Química_junio 2015 1 Ejercicio A1 1. Dados los elementos Li, Be, N

Química_junio 2015
Ejercicio A1
1. Dados los elementos Li, Be, N, O Y F, responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál tiene mayor energía de ionización?
b) ¿Cuál es el de mayor carácter metálico?
c) ¿Cuál es el de menor afinidad electrónica?
d) Entre el átomo de F y el ión F-, ¿cuál es el de mayor radio?
La energía de ionización de un átomo es la energía puesta en juego cuando a un átomo en el estado
gaseoso se le extrae un electrón. En un mismo grupo, las energías de ionización disminuyen al
aumentar Z ya que los electrones periféricos, al estar más alejados del núcleo (radio atómico cada vez
mayor) están más débilmente atraídos y se arrancan mejor. Dentro de un mismo período, existe una
tendencia generalizada a aumentar la energía de ionización al crecer el número atómico.
Energía ionización: Li < Be < N < O < F
El carácter metálico es la tendencia que tiene un átomo a perder electrones. El carácter metálico
disminuye al avanzar un período y aumenta al descender en un grupo.
Carácter metálico: F < O < N < Be < Li
La afinidad electrónica es la energía que acompaña al proceso de incorporación de un electrón a un
átomo de un elemento químico en estado gaseoso. En valor absoluto, en un período aumenta a lo largo
de él y en un grupo disminuye al descender por el mismo.
Afinidad electrónica (en valor absoluto): Li < Be < N < O < F
El anión tiene mayor radio que el átomo: F- > F
Ejercicio A2
El FeSO4 se obtiene por reacción de hierro con ácido sulfúrico. Si se hacen reaccionar 5,0 g de
hierro con 30,0 mL de disolución de ácido sulfúrico del 30 % y densidad 1,22 g·ml-1:
a) Escriba la reacción que tiene lugar y ajústela.
b) ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Qué masa del reactivo que está en exceso no reacciona?
c) ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 50 ⁰C y 3 atmósferas de presión se obtendría si el
rendimiento del proceso es del 85 %?
Fe
+
H2SO4
→
FeSO4
+
H2
Inicial (g)
5g
30 mL, 30%, d=1,22 g/mL
Inicial (mol)
0,09
0,112
-------------------Reaccionan (mol)
0,09
0,09
Final (mol)
0
0,112 – 0,09 =0,022
0,09
0,09
Las masas molares son: MFe=55,8 g/mol; M (H2)=2 g/mol; M (FeSO4)=151,8 g/mol; M(H2SO4)=98g/mol
Los moles iniciales de Fe son: n Fe = 5 g Fe
1 mol
= 0,09 mol Fe
55,8 g
La molaridad de la disolución de H2SO4 es:
M = 1220
g disolución 30 g H 2 SO4 1mol
= 3,73M
L disolución 100 g disolución 98 g
Los moles de H2SO4 en los 30,0 mL son por tanto:
M=n/V .... n=M·V… n = 3,73·30·10-3 = 0,112 mol
La estequiometría es mol a mol por lo que las cantidades presentes son las indicadas en la tabla. El
reactivo limitante es el hierro y sobran 0,022 mol de H2SO4.
Su masa es: mH 2 SO4 = 0,022 mol
98 g
= 2,156 g H 2 SO4
1 mol
Teóricamente se producen 0,09 mol de hidrógeno, como el rendimiento es del 85 %, entonces:
n H 2 = 0,09 mol H 2 previstos
85 mol reales
= 0,0765 mol H 2
100 mol previstos
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atm· L
( 273 + 50 )K
mol · K
= 0,675 L H 2
3 atm
0,0765mol · 0,082
Aplicando la ec. de los gases ideales: p ·V = n · R · T ⇒ V =
Ejercicio A3
Se introducen 100 g de PCl5 en un recipiente cerrado de 5 L de capacidad en el que previamente
se ha hecho el vacío. Cuando se calienta a 300 ⁰C se establece el siguiente equilibrio:
PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g)
Calcule:
a) Los valores de las constantes Kc y Kp si la presión total en el equilibrio es de 5 atmósferas.
b) ¿Hacia dónde se desplazaría el equilibrio si aumentara la presión total por introducción de
un gas inerte?
PCl5(g)
estequiometría
Inicial (mol)
Equilibrio (mol)
⇄
PCl3(g)
1
0,48
0,48 - x
+
1
-x
Cl2(g)
1
-x
Los moles iniciales de pentacloruro de fósforo son: n PCl5 = 100 g PCl5
1 mol
= 0,48 mol PCl5
208,5 g
Los moles presentes en el equilibrio son: nTotal = 0,48 – x + x + x = 0,48 + x mol
Aplicando la ecuación de los gases ideales:
p ·V = n · R · T ; 5 atm · 5 L = ( 0,48 + x )· 0,082
atm· L
( 273 + 300 ) K ⇒ x = 0,05 mol
mol · K
Aplicando la Ley de Acción de masas y como el volumen del recipiente es V = 5 L:
0,05 0,05
·
[ Cl2 ] · [ PCl3 ]
5 = 1,16·10−3
Kc =
= 5
0
,
43
[ PCl5 ]
5
Aplicando la relación entre las constantes: K p = K c · ( R · T )∆n = 1,16·10−3 ( 0,082
atm· L
·573 K )2−1 = 0,05
mol · K
Otra forma de realizar el ejercicio es por presiones parciales.
Aplicando la ley de los gases ideales se calcula la presión inicial, p0, sabiendo que se introducen
inicialmente 0,48 mol de PCl5.
0,48 mol · 0,082
p ·V = n · R · T ; p0 =
atm· L
( 273 + 300 ) K
mol · K
= 4,51atm
5L
PCl5(g)
estequiometría
Inicial (atm)
Equilibrio (atm)
⇄
PCl3(g)
1
p0 = 4,51
p0 - p
1
-p
+
Cl2(g)
1
-p
En el equilibrio la presión total son 5 atm, por tanto:
ptotal= p0 – p + p + p; 5 atm = 4,51 atm – p Y p = 0,49 atm
Aplicando la ley de Acción de masas: K p =
pCl2 · p PCl3
p PCl5
Y aplicando la relación entre las constantes: K c =
=
0,49· 0,49
= 0,06
4,51 − 0,49
Kp
( R·T )
∆n
=
0,06
= 1,28·10−3
atm· L
2−1
( 0,082
·573 K )
mol · K
Si aumenta la presión, sin modificar el volumen, por la introducción de un gas inerte no se altera el
equilibrio, ya que ni las presiones parciales ni las concentraciones de las especies reaccionantes se
modifican.
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Ejercicio A4
A 25 ⁰C, el producto de solubilidad del PbI2 es de 1,4 · 10-8:
a) Calcule la solubilidad de dicha sal y exprésela en mg/L.
b) Calcule las concentraciones molares de los iones I- y Pb2+ en una disolución saturada de PbI2.
c) Explique, cualitativamente, cómo afectaría a la solubilidad de dicha sal la adición de NaI.
PbI2(s)
⇄ Pb2+(aq) + 2 I- (aq)
Equilibrio
----s
2·s
Kps = s · (2 · s)2; 1,4 · 10-8 = 4 · s3 Y s = 1,5·10-3 mol/L
Las concentraciones pedidas son:
[I-] = 2 · s = 2 · 1,5·10-3 mol/L = 3·10-3 mol/L; [Pb2+] = s = 1,5·10-3 mol/L
Al añadir NaI se añaden iones I- y por efecto de ión común disminuye la concentración de los iones
Pb2+ al precipitar PbI2(s).
Ejercicio A5
a) Formule los compuestos: etil propil éter; metil-ciclopropano; benceno; butanamida; 2pentino.
b) Nombre los siguientes compuestos: CH3-CH2-CH=CH-CH3; CH3-NH2; CH3-CHO;
CH3 -CH2-CH2-COOH; CH3-COO-CH3.
Etil propil éter: CH3CH2-O-CH2CH2CH3; ciclopropano-CH3; benceno; butanamida CH3CH2CH2CONH2
2-pentino CH3C≡C-CH2CH3
2-penteno; metilamina; etanal; ácido butanoico; acetato de metilo
Ejercicio B1
Considere las especies químicas de fórmula: C2H6, KBr, Na, C (diamante) y NH3 y responda
razonadamente las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál es la especie conductora en estado fundido pero no en sólido?
b) ¿Cuál es la especie de mayor punto de fusión?
c) ¿Cuál puede presentar enlaces de hidrógeno?
d) ¿Qué especie es la de menor punto de fusión y ebullición?
Los enlaces de las especies son C2H6 covalente moléculas individulaes, KBr iónico, Na metálico, C
(diamante) covalente reticular y NH3 covalente molecular con puentes de hidrógeno.
El etano, diamante y amoníaco con conducen la intensidad de la corriente eléctrica. El sodio conduce
en estado sólido por ser un metal. El bromuro de potasio no conduce en estado sólido pero si cuando
está fundido o disuelto porque se liberan los iones.
El único que presenta puentes de hidrógeno es el amoníaco.
La especie de mayor temperatura de fusión es el diamante por ser una sustancia covalente reticular
con enlaces C – C muy fuertes, que forman una red tetraédrica de átomos de carbono con hibridación
sp3.
La sustancia que tiene menor temperatura de fusión y de ebullición es el etano. Aunque tiene mayor
masa molar que el amoníaco, la interacción entre moléculas es débil, por fuerzas de Var der Waals, y
en el amoníaco la interacción entre moléculas es por puentes de hidrógeno.
En la bibliografía las temperaturas de fusión de ebullición son:
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C2H6
- 183
- 89
KBr
734
1435
Na
97,8
892
C (diamante)
3 550
4 827 sublima
NH3
- 78
- 33
Temperatura de fusión (⁰C)
Temperatura de ebullición (⁰C)
Ejercicio B2
a) ¿Qué es una estructura de Lewis?
b) ¿A qué tipo de compuestos se aplica?
c) ¿Qué es un enlace covalente dativo?
d) Deduzca y dibuje la estructura de Lewis del trióxido de azufre y explique las características
de los enlaces entre el azufre y los átomos de oxígeno en este óxido.
Una estructura de Lewis es una combinación de diagramas de Lewis que representan la transferencia
o compartición de electrones en un enlace químico. Un diagrama de Lewis representa el core
atómico de un elemento químico con su símbolo y los electrones de valencia mediante puntos que
rodean a dicho símbolo.
En general se aplica a los compuestos covalentes, aunque también se puede aplicar al enlace iónico.
El enlace covalente coordinado o dativo se origina por la unión de un par de electrones no
enlazantes de un átomo con otro que tenga su capa de valencia parcialmente vacía. Una vez formado, el
enlace covalente coordinado tiene las mismas características que cualquier enlace covalente ordinario,
pero con la característica de que el par de electrones compartidos lo aporta sólo uno de los átomos
enlazados.
Un ejemplo de este tipo de enlace es el que tiene lugar entre el
nitrógeno del amoníaco y un protón para formar el catión
amonio. El nitrógeno del amoníaco tiene un par de electrones sin
compartir, por lo que el NH3 puede incorporar un protón H+ para
formar el catión amonio, NH4+.
Otro ejemplo es la formación del catión hidronio, H3O+, a través
de un átomo de oxígeno con un protón.
Estructuras resonantes
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Ejercicio B3
Se almacena propano, C3H8, en una cisterna para utilizarlo como combustible:
a) Calcule su entalpía estándar de combustión.
b) Calcule la energía que se desprenderá al quemar 1 m3 de dicho combustible gaseoso medido
en condiciones normales de presión y temperatura.
c) Sin hacer cálculos, y considerando que el H2O producto de la combustión está en estado
líquido, ¿cuál sería previsiblemente el signo de la variación de entropía?
Datos:
ΔHf0 (C3H8)(g) = -103,8 kJ/mol; ΔHf0 (C02) (g) = -393,5 kJ/mol; ΔHf0 (H20) (l) =-285,8 kJ/mol
La reacción de combustión del propano es:
CH3-CH2-CH3 (g) + 5O2 (g) → 3CO2(g) + 4H2O(l)
Como se proporcionan los datos de las entalpías de formación a esa temperatura de las distintas
especies químicas, aplicando la ley de Hess y como el entalpía de formación del O2(g) es igual a cero al
estar en su forma normal y teniendo en cuenta la estequiometría, se calcula la entalpía de reacción:
ΔHreacción = ΣHformación(productos) - ΣHformación(reactivos) =
= 3 mol · (-393,5 kJ/mol) + 4 mol · (-285,8 kJ/mol) - 1 mol · (-103,8 kJ/mol) = - 2 219,9 kJ/ mol
propano
Se aplica la ley de los gases ideales para calcular los moles de propano:
P · V = n · R · T; n =
1atm ·1000 L
= 44 ,67 mol propano
atm · L
0,082
273 K
mol · K
La energía desprendida es: Q = 2 219,9 kJ/ mol propano · 44,67mol propano =99163kJ
La variación de entropía es negativa, se pasa de 6 mol de reactivos a 3 mol de productos.
Ejercicio B4
Se prepara una disolución de concentración 0,5 M de ácido benzoico (C6H5-COOH):
a) ¿Cuál será el valor del pH de la disolución?
b) ¿Cuál sería el grado de disociación del ácido?
c) Calcule la concentración de una disolución de HCI cuyo pH sea igual a 2.
Dato: Ka (ácido benzoico) = 6,5 · 10-5
a) Como Ka >> KW, se pueden despreciar los iones hidronios procedentes de la autoprotólisis del agua.
Para la disociación del ácido se tiene que:
C6H5-COOH
concentración inicial (mol/L)
0,5
concentración equilibrio (mol/L)
0,5 - x
Aplicando la ley de Acción de Masas: K a =
+
H2O
--
→
C6H5-COO-x
+
H3O+
-x
[ C6 H 5COO − ] · [ H 3O + ]
x2
=
[ C 6 H 5COOH ]
0,5 − x
Despreciando x frente a 0,5, resulta que: x = K a · 0,5 = 6,5·10 −5 · 0,5 = 5,7·10 −3 mol / L
El error que se comete al despreciar x frente a 0,5 es:
Error =
cantidad desprecida
x
5,7·10 −3
=
=
= 0,01 = 1% y es valida la aproximación.
cantidad real
c − x 0,5 − 5,7·10 −3
Aplicando la definición de pH: pH = - log [H3O+] = - log x = - log 5,7 · 10-3 = 2,24
Aplicando la definición de grado de disociación: n =
n disociados
x
5,7 ·10 −3
·100 =
100 =
100 = 1,14 %
n inicial
0,5
0,5
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El ácido clorhídrico es un ácido fuerte y por ello está totalmente disociado en agua.
HCl + H2O
6 Cl- + H3O+
concentración inicial (mol/L)
c
concentración final (mol/L)
0
c
c
pH = - log [H3O+]; 2 = [H3O+] = c Y c = 10-2 mol/L
Ejercicio B5
Al reaccionar Mg con ácido nítrico (HNO3) se obtienen como productos de reacción, Mg(NO3)2,
dióxido de nitrógeno (NO2) y agua.
a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción. Indique cuál es la especie oxidante
y cuál la reductora.
b) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ión-electrón.
c) Calcule el potencial de la pila en condiciones estándar.
Datos: E0 Mg2+/Mg = -2,37 V; E0 NO3- /NO2 = 0,78 V
El N del ácido HNO3 pasa de número de oxidación + 5 a + 4, se reduce, gana 1 electrón, Luego el anión
NO3- es la especie oxidante.
El Mg pasa de número de oxidación 0 a +2, se oxida, cede 2 electrones, luego el Mgn es el reductor.
Reducción:
Oxidación:
NO3- + 2H+ + 1eMg
Ecuación iónica ajustada:
→
→
2NO3- + 4H+
Ecuación molecular ajustada:
4HNO3 +
NO2
Mg2+
+
+ H2O
+ 2 eMg
Mg
→
→
x2
2NO2
2NO2
+ Mg2+ + 2H2O
+ Mg(NO3)2 + 2H2O
El potencial de pila es: E0pila = + 0,78 V – (-2,37 V) =3,15 V
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