Ejercicio Química Propuesto - Formulación y

Problemas de Química propuestos en las P.A.U.
Formulación y Nomenclatura
1.- Formula o nombra los compuestos siguientes:
a) Nitrito de hierro (II)
b) Hidruro de Berilio
c) Trimetilamina
d) TiO2
e) KOH
f) HOCH2COOH
2.- Formula o nombra los compuestos siguientes:
a) Yoduro de oro (III)
b) Peróxido de hidrógeno
c) 2–buteno
d) KMnO4
e) HBrO3
f) CH3COCH3
3.- Escribe las fórmulas de los siguientes compuestos orgánicos:
a) 4-metil-2-penteno
b) Etilmetiléter
c) Fenilamina
d) 2,2-dimetilbutanal
4.- Escribe y nombra los siguientes compuestos orgánicos:
1) Un aldehido; 2) un ácido; 3) una amina secundaria; 4) un alcohol secundario.
5.- Formula las siguientes especies químicas:
• hidruro de aluminio
• cloruro cálcico
• ácido perclórico
• nitrato mercurioso
• 3-metil-2-butanol
• 2-butenal
• pentanoato de etilo
• ácido propanoico
Nombra (de una sola forma), las siguientes especies químicas:
H2S
Al (OH)3
KMnO4
HNO3
CH3 –CH2 – CH2 – C(CH3)2 –CH2OH
CH3 – CH(OH) – CH2 -CHO
CH3 –CH2 – CH2 – NH2
CH3 – CO – CH3
6.- Formula las siguientes especies químicas:
• hidróxido plúmbico
• cloruro estannoso
• ácido sulfúrico
• carbonato cálcico
• 3 – bromopropanal
• propadieno
• etanoato de butilo
• ácido butanóico
Nombra las siguientes especies químicas:
P2O5
H3PO4
CH2 = CH – CH2 – CH = CH2
FeCl2
NaClO
CH3 – CH2 - COOH
Problemas de Química propuestos en las P.A.U.
Formulación y Nomenclatura
CH3 – CH2 –CH(OH) – CH3
CH3 –CH2 – CH2 – CONH2
7.- Nombra o formula los siguientes compuestos: NaH2PO4, Al2O3, MnCl2, K2O2,
C6H5COOH, peryodato de potasio, ácido hipocloroso, dietilamina, 2 – buteno y oxalato
de plata.
8.- Nombra o formula, según el caso, los compuestos siguientes:
1) 4-5 dimetil – 1- hexeno
2) Ácido 2 – cloropropanóico
3) C6H5 – NH2
4) CH3 – CH2 – ONa
9.- Escribe las fórmulas (semidesarrolladas) de los siguientes compuestos:
3 – metil – 1- clorobutano; 3 – metil – 1 – pentino; metil – 2 – propanol;
2, 4 – pentanodiona.
Formulación en Química Inorgánica. Tipos de compuestos :
Tablas de las valencias y números de oxidación más generales de metales
y no metales
Metales
I - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr y Ag.
II- Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn y Cd.
III- B, Al, Bi y Ga.
I y II- Cu y Hg.
II y III - Fe, Co y Ni.
II y IV - Ge, Sn y Pb.
Semimetales :
Cr : II, III y VI*
Mn : II, IV, VI* y VII*
La valencia VI se utiliza para formar el anhídrido crómico y por lo tanto los ácidos crómico
y dicrómico.
Las valencias VI y VII se utilizan para formar los anhídridos mangánicos y permangánico y
respectivamente por lo tanto los ácidos mangánico y permangánico.
No Metales
Con H y Metales
F
Cl
Br
I
I (1-)
“
“
“
O
S
Se
Te
II (-2)
“
“
“
N
P
As
Sb
III (-3)
“
“
“
C
Si
IV (-4)
“
Con Oxígeno
----------I (+1) ; III (+3) ; V (+5) ; VII (+7)
“
“
-----------II (+2) ; IV (+4) ; VI (+6)
“
“
I (+1) ; III (+3) ; V (+5)
“
“
“
II (+2) ; IV (+4)
“
a) Oxidos básicos : Resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. Se nombran
empleando la palabra óxido seguida del metal acabado en -oso- o en -ico- según actúe
con su menor o mayor valencia respectivamente.
Ejemplos : óxido de potasio : K2O
óxido cúprico : CuO
óxido niquélico : Ni2O3
óxido mercurioso : Hg2O
b) Oxidos ácidos ó anhídridos : Resultan de la combinación de un no metal con el
oxígeno.
Para nombrarlos se emplea la palabra anhídrido del nombre del no metal acabado en osoen -ico- según actúe con su menor o mayor valencia. Si el no metal tiene más de dos
valencias para nombrar el óxido, entonces se emplean los prefijos y sufijos que se
indican
a continuación :
hipo ...... oso
..............oso
..............ico
per.........ico
Ejemplos : anhídrido sulfúrico : SO3
anhídrido hipocloroso : Cl2O
anhídrido peryódico : I2O7
c) Hidruros : Resultan de la combinación de un metal con el hidrógeno. Para nombrarlos
se emplea la palabra hidruro seguida del metal acabado en -oso- o en -ico- según actúe
con su menor o mayor valencia.
Ejemplos : hidruro cuproso : CuH
hidruro de calcio : CaH2
hidruro plúmbico : PbH4
d) Acidos Hidrácidos : Resultan de la combinación de un no metal con el hidrógeno. El no
metal va a ser un halógeno o un anfígeno con la excepción del oxígeno.
Para nombrarlos se nombra el no metal acabado en -hídrico- precedido de la palabra
ácido
También se pueden nombrar con el no metal acabado en -uro- seguido de la palabra
hidrógeno.
Ejemplos : fluoruro de hidrógeno o ácido fluorhídrico : HF
cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico : HCl
sulfuro de hidrógeno o ácido sulfhídrico : H2S
e) Compuestos del hidrógeno con otros no metales :
Estos compuestos no tienen carácter ácido en disolución acuosa y por tanto no son ácidos
hidrácidos.
Reciben todos ellos nombres especiales :
amoniaco : NH3
fosfina : PH3
arsina : AsH3
estibina : SbH3
metano : CH4
silano : SiH4
f) Hidróxidos : Resultan de la combinación de un metal con el anión hidroxilo (-OH) que
tiene valencia I. Para nombrarlos se emplea la palabra hidróxido seguida del metal acabado
en -oso- ó en -ico- según actúe con su menor o mayor valencia. Ejemplos : hidróxido de
sodio : Na OH ; hidróxido de aluminio : Al (OH)3
g) Sales de ácidos hidrácidos : Resultan de la combinación de un metal y un no metal.
Para nombrarlos se escribe el no metal acabado en -uro- y a continuación el metal
acabado en oso o en -ico- según actúe con su mayor o menor valencia. Ejemplos :
cloruro férrico : FeCl3 ; sulfuro de sodio : Na2S ; fluoruro de calcio : CaF2
h) Acidos oxácidos : Son compuestos que responden a la estructura Ha Xb Oc siendo a, b y
c números enteros y positivos, y X un no metal o un semimetal (como Cr o Mn). Se
puede determinar su estructura sumándole al anhídrido correspondiente una o varias
moléculas de agua aunque hay que tener muy en cuenta que ésto no es cierto desde el
punto de vista químico en todos los casos. Se nombran igual que el anhídrido del que
proceden pero empleando la palabra ácido. Ejemplos : ácido sulfuroso : SO2 + H2O ---H2SO3 ; ácido nítrico : N2O5 + H2O ---- HNO3
Según el grado de hidratación del ácido se encargan para nombrarlo los prefijos -meta- y
- orto- ; de forma sencilla se puede formar un metaácido añadiendo una molécula de
agua al anhídrido ; y un ortoácido añadiendo tres moléculas de agua al anhídrido. Son
excepciones los ácidos ortosilícico ( SiO2 + 2 H2O ---- H4SiO4) y ortoperyódico ( I2O7 +
5 H2O ---- H5IO6).
Los diácidos son ácidos oxácidos que contienen dos átomos del elemento que
anteriormente llamamos X. Para formarlos añadimos una molécula de agua a dos
moléculas de anhídrido. Ejemplo : 2 CrO3 + H2O ---- H2Cr2O7
i) Sales oxácidas : Se forman por sustitución de los hidrógenos de los ácidos oxácidos por
elementos metálicos. Ejemplos : Na2SO4 por H2SO4 ; K2CO3 por H2CO3 ; AgNO3 por
HNO3 . Se nombran teniendo en cuenta la siguiente tabla :
ácido oxácido
sal oxácida
hipo ... oso
hipo.... ito
Ejemplos : sulfato de sodio : Na2SO4
oso
ito
perclorato de potasio : KClO4
ico
ato
hipoyodito de plata : AgIO
per... ico
per.... ato
nitrito de plomo (II) : Pb (NO2)2
Serie 1
#
Fórmula
1.
NH4F
2.
KMnO4
3.
SnBr2
4.
PbO2
5.
Zn(NO3)2
6.
Ag3PO4
7.
NH4NO2
8.
BiCl3.NOCl
9.
Na+
10.
AlCa2(OH)7
11.
HCrO2
12.
HNO3
13.
H4SiO4
14.
H2CO4
15.
H2SCl8
16.
(UO2)2SO4
17.
[NiCl2(H2O)2]
18.
[Cr(C2O4)3]3 -
19.
[Fe(NO)2(CO)2]
20. [CoCl(NCS)(NH3)4]NO3
Nombre del compuesto
#
1.
Nombre del compuesto
Cloruro de zinc
2.
Dihidrógenfosfato de calcio
3.
Ácido fosfórico
4.
Peróxido de potasio
5.
Ácido súlfurico
6.
Hidróxido de magnesio
7.
Sulfato amónico
8.
Ion bromato / trioxobromato(V)
9.
Tetraoxowolfromato(VI) de hidrógeno
10.
Dióxido de cloro
11.
Bromuro de oro(I)-tricloruro de fósforo
12.
Trioxoseleniato(IV) de hidrógeno
13.
Hexaoxoperoxodifosfato(V) de hidrógeno
14.
Manganato sódico
15.
Trioxovanadiato(V) de bario
16.
Carbonato-sulfato de plomo(IV)
17.
Fluoruro de magnesio y potasio
18.
Ion tetracloroplatinato(II)
19.
Cloruro de pentaacuohidroxocromo(III)
20.
Sulfato de hexaacuohierro(II)
Fórmula
Serie 2
#
Fórmula
1.
CS2
2.
Na2HPO4
3.
HCl
4.
HClO
5.
NH4OH
6.
Fe(OH)2
7.
LiOH
8.
K2Mg(SO4)2.6H2O
9.
Co2+
10.
H2TeO4
11.
HPO3
12.
KAuO2
13.
NH4BrO4
14.
HNO2
15.
H3SbO4
16.
Fe2(Cr2O7)3
17.
HClOS3
18.
[Ni(H2O)6]2+
19.
[Pt(NH3)4]Cl2
20.
[CoCl2(DMG)2]
Nombre del compuesto
#
Nombre del compuesto
1.
Nitrito de sodio
2.
Tetraóxido de diiodo
3.
Sulfato de cobre(II) pentahidratado
4.
Óxido de mercurio (II)
5.
Ioduro de hierro(II)
6.
Cloruro de cromo (III)
7.
Carbonato de potasio
8.
Hidrógensulfato de plata
9.
Ion vanadilo(V)
10.
Ácido carbónico
11.
Tetraoxodinitrato(III) de hidrógeno
12.
Sulfuro de hidrógeno-agua(8/46)
13.
Arsina
14.
Trioxoantimoniato(V) de hidrógeno
15.
Tetracloroplatinato(II) de hidrógeno
16.
Nitrato de sodio y talio(I)
17.
Heptaoxodimolibdato(VI) de sodio
18.
Ion hexacianoferrato(II)
19.
Cloruro de tetraacuoclorohidroxocromo(III)
20.
Carboniltetracianomanganato(I) de sodio
Fórmula
Serie 3
#
Fórmula
1.
Pb(OH)4
2.
HNO
3.
Ni(OH)2
4.
Na2O
5.
Na2O2
6.
N2
7.
MgSO3
8.
Ni4+
9.
Na2Pb(OH)6
10.
TeCl4.2PCl5
11.
SbH3
12.
H2Cr2O7
13.
H3AsS3
14.
H3VO4
15.
Ba3(SbO4)2
16.
CaNa(NO2)3
17.
[Fe(CN)5NO] 2
18.
[FeF(H2O)5]S
19.
Na2[HgBr2O]
20.
H2SiF6
Nombre del compuesto
-
#
Nombre del compuesto
1.
Fluoruro de hidrógeno
2.
Hidróxido de antimonio(V)
3.
Cloruro sódico
4.
Hidróxido de litio
5.
Hidróxido de hierro(III)
6.
Hidróxido de amonio
7.
Ácido hipocloroso
8.
Ion bario
9.
Tetraoxoantimoniato(V) de hidrógeno
10.
Ácido disulfúrico
11.
Nitrato de mercurio(II)
12.
Trioxobromato(V) de hidrógeno
13.
Fluoruro-trifosfato de pentacalcio
14.
Tetraoxomolibdato(VI) de plomo(II)
15.
Dioxoarseniato(III) de hidrógeno
16.
Ion diclorodihidruroborato(1-)
17.
Tetracarbonildiiodohierro(II)
18.
Tetrahidroxodioxoosmiato(VI) de potasio
19.
Cianofosfinahidruronitrosilplatino(II)
20.
Bromuro de hexaammincobalto(III)
Fórmula
Serie 4
#
Fórmula
1.
As2O5
2.
MnO2
3.
ZnCO3
4.
CO
5.
K2S
6.
SnCl4
7.
Mg3N2
8.
CuBr2
9.
KClO3
10.
O2-
11.
H2Si3O10
12.
H2SO5
13.
PbCrO4
14.
H3AsO4
15.
CaCl2.6H2O
16.
HAsCl4
17.
(NH4)2[IrCl6]
18.
[Co(CN)5H]3
19.
[PtClNO2(NH3)2]
20.
Nombre del compuesto
-
OH
CoCl(NH3)3]2+
[(NH3)3ClCo
OH
#
Nombre del compuesto
1.
Hidrogenfosfato de disodio
2.
Hidróxido de bario
3.
Hidruro de calcio
4.
Tetracloruro de carbono
5.
Nitrito de amonio
6.
Fosfato de plata
7.
Nitrato de zinc
8.
Óxido de plomo(IV)
9.
Bromuro de estaño(II)
10.
Permanganato potásico
11.
Trifluoruro de arsénico-amoníaco(1/3)
12.
Ion fosfato
13.
Trioxovanadiato(V) de hidrógeno
14.
Metano
15.
Dioxotiocarbonato(IV) de hidrógeno
16.
Fosfato de cobalto(III)
17.
Ion hexaacuovanadio(II)
18.
Cloruro de µ-hidroxo-bis[pentaammincromato(III)]
19.
Dicianocuprato(I) de litio
20.
Trioxalatocromato(III) de hexaammincobalto(III)
Fórmula
Serie 5
#
Fórmula
1.
CCl4
2.
CaH2
3.
Ba(OH)2
4.
NH4HSO4
5.
CrO42-
6.
H2SO4
7.
Li2O2.3H2O
8.
H4P2O5
9.
Fe2NiO4
10.
HNO4
11.
NaHS2O5
12.
HAsO2
13.
H2SeO3S
14.
Na2ReO4
15.
PbClPO4
16.
HNOS
17.
[MnFO3]
18.
Ba[BrF4]2
19.
[Ni(H2O)2(NH3)4]SO4
20.
Ca5[V(CN)6]2
Nombre del compuesto
#
Nombre del compuesto
1.
Bicarbonato de plomo(II)
2.
Sulfuro de plata
3.
Cloruro de antimonio(III)
4.
Nitrato de mercurio(I)
5.
Nitruro de potasio
6.
Ion manganeso(III)
7.
Fosfina
8.
Heptaoxodiarseniato(V) de hidrógeno
9.
Sulfato de manganeso(II)-amoníaco(1/6)
10.
Hexafluoroborato(III) de hidrógeno
11.
Tetraoxorenato(VI) de hidrógeno
12.
Ácido arsenioso
13.
Dioxotiofosfato(V) de hidrógeno
14.
Carbonato de calcio
15.
Fosfato de amonio y magnesio hexahidratado
16.
Trióxido de sodio y niobio
17.
Ammintricloroplatinato(II) de potasio
18.
Ion diamminplata
19.
Tetracloropaladiato(II) de potasio
20.
Tetraamminbis(hidrogensulfito)rutenio(II)
Fórmula
Serie 6
#
Fórmula
Nombre del compuesto
1.
BaO
2.
AlPO4
3.
SO3
4.
SiO2
5.
3CdSO4.8H2O
6.
CO2+
7.
Cr(OH)2
8.
BH3
9.
SrO2
10.
HIO4
11.
NaSn(OH)5
12.
HSbO3
13.
H3AsO2S2
14.
H3PO5
15.
MgTiO3
16.
(NH4)2PtCl6
17.
[CrCl(OH)(H2O)4]
18.
K[CrF4O]
19.
[Co(NH3)6]ClSO4
20.
Na3[AsS4]
-
#
Nombre del compuesto
1.
Hidróxido de sodio
2.
Amonio
3.
Peróxido de hidrógeno
4.
Ion tiofosforilo
5.
Silano
6.
Nitruro de sodio
7.
Pentóxido de diiodo
8.
Ácido crómico
9.
Dioxocromato(III) de hidrógeno
10.
Hidróxido de oro(III)-amoníaco(2/3)
11.
Carbonato de potasio y sodio
12.
Tritioclorato(V) de hidrógeno
13.
Trióxido de lantano y aluminio
14.
Tritiocarbonato(IV) de hidrógeno
15.
Hidrogenfosfato de amonio y sodio
tetrahidratado
16.
Ion tetrahidroxozincato(2-)
17.
Tetrakis(nitrato)-sulfato de aluminio
18.
Ion ditiosulfatoargentato
19.
Cloruro de µ-carbonatobis[tetraacuohidroxocromo(III)]
20.
Tetrahidruroborato(III) de sodio
Fórmula
Soluciones serie 1:
#
Nombre del compuesto
#
Fórmula
1.
Fluoruro amónico
1.
ZnCl2
2.
Permanganato potásico
2.
Ca(H2PO4)2
3.
Bromuro de estaño(II)
3.
H3PO4
4.
Óxido de plomo(IV)
4.
K2O2
5.
Nitrato de zinc
5.
H2SO4
6.
Fosfato de plata
6.
Mg(OH)2
7.
Nitrito amónico
7.
(NH4)2SO4
8.
Cloruro de bismuto-cloruro de nitrosilo
8.
BrO3
9.
Ion sodio
9.
H2WO4
10.
Hidróxido doble de aluminio y dicalcio
10.
ClO2
11.
Dioxocromato(III) de hidrógeno
11.
AuBr.PCl3
12.
Ácido nítrico / trioxonitrato(V) de hidrógeno
12.
H2SeO3
13.
Tetraoxosilicato(IV) de hidrógeno
13.
H4P2O8
14.
Dioxoperoxocarbonato(IV)de hidrógeno
14.
Na2MnO4
15.
Octaclorosulfato(VI) de hidrógeno
15.
Ba(VO3)2
16.
Sulfato de diuranilo
16.
PbCO3SO4
17.
Diacuodicloroníquel(II)
17.
KMgF3
18.
Ion trioxalatocromato(III) / trioxalatocromato(3-)
18.
[PtCl4]2
19.
Dicarbonildinitrosilhierro
19.
[Cr(OH)(H2O)5]Cl2
20.
Nitrato de tetraammincloroisotiocianatocobalto(III)
20.
[Fe(H2O)6]SO4
-
-
Soluciones serie 2
#
Nombre del compuesto
#
Fórmula
1.
Disulfuro de carbono
1.
NaNO2
2.
Bifosfato de sodio / hidrogenfosfato de sodio
2.
I2O4
3.
Cloruro de hidrógeno
3.
CuSO4.5H2O
4.
Ácido hipocloroso / oxoclorato(I) de hidrógeno
4.
HgO
5.
Hidróxido de amonio
5.
FeI2
6.
Hidróxido de hierro (II)
6.
CrCl3
7.
Hidróxido de litio
7.
K2CO3
8.
Sulfato (doble) de magnesio-dipotasio
hexahidratado
8.
AgHSO4
9.
Ion cobalto(II)
9.
VO3+
10.
Tetraoxotelurato(VI) de hidrógeno
10.
H2CO3
11.
Trioxofosfato(V) de hidrógeno
11.
H2N2O4
12.
Dioxoaurato(III) de potasio
12.
8H2S.46H2O
13.
Tetraoxobromato(VII) de amonio
13.
AsH3
14.
Ácido nitroso / dioxonitrato(III) de hidrógeno
14.
HSbO3
15.
Tetraoxoantimoniato(V) de hidrógeno
15.
H2PtCl4
16.
Dicromato de hierro(III)
16.
NaTl(NO3)2
17.
Oxotritioclorato(VII) de hidrógeno
17.
Na2Mo2O7
18.
Ion hexaacuoníquel(II)
18.
[Fe(CN)6]4
19.
Cloruro de tetraaaminplatino(II)
19. [CrCl(OH)(H2O)4]Cl
20.
Dicloro-bis(dimetilglioxima)-cobalto(III)
20.
-
Na3[Mn(CN)4CO]
Soluciones serie 3
#
Nombre del compuesto
#
Fórmula
1.
Hidróxido de plomo(IV)
1.
HF
2.
Acido hiponitroso / oxonitrato(I) de hidrógeno
2.
Sb(OH)5
3.
Hidróxido de níquel(II)
3.
NaCl
4.
Oxido de sodio
4.
LiOH
5.
Peróxido de sodio
5.
Fe(OH)3
6.
Nitrógeno ó dinitrógeno
6.
NH4OH
7.
Sulfato de magnesio
7.
HClO
8.
Ion níquel(IV)
8.
Ba2+
9.
Hidróxido doble de plomo(IV) y disodio
9.
H3SbO4
10.
Tetracloruro de teluro-pentacloruro de
fósforo(1/5)
10.
H2S2O7
11.
Estibina / hidruro de estaño(III)
11.
Hg(NO3)2
12.
Ácido dicrómico / heptaoxodicromato(VI) de
hidrógeno
12.
HBrO3
13.
Tritioarseniato(III) de hidrógeno
13.
Ca5F(PO4)3
14.
Tetraoxovanadiato(V) de hidrógeno
14.
PbMoO4
15.
Tetraoxoantimoniato(V) de bario
15.
HAsO2
16.
[BH2Cl2]
16.
Nitrito de calcio y sodio / dioxonitrato(V) de
calcio y sodio
-
17.
Ion pentacianonitrosilferrato(III)
17.
[FeI2(CO)4]
18.
Sulfuro de pentaacuofluorohierro(III)
18.
K2[OsO2(OH)4]
19.
Dibromooxomercuriato(II) de sodio
19. [Pt(CN)H(NO)(PH3)]
20.
Hexafluorosilicato(IV) de hidrógeno
20.
[Co(NH3)6]Br3
Soluciones serie 4
#
Nombre del compuesto
#
Fórmula
1.
Oxido de arsenio(V)
1.
Na2HPO4
2.
Oxido de manganeso
2.
Ba(OH)2
3.
Carbonato de zinc
3.
CaH2
4.
Monoxido de carbono
4.
CCl4
5.
Sulfuro de potasio
5.
NH4NO3
6.
Tetracloruro de estaño
6.
Ag3PO4
7.
Nitruro de magnesio
7.
Zn(NO3)2
8.
Bromuro de cobre(II)
8.
PbO2
9.
Clorato potásico / trioxoclorato(V) de potasio
9.
SnBr2
10.
Ion óxido
10.
KMnO4
11.
Decaoxotrisulfato(VI) de hidrógeno
11.
AsF3.3NH3
12.
Trioxoperoxosulfato(VI) de hidrógeno
12.
PO43
13.
Tetraoxocromato(VI) de plomo(II) / cromato
de plomo (II)
13.
HVO3
14.
Ácido arsénico/ tetraoxoarseniato(V) de
hidrógeno
14.
CH4
15.
Cloruro de calcio hexahidratado / Cloruro de
calcio-agua(1/6)
15.
H2CO2S
16.
Tetracloroarseniato(V) de hidrógeno
16.
CoPO4
17.
Hexacloroiridiato(IV) de amonio
17.
[V(H2O)6]2+
18.
Ion pentacianohidrurocobaltato(III)
19.
Diammincloronitroplatino(II)
19.
[Cu(CN)2]Li
20.
Ion di-µ-hidroxobis[triamminclorocobalto(III)]
20.
[Co(NH3)6][Cr(C2O4)3]
18.
-
[(NH3)5Cr-OH-Cr(NH3)5]Cl4
Soluciones serie 5
#
Nombre del compuesto
#
Fórmula
1.
Tetracloruro de carbono
1.
Pb(HCO3)2
2.
Hidruro de calcio
2.
Ag2S
3.
Hidróxido de bario
3.
SbCl3
4.
Bisulfato de amonio / Hidrogensulfato de
amonio
4.
HgNO3
5.
Ion cromato / tetraoxocromato(VI)
5.
K3N
6.
Ácido sulfúrico / tetraoxosulfato(VI) de
hidrógeno
6.
Mn3+
7.
Peróxido de litio trihidratado / Peróxido de
litio-agua (1/3)
7.
PH3
8.
Pentaoxodifosfato(III) de hidrógeno
8.
H4As2O7
9.
Tetraóxido de dihierro(III) y níquel(II)
9.
MnSO4.6NH3
10.
Dioxoperoxonitrato(V) de hidrógeno
10.
H3BF6
11.
Hidrogenpentaoxodisulfato(IV) de sodio
11.
H2ReO4
12.
Dioxoarseniato(V) de hidrógeno
12.
H3AsO3
13.
Trioxotioseleniato(VI) de hidrógeno
13.
H3PO2S2
14.
Tetraoxoreniato(VI) de sodio
14.
CaCO3
15.
Cloruro-fosfato de plomo(IV)
15.
MgNH4PO4.6H2O
16.
Oxotionitrato(III) de hidrógeno
16.
NaNbO3
17.
Fluorotrioxomanganeso(VII)
17.
K[PtCl3(NH3)]
18.
Tetrafluorobromato(III) de bario
18.
[Ag (NH3)2]+
19.
Sulfato de diacuotetraamminníquel(II)
19.
K2[PdCl4]
20.
Hexacianovanadato(I) de calcio
20.
[Ru (HSO3)2(NH3)4]
Soluciones serie 6
#
Nombre del compuesto
#
Fórmula
1.
Óxido de bario
1.
NaOH
2.
Fosfato de aluminio
2.
NH3
3.
Trióxido de azufre
3.
H2O2
4.
Dióxido de silicio
4.
PS3+
5.
Sulfato de cadmio-agua (3/8)
5.
SiH4
6.
Ion carbonilo
6.
Na3N
7.
Hidróxido de cromo(II)
7.
I2O5
8.
Borano
8.
H2CrO4
9.
Peróxido de estroncio(II)
9.
HCrO2
10.
Ácido peryódico / tetraoxoiodato(VII) de
hidrógeno
10.
2Au(OH)3.3NH3
11.
Hidróxido doble de estaño(IV) y sodio
11.
KNaCO3
12.
Trioxoantimoniato(V) de hidrógeno
12.
HClS3
13.
Dioxoditioarseniato(V) de hidrógeno
13.
LaAlO3
14.
Trioxoperoxofosfato(V) de hidrógeno
14.
H2CS3
15.
Trióxido de magnesio y titanio
15.
NaNH4HPO4.4H2O
16.
Hexacloroplatinato(IV) de amonio
16.
[Zn(OH)4]2
17.
Ion tetraacuoclorohidroxocromo(III)
17.
Al2(NO3)4SO4
18.
Tetrafluorooxocromato(V) de potasio
18. [Ag(S2O3)2]3-
19.
Cloruro-sulfato de
hexaammincobalto(III)
20.
Tetratioarseniato(V) de sodio
19.
-
[(H2O)4(OH)Cr-CO3-Cr(OH)(H2O)4]
20.
Na[BH4]
1º
El succinato de dibutilo es un repelente de insectos utilizado contra hormigas y
cucarachas en las casas. Su composición es de un 62,58% de C; 9,63% de H y
27,79 de O. Su masa molecular determinada experimentalmente es de 230u.
¿Cuáles son las fórmulas empírica y molecular del succinato de dibutilo?
Sol: Fórmula empírica C6H11O2, fórmula molecular C12H22O4
2º
Determina la formula empírica de:
a) El raticida Warfarina, que contiene 74.01% de C, 5.23% de H y 20.76% de
O, en masa. Sol: C19H16O4
b) El gas mostaza, utilizado como arma química, que contiene 30.20% de C,
5.07% de H, 44.58% de Cl, y 20.16% de S, en masa. Sol: C4H8Cl2S
3º
En la escena de un crimen se ha encontrado un polvillo blanco, combustionando
18g de dicho polvillo con 19,2g de oxigeno se ha obtenido únicamente 26,4g de
CO2 y 8,4g de H2O. Calcular la composición de dicho compuesto.
4º
La nicotina contiene C, H y N y tiene una masa molecular de 12g/mol. Cuando se
quema una muestra de 0.385g se obtienen 1,072g dióxido de carbono, 0,307g de
agua y 0.068g de nitrógeno. ¿Cuál es la formula empírica de este
compuesto?¿Cuál es la molecular si la nicotina tiene una masa molecular de 162u?
Sol: Formula empírica C5H7N Formula molecular C10H14N2
5º
Un compuesto orgánico contiene C, H, O y N. La combustión completa de 2,15g
proporcionó 3,94g de CO2 y 1,89g de H2O. En una reacción diferente, 1,873g del
compuesto produjeron 0,436g de amoniaco.
a) Calcule la fórmula empírica del compuesto
b) Sabiendo que el peso molecular aproximado del compuesto es 150g,
determine su formula molecular.
6º
La vitamina C es indispensable para la prevención del escorbuto y en dosis
grandes puede resultar efectiva para evitar los resfriados. La combustión de una
muestra de 0.2g de este compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno
produce 0.2998g de CO2 y 0.0819g de H2O. ¿Cuál es la fórmula empírica de la
vitamina C? Sol: C3H4O3
7º
Una muestra de 0.2612g de un hidrocarburo produce 0.8661g de CO2 y 0.2216g
de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Se encuentra que su masa
molecular es de 106u. Determina para este hidrocarburo su formula empírica y su
formula molecular.
Sol: Fórmula empírica C4H5, fórmula molecular C8H10
8º
El tiofeno es un disolvente orgánico formado por carbono, hidrógeno, y azufre que
produce CO2, H2O y SO2 en la combustión completa. Cuando se somete al análisis
de los productos de la combustión, una muestra de 1,086g de tiofeno produce
2.272g de CO2, 0.465g de H2O y 0.827g de SO2. ¿Cuál es la formula empírica del
tiofeno?
9º
En la reacción de 10.83g de Hg y 13.71g de I2 resulta un compuesto puro.¿Cual es
la formula empírica del compuesto formado? Sol: HgI2
10º . La dimetilhidrácina es un compuesto formado por carbono, hidrógeno, y
nitrógeno utilizado como combustible de cohetes. Cuando se quema por completo,
una muestra de 0.505g produce 0.741g de CO2 y 0.605g de H2O. El contenido de
nitrógeno de una muestra de 0.486g se convierte en 0.226g de N2. ¿Cuál es la
fórmula empírica de la dimetilhidrácina? Sol: CH4N
11º El para-cresol se utiliza como desinfectante y en la fabricación de herbicidas. Una
muestra de 0.3654g de este compuesto de C, H y O produce 1.042g de CO2 y
0.2437g de H2O en el análisis de los productos de la combustión. Su masa
molecular es de 108.1u. Calcule su fórmula empírica y molecular.
12º La sal de Mohr es un sulfato de hierro y amonio, hidratado. Sabiendo que está
formada por un 14.2% de Fe, 9.2% de NH4+, 49% de SO4-2 y 27.6% de agua,
determinar la fórmula más simple para esta sal. Sol: Fe(NH4)2(SO4)2·6H2O
13º La masa molar de un ácido monocarboxílico vale 167 y su composición
centesimal es la siguiente: C: 50.29%, H: 2.99%, N: 8.38% y O: 38.32%.
Calcúlese la fórmula molecular. Sol: C7H5O4N
14º Un compuesto contiene 24.2% de C, 4.0% de H y 71.8% de Cl. Sabiendo que un
litro de dicho compuesto gaseoso medido a la presión de 710 mm de Hg y a 110ºC
tiene una masa de 3.085g; deducir su fórmula molecular. Sol: C2H4Cl2
15º Un compuesto orgánico contiene carbono e hidrógeno. Una muestra de 5g se
vaporizó ocupando un volumen de 1.575cm3 a 760 mmHg de presión y 27ºC. El
análisis cuantitativo de una muestra similar indicó que contenía 4.616g de C y
0.348g de H. ¿De qué compuesto se trata?
Sol: C6H6 Benceno o uno de sus isómeros.
16º Una muestra de 588 gramos de un hidrato de carbono (CmH2nOn) se carboniza en
ausencia del aire, desprendiéndose agua y quedando un residuo de carbono puro
de 336g. Calcúlese la fórmula empírica de este hidrato de carbono. Sol: C2H2O
17º Se coloca un compuesto orgánico en un horno de combustión, y a partir de una
muestra de 0.5g se forman 0.9g de agua y 1.486g de CO2. La determinación del
peso molecular da un valor de 30. ¿Cuál es la fórmula de la sustancia? Sol: C2H6
18º Un compuesto orgánico esta formado por carbono, hidrógeno y oxígeno. Por
combustión de 1.57g de dicho compuesto se obtiene 3g de dióxido de carbono y
1.842g de vapor de agua. 0.412g de dicho compuesto, en estado vapor, ocupan un
volumen 216cm3 a la temperatura de 450K y 105Pa. Calcula la fórmula empírica,
la fórmula molecular y el peso molecular de dicho compuesto.
Sol: Formula empírica C2H6O, peso molecular 46, formula molecular C2H6O.
19º En la combustión de un gramo de un compuesto orgánico, constituido por
carbono, oxigeno e hidrógeno, se forman 0.9776 g de CO2, 0.2001g de H2O.
Sabiendo que el peso molecular de dicho compuesto es aproximadamente 90,
determínese su fórmula molecular. Sol: C2O4H2.
Problemas de química (4º de ESO).
1º
Calcular la cantidad de carbonato sódico que se necesita para preparar 0.8 l de
disolución 1.2 M
2º
¿Qué volumen de disolución 1.5 M de carbonato sódico se necesita para obtener
600ml de disolución 0.5 M?
3º
¿Qué volumen de disolución 1 M de cloruro potásico es necesario para obtener 0.5
l de disolución 0.5 M?
4º
¿Qué volumen tiene una disolución 2 M de cloruro potásico si contiene 8 g de esta
sustancia?
5º
¿Qué masa molecular tiene una sustancia de la que hay disueltos 198 g, si la
disolución es 0.9 M y tiene un volumen de 2 dm3?
6º
Se prepara una disolución disolviendo 18 g de cloruro cálcico en agua hasta un
volumen de 350 cm3. ¿Cuál es la molaridad, tanto por ciento en peso y fracción
molar de la disolución?
7º
Se prepara una disolución disolviendo 180 g de hidróxido de sodio en 400 g de
agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,340 g/ cm3. Calcula:
a) La concentración en % en peso. Sol: 31 %
b) La concentración en gramos por litro. Sol: 416 g/L
8º
Un bote contiene una disolución de ÁCIDO ACÉTICO (CH3COOH) de densidad
1,049 g/ cm3 y 6,98 M.
a) Expresa la riqueza de la disolución en % (en peso). Sol: 39’9 %
b) ¿Qué cantidad de disolución hay que coger para preparar 250 cm3 de otra
disolución con concentración 0,5 M? Sol: 17’9 cm3
9º
Se disuelven en agua 250 l de amoniaco gas medidos a 25 ºC y 95000 Pascales. El
volumen final de la disolución es igual a 1,5 litros y su densidad es 0,997 g/cm3.
Hallar:
a) La masa de agua empleada.
b) La molaridad de la disolución resultante.
10º Se disuelven 30 g de ácido sulfúrico en el agua necesaria para preparar 250 ml de
disolución.
a) Halla la molaridad de la disolución.
b) A la disolución anterior se le añaden 250 ml de agua, y se toma una muestra
de 50 ml de ella. Halla las moléculas de ácido que existen en esta muestra.
11º El Hidróxido de sodio (sosa cáustica) se prepara por reacción entre el Carbonato de
Sodio y el Hidróxido de Calcio.
a) Formula y ajusta la reacción.
b) Halla los gramos de sosa que se obtendrán con 1 kg de Carbonato.
12º Tenemos una vasija con 10 litros de disolución 1 M de HCl , Usamos 1 litro de ella
y añadimos 1 litro de agua pura. ¿Cuál es la molaridad de la nueva disolución?
13º Se mezclan 200 g NaOH sólido con 1000 g de agua resultando una disolución de
1,2 g/ml. Halla:
a) La Molaridad de la disolución.
b) La fracción molar.
c) Los gramos de sosa sólida que añadirías a 0,5 litros de la disolución anterior
para obtener otra nueva que fuese 10 M.
14º Se disuelven 30 g de Sulfato Cúprico en 400 ml de una disolución al 3% de la
misma sal cuya densidad es 1.11 g/cm3. Calcula la molaridad de la disolución
resultante suponiendo que no hay variaciones de volumen al añadir la sal sólida.
15º ¿Qué volumen de disolución 2 M de ácido Sulfúrico reaccionará con 250 g de
Carbonato Cálcico, en una reacción donde se producen Sulfato Cálcico, dióxido de
Carbono y Agua? Calcula el volumen de dióxido de Carbono que se formará a la
Presión de 1,5 atm. y 27ºC.
16º Mezclamos 50 ml de una disolución de ácido Sulfúrico 2 N con 150 ml de otra
disolución 0,4 M del mismo ácido. Halla la fracción molar y la molaridad de la
disolución resultante.
17º Disponemos de una disolución acuosa de Ácido Nítrico del 40% cuya densidad es
1,25 g/ml.
a) ¿Cuántos litros de disolución contienen 10 g de ácido puro?
b) ¿Cuál es la concentración de la disolución en gramos/litro?
c) ¿Cuál es su molaridad?
d) ¿Cuál es su fracción molar?
e) ¿Qué volumen de agua hay que añadir a 1 litro de disolución para obtener
otra del 25 %?
18º El sodio reacciona violentamente con el agua produciendo hidrógeno gaseoso e
hidróxido sódico.
a) Formula y ajusta la reacción.
b) Calcula el volumen de hidrógeno en c.n que puede obtenerse con una
muestra de 150 g de sodio de una pureza del 24%.
c) Si a la sosa obtenida, añadimos agua hasta 250 cm3.¿Cuál es la Molaridad
de la disolución resultante ?
19º El hipoclorito cálcico se añade a las piscinas como desinfectante liberando Cloro
según la reacción:
Ca(ClO)2 + HCl → CaCl2 + Cl2 + H2O
Si 5 g de una muestra de hipoclorito producen 0,56 l de Cloro en condiciones
normales. Halla
a) La riqueza en hipoclorito de la muestra.
b) El Volumen de disolución 1,5 M de HCl que se consumiría en la reacción.
20º El monóxido Nitrógeno es un gas incoloro que se obtiene en el laboratorio según la
reacción :
8 HNO3 + 3Cu → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
a) Halla el volumen de NO que se puede obtener a 25 ºC y 2 atm. a partir de
1,5 moles de Cobre metálico.
b) Halla el volumen de disolución 5 M de ácido Nítrico que se gastará en la
reacción.
Ejercicios de estequiometría:
1º
Ajustar las siguientes reacciones químicas:
1) O 2 → O 3
2) S → S8
+ OH −
4) CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2 O
5) C 6 H 6 + O 2 → CO 2 + H 2 O
6) SO 3 + H 2 O → H 2SO 4
7) HCl + Na → H 2 + NaCl
8) H 2 O + P2 O 5 → H 3 PO 4
9) Al + O 2 → Al 2 O 3
10) Fe + O 2 → FeO
11) Pb + O 2 → PbO
12) Fe + O 2 → Fe 2 O 3
13) P2 + O 2 → P2 O 5
14) Li + S8 → Li 2S
15) H 2 O + Cl 2 O 5 → HClO 3
16) H 3 PO 4 + NaOH → H 2 O + Na 3 PO 4
17) Cd (OH )2 + HCl → Cl 2 Cd + H 2 O
18) F2 + O 2 → F2 O
19) C 6 H 6 + H 2 → C 6 H16
20) Li + H 2SO 4 → Li 2SO 4 + H 2
21) Fe + H 2 → FeH 3
22) H 2 O + O 2 → H 2 O 2
23) Cl 2 O + H 2 O → HClO
24) P2 O 5 + H 2 O → H 4 P2 O 7
25) SiO 2 + H 2 O → H 4SiO 4
26) CrO 3 + H 2 O → H 2 Cr2 O 7
27) H 2SO 4 + Fe → Fe(HSO 4 )3 + H 2
28) H 2SO 4 + Ca → Ca (HSO 4 )2 + H 2
3) Fe(OH ) 2 → Fe
+ SO 24- → (NH 4 )2 SO 4 + Ca (SO 4 )
KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + KCl + Cl 2 + H 2 O
HI + H 2SO 4 → I 2 + H 2S + H 2 O
KClO 3 → KCl + KClO 4
KIO3 + KI + HCl → KCl + I 2 + H 2 O
HNO 3 + H 2S → NO + H 2 O + S
+
29) NH 4 + Ca
30)
31)
32)
33)
34)
2º
2+
2+
El carbonato cálcico se descompone al calentarlo, en óxido de calcio y dióxido de carbono. Calcula
la cantidad de dióxido de carbono y de óxido de calcio que se obtiene al descomponerse 200g de
carbonato de calcio.
3º
En una experiencia de laboratorio se hacen reaccionar 25g de hidróxido cálcico con ácido nítrico.
Los productos de la reacción son: nitrato cálcico y agua. Determina la cantidad de nitrato y de agua
que se obtiene. ¿Qué cantidad debe utilizarse del otro reactivo?
4º
En algunos pueblos todavía se siguen blanqueando las casas con cal apagada (hidróxido de calcio)
en disolución acuosa. Este líquido blanco se obtiene de la reacción de la cal viva (óxido de calcio)
con el agua. Calcula:
a) la cantidad de agua que debe reaccionar con 500 g de cal viva
b) la cantidad de hidróxido de calcio que se obtendrá.
5º
El ácido sulfúrico reacciona con el hidróxido de aluminio para dar sulfato de aluminio y agua.
¿Qué cantidad de reactivos son necesarios para obtener 10g de sulfato?
6º
El carbonato de sodio reacciona con el ácido clorhídrico para dar cloruro de sodio, anhídrido
carbónico y agua. Calcula:
a) la cantidad de anhídrido que se formará a partir de 16g de carbonato de sodio
b) la cantidad de ácido que se utilizó
7º
Se ha quemado magnesio (reacción con el oxigeno) y se obtuvieron 12 g de óxido de magnesio
(II). ¿cuánto magnesio se quemó? ¿qué volumen de oxígeno medidos en c.n. (condiciones
normales) se quemó?
8º
El cinc reacciona con el ácido clorhídrico en disolución formando cloruro de cinc y desprendiendo
burbujas de hidrógeno (gas). Determina el volumen hidrógeno, en c.n., que se producirá al hacer
reaccionar 0.5 g de cinc con dicho ácido.
9º
Una forma de obtención del amoniaco es hacer reaccionar cloruro amónico (NH4Cl) con óxido de
calcio, obteniéndose cloruro de calcio, agua y amoniaco. ¿Cuánto cloruro amónico se necesita para
obtener 3.5 litros de amoniaco gaseoso en c.n.?
10º En la reacción del aluminio con el ácido sulfúrico se obtiene sulfato de aluminio es hidrógeno
(gas). Calcula el volumen de hidrógeno que se obtiene -medido en c.n.- al hacer reaccionar 5 g de
aluminio con la cantidad necesaria de ácido. ¿Qué volumen ocuparía el gas obtenido si se
encontrase a 2.5 atm y 100ºC?
11º Se hacen reaccionar 100 g de carbonato cálcico con ácido sulfúrico, dando sulfato cálcico, dióxido
de carbono y agua. ¿Qué volumen ocupará el gas desprendido a 27ºC y 2 atm?
12º a) Calcula el volumen del anhídrido carbónico que se producirá en la combustión completa de
14 g de butano.
b) Calcula los litros de oxígeno que han de reaccionar con butano para que se produzcan 100
litros de CO2.
13º El amoniaco se obtiene haciendo reaccionar nitrógeno con hidrógeno. Calcula el volumen de
hidrógeno que será necesario utilizar para que en la reacción se obtengan 20 litros de amoniaco
medidos en c.n. Determina el volumen de nitrógeno que se necesitó en la reacción.
14º Al reaccionar 2.158 g de hierro con ácido sulfúrico en exceso, se forma el sulfato y se desprenden
982 ml de hidrógeno, medidos a 25ºC y 730 mm de Hg. El sulfato formado es ferroso o férrico. (Se
supone que se forma o solo férrico o solo ferroso).
15º El metano reacciona con el oxígeno y se obtiene dióxido de carbono y vapor de agua. La reacción
es exotérmica y se desprenden 210 Kcal por cada mol de metano que reacciona. Igualar la reacción
y calcula:
a) los moles de agua que se forman por cada 100 g de metano que reacciona
b) los kilojulios que se liberan si reaccionan 110 litros de metano, medidos en condiciones
normales.
Dato: 1 julio = 0.24 calorías
16º La reacción de combustión del etino es muy exotérmica, ya que por cada mol quemado se
desprenden 1304 kilojulios. Calcular:
a) los kilojulios que se desprenden al quemar 52 g de etino
b) el volumen de dióxido de carbono que se obtiene al quemar esos 52 g, en condiciones
normales.
17º La fermentación de la glucosa para producir alcohol etílico tiene lugar de acuerdo con la ecuación
sin ajustar:
C 6 H12 O 6 → C 2 H 5 OH + CO 2
¿Qué masa de alcohol se producirá a partir de 4.25 kg glucosa? Suponer que la reacción tiene un
rendimiento del 25%.
18º En la combustión del carbón (reacción con el oxígeno) se obtiene anhídrido carbónico. Si se
queman 120 g de un carbón de 80 % de riqueza, determina el volumen de anhídrido carbónico
obtenido.
19º Calcular la cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato cálcico es del 83.6%, que podrán ser
atacados por 150 ml de disolución de ácido clorhídrico 1 N.
20º ¿Cuántos gramos de ácido acético comercial (97% en masa de C2H4O2) deben reaccionar con un
exceso de PCl3 para obtener 75 g de cloruro de acetilo (C2H4OCl), si la reacción tiene un
rendimiento del 78.2%?
21º El ciclohexanol (C6H11OH) calentado con ácido sulfúrico o fosfórico, se transforma en
ciclohexeno, C6H10.
C 6 H11OH(l) → C 6 H 6 (l) + H 2 O(l)
Si el rendimiento de esta reacción es del 83%, ¿qué masa de ciclohexanol debe utilizarse para
obtener 25 g de ciclohexeno?
3
22º ¿Cuál es la normalidad3 de una disolución de hidróxido sódico, si 22.3 cm de la misma se
neutralizan con 28 cm de otra disolución 0.1 M de ácido sulfúrico?
23º ¿Cuántos gramos de NO(g) pueden producirse en la reacción de 1 mol de NH3(g) y 1 mol de O2?
24º ¿Cuántos gramos de H2(g) se producen en la reacción de 1.84 g de aluminio con 75 mL de HCl
2.95 M?
25º Una pequeña pieza de cinc se disuelve en 50 mL de ácido clorhídrico 1.035 M.
Zn(s) + 2HCl(ac) → ZnCl 2 (ac) + H 2 (g)
Cuando termina la reacción se determina otra vez la concentración de HCl de la muestra de 50 mL,
resultando ser 0.812 M. ¿Cuál debe haber sido la masa de la pieza de cinc que se disolvió?
Soluciones:
2º
3º
4º
5º
6º
7º
8º
9º
10º
11º
12º
13º
112 g de CaO y 88g de CO2
55.4 g de nitrato, 12.16 g de agua,
42.56 g de ácido
160.71 g de agua, 660.71 g de hidróxido
8.59 g de ácido, 4.56 g de hidróxido
a) 6.64 g de anhídrido, b) 11.01 g de ácido
7.23 g de magnesio, 3.33 litros de oxigeno
0.17 litros de hidrógeno
8.35 g
6.22 litros, 3.49 litros
12.30 litros
21.62 litros de CO2 y 162.5 litros de O2
30 litros de hidrógeno y 10 litros de nitrógeno
14º
15º
16º
17º
18º
19º
20
21º
22º
23º
24º
25º
Ferroso
a) 12.5 moles b)4296.87 KJ
a) 2608KJ b) 89.6 litros
543 gramos
179.2 litros
8.9 g de caliza
76 g
37 g
0.25 N
24 g
Ejercicios de disoluciones:
1º
¿Cuántos gramos de fosfato potásico se necesitan para preparar 700 ml de una disolución 2 M?
2º
Se prepara una disolución a partir de 40 g de alcohol etílico, C2H5OH, añadiéndole agua hasta alcanzar un volumen total de 250
cm3 de disolución. ¿Cuál es su molaridad?
3º
¿En cuantos centímetros cúbicos de disolución 0.001 M de amoniaco hay un trillón de moléculas de amoniaco? ¿Y si esta
disolución fuera de ácido nítrico?
4º
Calcula la concentración en % en peso de las siguientes disoluciones, si:
a) se disuelven 20 g de soluto en 45 g de disolvente
b) se disuelven 10 g de sulfato potásico en 150 g de agua
5º
Calcula los gramos de soluto y de disolvente que se necesitan para preparar:
a) 200 g de disolución al 14% en peso
b) 850 g de disolución de sal en agua al 5% en peso
6º
Calcula la molaridad y la normalidad de las disoluciones siguientes que contienen:
a) 20 g de carbonato cálcico en medio litro de disolución
b) 30 g de cloruro sódico en 200 cm3 de disolución
7º
¿Cuántos gramos de ácido fosfórico serán necesarios para preparar 150 cm3 de disolución 0.2 N que se empleará en una reacción
de neutralización donde intervienen los tres hidrógenos?
8º
Queremos preparar 10 litros de sulfúrico 3 N, y lo que tenemos es sulfúrico del 92.77% y densidad 1.827 g/cm3 ¿Que volumen
de este se habrá de utilizar?
9º
Calcular la cantidad de hidróxido sódico y agua que se necesitan para preparar 2 litros de una disolución al 20%, cuya densidad
es 1.22 g/cm3. ¿Cuál será su normalidad?
10º
Calcúlese la fracción molar de soluto en las siguientes disoluciones acuosas:
a) C2H5OH del 21.7% en masa
b) de 0.684 molal de urea CO(NH2)2
11º
El amoniaco de un laboratorio tiene una densidad de 0.898 g/mL y molaridad 14.8 M. ¿Cuál es la fracción molar de amoniaco?
12º
Determinar la molaridad, normalidad, molalidad, fracción molar y porcentaje en peso de una disolución hecha tomando 2 g de
Ca(OH)2 y disolviéndolos en 200 cm3 de agua. La densidad de esta disolución es de 1.05g/cm3.
13º
Se preparó una disolución de ácido sulfúrico a partir de 95.94 g de agua y 10.66 de H2SO4. El volumen de la disolución
resultante era de 100 cm3. Calcular la fracción molar, molalidad y normalidad de la disolución.
14º
En 35 g de agua se disuelven 5 g de cloruro de hidrógeno. La densidad de la disolución resultante es 1.06 g/cm3. Hallar:
a) su porcentaje en peso
b) su densidad
c) su molaridad
d) su normalidad
15º
¿Cuántos mililitros de una disolución de nitrato amónico 0.715 M deben diluirse en agua para obtener 1L de una disolución con
una concentración de 2.37 mg de nitrato por mL?
Soluciones:
1º
2º
3º
4º
5º
6º
7º
8º
297.2 g
3.5 M
1.6 cm3, 1.6 cm3
a) 30.76% b) 6.25%
a) 28 g de soluto b) 172 g de disolvente
a) 0.4 M, 1.6N b) 4.1 M, 4.1 N
0.98 g
867.3 cm3
9º
10º
11º
12º
13º
14º
15º
488 g de NaOH; 1952 g de H2O; 6.1 N
Xetanol = 0.0979 y Xurea =0.0122
Xs=0.292
0.14 M; 0.28 N; 0.13 m; Xs = 0.0024; 0.99%
Xs=0.02; 1.13 m; 2.17 N
a) 12.5% b) 123.5 g c) 3.6 M d) 3.6 N
118 mL
Problemas de Disoluciones
1.- La siguiente reacción se realiza a presión atmosférica y 30ºC en
medio ácido ácido :
K2 Cr2O7 (ac) + C2H4O (g) + H2 SO4 (ac) == C2H4O2 (g) + K2 SO4 (ac) + Cr2 ( SO4)3 (ac)
a) Ajustar la ecuación química.
b) Si tenemos 500 ml. de una disolución 3M en dicromato potásico
con la cantidad suficiente de ácido sulfúrico, ¿ qué volúmen de
óxido de etileno gaseoso ( C2 H4O)
habrá que burbujearle para que se consuma completamente ?
Resultado : V= 111’8 l.
2.- Disponemos de una disolución de permanganato potásico. Si
añadimos ácido sulfúrico a ésta disolución, la reacción con ácido oxálico (H2C2O4)
conduce a la obtención de Mn2+ y CO2.
a) Escribir y ajustar la ecuación de la reacción red-ox que tiene lugar.
b) Si en la valoración se consumen 45,0 ml. de la disolución de
permanganato para reaccionar con 50 ml. de la disolución de ácido
oxálico 0,125M, ¿ cuál es la molaridad
de la disolución de permanganato ?.
Resultado : M=0,055moles/l.
3.- Si hacemos reaccionar la disolución de permanganato de
concentración 0,055M con otra de oxalato potásico en medio básico
se obtienen CO2 y MnO2.
a) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar.
b) ¿Cuántos ml. de la disolución de permanganato se necesitan para
oxidar 25 ml. de una disolución 0,125M de oxalato potásico en
medio básico ?
Resultado : 37,9 ml.
4.-Una muestra de una aleación de oro y cobre tiene una masa de
2,185 g. Al ser atacada por ácido nítrico, éste solo reacciona con el
cobre presente, produciéndose 0,967 g. de nitrato de cobre (II).
Determinar la riqueza porcentual en oro de la aleación.
Datos : Masas Atómicas : Au=196,96 ; Cu=63,54 ; N=14 ; O=16
Resultado : 85%
5.- Calcular el volúmen de una disolución de hidróxido sódico 2,5N
necesario para neutralizar 10 ml. de ácido sulfúrico de densidad 1,84
g/ml. y del 98% de riqueza en peso. Considera que el peso molecular
del ácido sulfúrico es 98 g/mol.
Resultado : 147,2 ml.
6.-Si 10’1 ml. de vinagre han necesitado 50’5 ml. de una base 0,2 N
para su neutralización.
a) ¿ Cuál será la normalidad del ácido en el vinagre ?
b) Suponiendo que su acidez se deba al ácido acético, ¿ Cuál es el
% en peso del ácido acético si la densidad del vinagre es de 1,06
g/ml ?
Resultado : 1N
7.-Dada la reacción : Fe + K MnO4 + H2 SO4 === Fe SO4 + Mn SO4
+ H2O
a) Ajustar la reacción por el método del ión- electrón.
b) Sabiendo que se trata 1 g. de un mineral que contiene hierro con
una disolución de
K MnO4 0,2 N, gastándose 20 ml., calcular el % de pureza de
hierro en el mineral.
Resultado : 11,2%
8.- Dadas las reacciones :
ácido sulfúrico + ácido sulfhídrico = azufre + agua
ácido sulfúrico + hidróxido sódico = sulfato sódico + agua
a) Ajuste ambas reacciones y calcule el peso equivalente de ácido
sulfúrico en cada
una de ellas.
b) Calcule cuántos gramos de hidróxido sódico reaccionarán con un
equivalente de
ácido sulfúrico.
Datos : S=32 ; Na=23 ; O=16 ; H=1
Resultado : 40 g. de Na OH
9.- El ácido clorhídrico concentrado reacciona con óxido de Mn (IV)
para dar cloro elemental y cloruro de Mn (II). Ajuste la ecuación
completa por el método del ión electrón y calcule el volúmen de HCl
necesario para hacer reaccionar completamente 1 g. de óxido de Mn
(IV), si el ácido tiene una riqueza del 35% y su densidad es de 1,17
g/cc.
Datos : Mn=31 ; Cl=35,5 ; O=16 ; H=1
Resultado : V= 5,6 ml. de HCl
Cuestiones de Estructura Atómica
1.- Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos e
iones :
F (Z=9), S2- (Z=16), Rb+ (Z=37), Xe (Z=54) y Ba2+ (Z=56).
Justificar los números cuánticos de los electrones de la última capa de
valencia.
2.- Dados los elementos A y B cuyos números atómicos son Z=26 y
Z=35 respectivamente.
Indicar razonadamente :
a) Su estructura electrónica ; b) de qué tipo de elementos se trata ; c)
su situación en el sistema periódico ; d) nombre y símbolo ; e) Cuál
tendrá mayor radio ; f) Cuál tendrá mayor Potencial de ionización.
3.- Justificar que el nitrógeno (Z=7) puede actuar con valencia 3 y el
fósforo (Z=15) lo puede hacer con valencias 3 y 5 estando en el grupo
XV del sistema periódico.
4.- Enuncie los principios de Pauli y de Hund, que regulan las
configuraciones electrónicas de los elementos, aplíquelos a los casos del
oxígeno (Z=8) y del ión óxido.
5.- Razone si serían posibles soluciones de la ecuación de Scrödinger y
en definitiva posibles orbitales atómicos, cada uno de los grupos de
números cuánticos para un electrón que aparecen a continuación :
a) n=1
b) n=1
c) n=2
d) n=5
;
;
;
;
l=0
l=3
l=1
l=2
;
;
;
;
m=0 ; s=1/2
m=3 ; s=1/2
m= -1 ; s= -1/2
m=2 ; s= - 1/2
Denominar el correspondiente orbital atómico.
Química cuántica y configuraciones electrónicas.
1º
¿Cuales de los siguientes números cuánticos listados en orden (n, l, m, s) son imposibles para un electrón en un átomo?
Justifica tu respuesta.
(2, 0, 0, +1/2) (2,1,1,-1/2) (2,2,0,+1/2) (2,1,-1,-1/2) (2,1,0,1/2)
2º
¿Cuál es la longitud de onda, expresada en ángstrom, de un fotón de luz de energía 1.0·10-18 J?
3º
¿Cuál es la frecuencia de cierta luz verde de longitud de onda 5.0·10-3 ?
4º
Calcular el radio (en Ángstrom) de la primera orbita del átomo de Bohr, y la velocidad (en cm/s) que tendría el electrón en la
misma. Datos: e=1.6·10-19 C, me=9.1·10-31 kg.
5º
La hipótesis de Louis de Broglie, que asocia una onda para cada partícula, dio impulso a teorías superadoras del átomo de
Bohr. Calcúlese la longitud de onda asociada a una pelota de tenis de 150g de peso que posee una velocidad de 15m/s. Hágase
lo mismo para un electrón como el del ejercicio anterior. Compárense ambos resultados.
6º
Los pigmentos verdes de la clorofila de las plantas absorben luz, especialmente en los alrededores de 6600A. ¿Cuál es la
energía de un fotón de luz de esta longitud de onda? ¿Y de un mol de fotones?
7º
Sea el átomo de uranio (Z=92), escriba su configuración electrónica. Calcule los números cuánticos de los electrones número 5,
10, 15, 21, 34, 67, 70, 73, 89, 90 y 92.
8º
Escriba la configuración electrónica y el número cuántico de su último electrón de los elementos: C, Cl, Ca, I, Ag, Au y Ra.
(mirar números atómicos en tabla periódica)
9º
Los números cuánticos de 4 electrones son:
(4,0,0,1/2) (3,1,1,1/2) (3,2,-2,-1/2) (4,1,1,-1/2)
Identifique los correspondientes orbitales de cada electrón, ordénelos según su energia creciente, y enuncie el principio de
exclusión de Pauli.
10º Escribe los valores de los números cuánticos que definen los orbitales del subnivel 2p.
11º Un átomo posee un número másico de 31 (A=31), y un número atómico de 15 (Z=15). Calcúlese el número de electrones,
protones y neutrones presentes en dicho átomo.
12º Un átomo de antimonio, posee 51 electrones y 71 neutrones. Hallar su número atómico y su número másico.
13º Escríbanse las configuraciones electrónicas de los siguientes átomos:
S (Z=16), Sr(Z=38), Cl(Z=17), Ba(Z=56)
14º Se prepara en el laboratorio una muestra de uranio mezclando U 235 (masa=235.04 UMA) y U 238 (masa=238.05 UMA). Hallar
el peso atómico de esta mezcla, sintética, si en ella hay un 60% del isótopo mas pesado.
15º Calcular el peso atómico del Zr, que consiste en 5 isótopos cuyas masas y porcentajes se expresan a continuación:
Masa (u)
%
89.90
51.56
90.91
11.23
91.90
17.11
93.91
17.40
95.91
2.80
16º
a) ¿Cuál es el átomo más pequeño del grupo 3ª?
b) ¿Cual es el átomo más pequeño de los siguientes átomos: Te, In, Po, Sb? (consultar tabla periódica)
c) ¿Como esperaría que fuesen los tamaños del ión hidrógeno H+, y del ión H-, en comparación con los de los átomos de H y
de He?
d) Ordene las siguientes especies según los radios crecientes: Br, Li+, Se, Se2-.
e) Las especies que se dan a continuación son isoelectrónicas con el gas noble Kriptón. Ordenelas según los radios
crecientes y comente los principios en los que se basa para hacerlo, Rb +, Y3+, Br-, Kr, Sr2+, Se2-.
17º De entre los siguientes elementos e iones, cuales se requiere una mayor energia de ionización para arrancar al menos un
electrón, intente ordenarlos de menor energia de ionización a mayor. Na, Mg+, Al, P, P+, Cl-, Ar, Si3+.
18º De entre las siguientes parejas de elementos, indicar el más electronegativo usando las propiedades periódicas:
(Fe, O), (H, F), (Cl, N), (Ra, Al), (As, Bi), (Ti, Se)
¿Qué es la afinidad electrónica?
19º Justifique que especie de cada una de las parejas (átomos o iones) presenta mayor volumen:
a) (Fe, Kr) b) (Fe, K), c) (Fe, C) d) (Fe, Fe3+)
20º Dadas las siguientes especies CS2 (lineal), HCN (lineal), NH3 (piramidal) y H2 O (angular):
a)
escriba sus estructuras de Lewis
b)
Justifique su polaridad
21º Los puntos de ebullición del bromuro de hidrógeno y el fluoruro de hidrógeno son respectivamente –67 y 19.5 ºC
respectivamente. Formule ambas sustancias y explique porque si la masa molecular de la primera es mayor que la de la
segunda su punto de ebullición sin embargo es menor.
22º El compuesto EX 3 no tiene un momento dipolar, mientras que ZX3, si lo tiene. Si en ambos compuestos X es un elemento del
grupo 17, discuta razonadamente la veracidad de las siguientes afirmaciones.
a)
El compuesto EX 3 debe tener un doble enlace.
b)
El compuesto EX 3 debe tener forma plana con ángulos de enlace de 120º
c)
El átomo central de ZX3 , tiene pares de electrones sin compartir.
d)
Ambas combinaciones, ZX3 y EX 3 , son bases de Lewis.
23º Escriba la formula de las combinaciones de hidrógeno con los elementos del segundo periodo y discuta razonadamente la
polaridad del enlace y el carácter iónico-covalente de dichas combinaciones.
24º Escriba las estructuras electrónicas de los iones O2- y Mg 2+ , justifique que ión presenta mayor radio, defina las energías
implicadas en los procesos de formación del catión, y defina las energías implicadas en la formación del anion.
Problemas de Química propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Ácido - Base
1.- Una disolución de ácido cianhídrico (Ka = 6,3 10-10) tiene un ph de 5,1. Calcule:
a) La concentración de dicho ácido.
b) ¿Cuántos gramos de hidróxido sódico es necesario añadir a 100 ml de la
disolución anterior para su neutralización?
Datos: Masas atómicas: Na=23; O=16; H=1
2.- Calcula la constante de disociación de un ácido débil monoprótico 0,01 M sabiendo
que se disocia en un 13% y determine el valor del ph de la disolución. ¿Qué volumen
de disolución 0,02 M de hidróxido sódico será necesario para neutralizar
completamente a 10 ml de la disolución anterior?
3.-Justifique, mediante los equilibrios apropiados y sin necesidad de cálculos
numéricos, si las disoluciones acuosas de las siguientes sustancias tendrán ph ácido,
básico o neutro.
a) Cianuro sódico Ka (HCN) = 4,8 10-10
b) Nitrato potásico
c) Nitrato amónico Kb (NH3) =1,7 10-5
4.- Al disolver 0,23 g de ácido metanóico (fórmico) en 50 ml de agua se obtiene una
disolución de ph igual a 2,3. Calcule:
a) La constante de disociación de dicho ácido.
b) El grado de disociación del mismo.
Datos: Masas atómicas: C=12; O=16; H=1
5.- La constante de disociación de los ácidos láctico y benzóico, ambos monopróticos
es 1,4 10-4 y 6 10-5 respectivamente. Calcule:
a) La concentración que debe tener una disolución de ácido benzóico para dar un
ph igual al de una disolución de ácido láctico 0,1 M.
b) El grado de disociación del ácido benzóico en dicha disolución.
6.- Se toman 0,73 ml de una disolución de ácido clorhídrico de densidad 1,35 g/cm3 y
37% de riqueza en peso y se diluyen con agua destilada hasta 100 ml. Calcule:
a) El ph de la disolución resultante de mezclar 50 ml del ácido clorhídrico
preparado con otros 50 ml de hidróxido sódico 0,1 M.
b) El ph de la disolución resultante de mezclar los otros 50 ml del ácido clorhídrico
preparado con otros 25 ml de hidróxido sódico 0,1 M.
Datos: Masas Atómicas: Cl =35,5 ; H =1
7.- Se desea preparar 100 ml de una disolución de ácido nítrico de PH = 2,4. Para ello
se dispone de otra disolución de ácido nítrico de ph=0,3.
a) ¿Qué volumen habrá que tomar de esta disolución para preparar la disolución
deseada?
b) ¿Cuántos miligramos de hidróxido sódico habrá que añadir a esos 100 ml de
disolución para neutralizarla?.
Datos: Masas atómicas: Na= 23; O=16; H=1
8.- Se tiene una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) cuyo ph es 3,5.
Calcule:
a) los gramos de ácido contenidos en 500 ml de disolución.
b) El grado de disociación de dicho ácido.
Datos: Masas atómicas: C=12; O=16; H=1; Ka (acido acético) = 1,8 10-5
Problemas de Química propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Ácido - Base
9.- Calcule el ph de la disolución que resulta de añadir a 50 ml de ácido clorhídrico 0,1
M:
a) 100 ml de hidróxido sódico 0,05 M
b) 50 ml de hidróxido sódico 0,05 M.
10.- Teniendo en cuenta que el ácido fluorhídrico es un ácido débil, cuya constante de
disociación vale Ka = 10-3,2 , calcule en qué volumen de disolución deben estar
contenidos 2 gramos de dicho ácido para que el ph sea 2,1.
¿Cuál sería el grado de disociación de dicho ácido?
Si esos dos gramos estuviesen contenidos en 10 l de disolución, ¿cuál sería el ph y el
grado de disociación de la nueva disolución?
Datos: Masas atómicas: F=19; H=1.
11.- Clasifique por su acidez, de mayor a menor, las siguientes disoluciones:
a) pH =10
b) pOH =5
c) (OH-) =10-12 M
d) (H+) = 10-6 M
12.- Calcule el ph de las disoluciones obtenidas al mezclar:
a) 400 ml de ácido clorhídrico 0,01 M con 100 ml de hidróxido sódico 0,10 M.
b) 400 ml de ácido clorhídrico 0,10 M con 100 ml de hidróxido sódico 0,10 M.
13.- Una disolución de un ácido monoprótico en concentración 10-2 M, se encuentra
ionizado en un 3 %. Calcular:
a) el ph de la disolución.
b) La constante de disociación de dicho ácido.
14.- El ácido cloroacético (ClCH2 – COOH) en concentración 0,01 M y a 25 ºC se
encuentra disociado en un 31%.
Calcule:
a) La constante de disociación de dicho ácido.
b) El ph de la disolución.
15.- El ácido acetilsalicílico (aspirina), AH, es un ácido monoprótico débil cuya fórmula
empírica es C9O4H8. Calcule el ph de una disolución preparada disolviendo una tableta
de aspirina de 0,5 g en 100 ml de agua. Se supone que el ácido acetilsalicílico se
disuelve totalmente y que su constante de acidez Ka = 2,64 10-5.
16.- Calcule el ph de la disolución y el grado de disociación del ácido nitroso, en una
disolución obtenida al disolver 0,47 g de dicho ácido en 100 ml de agua.
¿Cuántos gramos de hidróxido sódico se necesitarán para neutralizar 25 ml de la
disolución anterior?
Datos: Ka = 5,0 10-4 ; Masas atómicas: N = 14; O = 16; H =1 ; Na = 23
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Químico
Ley de Chatelier
1.- Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o
falsas las siguientes afirmaciones:
a) Para la reacción N2 (g) + 3 H2 (g) ⇔ 2 NH3 (g) un aumento de
la presión, manteniendo constante las demás variables,
desplaza el equilibrio hacia la derecha.
b) Para una reacción, Kp nunca puede ser mas pequeña que kc.
c) Si en una reacción para la que la constante de equilibrio vale kc,
multiplicamos los coeficientes estequiométricos del ajuste por
dos, la constante de equilibrio también queda multiplicada por
dos.
2.- Para la reacción: N2O4 (g) ⇔ 2 NO2 (g) ; ∆H = 58,2 kJ
Si, una vez alcanzado el equilibrio, queremos aumentar la
concentración de dióxido de nitrógeno:
a) Habrá que calentar el sistema.
b) Habrá que incorporar un catalizador.
c) Habrá que modificar la estequiometría de la reacción.
d) Habrá que bajar la temperatura.
3.- El metanol se fabrica industrialmente por hidrogenación del
monóxido de carbono según:
CO (g) + 2 H2 (g) ⇒ CH3OH (g) ∆H = - 125 kJ
Razona, en cada uno de los casos siguientes, si la concentración del
metanol aumentará:
a) Al aumentar la temperatura.
b) Al aumentar la presión total.
c) Al añadir al sistema un catalizador positivo.
d) Al aumentar la presión parcial de H2.
4.- Para la siguiente reacción en equilibrio:
4 HCl (g) + O2 (g) ⇔ 2 H2O (g) + 2 Cl2 (g); ∆H <0
justifica razonadamente cuál será el efecto sobre la concentración de
HCl en el equilibrio en los siguientes casos:
a) aumentar la concentración de O2.
b) Disminuir la concentración de H2O.
c) Aumentar el volumen.
d) Reducir la temperatura.
e) Añadir un gas inerte como He.
f) Introducir un catalizador.
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Químico
Cálculos de Kc, Kp....etc.
5.- A 670 K, un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en
equilibrio de 0,003 mol de hidrógeno, 0,003 mol de yodo y 0,024 mol
de yoduro de hidrógeno, según:
H2 (g) + I2 (g) ⇔ 2 HI (g)
En estas condiciones, calcula:
a) El valor de Kc y Kp. Sol: Kc = Kp = 64
b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los
gases de la mezcla.
Sol: PT = 1,65 atm ; P (H2) = P(I2) = 0,165 atm ; P (HI) = 1,32 atm.
Datos: R = 0,082 atm l /mol K.
6.- Para el proceso: I2 (g) ⇔ 2 I (g) la constante de equilibrio a
1000K vale Kc = 3,76 10-5. Si se inyecta 1,00 mol de I2 en un
recipiente de 2,00 litros que ya contenía 5,00 10-3 mol de I, calcula
las concentraciones de I2 e I en el equilibrio a esa temperatura.
Sol: [I2]eq = 0,499 mol/l ; [I]eq = 4,33 10-3 mol/l
7.- En un recipiente de 5 litros se introducen 2,0 mol de PCl5 (g) y
1,0 mol de PCl3 (g). La temperatura se eleva a 250ºC,
estableciéndose el siguiente equilibrio:
PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
Sabiendo que Kc para la reacción a esa misma temperatura vale
0,042, se pregunta:
a) Calcular la concentración de Cl2 en el equilibrio. Sol: 0,056 M
b) Calcular el valor de Kp a esa misma temperatura. Sol: 1,8
c) Calcular el porcentaje (%) de disociación alcanzado por el PCl5.
Sol: 14%
Dato: R = 0,082 atm l /mol K
8.- En un matraz de 5 litros se introduce una mezcla de 0,92 mol de
N2 y 0,51 mol de O2. Se calienta la mezcla hasta 2200 K,
estableciéndose el equilibrio N2 (g) + O2 (g) ⇔ 2 NO (g). Teniendo en
cuenta que en estas condiciones reacciona el 1,09 % del nitrógeno
inicial ( con el oxígeno correspondiente), calcula:
a) La concentración de todos los compuestos en el equilibrio a
2200 K. Sol: [N2] = 0,182 M ; [O2] = 0,1 M ; [NO] = 4 10-3 M
b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura. Sol: Kp =
Kc = 8,8 10-4
Dato: R = 0,082 atm l /mol K
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Químico
9.- La síntesis de metanol (alcohol metílico) se basa en le equilibrio
siguiente:
CO (g) + 2 H2 (g) ⇔ CH3OH (g)
En un reactor cilíndrico de 1 litro de capacidad, se disponen 2 mol de
CO y 2 mol de hidrógeno, y se calienta el conjunto hasta 600 K.
Considerando que una vez alcanzado el equilibrio a esta temperatura,
se han formado 0,8 mol de metanol:
a) Calcula los moles de cada sustancia una vez alcanzado el
equilibrio. Sol: CO = 1,2 mol ; H2 = 0,4 mol ; CH3OH = 0,8 mol
b) Calcula el valor de Kp a 600 K. Sol : Kp = 1,74 10-3
c) Indica el efecto que producirá sobre el equilibrio un aumento de
volumen del recipiente (supón que el cilindro está provisto de
un pistón que permite la variación de su volumen). Razona la
respuesta.
Datos: R = 0,082 atm l /mol K <> 8,314 J / mol K
10.- A 400 ºC el amoniaco se encuentra disociado un 40% en
nitrógeno e hidrógeno cuando la presión del sistema es de 710 mm
Hg. Calcula para el equilibrio:
2 NH3 (g) ⇔ N2 (g) + 3 H2 (g)
a) Las presiones parciales de cada especie en el equilibrio cuando
la cantidad inicial de NH3 es de 4 moles.
Sol: P (NH3) = 0,400 atm ; P (N2) = 0,134 atm ; P (H2) = 0,400 atm
b) El valor de Kp. Sol: 0,0536
11.- En un recipiente cerrado de 400 ml, en el que se ha hecho el
vacío se introducen 2,032 g de yodo y 1,280 g de bromo. Se eleva la
temperatura a 150ºC y se alcanza el equilibrio:
Br2 (g) + I2 (g) ⇔ 2 IBr (g)
Calcula:
a) Las concentraciones molares y la presión total en el equilibrio.
Sol: [I2] = [Br2] = 2,14 10-3 M ; [IBr] = 0,036 M ; PT = 1,4 atm.
b) El valor de Kp para este equilibrio a 150 ºC. Sol: 280
Datos: Kc (150ºC) = 280 ; R = 0,082 atm l /mol K.
Masas Atómicas: Br = 79,9 ; I = 126,9.
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Químico
12.- En un recipiente de 0,4 litros se introduce 1 mol de N2 y 3 mol
de H2 a la temperatura de 780 K. Cuando se establece el equilibrio
para la reacción N2 + 3 H2 ⇔ 2 NH3, se tiene una mezcla con un 28 %
en mol de NH3. Determina:
a) El número de moles de cada componente en el equilibrio.
Sol: N2 = 0,562 mol ; H2 = 1,686 mol ; NH3 = 0,876 mol
b) La presión final del sistema. PT = 500 atm
c) El valor de la constante de equilibrio Kp. Sol: 1,12 10-5
Dato: R = 0,082 atm l /mol K
13.- A una determinada temperatura, en estado gaseoso, el cloro
reacciona con tricloruro de fósforo para formar pentacloruro de
fósforo:
PCl3 (g) + Cl2 (g) ⇔ PCl5 (g)
En un recipiente de dos litros, una mezcla de las tres especies en
equilibrio contiene, 132 g de PCl3, 56,8 g de Cl2 y 10,4 g de PCl5.
a) Calcula la constante de equilibrio, Kc, a esta temperatura.
Sol: 0,13
b) Explica si con estos datos se podría calcular la kp de este
equilibrio.
c) Calcula la nueva composición en equilibrio si el volumen se
reduce a la mitad. Sol: n (Cl2) = 0,76 mol ; n (PCl3) = 0,92 mol
; n (PCl5) = 0,09 mol
14.- En un matraz de 10 litros se introducen 2 mol de PCl5 a 162ºC.
Calcular:
a) La concentración de todas las sustancias en el equilibrio según la
reacción: 0,125 M ; 0,075M; 0,075 M
PCl5 (g) ⇔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
b) La presión total del matraz en el equilibrio. Sol: 9,8 atm
Datos: El matraz es de volumen constante; Kc = 0,054 a 162ºC;
R = 0,082 atm l /mol K
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Equilibrio Químico
15.-A 400ºC el hidrogenocarbonato de sodio, NaHCO3 se descompone
parcialmente según el siguiente equilibrio:
2 NaHCO3 (s) ⇔ Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)
Se introduce una cierta cantidad de NaHCO3 (s) en un recipiente
cerrado de 2 litros, en el que previamente se ha hecho el vacío; se
calienta a 400ºC y cuando se alcanza el equilibrio a esta temperatura,
se observa que la presión en el interior del recipiente es de 0,962
atm.
a) Calcula el valor de Kc y Kp. Sol: Kp = 0,231; Kc= 7,6 10-5
b) Calcula la cantidad (en gramos) de NaHCO3 (s) que se habrá
descompuesto. M(g) = 2,93
c) Si inicialmente hay 1,0 g de NaHCO3 (s), calcula la cantidad que
se habrá descompuesto tras alcanzarse el equilibrio. Sol: 1,0 g
Datos: Masas atómicas: H=1; C=12; O=16; Na=23;
R=0,082 atml/mol K
Reacciones Redox
1.Ajustar las siguientes ecuaciones de oxidación -reducción :
1.-KI + KNO2 + HCl ----- I2 + NO + KCl + H2O
2.-HNO3 + H2S ----- NO + S + H2O
3.-CuS + HNO3 ----- Cu (NO3)2 + S + NO + H2O
4.-K2Cr2O7 + HCl ----- KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
5.-Ca (ClO)2 + KI + HCl ----- I2 + CaCl2 + KCl + H2O
6.-Sn + HNO3 ----- SnO2 + NO2 + H2O
7.-Zn + As2O3 + H2SO4 ----- AsH3 + ZnSO4 + H2O
8.-Cl2 + NaOH + NaIO3 ----- NaIO4 + NaCl + H2O
9.-KMnO4 + KOH + NaI ----- K2MnO4 + NaIO3 + H2O
10.-KCl + KMnO4 + H2SO4 ----- KHSO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O
2.Formular y nombrar los siguientes compuestos :
a) arseniuro de litio.
h) HClO
b) manganato de calcio.
c) clorito de aluminio.
d) peróxido de bario.
e) arsenito amónico.
i) Ca3(PO4)2
j) Al2 (SO4)3
K) MgO2
L) Fe (NO2)2
Problemas de Electroquímica P.A.U.
Química 2º Bachillerato
Pilas
1.- Explica mediante las correspondientes reacciones qué sucede
cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una
lámina de: a) plata; b) cinc; c) hierro.
Datos: Eº(Zn2+/Zn)= -0,76 v; Eº(Fe2+/Fe0)=-0,44 v; Eº(Ag+/Ag)=0,80 v
2.- Para cada una de las siguientes reacciones, indica razonadamente
si se trata de reacciones de oxidación-reducción. Identifica, en su
caso, el agente oxidante y el reductor.
a) Fe + 2 HCl ⇒ Fe Cl2 + H2
b) Ca CO3 + 2 HNO3 ⇒ Ca (NO3)2 + CO2 + H2O
c) 2 Na Br + Cl2 ⇒ 2 NaCl + Br2
3.- En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
Experimento
Tubo 1
Tubo 2
Reactivos
Lámina de Cobre+ Disolución
de Zn (SO4)2
Lámina de Cobre+ Disolución
de Ag (NO3)
Resultados
No se observa reacción
La disolución se vuelve azul
a) Justifica, utilizando los potenciales estándar de reducción,
porqué no se observa reacción en el tubo 1.
b) Utilizando el método del ión-electrón, escribe la ecuación iónica
ajustada de la reacción que ha tenido lugar en el tubo 2,
indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.
c) Dibuja un esquema de la pila que podría construirse utilizando
la reacción del tubo 2 señalando el ánodo, el cátodo, y el
sentido del movimiento de los iones del puente salino.
Datos: Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 v; Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 v
4.- Los potenciales normales de reducción de los electrodos Zn2+/Zn y
Cd2+/Cd son respectivamente, -0,76 v y –0,4 v. Contesta
razonadamente:
a) ¿Qué reacción se produce si a una disolución acuosa 1 M de
Cd2+ se añade cinc metálico?
b) ¿Cuál es el potencial normal (ó estandar) de la pila formada con
estos dos electrodos?
c) ¿ Qué reacciones se producen en los electrodos de esta pila?
d) ¿Cuál es el ánodo y cuál es el cátodo en esta pila? ¿Cuál es el
polo positivo y cuál el polo negativo?
5.- Deduce a partir de los datos que se indican si, en condiciones
estándar, los iones Cr3+ oxidan al cobre metálico formando iones Cu2+
o si, por el contrario, es el Cu2+ quién oxida al cromo metálico para
formar Cr3+. Justifica la respuesta. Datos: Eº (Cr3+/Cr) = - 0,74 v; Eº
(Cu2+/Cu) = 0,337 v
Problemas de Electroquímica P.A.U.
Química 2º Bachillerato
Electrólisis
6.- Se quiere depositar electrolíticamente una capa de 0,005 mm de
oro sobre una moneda metálica que tiene una superficie total de 3
cm2. Para hacerlo, se introduce la moneda en un baño que contiene
iones Au3+, y se conecta a un circuito por el que circula una corriente
de 0,1 A.
a) Indica si la moneda actuará como ánodo o como cátodo.
b) Escribe la reacción que tendrá lugar en el electrodo.
c) Calcula la masa de oro que se depositará.
d) Determina el tiempo que tendrá que circular la corriente.
Datos: Masas Atómicas relativas: Au = 197 g/mol; densidad del oro
= 19,3 g/cm3 ; 1 Faraday = 96500 c
7.- Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II):
a) Calcula la intensidad de corriente que es necesario pasar a
través de la disolución para depositar 5 g de cobre en 30
minutos.
b) ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado?
8.- En una cuba electrolítica se hace pasar una corriente de 0,7
amperios a través de un litro de disolución de AgNO3 0,15 M durante
3 horas.
a) ¿Cuál es el peso de plata metálica depositada en el cátodo? Y
¿cuál la concentración de ión plata que queda finalmente en la
disolución?
b) Si en el ánodo se desprende oxígeno (O2), dibuja el esquema
de la cuba, el sentido de la corriente, y calcula cuál es el
volumen de este gas, medido en condiciones normales, que se
desprende durante el proceso.
Datos: Masa atómica: Ag = 107,8 g/mol; 1 Faraday = 96500 c;
R = 0,082 atm l /mol K.
9.- Calcula los moles de cloro (Cl2) gaseoso que se producen en la
electrolisis de una disolución acuosa concentrada de cloruro sódico si
se utiliza una corriente de 2 A durante 8 horas.
Datos: Masa atómica: Cl=35,5 g/mol; 1 F = 96500 c.
Estequiometría
10.- En disolución acuosa, en medio ácido, el permanganato potásico
reacciona con peróxido de hidrógeno para dar iones manganeso (II),
oxígeno y agua.
a) Ajusta la reacción por el método del ión – electrón e indica
quién es el oxidante y quién reductor.
b) Calcula el número de moles de permanganato potásico
necesarios para obtener 2 l de oxígeno medidos en condiciones
normales
Problemas de Electroquímica P.A.U.
Química 2º Bachillerato
11.- En una celda fotovoltáica se produce la siguiente reacción:
K2CrO7 + 7 H2SO4 + 6 Ag ⇒ Cr2 (SO4)3 + 7 H2O + 3 Ag2SO4 + K2SO4
a) Calcula el potencial estándar de la celda.
b) Calcula los gramos de sulfato de plata formados a partir de
2,158 g de plata.
c) Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de
concentración 1,47 g/l, calcula el volumen de la misma que se
necesita para oxidar 2,158 g de plata.
Datos: Eº (Cr2O72-/Cr3+) = 1,33 v; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 v; Masas
atómicas: Ag =107,9 g/mol; H =1 g/mol; O=16 g/mol; S=32
g/mol
12.- a) Ajusta la siguiente reacción utilizando el método ión –
electrón y nombra las sustancias que aparecen en ella:
PbO2 + Pb + H2SO4 ⇒ PbSO4 + H2O
c) Calcula el peso equivalente del PbO2.
d) Indica cuál es la semirreación de oxidación. ¿Porqué?
13.- Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de
ácido nítrico, se forma azufre, monóxido de nitrógeno y agua.
a) Explica cuáles son las especies oxidante y reductora y utilizando
el método del ión – electrón, escribe las semirreacciones redox
y la reacción global ajustada.
b) Si se comprueba que se han consumido 250 ml de ácido nítrico
5 M, ¿qué volumen de sulfuro de hidrógeno gaseoso, medido en
condiciones normales, habrá reaccionado?.
14.- Dada la reacción:
Cu + HNO3 ⇒ Cu(NO3)2 + NO + H2O
a) Ajustar la reacción por el método del ión – electrón.
b) Calcula la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros
de NO medidos a 750 mm Hg y 40ºC.
Datos: R=0,082 atm l /mol K; Masa atómica: Cu =63,5 g/mol
Ejercicios de Termoquímica:
1º El carbón de coque es un combustible industrial muy importante. Calcular cuanta energía se obtiene a partir de una tonelada
de carbón de coque. ∆H = −393.5 KJ/mol de formación del CO2.
2º La combustión completa del butano C4H10(g), se representa mediante la ecuación:
C 4 H 10 ( g ) +
13
O2 ( g ) → 4CO2 ( g ) + 5H 2O(l )
2
∆H = −2877 KJ
¿Cuanto calor, expresado en kilojulios, se desprende en la combustión completa de:
1.325g de butano?
28.4 L de butano medidos en condiciones estandar? (tomar butano como gas ideal)
12.6 L de butano medidos a 23.6ºC y 738 mmHg?
3º Después de su combustión completa, las siguientes sustancias ceden las cantidades de calor que se indican.
Exprese sus calores de combustión respectivos en kilojulios por mol de sustancia.
a) 0.584g de propano, proporcionan29.4KJ
b) 0.136g de alcanfor C10H16O, proporcionan 1.26 Kcal
c) 2.35mL de acetona, (CH3)2CO(l) (densidad ρ = 0.791g / mL ), proporcionan 58.3KJ.
4º La entalpía de la reacción de hidrogenación del acetileno (a 25ºC), para obtener etileno es ∆H = -174.5 KJ/mol y la
hidrogenación del etileno (también a 25ºC) para obtener etano es ∆H = −137.3 KJ/mol. ¿Cual será la entalpía de
hidrogenación del acetileno (a 25ºC) para obtener directamente etano?
5º El calor de combustión del metano, determinado mediante un calorímetro de bomba (a 298K) es ∆U = −885.40 KJ/mol.
Calcular el calor de combustión a presión constante, ∆H (a 298K y 1atm).
6º El calor de combustión de la glucosa (C6H12O6) formándose H2O (l), es: ∆H
comb = −2816 KJ/mol, a 25ºC y 1atm. Calcular
la entalpía de formación de la glucosa.
Datos: ∆H CO2 ( g ) = −393.5 KJ/mol ∆H H 2O ( l ) = −285.8 KJ/mol
7º La combustión del metano que es el componente principal del gas natural, se representa mediante la ecuación:
CH 4 ( g ) + 2O2 ( g ) → CO2 ( g ) + 2 H 2 O (l )
∆H = −890.3KJ
a) ¿Qué masa de metano, expresada en kilogramos, debe arder para que se libere un calor de 2.80·107J?
b) ¿Que cantidad de calor, expresada en kilojulios, se libera en la combustión completa de 1.65·104L de CH4 medidos a
18.6ºC y768 mmHg?
c) Si la cantidad de calor calculada en el apartado (b) pudiese transferirse al agua con 100% de eficiencia, ¿qué volumen de
agua, expresada en litros, podría calentarse de 8.8 a 60ºC?
8º Utilice la ley de Hess para determinar ∆H de la reacción
1
O2 ( g ) → CO ( g )
2
2) C ( grafito) + O2 ( g ) → CO2 ( g )
1) C ( grafito) +
CO( g ) +
1
O2 ( g ) → CO2 ( g ) sabiendo que:
2
∆H = −110.54 KJ
∆H = −393.51KJ
9º Conocida la siguiente información:
1
3
∆H 1
N 2 ( g ) + H 2 ( g ) → NH 3 ( g )
2
2
5
3
∆H 2
NH 3 ( g ) + O2 ( g ) → NO ( g ) + H 2O(l )
4
2
1
∆H 3
H 2 ( g ) + O2 ( g ) → H 2O(l )
2
Determine ∆H de la siguiente reacción, expresándola en función de ∆H 1 , ∆H 2 y ∆H 3
N 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO ( g )
∆H = ?
10º Utilice la ley de Hess para determinar
∆H de la reacción C3 H 4 ( g ) + 2 H 2 ( g ) → C3 H 8 ( g ) sabiendo que:
1
O2 ( g ) → H 2O(l )
2
2) C3 H 4 ( g ) + 4O2 ( g ) → 3CO2 ( g ) + 2 H 2O(l )
∆H = −285.8 KJ
3) C3 H 8 ( g ) + 5O2 ( g ) → 3CO2 ( g ) + 4 H 2O(l )
∆H = −2219.1KJ
1)
H 2 (g) +
∆H = −1937 KJ
11º A partir de los siguientes datos (todos a 298 K, 1 atm y en la misma concentración de las sustancias disueltas):
H 2 SO4 (aq ) + Zn( s ) → ZnSO4 (aq) + H 2 ( g )
∆H = −335.1KJ
2 H 2 ( g ) + O2 ( g ) → 2 H 2 O(l )
∆H = −571.6 KJ
H 2 SO4 (aq ) + ZnO( s ) → ZnSO4 (aq) + H 2 O(l )
∆H = −211.4 KJ
Calcular la entalpía de formación del óxido de cinc.
12º Calcular la entalpía de formación de las siguientes sustancias atendiendo a las energías medias de enlace:
Amoniaco, dióxido de carbono, agua, metano, eteno, butino, metanol, acetileno y etileno.
Energías medias de enlace en KJ/mol:
C-H:415 N-H:390 C-O:352 C=C:610 C ≡ C:830 C=O:730 O-H:460 C-C:347
13º
Para la descomposición del óxido de plata (a 298K y 1 atm) según la reacción:
1
Ag 2 O( s ) → Ag ( s) + O2 ( g )
2
∆H = 30.6 KJ
∆S = 60.2 J / K
Calcular:
a) El valor de incremento de ∆G .
b) La temperatura a la cual se anula ∆G (presión de 1atm) suponiendo que
c) A que temperatura será espontánea la reacción.
14º
∆H y ∆S no varían con la temperatura.
Calcula ∆G º a 25ºC para la fotosíntesis (reacción de CO2 con H2O) de un mol de glucosa (C6H12O6) sabiendo que
∆G f º de
la glucosa es –912KJ/mol: ¿Es la reacción espontánea?
(Datos en : ∆G fH 2 O = −237.2kJ / mol
∆G ofCO2 = −394.4kJ / mol )
o
15º Calcular la variación de entropía en la formación de un mol de agua a partir de la reacción de hidrógeno con oxígeno, a 25ºC y
−1
1atm. Datos: S º H 2O = 69.79 J ·mol ·K
16º
−1
S º H 2 = 130.7 J ·mol −1 ·K −1
S º O2 = 204.82 J ·mol −1 ·K −1
A 20ºC, los calores de combustión del grafito (C ), H 2 y CH 4 son, respectivamente, -94.2, -68.35, y –212,98 Kcal/mol.
Entre 0ºC y 600ºC, los calores molares de estas sustancias en cal/(mol·ºC) pueden expresarse por las ecuaciones:
c p (C ) = 1.10 + 4.8·10 −3 T − 1.2·10 −6 T 2
c p ( H 2 ) = 6.5 + 0.9·10 −3 T
c p (CH 4 ) = 5.34 + 11.5·10 −3 T
Hallar el calor de formación del metano a P constante y a 500ºC. Dato: ∆H T2 = ∆H T1 +
T2
∫
T1
c p dT
17º
¿Cuántas calorías se necesitan para calentar 200g de cobre desde 5ºC hasta 50ºC? Calor especifico del cobre 0.093 cal/g·K
18º
36g de hielo a 0ºC se vierten sobre 200g de agua a 25ºC. Calcúlese la temperatura final resultante. L f = 1435 cal/mol
19º
Determinar la entalpía de formación del ácido acético, a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes:
C ( s ) + O2 ( g ) → CO2 ( g )
∆H 1 = −94.1Kcal / mol
1
O2 ( g ) → H 2O(l )
2
CH 3COOH (l ) + 2O2 ( g ) → 2CO2 ( g ) + 2 H 2O(l )
∆H 2 = −68.3Kcal / mol
H 2 (g) +
20º
∆H 3 = −208Kcal / mol
Determinar la entalpía de reacción del siguiente proceso: 2 NO ( g ) + O2 ( g ) → 2 NO2 ( g )
Conociendo los calores de formación del NO
(∆H f = −21.6 Kcal / mol ) y del NO2 (∆H f = −8.03Kcal / mol )
21º
La entalpía de formación del metanol, en estado liquido, es − 57.02 Kcal / mol . Si el metanol queda en estado de vapor,
la entalpía de formación es entonces − 48.08 Kcal / mol . Con estos datos, calcular la entalpía de vaporización del metanol
a 25ºC. (los datos están dados a 25ºC)
22º
La molécula de nitrógeno es particularmente estable. Conociendo las energías de enlace en Kcal / mol de
N ≡ N (225) ,
N − H (93) , de H − H (104) y de N − N (38) calcular la entalpía de la hipotética reacción de hidrogenación del
N 2 para dar H 2 N − NH 2 (Hidracina)
de
23º
Para los gases reales se suele usar mejor la ecuación de Van der Waals.
⎛
n2a ⎞
⎜⎜ P + 2 ⎟⎟(V − nb ) = nRT Donde a y b son unas constantes respectivas a cada gas. La expresión (V − nb ) es un
V ⎠
⎝
correctivo en la ecuación de los gases ideales por no considerar que las partículas del gas ocupan un volumen, y el correctivo
⎛
a la presión en la ecuación de los gases ideales ⎜⎜ P +
⎝
n2a ⎞
⎟ se debe a la alteración que producen las fuerzas
V 2 ⎟⎠
intermoleculares que alteran los choques de las moléculas con el recipiente.
Calcular la presión que ocupa un mol de Cl 2 ( g ) , según la ecuación de los gases ideales (primero) y según la ecuación de
Van der Waals (después) y comparar, cuando se encuentra ocupando un volumen de 2 L a 273K. Los valores de a y b son
a = 6.49 L2 ·atm·mol −2 y b = 0.0562 L·mol −1 . La constante R de los gases ideales es igual en la ecuación de Van der
Waals que en la ecuación de los gases ideales.
24º
En el metabolismo de la glucosa,
C6 H 12O6 , se obtienen CO2 ( g ) y H 2O(l ) como productos. El calor liberado en el
proceso se transforma en trabajo útil con un rendimiento del 70%. Calcule la masa de glucosa metabolizada por una persona
de 58Kg que sube a una montaña de 1450m. Suponga que el trabajo realizado al subir es aproximadamente 4 veces el
necesario para simplemente elevar 58Kg a 1450m de altura. ∆H fglu cos a = −1273.3kJ / mol
o
25º
De las siguientes reacciones, cada una de ellas a 1 atmósfera de presión:
1
1
H 2 ( g ) + I 2 ( g ) → HI ( g )
2
2
2 NO2 ( g ) → N 2O4 ( g )
∆H = +25.94kJ
∆S = 34.63·10 −2 kJ / K
∆H = −58.16kJ
∆S = −73.77·10 −2 kJ / K
S ( s) + H 2 ( g ) → H 2 S ( g )
∆H = −16.73kJ
∆S = 18.19·10 −2 kJ / K
a) Determinar las que son espontáneas a todas las temperaturas
b) Determinar las que son espontáneas a bajas temperaturas y no espontáneas a altas temperaturas.
c) Determinar las que son espontáneas a altas temperaturas y no espontáneas a bajas temperaturas.
26º
Determine la energia libre de Gibbs a 25ºC para la reacción de combustión de 1mol de monóxido de carbono, e indique si es
o no un proceso espontáneo. Datos:
∆H of (CO2 ( g )) = −393.5kJ ·mol −1
∆H of (CO ( g )) = −110kJ / mol −1
S o (CO2 ( g )) = 213 J ·mol −1 K −1
S o (CO ( g )) = 197.9 J ·mol −1 K −1
S o (O2 ( g )) = 205 J ·mol −1 K −1
27º
El calor de combustión de un hidrocarburo C 4 H 6 es ∆H º = −2001kJ / mol . Utilizando los datos adjuntos, justifique si
se trata de un isómero con dos dobles enlaces o de otro con un enlace triple, o un error experimental en la obtención de este
dato.
28º
∆H º (C − C ) = 348kJ / mol
∆H º (C = C ) = 619kJ / mol
∆H º (C ≡ C ) = 812kJ / mol
∆H º (C − H ) = 413kJ / mol
∆H º (O − H ) = 463kJ / mol
∆H º (O = O) = 494kJ / mol
∆H º (C = O) = 707kJ / mol
La entalpía de combustión del butano es ∆H c = −2642kJ ·mol
−1
, si todo el proceso tiene lugar en fase gaseosa:
a) Calcule la energia media del enlace O − H .
b) Determine el número de bombonas de butano (6 kg de butano por bombona) que hacen falta para calentar una piscina de
50m3 de 14ºC a 27ºC.
Datos:
∆H º (C − C ) = 346kJ / mol
∆H º (C = O) = 730kJ / mol
∆H º (C − H ) = 413kJ / mol
−1
ce ( agua ) = 4.18kJ ·K ·kg
−1
∆H º (O = O ) = 487 kJ / mol
ρ (agua ) = 1kg / L
29º
Las entalpías de formación estandar del vapor de agua y del monóxido de carbono son respectivamente –---241kJ/mol y –
119.5kJ/mol. Calcule el calor obtenido al reaccionar un kilo de carbono con vapor de agua en exceso para dar monóxido de
carbono e hidrógeno.
30º
Sabiendo que las entalpías de combustión estandar del hexano liquido, carbono sólido e hidrógeno gaseoso son
respectivamente –4192, -393.1 y -285.8kJ/mol. Calcular:
a) la entalpía estandar de formación del hexano liquido
b) el número de moles de hidrógeno consumidos en la formación de una cantidad de hexano liquido que libera una
energia de 30kJ en su combustión.
31º
La descomposición térmica del clorato de potasio origina cloruro de potasio y oxigeno. Después de ajustar la reacción,
calcule la energia calorífica desprendida cuando se obtienen en el laboratorio 50 litros de oxigeno, medidos a 25ºC y una
atmósfera de presión.
Datos: ∆H fClK ( s ) = −436.5kJ / mol
∆H fKClO ( s ) = −391.2kJ / mol
3
Soluciones:
1º -3.28·107 KJ
2º a) 65.59KJ; b) 3.65·103KJ; c) 1.45·103KJ
3º a) –2.22·103KJ; b)–5.9·103KJ/mol; c) –1.82·103KJ/mol
4º ∆H = -311.8KJ/mol
5º ∆H = -890.35KJ/mol
6º ∆H f = -1260KJ/mol
o
7º a) 504 Kg; b)-6.21·105KJ; c) 2.9·103 L
8º ∆H = -282.97KJ
9º 2∆H 1 + 2∆H 2 − 3∆H 3
10º
∆H = -290KJ
11º ∆H f = -409.5 KJ/mol
o
13º a) 12.66KJ; b) T=508K; c) Por encima de 508K
14º ∆G º = +2877.6KJ No es espontánea
15º ∆S º = -163.32 J·mol-1·K-1
16º -15.1 Kcal/mol
17º 837 cal
18º 9ºC
19º -116.8Kcal/mol
20º +27.1 Kcal/mol
21º 8.94 Kcal/mol
22º +23 Kcal/mol
23º VW:9.9atm GI:11.2atm
24º 678.6g/mol
25º a) tercera b) Segunda c) primera
26º ∆G º = 256 kJ/mol
27º un error experimental
28º a) 548.15 kJ/mol b) 8.41 bombonas
29º 6750 kJ
30º
31º
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Termoquímica
1.- Para una determinada reacción es ∆Hº >0 y ∆Sº <0, las cuales
pueden considerarse constantes con la temperatura. Razona la
espontaneidad de esa reacción con la temperatura.
2.- Considera la combustión del carbón, del hidrógeno y del metanol.
a) Ajusta las reacciones de combustión de cada sustancia.
b) Indica cuáles de los reactivos o productos tienen entalpía de
formación nula.
c) Escribe las expresiones para calcular las entalpías de
combustión a partir de las entalpías de formación que
consideres necesarias.
d) Indica cómo calcular la entalpía de formación del metanol a
partir únicamente de las entalpías de combustión.
3.- La reacción principal del método de contacto en la fabricación de
ácido sulfúrico es la oxidación catalítica del dióxido de azufre que se
lleva a cabo a una temperatura de unos 400 ºC:
2 SO2 (g) + O2 (g) ⇔ 2 SO3 (g) ; ∆H = - 198,2 kJ
a) ¿Qué cantidad de energía se desprendería en la oxidación de
74,6 g de dióxido de azufre si la reacción se realizara a
volumen constante?
b) Predice justificadamente el signo de la variación de entropía de
dicha reacción.
c) Justifica porqué la disminución de la temperatura favorece la
espontaneidad de dicho proceso.
Datos: R = 8,31 10-3 kJ mol-1 K-1. Masa molar del SO2 = 64,0 g mol-1.
4.- La gasolina realmente es una mezcla compleja de hidrocarburos,
pero vamos a considerarla como si estuviera formada exclusivamente
por hidrocarburos saturados de fórmula C8H18.
a) Escribe la reacción de combustión de la gasolina.
b) Calcula la cantidad de energía, en kilojulios, que se
desprenderá en la combustión de 40 kg de gasolina.
Sol: -1,78 106 kJ
c) Calcula la masa de CO2, en kilogramos, que se desprende a la
atmósfera en esa combustión. Sol: 123,5 kg de CO2
Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16.
Entalpías de formación:
H2O (g) = - 242 kJ/mol;
CO2 (g) = - 394 kJ/mol;
C8H18 (l) = - 250 kJ/mol
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Termoquímica
5.- El benceno líquido, C6H6, puede obtenerse, a la presión de 15 atm
y 25ºC, a partir de etino o acetileno gas, C2H2, mediante la reacción
no ajustada: C2H2 (g) ⇔ C6H6 (l)
La variación de entalpía que se produce en este proceso es de –631
kJ/mol.
Calcula:
a) La entalpía molar de la reacción de combustión del C6H6 (l) si la
entalpía molar de combustión del C2H2 (g) es – 1302,1 kJ/mol.
Sol: - 3275,3 kJ
b) El volumen de etino, medido a 25ºC y 0,5 atm, necesario para
obtener 0,25 l de benceno. Sol: V = 445,71 l de C2H2
Datos: R = 0,082 atm l /mol K; densidad del benceno = 0,95 kg/l.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1
6.- El etano se puede sintetizar por hidrogenación del eteno según la
reacción:
C2H4 (g) + H2 (g) ⇒ C2H6 (g)
A partir de los datos siguientes de entalpías de formación y entropías
estándar, calcula los valores de ∆Hºr y de ∆Sºr para esa reacción e
indica razonadamente si será espontánea a 25 ºC:
∆Hºf (kJ/mol)
Sº (kJ/mol)
C2H4 (g)
52,3
209
H2 (g)
130,6
C2H6 (g)
-84,9
229
Sol: ∆Hºr = -137,2 kJ ; ∆Sºr = - 0,1106 kJ/K ; ∆Gº = - 104,2 KJ
7.- Calcula la variación de energía interna (∆Uº) para la reacción de
combustión del benceno líquido, C6H6 (l), si el proceso se realiza a
presión de 1 atm y 25ºC. Sol: ∆Uº = - 3261,3 kJ.
Datos:
Entalpías de formación:
H2O (l) = - 286 kJ/mol;
CO2 (g) = - 393 kJ/mol;
C6H6 (l) = + 49 kJ/mol.
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Termoquímica
8.- La combustión del acetileno, C2H2 (g), produce dióxido de carbono
y agua.
a) Escribe la ecuación química correspondiente al proceso.
b) Calcula el calor molar de combustión del acetileno y el calor
producido al quemar 1,00 kg de acetileno. Sol:- 4,82 104 kJ
Datos:
Entalpías de formación:
H2O (g) = - 241,8 kJ/mol;
CO2 (g) = - 393,5 kJ/mol;
C2H2 (g) = + 223,75 kJ/mol.
9.- Determina la variación de entalpía y entropía para la combustión
del etanol.
C2H5OH (l) + 3 O2 (g) ⇒ 2 CO2 (g) + 3 H2O (l)
Datos:
∆Hºf (kJ/mol)
Sº (J mol-1 K-1)
C2H5OH (l)
- 277,7
160,7
H2O (l)
- 285,8
69,9
CO2 (g)
- 393,5
213,6
Sol: ∆Hºr = - 1366,7 kJ ; ∆Sºr = - 138,8 J K-1
10.- Las entalpías estándar de formación de propano (g), de dióxido
de carbono(g) y de agua (l) son – 103,75 kJ/mol, - 393,7 kJ/mol y –
285,9 kJ/mol, respectivamente.
a) Escribe las reacciones químicas ajustadas correspondientes a
los procesos de formación de dichas sustancias para los valores
de entalpías dados.
b) Calcula el calor correspondiente a la combustión de 26 gramos
de propano e indica el volumen de dióxido de carbono formado
en dicha combustión así como la masa de oxígeno consumida,
medidos en condiciones normales. Justifica si se desprende o se
absorbe calor en el proceso.
Sol: ∆Hºr = - 2221 kJ ; V = 39,6 l ; m = 283,2 g
Datos: Masas atómicas relativas: C = 12; O = 16; H =1
O2 (g)
205
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Termoquímica
11.- Sabiendo que la combustión de 1 g de TNT libera 4600 kJ y
considerando los valores de entalpías de formación que se
proporcionan, calcula:
a) La entalpía estándar de combustión del CH4. Sol: - 803 kJ
b) El volumen de CH4, medido a 25ºC y 1 atm de presión, que es
necesario quemar para producir la misma energía que 1 g de
TNT. Sol: 140 l
Datos:
Entalpías de formación:
H2O (g) = - 242 kJ/mol;
CO2 (g) = - 394 kJ/mol;
CH4 (g) = - 75 kJ/mol
12.- Las entalpías de formación estándar del CO2, H2O y C3H8 son
respectivamente, - 393,5; - 285,8 y – 103,852 kJ mol-1.
a) Escribe la reacción de combustión del propano.
b) Calcula la entalpía estándar de combustión del propano.
Sol: - 2220 kJ
c) Determina la masa de este gas necesaria para obtener 1000 kg
de óxido de calcio por descomposición térmica de carbonato
cálcico si: Sol: 63,2 kg
CaCO3 (s) ⇒ CaO (s) + CO2 (g) ∆Hº = 178,1 kJ
Datos:
Masas Atómicas: Ca = 40 ; C = 12 ; O = 16.
13.- En un horno de obtención de cal, CaO, se utiliza propano como
combustible.
a) Escribe la reacción de combustión del propano y calcula el calor
de combustión del mismo. Sol: ∆Hºc = - 2221 kJ
b) En el horno se produce la reacción:
CaCO3 (s) ⇒ CaO (s) + CO2 (g) ; ∆H = 179 kJ
Si el rendimiento del proceso es del 40%, calcula la cantidad de
propano que hay que quemar para descomponer 100 kg de carbonato
de calcio. Sol: 201,7 moles <> 8875 g de C3H8
Datos: Masas Atómicas: C = 12; O = 16 ; H = 1; Ca = 40.
Entalpías de formación:
∆Hºf (H2O) (g) = - 285,8 kJ/mol;
∆Hºf (CO2) (g) = - 393,8 kJ/mol;
∆Hºf (C3H8) (g) = - 103,6 kJ/mol.
Problemas Química
Propuestos en las P.A.U.
Termoquímica
14.- El Trinitrotolueno (TNT), C7H5(NO2)3, es un explosivo muy
potente que presenta como ventaja frente a la nitroglicerina su
mayor estabilidad en caso de impacto. La descomposición explosiva
del TNT se puede representar mediante la siguiente ecuación:
2 C7H5(NO2)3 (s) ⇒ 7 C (s) + 7 CO (g) + 3 N2 (g) + 5 H2O (g)
a) Calcula el calor producido al “explotar” 2,27 kg de TNT.
Sol: 6260 kJ
b) Calcula el volumen total (en litros) ocupado por los gases
liberados en dicha explosión a 500ºC y 740 mm Hg.
Sol: 651 litros
Datos: Masas Atómicas: H = 1; C =12; O =16; N =14.
R = 0,082 atm l/mol K; 1 atm = 760 mm Hg.
Entalpías de formación:
∆Hºf [(H2O)] (g) = - 241,6 kJ/mol;
∆Hºf [(CO)] (g) = - 110,3 kJ/mol;
∆Hºf [TNT] (s) (g) = - 364,1 kJ/mol.
TEMA 1
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
EN QUIMICA ORGANICA
1. Concepto y origen de la Química Orgánica.
2. Evolución histórica de la Química Orgánica.
3. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas.
4. Electronegatividad y polarización del enlace.
5. Carga formal.
6. Estructuras de resonancia.
6.1. Contribución de las estructuras resonantes.
6.2. Cómo dibujar estructuras resonantes
3
Fundamentos de Química Orgánica
TEMA 1. CONCEPTOS FUNDAMENTALES EN QUIMICA ORGANICA.
1. Concepto y origen de la Química Orgánica. 2. Evolución histórica de la Química
Orgánica. 3. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas. 4.
Electronegatividad y polarización del enlace. 5. Carga formal. 6. Estructuras de
resonancia. 6.1. Contribución de las estructuras resonantes. 6.2. Cómo dibujar
estructuras resonantes
1. Concepto y origen de la Química Orgánica.
La
Química
Orgánica
se
ocupa
del
estudio
de
las
propiedades
y
transformaciones de los compuestos que contienen el elemento carbono. El elevado
número y complejidad de estos compuestos se debe a las características de
enlazamiento del carbono, que puede formar enlaces hasta con cuatro átomos más.
Además, este elemento se puede unir a otros átomos de carbono para dar lugar a
largas cadenas constituidas por cientos e incluso miles de átomos. El carbono puede
formar enlaces estables con muchos átomos distintos de la tabla periódica y además,
puede formar diferentes tipos de enlaces: simples, dobles o triples. La diversidad de la
química que tiene como base el carbono no es sorprendente si se piensa en las
diferencias que presentan las formas del carbono elemental: diamante y grafito. El
diamante es duro e incoloro mientras que el grafito es suave y negro. Estas diferencias
en las propiedades de las distintas formas del carbono son consecuencia de las
diferencias estructurales que presentan dichas formas.
La Química Orgánica, junto con la Bioquímica, es la ciencia básica que permite
explicar los procesos químicos que tienen lugar en los organismos vivos. De hecho, el
nombre Química Orgánica proviene de la antigua creencia de que ciertas sustancias
sólo podían ser producidas por organismos vivos.
2. Evolución histórica de la Química Orgánica.
Los pueblos prehistóricos hicieron uso de las propiedades de algunos
compuestos orgánicos y realizaron algunas reacciones químico-orgánicas. Los
antiguos egipcios, los romanos y los fenicios emplearon varios colorantes que eran
verdaderos compuesto químicos puros: el índigo, la alizarina y la legendaria púrpura
de Tiro. Los dos primeros colorantes se aislaron de las plantas y el último se obtuvo en
pequeñas cantidades a partir de una especie rara de molusco.
Desde muy antiguo se sabía que la grasa animal se podía convertir en jabón por
tratamiento con lejía. Hasta época tan reciente como 1948, los químicos orgánicos no
pudieron sintetizar productos que fueran capaces de competir con el jabón
(detergentes)
4
Tema 1
La fermentación del almidón y de los azúcares para obtener alcohol se conoce
desde tiempos prehistóricos y el método que se aplica en la actualidad no difiere
mucho del que se ideó hace cientos de años.
La Química Orgánica, tal y como hoy la conocemos, arranca de finales del siglo
XVIII cuando se inició el aislamiento de sustancias orgánicas de extractos de origen
natural. En este orden de cosas son dignos de mención los estudios que el alemán
Carl Scheele llevó a cabo entre los años 1769 a 1786 sobre aislamiento de diversos
compuestos orgánicos de fuentes naturales.
En 1784, Lavoisier ideó un método, basado en la combustión de la materia
orgánica, que permitía determinar los porcentajes de carbono, hidrógeno, oxígeno y
nitrógeno que constituían los compuestos orgánicos.
En 1807, el químico sueco Berzelius denominó, con el nombre de compuestos
orgánicos, a aquellos compuestos derivados de los seres vivos o de la materia viva.
Durante todo el siglo XIX, Berzelius y otros químicos creyeron que tales compuestos
poseían una fuerza vital y que, por tanto, sería imposible sintetizar un compuesto
orgánico a partir de materiales inorgánicos. La teoría de la fuerza vital fue declinando a
medida que la aportación creciente de datos analíticos evidenciaba que las leyes
químicas que gobernaban el comportamiento de la materia inorgánica eran también
válidas para los compuestos orgánicos.
La teoría de la fuerza vital sufrió un gran revés en 1828, año en el que Wöhler
consiguió sintetizar la urea por descomposición térmica del isocianato amónico.
Según la clasificación de Berzelius la urea era un compuesto orgánico, poseedor de
fuerza vital y, por tanto, imposible de ser sintetizado a partir de compuestos
clasificados como inorgánicos:
O
∆
NH4 OCN
isocianato amónico
H2N
NH2
urea
La síntesis de la urea obligó a un replanteamiento de la definición de compuesto
orgánico, pasándose a denominar como tal todo compuesto que contuviese carbono
en su estructura.
Durante el primer tercio de siglo XIX investigadores como Gay-Lussac, Liebig y
Berzelius descubrieron y perfeccionaron nuevos métodos analíticos que permitieron
determinar la clase de elementos, así como su proporción, que constituían los
compuestos orgánicos.
Hacia mitad del siglo XIX, el desarrollo incipiente de la síntesis orgánica permitió
la preparación de compuestos orgánicos a partir de materiales de partida
relativamente simples.
Fundamentos de Química Orgánica
5
Uno de los aspectos de la Química que se resistía a los esfuerzos de las mentes
más brillantes del siglo XIX era el relacionado con la estructura de los compuestos
orgánicos. Se sabía, por ejemplo, que el alcohol etílico y el dimetiléter tenían la misma
fórmula molécular, C2H6O, pero mientras que el primero es un líquido con punto de
ebullición 78°C, el segundo es un gas. Los químicos del siglo XIX pensaron que las
diferentes propiedades químicas que presentaban compuestos con la misma fórmula
molecular se tenían que deber a la forma en la que se ordenaban los átomos en la
estructura molecular.
Teoría estructural de Kekulé: fórmulas estructurales.
En 1858 Kekulé propuso una teoría estructural que permitía asignar la estructura
de los compuestos orgánicos más simples. Esta teoría se basaba en la tetravalencia
del átomo de carbono y en el concepto de enlace químico, y fue la base de partida
para la asignación de las estructuras de moléculas orgánicas sencillas, tales como el
metano, el etano o el propano. La teoría estructural de Kekulé permitó explicar el
fenómeno de la isomería, es decir la presencia de diferentes propiedades físicas y/o
químicas en compuestos con la misma fórmula molecular.
En 1916, la introducción del concepto de enlace covalente por el químico
estadounidense Lewis proporcionó la base que permitió relacionar las estructuras de
las moléculas orgánicas y sus propiedades químicas.
3. Representación de Lewis de las moléculas orgánicas.
Según Lewis una capa llena de electrones es especialmente estable y los
átomos transfieren o comparten electrones para tratar de alcanzar una capa llena de
electrones y alcanzar, así, la estructura electrónica estable similar a la del gas noble
más próximo, que normalmente contiene 8 electrones en su capa más externa. La
tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica externa de 8 electrones
se la conoce como regla del octeto.
Cuando dos átomos comparten dos electrones entre sí se forma entre ellos un
enlace covalente. Los átomos, de acuerdo con su configuración electrónica, pueden
cumplir la regla del octeto con pares de electrones compartidos (electrones
enlazantes) y pares de electrones sin compartir (electrones no enlazantes).
Las estructuras de Lewis utilizan un punto para representar a un electrón de
valencia, y un par de puntos o una línea para representar a pares de electrones. A
continuación, se indica la representación de Lewis de algunas moléculas orgánicas,
como el etano, la metilamina, el metanol y el clorometano. Nótese que estas tres
últimas contienen átomos que consiguen su octeto electrónico mediante la suma de
Tema 1
6
electrones enlazantes y no enlazantes, como el caso del átomo nitrógeno de la
metilamina, del átomo de oxígeno del metanol, o del átomo de cloro del clorometano.
Representación de Lewis de algunos compuestos orgánicos
H H
H C C H
H H
H
H C N H
H H
Etano
Metilamina
H H
H C C O
H
H H
Etanol
H
H C Cl
H
Clorometano
Como se acaba de ver, cuando se comparte un par de electrones entre dos
átomos se forma un enlace simple. Muchas moléculas orgánicas contienen átomos
que comparten dos pares electrónicos, como la del etileno, y se dice que estos átomos
están unidos mediante un enlace doble. También hay estructuras orgánicas con
átomos que comparten tres pares de electrones, como los de la molécula de acetileno,
y en este caso se dice que el enlace entre los átomos es un triple enlace.
Representación de Lewis del etileno y del acetileno
H
H
C C
H
H
etileno
H C C H
acetileno
4. Electronegatividad y polarización del enlace.
Cuando dos átomos comparten por igual los dos electrones del enlace covalente
se dice que el enlace es no polar, como ocurre en el enlace covalente de la molécula
de hidrógeno, en el enlace covalente de la molécula de cloro, o en el enlace covalente
carbono-carbono del etano. Sin embargo, la mayor parte de los enlaces covalentes
están formados por dos átomos diferentes, de manera que los electrones del enlace
son atraídos con mayor intensidad por uno de los dos átomos que forman el enlace.
Cuando esto ocurre el enlace covalente se denomina enlace polar. Por ejemplo,
cuando el carbono se enlaza al cloro el par de electrones del enlace se encuentra
atraído con más intensidad por el átomo de cloro, de manera que sobre el átomo de
carbono aparece una pequeña carga parcial positiva y sobre el átomo de cloro
aparece una cantidad igual de carga negativa. En la siguiente figura se indica el enlace
covalente polar C-Cl de la molécula de clorometano. La polaridad del enlace se indica
con una flecha que dirige su punta hacia el extremo negativo del enlace polar y un
signo mas (+) en el extremo positivo del enlace.
7
Fundamentos de Química Orgánica
H
H µ
+
Cδ+ Cl
δ−
H
Clorometano
La polaridad del enlace se mide mediante su momento dipolar (µ) que se define
como la cantidad de diferencia de carga multiplicada por la longitud del enlace. El
símbolo δ+ quiere decir una pequeña cantidad de carga positiva y el símbolo δ- quiere
decir una pequeña cantidad de carga negativa.
A fin de predecir si un enlace covalente va a ser polar se recurre a la
comparación de las electronegatividades de los átomos que forman el enlace. La
electronegatividad se define como la tendencia del núcleo atómico a la atracción de
electrones.
Pauling desarrolló una escala de electronegatividades relativas para la mayoría
de los átomos. En el Sistema Periódico la electronegatividad aumenta de izquierda a
derecha y disminuye al bajar en una columna, por lo que el flúor es el elemento más
electronegativo. A continuación, se da una tabla de electronegatividades para los
principales átomos de interés en Química Orgánica.
H
2.2
Li
Be
B
C
N
O
F
1.0
1.6
1.8
2.5
3.0
3.4
4.0
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
0.9
1.3
1.6
1.9
2.2
2.6
3.2
Br
3.0
I
2.7
Como se deduce de la tabla anterior, un enlace C-H debería estar muy poco
polarizado, puesto que la electronegatividad del hidrógeno y del carbono es similar.
Sin embargo, los halógenos, el oxígeno y el nitrógeno, que son heteroátomos que
suelen aparecer en las estructuras orgánicas, son más electronegativos que el
carbono y, por tanto, los enlaces C-halógeno, C-O y C-N son polares. A continuación,
se representan las estructuras de Lewis de las moléculas de fluoruro de hidrógeno
(HF), agua (H2O) y amoníaco (NH3) con indicación de la polaridad de los enlaces. La
8
Tema 1
molécula de metano se puede considerar que está constituida por enlaces C-H muy
poco polarizados:
δ+
δ−
H
F
δ+
H
δ−
δ+
δ+
δ+
H
H O H
H
δ+
N
H
H
C
δ−
fluoruro de
hidrógeno
agua
H
H
amoniaco
metano
En algunos de los temas de esta asignatura se dará una representación del
contorno de densidad electrónica de determinadas moléculas. La asimetría en la
distribución de carga se indicará con un sistema de colores que varía de tonalidad
según el valor del potencial electrostático: el color rojo indica una zona de la estructura
con elevada densidad de carga negativa, debido a presencia de átomos muy
electronegativos, mientras que un color azul indica una zona de la estructura con
déficit de carga debido a la presencia de átomos poco electronegativos. En la siguiente
figura se muestra esta variación del color respecto al signo del potencial:
rojo
<
naranja
<
amarillo
potencial electrostático
más negativo
<
verde
<
azul
potencial electrostático
más positivo
En la siguiente figura se muestran los contornos de potencial electrostático que
presentan las moléculas descritas anteriormente:
El enlace H-F del fluoruro de hidrógeno está fuertemente polarizado y la
densidad de carga a lo largo del enlace entre el flúor y el hidrógeno está desplazada
hacia el átomo más electronegativo (flúor) creando un potencial electrostático negativo
alrededor de dicho átomo (color rojo) y en consecuencia un potencial electrostático
positivo alrededor del hidrógeno (color azul).
9
Fundamentos de Química Orgánica
Lo mismo ocurre en el caso de la molécula de agua, en el que la mayor
electronegatividad del oxígeno provoca la polarización de los enlaces O-H.
El caso del amoníaco es similar al de la molécula de agua: el nitrógeno es más
electronegativo que el hidrógeno y, por tanto, los tres enlaces N-H son polares. La
densidad de carga se halla desplazada hacia el nitrógeno lo cual se ve perfectamente
en el diagrama de contorno de potencial electrostatíco por la aparición de una zona de
color rojo en la parte superior de la figura (posición del nitrógeno), y la aparición de
una zona de color azul en la parte inferior donde se encuentran los tres átomos de
hidrógeno.
Por último, en el metano no existen enlaces polares debido a la similar
electronegatividad del átomo de carbono y el de hidrógeno. La distribución simétrica
de la densidad de carga conlleva la aparición de un potencial electrostático más bien
neutro (verde) alrededor de todos los átomos de la molécula.
5. Carga formal.
En los enlaces polares las cargas parciales sobre los átomos son reales. Sin
embargo,
cuando se dibujan
determinadas
estructuras químicas,
según la
representación de Lewis, aparecen cargas eléctricas asociadas a algunos átomos,
denominadas cargas formales. Las cargas formales permiten contar el número de
electrones de un átomo determinado de una estructura., y se calculan según la
siguiente ecuación:
Carga formal = nº electrones capa de valencia - nº electrones no compartidos +
nº electrones enlazantes
2
A continuación, aparecen indicadas las estructuras de Lewis del anión carbonato
y del nitrometano. Se puede apreciar que sobre dos de los átomos de oxígeno del
anión carbonato aparecen una carga formal negativa y en la molécula de nitrometano
aparece una carga formal positiva sobre el átomo de nitrógeno y una carga parcial
negativa sobre uno de los dos átomos de oxígeno.
O
O
C
O
Anión carbonato
H3C
O
N
O
Nitrometano
En la siguiente figura se indica el cálculo de la carga formal de cada uno de los
átomos que integran el anión carbonato:
10
Tema 1
4
)= 0
2
8
)= 0
carga formal = 4 - ( 0 +
2
carga formal = 6 - ( 4 +
O
O
C
O
carga formal = 6 - ( 6 +
2
) = -1
2
El mismo cálculo se indica a continuación para los átomos, exceptto H, que
componen la molécula de nitrometano:
8
carga formal = 4 - ( 0 +
2
H3C
4
)= 0
2
8
) = +1
carga formal = 5 - ( 0 +
2
carga formal = 6 - ( 4 +
)=0
O
N
O
carga formal = 6 - ( 6 +
Algunas
moléculas
orgánicas,
aunque
2
2
eléctricamente
) = -1
neutras,
están
compuestas en realidad por átomos con cargas formales neutralizadas entre sí, como
se acaba de ver en el caso del nitrometano.
Dos átomos diferentes que poseen la misma configuración electrónica en la
capa de valencia, aunque posean distinta carga formal, se denominan átomos
isoelectrónicos. Por ejemplo, el átomo de fluor del fluorometano y el átomo de
oxígeno del anión metóxido son átomos isoelectrónicos, al igual que el átomo de
carbono del metano y el átomo de nitrógeno del catión amonio.
Átomos isoelectrónicos
H
H C F
H
Fluorometano
H
H C O
H
Anión metóxido
Átomos isoelectrónicos
H
H C H
H
Metano
H
H N H
H
Catión amonio
11
Fundamentos de Química Orgánica
6. Estructuras de resonancia.
Algunas moléculas orgánicas se pueden representar mediante dos o más
estructuras de Lewis, que difieren entre sí únicamente en la distribución de los
electrones, y que se denominan estructuras resonantes. En estos casos, la molécula
tendrá características de ambas estructuras y se dice que la molécula es un híbrido
de resonancia de las estructuras resonantes. El método de la resonancia permite
saber, de forma cualitativa, la estabilización que puede conseguir una molécula por
deslocalización electrónica. Cuanto mayor sea el número de estructuras resonantes
mediante las que se pueda describir una especie química mayor será su estabilidad.
El concepto de estructuras resonantes se puede aplicar en la descripción del
nitrometano, que se puede representar mediante las dos estructuras de Lewis que se
indican a continuación:
Estructuras resonantes del nitrometano
H O
H C N
O
H
I
H
O
H C N
O
H
II
En realidad, el nitrometano no es la estructura resonante I ni tampoco la
estructura resonante II, sino la estructura que resultaría al mezclar las características
asociadas a la estructura I y a la II, tal y como se indica a continuación:
Híbrido de resonancia del nitrometano
H
O
H C N
O
H
El problema de dibujar los compuestos orgánicos como híbridos de resonancia
reside en la imposibilidad de contar el número de electrones sobre algunos átomos.
Por ejemplo, en la estructura de híbrido de resonancia del nitrometano se hace difícil
saber el número de electrones sobre el átomo de nitrógeno o sobre los átomos de
oxígeno. Aunque los híbridos de resonancia dan una imagen más real del orden de
enlace y de la distribución electrónica de la molécula
no se suelen utilizar con
asiduidad por el problema acabado de comentar. Una forma de escribir el híbrido de
resonancia, que sí permite el contaje de los electrones en cada átomo, consiste en
12
Tema 1
encerrar entre corchetes a todas las estructuras resonantes conectándolas entre sí
mediante una flecha de doble punta, tal y como se ha descrito más arriba.
6.1. Contribución de las estructuras resonantes.
La mayor o menor contribución de las estructuras resonantes a la descripción de
la molécula se puede relacionar con la mayor o menor estabilidad que teóricamente
puede atribuirse a cada estructura. De forma cualitativa se puede evaluar esta mayor o
menor estabilidad teniendo en cuenta los siguientes puntos:
1. Una estructura resonante será tanto más estable cuanto mayor sea el número
de enlaces formales que posea.
2. Las estructuras iónicas con separación de cargas son más inestables que las
no cargadas.
3. Entre dos estructuras resonantes con separación de cargas, y en igualdad de
otras condiciones, será más estable la estructura con la carga negativa en el átomo
más electronegativo.
4. Las estructuras resonantes con octetos completos en todos los átomos de la
segunda fila del Sistema Periódico son particularmente estables, aunque ello suponga
la presencia de una carga positiva en un átomo electronegativo.
6.2. Cómo dibujar estructuras resonantes.
Para dibujar correctamente las estructuras resonantes de un compuesto
conviene seguir las siguientes reglas:
1. Dibujar una estructura de Lewis para el compuesto en cuestión.
2. Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja
otra estructura de Lewis de manera que:
a) Todos los núcleos mantengan su posición original.
b) Se mantenga el mismo número de electrones apareados.
A continuación se aplican estas reglas para el dibujo de las estructuras
resonantes de la acetamida:
Fundamentos de Química Orgánica
13
1. Se dibuja la estructura de Lewis de la acetamida:
O
H3 C
C
NH2
I
2. Tomando como base la estructura de Lewis acabada de dibujar se dibuja
otra estructura de Lewis que mantenga los núcleos en la misma posición y que
contenga el mismo número de electrones apareados que la primera, tal y como
se indica a continuación.
O
O
H3C
C
NH2
I
H3C
C
NH2
II
El método de las estructuras resonantes permite describir a la acetamida como
un híbrido de resonancia entre las estructuras resonantes I y II. De las dos estructuras
resonantes la que contribuye en mayor proporción en la composición del híbrido de
resonancia es la I porque tiene un mayor número de enlaces y porque no comporta
separación de cargas. Sin embargo, la estructura resonante II, aunque contribuye poco
a la hora de determinar las propiedades físicas y químicas de la acetamida, pone de
manifiesto que el enlace C-N de este compuesto debe tener un cierto carácter de
doble enlace, como así ocurre en realidad.