, 5 y 7 electrones de valencia, respectivamente. Indica razonadamente. a) Si el compuesto entre A y C será más iónico o covalente y escribe su fórmula más probable; b) Si el compuesto entre B y C será más iónico o covalente y escribe su fórmula más probable. 3.44. Dado un elemento cualquiera del sistema periódico comparar su radio atómico y su EI a) con el elemento de la derecha, b) con el elemento de la casilla de abajo. 3.45. Ordenar de mayor a menor según su EI los siguientes átomos o iones: K, Ca, Mg, Mg2+, Al3+. 3.46. El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9; B = 16; C = 17; D = 19 y E = 20. Razone: a) ¿Cuál es el más electronegativo?, b) ¿cuál posee menor energía de ionización?, c) ¿cuál puede convertirse en anión divalente estable?


11

QUÍMICA INTENSIVO

· Avogadro. 3.47. Un recipiente contiene 5 g de tetracloruro de carbono (CCl 4). Calcular: a) ¿Cuántas moléculas de CCl4 están presentes? b) ¿Cuántos átomos de cloro y de carbono están presentes? c) ¿Cuántos gramos de cloro y de carbono están presentes? d) Determinar la composición porcentual en masa del compuesto. 3.48. Calcular el porcentaje en masa de cada uno de los elementos del sulfato de aluminio, Al2(SO4)3. 3.49. ¿Cuántos moles de bicarbonato de sodio (NaHCO3) hay en 508 g de NaHCO3? 3.50. ¿Cuál es la masa, en gramos, de (a) 6.33 moles de NaHCO 3, y (b) 3.0·10-5 moles de ácido sulfúrico? 3.51. ¿Cuántos átomos de Ag hay en una joya de plata de ley que pesa 38.7g? La plata de ley contiene 92.5 por ciento en masa de Ag. 3.52.

Calcúlese el número de moléculas de agua que hay en una piscina de 50x36 m llena hasta una altura de 2.44 m. Tómese la densidad del agua como 1 g/cm 3 3.53. Complétese la siguiente tabla para el glicerol (C 3H8O3). Masa (gramos) 0.0045

Nº moles

Nº de moléculas

Nº átomos de C

0.0125 3·1024 1.2·1015 3.54. Una muestra de la hormona sexual femenina estradiol, C 18H24O2, contiene 3·1020 átomos de hidrógeno. a) ¿Cuántos átomos de carbono contiene la muestra?; b) ¿Cuántas moléculas de estradiol contiene la muestra?; c) ¿Cuántos moles de estradiol contiene la muestra?; d) Calcula la masa en gramos de la muestra. 3.55. 18. La etiqueta de un frasco de 250 mL de un insecticida indica que el frasco contiene 0.1% en peso de Sevin®, C 12H22NO2. ¿Cuántas moléculas de Sevin hay en el frasco, suponiendo que la disolución tiene una densidad de 1 g/mL? 3.56. ¿Cuántos moles de átomos están contenidos en: a) 10.02 g. de calcio? b) 92.91 g. de fósforo? c) ¿Cuántos moles de fósforo molecular contenidos en 92.91 g. de fósforo si la fórmula de la molécula es P4? d) ¿Cuántos átomos están contenidos en 92.91 g. de fósforo? e) ¿Cuántas moléculas están contenidas en 92.91 g. de fósforo? Datos: las masas atómicas del Ca y P son 40.078 y 30.974 respectivamente.


12

QUÍMICA INTENSIVO

· Fórmula empírica y molecular. 3.57. Calcular el tanto por ciento de potasio en los siguientes compuestos: a) perclorato de potasio, b) bromuro de potasio, c) permanganato de potasio, d) dicromato de potasio. 3.58. Un recipiente contiene 5 g de tetracloruro de carbono, a) ¿cuántas moléculas de tetracloruro de carbono están presentes?, b) ¿cuántos átomos de cloro y de carbono?, c) ¿cuántos gramos de cloro y de carbono?, d) Determinar la composición centesimal en peso del compuesto. 3.59. [Imp.] Calcular el % en peso de cada uno de los elementos que constituyen la hormona tiroxina, cuya fórmula es C15H11NO4I4. 3.60. [Imp.] El etilenglicol, la sustancia utilizada en el anticongelante para automóviles, se compone de 38.7% de C, 9.7% de H y 51.6% de O en masa. Su masa molar es 62.1 g/mol. a) ¿Cuál es la fórmula empírica del etilenglicol?; b) ¿Cuál es su fórmula molecular? 3.61. La nicotina, en estado puro, es un líquido de aspecto oleoso utilizado como insecticida y que se obtiene a partir del tabaco. Su masa molar es 162.2 g/mol y contiene 74.03 % en masa de C, 8.70 % de H y 17.27 % de N. Determinar la fórmula molecular de dicha sustancia. Detallar los cálculos. 3.62. Un oxoácido de fórmula    tiene una masa molecular de 161.97 uma., tiene 12 átomos en su fórmula, contiene 38.25 por ciento en masa del elemento E y el número de átomos de E supone el 16.67 por ciento. ¿Cuál es el elemento E y cuál es la fórmula molecular de este oxoácido? Detallar los cálculos 3.63. El insecticida dieldrina contiene carbono, hidrógeno, oxígeno y cloro. La combustión (reacción con oxígeno molecular) completa de una muestra de 15.10 g produce 20.94 g de dióxido de carbono y 2.86 g de agua. La masa molecular del compuesto es 381 uma. y el número de átomos de cloro es la mitad de los átomos de carbono. ¿Cuál es la fórmula molecular de la dieldrina? Detallar los cálculos. 3.64. El selenio forma dos óxidos. Uno contiene un 28.8% de O en masa, y el otro un 37.8% de O. ¿Cuáles son las fórmulas de estos óxidos? 3.65. El eugenol, uno de los principales componentes del aceite de clavo, tiene una masa molar de 164.2 g/mol y contiene 73.15% de C y 7.37% de H (lo que resta es oxígeno). ¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del compuesto? 3.66. El ácido ascórbico (vitamina C) contiene 40.92% de C, 4.58% de H y 54.50% de O en masa. ¿Cuál es la fórmula empírica del ácido ascórbico? 3.67. El etilenglicol, la sustancia utilizada en el anticongelante para automóviles, se compone de 38.7% de C, 9.7% de H y 51.6% de O en masa. Su masa molar es 62.1 g/mol. (a) ¿Cuál es la fórmula empírica del etilenglicol? (b) ¿Cuál es su fórmula molecular?


13

QUÍMICA INTENSIVO

3.68. Determina la fórmula empírica de: a) El raticida wafarina, que contiene 74.01 por ciento de C, 5.23 por ciento de H, y 20.76 por ciento de O, en masa; b) El gas mostaza, empleado como arma química, que contiene 30.20 por ciento de C, 5.07 por ciento de H, 44.58 por ciento de Cl, y 20.16 por ciento de S, en masa. 3.69. La glucosa, el ácido láctico, el ácido acético y el formaldehido tienen la misma composición centesimal: 40% C, 53.3% O y 6.7% H. Calcula la fórmula molecular de cada uno sabiendo que sus masas moleculares aproximadas son: M (glucosa) = 180 g; M (ácido láctico) = 90 g; M (ácido acético) = 60 g; M (formaldehído) = 30 g. 3.70. Un catalizador experimental utilizado en la polimerización del butadieno contiene 25.3 % de Mo, 23.3% de Co y el 51.4% de Cl. Su masa molar fue 758.70 g/mol. Determina la fórmula molecular del catalizador. 3.71. [Imp.] Mediante análisis elemental se encontró que un compuesto orgánico contiene C, H, N y O como únicos elementos. Una muestra de 1.279 g del compuesto se quemó por completo y se obtuvieron 1.60 g de dióxido de carbono y 0.77 g de agua. Por separado se pesaron 1.625 g del compuesto y se comprobó que contenían 0.216 de nitrógeno. ¿Cuál es la fórmula empírica del compuesto?

· Estequiometría. 3.72. Ajusta las siguientes reacciones:     →        →     →   

3.73. Para la obtención de azufre se ha utilizado una roca que contiene un 35 % en masa de azufre puro. Con 40 toneladas de esta materia prima se obtuvieron 10.5 toneladas de azufre con un 7 % en masa de impurezas. ¿Cuál es el rendimiento de la operación y la masa de azufre no aprovechado? Detallar los cálculos. 3.74. El ácido sulfúrico se puede preparar a partir de la pirita, FeS 2, a través de un proceso que consta de tres etapas: ()  () →  ()  () ()  () → () ()   () →  ()

Calcular la masa de pirita necesaria para preparar 1.64 kg de H 2SO4 suponiendo que cada una de las etapas del proceso transcurre con un 90 % de rendimiento. Detallar los cálculos.


14

QUÍMICA INTENSIVO

3.75. El ácido nítrico, HNO3, se obtiene industrialmente a través del procedimiento conocido como proceso Ostwald que consta de tres etapas: ()  () → ()   () ()  () → () ()   () → ()  ()

Calcular la masa de ácido nítrico que se puede obtener a partir de 1 kg de amoníaco (NH 3) suponiendo que cada una de las etapas del proceso transcurre con un 95.5 % de rendimiento. Detallar los cálculos. 3.76. El metanol CH3OH, que se emplea como combustible, puede fabricarse por reacción del monóxido de carbono con dihidrógeno. Si se mezclan 356.0 g de monóxido de carbono con 65.0 g de dihidrógeno, determinar a) cual es el reactivo limitante, b) cual es la masa de metanol que se produce (suponer que el rendimiento de la reacción es del 100%), c) cual es la masa del reactivo en exceso que queda después de la reacción. 3.77. En la siguiente reacción, 100 g de C 6H12O proporcionan 64 g de C 6H10:   →     

a) ¿Cuál es el rendimiento de esta reacción?, b) ¿Qué masa de C 6H12O debería de haber sido utilizada para producir 100 g de C6H10? 3.78. El etileno (C2H4) se puede preparar calentando hexano (C 6H14) a 800 ºC:   →    

Si el rendimiento de la producción de etileno es 42.5%, ¿qué masa de hexano se debe utilizar para producir 481 g de etileno? 3.79. La glucosa (C6H12O6) reacciona con dioxígeno para dar dióxido de carbono y agua. Determinar a) ¿qué masa de dioxígeno se requiere para la reacción total de 25 g de glucosa, b) ¿qué masa de dióxido de carbono y agua se forman? 3.80. Considera la reacción 2 Al(s) + 3 Cl2 (g) → 2 AlCl3(s). Se permite que reaccione una mezcla de 1.5 moles de Al y 3 moles de Cl 2. a) ¿Cuál es el reactivo limitante? b) ¿Cuántos moles de AlCl3 se forman? c) ¿Cuántos moles del reactivo en exceso permanecen al final de la reacción? 3.81. En unas pruebas desarrollas la siguiente reacción a pequeña escala:  ()  3 () → 2 ()  3  ()

a) Si comienzas con 150 g de Fe 2O3 como el reactivo limitante, ¿qué cantidad de Fe se obtiene si el rendimiento es del 100 por ciento? b) Si has obtenido en tus pruebas 87.9 g de Fe, ¿cuál fue el rendimiento porcentual?


15

QUÍMICA INTENSIVO

3.82. El propano, C3H8, es un combustible común utilizado para cocinar y en calefacción. ¿Qué masa de O2 se consume en la combustión de 1 g de propano? 3.83. Cuando se calientan conjuntamente cinc y azufre elemental reaccionan para formar sulfuro de cinc. Suponer que se calientan 12 g de Zn con 7 g de S: a) ¿cuál es el reactivo limitante? b) ¿cuál es la máxima cantidad de sulfuro de cinc que puede formarse? c) ¿qué cantidad de uno de los elementos queda sin reaccionar? 3.84. Una reacción secundaria en el proceso de fabricación del rayón a partir de pulpa de madera es que el disulfuro de carbono reacciona con el hidróxido de sodio para dar tritiocarbonato de sodio, carbonato de sodio y agua ¿Cuántos gramos de tritiocarbonato de sodio se producen en la reacción de 92.5 mL de disulfuro de carbono líquido (d = 1.26g/mL) y 2.78 moles de hidróxido de sodio? 3.85. Considera la reacción entre aluminio y cloro para formar tricloruro de aluminio. Se permite que reaccione una mezcla de 1.5 moles de Al y 3 moles de Cl. a) Escribe y ajusta la reacción; b) ¿Cuál es el reactivo limitante?; c) ¿Cuántos moles de AlCl3 se forman?; d) ¿Cuántos moles del reactivo en exceso permanecen al final de la reacción? 3.86. Se hacen reaccionar 30 g de tolueno con 50 g de ácido nítrico, obteniéndose 40.5 g de trinitrotolueno (TNT) y cierta cantidad de agua. a) Escribe y ajusta la reacción; b) Determina el reactivo limitante; c) Calcula el rendimiento de la reacción. 3.87. En las soldaduras se usan sopletes de acetileno que pueden alcanzar temperaturas de unos 2000 ºC. Estas temperaturas se deben a la combustión del acetileno según la reacción no ajustada:   ()   () →  ()   ()

a) Ajustar la reacción; b) Si se parte de 125 g de acetileno y 125 g de oxígeno, determinar cuál es el reactivo limitante; c) Calcular la cantidad teórica de agua obtenible. d) Calcular el rendimiento real cuando se forman 22.5 g de agua. 3.88. [*] Los polímeros de fluorocarbono, (CF 2)n, donde n es un número natural grande, pueden prepararse a partir de polietileno, (CH2)n, por reacción con trifluoruro de cobalto (sin ajustar), ( )   → ( )    

recuperándose el CoF3 mediante la reacción 2 CoF2 + F2 → 2 CoF3 a) Ajusta la primera reacción. b) Si el HF de la primera reacción no se reutiliza para preparar el F 2 de la segunda ¿cuántos gramos de flúor se consumen por gramo de (CF2)n producido? c) Si se recupera el HF y se descompone electrolíticamente en H 2 y F2 que alimente la segunda reacción ¿cuál es el consumo neto de F2 por cada gramo de (CF2)n?


16

QUÍMICA INTENSIVO

4. FUERZAS INTERMOLECULARES, ESTADOS DE LA MATERIA Y DISOLUCIONES Glosario. · Propiedades de los líquidos: · Fusión: · Vaporización: · Deposición: · Diagrama de fases: · Punto crítico: · Punto triple: · Fluido supercrítico: · Fuerzas dipolo-dipolo: · Enlace de hidrógeno: · Ley de Charles: · Ley de Gay-Lussac: · Ley de Dalton: · Presión de vapor de un líquido: · Gas real: · Tensión superficial de un líquido: · Sólidos covalentes: · Sólidos moleculares: · Disolución: · Disolvente: · Disolución saturada: · Disolución concentrada: · Disolución diluida:


17

QUÍMICA INTENSIVO

· Molaridad: · Factor de dilución: Ejercicios: · Fuerzas intermoleculares. 4.1. Identifica si entre las moléculas de las siguientes sustancias se forman o no puentes de hidrógeno: a) H3C-NH2; b) CH3OCH3; c) HOCH2CH2OH; d) CH3Cl; e) CH3COOH; f) CH2FCOOH; g) CH3SH 4.2. ¿En cuáles de las siguientes sustancias en fase líquida: H 2S, Ar, CH3OH, CF4, CHCl3 las únicas fuerzas intermoleculares atractivas existentes son del tipo dispersión de London? 4.3. Identifica la fuerza intermolecular que domina dentro de cada una de las siguientes sustancias y ordénalas de menor a mayor temperatura de ebullición: I2, F2, Br2 y Cl2 4.4. Identifica la fuerza intermolecular que domina en cada una de las siguientes sustancias, y elige la sustancia con una temperatura de ebullición más alta en cada pareja: a) NCl 3 o BeF2; b) CH3Cl o CH3OH; c) CH3CH2OH o C2H4(OH)2. 4.5. Decir que tipo de fuerzas intermoleculares se dan entre las siguientes sustancias y ordenarlas por orden creciente de su punto de ebullición: a) Ar, He, Ne y Xe; b) metano, clorometano, triclorometano y tetracloruro de carbono. · Disoluciones. 4.6. Se ha preparado una disolución de etanol en agua a 20 ºC disolviendo 10 mL de etanol, C2H5OH (ρ =0.789 g/mL), en un volumen suficiente de agua para obtener 100 mL de una disolución con una densidad de 0.982 g/mL. Determina la concentración de etanol en esta disolución expresada como (a) porcentaje en volumen; (b) porcentaje en masa; (c) masa de soluto en volumen de disolución; (d) fracción molar; (e) molaridad; (f) molalidad, (g) determina el volumen de agua utilizado y el efecto de contracción si la densidad del agua a 20 ºC es 0.998 g/mL. Datos: Las masas molares del etanol y del agua son 46.02 g y 18.02 g, respectivamente. 4.7. Una probeta se llena con 38.8 mL de agua. Se introduce una piedra de 28.4 g de masa en dicha probeta y el nuevo volumen medido es 44.1 mL. ¿Cuál es la densidad de la piedra? 4.8. a) Calcula la densidad de una muestra de plata de 215.3 g si tiene un volumen de 20.5 cm 3. b) Un profesor necesita 30.0 g de 1-propanol para un experimento. Si la densidad del 1-propanol es 0.803 g/mL ¿Cuántos mL de 1-propanol se necesitan? c) ¿Cuál es la masa, en gramos, de 25.0 mL de mercurio (densidad = 13.6 g/mL)? 4.9. Una muestra de 385 mL de mercurio líquido tiene una masa de 5.23 kg. ¿Cuál es la densidad del mercurio líquido en gramos por mililitro?


18

QUÍMICA INTENSIVO

4.10. Una marca de vinagre contiene 5.4 por ciento en masa de ácido acético. ¿Cuál es la masa, en gramos, de ácido acético en una libra de este vinagre? (1 lb = 453.6 g) 4.11. Una disolución contiene 12.62 por ciento en masa de sacarosa. ¿Qué masa de esta disolución, en gramos, se necesita para disponer de 1.00 kg de sacarosa? 4.12. Una disolución con una densidad de 0.876 g/mL contiene 5.0 g de tolueno (C7H8) y 225 g de benceno. Calcule la molaridad de la disolución. 4.13. Calcular la fracción molar del soluto en una disolución acuosa de ácido nítrico 2.5 M que tiene una densidad de 1.12 g/mL. Detallar los cálculos. 4.14. Los expertos médicos estiman que un nivel de 30 µg de Pb por decilitro de sangre supone un riesgo importante para la salud. Expresa este nivel en: a) molaridad de Pb; b) número de átomos de Pb por mililitro de sangre. 4.15. Determinar la molaridad, fracción molar y porcentaje en masa de una disolución hecha tomando 2 g de Ca(OH) 2 y disolviéndolos en 200 mL de agua. La densidad de esta disolución es de 1.05 g/mL. 4.16. Un ácido nítrico concentrado, de densidad 1.405 g/cm3, contiene 68.1% en masa de HNO3. Calcular la molaridad de este ácido. 4.17. Calcular cómo pueden prepararse 250 g de una disolución de carbonato de sodio (Na2CO3) al 10% en masa a partir de la sal decahidratada (Na2CO3·10H2O) y agua. 4.18. Se disuelven 180 g de NaOH en 400 g de agua. La densidad de la disolución resultante a 20ºC es de 1.340 g/cm3. Calcular: a) la concentración de esta disolución en tanto por ciento en masa. b) La concentración de la disolución en gramos por litro. c) La molaridad. 4.19. Se dispone de un ácido sulfúrico concentrado de densidad 1.824 g/cm 3 y de un 92.0% en masa de H2SO4. Calcular el volumen (en mL) que hay que tomar de este ácido para preparar 500 mL de una disolución 0.25 M. 4.20. En 100 cm3 de H2SO4 0.05 M se disuelven 3 gramos de Na 2SO4 puro. En el seno de la disolución tienen lugar los siguientes procesos:  → 2 H+  SO−  +   → 2 Na  SO− 

Suponiendo que no se modificó el volumen de la disolución calcular la molaridad de cada ion. Detallar los cálculos. 4.21. Una disolución de ácido sulfúrico, 6 M tiene una densidad de 1.338 g/mL. ¿Cuál es el porcentaje en masa de ácido sulfúrico en esta disolución? Dato: masa molar del ácido sulfúrico: 98.078 g/mol 4.22. El nivel de ion sulfato en el agua potable urbana es 46.1 ppm. ¿Cuál es la concentración de este ion expresada en molaridad en esta agua? Dato: masa molar del ion sulfato: 96.062 g/mol


19

QUÍMICA INTENSIVO

4.23. Una muestra de agua tiene 9.4 ppb de cloroformo, CHCl3. ¿Cuántos gramos de cloroformo se encuentran en un vaso que contiene 250 mL de esta agua? 4.24. Una disolución de ácido nítrico en agua del 30 % en masa tiene una densidad de 1.18 g/cm3 a 20 ºC. ¿Cuál es la molaridad del HNO3 en esta disolución? 4.25. Calcula la fracción molar del soluto en las siguientes disoluciones acuosas: a) Una disolución de C6H12O6 0112 M (d = 1006 g/mL) b) Etanol del 3.2 % en volumen (d = 0.993 g/mL) Datos: masa molar de la glucosa: 180.1589 g/mol; masa molar del etanol: 46.0695 g/mol; masa molar del agua: 18.0153 g/mol; densidad del etanol puro: 0.789 g/ml) · Gases ideales. 4.26. Una botella de gases A tiene un volumen de 48.2 L y contiene N 2(g) a 8.35 atm y 25ºC. La botella de gases B, cuyo volumen se desconoce, contiene He (g) a 9.5 atm y 25ºC. Cuando las dos botellas A y B se conectan y se mezclan los gases, la presión en ambas botellas es 8.71 atm a 25ºC. ¿Cuál será el volumen de la botella B? Detallar los cálculos. 4.27. Un tanque de almacenamiento contiene un gas a 5ºC y 5 atm. Establecer la temperatura límite (en Kelvin) a la que puede calentarse el gas para que la válvula de seguridad no salte si está regulada a 10 atm. 4.28. El O2 se suele expender en cilindros de 15 L que contienen unos 400 g. Si dichos cilindros soportan una temperatura máxima de 50ºC, calcular la presión (en atm) para la que deben estar proyectados. 4.29. En el interior de un recipiente de 5 L lleno de nitrógeno a la temperatura de 25ºC y presión de 2.4 atm se rompe una cápsula que contiene 5 g de helio. Calcular las presiones parciales de ambos gases y la presión total. 4.30. En un recipiente de 1000 cm3 se introducen 10 g de yodo sólido (I2). Se llena el recipiente con nitrógeno gaseoso hasta una presión de 750 mm de Hg, a 20ºC, y se cierra. El conjunto se calienta a 300ºC con lo que todo el yodo pasa a la fase vapor. Calcular la presión total que existe en el recipiente. Suponer despreciable el volumen de yodo sólido. 4.31. Se expande 1.50 L de un gas inicialmente a una presión de 2.25 atm hasta un volumen final de 8.10 L. ¿Cuál es la presión final del gas expresada en milímetros de mercurio? 4.32. Un gas a 25ºC y 0.987 atm de presión está confinado en un cilindro provisto de pistón. Cuando se calienta el cilindro, el volumen del gas se expande desde 0.250 L hasta 1.65 L. ¿Cuál es la nueva temperatura del gas, si se supone la presión constante? 4.33. Una muestra de 128 g de dióxido de carbono sólido (“hielo seco”) sublima, es decir, se evapora sin fundir previamente, dando CO2 (g). ¿Qué volumen, medido en condiciones estándar y expresado en litros, ocupa este gas?


20

QUÍMICA INTENSIVO

4.34. [Imp.] Se realiza una serie de mediciones para determinar la masa molar de un gas desconocido. Primero, se evacua un matraz grande y se determina su masa que es de 134.567 g. Después se llena el matraz con el gas hasta una presión de 735 torr a 31 °C, y se vuelve a pesar. Su masa ahora es de 137.456 g. Por último, el matraz se llena completamente con agua a 31 °C, y se determina que su masa ahora es de 1067.9 g (la densidad del agua a esta temperatura es 0.997 g/mL). Supón que la ecuación del gas ideal es válida para este caso, y calcula la masa molar del gas desconocido. 4.35. Una muestra de 13.7 g de Cl2 está encerrada en un recipiente de 7.50 L. ¿A qué temperatura ejercerá el gas una presión de 745 mmHg? Dato: masa molar del cloro: 70.98 g/mol 4.36. ¿Cuál es la densidad del gas helio a 298 K y 0.987 atm? Dato: masa atómica del He: 4.003 g/mol 4.37. El análisis químico de un compuesto gaseoso mostró que contiene 33 % de silicio y 67 % de flúor en masa. A 35 ºC, 0.21 L del compuesto ejercen una presión de 1.7 atm. Si la masa de 0.21 L del gas fue 2.40 g, calcula la fórmula molecular del compuesto. Datos: masas atómicas del Si: 28.09 g/mol; del F: 19 g/mol 4.38. Un compuesto tiene la fórmula empírica SF 4. A 20 ºC, 0.1 g del compuesto gaseoso ocupan un volumen de 22.1 mL y ejercen una presión de 1.02 atm. ¿Cuál es la fórmula molecular del gas? Datos: masas atómicas del S: 32.45 g/mol; del F: 19.00 g/mol 4.39. Una muestra de 2.14 L de cloruro de hidrógeno gaseoso a 2.61 atm y 28 ºC se disuelven completamente en 668 mL de agua para formar una disolución de ácido clorhídrico. Calcula la molaridad de la disolución de ácido. 4.40. La azida de sodio, NaN 3, se descompone a alta temperatura obteniéndose N2 (g). Con los dispositivos adecuados para iniciar la reacción y retener al sodio metálico que se forma, esta reacción se utiliza en los sistemas de seguridad de bolsa de aire (air-bag). ¿Qué volumen de N2 (g), medido a 735 mmHg y 26 ºC, se obtiene cuando se descomponen 70 g de NaN3? ∆

2  () → 2 ()  3

Dato: masa molar de la azida de sodio: 65.01 g/mol 4.41. Un método nuevo para eliminar el CO2 (g) en una nave espacial consiste en hacer reaccionar el CO2 con LiOH. ¿Cuántos litros de CO 2 (g) a 25.9 ºC y 751 mmHg pueden eliminarse por cada kilogramo de LiOH consumido? 2 ()   () →   ()   ()

Dato: masa molar del hidróxido de litio: 23.95 g/mol 4.42. Un recipiente de 2 L se llena con Ar (g) a 752 mmHg y 35 ºC. A continuación se le añade una muestra de 0.728 g del vapor C6H6. a) ¿Cuál es la presión total en el recipiente? b) ¿Cuál es la presión parcial del Ar y la de C6H6?


21

QUÍMICA INTENSIVO

4.43. Un recipiente está abierto al aire a la temperatura de 24 ºC. Si queremos que quede en su interior una cuarta parte de la masa de aire, ¿hasta qué temperatura deberá calentarse? 4.44. Cierta masa de gas ocupa un recipiente de 20 litros a una presión desconocida. Se llena con una parte del mismo otro recipiente de 4 litros a la presión de 1 atm. Si la presión del recipiente es ahora 2 atm, ¿cuál era la presión inicial? 4.45. El oxígeno se suele expender en cilindros de 15 litros que contienen unos 400 g. Si dichos cilindros soportan una temperatura máxima de 50 ºC, calcular la presión para la que deben estar proyectados. 4.46. Un recipiente de 5.50 L contiene una masa gaseosa de 4.8 g de una mezcla de nitrógeno y oxígeno con un 15% en volumen del último. Calcular la presión parcial de cada gas si la temperatura es de 32 ºC. 4.47. Un gas de combustión tiene la siguiente composición en volumen: nitrógeno 79.2%, oxígeno 7.2%, dióxido de carbono 13.6%. 100 L del gas se pasan a un evaporador que se encuentra a la temperatura de 200 ºC y presión de 743mmHg en el cual toma agua y sale a la temperatura de 85 ºC y presión de 740 mmHg, con la nueva composición en volumen: nitrógeno 48.3%, oxígeno 4.4%, dióxido de carbono 8.3% y agua 39%. Calcular: a) el volumen de gas que sale del evaporador, b) el peso de agua evaporada. 4.48. ¿Qué volumen de oxígeno medido en condiciones normales se obtendrá en la descomposición de 25 g de agua? 4.49. Calcular el volumen de oxígeno en condiciones normales necesario para la combustión de 10 L de etano (C 2H6) 4.50. A la temperatura de 110 ºC el bicarbonato de sodio se descompone dando dióxido de carbono, agua y carbonato de sodio. Se coloca en un reactor de un litro inicialmente vacío cierta cantidad de bicarbonato de sodio y se calienta a 110 ºC. Al cabo de un tiempo la presión es de 780 mmHg. ¿Qué cantidad de carbonato de sodio sólido se ha formado? 4.51. El carbonato de amonio se descompone al calentarlo dando amoniaco, dióxido de carbono y agua. Si se calientan 8.4 g de dicho compuesto a 270 ºC en un reactor de 25 L, ¿cuál será la presión final del reactor suponiendo descomposición total? 4.52. 4.077g de un gas ocupan un volumen de 613 cm 3 a una presión de 746 mmHg y 22.5 ºC. El análisis de este compuesto revela una composición de 7.31% C, 64.7% Cl, 8.52% N y 19.47% O ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?


22

QUÍMICA INTENSIVO

· Presión de vapor. 4.53. [Imp.] En un bidón de 5.0 L tenemos 2.5 L de agua líquida en equilibrio con su vapor a 25 ºC. Abrimos el grifo y sacamos 1.5 L de agua siendo la temperatura constante. Al establecerse nuevamente el equilibrio, ¿la cantidad de vapor de agua será igual, mayor o menor que antes? 4.54. En un recinto a T = 29 ºC y P total de 106 torr coexisten en equilibrio agua líquida, agua vapor e hidrógeno con presión parcial PH2 = 76 torr. Si se comprime a temperatura constante reduciendo el volumen de gas a la mitad y se considera que H2 no disuelve en agua, calcula la P´ total final. 4.55. [Imp.] La presión de vapor del agua a 25 ºC es 23.8 torr. a) Si se ponen en un recipiente V=20 L, 0.36 g de agua a 25 ºC, determina las fases presentes en el equilibrio y la cantidad de agua en cada una de ellas b) Repite el cálculo si V = 10 L. 4.56. Una muestra de O2 (g) seco se hace borbotear lentamente a través de agua. El O 2 (g) húmedo obtenido, que permanece en contacto con agua líquida, ocupa un volumen de 0.168 L a 26ºC y una presión de 737 mmHg. Calcular el tanto por ciento en masa de vapor de agua que contiene el O2 (g) húmedo recogido. Detallar los cálculos. Datos: La presión de vapor de agua a 26ºC es de 25.2 mm Hg. 4.57. a) Determinar la cantidad máxima (en gramos) de benceno (C6H6) que se puede introducir en un recipiente de 100 litros de capacidad, que contiene 2 moles de oxígeno gas a 20ºC, para que todo el benceno introducido se encuentre en fase gaseosa. Determinar también la presión total en el recipiente. b) Si posteriormente se comprime isotérmicamente hasta una presión total de 2 atm, ¿cuál será el nuevo volumen de la mezcla gaseosa? Detallar los cálculos. Datos: La presión de vapor de benceno a 20ºC es de 74.7 mm Hg. 4.58. En un recipiente de 1.5 litros a 25ºC se introduce una mezcla de 1 gramo de H 2 y 8.60 gramos de O2. Determinar: a) Cuál es la presión total del gas en el recipiente; b) Si una chispa desencadena la reacción entre el H 2 y el O2 para dar agua como único producto. ¿Cuál es la presión total del gas cuando el recipiente vuelve a estar a 25ºC? Detallar los cálculos. Datos: La presión de vapor de agua a 25ºC es de 23.8 mm Hg. 4.59. Cuando 100 mL de oxígeno seco, medidos a 20ºC y 750 torr, se recogen sobre agua a 25ºC y 750 torr el volumen resultante es de 105 mL. Calcular, en torr, la presión de vapor del agua a 25ºC. 4.60. En un cilindro de 200 cm3 hay nitrógeno saturado de vapor de agua a 80ºC y a la presión total de 1 atm. Se transfiere el contenido del cilindro a otro de 50 cm3 a la misma temperatura. ¿Cuál será, en mm de Hg, la presión parcial del nitrógeno así como la presión total en el nuevo cilindro? La presión de vapor de agua a 80ºC es 355 mm de Hg.


23

QUÍMICA INTENSIVO 4.61. A una presión total de 740 mm de Hg y 30ºC, 1 m 3 de aire húmedo contiene una cantidad de agua cuya presión parcial es de 22 mm de Hg. El aire se enfría a presión constante hasta la temperatura de 15ºC con lo que queda saturado de agua. La presión de vapor de agua a 15ºC es de 12.7 mm de Hg. Calcular: a) el volumen final después de enfriar la mezcla. b) La masa de agua contenido en el aire frío. c) La masa de agua líquida. 4.62. Un litro de aire saturado de vapor de benceno (C6H6) a 20ºC y presión total de 750 mm de Hg se expande a dicha temperatura, en contacto con benceno líquido, hasta un volumen de 3 L. La presión de vapor de benceno a 20ºC es de 74.7 mm de Hg. a) Calcula, en mm de Hg, la presión final del aire saturado de vapor de benceno. b) Calcula la masa de benceno líquido que se ha evaporado. 4.63. Se hacen burbujear lentamente a través de éter etílico (C 4H10O) 100 L de aire a 20ºC y presión 1 atm. El aire saturado de vapor de éter sale a 20ºC y presión total de 1 atm. Calcula: a) El volumen final de la mezcla. b) Los gramos de éter que se evaporan. c) Si la mezcla se comprime isotérmicamente a 10 atm ¿cuántos gramos de éter se recuperan de nuevo al estado líquido? La presión de vapor del éter etílico a 20ºC es de 422 mm de Hg 4.64. 10 L de aire saturado en un 30% de etanol, a 40ºC y 760 mm de Hg, se comprime dentro de un tanque a 30ºC. Calcular el grado de saturación en alcohol etílico considerando que: a) el tanque tiene 8 L de capacidad, b) el tanque tiene 1 L de capacidad. Las presiones de vapor del etanol a 30ºC y 40ºC, son respectivamente, 78.8 y 135.3 mm de Hg. Suponer despreciable el volumen de etanol condensado. 4.65. Una muestra de zinc metálico reacciona completamente con un exceso de ácido clorhídrico. El gas hidrógeno generado se recoge sobre agua a 25 ºC. El volumen del gas recolectado es 7.8 L y la presión total es 0.98 atm. Calcula la cantidad de zinc metálico (en gramos) consumido en la reacción. Datos: presión de vapor de agua a 25 ºC = 23.8 mmHg; masa atómica Zn: 65.37 g/mol. 4.66. Una muestra de 8.07 g que tiene 88.3 por ciento en masa de Ag 2O(s) se descompone produciéndose plata sólida, Ag(s) y O 2 (g). El O2 (g) se recoge sobre agua a 25 ºC y 749.2 mmHg. La presión de vapor del agua a 25 ºC es 23.8 mmHg. ¿Qué volumen de gas se recoge? Dato: masa molar de Ag2O: 23174 g/mol 4.67. Calcular la cantidad de agua que contiene un recinto de dimensiones 4x4x5 m, a la temperatura de 24 ºC si su humedad relativa es del 50%. Dato: Pv (H2O) a 24ºC 22.39 mmHg. 4.68. En una bureta invertida se recoge hidrógeno sobre agua. El volumen medido a 25ºC es de 42 cc y la presión barométrica de 755mmHg. ¿Cuál sería el volumen de gas seco medido en c. n.? 4.69. Un gas seco ocupa 250 cc en c. n. Si dicha masa de gas se recogiese sobre agua a 20 ºC y a una presión de 730 mmHg, ¿qué volumen ocuparía? Dato: Pv (H2O) a 20 ºC es 17.54 mmHg. 4.70. Cierta masa de aire saturado de vapor de agua en un 80% ocupa a 35 ºC y presión de 720 mmHg un volumen de 75 L. Se comprime dicha masa, a temperatura constante, hasta 850 mmHg quedando el aire saturado de humedad. Calcular el volumen final ocupado por el aire. Dato: Pv (H2O) a 35 ºC = 42.18mmHg.


24

QUÍMICA INTENSIVO

4.71. Una muestra de aire a 300 K y 1.25 atm está saturada de vapor de agua al 75%. Determinar la presión que ejercerá el vapor de agua si, manteniendo la temperatura constante, la presión se eleva a 1.5 atm. No se produce condensación del vapor de agua. Dato: Pv (H2O) a 300 K = 26.74 mmHg. 4.72. El éter etílico (C2H5-O-C2H5) a 20 ºC ejerce una presión de vapor de 442 mmHg. Calcular la composición de una muestra gaseosa de nitrógeno saturada totalmente con vapor de éter a 20 ºC y 745 mmHg, expresada en a) tanto por ciento en volumen, b) tanto por ciento en peso. 4.73. 16. 28 m3 de aire húmedo a 740 mmHg y 30 ºC contienen vapor de agua en tales proporciones que la presión de vapor del agua es de 22 mmHg. Se reduce la temperatura a 15 ºC, sin variar la presión total, y parte del vapor de agua se separa por condensación. Después de enfriarlo se encuentra que la nueva presión de vapor para el agua es de 12.7 mmHg. Calcular a) el volumen que ocupa el gas después de enfriar, b) la masa de agua condensada. 4.74. [*] El sulfuro de hidrógeno arde en presencia de oxígeno para dar agua y dióxido de azufre. Si 8 cm3 de sulfuro de hidrógeno se queman con 20 cm3 de oxígeno a 1 atm y 110 ºC ¿cuál será el volumen final de la mezcla?


25

QUÍMICA INTENSIVO


26

QUÍMICA INTENSIVO

5. TERMODINÁMICA QUÍMICA Glosario. · Termodinámica: · Sistema cerrado: · Entorno: · Caloría: · Calor específico: · Función de estado: · Energía interna: · Entalpía: · Reacción endotérmica: · Entalpía molar estándar de formación de una sustancia: · Entalpía de reacción: · Ley de Hess: · Proceso espontáneo. · Segunda ley de la termodinámica: · Entropía: · Tercera ley de la termodinámica: · Entropía molar estándar: · Entropía estándar de reacción: · Energía libre de Gibbs: · Energía libre estándar de reacción.


27

QUÍMICA INTENSIVO

· Ejercicios. · Calor, trabajo y primer principio. 5.1. Un sistema gaseoso, formado por 4 moles de un gas perfecto, se expansiona reversiblemente desde 80 hasta 120 L a 25 ºC. Determínese el trabajo realizado en julios y en atmósferas‐litro.

5.2. Dos moles de oxígeno se expanden reversiblemente, a la temperatura constante de 26.85 ºC, desde un volumen inicial de 10 L hasta un volumen final de 40 L. Calcúlese el trabajo producido suponiendo que el gas se comporta como ideal. 5.3. Un mol de carbonato cálcico se estaba calentando a 700 ºC cuando se descompuso en óxido cálcico y dióxido de carbono. La operación se realizó en una botella de 1 L cerrada por un pistón en su cuello y que fue contenido durante toda la experiencia por la atmósfera. Calcular el trabajo realizado por el sistema durante la descomposición completa. 5.4. Una tira de magnesio de 15 g de masa se deja caer en un vaso de precipitados que contiene ácido clorhídrico diluido a 0 ºC. Calcular el trabajo realizado sobre la atmósfera como consecuencia de la reacción (formación de cloruro de magnesio e hidrógeno gas) que tiene lugar en el vaso. 5.5. Diez kilogramos de cierto gas se comprimen a una presión constante de 14 atmósferas desde un volumen de 1500 L hasta un volumen de 300 L. Calcular el trabajo realizado durante el proceso. 5.6. Si 1.0 L de agua a 20 ºC se calienta mediante una corriente eléctrica de 110V y 1 A durante 10 minutos, ¿cuál es su temperatura final? La capacidad calorífica específica del agua es 1 cal/(g·K). 5.7. [Imp.] Una muestra de gas cambia de P 1, V 1, y T1 a P2, V2, y T2 por un camino y vuelve a P 1, V1, y T1 por otro camino. ¿Cuál de las siguientes magnitudes deben ser cero para el gas en este ciclo? ΔT, ΔP, ΔV, Q, W y ΔU.

5.8.

En un proceso a presión constante, se enfrían 25 gramos de un líquido desde 290 K hasta

275 K mediante la extracción de 1200 J de calor. Calcular Q, ΔH y un valor aproximado para su

calor específico. 5.9. Se evaporan, a 250 K y a una presión constante de 750 mm Hg, 0.5 moles de un líquido cuyo calor molar de vaporización es de 26 kJ/mol Suponiendo que el vapor se comporta como un gas ideal, calcular Q, W, ΔH y ΔU para el proceso de evaporación.

5.10. Calcular ΔU y determinar si el proceso es endotérmico o exotérmico en los siguientes casos: a) Un sistema absorbe 105 kJ de calor de su entorno mientras realiza 29 kJ de trabajo sobre el mismo; b) Q = 1.50 kJ y W = ‐ 657 kJ; c) El sistema libera 57.5 kJ de calor mientras realiza 22.5 kJ

de trabajo sobre su entorno. 5.11. Un gas se confina en un cilindro que dispone de un pistón (pared móvil) a la presión atmosférica. Cuando se agregan 378 J de calor al gas, éste se expande y realiza 56 J de trabajo sobre el entorno. Calcular los valores de ΔH y ΔU para el proceso de expansión.


28

QUÍMICA INTENSIVO

5.12. Cuando 1 mol de agua líquida a su temperatura de ebullición se evaporan a la presión constante de 1 atm absorben 9.7 kcal de calor. El sistema realiza trabajo contra la atmósfera que le rodea debido a la variación de volumen que tiene lugar al pasar de líquido a vapor. a) Calcular el trabajo realizado durante la evaporación de 1 mole de agua, sabiendo que el volumen molar del agua líquida es 0.019 L a 373 K y que el vapor de agua se comporta como gas ideal. b) ¿Cuáles son los valores de ΔU y de ΔH para este proceso?

· Calorimetría. 5.13. Cuando se calientan dos litros de agua desde 25 ºC a 55 ºC se requiere una cantidad de calor 9.3 veces superior a la necesaria para elevar la temperatura de un bloque de 1 kg de aluminio de 25 ºC a 55 ºC. Determinar: a) el calor específico del aluminio. b) la capacidad calorífica molar del aluminio. Datos: calor específico del agua = 4.18 J/(g·ºC). 5.14. 85 gramos de un metal a 61.7 ºC se sumergen en 200 g de agua a 21.0 ºC, con lo que se alcanza una temperatura final de 23.5ºC. ¿Cuál es el calor específico del metal? Datos: calor específico del agua = 4.18 J/(g·ºC). 5.15. Cuando se añade 1 kg de plomo a 100 ºC a cierta cantidad de agua a 28.5 ºC, la temperatura final de la mezcla plomo-agua es 35.2ºC ¿qué masa de agua hay? Datos: calor específico del plomo: 0.13 J/(g·ºC); calor específico del agua líquida: 4.18 J/(g·ºC). 5.16. A una muestra de 10 g de etanol líquido, se le comunica una cantidad de calor equivalente a 3420 J en su punto de ebullición normal que es de 78°C. La entalpía molar de vaporización del etanol, ΔHvap es 39.3 kJ/mol. Calcular el volumen de vapor de etanol que se produce a 78°C y presión atmosférica. 5.17. Se calienta una muestra de 150 g de Pb hasta la temperatura de ebullición normal del agua (100 ºC). Se añade una muestra de 50 g de agua a un vaso térmicamente aislado y se mide su temperatura, resultando 22 ºC. Se echa el Pb caliente en el agua templada y la temperatura final de la mezcla resultó 28 8 ºC. Determina el calor específico del Pb. 5.18. Se añade una muestra de 100 g de Cu que está a 100 ºC (calor específico 0.385 J/(g·ºC‐1) a 50 g de agua a 26.5 ºC ¿Cuál es la temperatura final de la mezcla? 5.19. Calcular el calor de neutralización entre un ácido fuerte y una base fuerte sabiendo que cuando se mezclan 500 mL de HCl 0.2 M con 500 mL de NaOH 0.2 M en un calorímetro de presión constante cuya capacidad calorífica es 2010 J/ºC se produce una elevación de la temperatura de 2.77 ºC. 5.20. Una muestra de 0.235 g de ácido benzoico, C 6H5‐COOH, se quema en una bomba calorimétrica de volumen constante produciendo un aumento de la temperatura de 1.642 ºC. Cuando se queman en la bomba 0.265 g de cafeína, C8H10O2N4, la temperatura asciende 1.525 ºC. Sabiendo que el calor de combustión del ácido benzoico es 26.38 kJ/g, obtén el calor de combustión por mol de la cafeína.


29

QUÍMICA INTENSIVO

· Termoquímica 5.21. Determinar el calor (en kJ) desprendido en la combustión de 20 g del 2-metilpentan-3-ol (C6H14O) a 298 K, sabiendo que el agua producida se obtiene en estado líquido. Detallar los cálculos. Datos: ∆(2-metilpentan-3-ol) = -1327 kJ/mol. 5.22. Determinar el calor (en kJ) desprendido en la combustión de 20 g del 4-etilhexan-3-ol (C8H18O) a 298 K, sabiendo que el agua producida se obtiene en estado líquido. Detallar los cálculos. Datos: ∆ (4-etilhexan-3-ol) = -1439 kJ/mol. 5.23. Hallar la energía que se requiere para romper el enlace de una molécula de HCl (g) (en kJ), sabiendo que la entalpía de formación del HCl (g) y las entalpías de disociación del H 2 (g) y del Cl2 (g) son, respectivamente, -92.3, 436 y 242.6 kJ.mol-1. Detallar los cálculos. 5.24. El calor desprendido en la combustión de 1 mol de glucosa, C 6H12O6, es 2816.8 kJ, y el desprendido en la combustión de 1 mol de etanol, C2H5OH, es 1366.9 kJ. Calcular el calor desprendido (en kJ) cuando se forman 12 gramos de etanol por fermentación de la glucosa según la siguiente reacción:   () → 2   ()  2 ()

Detallar los cálculos. 5.25. Determinar la cantidad de calor que se desprende (en kJ) al formarse 72 gramos de agua en la reacción de combustión del hexa-1,5-dien-3-ino (C6H6). Detallar los cálculos. Datos: ∆(hexa-1,5-dien-3-ino) = 49.0 kJ/mol. 5.26. El calor absorbido, a la presión de 1 atm y la temperatura de 25ºC, en la siguiente reacción de reducción del óxido de estaño: ()  2 () → 2 ()  ()

es de 14.74 kJ. a) A partir de esta reacción y los datos adjuntos, calcular la entalpía molar estándar de formación de SnO2(s). b) Calcular ∆ de la reacción de reducción del óxido de estaño. c) Determinar si el proceso de reducción del óxido de estaño es espontáneo en condiciones estándar. Datos: ∆ (CO (g)) = -110.53 kJ/mol; ∆ (CO2 (g)) = -393.51 kJ/mol; S 0 de SnO2, CO, CO2 y Sn son, respectivamente, 52.3, 197.67, 213.74 y 51.55 J/(K · mol). 5.27. A 25ºC, los calores desprendidos en la formación del agua líquida y del dióxido de carbono son 68320 y 94030 cal/mol, respectivamente. El calor desprendido en la combustión de un mol de acetileno (C2H2), quedando el agua en estado líquido es de 310610 cal. Hallar el calor de formación del acetileno en condiciones estándar.


30

QUÍMICA INTENSIVO

5.28. A presión atmosférica, los calores desprendidos en la formación de dos moles de óxido de hierro (II) sólido a partir de hierro sólido y oxígeno gaseoso, y en la formación de dos moles de óxido de hierro (III) sólido a partir de óxido de hierro (II) sólido y oxígeno gaseoso son, respectivamente, 128.6 kcal y 139.8 kcal. Se desea conocer: a) Cuál es el calor desprendido en la formación de un mol de óxido de hierro (III) sólido a partir de hierro sólido y oxígeno gaseoso. b) Si la reacción es espontánea a 25ºC. Datos: Entropías absolutas a 298 K del hierro sólido, oxígeno gaseoso y óxido de hierro (III) sólido, respectivamente: 6.49, 49 y 21.5 cal/(mol ·K). 5.29. La entalpía de combustión a 25ºC de un azúcar de fórmula C12H22O11 es de - 1345 kcal/mol. a) Escribir ajustada la reacción de combustión para dicho compuesto. b) Calcular la entalpía estándar de formación del azúcar. c) Calcular el calor desprendido en la combustión de 20 g de azúcar. Datos: Entalpía estándar de formación a 25ºC del CO2 (g) = -94.05 kcal/mol y del H2O (l) = -68.32 kcal/mol5.30. La reacción de formación del cloruro de amonio a 298 K puede expresarse mediante la reacción: 1 2

()  2 () 

1 2

() →  ()

a) Calcular la energía libre estándar de formación del cloruro de amonio. b) ¿Se trata de un proceso termodinámicamente favorable? Datos: Entalpía molar estándar de formación del cloruro de amonio: -314.4 kJ/mol. Entropías absolutas a 298 K del N 2 (g), H2 (g), Cl2 (g) y NH4Cl (s): 191.5, 130.6, 222.6 y 94.6 J/(mol· K). 5.31. La siguiente reacción tiene lugar durante el proceso de extracción del hierro de sus minerales en el alto horno:  ()  3 () → 2 ()  3 ()

Evaluar ∆  para el proceso a 298 K utilizando los siguientes datos para esa misma temperatura: 3  ()  () → 2  ()  () ()  () → ()  ()  ()  () → 3 ()  ()

∆ = 46.4  ∆ = 9  ∆ = 41 

5.32. Calcular ∆  para las siguientes reacciones a 25ºC y 1 atm de presión: a) 3 ()   () → 2 ()  () b) 3 ()  2 () → 2 ()  () c) 2 ()  2  () → 2 ()  () i) Utilizando los valores de ∆ a 298 K. ii) Utilizando los valores de ∆  ∆ a 298 K.


31

QUÍMICA INTENSIVO

5.33. Utilizando los valores de entalpías de reacción de los siguientes procesos a 298 K: ∆ = 92.2 

()  3 () → 2 () () 

 



∆ = 292.39 

() → ()   ()

() 

 



() →  ()

∆ = 285.83 

Determinar el valor en kilocalorías del calor desprendido o absorbido en la reacción siguiente a la misma temperatura: ()  () → 2 ()

5.34. Conocidas las entalpías de formación del propano -103.8 kJ/mol, dióxido de carbono - 393.5 kJ/mol y agua líquida -285.5 kJ/mol y sabiendo que el calor específico del agua es 4.18 kJ/(kg·K). Calcular: a) el calor de combustión del propano a 25 ºC y 1 atm de presión. b) determinar la cantidad de propano necesaria para calentar, en las condiciones anteriores, 50 L de agua (ρ = 1 g/mL) desde 10 ºC hasta 70 ºC suponiendo que el rendimiento es del 70%.

5.35. La hidracina N2H4 (l) y la dimetilhidracina N2H2 (CH3)2(l) son combustibles. Reaccionan espontáneamente con oxígeno obteniéndose en ambos casos agua vapor y nitrógeno gaseoso y además dióxido de carbono si se quema la N 2H2(CH3)2. Calcule: a) el calor de combustión de ambos combustibles expresado en kJ/g b) si el proceso de combustión es exotérmico o endotérmico. Determine además si variará la entropía, y si es así, en qué sentido lo hará. Datos: ∆ dióxido de carbono -393.5 kJ/mol, ∆ vapor de agua -241.8 kJ/mol, ∆ N2H4 50.6kJ/mol, ∆ N2H2(CH3)2 48.9kJ/mol 5.36. La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8H18). Sabiendo los calores de formación del agua gas -241.8 kJ/mol; dióxido de carbono - 393.5 kJ/mol; y octano líquido -250 kJ/mol. a) Escribe la reacción de combustión de la gasolina. b) Calcula la energía liberada en la combustión de 5 L de gasolina sabiendo que su ρ es de 800 Kg/m3. c) el volumen de dióxido de carbono medido a 30ºC y presión atmosférica que se genera en la combustión. 5.37. La entalpía de la reacción de hidrogenación del propeno tiene un valor de - 124 kJ/mol. La entalpía de reacción para la combustión del propano es -2220 kJ/mol, y la entalpía de formación del agua es -286 kJ/mol. Calcular la entalpía de reacción del proceso de combustión del propeno. 5.38. Calcúlese la energía del doble enlace de la molécula de oxígeno (O=O), sabiendo que ΔH 0 en la combustión del propano vale -2.04·103. Datos: Energías de enlace: C-C 347; C-H 413; C=O 745; O-H 460 todas en kJ/mol. 5.39. El sulfuro de mercurio (II) se encuentra en el cinabrio. El mercurio metálico se obtiene al quemar el sulfuro obteniéndose además dióxido de azufre. Determinar el intervalo de temperatura en la cual la reacción es espontánea.


32

QUÍMICA INTENSIVO

5.40. A presión atmosférica, los calores desprendidos en la formación de dos moles de óxido de hierro (II) sólido a partir de hierro sólido y oxígeno gaseoso, y en la formación de dos moles de óxido de hierro (III) sólido a partir de óxido de hierro (II) sólido y oxígeno gaseoso son, respectivamente, 128.6 Kcal y 139.8 Kcal. Se desea conocer: a) cuál es el calor desprendido en la formación de un mol de óxido de hierro (III) sólido a partir de hierro sólido y oxígeno gaseoso, b) si la reacción es espontánea a 25ºC. 5.41. Explica en cuál de las siguientes reacciones la ΔH y de ΔU serán iguales: a) combustión del etileno(g) (el agua está como gas), b) formación del amoniaco(g) a partir de sus elementos, c) evaporación del etanol, d) descomposición del carbonato de calcio(s) en óxido de calcio(s) y dióxido de carbono(g). 5.42. Estimar a que temperatura será preciso realizar la carbotermia (reacción del óxido de plomo (II) con Cgrafito para obtener plomo metal y monóxido de carbono) del óxido de plomo (II) para obtener el metal. 5.43. La combustión completa del ácido acético (etanoico) para formar agua líquida y dióxido de carbono gas a presión constante libera 871.7 kJ de calor por mol de ácido acético. a) Escribe una ecuación termoquímica ajustada para esta reacción. b) Dibuja un diagrama de entalpías (diagrama entálpico) para la reacción. Repite el problema anterior para el caso de la descomposición del carbonato de cinc sólido en óxido de cinc sólido y dióxido de carbono gas sabiendo que para que ocurra a presión constante es necesario consumir 71.5 kJ de calor por mol del carbonato. 5.44. Utiliza las tablas de datos termodinámicos para calcular el cambio de entalpía estándar que ocurre durante cada una de las siguientes reacciones: a) 4 ()   () → 2  ()  2  () b) 2 ()   () → 2   ()   () c)  ()  4  () →  ()  4 () d)   ()  6 () → 2 ()  2  () 5.45. Las entalpías de formación estándar del propano, propeno (propileno) y propino son respectivamente ‐103.8 kJ/mol, 20.4 kJ/mol y 185.4 kJ/mol. a) Calcula el calor desprendido por mol en la combustión de cada una de estas sustancias para producir dióxido de carbono gas y agua gas; b) Calcula el calor que se desprende en la combustión de 1 g de cada una de las sustancias; c) Justificar cuál de ellas es el combustible más eficiente en términos de calor que se desprende por unidad de masa. 5.46. a) Calcula el calor de combustión del etanol gas usando la tabla de entalpías de formación y que el calor de vaporización de etanol es 42.6 kJ/mol; b) estima el calor de combustión del etanol gas usando energías de enlace; c) determina el error relativo del cálculo b) con energías de enlace. 5.47. Utiliza las energías de enlace para estimar la variación de entalpía que ocurre durante cada una de las siguientes reacciones: a)  ()  3  () → 2  () b) 2  ()   () → 2  ()


33

QUÍMICA INTENSIVO

5.48. [Imp.] La presión atmosférica en los más alto del monte Everest es del orden de 250 torr ¿Cuál es el punto de ebullición del agua en dicha cima? El calor del vaporización del agua es 40.7 kJ/mol 5.49. [Imp.] Calcula el calor de vaporización del ácido nítrico si su presión de vapor depende de la temperatura como sigue: T (ºC) P (torr)

0 14.4

20 44.9

40 133

50 70 80 90 208 467 670 937

100 1282

5.50. [Imp.] La presión de vapor del cianuro de hidrógeno líquido en función de la temperatura viene dada por la ecuación: log () = 7.74460 

1453.06  

Determina su calor de vaporización y su punto de ebullición normal en grados centígrados. 5.51. Un mol de un gas ideal se calienta lentamente a una presión constante de 2 atm desde 20 hasta 300 K. Calcular Q, W, ΔH, ΔU y ΔS en julios Dato: la capacidad calorífica molar a presión constante es 5/2·R . 5.52. Utilizando los datos de las tablas termodinámicas, calcular la variación de entropía que ocurre durante el transcurso de las reacciones del ejercicio 5.43. 5.53. Utilizando los datos de las tablas termodinámicas, calcular la variación de energía libre de Gibbs que ocurre durante el transcurso de las reacciones del ejercicio 5.43. 5.54. Calcular ΔS de a) la fusión de 1 mol de hielo a 0ºC y b) la vaporización de 1 mol de agua a 100ºC, sabiendo que la entalpía de fusión del hielo es 6.02 kJ/mol y la entalpía de vaporización del agua es 40.7 kJ/mol. 5.55. [Imp.] Predecir si se produce un aumento o una disminución de entropía durante cada uno de los siguientes cambios: a) Evaporación de una gota de acetona líquida en la palma de la mano. b) Sublimación de hielo seco (CO2). c) Enfriar una botella de agua introduciéndola en una nevera. d) Formación de cubitos de hielo a partir de agua líquida. e) Disolver sal común en agua. f) ()   () →  ()   () g) NH3 (g, 5 atm) → NH3 (g, 1 atm) 5.56. Para las reacción: 2 H2S (g) + 3 O2 (g) → 2 H2O (l) + 2 SO2 (g) a) Calcula ∆ ; b) calcula ∆  ; c) calcula ∆  usando i) los resultados de los apartados a y b, ii) los valores de energía de Gibbs de formación que vienen en las tablas termodinámicas.


34

QUÍMICA INTENSIVO

5.57. Utilizar los datos termodinámicos de las tablas para decidir cuáles de las siguientes reacciones son espontáneas a 25ºC en la dirección escrita. Las especies químicas involucradas están presentes en su estado estándar. a) HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s) b) 2 Al2O3 (s) + 3 Si (s) → 3 SiO2 (s) + 4 Al (s) c) 2 H2O2 (l) +H2S (g) → H2SO4 (ac) + 2 H2 (g) 5.58. [Imp.] El óxido de calcio juega un papel muy importante en la fabricación del acero. Se prepara por descomposición del carbonato cálcico en un horno de alta temperatura según la reacción: CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) Calcular la temperatura a la cual dicha reacción será espontánea.


35

QUÍMICA INTENSIVO


36

QUÍMICA INTENSIVO

6. CINÉTICA QUÍMICA Glosario. · Cinética Química: · Mecanismo de reacción: · Velocidad de reacción: · Orden total de reacción: · Ecuación de velocidad: · Ecuación integrada para una reacción de orden uno: · Colisiones eficaces: · Estado de transición: · Complejo activado: · Energía de activación: · Ecuación de Arrhenius: · Intermedio de reacción: · Etapa determinante de la velocidad: · Catalizador: · Catálisis homogénea: · Catalizador heterogéneo:


37

QUÍMICA INTENSIVO

Ejercicios: · Órdenes de reacción. 6.1. Los datos que siguen muestran como varía la velocidad inicial (vi) de la reacción aA + bB → Productos a medida que cambian las concentraciones iniciales de los reactivos. Experimento [A] (M) [B] (M) 1 0.02 0.01 2 0.02 0.02 3 0.04 0.02 4 0.04 0.04

vi (M/s) 4.4·10-4

1.76·10-3 3.52·10 -3 1.41·10 -4

a) ¿Cuál es el orden de reacción respecto a A? b) ¿Cuál es el orden de reacción respecto a B? c) ¿Cuál es el orden de reacción total? d) Escribir la ecuación de velocidad; e) Calcular la constante de velocidad. Detallar los cálculos. 6.2.

Los datos que siguen muestran como varía la velocidad inicial de la reacción 2 ()  2 () → ()  2 ()

a medida que cambian las concentraciones iniciales de los reactivos. a) ¿Cuál es el orden de reacción respecto a NO? b) ¿Cuál es el orden de reacción respecto a H 2? c) ¿Cuál es el orden de reacción total? d) Escribir la ecuación de velocidad. e) Calcular la constante de velocidad. Experimento [NO] (M) 1 5·10-3 2 15·10-3 3 15·10-3

[H2] (M) 2.5·10-3 2.5·10-3 10·10-3

vi (M/s) 3·10-5

9·10-5 3.6·10-4

6.3. Para una cierta reacción química se han obtenido los datos experimentales del siguiente cuadro, que relacionan las concentraciones iniciales de las dos sustancias reaccionantes A y B con la velocidad inicial de la reacción: Experimento 1 2 3 4

[A]0 (M) 0.1 0.2 0.2 0.4

[B]0 (M) 0.1 0.1 0.2 0.4

vi (mol/(L

s))

0.012 0.024 0.096 0.768

A partir de estos datos: a) determine la expresión de la ley de velocidad, b) calcule el valor de la constante de velocidad. 6.4. 13.- La velocidad de una cierta reacción química, en fase gaseosa, está relacionada con la concentración de las sustancias reaccionantes, A y B, por la ecuación: v = k[A][B] 2. Sin variar las cantidades absolutas de A y B se cambia el recipiente de reacción por otro cuyo volumen es la mitad del primitivo. Calcule la variación que sufrirá la velocidad de reacción.


38

QUÍMICA INTENSIVO

6.5.

La descomposición del N2O5 viene dada por la siguiente ecuación: 2 N2O5 → 4 NO2 + O2

Para una valor inicial [N2O5] = 3.15 M, la velocidad de reacción inicial es 5.45·10 -5 M/s, y cuando [N2O5] = 0.78 M, la velocidad de reacción inicial es 1.35·10 -5 M/s. Determina el orden de esta reacción de descomposición. 6.6. La velocidad inicial de la reacción A + B → C + D se determinó en distintas condiciones iniciales, obteniéndose los resultados que se dan en la siguiente tabla: Experimento

[A]0 (M)

[B]0 (M)

1 2 3 4

0.185 0.185 0.37 0.37

0.133 0.266 0.133 0.266

vi (mol/(L

s)) 3.35·10 -4 1.35·10-3 6.75·10 -4 2.7·10-3

a) ¿Cuál es el orden de reacción con respecto a A y a B?; b) ¿Cuál es el orden de reacción total? c) ¿Cuál es el valor de la constante de velocidad k?

· Ley de Arrhenius. 6.7. [Imp.] De las siguientes proposiciones referentes a la constante de velocidad k, señale las que considere correctas y por qué: a) El valor de k aumenta siempre con la temperatura. b) Dicho aumento se debe principalmente a que al elevar la temperatura aumenta mucho el número de choques entre las moléculas. c) El valor de k aumenta siempre con la concentración de las sustancias reaccionantes. d) El valor de k varía notablemente al introducir un catalizador en el medio de reacción. e) El conocimiento de los valores de k a varias temperaturas permite calcular el calor de reacción. f) El conocimiento de los valores de k a varias temperaturas permite calcular la energía de activación de la reacción. g) La constante de velocidad k de cualquier reacción química tiene siempre las mismas unidades: L/(mol·s) 6.8. Para la descomposición del bromoetano en etileno y bromuro de hidrógeno, ΔH = 75 kJ/ mol y la energía de activación es de 225 kJ/mol. Calcúlese la energía de activación de la reacción inversa. 6.9.

[Imp.] Se ha determinado la constante de velocidad de la reacción: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (g)

a las siguientes temperaturas: 599 K, k = 5.4·10 -4 1/(M·s); 683 K, k = 2.8·10-2 1/(M·s). a) Calcula la energía de activación de la reacción; b) ¿A qué temperatura tendrá la constante de velocidad el valor k = 5·10 -3 1/(M·s)?


39

QUÍMICA INTENSIVO

6.10. a) Calcular la energía de activación de una reacción de primer orden de la cual se sabe que a 97 ºC la concentración inicial de reactivo se reduce a dos tercios después de 50 segundos y que a 57 ºC la concentración se reduce a dos tercios después de 4 minutos; b) ¿Cuál será la constante de velocidad de esta misma reacción a 77 ºC? Detallar los cálculos. 6.11. Para la reacción irreversible de primer orden A → B + C se sabe que la velocidad de reacción se hace cuatro veces mayor cuando aumenta la temperatura de 60 ºC a 80 ºC. Teniendo en cuenta que la constante de velocidad a 60ºC para dicha reacción es 0.02 s -1, determinar: a) La energía de activación de la reacción. b) La constante de velocidad cuando la reacción se lleva a cabo a 150 ºC.

· Cálculos cinéticos. 6.12. La reacción A → 2 B + C es de primer orden. Si la concentración inicial de A es 2.8 M y la constante de velocidad (K) es 2.0·10 -3 s-1, determinar: a) la concentración de A transcurridos 200 s. b) El tiempo necesario para consumir la mitad de la cantidad inicial de A. 6.13. La reacción de A → 2 B es de primer orden. a) Si después de 5 minutos se ha consumido el 70% de la cantidad inicial de A, ¿cuál es la constante de velocidad de la reacción? b) Si después de 10 minutos de reacción la concentración de A es de 0.1 M, ¿cuál era la concentración inicial de A? 6.14. La reacción A → 2 B + C es de primer orden. Si inicialmente [A] = 2.8 M y k = 3.02·10-3 s-1. ¿Cuál será el valor de [A] transcurridos 325 s? 6.15. Utilizando el valor k = 7.3·10 -4 s-1 para la descomposición del H 2O2 (ac), determina el porcentaje de H2O2 que se ha descompuesto en los primeros 500 s después de iniciarse la reacción. 6.16. Una vez iniciada la reacción, cuánto tiempo tardan en descomponerse las dos terceras partes de una muestra de H2O2 (ac)? Dato: k = 7.3·10-4 s-1. 6.17.

A 65 ºC la vida media de la descomposición de primer orden del N2O5 (g) es 2.38 min.   () → 2  ()   ()

Si se introduce 1 g de N2O5 en un matraz de 15 L a 65 ºC en el que se ha hecho previamente el vacío, a) ¿Cuál es la presión parcial del N2O5 (g), expresada en mmHg? b) ¿Cuál es la presión parcial del N2O5 (g), expresada en mmHg, cuando han transcurrido 2.38 min? c) ¿Cuál es la presión total, expresada en mmHg, después de 2.38 min?


40

QUÍMICA INTENSIVO

· Mecanismos. 6.18. Para la reacción global: CHCl 3 (g) + Cl 2(g) siguiente:

→

CCl4 (l) + HCl (g) se propone el mecanismo

a) Indicar la etapa determinante de la velocidad sabiendo que los valores numéricos de las constantes de velocidad k1, k2, k3 y k4 son 4.8·103, 3.6·103, 1.3·10-2, 2.7·102, respectivamente. b) Expresar la ecuación de velocidad de cada etapa elemental. c) Demostrar que la ecuación de velocidad de la reacción global es v = K [Cl 2]½ [CHCl3].


41

QUÍMICA INTENSIVO


42

QUÍMICA INTENSIVO

7. EQUILIBRIO Glosario. · Reacciones químicamente reversibles: · Constante de equilibrio termodinámica:

· Cociente de reacción: · Principio de Le Chatelier:


43

QUÍMICA INTENSIVO

Ejercicios. 7.1.

En el siguiente sistema en equilibrio: ()  () ↔ ()

Las concentraciones de los distintos componentes son: [CO] = 2 M, [Cl2] = 2 M y [COCl2] = 20 M. Calcular la concentración de todos los componentes: a) Cuando añadimos Cl2 hasta una concentración 3 M; b) Cuando se duplica el volumen. Detallar los cálculos. 7.2. Se introduce una muestra de NH4HS(s) en un recipiente de 20 L que contiene 0.2 moles de H2S. a) Calcular el número de moles de amoniaco cuando se alcance el equilibrio a 298 K sabiendo que para la reacción:  () ↔ ()   ()

el valor de Kp es de 0.108 a dicha temperatura; b) Calcular la cantidad mínima necesaria, en gramos, de NH4HS para que pueda alcanzarse el equilibrio. Detallar los cálculos. 7.3.

La constante de equilibrio Kc para la reacción: ()  () ↔ 2 ()

vale 55.3 a 700 K. a) Deducir hacia donde se desplazará el equilibrio a dicha temperatura al introducir en un recipiente cerrado estos tres gases con las siguientes presiones parciales: P H2 = 0.02 atm, PI2 = 0.02 atm y PHI = 0.70 atm; b) ¿Cuáles serán las presiones parciales de los tres gases una vez alcanzado el equilibrio? Detallar los cálculos. 7.4. Se coloca cierta cantidad de hidrogenocarbonato de sodio (NaHCO 3) sólido en un matraz y se hace el vacío calentando posteriormente hasta 100 ºC. En el interior del matraz se alcanza entonces una presión de 0.962 atm. Calcular: a) La constante de equilibrio KP, a 100ºC, para el proceso: 2 () ↔  ()   ()  ()

b) La cantidad (en gramos) de NaHCO3 descompuesto sabiendo que el volumen del matraz es de 2 L y despreciando el volumen ocupado por los sólidos. 7.5. El fosgeno (COCl2) se descompone a elevada temperatura dando monóxido de carbono y cloro. A 900 ºC la constante de equilibrio K P para la reacción: () ↔ ()  ()

tiene un valor de 0.082. Calcular: a) La composición (en mol/L) de los diferentes constituyentes de la mezcla gaseosa en equilibrio que se obtiene al introducir 0.7 g de COCl2 en un recipiente de 0.5 L y calentar a 900 ºC. b) La presión y la densidad de la mezcla gaseosa en equilibrio que se obtiene al introducir 0.6 g de COCl 2 en un recipiente de 0.5 L, previamente lleno de Cl 2 en condiciones normales, y calentar a 900 ºC.


44

QUÍMICA INTENSIVO

7.6. Una mezcla gaseosa constituida por un 10% en moles de SO 2 y un 90% en moles de oxígeno se hace pasar a través de platino en un aparato de contacto en el cual el 90% de SO 2 se transforma en SO3 a la temperatura de 575 ºC alcanzándose una presión de 1 atm. Determínese el valor de la constante KP a 575 ºC para las reacciones: a) 2 ()  () ↔ 2 ()  b) ()   () ↔ () 7.7. Se observa que en un recipiente de 5 L, y a 250ºC, existen en equilibrio 9.61·10- 2 moles de PCl5, 0.1 moles de PCl3 y 0.2 moles de Cl 2. Calcular: a) La constante KC para el equilibrio: () ↔ ()  ()

b) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio si el volumen del recipiente se reduce a la mitad, así como la presión total en estas nuevas condiciones. 7.8. A 25 ºC, la presión alcanzada en la descomposición del NH 4HS es de 502 torr, y a 20ºC es de 356 torr. Calcular el calor estándar de la reacción:  () ↔ ()   ()

7.9. La constante de equilibrio KC para la reacción hipotética: 2 A (g) + B(s) ↔ C (g) + D (g) toma el valor de 0.4 a 0 ºC. Si se mezclan 2 moles de A, 2 moles de B, 5 moles de C y 5 moles de D en un recipiente de 5 L de capacidad a 0 ºC: a) ¿En qué sentido procederá el sistema para alcanzar el equilibrio? b) ¿Cuál será la composición de la mezcla en el equilibrio expresada en moles? (c) ¿Cuál será el valor de K P a dicha temperatura? 7.10. Un recipiente de 2 L de capacidad está a 600 ºC y contiene dióxido de azufre y oxígeno en equilibrio con trióxido de azufre. Sabiendo que el número de moles de dióxido de azufre, en dicho recipiente, es de 0.0064, que la presión parcial del trióxido de azufre es de 0.7585 atm y que la presión total en el mismo es de 1.102 atm, se pide: a) establecer la ecuación ajustada en el equilibrio, b) calcular el valor de KP para la reacción a 600 ºC, c) calcular el peso de oxígeno contenido en el recipiente. 7.11. Se llena un matraz de un litro de tetraóxido de dinitrógeno en condiciones normales. Cuando se calienta a 25 ºC la presión aumenta hasta 1.65 atm debido a la disociación del gas en dióxido de nitrógeno. Calcular el grado de disociación así como KC 7.12. A 188.2 ºC la presión de disociación del óxido de plata (I) es de 717 mmHg. Calcular K P y la cantidad de óxido de plata que podrá descomponerse al calentarlo a dicha temperatura en un recipiente de 375 cm3 de capacidad, en el que se ha eliminado previamente el aire. 7.13. En un recipiente de 2 L de capacidad que contiene amoníaco gas a una presión de 0.5 atm y una temperatura de 32 °C se introducen 5.1 gramos de hidrogenosulfuro de amonio sólido. Determinar el valor de KC para este equilibrio, así como la composición en el equilibrio y las presiones parciales de todos los gases, teniendo en cuenta que K P = 0.11 para el equilibrio: hidrogenosulfuro de amonio(s) ↔ amoniaco (g) + sulfuro de hidrogeno (g)


45

QUÍMICA INTENSIVO

7.14. Un vaso contiene dióxido de carbono a una presión de 0.824 atm. Introducimos grafito (forma sólida del carbono), y en el equilibrio la presión total aumenta hasta 1.366 atm. Si el p roceso químico que ocurre está representado por la ecuación: dióxido de carbono + carbono monóxido de carbono, calcula KP. 7.15. El COCl2 gaseoso se disocia a 1000 K en monóxido de carbono y cloro. a) Calcule K P cuando la presión de equilibrio es 1 atm y el porcentaje de disociación es del 49.2% b) Si la energía libre estándar del equilibrio de disociación es ΔG 0 = 73.1 kJ, calcule las constantes KP y KC, para el equilibrio anterior a 25 ºC. 7.16. Se observa que en un recipiente de 5 L y a 250 ºC existen en equilibrio 9.61·10 - 2 moles de pentacloruro de fósforo, 0.1 moles de tricloruro de fósforo y 0.2 moles de cloro. Calcule: a) La constante KC para el equilibrio de disociación b) Las presiones parciales de cada gas c) Las concentraciones de cada especie en el equilibrio si el volumen del recipiente se reduce a la mitad. d) La presión total en el recipiente en estas nuevas condiciones. 7.17. Se ha estudiado la reacción del equilibrio: NOCl (g) ↔ monóxido de nitrógeno + cloro a 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó que se había disociado un 33.3 %. a) Calcula K C. b) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la respuesta. 7.18. Se introducen 0.3 moles de hidrógeno en un recipiente de 2 L que contiene 0.2 moles de amoniaco y 0.1 moles de nitrógeno. Se calienta la mezcla gaseosa hasta 400 ºC estableciéndose el equilibrio: nitrógeno + hidrógeno ↔ amoniaco. La presión total que se alcanza es de 20 atm. Calcule: a) las constantes KP y KC para el equilibrio b) la presión parcial de cada gas en el equilibrio c) el valor de KP para el mismo equilibrio a una temperatura de 500 ºC, sabiendo que para este proceso ΔH0 = -93.6 kJ/mol y lo consideramos constante en este intervalo de temperaturas. 7.19. A 420 ºC el óxido de mercurio (II) sólido se descompone en mercurio gas y oxígeno. Si se introduce en un recipiente óxido de mercurio (II) y se calienta a 420 ºC, se alcanza una presión total en el equilibrio de 0.51 atm. Calcular: a) K P de esta reacción. b) La cantidad de óxido de mercurio (II) que se ha descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 5 L 7.20. Si en un recipiente de 20 L que contiene hidrógeno a la temperatura de 477 ºC y presión de 2 atm se introducen 10 g de fósforo, tiene lugar la reacción: fósforo(s) + hidrógeno ↔ fosfina (g) alcanzando una presión de 1.8 atm en el equilibrio. Determina: a) La composición final de la mezcla gaseosa expresada en porcentaje en volumen. b) Las constantes KC y KP y la variación de energía libre del proceso, ΔG0. c) El porcentaje de P que permanece en estado elemental. 7.21.

Para la disociación del tetraóxido de dinitrógeno Kp es 0.141 a 25 ºC y 0.672 a 45 ºC. Calcula:

a) ΔH para la disociación del tetraóxido de dinitrógeno entre estas temperaturas; b) la

temperatura a la cual el tetraóxido de dinitrógeno está disociado en un 12.5 % a la presión de 5 atm.


46

QUÍMICA INTENSIVO

7.22. En un recipiente cerrado de 400 mL en el que se ha hecho el vacío, se introducen 2.032 g de yodo y 1.280 g de bromo. Se eleva la temperatura a 150 ºC y se alcanza el equilibrio: bromo (g) + yodo (g) ↔ yoduro de bromo (g) siendo KC = 280. Calcula: a) las concentraciones molares y la presión total en el equilibrio; b) la composición en volumen de la mezcla gaseosa en el equilibrio. 7.23. En un matraz de un litro se introduce 0.1 mol de pentacloruro de fósforo (g) y se calienta a 250 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación del pentacloruro de fósforo (g) en tricloruro de fósforo (g) y cloro (g) es de 0.48. Calcula: a) el número de moles de cada componente en el equilibrio, b) la presión en el interior del matraz, c) KC. 7.24. A la temperatura de 35 ºC disponemos en un recipiente de 310 cm 3 de capacidad, de una mezcla gaseosa que contiene 1.66 g de tetraóxido de dinitrógeno en equilibrio con 0.385 g de dióxido de nitrógeno. Calcule: a) K C de la reacción de disociación del tetraóxido de dinitrógeno a la temperatura de 35 ºC, b) a 150 ºC, el valor numérico de K C es de 3.2, ¿cuál debe ser el volumen del recipiente para que estén en equilibrio 1 mol de tetraóxido y dos moles de dióxido de nitrógeno? 7.25. [Imp.] Para la reacción en equilibrio: cloruro de hidrógeno + oxígeno ↔ agua (g) + cloro (g); (ΔH < 0) Justifica cuál es el efecto sobre la concentración del cloruro de hidrógeno en el equilibrio en los siguientes casos: a) aumentar [O2]; b) disminuir [H2O]; c) aumentar el volumen; d) reducir la temperatura; e) añadir un gas inerte como He; f) introducir un catalizador .


47

QUÍMICA INTENSIVO


48

QUÍMICA INTENSIVO

8. PRECIPITACIÓN. Glosario. · Solubilidad.

· Compuesto soluble. · Constante del producto de solubilidad.

· Producto iónico.

· Precipitación total


49

QUÍMICA INTENSIVO

·Ejercicios. 8.1. Se mezclan 200 mL de una disolución acuosa de sulfato de sodio 0.15 M con 600 mL de otra disolución acuosa de cloruro de bario 0.2 M. ¿Cuáles serán las concentraciones de los diferentes iones en la disolución final? Considerar los volúmenes aditivos. Detallar los cálculos. Datos: El KPS del sulfato de bario es 1.1 x 10-10. 8.2. Calcular la solubilidad a 25ºC del hidróxido de magnesio si el producto de solubilidad de este compuesto a dicha temperatura es 1.2·10 -11. 8.3. A 25ºC el producto de solubilidad del cloruro de plata es 1.72·10-10. (a) Calcular la solubilidad, en moles por litro, del cloruro de plata en una disolución acuosa 0.01 M de cloruro de sodio. (b) ¿Cuál sería la solubilidad de esta misma sal en agua pura? 8.4. A un litro de disolución acuosa 0.4 M de cloruro de sodio se añade lentamente una disolución de nitrato de plomo (II) 1 M. Calcular el volumen que hay que añadir para que comience a precipitar cloruro de plomo (II). Despreciar el aumento de volumen producido por la adición de la disolución de nitrato de plomo. Datos: KPS PbCl2 = 2.4 x 10-4. 8.5. Para precipitar todo el Ag+ presente en 338 mL de una disolución saturada de AgBrO3 como Ag2S(s), se necesitan 30.4 mL de H 2S (g) medidos a 23ºC y 748 mm de Hg. ¿Cuál es el valor de KPS para el AgBrO3? 8.6. Encuentra la relación entre la solubilidad y la constante del producto de solubilidad para la sal Al2(SO4)3 (s). 8.7. A 25⁰C, el producto de solubilidad del yoduro de plomo, PbI 2, es 7.1·10-9. Calcular su solubilidad en mol/L. 8.8. ¿Se puede formar un precipitado de cloruro de plata (K PS = 1.6·10-10) cuando se mezclan 200 mL de nitrato de plata 1·10-4 M y 900 mL de cloruro potásico 1·10-6 M? 8.9. ¿Se puede formar un precipitado de cromato de plata (K PS = 4.5·10-12) cuando se mezclan 100 mL de nitrato de plata 3·10 -3 M y 200 mL de cromato potásico 5·10-2 M? 8.10. A 25 ⁰C, el producto de solubilidad del yoduro de plomo, PbI 2, es 7.1·10-9. Calcular su solubilidad en mol/L en presencia de KI 0.1 M. 8.11. [Imp.] Calcular la solubilidad molar del fluoruro de magnesio (K PS= 6.4x10-9): (a) en agua pura y (b) en una disolución acuosa de fluoruro sódico 0.1 M. 8.12. El producto de solubilidad del fluoruro de estroncio a 25 ºC es 2.9·10 -9. Calcula: a) la solubilidad a dicha temperatura del fluoruro de estroncio, expresada en g/L.; b) las concentraciones de los iones Sr2+ y F- . 8.13. Conociendo las solubilidades de los siguientes compuestos, calcule el producto de solubilidad de cada uno de ellos: a) sulfato de bario, solubilidad(s) = 1.5·10 -5 mol/L; b) cromato de bario, s = 0.0037 g/L; c) fluoruro de calcio, s = 0.017 g/L.


50

QUÍMICA INTENSIVO

8.14. [Imp.] Calcule la solubilidad del Ag2S en los siguientes casos: a) en agua pura; b) en una disolución de AgNO3 0.2 M; c) en una disolución de BaS 0.003 M. Dato: KPS para Ag2S es 8·10-51. 8.15. El producto de solubilidad del fluoruro cálcico es 1.7·10-10 y el del fluoruro bárico, 1.7·10-6. Se adiciona lentamente fluoruro de sodio a una disolución que contiene iones bario y calcio, ambos en concentración igual a 1·10 -4 M. Se pregunta: a) ¿qué sustancia precipita antes?; b) ¿qué concentración de fluoruro hay en disolución cuando comienza a precipitar el compuesto?; c) ¿qué concentración del primer ion que precipita queda en disolución cuando comienza a precipitar el segundo? 8.16. [Imp.] La constante del producto de solubilidad del sulfato de plomo (II) a 25 ºC es 1.6· 10-8. Calcule la solubilidad del compuesto en: a) agua pura; b) disolución de nitrato de plomo (II) 0.1 M; c) disolución de sulfato sódico 1·10-4 M. 8.17. Predecir si se formará o no precipitado cuando se mezclen 25 mL de una disolución de yoduro sódico 1.4·10-9 M con 35 mL de otra disolución de nitrato de plata de concentración 7.9·10 - 7 M. Dato: el producto de solubilidad del yoduro de plata es 8.5·10 -17.


51

QUÍMICA INTENSIVO


52

QUÍMICA INTENSIVO

9. ÁCIDO-BASE. Glosario. · Ácido de Arrhenius: · Base de Brönsted: · Par ácido-base conjugada: · Sustancia anfótera: · Ácido de Lewis: · Producto iónico del agua: · pH:

· Constante de ionización ácida: · Grado de ionización:

· Ácido fuerte: · Ácido débil: · Indicador de pH: · Papel indicador universal: · Punto de equivalencia: · Curva de valoración:


53

QUÍMICA INTENSIVO

Ejercicios: · Grado de disociación y pH. 9.1. ¿Qué variación de pH se producirá al añadir 10 mL de hidróxido de sodio 0.15 M a medio litro de agua pura? 9.2. Se tiene una disolución acuosa de un ácido monoprótico cuya concentración es 8 g/L. Su masa molar es 62 g/mol y su grado de disociación α es 0.3. Calcular: a) El valor de la constante de disociación del ácido; b) El grado de disociación del ácido si a 100 mL de la disolución anterior se le añade 1 gramo de HCl (despreciar el aumento de volumen); c) El pH de esta última disolución. Detallar los cálculos. 9.3. ¿Cuáles son los valores de [H 3O+], [OH-], pH y pOH en una disolución acuosa de HCl 10 - 4 M? 9.4. Un ácido AH está ionizado al 1% en una disolución acuosa 0.2 M. Calcular: a) La constante de ionización del ácido. b) El pH de la disolución. 9.5. Se disuelve 1 g de amoniaco en agua obteniéndose 650 mL de disolución cuyo pOH es 2.89. Hallar la constante de ionización del amoniaco. 9.6. Calcular el pH y el grado de ionización del ácido fórmico (HCOOH) en una disolución formada por una mezcla de 400 mL de una disolución acuosa de HCOOH 0.15 M y 100 mL de una disolución acuosa de HNO3 0.05 M. Para el ácido fórmico K a = 2.1 ·10- 4. Suponer que los volúmenes son aditivos. 9.7. La fenolftaleína, incolora, empieza a tomar color violeta a un pH = 8 y es completamente violeta a pH = 9.8. Determinar si la fenolftaleína se volverá violeta en una disolución que contiene 1 mL de una disolución acuosa de amoniaco 0.1 M diluida con agua hasta 25 mL. Para el amoniaco Kb = 1.8·10-5. 9.8. Una disolución acuosa 4.8·10 -3 M de AH, un ácido monoprótico débil, tiene un pH de 4.8. a) Calcular el grado de disociación de dicho ácido en la disolución. b) Determinar el valor de pKa del ácido. 9.9. Demostrar que para que el pH de una disolución acuosa de un ácido monoprótico AH cualquiera sea igual al pKa de dicho ácido, este debe de encontrarse disociado al 50%. 9.10. El ácido ortofosfórico es un ácido triprótico que se ioniza de forma escalonada en tres pasos. Calcula [H3PO4], [H3O+], [H2PO4-], [HPO42-] y [PO43-] en una disolución 0.2 M de ácido ortofosfórico. 9.11. Calcule el pH y el grado de ionización del ácido fórmico, HCOOH, en una disolución formada por mezcla de 400 mL de ácido fórmico 0.15 M y 100 ml de HNO3 0.05 M. Suponga volúmenes aditivos. 9.12. Una botella de reactivo contiene una disolución acuosa de ácido sulfúrico al 49% en peso, y una densidad de 1.15 g/cm 3 ¿Cuál es la molaridad del ácido? ¿Cuál es el pH de la disolución? Dato: Ka2 = 1.2·10-2.


54

QUÍMICA INTENSIVO

9.13. La fenolftaleina incolora empieza a tomar color violeta a un pH = 8 y es completamente violeta a pH = 9.8. Determinar si la fenolftaleína se volverá violeta en una disolución que contiene 1 mL de amoniaco 0.1 M diluida a 25 mL. Dato: Kb = 1.8·10-5. 9.14. La aspirina se forma a partir del ácido salicílico C 6H4OHCOOH. Si Ka para dicho ácido es 1.1·10-3, calcula el pH y el grado de disociación de una disolución de ácido salicílico que se obtiene al disolver una tableta de aspirina que contiene 0.5 g de dicho ácido en 100 mL de agua. 9.15. [*] Determinar el producto de solubilidad para el Ca(OH) 2, sabiendo que el pH de una disolución acuosa saturada en Ca(OH) 2 es de 12.34. 9.16. [*] Una central térmica de producción de energía eléctrica libera 5 toneladas 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. A cierta distancia de la central térmica existe una laguna con un volumen de 5 hm 3. Un 1% de todo el dióxido de azufre producido durante un día precipita en forma de ácido sulfúrico sobre la laguna. Hallar el pH de la laguna después de producirse la lluvia ácida. Suponer que el ácido sulfúrico está completamente disociado en el agua. 9.17. [*] Cuando 3.10 g de una muestra de nitrito de sodio se calientan con un exceso de cloruro de amonio, para dar nitrógeno, cloruro sódico y agua gas, el volumen de nitrógeno recogido sobre agua a 22 °C es de 567.3 cm3 y 741 mmHg de presión. Determina: a) el volumen que ocuparía el nitrógeno recogido, una vez seco, en condiciones normales. b) la riqueza de la muestra de nitrito de sodio calentada. c) Si el exceso de cloruro de amonio que fue de 4.7 g se lleva a 250 mL de agua pura, indicar el pH de la disolución resultante. Datos: Pv H2O a 22 °C = 20.5 mmHg; Kb = 1.8·10-5. 9.18. [Imp.] Si disponemos de hidróxido de sodio 0.15 M y 0.25 M, ¿en qué proporción deberemos mezclar estas dos disoluciones para preparar hidróxido de sodio 0.169 M, suponiendo que los volúmenes son aditivos? 9.19. [*] A 25⁰C, se prepara una disolución saturada de hidróxido de magnesio y al medir el pH la lectura es 10.17. Calcular su KPS. 9.20. [*]La concentración de Ca2+ en agua de mar suele ser 0.01 M. ¿Se producirá la precipitación cuantitativa de Ca(OH)2 en una muestra de agua de mar en la que el pH se mantiene en 12.60? Por regla general, se admite que la precipitación de un soluto es total (cuantitativa) cuando queda en disolución menos del 0.1% de su concentración inicial. 9.21. [*] El producto de solubilidad del hidróxido de aluminio es 2·10-33. Calcule la solubilidad de dicho compuesto a pH = 5 y a pH = 8. 9.22. [*] Calcule la cantidad de cloruro amónico que es necesario añadir a 1 L de una disolución que contiene 0.01 moles de amoníaco y 0.001 moles de catión magnesio para evitar que precipite el hidróxido de magnesio. Datos: KB = 1.75·10-5 para el amoníaco; KPS = 7.1·10-12 para el hidróxido de magnesio.


55

QUÍMICA INTENSIVO 9.23. [*] La constante del producto de solubilidad del tiocianato de plata es 1.1·10 -12. Calcule la solubilidad del compuesto: a) en agua pura; b) en una disolución de amoníaco 0.0030 M, sabiendo que el catión plata forma con el amoníaco el complejo Ag(NH 3)2+ cuya constante de disociación es 6·10-8. · Disoluciones reguladoras. 9.24. Tenemos una disolución acuosa 0.2 M de acetato de sodio: a) Establecer la ecuación y determinar la constante de hidrólisis; b) Calcular el grado de hidrólisis; c) Hallar el pH de la disolución. Detallar los cálculos. Dato: pKa de CH3COOH = 4.74. 9.25. [Imp.] Si el pH de una disolución de cloruro de amonio es 5.2; calcula la concentración del cloruro de amonio y el grado de hidrólisis. Dato: Kb = 1.8·10-5. 9.26. Una disolución de sulfato amónico tiene pH = 4. Calcula la concentración de las especies presentes en la disolución sabiendo que la constante de ionización del amoníaco es 1.8·10 -5. 9.27. Calcula el pH del agua de una piscina de 75 m3 de volumen a la que se han añadido 150 g de hipoclorito sódico. Dato: Ka = 3·10-8. 9.28. [*] Teniendo en cuenta que el KPS del acetato de plata es 2.3 x 10-3 y el Ka del ácido acético es 1.8 x 10-5. ¿Precipitará acetato de plata al mezclar 40 mL de una disolución acuosa de nitrato de plata 1.2 M con 60 mL de otra disolución acuosa de ácido acético 1.4 M? Considerar los volúmenes aditivos. Detallar los cálculos. 9.29. Se desea obtener 100 mL de una disolución acuosa de pH = 4.74 disolviendo una de las siguientes sales en agua: (a) NH4Cl; (b) CH3COONa; (c) KCN. Justificar cuál(es) de estas sales se pueden utilizar y que cantidad, en gramos, es necesaria para preparar dicha disolución. Detallar los cálculos. Datos: pKa de HCN = 9.31; pKa de CH3COOH = 4.74; pK b de NH3 = 4.74. 9.30. Determinar el pH de una disolución acuosa 10-2 M de acetato de sodio (NaOOCCH 3). La constante de ionización del ácido acético es 1.8·10-5. 9.31. Una disolución acuosa de cloruro de amonio está hidrolizada un 0.02%. Calcular su pH sabiendo que la constante de ionización del amoniaco es Kb = 1.8·10-5. 9.32. Se han disuelto 1.625 g de KCN en agua enrasando un matraz aforado de 500 mL. Si el pKa del ácido cianhídrico (HCN) es 9.31. Calcular: a) El grado de hidrólisis. b) El pH de la disolución. 9.33. Suponer que se añaden 100 g de sosa de lavar (Na2CO3·10H2O) a la cantidad de agua para dar 1 L de disolución, ¿cuál es el pH? Ka2 = 5.6·10-11.


56

QUÍMICA INTENSIVO

· Valoraciones. 9.34. Tenemos 400 mL de una disolución acuosa de ácido acético. Sobre esta disolución se añaden 22.2 mL de otra disolución acuosa de KOH de pH = 13.9, de forma que neutralice totalmente el ácido acético inicial. ¿Cuál será el pH de la disolución resultante? Considerar los volúmenes aditivos. Detallar los cálculos. Datos: Para el ácido acético Ka = 1.8 x 10-5. 9.35. Se ha llevado a cabo la valoración de 50 mL de una disolución acuosa de ácido acético empleando para ello 12 mL de una disolución acuosa de NaOH 0.5 M. a) Calcular la concentración de la disolución de acético; b) Calcular el pH en el punto de equivalencia. Considerar los volúmenes aditivos. Detallar los cálculos. Datos: pKa del ácido acético 4.74. 9.36. Se valoran 150 mL de una disolución acuosa de HCl de concentración desconocida con NaOH 0.1 M. Si se han necesitado 80 mL de base para neutralizar el ácido, ¿cuál era la concentración de la disolución ácida? 9.37. Se ha llevado a cabo la valoración de 100 mL de una disolución de amoniaco empleando para ello 25 mL de una disolución de HCl 1 M. Calcular: a) La concentración de la disolución inicial de amoniaco. b) El pH en el punto de equivalencia. c) ¿cuál de los indicadores coloreados citados a continuación sería el más adecuado para realizar esta valoración? Datos: Naranja de metilo (zona de viraje: pH 3.1 a 4.4), Azul de bromotimol (pH 6.2 a 7.6), Fenolftaleína (pH 8 a 10), Rojo de metilo (pH 4.4 a 6.2), Rojo cresol (pH 7.2 a 8.8). 9.38. Calcula el pH en el punto de equivalencia de la valoración de 50.0 mL de disolución 0.1 M en metilamina (CH3NH2) con ácido clorhídrico 0.1M. Dato: Kb = 3.7·10-4.


57

QUÍMICA INTENSIVO


58

QUÍMICA INTENSIVO

10.

REDOX.

Glosario. · Oxidación:

· Agente reductor: · Celda Voltaica.

· Cátodo: · Potencial de celda:

· Potencial estándar de electrodo:

· Ecuación de Nerst:

· Celda electrolítica:

· Electrodeposición: · Corrosión:


59

QUÍMICA INTENSIVO

Ejercicios: · Ajuste redox. 10.1. Asigna número de oxidación a cada átomo de las siguientes moléculas: HgCl 2, H2O, N2, CaCO3, CO2, Mg(NO3)2, HOI, PO43- . 10.2. Indique el número de oxidación de cada elemento en las siguientes especies químicas: a) KMnO4; b) SrSO3; c) Fe(NO3)3; d) H2O2; e) K2Cr2O7; f) UO22+; g) PbCl4; h) CH3OH; i) CrO42-; j) Au k) O2 l) N2 m) NH4+ 10.3. Para cada una de las siguientes reacciones químicas, identifica si son o no reacciones redox. Si lo fueran identifica los pares redox: a) HgCl2 (ac) + 2 KI (ac) → HgI2 (s) + 2 KCl (ac) b) 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) → 2 N2 (g) + 6 H2O (g) c) 2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) d) CaCO3 (s) + 2 HNO3 (ac) → Ca(NO3)2 (ac) + CO2 (g) + H2O (l) 10.4. Dadas las siguientes reacciones a) CO + 2 H2→ CH3OH b) HCl + NaOH → NaCl + H2O c) 2 H2S + SO2 →3 S + 2 H2O d) 2 H2O2 →O2 + 2 H2O Indica si son redox o no. En caso afirmativo, ¿qué elementos se oxidan y cuáles se reducen? 10.5. Ajustar las siguientes reacciones en medio ácido: a) −()  − () ↔ −()  + () b)  − ()  +() ↔  + ()  +() c)  ()   + () ↔  +()  () d)  − ()  − () ↔ + ()   () e)  ()   ()    () ↔  ()   () 10.6. Ajustar las siguientes reacciones en medio básico: a)  +()  − () ↔ −()  − () b)  () ↔  − . ()  − () c) +()  − () ↔  () d) − ()  () ↔ − ()   () e)  () ↔  − ()   () f)  − ()  −() ↔ −()  [() ]− () 10.7. Ajustar la ecuación entre el permanganato potásico (KMnO 4) y el sulfito sódico (Na 2SO3) en medio ácido (H2SO4), con formación de cationes Mn2+ y aniones sulfato (SO42-).


60

QUÍMICA INTENSIVO

10.8. Ajuste por el método del ion- electrón las siguientes reacciones: a) oxidación del FeSO 4 a Fe2(SO4)3 en medio ácido sulfúrico por la acción del K2Cr2O7. b) oxidación de KI a KIO3 por el KMnO4 (se reduce a manganato de potasio, K 2MnO4) en medio básico de KOH. c) la reacción de disolución del Cu (s) en medio nítrico (se reduce a NO2) d) la reacción: KMnO4 + HCl → MnCl2 + Cl2 + KCl + H2O. e) C2O42- + MnO4- → Mn2+ + CO2 + H2O f) CH3-CH2OH + K2Cr2O7 + H2SO4 → CH3CHO + Cr2(SO4)3 g) Cr2+ + I- + OH- + Cl2 → CrO42- + IO4- + Cl- + H2O 10.9. Un método analítico sencillo para detectar el etanol presente en el aliento de un conductor ebrio se basa en la oxidación del etanol por dicromato potásico (agente oxidante de color naranja) para dar Cr3+ de color azul y acetaldehído. Ajustar dicha reacción. La reacción sin ajustar es: CH3CH2OH (ac) + K2Cr2O0 (ac) + H2SO4 (ac) → CH3CHO (ac) + Cr2(SO4)3 (ac) 10.10. Ajustar la ecuación entre el permanganato potásico (KMnO 4) y el nitrito potásico (KNO2) en medio básico (KOH), con formación de dióxido de manganeso (MnO2) y aniones nitrato (NO3- ). 10.11. El acumulador de plomo-ácido sulfúrico es aún el más utilizado en las baterías de los vehículos. Durante la descarga de la batería (en el arranque) una lámina de Pb(s) se oxida a PbSO4(s), los electrones viajan por el circuito externo cumpliendo su función de encender la bujía y entran de nuevo a la batería provocando la reducción de una lámina de PbO 2 (s) a PbSO4 (s). El medio contiene un electrolito de H 2SO4 que se va consumiendo (en la descarga) debido a la precipitación de PbSO4. Escribe y ajusta la ecuación química total que sucede durante la descarga. 10.12. La celda alcalina de Mn es una mejora de la pila de Leclanché. Ambas son dos de las populares pilas cilíndricas de los aparatos eléctricos portátiles. Durante su funcionamiento, una suspensión de Zn (s) se oxida a Zn(OH) 2 en medio alcalino de KOH, mientras que la pasta de MnO2 se reduce a Mn(OH)2. Escribe y ajusta la ecuación química total que sucede durante el suministro de corriente. 10.13. Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajusta y completa la reacción; b) Calcula el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.


61

QUÍMICA INTENSIVO

· Ecuación de Nerst: 10.14. Haciendo uso de la serie electroquímica, determinar si son espontáneas las siguientes reacciones en condiciones estándar. Calcular el valor de ∆ para cada proceso a 25ºC. a)  +()   + () ↔  + ()   + () b)  ()  2 − () ↔  . ()  2  −() c)  ()  4 + ()  () ↔ + ()  2  ()   + () 10.15. Haciendo uso de la serie electroquímica, calcular la constante de equilibrio en condiciones estándar (25 ºC) para cada uno de los siguientes procesos: a) ()  2  − () ↔  ()  2 − () b) 2  +()  2  − () ↔ 2  +()  () c) ()  +() ↔ +()  () 10.16. Para la reacción: ()   +() ↔  +()  () ∆ = 148.3 ⁄ ; ∆  = 8.8 ⁄( ·  )

en condiciones estándar, determinar: (a) Si la reacción es espontánea. (b) El potencial mínimo que es necesario aplicar a la celda para impedir la oxidación del hierro. 10.17. Haciendo uso de la serie electroquímica, determinar para la reacción siguiente: 5   ()  2 +() ↔ 2 − ()  6 + ()  2  ()

el valor de la constante de equilibrio a 25ºC.


62

QUÍMICA INTENSIVO

· Pilas. 10.18. Haciendo uso de la serie electroquímica, predecir la reacción global que tendrá lugar de forma espontánea cuando se añade un trozo de cobre a: a) Una disolución acuosa de Pb2+. b) Una disolución acuosa de Tl+. c) Una disolución acuosa de Au3+. d) Una disolución acuosa de Ag+. Todas las disoluciones se encuentran en condiciones estándar. Escribir también el diagrama de pila correspondiente a las reacciones posibles. 10.19. Dada la pila Mg | Mg2+ (10-2 M) || Ag+ (10-2 M) | Ag a 25 ºC: a) Escribir las semirreacciones correspondientes a los dos electrodos y la reacción global de la pila; b) Calcular el potencial de cada electrodo; c) Hallar la fuerza electromotriz de la pila. Detallar los cálculos. 10.20. Se construye una celda electroquímica combinando un electrodo de cobalto sumergido en una disolución acuosa de CoCl2 y un electrodo de níquel sumergido en una disolución acuosa de NiCl2. Calcular el potencial de celda en las condiciones de trabajo considerando que la celda opera: a) En condiciones estándar. b) A 25ºC, con disoluciones acuosas de CoCl2 y NiCl2 que tienen una concentración de 0.6 M y 0.002 M, respectivamente. Para los dos casos anteriores (a y b), escribir la ecuación ajustada de la reacción neta que tiene lugar y determinar la constante de equilibrio a 25ºC. 10.21. [*] Sea la pila galvánica: Pt(s) | H 2 (1 atm) | H+ (? M) || Ag+ (10 -3 M) / Ag(s), cuyo potencial a 25ºC es 0.86 V. Calcular el pH de la disolución donde se encuentra sumergido el electrodo de hidrógeno. 10.22. Calcular la concentración mínima de Cu 2+ en la siguiente pila para que el proceso representado en ella sea espontáneo a 25ºC: () | + (1 ) | + (1 ) ||  +(? ) | ()

10.23. [*] Un electrodo de Pb sumergido en una disolución acuosa de Pb(NO 3)2 actúa como cátodo en una celda en la que el otro electrodo es Zn sumergido en una disolución acuosa 0.2 M de Zn2+. Cuando se añade NaI (ac) al cátodo precipita PbI 2 (s), y en el momento en que la concentración de ioduro es de 0.005 M el potencial de celda es 0.546 V. Calcular el valor de K PS del PbI2. Detallar los cálculos. 10.24. [*] Un electrodo de Ag sumergido en una disolución acuosa de AgNO3 actúa como ánodo en una celda en la que el otro electrodo es Cu sumergido en una disolución 0.10 M de Cu 2+. Cuando se añade HCl (ac) al ánodo precipita AgCl(s), y en el momento en que la concentración de Cl- es 0.05 M el potencial de la celda es 0.008 V. Calcular el KPS del AgCl a 25 ºC. 10.25. Se desea conocer la intensidad de corriente necesaria para depositar en 2 horas la plata contenida en 50 mL de una disolución de nitrato de plata, de la cual 20 mL producen 0.56 g de precipitado de cloruro de plata, al tratarlos con suficiente cantidad de HCl. Dato: masa atómica de Ag = 107.87 g/mol


63

Colección de Ejercicios de Química

Recommend Documents