1 TEMA 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA. El

Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 1- Química General
Curso Académico 2013-14
TEMA 1. INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA. El LENGUAJE DE LA QUÍMICA.
1. Calcular la composición centesimal del nitrato de potasio (KNO 3).
2. ¿Qué sustancia es más rica en nitrógeno, el nitrato de sodio o el nitrato de potasio?
(Del 3 al 7 se resuelven utilizando los datos que sean necesarios de la tabla periódica)
3. Utiliza el símbolo apropiado para indicar el número de protones, neutrones y electrones en
a) Un átomo de bario-135. ¿Cuántos neutrones tiene?
b) Un ion con dos cargas negativas selenio-80. ¿Cuántos neutrones y electrones tiene?
4. Representa un ion de estaño que contenga el mismo número de electrones que el isótopo cadmio-112.
Explica porqué puede haber varias respuestas.
5. El indio tiene dos isótopos naturales y una masa atómica de 114,82 u. Uno de los isótopos tiene una
masa de 112,9043 u. ¿Cuál de los siguientes supuestos isótopos es el segundo 111In, 112In, 114In y 115In?
¿Cuál de los dos es el más abundante?
6. El bromo tiene dos isótopos naturales bromo-79 de masa 78,9183 u y abundancia 50,69 %. ¿Cuál es la
masa y la abundancia natural del isótopo bromo-81?
masa de 81Br = 80,92 u
7. ¿Cuál es la masa total de protones, de neutrones y de electrones en una molécula de bicarbonato sódico?
(mp = 1.673 10-27 kg, mn = 1.675 10-27 kg y me = 9.109 10-31 kg)
mp(total)=7.027 10-26 kg, mn(total)=7.035 10-26 kg, me(total)= 3.826 10-29 kg
8. Suponiendo que toda la masa de un automóvil de 1000.000 kg es de 56Fe, calcula la masa de protones
del mismo. (mp = 1.673 10-27 kg).
mp(total) = 468.313 kg
9. En una muestra típica de magnesio, el 78.99% es magnesio 24 (con una masa atómica 3.983 10-23 g), el
10.00% es magnesio 25 (4.149 10-23 g) y el 11.01% magnesio 26 (4.315 10-23g). Calcule la masa molar de
una muestra típica de magnesio.
24.31 g mol-1
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10. Calcular la cantidad de moles de urea, OC(NH2)2, en 2.3 10 kg de urea.
3.8 106 moles.
11. ¿Qué masa de ácido acético debe pesar para obtener 1.5 mol de CH3COOH?
90 g.
12. La composición porcentual de la masa del compuesto difluoruro de tionilo es 18.59% de O, 37.25% de
S y 44.16% de F. Calcular su fórmula empírica.
SOF2
13. La combustión de 0,4080 g de un compuesto orgánico formado exclusivamente por carbono,
hidrógeno y oxígeno da como productos 0,5948 g de dióxido de carbono y 0,2448 de agua. ¿Cuál es la
fórmula empírica del compuesto?
(CH2O)
14. Deducir la fórmula empírica de un compuesto que contiene 40,25% de potasio 3,2 · 10 23 átomos de
cromo y oxígeno, en 100 g de compuesto.
K2CrO4
15. Al quemar 0,739 g de una sustancia orgánica se forman 2,471 g de CO2 y 0,578 g de H2O. A 100 ºC y
722 mmHg, un matraz de 325,6 mL de capacidad contiene 0,932 g de sustancia en estado vapor. Hallar la
fórmula molecular de dicha sustancia.
C7H8
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Curso Académico 2013-14
16. Cuando se queman 0.236 g de aspirina con oxígeno, se forman 0.519 g de dióxido de carbono y
0.0945 g de agua. Deduzca la fórmula empírica de la aspirina.
C9H8O4
17. Indica el estado de oxidación del azufre en cada uno de los siguientes compuestos SO 3, HSO4,
S2O82, S4O62.
18. Indica el estado de oxidación de los siguientes elementos:
a). Cl en ácido perclórico
b). N en ácido nítrico
c). P en ácido pirofosforoso
d). I en oxido de diyodo
e). Mn en H2MnO4
f). Cu en CuSO4
g). Si en ácido silícico
h). N en monóxido de nitrógeno
i). Mn en MnO3
19. Si diluimos un litro de ácido clorhídrico del 37 %, densidad 1,19 g/mL, hasta obtener un ácido al 25
%. ¿Qué cantidad de agua deberá añadirse?
570 g de agua.
20. La concentración de etanol en diversas bebidas alcohólicas se reconoce por su graduación. Un grado
de alcohol corresponde a 1 mL de alcohol por cada 100 mL de vino. Si la densidad del etanol es 0,8 g/mL,
¿qué concentración de alcohol expresada en g/L, tiene un vino cuya graduación es del 12%?
96 g etanol/ L de vino.
21. Se disuelven 4,9 g de ácido sulfúrico en agua hasta completar 200 cm 3 de disolución. Deducir la
molaridad de dicha disolución.
0,25 moles/L
22. Se mezclan 50 mL de una disolución 2 M de ácido sulfúrico con 200 mL de otra disolución 0,1 M de
dicho ácido. Deducir la molaridad de la disolución resultante (suponer volúmenes aditivos).
M = 0,48 mol de H2SO4 / L disolución.
23. Una disolución de HCl concentrado de densidad 1,19 g/ mL contiene 37% de HCl. Calcular:
a) su fracción molar
b) su molaridad
a) XHCl = 0,225
b) 12,06 M
24. Calcule el volumen de HCl(aq) 0.0155 M que debería usarse para preparar 100 mL de una disolución
de HCl(aq) 5.23 10-4 M.
3.37 mL
25. Ajustar la ecuación y calcular cuánto carbono se necesita para reducir 1,50 kg de As2O3.
As2O3 (s) + C (s)  As (s) + CO2 (g)
Se necesitan 0,136 kg de carbono.
26. Disponemos de 500 kg de H2S y 500 kg de SO2 y queremos obtener azufre según la reacción:
H2S (g) + SO2 (g)  H2O (l) + S (s)
Tras ajustar la reacción y suponiendo que el rendimiento de la reacción sea total, determinar:
a) cuál es el reactivo limitante
b) la masa del reactivo que quedará en exceso.
c) la cantidad de azufre obtenido.
b) 29,4 kg de SO2, c) 705,9 kg de S
27. La reacción de estaño con HNO3 produce SnO2, NO2 y H2O. ¿Cuántos moles de NO2 se obtienen por
gramo de SnO2 formado?
0,0265 moles de NO2 se obtienen por gramo de SnO2 formado
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28. El zinc reacciona con H+ dando Zn2+ e hidrógeno; el aluminio reacciona con H+ dando Al3+ e
hidrógeno. Si 1g de una mezcla que contiene solamente zinc y aluminio reacciona con H + liberando 0.040
moles de hidrógeno, ¿cuántos gramos de Zn y Al contiene la mezcla original?
0,38 g de Zn y 0,62 de Al
29. La densidad del roble es de 0.72 g cm-3. Suponiendo que el roble tiene la fórmula empírica CH2O,
calcule la masa de agua producida cuando un tronco prismático de 12 cm x 14 cm x 25 cm se quema
completamente a CO2(g) y H2O(l).
1,81 kg.
30. El compuesto XCl2(NH3) puede formarse por la reacción de XCl4 con NH3. Si 3.571 g de XCl4
reaccionan con un exceso de NH3 para dar 3.180 g de XCl2(NH3)2, ¿cuál es el elemento X?
Pt
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Prácticas de aula- Tema 2- Química General
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TEMA 2. ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS.
1. La clorofila absorbe luz con energías de 3,056 x 10 J/fotón y 4,414 x 10 J/fotón. ¿Qué color
y frecuencia corresponde a estas absorciones?
2. a) Calcula la longitud de onda de un electrón que se mueve a 1/1000 de la velocidad de la luz. b)
Realiza el mismo cálculo para una canica de 5,00 g que se mueve a 1,00 m s1.
a) 2, 43 nm
b) 1,33 x 1031 m
3. Un laser de color rojo tiene una potencia de 100 W. ¿Cuántos fotones de luz roja (700 nm)
generaría este laser si se mantuviera encendido durante 8,5 s.
Solución: 3·1021 fotones
4. Sabiendo que la energía de ionización del litio es 5,39 eV/átomo, calcular la velocidad de un
electrón desprendido del litio por un fotón de frecuencia  = 1016 s.
(Masa del electrón = 9.1096 · 10-31 kg).
Solución: 3,56·106 m/s
5. Sabiendo que la frecuencia de una línea del espectro de emisión del átomo de hidrógeno es  =
6,9 ·1014 s, indicar a qué serie del espectro pertenece esta línea y determinar los niveles inicial (ni)
y final (nf) del átomo de hidrógeno involucrados en esta transición.
6. De los siguientes grupos de valores de números cuánticos, indicar cuáles son posibles y escribir,
en su caso, el orbital correspondiente:
a) n=5; l=4; m1=3; ms=2
b) n=4; l=3; m1=-1; ms=+1/2
c) n=3; l=3; ml=-2; ms=-1/2
d) n=1; l=0; ml=-1; ms=-1/2
7. Las siguientes gráficas muestran las funciones de distribución radial de las densidades de
probabilidad de los orbitales 1s, 2s, 3s 2p, 3p y 3d. Asigna, razonadamente, a qué orbital
corresponde cada una de ellas.
8. a) Escribe dos configuraciones electrónicas posibles para el átomo de cromo y razona cuál de
ellas representa mejor su estado fundamental.
b) Haz lo mismo para el oro.
9. ¿Por qué los únicos metales de transición que forman compuestos estables con números de
oxidación +1 son el cobre, la plata y el oro?
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10. A continuación se dan dos propiedades atómicas del elemento fósforo. Estima (>, <, ≈) los
valores de estas propiedades con respecto al fósforo para los elementos de la tabla adjunta. Explica
brevemente las respuestas.
Elemento
P
N
Se
Cl
Radio atómico
110 pm
1ª Energía de ionización
1012 kJ/mol
11. La siguiente lista contiene de forma desordenada los valores (en kJ/mol) de las primeras
energías de ionización de los átomos de Mg (Z=12), Al (Z=13) y Si (Z=14): 786.5, 737.7 y 577.6.
Ordénalos y justifica brevemente tu respuesta.
12. Ordena los siguientes elementos en función de su afinidad electrónica: As, F, Cl, S.
13. ¿Cómo se puede explicar que la afinidad del nitrógeno sea inferior a la del carbono?
1600
Ionization energy / kJ mol-1
14. Explica la variación de la primera energía de ionización de los
elementos del tercer periodo que se observa en el diagrama. Indica a
qué es debido la tendencia general observada y comenta las
excepciones. ¿Cómo sería el perfil de la curva para las segundas
energías de ionización de este grupo?
1400
1200
1000
800
600
400
Na Mg Al Si P S Cl Ar
Period 3 Elements
15. Indicar el número de electrones de valencia de cada una de las siguientes especies:
Sr, Cl, N, Br, Ne, O2-, Ca2+, H+, C y B.
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TEMA 3. ENLACE QUÍMICO.
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Prácticas de aula- Tema 3- Química General
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1. Los sólidos iónicos KBr, KCl y NaCl cristalizan formando estructuras del mismo tipo. ¿En cuál de ellos la
energía de interacción electrostática es mayor? Argumenta tu respuesta a partir de los radios iónicos y utiliza
valores tabulados para calcular esta energía para los tres sólidos.
2. El ClCs da nombre a la estructura cristalina que presenta este sólido en condiciones ambiente. Consta de
dos subredes cúbicas interpenetradas, una para los cationes y otra para los aniones, de forma que las
posiciones de los cationes se encuentran en los centros de los cubos de los aniones. (a) Obtén la expresión de
los tres primeros términos de la energía de interacción electrostática de un catión en esta estructura cristalina.
(b) Utiliza la distancia experimental entre los iones en este cristal (357 pm) y la constante de Madelung de
esta estructura para calcular la energía electrostática de este cristal. (c) A partir de la energía de red calculada
con el modelo de Born-Lande para el CsCl (623 kJ/mol) y el valor obtenido en el apartado anterior, obtén el
valor del parámetro n de la ecuación de Born-Lande.
Solucion: n=10.9
3. (a) Escribe las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos iónicos: fluoruro de aluminio, sulfuro
de cinc, óxido de litio, bromuro de potasio, N2Mg3.
(b) Cada uno de los siguientes compuestos es una combinación de iones monoatómicos y poliatómicos:
Al(OH)3, Sr(NO3)2, Ca(OCl)2, acetato de magnesio. Represéntalos mediante estructuras de Lewis.
4. Asigna las cargas formales a los átomos en las siguientes especies y a continuación selecciona el esqueleto
estructural más probable.
a) H2NOH o H2ONH
b) SCS o CSS
c) SOCl2 u OSCl2 u OCl2S
5. Escribe las estructuras de Lewis para los siguientes iones o moléculas: ClO, C2H4O2, HCN, XeOF4,
H2SO3, I3-, NO2, SeF4, XeF4, IO2F2-. (El átomo central está escrito en negrita)
6. La estructura de Lewis de ion fosfato, [PO4]3, es un híbrido de resonancia. ¿Cuál crees que sería la
importancia de la contribución al híbrido de la siguiente estructura? Razona la respuesta.
7. (a) Las energías de formación del H2(g), F2(g), Cl2(g), Br2(g) y I2(g) son, respectivamente, 436.0, 160.0,
242.7, 192.5 y 151.0 kJ/mol. Las diatómicas heteronucleares HF(g), HCl(g), HBr(g) y HI(g) tienen,
respectivamente estas energías de formación 568.2, 431.9, 364.0 y 298.0 kJ/mol. Pauling propuso la
expresión |χA-χB| = 0.102Δ1/2 para obtener las electronegatividades de los elementos tomando el valor 4.0
para el F como referencia. Obtén la electronegatividad de los haluros y el hidrógeno en estas moléculas. (b)
Las electronegatividades obtenidas pueden ayudarte para asignar a cada uno de los mapas de potencial
electrostático de la figura uno de los haluros de hidrógeno anteriores. ¿Qué conclusiones se pueden deducir
de estos mapas respecto a la reactividad de estas moléculas y la polaridad de los enlaces que forman los
haluros con el hidrógeno?
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Prácticas de aula- Tema 3- Química General
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8. ¿En cuál de las siguientes moléculas, carbonáto sódico, etanol, propanona, acetato sódico, cabe esperar un
enlace carbono-oxígeno más corto? ¿Cuál de ellas presentará un color rojo más intenso en su
correspondiente mapa de potencial electrostático?
9. Usa la teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (VSEPR) para predecir las
formas geométricas de las siguientes moléculas o iones: OSCl2, SeICl3, PBr3, NO2, SF6, BF4, PCl5, SiF62,
XeO2F2? Discute si se trata de moléculas polares o apolares.
10. ¿Cuáles de las siguientes moléculas serán polares? Justifica la respuesta en términos de la geometría
molecular y la polaridad de los enlaces.
a) H2C=CH–CH3
b) NH3
c) SO3
d) CCl4
e) CS2
f) SiF4
g) POF3
11. Representa un esquema de la molécula de propeno, CH3CH=CH2. Indica los ángulos de enlace de esta
molécula y qué átomos están en el mismo plano. ¿Cómo cambiarían los ángulos de enlace si los átomos de H
se sustituyen por átomos de F?
12. Relaciona cada una de las siguientes moléculas o iones con una de estas hibridaciones: sp, sp2, sp3, sp3d2,
sp3d. PF6, OCS, SiCl4, NO3, AsF5.
13. Indica cuál de las siguientes moléculas o iones es plana, lineal o tiene otra geometría. Propón los
esquemas de hibridación para el átomo o átomos centrales.
14. Describe el anión azida N3 mediante sus estructuras resonantes.
Teniendo en cuenta su mapa de potencial
electrostático, ¿cuál será la estructura que más
contribuye al híbrido de resonancia? ¿Qué hibridación
presenta cada uno de los átomos de nitrógeno en esta
estructura?
15. El ácido málico es un ácido orgánico común que se encuentra en las manzanas y en otras frutas sin
madurar.
H
Con la ayuda de la estructura que se muestra a
O
O
continuación, indica, qué orbitales atómicos
O
H
H
O
intervienen en cada uno de los enlaces de la
O
molécula y de qué tipo son los enlaces ( o ).
16. Dada la estructura de la molécula de aleno,
propón la hibridación de cada uno de los carbonos e
indica de qué tipo es cada enlace ( o ) y los
orbitales implicados en los mismos.
H
C
C
C
H
H
H
17. Se ha comprobado el paramagnetismo de la molécula de B2 en estado gaseoso. Explica por qué esta
observación confirma que los orbitales 2p tienen una energía menor que el orbital 2p para el B2.
18. Las longitudes de enlace para O2+, O2, O2 y O2 son 112, 121, 128 y 149 pm, respectivamente. ¿Son
consistentes estas longitudes de enlace con el orden de enlace determinado a partir del diagrama de orbitales
moleculares?
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Prácticas de aula-Tema 4- Química General
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TEMA 4. FUERZAS INTERMOLECULARES.
1. Explica a qué es debida la diferencia en el número de aguas de cristalización que presentan el
CoCl2.6H2O y el CaCl2.2H2O. Idem para el La2(SO4)3.9H2O y CuSO4.5H2O.
2. Los puntos de ebullición del HCl, HBr y HI siguen esta secuencia: -85 ºC, -67 ºC y -35 ºC.
¿Cómo varían sus respectivos momentos dipolares? ¿Cómo se explica entonces esta secuencia?
3. La energía potencial entre dos moléculas separadas por una distancia de 2.5 Å es de 8 kJ/mol. Si
la separación aumenta hasta los 5 Å la energía potencial disminuye hasta 1 kJ/mol. ¿Qué tipo de
interacción existe entre estas dos moléculas? ¿Podrías decir que se encuentran formando parte de
una red cristalina?
4. Di en cuáles de los siguientes compuestos existen enlaces de hidrógeno: fluoruro de hidrógeno,
etilamina, peroxido de hidrógeno, etanal, metano, dimetil éter, fosfina, ácido acético, H2SO3.
¿Pueden formarse puentes de hidrógeno entre el dimetil éter y el agua?
5. Explica por qué sólo una de las siguientes sustancias es líquida a temperatura ambiente, mientras
que las demás son gaseosas: N2, C4H10, N2O, CH3OH.
6. Describe la importancia de las distintas fuerzas intermoleculares en las siguientes sustancias:
HCl, Br2, ICl, HF, CH4.
7. Ordena las siguientes parejas según su punto de ebullición esperado: (a) Ne, He; (b) tetrametil
butano, octano; (c) SO2, CO2.
8. Explica razonadamente la variación de los puntos de ebullición del benceno y algunos derivados
que se muestran a continuación:
9. Explica la diferencia en los puntos de fusión de los dos isómeros del metilnitrofenol que se
muestran en la figura.
10.
Explica la diferencia en los puntos de fusión y ebullición de los dos isómeros del
diclorobenceno:
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Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 5- Química General
Curso Académico 2013-14
TEMA 5. LAS PROPIEDADES DE LOS GASES.
1. ¿Cuál es la densidad del gas helio a 298 K y 0,987 atm? ¿Por qué podemos decir que el helio es más
“ligero” que el aire?
0,16 g/L
2. Un globo sonda se llena con gas helio a 20ºC y 1 1atm. El volumen del globo es de 250 L. Cuando el
globo se eleva a una altura donde la temperatura es de 30ºC, se expande a 800 L. ¿Cuál es la presión de la
atmósfera en este punto?
0,259 atm
3. ¿A qué temperatura tendrá el O2 (g) una densidad de 1,00 g/L, si se almacena a una presión de 745
mmHg?
109,25 ºC
4. Si todos los gases se miden a la misma temperatura y presión, ¿qué volumen de NH3 (g) se obtiene cuando
se consumen 225 L de H2 (g) según la ecuación: N2 (g) + H2 (g)  NH3 (g) (sin ajustar)?
150 L
5. La reacción de los gases H2 y O2 para producir agua líquida se usa en las pilas de combustible de los
transportes espaciales para proveer electricidad. ¿Qué masa de agua se produce en la reacción de 100,0 L de
oxígeno almacenados a 25 ºC y 1 atm?
147 g de H2O
6. Las bolsas de aire (air-bags) de los automóviles se inflan al generarse N2 gas por descomposición de la
azida de sodio NaN3, según la ecuación (sin ajustar):
NaN3 Na + N2
a) Calcula el volumen de gas producido en la reacción de 30 g de azida de sodio, medido a la presión de
una atmósfera y temperatura de 25 ºC.
b) Si la naturaleza exotérmica de la reacción hiciera elevarse la temperatura a 100 ºC, ¿cuál sería la
presión resultante en el propio volumen de la bolsa?
a) 16,9 L
b) 1,25 atm
7. Se mezclan 2,0 L de O2 (g) y 8,0 L de N2 (g) medidos en condiciones estándar. La mezcla de gases inertes
se comprime hasta ocupar 2,0 L a 298 K. ¿Cuál es la presión que ejerce esta muestra?
5,4 atm
8. Un frasco de 5L de volumen se vacía y se introducen en él 43,78 g de tetróxido de dinitrógeno N 2O4 a
196ºC, a esta temperatura, este compuesto es un sólido incoloro. La muestra se calienta posteriormente
hasta 25ºC, tiempo durante el cual el N2O4 se vaporiza y parte de él se disocia para formar el gas marrón
NO2. Durante este proceso, la presión aumenta lentamente hasta que se estabiliza en 2,96 atm.
a) Escribir y ajustar la ecuación de la reacción.
b) Si el gas en el frasco a 25 ºC fuera solamente N2O4, ¿cuál sería la presión?
c) Si todo el gas del frasco se convirtiera en NO2, ¿cuál sería la presión?
d) ¿Cuáles son las fracciones molares de N2O4 y NO2 una vez que la presión se estabiliza en 2,96 atm.?
b) 2,33 atm
c) 4,65 atm
d) 0,57 y 0,43
9. Una muestra de 1,00 L de gas cloro a 1,00 atm. y 298 K reacciona completamente con 1,00 L de gas
nitrógeno y 2,00 L de gas oxígeno a la misma temperatura y presión. El compuesto gaseoso formado se
introduce en un frasco de 2,00 L a 1,00 atm. y 298 K. Utiliza esta información para determinar las siguientes
características del producto:
e) su fórmula empírica;
f) su fórmula molecular;
g) la estructura de Lewis que mejor representa a la molécula;
h) la forma molecular.
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Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 5- Química General
Curso Académico 2013-14
10. Un recipiente cerrado de 2L de capacidad, que contiene 3,5 g de aire a 20ºC, se abre. Sabiendo que la
presión atmosférica es de 740 mmHg y la temperatura exterior de 20ºC, determinar:
i) Si entra o sale aire del recipiente.
j) La cantidad que entra o sale.
k) La temperatura a la que debería estar el recipiente para que al abrirlo la cantidad de aire en su
interior no se modifique.
Masa molecular media del aire: 28, 96
b) salen 0,04 moles
c) 76,82 ºC
11. En un recipiente de 2L de capacidad se recogen 5L de oxígeno medidos a presión de 2 atm y 10 L de
nitrógeno a presión de 4 atm. Se dejan salir del recipiente 25L de la mezcla gaseosa medidos a la presión de
1 atm. Calcular:
l) La presión final del recipiente.
m) Las masas de oxígeno y nitrógeno en el recipiente en las condiciones finales.
La temperatura se ha mantenido siempre constante a 25ºC.
a) 12,5 atm
b) 0,205 moles de O2 y 0,818 moles de N2
12. ¿Cuántos globos se pueden llenar de gas H2 a partir del hidrógeno contenido en un recipiente de 16L se
encuentra a una presión de 100 atm y a la temperatura de 0ºC, suponiendo que cada globo se llena con 1L de
gas a la presión de 1 atm y temperatura de 0ºC.
1584 globos
13. Un litro de cierto gas tardó 20 minutos en atravesar una pared porosa. Hallar su masa molecular y su
densidad en condiciones estándar, sabiendo que 3 L de oxígeno invierten 40 minutos en atravesar la misma
pared en las mismas condiciones.
M = 72 g/mol, d = 3,22 g.
14. ¿Cuál es la fórmula molecular de un compuesto de formula empírica CH que efunde 1,017 veces más
lentamente que el Kr, aunque la temperatura a la que efunde este compuesto sea 1,5 veces superior?
C10H10
15. Se ha determinado experimentalmente que cuando 1 mol de dióxido de carbono ocupa un volumen de
0,381 L, a 40 ºC, la presión a la que se encuentra sometido es de 50 atm.
Calcular dicha presión de forma teórica:
n) aplicado la ecuación de estado de los gases perfectos;
o) mediante la ecuación de van der Waals.
Parámetros de van de Waals para el CO2: a = 3,59 L2·atm·mol b = 4,28 x 102 L·mol
a) 67,4 atm
b) 51,15 atm
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Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 6 - Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 6. LÍQUIDOS Y SÓLIDOS.

1. Se establece un equilibrio entre Br2 (l) y Br2 (g) a 25 ºC. Una muestra de 250 mL de vapor pesa
0,486 g. ¿Cuál es la presión de vapor del bromo a 25ºC, en milímetros de mercurio?
226 mmHg
2. La reacción entre aluminio y ácido clorhídrico acuoso da gas hidrogeno según la ecuación (sin
ajustar):
Al (s) + HCl (aq) AlCl3 (aq) + H2 (g)
Si se recogen 35,5 mL de H2 sobre agua a 26 ºC y una presión barométrica de 755 mmHg,
¿cuántos moles de HCl se han consumido? (la presión de vapor del agua a 26 ºC es de 25,2
mmHg).
2,8 mmol
3. Teniendo en cuenta que el punto triple del yodo es 114 ºC y 90 mmHg. ¿Que fases estarán
presentes a
a) 120 ºC y 90 mmHg?
b) 110 ºC y 90 mmHg?
c) 115 ºC y 80 mmHg?
4. respectivamente. Su punto triple está a –219 ºC y 1,14 torr y su punto crítico está a –119 ºC y
49,8 atm.
a) Dibuja el diagrama de fases del O2, indicando el área de cada fase estable.
b) Cuando se calienta una muestra de oxígeno sólido a 1 atm, ¿sublima o se funde?
c) La densidad del O2 líquido, ¿es mayor que la del O2 sólido?
5.
A continuación se muestra una parte del diagrama de fases del fósforo.
a) Indica las fases presentes en las zonas señaladas con (?).
b) Una muestra de fósforo rojo sólido no puede fundirse por calentamiento directo a la
atmósfera. ¿Por qué?
c) ¿Qué cambios de fase tienen lugar cuando la presión sobre la muestra se reduce desde el
punto A al punto B, a temperatura constante?
d) De acuerdo con el diagrama, ordena las distintas fases según su densidad. Explica la
respuesta.
6. a) Utilizando el diagrama de fases del CO2, Supón que tienes una muestra a 100ºC y vas
aumentando la temperatura hasta 50 ºC. ¿Qué cambios de fase observarás para cada una de las
siguientes presiones?
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 6 - Química General
Curso Académico 2012-13
i)1,00 atm.
ii) 10,0 atm.
iii) 100 atm.
b) Un trozo de hielo seco, CO2 (s), de 80 g se coloca en un recipiente de 0,500 L y el recipiente
se cierra. Si este recipiente se mantiene a 25 ºC, ¿qué estado o estados de la materia deben estar
presentes?
7. Una muestra de 0,240 g de H2O (l) se cierra al vacío en un matraz de 3,20L. Determinar la
presión en el interior del matraz si la temperatura es de:
a) 30 ºC
b) 50 ºC
c)70 ºC
Las presiones de vapor del agua a 30, 50 y 70 ºC son, respectivamente: 31,82, 92,50 y 233,7
mmHg.
8. El polonio es el elemento de mayor tamaño del grupo 16 y el único elemento conocido que
cristaliza en condiciones ambiente en una red cúbica simple. Teniendo en cuenta que la distancia
entre los átomos de polonio vecinos más próximos en el metal es de 335 pm y que la masa atómica
del polonio es de 209 g/mol contesta a las siguientes cuestiones.
a) ¿Cuál es la densidad del metal polonio?
b) Demuestra que el porcentaje ocupado de la celda unidad es de un 52%.
Solución: a) 9,2 g/cm3
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 7- Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 7. DISOLUCIONES.
1. Las sustancias que se disuelven en agua generalmente no se disuelven en benceno. Sin embargo, algunas
sustancias son moderadamente solubles en ambos disolventes. Una de las siguientes sustancias tiene esta
propiedad, ¿cuál de ellas puede ser?
2. Dos de las siguientes sustancias son solubles en agua, otras dos parcialmente solubles y otras dos
insolubles. ¿Cuál es cada una de ellas?
CHCl3
cloroformo
O
OH
ácido benzóico
O
H
OH
ácido fórmico
OH
n-butanol
Cl
clorobenceno
OH
HO
OH
glicerina
.
3. Una disolución acuosa de sacarosa, C12H22O11, de 10 % en masa, tiene una densidad de 1,040 g/mL.
¿Cuál es la molaridad, la molalidad y la fracción molar de la sacarosa en esta disolución?
0,3038 M, 0,3246 m, Xsacarosa = 0,005815.
4. ¿Cuántos gramos de iodo, I2, deben disolverse en 725 mL de disulfuro de carbono CS2 (d = 1,261 g/mL),
para obtener una disolución 0,236 m?
54,8 g de I2
5. Calcula la fracción molar de un soluto en las siguientes disoluciones acuosas:
a) glucosa (C6H12O6), 0,112 M, d =1,006 g / mL,
b) etanol del 3,20% en volumen (d = 0,993 g / mL). Densidad del etanol puro, d = 0,789 g/mL.
a) 0,002, b) 0,0101.
6. Un laboratorio dedicado al estudio de los efectos de los productos químicos en el cuerpo humano, ha
establecido que no se puede sobrepasar la concentración de 10 ppm (v/v) de HCN en el aire durante 8 h
seguidas, si se quieren evitar riesgos para la salud. Sabiendo que la dosis letal de HCN en el aire es de
300 mg/Kg. de aire a temperatura ambiente, ¿a cuántos mg de HCN/kg. de aire equivalen las 10 ppm?,
¿qué fracción de la dosis letal corresponde a las 10 ppm?
9,3 mg de HCN/Kg aire, 3,1 %
7. Utilizando las curvas de solubilidad que se
muestran en la figura, indica qué ocurre cuando
una disolución saturada de KNO3 a 70ºC se
enfría a 20ºC. ¿Ocurre lo mismo en el caso de
disoluciones saturadas de NaNO3 y NaBr? ¿En
cuál de estas sales se obtendrá un rendimiento
más alto para la recristalización?
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 7- Química General
Curso Académico 2012-13
8.
En un manual de datos se encuentra que la solubilidad del monóxido de carbono en agua a 0 ºC y 1 atm
de presión es 0,0354 mL de CO por mL de H2O. ¿Cuál debería ser la presión del CO(g) sobre la
disolución para obtener una concentración 0,0100 M de CO?
6,33 atm
9. Utilizando
la
gráfica
determina
aproximadamente:
a) la molalidad del NH4Cl en una disolución
acuosa saturada a 40ºC.
b)Una disolución que contiene 20g de K2SO4
en 500g de agua se lleva a una
temperatura de 40ºC. ¿Cómo es la
disolución a esta temperatura, no saturada
o sobresaturada?
c) Si la disolución del apartado b) es no
saturada, ¿qué masa en gramos debemos
añadir para saturar la disolución? Si
originalmente esta sobresaturada, ¿qué
masa de K2SO4 puede ser recristalizada?
10. Al tratar 1 L de disolución de iodo en agua, que contiene 0,2637 g de iodo, con 25 mL de disulfuro de
carbono, pasan al disolvente 0,2405 g de I2. Hallar el coeficiente de distribución del iodo entre el
disulfuro de carbono y el agua.
k= 415
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula - Tema 8- Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 8. PROPIEDADES COLIGATIVAS.
1. ¿Qué masa de urea [CO(NH2)2] debe disolverse en agua para obtener 225 mL de una disolución
con una presión osmótica de 0,015 atm. a 25 ºC?
2. Una mezcla liquida de benzaldehido y acetofenona (feniletanona) conteniendo un 20% en peso
del primero, se quiere separar por destilación para recuperar el benzaldehido. Calcular:
a) La presión de vapor de la mezcla liquida a 90ºC;
b) si se disminuye la presión en el destilador hasta alcanzar la presión de vapor de la mezcla a
90ºC, ésta hierve a dicha temperatura. Calcular la composición de la primera gota de vapor
condensado que se recoja expresado en % en peso del benzaldehido.
Datos: Pvº (benzaldehido, 90ºC) = 48 torr; M (benzaldehido) = 106 g/mol;
Pvº (acetofenona, 90ºC) = 13 torr; M (acetofenona) = 120 g/mol.
a) 20,73 Torr, b) xvap = 0,51
3. ¿Cuál es el peso molecular de un compuesto, no electrolito, si 2.01 g del mismo se disuelven en
100 mL de agua a 25ºC y la disolución resultante tiene un punto de ebullición normal de 100.20 ºC?
La densidad del agua a 25ºC es 0,997 g/cm3.
51,7 g/mol
4. La nicotinamida es una vitamina soluble en agua, importante en el metabolismo. Una deficiencia
de esta vitamina provoca una enfermedad conocida como pelagra. La composición de la
nicotinamida (expresada en % en masa) es: 59,02% de C; 4,92% de H; 22,95% de N y 13,11% de
O.
Si disolvemos 3,88 g de nicotinamida en 30,0 mL de nitrobenceno C6H5NO2 (d = 1,204 g/mL), el
punto de congelación del nitrobenceno disminuye desde 5,7 hasta – 1,4 ºC. ¿Cuál es la fórmula
molecular de la nicotinamida?
Datos: Constante molal del punto de fusión del nitrobenceno Kf = 8,1
Masas atómicas: C: 12; H: 1; N: 14; O: 16
5. La presión osmótica, de una disolución acuosa de lactosa, C12H22O11, a 18ºC es de 3.54 atm. La
densidad de la disolución es 1.015 g/cm3. Calcular la molaridad y la molalidad de la misma, así
como su punto de congelación.
0,148 M, 0,151 m, ΔTf = −0,281 ºC
6. El sistema propanol-agua presenta, a presión atmosférica, un azeótropo de punto de ebullición
mínimo (86,4ºC) para una composición del 71,69% en masa de propanol. Sabiendo que los puntos
de ebullición normales del agua y del propanol son 100 y 97,4ºC respectivamente:
a. Dibujar el diagrama temperatura de ebullición de la disolución frente a las
composiciones del líquido y del vapor.
b. ¿Podremos separar completamente, mediante destilación fraccionada, los dos
componentes de una mezcla propanol- agua de composición 70% en masa de propanol?
c. Si realizamos una destilación fraccionada de una mezcla propanol-agua de composición
50% en masa de propanol, ¿Cuál será el producto que se recoge por cabezas? ¿Qué se
obtiene en las colas?
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula - Tema 8- Química General
Curso Académico 2012-13
7. Se colocan dos vasos de precipitados en una caja sellada que se encuentra a la temperatura de
25ºC y a la que previamente se le ha practicado el vacío. Un vaso contiene 100 mL de agua en los
que se han disuelto 0,5 moles de un soluto no electrolito y no volátil, el otro vaso contiene 100 mL
de agua en los que se han disuelto 0,35 moles de glucosa. Una vez alcanzado el equilibrio:
a) ¿En cuál de los vasos aumenta el volumen de la disolución y en cuál disminuye?
b) ¿Cuáles son los volúmenes en los dos vasos una vez alcanzado el equilibrio, asumiendo
comportamiento ideal?
c) ¿Cuál es la presión en el interior de la caja una vez alcanzado el equilibrio?
Datos: Presión de vapor del agua a 25ºC: 23,76 mmHg. Masa molecular del agua: 18. Suponer
despreciable la cantidad de vapor de agua en el interior de la caja.
b) 117,3 mL y 82,7 mL c) 22,1 mmHg
8. 100 g de una disolución acuosa de acetona, CH3COCH3, se congelan a −1,04 ºC. La disolución
se enfría hasta −3,20 ºC. Calcular:
a) el % en peso de la disolución inicial;
b) el % en peso de la disolución final;
c) la cantidad de agua que ha pasado al estado sólido.
a) 3,146 %, b) 9,07 %, c) se solidifican 65,32 g de agua.
9.
Calcular la cantidad de acetona (C3H6O) que hay que disolver en 1000g de benceno (C6H6)
para que la presión de vapor, a 80ºC, de la disolución resultante sea 1213 mmHg.
Datos: Las presiones de vapor, a 80ºC, del benceno y de la acetona son 760 y 1620 mmHg
respectivamente. Masas atómicas: C: 12; O: 16; H: 1
10. Una disolución acuosa 2M de CaC12 es isotónica con una disolución 4.2 M de un compuesto
no electrolito. Calcular el grado de disociación aparente de esta sal y la concentración de Cl−.
α = 0,55; [Cl−] = 2,2 M.
Constantes del descenso del punto de fusión y elevación del punto de ebullición del agua:
kf = 1,86 ºC·Kgdisovente·(molsoluto)−1
ke = 0,512 ºC · Kgdisovente·(molsoluto)−1
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula –Tema 9 - Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 9. PRIMER PRINCIPIO.
1. El agua se expande cuando se congela. ¿Cuánto trabajo realizan 100g de agua cuando se
congelan a 0ºC y hacen estallar una cañería de agua que ejerce una presión opuesta de 1070 atm.?
Las densidades del agua y del hielo a OºC son 1,00 g·cm−3 y 0,92 g·cm−3, respectivamente.
-943 J.
2. Un gas se confina dentro de un cilindro con un pistón y un calentador eléctrico como se muestra
en la figura.
Supongamos que se aplica una corriente eléctrica al calentador, de tal forma que se
suministran 100 J de energía y vamos a considerar dos posibles situaciones: 1) Se
permite al pistón moverse mientras se suministra la energía; 2) El pistón está fijo de
modo que no puede moverse.
a) ¿En cuál de los casos el gas adquiere mayor temperatura después de aplicar la energía
calorífica? Explicar razonadamente la respuesta.
b) ¿Qué podemos decir respecto a los valores q y w del sistema (gas encerrado en el
cilindro) en cada uno de los casos?
c) ¿Qué podemos decir respecto a los valores relativos de ΔU del sistema en ambos casos?
3. Determinar la temperatura final de una mezcla de:
a) 2.00 kg de hielo a 0ºC con 500 g de agua líquida a 60 ºC.
b) 500 g de agua líquida a 60ºC con 100 g de hielo a −10 ºC.
Datos: ce(hielo)=0.50 cal/(g ºC) y ΔH º f u s = 79.72 cal/g.
a) 0ºC
b) 35.88ºC.
4. Explicar en cuál de las siguientes reacciones la variación de entalpía y la de energía interna son
iguales:
a) La combustión de eteno (C2H4) gaseoso, quedando el agua en fase gas.
b) La formación de amoniaco gas a partir de sus elementos.
c) La descomposición CaCO3(s) en CaO(s) y CO2(g).
5. La gasolina, que contiene octano, puede quemarse dando monóxido de carbono si se restringe el
aporte de aire. Determinar la entalpía de reacción estándar para la combustión incompleta del
octano líquido a monóxido de carbono y agua líquida, a partir de las entalpías de reacción estándar
para las combustiones de octano y monóxido de carbono.
2 C8H18 (l) + 25 O2 (g) J 16 (CO2) (g) + 18 H2O (l)
ΔHº = −10 942 kJ
2 CO (g) + O2 (g) J 2 (CO2) (g)
ΔHº = −566,0 kJ
−6414 kJ.
6. Calcular la entalpía estándar para la síntesis de 1 mol de pentano, C5H12 (l), de acuerdo a la
siguiente reacción: 5CO(g) + 11H2(g)
C5H12(l) + 5H2O(l) sabiendo que las entalpías
estándar de formación de CO(g), CO2(g) y H2O(l) valen: -110,5; -393,5 y -285,8 kJ/mol
respectivamente y que la entalpía estándar de combustión del pentano líquido, quedando el agua en
estado líquido, vale -3509 kJ/mol.
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula –Tema 9 - Química General
Curso Académico 2012-13
7. La siguiente reacción es muy utilizada como fuente comercial de gas hidrógeno:
ΔHº = ? kJ
CH4 (g) + 1/2 O2 (g) J CO (g) + 2 H2 (g)
Calcular ΔHº para esta reacción utilizando los datos siguientes:
CH4 (g) + 2 O2 (g) J CO2 (g) + 2 H2O (g)
ΔHº = −802 kJ
ΔHº = + 247 kJ
CH4 (g) + CO2 (g) J 2 CO (g) + 2 H2 (g)
CH4 (g) + H2O (g) J CO (g) + 3 H2 (g)
ΔHº = + 206 kJ
ΔHº = −35,8kJ
8. En el metabolismo de la glucosa (C6H12O6) se obtienen CO2(g) y H2O(l) como productos. El
calor liberado se transforma en trabajo útil con un rendimiento del 70%.
Calcular la masa de glucosa metabolizada por una persona de 58,0 kg que sube una montaña de
1450 m de altitud. Suponer que el trabajo realizado al subir es aproximadamente 4 veces el
necesario para elevar 58,0 kg a 1450m de altura.
Datos: ΔHfº (C6H12O6) = - 1273,3 kJ/mol ; ΔHfº [CO2(g)] = - 393,5 kJ/mol
ΔHfº [H2O(l)] = - 285,8 kJ/mol ; M(C6H12O6) = 180
9. Calcular la entalpía de red del cloruro de calcio, CaCl2. Datos necesarios: 1ª energía de
ionización del calcio 590 kJ · mol−1; 2ª energía de ionización del calcio 1145 kJ · mol−1; afinidad
electrónica del cloro 349 kJ · mol−1; ΔHºsublimación(Ca) = 178,2 kJ · mol−1. (Los demás datos
termodinámicos necesarios están tabulados en los apéndices finales de cualquier libro de texto o en
el campus virtual).
−2255 kJ mol−1.
10. Calcular la entalpía estándar de la reacción en la que 1,00 mol de CH4 reacciona con F2 para
formar CH2F2 y FH. (Tanto los reactivos como los productos están en estado gaseoso).
−958 kJ ・ mol-1
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 10- Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 10. SEGUNDO Y TERCER PRINCIPIO.
1. La temperatura de 5,5 g de acero inoxidable se incrementa a presión constante desde 20ºC a
100ºC. ¿Cuál es el cambio de entropía del acero inoxidable? Capacidad calorífica a presión constante
0,51 J ·K−1· g−1.
ΔS = 0,68 J · K−1
2. Utilizando los datos de las tablas de propiedades termodinámicas, hallar la variación de entropía
en condiciones estándar que corresponde a las reacciones:
a) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
b) C (grafito) + H2O (l) CO (g) + H2 (g)
a) −198,7 ; b) 252,7 J/K
3. Con los datos que se muestran, indicar en que condiciones de temperatura se puede esperar que
se produzcan espontáneamente, en condiciones estándar, cada una de las siguientes reacciones, o si
no es posible predecirlo.
a) N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
b) 2 C (grafito) + 2 H2 (g) C2H4 (g)
c) PCl3 (g) +Cl2 (g) PCl5 (g)
d) CO2 (g) + H2 (g) CO (g) + H2O (g)
e) NH2CO2NH4 (s) 2 NH3 (g) + CO2 (g)
f) H2O (g) + 1/2 O2 (g) H2O2 (g)
ΔHº = −92,22 kJ.
ΔHº = 52,26 kJ.
ΔHº = −87,9 kJ.
ΔHº = 41,2 kJ.
ΔHº = 159,2 kJ.
ΔHº = 41,2 kJ.
4. Sabiendo que para la vaporización del agua en condiciones estándar ΔHº = 44,275 kJ/mol y ΔSº
= 118,7J/mol K, y suponiendo que ambas funciones sean independientes de la temperatura,
determinar la espontaneidad o no de dicho proceso, en condiciones estándar, a las temperaturas 0ºC,
100ºC y 227 ºC.
ΔGº = 11870 J/mol a 0ºC; ΔGº = 0 J/mol a 100ºC ; ΔGº = −15075 J/mol a 227 ºC.
5.
Determinar ΔSº ΔHº y ΔGº para la siguiente reacción:
N2H4 (g) + 2 OF2 (g) N2F4 (g) + 2 H2O (g)
a) En condiciones estándar, ¿en qué sentido se producirá la reacción?
b) ¿Esta favorecida a altas o a bajas temperaturas?
Datos: Sº [N2F4 (g)]= 301,2 J/Kmol, energías medias de enlace F−O = 222 kJ/mol, F−N = 301 kJ/mol,
N−H =389 kJ/mol, O−H = 464 kJ/mol.
6. La siguiente tabla muestra ΔHº y ΔGº de formación de los tres alquenos isómeros que tienen de
fórmula C4H8:
Compuesto
ΔHfº (kJ/mol) ΔGfº (kJ /mol)
2-metilpropeno
−16,90
+58,07
cis-2-buteno
−6,99
+65,86
trans-2-buteno
−11,17
+62,97
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 10- Química General
Curso Académico 2012-13
a) Calcular ΔSº, ΔHº y ΔGº para las tres reacciones que interconvierten cada par de compuestos.
b) En condiciones estándar, ¿cuál de los isómeros es termodinámicamente más estable?
c) Clasificar los isómeros en orden creciente de entropía molar estándar.
7. El calentamiento de los ácidos carboxílicos orgánicos puede conducir a la descarboxilación
(pérdida de CO2). Por ejemplo C6H5COOH (s)
CO2 (g) + C6H6 (l).
Suponiendo que tanto la entropía como la entalpía sean independientes de la temperatura, determinar
la temperatura a la cual se torna espontánea, en condiciones estándar, la descarboxilación de:
a) ácido fórmico, HCOOH (l).
b) ácido acético, CH3COOH (l).
c) ácido benzoico, C6H5COOH (s).
d) ¿Cuál es la fuerza impulsora de estas reacciones, el cambio de entalpía o el cambio de
entropía?
Datos para el HCOOH (l): ΔHºf = −424,72 kJ/mol, Sºf = 128,95 kJ/K mol.
(Buscar el resto de los datos necesarios en las tablas)
a) T > 144,9 K, b) T > 67,4 K, c) 185 K.
8. Predecir si la entropía aumenta, disminuye o si el resultado es incierto en las siguientes reacciones
que se producen a presión y temperatura constantes y conversión completa de reactivos en productos:
a) CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
b) C (grafito) + O2 (g) CO2 (g)
c) HCl (g) + NH3 (g) NH4Cl (s)
a) ΔS > 0; b) la variación será muy pequeña, no se puede predecir, c) ΔS < 0.
9. Discutir la espontaneidad de las siguientes reacciones:
2H(g)
a. H2(g)
b. 2SO2(g) + O2(g)
2SO3(g)
N2(g) + 2H2(g)
c. N2H4(g)
d. N2(g) + 3Cl2(g)
2NCl3(g)
ΔHº = +436,0 kJ
ΔHº = −197,8 kJ
ΔHº = −95,4 kJ
ΔHº = +230,0 kJ
10. Una muestra de gas ideal a 412K ocupa inicialmente 12,62L a 0,6789 atm. Se deja que el gas se
expanda hasta 19,44L por dos vías: a) expansión isotérmica reversible y b) expansión isotérmica libre
irreversible. Calcular para ambas vías: ΔSsistema, ΔStotal y ΔSentorno
Dato: R = 0,082 atm L/ K mol = 8,314 J/K mol
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 11- Química General
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TEMA 11. EQUILIBRIO QUÍMICO.
1. El hierro metálico y el vapor de agua [H2O (g)] reaccionan obteniéndose Fe3O4 (s) y H2 (g). Escribir
las expresiones para las constantes Kc y Kp. ¿Cuál es la relación entre ellas para esta reacción reversible?
Kc = Kp
2. ¿Cuál es la expresión de la constante de equilibrio termodinámica para las siguientes reacciones?
Donde sea adecuado relaciona esta constante con Kc o Kp.
a) Si (s) + Cl2 (g) ⇌ SiCl4 (g)
b) Cl2 (g) + H2O (l) ⇌ HOCl (aq) + H+ (aq) + Cl− (aq)
a) Keq = Kp = PSiCl4/ (PCl2)2 b) Keq = [HOCl] [H+] [Cl−]/ PCl2
3. Para una de las siguientes reacciones Keq = Kp = Kc. Identifica esta reacción e indica la relación que
existe entre las constantes para las otras dos.
a) 2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g)
b) HI (g) ⇌ ½ H2 (g) + ½ I2 (g)
c) NH4HCO3 (s) ⇌ NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (l)
a) Keq = Kp = Kc (RT)−1; b) Keq = Kp = Kc ; c) Keq = Kp = Kc (RT)2.
4.
a) Utilizando los datos termodinámicos a 298 K, decidir si la siguiente reacción es espontánea en
condiciones estándar.
N2O4 (g) J 2 NO2 (g)
b) Si una mezcla gaseosa de N2O4 y NO2, cada uno de ellos a presión de 0,5 bar, se introduce en un
recipiente previamente evacuado, ¿cuál de los dos gases se convertirá espontáneamente en el otro a
298,15 K?
5.
La variación de la energía de Gibbs estándar para la reacción
CH3CO2H (aq) + H2O (l) ⇌ CH3CO2− (aq) + H3O+ (aq)
es de 27,07 kJ/mol a 298 K. Utilizando esta magnitud termodinámica, determinar en qué sentido es
espontánea la reacción cuando las concentraciones de CH3CO2H (aq), CH3CO2− (aq) y H3O+ (aq) son
0.10 M, 1,0 x 10−3 M y 1,0 x 10−3M, respectivamente.
ΔG = −1,46 kJ, la reacción es espontánea en sentido directo.
6.
Se encierran en un recipiente de 1,41 L, CO, H2O e H2 en cantidades de un gramo de cada uno y se
deja que alcancen el equilibrio a 600K. ¿Cuántos gramos de CO2 habrá en la mezcla en equilibrio?
CO2(g) + H2(g)
Kc = 23,2
CO(g) + H2O(g)
Masas atómicas: C : 12; O : 16; H : 1
7.
El hidrógeno sulfuro de amonio, NH4HS (s), es inestable y se descompone a temperatura ambiente:
Kp (atm2) = 0,108 a 25 ºC
NH4HS (s) ⇌ NH3 (g) + H2S (g)
Se introduce una muestra de NH4HS (s), en un recipiente en el que se ha hecho el vacío, a 25 ºC.
a) ¿Cual es la presión total del gas en el equilibrio?
b) En las condiciones del apartado anterior, se añade suficiente NH3 (g) al recipiente de manera que
la presión parcial de NH3 (g) cuando se restablece el equilibrio es de 0,500 atm, ¿cuál será la presión
total del gas cuando se restablece el equilibrio?
c) ¿Cuál sería la cantidad mínima de NH4HS (s) que se debería introducir en un recipiente vacío de
10L para que se alcance el equilibrio mencionado en el apartado a) a 25 ºC?
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 11- Química General
Curso Académico 2012-13
Kc = 0,154 a 2000K
Para la reacción 2CH4(g) ↔ C2H2(g) + 3H2(g)
Si tenemos dicha reacción, a 2000K, en un recipiente de 1L que contiene 0,10 moles de CH4(g) y
0,10 moles de H2(g) en equilibrio:
a. ¿Cuál es la fracción molar de C2H2(g)?
b. ¿Cuándo está favorecida la conversión de CH4 a C2H2 a bajas o a elevadas presiones?
Si la mezcla en equilibrio a 2000K se traslada del matraz de 1L a otro de 2L, ¿aumentará o disminuirá la
cantidad de C2H2(g) una vez reestablecido el equilibrio?
8.
9.
Para la reacción PCl3(g) + Cl2(g)
PCl5(g) a 250ºC Kc = 0,56.
Si tenemos la mezcla de reacción en un recipiente de 0,5 L a 250 ºC,y en un instante determinado
hacemos un análisis, encontramos 1,50 moles de PCl3, 3,00 moles de PCl5 y 0,50 moles de Cl2.
a) ¿La reacción se encuentra en equilibrio en ese instante?
b) Si no es así, ¿en qué sentido va a evolucionar la reacción?
c) ¿Cuál será la composición de la mezcla de reacción una vez alcanzado el equilibrio?
10.
Para la reacción:
CO (g) + 3 H2 (g) ⇌ CH4 (g) + H2O (g)
Kp = 2,15 x 1011 a 200 ºC
Kp = 4,56 x 108 a 260 ºC
Determinar ΔHº utilizando la ecuación de Van’t Hoff y los datos de las tablas de constantes
termodinámicas. Comparando los resultados, comentar si es acertada la suposición de que ΔHº es
prácticamente independiente de la temperatura en este caso.
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 12- Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 12. CINÉTICA QUÍMICA.
1. La descomposición de A sigue una cinética de primer orden con una constante de velocidad de
2,5 x 10−4 s−1. Si inicialmente la concentración de A es 2,0 M,
a) ¿cuál es la concentración de A para un tiempo de 200 segundos?
b) Calcular el porcentaje de descomposición de A en los primeros 60 segundos.
a) 1,90 M. b) 1,5 %.
2.
La reacción de descomposición del acetaldehído en metano y monóxido de carbono:
CH3CHO(g) ⎯⎯→ CH4(g) + CO(g)
se puede seguir midiendo la variación que experimenta con el tiempo, la presión de la mezcla de
reacción a volumen constante.
Para esta reacción a 518ºC se obtuvieron los siguientes datos:
Presión(mm Hg)
Tiempo (s)
0
363
105
437
352
557
Teniendo en cuenta que la ecuación de velocidad de esta reacción es del tipo v = k [CH3CHO]n
Determinar: a) El orden de la reacción.
b) La constante de velocidad.
c) La concentración de metano al cabo de 300s.
3.
Para la reacción A
Productos se sabe que en 30 min se descompone el 50% de A.
Determinar el tiempo necesario para que se descomponga el 75% de A, si la reacción es de:
a. Primer orden
b. Orden cero
4.
El ácido acetilacético, CH3COCH2COOH, se descompone en disolución ácida obteniéndose
acetona y CO2.
CH3COCH2COOH (aq)
CH3COCH3 (aq) + CO2 (g)
Esta descomposición de primer orden tiene una vida media de 144 min,
a) ¿Cuánto tiempo será necesario para que se descomponga el 65% de una muestra de ácido
acetilacético?
b) ¿Cuántos litros de CO2 (g), medidos a 24,5 ºC y 784 Torr, se producen cuando una muestra de
10 g de ácido acetilacético se descompone durante 575 min? (Despreciar la solubilidad del CO2 en
agua).
a) 218 min. b) 2,2 L de CO2.
5.
Los datos que se dan a continuación se obtuvieron de tres experimentos distintos para la
reacción A productos.
[A0] = 1,00M, t1/2 = 50 min.
[A0] = 2,00M, t1/2 = 25 min.
[A0] = 0,50M, t1/2 = 100 min.
Escribir la ecuación de velocidad e indicar el valor de k. a) v = k [A]2. k = 0,02 L mol−1min−1.
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 12- Química General
Curso Académico 2012-13
6.
Los datos cinéticos para la reacción A + B
Productos, son los siguientes:
Experimento
[A], M
[B], M
Velocidad inicial, M/min-1
1
0,212
0,102
3,60 x 10−5
2
0,212
0,204
1,45 x 10−4
3
0,460
0,204
2,14 x 10−4
Calcular el orden de reacción de cada reactivo, el orden de reacción total y la ecuación de velocidad.
v = k [A]1/2 [B]2, orden total 5/2. k = 7,5 x 10−3 Μ−3/2 min−1.
7.
Se ha estudiado la velocidad de la reacción: 2CO(g)
CO2(g) + C(s), a 25ºC, inyectando
CO(g) en la vasija de reacción y midiendo la presión total a volumen constante, encontrándose los
siguientes resultados:
Tiempo (s)
Ptotal (torr)
250
0
238
398
224
1002
210
1801
Determinar la cinética que presenta dicha reacción, el valor de la constante de velocidad, así como la
presión al cabo de 3000 s.
8.
A 65ºC la vida media de la descomposición de primer orden del N2O5 (g) es 2,38 min.
N2O5(g)
2NO2(g) + 1/2O2(g)
Si se introducen 1,00g de N2O5 en un matraz de 15 L a 65ºC, en el que se ha hecho previamente el
vacío,
a. ¿Cuál es la presión parcial inicial del N2O5(g), expresada en mm Hg?
b. ¿Cuál es la presión parcial del N2O5(g), expresada en mm Hg, cuando han transcurrido 2,38
min?
c. ¿Cuál es la presión total expresada en mm Hg, después de 2,38 min?
Masas atómicas: N : 14; O : 16
9.
Dado el siguiente perfil de reacción, contestar las siguientes preguntas:
a) Escribir la reacción global y las reacciones elementales del mecanismo.
b) ¿Cuántos intermedios hay en la reacción?
c) ¿Cuantos estados de transición hay?
d) ¿Cuál es el reactivo en la etapa limitante de la velocidad?
e) ¿Cómo es cada una de las etapas de la velocidad de reacción, endotérmica o exotérmica?
f) ¿Cómo es la reacción global, endotérmica o exotérmica?
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 12- Química General
Curso Académico 2012-13
10.
Para la reacción 2 NO2 (g) + F2 (g)
2 NO2F (g) La ecuación de velocidades: v = k [F2]
[NO2] Demostrar que el mecanismo que se sugiere es compatible con la reacción.
Equilibrio rápido:
NO2 (g) + F2 (g) ⇌ NO2F2 (g)
Lenta:
NO2F2 (g)
Rápida:
NO2 (g) + F (g)
NO2F (g) + F (g)
NO2F (g)
11.
La ecuación de velocidad observada par la reacción 2 NO + Cl2
2 NOCl es v = k
2
[NO] [Cl2]. Proponer un mecanismo de dos etapas para esta reacción consistente en una primera
etapa rápida y reversible seguida de una segunda etapa lenta.
3
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 13- Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 13. EQUILIBRIO ÁCIDO-BASE.
1. Para cada una de las siguientes reacciones, identificar los ácidos y bases implicados en las
reacciones directa e inversa:
a) HOBr + H2O ⇌ OBr− + H3O+
b) HSO4− + H2O ⇌ SO42− + H3O+
c) HS− + H2O ⇌ H2S + HO−
d) C6H5NH3+ + HO− ⇌ C6H5NH2 + H2O
e) HSO4− + NH3 ⇌ SO42− + NH4+
f) CH3CH2CO2− + HCl ⇌ CH3-CH2-CO2H + Cl−
2. El ácido acetilsalicílico, HC9H7O4, es el componente activo de la aspirina. Causa el malestar de
estómago que algunas personas sienten cuando toman aspirina. Dos tabletas de aspirina extrafuerte,
con 500 mg de ácido acetilsalicílico cada una, se disuelven en 325 mL de agua.
O
¿Cuál es el pH de la disolución?
HC9H7O4 + H2O ⇌ C9H7O4− + H3O+
Ka = 3,3 x 10−4
OH
O
O
Ac. acetilsalicílico
2,66
3.
La piperidina es una base que se encuentra en cantidades pequeñas en la pimienta negra.
¿Cuál es el pH de una disolución que contiene 114 mg
de piperidina en 315 mL de disolución?
C5H11N + H2O ⇌ C5H11NH+ + HO−
Kb = 1,6 x 10−3
11,28
N
H
Piperidina
4. Calcular el grado de disociación del ácido acético a las concentraciones 0,010 M, 0,0010M y
0,00010 M. Ka = 1,8 x 10−5
4,2 %, 13 % y 34 %
5. Calcular las concentraciones de los iones H3O+, H2PO4−, HPO42− y PO43− en una disolución de
H3PO4 0,05M. Las constantes de disociación sucesivas del ácido fosfórico son: K1 = 7,5 x 10−3 K2 =
6,2 x 10−8 y K3 = 2,2 x 10−13.
[H3O+] = 0,016 M, [H2PO4−] = 0,016 Μ, [HPO42−] = 6,2 x 10−8 M y [PO43−] = 8,5 x 10−19
6. Se dispone de 250,0 mL de HC3H5O2 0,100M (ácido propiónico, Ka = 1,35x10-5) y se desea
ajustar su pH añadiendo una disolución adecuada.
¿Qué volumen habría que añadir de a) HCl 1,00M para disminuir el pH hasta 1,00; b) NaC3H5O2
1,00Mpara aumentar el pH hasta 4,00; c) agua para aumentar el pH en 0,15 unidades.
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula- Tema 13- Química General
Curso Académico 2012-13
7.- El ácido oxálico es un ácido diprótico que se encuentra en las hojas de algunas plantas.
HOOC−COOH + H2O ⇌ HOOC−COO− + H3O+
HOOC−COO− + H2O ⇌ −OOC−COO− + H3O+
Una disolución acuosa de ácido oxálico 1,05 M tiene un pH = 0,67. La concentración de ion oxalato
libre en esta disolución es [C2O42−] = 5,3 x 10−5 M. Calcular los valores de Ka1 y Ka2 para el ácido
oxálico.
Ka1 = 5,3 x 10−2, Ka2 = 5,3 x 10−5
8.- ¿Que concentración de ion formiato [HCO2−] debe estar presente en una disolución 0,366 M de
ácido fórmico, HCOOH, para generar una disolución reguladora con pH = 4,06?
HCOOH + H2O ⇌ HCOO− + H3O+
Ka = 1,8 x 10−4
[HCO2−] = 0,76 M.
9.- Calcular el pH de una disolución reguladora:
a) 0,012 M de ácido benzoico, HC7H5O2 (Ka = 6,3 x 10−5) y 0,033 M de NaC7H5O2.
b) 0,408 M de NH3 y 0,153M de NH4Cl. (Kb = 1,8 x 10−5)
a) pH = 4,64. b) pH = 9,68
10.- Se desea preparar una disolución reguladora con pH = 9,45.
a) ¿Cuantos gramos de (NH4)2SO4 se deberán añadir a 425 mL de NH3 0,258 M para
conseguirlo? Suponer que el volumen de la disolución permanece constante. (Kb = 1,8 x 10−5).
b) ¿Qué componente de la disolución reguladora y en qué masa debe añadirse a 0,100 L de la
disolución del apartado a) para que su pH cambie a 9,30? Suponer que el volumen de la disolución
permanece constante.
c) Si se añaden 0,55 mL de HCl 12 M a 0,100L de la disolución del apartado a), ¿cuál será el pH
de la disolución resultante?
a) 4,6 g. de (NH4)2SO4. b) 0,4 g de (NH4)2SO4. c) 9,2.
11. Calcular el pH resultante de mezclar:
a) 20mL de NaOH 0,1M con 30mL de HCl 0,1M
b) 20mL de NaOH 0,1M con 20mL de HAc 0,1M
c) 10mL de NaOH 0,1M con 20mL de HAc 0,1M
d) 20mL de NaOH 0,1M con 20mL de HCl 0,1M
Ka(HAc) = 1,8x10-5
12. Las tres reacciones siguientes son del tipo ácido-base de acuerdo con la teoría de Lewis. Escribir
las estructuras de Lewis e identificar el ácido y la base en cada reacción.
a) B(OH)3 + OH− (aq)
[B(OH)4] −
b) N2H4 + H3O+
N2H5+ + H2O
c) O(C2H5)2 + BF3
(C2H5)2OBF3
d) CH3NH2 + H3O+ CH3NH3+ + H2O
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 14- Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 14. EQUILIBRIOS DE SOLUBILIDAD Y COMPLEJACIÓN.
1. a) La solubilidad en disolución acuosa del fosfato de litio a 18 ºC es de 0,034 g de Li3PO4 /100
mL de disolución. ¿Cuál es la Ksp del Li3PO4 a 18 ºC?
Ksp = 1,9 x 10−9
b) Si mezclamos 40 mL de NH3 1,5 M con 10 mL de CaCl2 0,1 M, ¿Precipitará Ca(OH)2?
Kps (Ca(OH)2) = 1,3x10-6
Kb(NH3) = 1,8x10-5
c) Para el equilibrio: Al(OH)3 (s) ⇌ Al3+ (aq) + 3HO− (aq)
Ksp = 1,3 x 10−33
¿Cuál es el pH mínimo al que precipita el Al(OH)3 (s) en una disolución con [Al3+] = 0,075 M?
pH = 3,4
2.
¿Se producirá una precipitación en los siguientes casos?
a) Se añade 0,10 mg de NaCl a 1,0L de AgNO3 (aq) 0,10 M.
b) Se añade una gota (0,05 mL) de KBr 0,01 M a 250 mL de una disolución saturada de AgCl
c) Se añade una gota (0,05 mL) de NaOH (aq) 0,0150 M a 3 L de una disolución que tiene 2 mg
de Mg2+ por litro.
Datos: Ksp (AgCl)= 1,8 x 10−10
Ksp (AgBr)= 5 x 10−13
Ksp (Mg(OH)2)= 1,8 x 10−11
a) Si. b) Si. c) No.
3. Determinar si es posible disolver 1,5 g de ácido oxálico (H2C2O4) en 0,200 L de CaCl2 0,150 M
sin que se forme CaC2O4 (s). Constantes del ácido oxálico: Ka1 = 5,2 x 10−2, Ka2 = 5,4 x 10−5
Constante del producto de solubilidad del oxalato cálcico Ksp = 1,3 x 10−9.
No, precipita CaC2O4 (s).
4. Establecer la relación existente entre la constante del producto de solubilidad y la solubilidad de
los siguientes compuestos: CaCO3 ; CaF2 ; Ca3(PO4)2.
5. Se prepara una disolución saturada de palmitato de magnesio Mg(C16H31O2)2 a 50ºC.
¿Qué cantidad de palmitato de magnesio precipitará en 965ml de esa disolución cuando se enfría a
25ºC?
La constante del producto de solubilidad del palmitato de magnesio vale 4,8x10-12 a 50ºC y 3,3x10-12
a 15ºC.
6. Calcular la solubilidad del:
Datos. Kps(Fe(OH)3) = 2,0x10-39
a) Hidróxido de hierro (III) a pH = 3,0
b) Hidróxido de hierro (II) a pH = 8,0
Kps(Fe(OH)2) = 1,6x10-14
7. Un químico intenta separar iones bario de iones plomo, utilizando el ion sulfato como agente
precipitante.
a) ¿Qué concentración de iones sulfato se necesita para que empiece a precipitar cada uno de los
iones, si partimos de una disolución que es 0,01M en Ba2+ y 0,01M en Pb2+?
b) ¿Cuál es la concentración de iones bario cuando empieza a precipitar el sulfato de plomo?
c) ¿Cuál es la concentración de iones plomo cuando empieza a precipitar el sulfato de bario?
d) ¿Cuál es el porcentaje de iones Pb2+ que permanece en disolución cuando empieza a precipitar el
BaSO4?
Datos. Kps(BaSO4) = 1,1x10-10
Kps(PbSO4) = 1,6x10-8
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula – Tema 14- Química General
Curso Académico 2012-13
8. A una disolución que contiene Pb2+ con una concentración 0,065 M, se le añade lentamente
NaCl hasta que la concentración de Cl− sea igual a 0,100 M. ¿Qué porcentaje de Pb2+ permanecerá en
disolución, después de la precipitación del PbCl2(s)?
¿Qué valor debería alcanzar la concentración de Cl− para que permanezca en disolución tan sólo el
1% del Pb2+ que había inicialmente?
Dato: KPS(PbCl2) = 1,6 x 10-5
9. En un recipiente de un litro se introducen N2 e H2, se eleva la temperatura a 400ºC y una vez
alcanzado el equilibrio las cantidades de nitrógeno e hidrógeno son respectivamente: 8,4 y 0,4 g. El
NH3 formado se disuelve en un litro de una disolución acuosa que contiene 0,8 moles de NH4Cl. A la
disolución resultante se le añade 10-5 moles de FeCl3 sin que varíe el volumen. Calcular:
a) La concentración de amoníaco en la mezcla gaseosa una vez alcanzado el equilibrio. b) El pH de la
disolución antes de añadir FeCl3. c) Determinar si precipitará Fe(OH)3.
Para la reacción: N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g) Kp (400ºC) = 1,667x10-4
Kb(NH3) = 1,8x10-5
Kps(Fe(OH)3) = 2,5x10-39
Masas atómicas
N : 14 ; H : 1
10. En una disolución 0,0500M en [Cu(CN)4]3− y 0,80 M en CN− (aq), se ha encontrado que la
concentración de Cu+ es 6,1 x 10-32 M. Calcular Kf.
Cu+ (aq) + 4 CN− (aq) ⇌ [Cu(CN)4]3− (aq)
2 x 1030
2
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula - Tema 15 - Química General
Curso Académico 2012-13
TEMA 15. CÉLULAS GALVÁNICAS Y EQUILIBRIO REDOX.
Para realizar algunos de estos ejercicios es necesario consultar la tabla de potenciales estándar de
electrodo (reducción) a 25 ºC.
1. En medio ácido los estannitos SnO22− son oxidados a estannatos SnO32− por medio de los iones
permanganato que son reducidos a manganeso (II) Ajustar la reacción en forma iónica.
2. Ajustar la ecuación entre los iones clorato y cromo (III) en medio alcalino, sabiendo que los
principales productos de reacción son cromato, CrO4− y cloruro, Cl−.
3. Determinar Eºcel para la reacción redox en la que una disolución de permanganato acuoso oxida Fe2+
(aq) a Fe3+ (aq) en medio ácido.
0,74 V
4. Predecir si los siguientes metales se disolverán en el ácido indicado? En caso de tener lugar la reacción
escribir las ecuaciones iónicas netas de la misma. (Suponer que tanto los reactivos como los productos
están en sus estados estándar). a) Ag en HNO3 (aq); b) Zn en HI (aq); c) Au en HNO3 (aq).
a) 3 Ag (s) + NO3− (aq) + 4 H+ (aq) 3Ag+ (aq) + NO (g) + 2 H2O (aq). Eºcel = 0,156 V b) 3 Zn (s) + 2
H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g) Eºcel = 0,763 V. c) Au (s) no reacciona con el HNO3 (aq) 1 M.
5. La reacción que ocurre en una pila de níquel-cadmio es:
Cd(OH)2 (s) + 2Ni(OH)2 (s) y la Ecel de la pila cuando está completamente
Cd (s) + 2Ni(OH)3 (s)
cargada es 1,25V. ¿Cuál es la energía libre de reacción?
−241 kJ · mol−1.
6. Determinar el potencial estándar del par redox Ce4+/Ce teniendo en cuenta los siguientes datos:
Ce3+(aq) + 3e-
Ce4+(aq) + e-
Ce (s)
Eº = −2,48 V
Ce3+(aq)
Eº = 1,61V
7. Calcular el potencial de la pila de concentración.
Ag(s)∣ Ag+ (aq, 0,001M)∥ Ag+(aq, 0,010M)∣Ag (s)
E = +0,059V
8. Calcular el pH de una disolución en la que se halla sumergido un electrodo de hidrógeno a la presión
de 1 atm. sabiendo que si se forma con dicho electrodo y el estándar de Cu2+/Cu(s) una pila, su potencial
a 25ºC es 0,8138 V.
pH = 8,0.
9. La reacción global que se produce en una celda voltaica, que opera a 25ºC es:
2Ag(s) + Cu2+(ac)
2Ag+(ac) + Cu(s)
Determinar el potencial de la celda:
a. En condiciones estándar.
b. Cuando [Ag+] = 0,10M y [Cu2+] = 2,00M
2+
Eº(Cu /Cu) = +0,340V
Eº(Ag+/Ag) = +0,800V
1
Grado en Química – Primer Curso
Prácticas de aula - Tema 15 - Química General
Curso Académico 2012-13
10. Calcular el pH de una disolución en la que se encuentra sumergido un electrodo de hidrógeno a la
presión parcial de hidrógeno de 1 atm., sabiendo que si se forma con dicho electrodo y el estándar de
Zn2+/Zn una celda voltaica, su potencial, a 25ºC, es de 0,51V.
¿Qué electrodo es el cátodo de la celda? Describe la celda de forma esquemática.
Eº(Zn2+/Zn) = -0,763V
11. Se construye una celda electroquímica combinando un electrodo de níquel sumergido en una
disolución acuosa de NiCl2 y un electrodo de cobalto en una disolución acuosa de CoCl2 a 25ºC. Indicar
las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo y la reacción neta de la celda, esquematizar el
diagrama de la misma, calcular así mismo el potencial de la celda y la constante de equilibrio de la
reacción neta a 25ºC:
a. En condiciones estándar.
b. Con disoluciones acuosas de NiCl2 y de CoCl2 de concentraciones 10-3 M y 0,5 M respectivamente.
c. ¿Qué relación existe entre las constantes de equilibrio encontradas en los apartados a) y b)?
Constante de Faraday F = 96500 J·V-1·mol-1
R = 8,314 J/(K mol).
Eº(Ni2+/Ni) = - 0,23V
Eº(Co2+/Co) = - 0,28V
12. Después de 5,5 h se depositan en el cátodo de una celda electrolítica 12,3 g de Cu. ¿Cuál es la
intensidad de la corriente utilizada?
1,89A.
2
TUTORÍAS GRUPALES I. (2 y 4 de octubre de 2013).
Grado en Química – Primer Curso
Tutorías grupales I- Química General
Curso Académico 2013-14
1. Estimar la longitud de onda de la radiación emitida por un electrón en una caja unidimensional de
tamaño 10-10 m al pasar al estado fundamental desde el primer estado excitado.
2. Utilizando las expresiones que relacionan las coordenadas cartesianas (x,y,z) con las coordenadas polares
esféricas (r,θ,φ), obtener: (i) los valores de (r,θ,φ) del punto con coordenadas cartesianas (1,1,1), (ii) los
valores de θ y φ de los puntos que están en el eje “y” y con valores positivos, (iii) los valores (r,θ,φ) del
punto con coordenadas cartesianas (0,0,-1).
3. Las energías de los niveles del átomo de Li2+ siguen la siguiente expresión: En=  RhZ2/n2;
R = 3.29ₓ1015 s-1 es la constante de Rydberg y h = 6.626ₓ10-34 J s es la constante de Planck. Calcula la
longitud de onda del fotón absorbido cuando el electrón del ion Li2+ pasa del estado fundamental al orbital
3s. (c = 2.998ₓ108 m s-1).
4. Dibuja cualitativamente en una misma gráfica las funciones de distribución radial de densidad de
probabilidad de los orbitales 2s, 3d y 4p del átomo de hidrógeno. Debes indicar el número de nodos de
cada función y la posición relativa de sus máximos.
5 Propón tres configuraciones electrónicas distintas para el estado fundamental de cada uno de los tres
átomos del grupo 10 (Ni, Pd, Pt). Comprueba en cada caso (acudiendo a un texto o en
www.webelements.com) cuál es la configuración correcta y explica el resultado.
6. De los siguientes pares de iones, indica cuál es el de mayor radio: K+ y Ca2+, Br y ClCu2+ y Zn2+, S
y Cl, S y P3, Co3+ y Co2+.
7. Para obtener el primer potencial de ionización de un átomo podemos hacer uso de esta expresión
aproximada: I = cte*Zef2/n2.
(i) Explica el significado de la constante de apantallamiento, S, y da el valor de Zef. y de n del único átomo
para el que esta expresión de I es exacta.
(ii) Indica cuál es la evolución general de I a lo largo de la secuencia de átomos del tercer periodo: Na,
Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. ¿Es Zef.(3s) mayor o menor que Zef.(3p)?
8. A continuación se dan dos propiedades atómicas del elemento germanio. Utilizando solamente una tabla
periódica (sin buscar los datos), estima los valores de estas propiedades para los siguientes elementos (>, <,
≥, ≤, ≈).
Elemento Radio atómico 1ª Energía de ionización
Ge
123 pm
762 kj/mol
Al
In
Se
9. En relación con Zef, indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a) El apantallamiento de los electrones p es más efectivo que el de los electrones s.
b) Zef de un electrón en un orbital s es menor que el de un electrón en un orbital p de la misma capa.
c) Zef suele ser menor que Z.
d) Los electrones en orbitales con l =1 penetran mejor que los de l =2.
e) Zef Na (3s) < Zef Mg (3s)
f) Zef Al (3p) < Zef P (3p)
g) Zef P (3p) > Zef S (3p)
h) Zef Mg (3s) > Zef Al (3p).
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Grado en Química – Primer Curso
Tutorías grupales II- Química General
Curso Académico 2013-14
TUTORÍAS GRUPALES II. (30 y 31 de octubre de 2013).
1 a) Sabiendo que la distancia interatómica en el NaF es de 2.31 Å y que cristaliza en la estructura
de cloruro de sodio calcula la energía de red del NaF, utilizando la ecuación de Born-Landé.
b) Repetir el cálculo para el cristal de ICs buscando, en este caso, todos los datos necesarios,
podéis utilizar la distancia catión-anion en el cristal o radios iónicos.
2. Para cada par, determinar cuál de los compuestos tiene enlaces con mayor carácter iónico. HCl o
HI, KF o CF4, CO2 o CS2, SO2 o NO2. ¿En cuáles de los compuestos anteriores el enlace será
predominantemente iónico?
3. Para los siguientes compuestos: sulfato amónico, PCl3, COCl2, SO2, N3, AsOF4.
a) Escribe las estructuras de Lewis (todas las estructuras resonantes si es necesario) y asigna
las cargas formales en las que aparezcan.
b) Cual sería la fórmula genérica AXnEm y la geometría de cada molécula o ion según la
teoría de la repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia (RPECV).
c) Utiliza las estructuras de Lewis (incluidas las cargas formales) de los esqueletos
moleculares (F-O-N), (F-N-O) y (N-F-O), para determinar cuál es la disposición atómica más
razonable para el fluoruro de nitrosilo.
4. a) Dibuja las estructuras de Lewis (y estructuras geométricas según RPECV) de las siguientes
moléculas o iones y relaciona cada una con una de estas hibridaciones para su átomo central: sp,
sp2, sp3 sp3d2, sp3d. CS2, PBr2Cl3, NO3, AsCl6, HCCl3.
b) Compara los ángulos H-C-Cl y Cl-C-Cl en la molécula de cloroformo, HCCl3.
5. La estructura de Lewis de ácido nítrico, HONO2, es un híbrido de resonancia. ¿Cuál crees que
sería la importancia de la contribución al híbrido de la siguiente estructura? Razona la respuesta.
O
H O N
O
6. Dibuja la estructura de Lewis del acetonitrilo CH3CN, y de la urea CO(NH2)2. Utiliza la teoría
VSEPR para predecir la geometría de los carbonos y del nitrógeno. Indica que hibridación presenta
cada uno de estos átomos en ambas estructuras.
7. Para cada uno de los siguientes iones C2, F2.
a) Escribir el diagrama de orbitales moleculares.
b) Determinar si es una especie estable o inestable.
d) Determinar el orden de enlace.
c) Determinar si es diamagnética o paramagnética
1
Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales III - Química General
Curso Académico 2013-14
TUTORÍAS GRUPALES III. (27-11-13 y 29-11-13)
1. Indica qué tipo de fuerzas de atracción se deben superar para:
a) Fundir el hielo
b) Hervir el bromo molecular
c) Fundir el yodo (I2) sólido
d) Disociar el F2 en átomos de F.
2. ¿De cuál de las sustancias de cada uno de los siguientes pares se esperaría que tuviera el punto de
ebullición más alto?
a) Ne o Xe
b) CO2 o CS2
c) CH4 o l2
d) F2 o LiF
e) NH3 o PH3
3. Justifica los datos experimentales que se muestran en la siguiente tabla:
Sustancia
2-metilbutano
(isopentano)
n-pentano
Punto de fusión (ºC)
2,2-dimetilpropano
(neopentano)
18
159
130
Punto de ebullición (ºC)

28
36
4. El n-butanol tiene un punto de ebullición (118 ºC) mucho más elevado que su isómero, dietil éter (35
ºC), sin embargo, ambos compuestos tienen la misma solubilidad en agua (8 %). ¿Cómo se explican estos
hechos?
5. Pon un ejemplo de un sistema químico y una propiedad del mismo en el que se pongan de manifiesto las
siguientes interacciones: (a) ion-ion, (b) puente de hidrógeno, (c) ion-dipolo permanente, (d) dipolo
permanente-dipolo permanente, (e) dipolo instantáneo-dipolo permanente. Indica de qué modo depende la
energía de interacción con la distancia en los casos (a), (c), (d) y (e).
6. Suponga que se analizaron 0,473 g de un gas desconocido A que ocupa 200 mL a 1,81 atm. y 25 ºC y se
determinó que contiene 0,414 g de nitrógeno y 0,0591 g de hidrógeno.
a. ¿Cuál es la fórmula molecular del compuesto?
b. Dibuja la estructura de Lewis de la molécula.
c. ¿Qué cantidad del compuesto A saldrá a través de una pequeña abertura en un aparato de vidrio
en 25 min. a 200 ºC, sabiendo que el amoniaco sale por el mismo orificio a una velocidad de 3,5
x 10 mol en 15 min. a 200 ºC ?
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Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales III - Química General
Curso Académico 2013-14
7. En las figuras siguientes se representa la función de distribución de las velocidades moleculares de
Maxwell, F(u), según la teoría cinético-molecular de los gases:
A) Variación con la masa molecular
F
B) Variación con la Temperatura
F
a) Enuncia brevemente cuáles son los supuestos básicos de esta teoría.
b) Obtén una expresión para la velocidad más probable.
c) En el diagrama A, las curvas corresponden al Ne, Ar y Xe. Identifícalas y explica brevemente tu
asignación.
d) En el diagrama B, las curvas corresponden a temperaturas de 500K, 700K y 1000K para el mismo
gas. Identifícalas y explica brevemente tu asignación.
8. Un tanque de 10.0 L que contiene 25 moles de O2 está almacenado en una nave a 298.15 K. El gas
cumple la ecuación de van der Waals (a = 1.378 L2·atm·moly b = 3.183 10 L·mol-1).
a) Calcular: - la presión del gas real.
- la presión y el volumen que tendría el gas si se comportase idealmente.
- el factor de compresibilidad.
b) Explicar si la desviación respecto al comportamiento ideal se debe al predominio de las fuerzas
atractivas o de las fuerzas repulsivas, y si el gas está en una región de presiones altas o de temperaturas
bajas.
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Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales IV - Química General
Curso Académico 2013-14
TUTORÍAS GRUPALES IV. (11 y 13 de diciembre)
1. Indica cuál de las siguientes afirmaciones referentes a la presión de vapor de un líquido es correcta:
a) Depende de sus fuerzas intermoleculares.
b) Cuanto mayor es la superficie de un líquido para un determinado volumen, mayor es su presión de vapor.
c) Depende de la masa de líquido en relación al volumen del recipiente que lo contiene.
d) Depende de la temperatura.
2. De acuerdo con la gráfica de las presiones de vapor de algunos líquidos comunes que aparece a
continuación, ¿cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?
a) El punto de ebullición normal de la acetona es 200 mmHg.
b) El punto de ebullición normal de la acetona es 59ºC.
c) El punto de ebullición normal de la acetona es de 67ºC.
d) El punto de ebullición normal de la acetona es menor que el
del yoduro de metilo.
e) El alcohol metílico tiene una presión de vapor mayor que la
del yoduro de metilo.
f) La acetona es más volátil que el alcohol metílico.
3. En un recipiente que contiene 2,8 g de nitrógeno a 40ºC, se introducen 2,3 g de etanol líquido. Determinar:
a) El volumen mínimo que debería tener el recipiente para que todo el etanol se encuentre vaporizado.
b) El volumen que debería tener el recipiente para que la presión en su interior sea de 2 atm.
c) El % de etanol que se evaporaría si el recipiente tuviera un volumen de 5 L.
Presión de vapor del etanol a 40ºC: 135,3 mm de Hg
4. El punto de ebullición normal del dióxido de azufre es 10ºC y el punto de fusión normal 72.7ºC. El punto
triple está a 75.5ºC y 1.65⋅10-3 atm y su punto crítico a 157ºC y 78 atm.
a) Dibujar esquemáticamente el diagrama de fases del SO2, indicando los puntos antes mencionados, dónde
es más estable cada fase y dónde están dos o más fases en equilibrio.
b) ¿La densidad del SO2 (l) es mayor, menor o igual que la del SO2 (s)? Razónese.
c) A 25ºC, ¿será posible licuar el dióxido de azufre gas aumentando la presión?
5. ¿Cuál será el mejor disolvente, agua o benceno para cada una de las siguientes sustancias?
a) KCl
b) CCl4
c) CH3COOH
d) NH3
e) I2
6. a) A 150 ºC la solubilidad de una sal de masa molecular 58.5 g/mol es de 35 g de sal por cada 100 g de
agua. A esa temperatura, disponemos de 300 mL de una disolución saturada de esta sal que tiene una densidad
de 1.20 g/mL. Después de enfriar esta disolución hasta 50 ºC, nos encontramos que han cristalizado 50 g de
esta sal. Calcular la solubilidad de la misma a 50 ºC expresada en g de sal por cada 100 g de agua y en
molalidad.
b) ¿Cuál sería la molaridad de una disolución si su concentración fuera de 3ppm?
7. Una mezcla de oxígeno y nitrógeno a 293.15 K está en equilibrio sobre una superficie de agua líquida en
una vasija cerrada de 2 L. La presión de vapor del agua a esta temperatura es 20 Torr. La fase gaseosa ocupa
0.5 L y su contenido en oxígeno y nitrógeno es, respectivamente, de 0.24 g y 0.56 g.
a) Calcula la presión parcial de cada gas en la mezcla y la presión total.
b) Calcula la fracción molar de cada gas en la mezcla.
c) ¿Qué cantidad de oxígeno está disuelto en el agua?
d) ¿Cómo varía la cantidad de oxígeno disuelta en el agua si la presión total del gas se duplica por la
adición de más N2?
e) ¿Cómo varía la cantidad de oxígeno disuelta en el agua si se comprime el gas mediante una reducción del
volumen del recipiente original?
f) ¿Cómo varía la cantidad de oxígeno disuelta en el agua si se eleva la temperatura?
8. Se llenan dos recipientes con agua corriente y se calientan a 30 ºC y 100 ºC respectivamente. En ambos
recipientes se forman burbujas. ¿Por qué se forman y en qué se diferencian en cada caso?
1
Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales V- Química General
Curso Académico 2012-13
TUTORÍAS GRUPALES V. (13-2-13 y 15-2-13)
1. Una química forense recibe para su análisis un polvo blanco. Disuelve 0.50g de la sustancia en
8.0g de benceno y encuentra que la disolución resultante no conduce la corriente eléctrica y que
congela a 3.9ºC.
Suponiendo que se trata de una sustancia pura. ¿Puede concluir la forense que el compuesto es
cocaína (C17H21NO4)?
Datos: Punto de fusión normal del benceno: 5.4ºC
Constante molal del punto de fusión del benceno: 5.12
Masas atómicas: C: 12 ; H: 1 ; N: 14 ; O: 16
2. Dibujar el diagrama presión de vapor/composición del líquido y del vapor, para el sistema
benceno-tolueno a 30º C, supuesto comportamiento ideal. Calcular así mismo la composición del
vapor en equilibrio con una disolución de concentración xbenceno = 0,25 y situar en el diagrama
ambas composiciones.
Datos: las presiones de vapor a 30ºC: benceno = 119 mm Hg, tolueno = 37 mm Hg.
3. Una disolución de metanol y cloroformo presenta un azeótropo que hierve a 53,43 ºC con una
composición de 87,4% en peso de cloroformo. La temperatura de ebullición del metanol es 78,4 ºC
y a del cloroformo 61,3 ºC. ¿Que obtendremos si destilamos una disolución con una fracción molar
0,8 en cloroformo?
Datos: masas molares HCCl3 = 119,38 g/mol, CH3OH= 32,04 g/mol
4. El siguiente diagrama corresponde a una mezcla de acetona y cloroformo que forma un azeótropo
de punto de ebullición máximo. Utilizando el diagrama contesta las siguientes cuestiones de forma
cualitativa.
a) ¿Qué composición tiene la mezcla
azeotrópica y a qué temperatura destila?
b) Si se realiza una destilación simple de
una disolución con una fracción molar de
cloroformo xclor = 0,3, ¿cuál será la
composición inicial del vapor?
c) Si se realiza una destilación
fraccionada de una disolución con una
fracción molar de cloroformo de xclor = 0,4,
¿qué se obtendrá como vapor condensado
(producto de cabezas)? ¿Qué se obtendrá
como residuo (producto de colas)?
d) Contestar las mismas cuestiones del
apartado c) para una disolución xclor = 0,8.
1
Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales V- Química General
Curso Académico 2012-13
5. Una prueba de la pureza de un compuesto orgánico es medir su punto de fusión.
a) ¿En qué se basa esta prueba?
b) Los isómeros orto, meta y para de la
nitroanilina tienen puntos de fusión de 71-73 ºC,
112-114 ºC y 147-149 ºC respectivamente. Para
saber si una muestra del m-nitroanilina está pura
o tiene impurezas de alguno de sus isómeros, se
mide su punto de fusión, obteniéndose un valor
de 93-98 ºC. ¿Qué conclusión se pude sacar de
este dato?
NH2
NO2
m-nitroanilina
6. ¿Cuántos gramos de agua deben añadirse a 500 g de una disolución acuosa de glicerina,
C3H8O3, para obtener una disolución 0.200 m en glicerina, sabiendo que la disolución inicial tiene
un punto de congelación de −0,6892ºC?
7. En una disolución saturada como la de la fotografía, a medida que el agua se evapora, la presión
de vapor de la disolución
a. Aumenta
b. Disminuye
c. Se mantiene constante
El tiofeno (p.f. -38,3ºC; p.e. 84,4ºC) es un hidrocarburo que contiene azufre, carbono e
hidrógeno y se utiliza algunas veces como disolvente en lugar de benceno. La combustión completa
de 2,348g de tiofeno produce, 4,913g de CO2, 1,005g de H2O y 1,788g de SO2. Cuando se
disuelven 0,867g de tiofeno en 44,56g de benceno (C6H6), el punto de congelación se rebaja en
1,183ºC. ¿Cuál es la fórmula molecular del tiofeno?
Kc(C6H6) = 5,12. Masas atómicas: C :12; O : 16; H : 1; S : 32,07
8.
Constantes del descenso del punto de fusión y elevación del punto de ebullición del agua:
kf = 1,86 ºC·kgdisolvente·(molsoluto)−1
ke = 0,512 ºC · kgdisolvente·(molsoluto)−1
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Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales VI - Química General
Curso Académico 2012-13
TUTORÍAS GRUPALES VI. (13-03-2013 y 15-03-2013)
1. ¿Cuál es la máxima cantidad de hielo a −15ºC que puede transformarse completamente en vapor
de agua a 25 ºC si el calor disponible para este proceso es de 5,00 x 103 kJ? Entalpía molar de
vaporización del agua 44,0 kJ a 298 K. Entalpía molar de fusión del hielo 6,01 kJ a 273,15 K. Calor
específico del agua 4,18 J g−1 ºC−1. Calor específico del hielo 2,01 J g−1 ºC−1.
2. Calcular q, w, ΔU y ΔH para la expansión isotérmica reversible a 300 K de 5 moles de un gas
perfecto desde 500 cm3 a 1500 cm3.
3. Razonar la verdad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a. En la combustión del tolueno, a volumen constante, realizada en una bomba
calorimétrica a 25ºC de acuerdo con la siguiente reacción:
C6H5CH3(l) + 9 O2(g)
7CO2(g) + 4H2O(l)
Se midió un calor de reacción de -3912kJ/mol, luego la entalpía de la reacción indicada
tiene un valor de -3916,9 kJ/mol. R = 8,314 J/K mol.
b. Sabiendo que ΔHºf (B5H9(g)) = 60 kJ/mol; ΔHºf (B2O3(s)) = −1270 kJ/mol;
ΔHºf(H2O(l))= −285,84 kJ/mol. Podemos decir que la oxidación del borano en presencia
de aire:
2B5H9(g) + 12O2 (g)
5B2O3(s) + 9H2O(l)
Es una reacción endotérmica
c. Para una reacción endotérmica, la constante de equilibrio siempre aumenta al hacerlo la
temperatura.
4. El sustituto del gas natural es una mezcla de gases que contiene metano, CH4 (g), y que puede
ser utilizado como combustible. Una reacción para obtener esta mezcla es:
4 CO (g) + 8 H2 (g) J 3 CH4 (g) + CO2 (g) + 2 H2O (l)
ΔHº = ? kJ
De los datos que se dan a continuación, utilizar aquellos que sean necesarios y calcular ΔHº para
esta reacción.
C (grafito) + 1/2 O2 (g) J CO (g)
ΔHº = −110,5 kJ
5.
CO (g) + 1/2 O2 (g) J CO2 (g)
ΔHº = − 283,0 kJ
H2 (g) + 1/2 O2 (g) J H2O (l)
ΔHº = −285,8 kJ
C (grafito) + 2 H2 (g) J CH4 (g)
ΔHº = −74,81 kJ
Calcular el cambio de entropía molar de un gas ideal :
a) cuando se expande de forma isoterma hasta 10 veces su volumen inicial.
b) Cuando se comprime de forma isoterma hasta la mitad de su volumen.
6. La variación de entalpía ΔH, en un proceso químico que se produce a presión constante y
conversión completa, permite clasificar a éste como exo- o endotérmico. El siguiente proceso es
exotérmico:
Zn (s) + H2SO4 (aq) J ZnSO4 (aq) + H2 (g)
Contestar razonadamente las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál de las dos gráficas representa correctamente la reacción?
1
Grado en Química – Primer Curso
Tutorías Grupales VI - Química General
Curso Académico 2012-13
H
Productos
H
Reactivos
Coordenada de reacción
Reactivos
Productos
Coordenada de reacción
I
II
b) Si dicho proceso se realiza a presión constante el calor desprendido es de 37,6 kcal/mol. Deducir,
sin cálculos numéricos, si a volumen constante se desprende más o menos calor.
c) ¿Será la reacción espontánea?
7. En estas dos figuras se representa, para dos sustancias distintas, la variación de la energía libre
de Gibbs con la temperatura a presión constante. ¿Qué criterio general puedes extraer para
identificar qué fase es estable a una temperatura dada? Indica cuál de las dos sustancias sublima.
¿Por qué las pendientes son diferentes para cada fase?
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Grado en Química – Primer Curso
Tutorías grupales VII- Química General
Curso Académico 2012-13
TUTORÍAS GRUPALES VII. (17-04-2013 y 19-04-2013)
1. Utilizando los datos termodinámicos a 298 K, decidir en que sentido es espontánea la reacción,
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇌ 2 SO3 (g)
cuando las presiones parciales de SO2 (g), O2 (g) y SO3 (g) son 1,0 x 10−4, 0,20 y 0,10 atm,
respectivamente.
2. A 25ºC la reacción NH4HS(s) ↔ NH3(g) + H2S(g) tiene una constante Kp = 0,120. En un matraz
vacío de 10L se introducen 3,00g de H2S(g) puro a 25ºC y a continuación la suficiente cantidad de
NH4HS(s) para que quede un exceso de sólido sin reaccionar.
¿Cuáles serán las presiones parciales de NH3(g) y de H2S(g) una vez alcanzado el equilibrio?
Datos: Masas atómicas N: 14; S: 32; H: 1
3. ¿Puede mantenerse indefinidamente una mezcla de 0,4 moles de O2 , 0,5 moles de SO2 y 2 moles
de SO3 en un matraz de a) 4 L, b) 2,5 L y c) 1 L, a una temperatura a la que KC para la reacción
2SO2 (g) + O2 (g) ' 2SO3 (g) vale 100? Justifica la respuesta en cada caso.
4. Para la reacción:
N2O4 (g) ⇌ 2 NO2 (g) , ΔHº = +57,2 kJ/ mol y Kp = 0,113 a 298 K.
a) ¿Cuál es el valor de Kp a 0ºC?
b) ¿A qué temperatura será Kp = 1?
5. Para la reacción A+ B ⇌ C + D la variación de entalpía de la reacción es de +21 kJ/mol. La
energía de activación de la reacción directa es de +84 kJ/mol.
a) ¿Cuál es la energía de activación de la reacción inversa?
b) Hacer un esquema del perfil de la reacción.
6. La vida media de la descomposición de primer orden de la nitroamida:
N2O (g) + H2O (l) es 123min a 15ºC. Si se dejan descomponer 165 mL de
NH2NO2 (ac)
una disolución de NH2NO2 0,105M. ¿Cuánto tiempo debe transcurrir la reacción para obtener 50,0
mL de N2O(g) recogidos sobre agua a 15ºC y a una presión barométrica de 756 mm Hg.
Dato: La presión de vapor del agua a 15ºC es 12,8 mm Hg.
7. La descomposición del NH2NO2 de acuerdo con la siguiente reacción:
N2O(g) + H2O(l)
NH2NO2(ac)
presenta una cinética de primer orden y a 15ºC son necesarios 123 min para que el NH2NO2(ac)
reduzca su concentración a la mitad.
Si después de 50 min, desde el inicio de la reacción, la concentración de NH2NO2(ac) es de 0,076:
a) ¿Cuál era la concentración inicial de NH2NO2?
b) ¿Cuánto tiempo se necesita para que se descomponga el 40% del NH2NO2?
8. Disponer en orden creciente de pH las disoluciones acuosas 0,1M de las siguientes sustancias:
HNO2, NH3, HCOOH, HCN, NaNO2, NH4+, C2H5NH2 , KCl, NaCN, NaClO2. Justifica la elección.
Datos:
Ka(HNO2) = 4,3x10-4
Ka(HCN) = 4,9x10-10
Kb(NH3) = 1,8x10-5
Kb(C2H5NH2) = 6,5x10-4
Ka(HCOOH) = 1,6x10-4
Ka(HClO2) = 1,0x10-2
1
Grado en Química – Primer Curso
Tutorías grupales VII- Química General
Curso Académico 2012-13
9. Calcular la cantidad (en moles) de formiato sódico (NaCHO2) que hay que añadir a 1 L de una
disolución acuosa 0,5 M de ácido fórmico (HCHO2) para que el pH de la disolución resultante sea
3,80. Calcular asimismo el pH de la disolución obtenida al añadir a la disolución reguladora anterior:
a) 250mL de HCl 2M
b) 250mL de NaOH 2M
Dato. Ka(HCHO2) = 1,6x10-4
10. Se preparan tres disoluciones mezclando:
a) 50mL de NH3 0,1M con 30 mL de HCl 0,1M
b) 50mL de NH3 0,1M con 50 mL de HCl 0,08M
c) 50mL de NH3 0,1M con 50 mL de HCl 0,1M
¿Cuáles de las anteriores disoluciones se comportaran como reguladoras?
De entre las que presenten ese comportamiento cual tendrá el pH más estabilizado.
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Grado en Química – Primer Curso
Tutorías grupales VIII- Química General
Curso Académico 2012-13
TUTORÍAS GRUPALES VIII. (08-05-2013 y 10-05-2013)
1. Razonar la verdad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) La solubilidad del CaF2 en agua, disminuye si añadimos agua a una disolución saturada de CaF2.
b) La solubilidad del Fe(OH)3 es mayor en una disolución de HCl 0,1M que en una disolución de
NH3 0,1M.
c) Se satura agua pura con PbI2 (sal poco soluble en agua), luego en la disolución resultante
[Pb2+] = [I−].
d) La solubilidad del acetato de plata en una disolución de ácido acético es mayor que en agua pura.
2. ¿Una disolución de Na2SO4 0,150 M que está saturada con Ag2SO4 contiene [Ag+] = 9,7 x 10−3 M.
¿Cuál es el valor de Ksp para el Ag2SO4 a partir de estos datos?
3. Se añade lentamente AgNO3 (aq) a una disolución con [Cl−] = 0,115 M y [Br−] = 0,263 M. ¿Cuál es el
porcentaje de Br− que permanece sin precipitar en el momento en que el AgCl (s) empieza a precipitar?
Ksp (AgCl) = 1,8 x 10−10; Ksp (AgBr) = 5,0 x 10−13.
4. ¿Cuál es el valor mínimo de [NH4+] que debe mantenerse para impedir la precipitación de Mn(OH)2
(s) en una disolución que es 0,0050 M en MnCl2 y 0,025 M en NH3?
Ksp (Mn(OH)2) = 1,9 x 10−13
Kb (ΝΗ3) = 1,8 x 10−5
5. Se pueden mantener las siguientes concentraciones de iones en la misma disolución sin que se forme
precipitado:
[[Ag(S2O3)2]3−] = 0,048 Μ, [(S2O3)2−] = 0,76 M y [I−] = 2,0 M.
Ksp (AgI) = 8,5 x 10−17
Kf ([Ag(S2O3)2]−3) = 1,7 x 1013
6. Escribir la ecuación química de la reacción que corresponde a la pila:
Pt(s)∣H2(g)∣HCl(aq)∥ Co3+(aq)∣Co2+(aq)∣Pt(s).
Dado que la Ecel de esta pila es positiva, la reacción como se ha escrito ¿es espontánea?
7. Calcular el potencial de una pila Daniell en la cual la concentración de Zn2+ es 0,10 M y la de Cu2+
0,0010M.
Zn(s)∣ Zn2+ (aq)∥ Cu2+(aq)∣Cu (s)
8. Calcular la magnitud indicada para cada una de las siguientes electrolisis.
a) La masa de Zn depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2+ una corriente de 1,87
A durante 42,5 min.
b) El tiempo necesario para producir 2,79 g de I2 en el ánodo al pasar una corriente de 1,75 A por KI (aq).
Para realizar algunos de estos ejercicios es necesario consultar la tabla de potenciales estándar de
electrodo (reducción) a 25 ºC.
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