QUÍMICA

BACHARELATO SEMIPRESENCIAL E A DISTANCIA
GUÍA DO ALUMNADO
2º CURSO DE BACHARELATO
QUÍMICA
MATERIAS PROPIAS DE MODALIDADE
El contenido de esta guía se basa en el texto del libro QUÍMICA 2 de Angel
R.Cardona, Antonio Pozas, Rafael Martín y Antonio Ruiz, Ediciones McGRAWHILL/INTERAMERICANA DE ESPAÑA,S.A.U.
La guía para su adaptación al bachillerato semipresencial y a distancia ha sido
elaborada por César González Posa, catedrático de Física y Química.
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QUÍMICA 2
1.1-INTRODUCCIÓN
La asignatura de Química en segundo de bachillerato se presenta por
primera y única vez como asignatura independiente y destinada
principalmente a la modalidad de ciencias de la naturaleza y de la salud
aunque también es muy útil en la modalidad de tecnología.
Esta asignatura ofrece al alumno/a de segundo la oportunidad de tener
una visión global de la química en sus aspectos fundamentales, muy
necesarios, ya que en nuestros días la mayoría de las necesidades de la
sociedad -biomédicas, farmacológicas, biotecnológicas, agrícolas,..presentan alguna relación con la química, en cuanto que esta ciencia
proporciona los medios adecuados para hacerlas posibles, de tal modo que
el avance prodigioso de nuestra civilización en los últimos dos siglos
dependió en gran medida del desarrollo y aplicación de la ciencia química.
Ahora bien, junto a aplicaciones beneficiosas, también nos
encontramos con aplicaciones perjudiciales para el ser humano, como
pueden ser las armas químicas y otra gran multitud de productos residuales
que pueden ser tóxicos y/o contaminantes y que contribuyen a la
degradación ambiental.
Un hecho importante a tener en cuenta es que, a pesar del grandísimo
desarrollo de la química, ésta no ha llegado a su culminación y a cada
avance surgen nuevas preguntas cuya respuesta exige un trabajo científico
continuo.
En otro orden de cosas esta asignatura pretende contribuir a la
formación integral del alumno en el sentido de facilitarle la capacidad de
comprensión, análisis e interpretación crítica del hecho científico y su
aportación a la construcción de una sociedad mas próspera, justa y con
mayor calidad de vida.
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1.2-Orientaciones generales
Para el estudio de la química damos por supuesto un alto grado de
motivación ya que la asignatura ha sido elegida voluntariamente por el
alumno y ya conoce, de cursos anteriores, la mayoría de sus contenidos,
que en este curso serán ampliados.
Para el estudio de esta materia es necesario seguir una estricta
metodología, programando lo que se pretende hacer cada día, cada
semana, cada mes y cada trimestre, y procurando terminar el estudio del
contenido de cada evaluación unos días antes de realizar la prueba, para
repasar así la materia objeto de la misma.
Para la mejor comprensión de esta asignatura debemos tener en
cuanta una serie de aspectos:
- Estudiar en profundidad y comprender los distintos contenidos de forma
clara, para lo cual no debes de dudar en preguntar al tutor las dudas que te
surjan , así como consultar libros de química alternativos.
- No intentar asimilar conceptos nuevos, relacionados con otros anteriores,
si aquéllos no los tenemos claros.
- Intentar resolver, en primer lugar, sin consultar la solución, los
problemas que vienen resueltos en el libro o en esta guía, para pasar
después a los no resueltos.
- Una vez resuelto un problema, debemos analizar bien el resultado pues
eso puede indicar si es factible, es decir si tiene sentido, o es absurdo. Por
ejemplo, una concentración negativa.
- Ser sistemáticos y ordenados, recogiendo todo lo que se realice:
resúmenes, cuestiones, problemas resueltos, gráficos, etc. en una carpeta
de hojas recambiables, exclusivamente para esta asignatura.
2-LIBRO DE TEXTO
Química 2º Bachillerato
Autores: Angel Rodríguez Cardona
Antonio Pozas Magariños
Rafael Martín Sánchez
Antonio Ruiz Saénz de Miera
Editorial: McGraw-Hill/Interamericana de España, S.A.U.
ISBN:84-481-2196-1
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2.1 Distribución trimestral de los contenidos
El libro contiene 10 unidades didácticas y un anexo de formulación
orgánica, pero incluiremos una unidad previa, que contendrá la
Nomenclatura y formulación en Química inorgánica así como los
Cálculos numéricos elementales en Química, de repaso de cursos
anteriores. Serán, así, en total, 11 y el anexo, que repartiremos por
evaluaciones de la siguiente forma:
Primer trimestre: unidad previa y las unidades: 1, 2 y 3 del libro.
Segundo trimestre: unidades: 4, 5, 6 y 7
Tercer trimestre: unidades: 8, 9-Anexo y 10
Asimismo, en cada trimestre se distribuirán las distintas unidades en
periodos de dos o tres semanas según su extensión.
2.2 Estructura y manejo del libro
Todas las unidades presentan la misma estructura: una introducción
motivadora de lo que se va a estudiar; el desarrollo de cada apartado con
problemas resueltos intercalados a modo de ejemplo, para fijar los
conceptos; problemas propuestos con dos niveles de dificultad: para
reforzar y para profundizar; lecturas de la vida cotidiana relacionadas con
lo estudiado para poder establecer una conexión entre lo estudiado y su
aplicación en la realidad y por último, un apartado resumen de los
conceptos básicos explcados en la unidad.
Tanto en los problemas resueltos como en las actividades propuestas,
se ha procurado que hagan referencia a cuestiones de la vida diaria, la
tecnología de uso común, la salud, la ecología, etc. Con ello se pretende
demostrar la importancia de la química en el mundo actual así como su
influencia sobre el entorno, unas veces positiva y otras negativa.
Por otra parte, los problemas incluidos en el libro están en gran parte
seleccionados de pruebas realizadas en los exámenes de selectividad tanto
del antiguo COU como del actual bachillerato.
En los márgenes del libro
se incluyen dos apartados: los
<<Recuerda>>, que incluyen conceptos para repasar y los <Sabías
que...>>, que comentan aspectos interesantes y/o curiosos, relacionados
con los temas tratados.
En las orientaciones de cada tema se indicarán los criterios de
evaluación, las actividades de autoevaluación que debes intentar resolver
sin consultar el solucionario que viene al final, y las actividades para
enviar al tutor de forma periódica.
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TEMA 1. LOS CÁLCULOS EN QUÍMICA
Orientaciones
El conocimiento de las ecuaciones químicas, su ajuste, interpretación y
la realización de los cálculos estequiométricos correspondientes, son
imprescindibles para la resolución de la mayor parte de los problemas en
química. Con esta unidad pretendemos que recuerdes algunos conceptos
que te van a ser necesarios para el estudio de las demás unidades: a) masa
atómica, masa molecular, mol; b) composición centesimal de un
compuesto y obtención de la formula empírica y molecular a partir de la
misma; c) disoluciones y su composición: concentración; d)
comportamiento ideal de los gases; e) reacción química, ecuación química,
cálculos estequiométricos, reactivo limitante; d) nomenclatura y
formulación en química inorgánica.
Criterios de evaluación
Al finalizar el estudio de esta unidad debes ser capaz de:
- Formular y nombrar correctamente los distintos compuestos
inorgánicos.
- Obtener la formula empírica y molecular de un compuesto a
partir de su composición centesimal.
- Expresar las concentraciones de soluto en una disolución en: %
en masa (peso), g/l, molaridad, molalidad y fracción molar de
disolvente y soluto.
- Realizar los cálculos numéricos para la preparación de
disoluciones de distintos compuestos partiendo de datos sobre
productos comerciales.
- Averiguar las diferentes magnitudes (masa en gramos, moles,
volúmenes de gases.....) que intervienen en las reacciones
químicas mediante cálculos estequiométricos.
- Determinar la masa molecular de un gas a partir de los valores
de magnitudes relacionas con la ecuación de los gases ideales.
Actividades de autoevaluación
1. Calcular, con ayuda de una tabla periódica, las masas moleculares
de las siguientes sustancias: CuSO4.5H2O; K2Cr2O7; H2SO4.
Indicar sus nombres. Determinar el numero de moles, moléculas
y átomos de S, O e H que hay en 100g de H2SO4.
2. Calcular la composición centesimal del carbonato de hierro (III).
3. Calcular los % de SiO2, Al2O3, CaO y H2O contenidos en el
silicato (SiO2)6.Al2O3.CaO.(H2O)6.
4. Al calentar a 108ºC hasta peso constante una muestra de 1,5g de
sulfato de cobre(II) hidratado, perdió 0,541g de peso. Determinar
6
la formula de la sal hidratada.
5. Calcular qué cantidad de cloro gaseoso (Cl2) se podrá obtener a
partir de 50Kg de sal común que contiene un 5% de impurezas.
¿Qué volumen ocupará medido en condiciones normales?
6. ¿Cuál será la molaridad de una disolución de ácido nítrico
preparada por dilución a 500 ml de 32 ml de un ácido concentrado
de densidad 1,42 g/ml y una riqueza del 69,5%?
Actividades para enviar al tutor
1. Al reaccionar el carbonato cálcico con ácido clorhídrico se produce
dióxido de carbono, cloruro cálcico y agua. Escribir la
correspondiente ecuación química ajustada y calcular la cantidad de
caliza de riqueza en carbonato cálcico del 90% que se necesita para
obtener 100 kg de cloruro cálcico. ¿Qué volumen de dióxido de
carbono se habrá desprendido, medido en condiciones normales?
2. Calcular la formula empírica y molecular de un compuesto en cuyo
análisis se han encontrado los siguientes %: 7,91 de C; 21,07 de O y
71,02 de Ag, sabiendo que su masa molecular es 303,76 g/mol.
3. ¿Cuántos ml de HCl de densidad 1,19 g/ml y 36% de riqueza en
peso son necesarios para preparar 2l de una disolución 1,5M?
TEMA 2. ESTRUCTURA DE LA MATERIA
Orientaciones
Este tema corresponde a la unidad 1 del libro. En ella vamos a intentar
comprender la estructura de los átomos partiendo de los orígenes de la
teoría cuántica, los espectros atómicos y el modelo atómico de Bhor así
como sus limitaciones. Hipótesis de De Broglie : dualidad ondacorpúsculo. Indeterminismo o principio de incertidumbre. Una breve
introducción del modelo mecano-cuántico. Cuantización: números
cuánticos y su significado. Orbitales atómicos. Estructura electrónica de
los átomos. Completaremos el tema estudiando la ordenación periódica de
los elementos basada en sus estructuras electrónicas, asi como la variación
de sus propiedades físico-químicas.
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Criterios de evaluación
Al finalizar el estudio de esta unidad el alumno debe:
1. Conocer y relacionar las distintas magnitudes que caracterizan las
ondas electromagnéticas.
2. Comprender el espectro del átomo de hidrógeno y el modelo
atómico de Bhor, al menos desde el punto de vista cualitativo.
3. Distinguir los conceptos de orbita y orbital.
4. Conocer los números cuánticos, su significado físico y su
relación con los orbitales y electrones.
5. Manejar los números cuánticos en su relación con las
configuraciones electrónicas de los distintos elementos.
6. Interpretar correctamente la relación entre las propiedades físicoquímicas periódicas y la situación de los elementos en la tabla
periódica.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Actividades de autoevaluación
Calcule la frecuencia, el número de onda y la energía de una
onda electromagnética de longitud de onda 1000 A.
Calcule el número de ondas de las dos primeras líneas de la serie
de Balmer del espectro del átomo de H e indique a qué zona del
espectro corresponden.
Indique el significado de los números cuánticos que caracterizan
un electrón y escriba los correspondientes a cada uno de los
electrones 2p del átomo de C.
¿Cuántos electrones puede haber con n = 3, en un mismo átomo?
Razone cuál de los iones Na+ y Al+3 tiene mayor radio iónico.
Para los elementos de números atómicos 19, 35 y 54. Indicar : a)
estructuras electrónicas. b) ¿Cuál tiene mayor afinidad
electrónica? ¿Y menor potencial de ionización? Razone las
respuestas.
El potencial de ionización del átomo de K es 374,6 Kj/mol.
Calcular: a) su valor en eV; b) la frecuencia de la radiación
electromagnética capaz de ionizar un átomo de potasio en estado
gaseoso.
Actividades para enviar al tutor
1. Tenemos las siguientes configuraciones electrónicas para dos
átomos neutros A(1s22s22p63s1) y B(1s22s22p63p1). Responda
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razonadamente: a) ¿Se trata del mismo elemento o de dos
elementos distintos? b) ¿Para pasar de A a B, se desprende o se
absorbe energía? c) ¿A cuál habrá que suministrar más energía
para que pierda un electrón?
2. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de
los átomos e iones siguientes: N3-, Mg2+, Cl-, K y Fe ¿ Cuáles son
isoelectrónicos? ¿Hay algún caso en que existan electrones
desapareados?
3. Para los elementos de números atómicos 19, 20, 3 y 35. a)
Escriba las configuraciones electrónicas b) Compare la energía
de ionización de los elementos de números atómicos 3 y 19. c)
Compare la afinidad electrónica de los elementos de números
atómicos 20 y 35. d) Compare el radio atómico de los elementos
de números atómicos 3 y 19. Razone las respuestas.
TEMA 3. EL ENLACE QUÍMICO
Orientaciones
Las sustancias químicas están formadas por átomos enlazados; sólo
los gases nobles se presentan en la naturaleza como átomos aislados. El
enlace químico es el responsable de la unión entre dos o más átomos, y se
identifica con las fuerzas atractivas que mantienen unidos dichos átomos
en un compuesto.
En la naturaleza todos los sistemas tienden a un mínimo de energía, y
en general, podemos afirmar que los átomos se unen formando
compuestos a fin de rebajar su energía. Desde el punto de vista
electrónico, los enlaces se forman con la transferencia total o parcial de
electrones entre átomos.
En este tema describiremos y analizaremos las diferentes formas en
que se unen los átomos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico
así como la interpretación de las propiedades físicas y químicas de las
sustancias en relación con el tipo de uniones entre los átomos.
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de esta unidad deberá ser capaz de:
1. Relacionar la tendencia de los átomos a unirse, con la
consecución de un estado de mínima energía.
2. Explicar cómo dos átomos forman entre sí un enlace iónico.
3. Comprender el empaquetamiento de los iones para formar las
redes cristalinas.
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4. Interpretar la relación entre la energía reticular, la dureza y la
temperatura de fusión de compuestos iónicos.
5. Calcular un balance energético mediante el ciclo de BornHaber.
6. Representar los enlaces de diferentes compuestos mediante
diagramas de Lewis.
7. Describir los enlaces covalentes de diferentes moléculas a
partir de la teoría del enlace de valencia
8. Relacionar la electronegatividad de los átomos que forman el
enlace con la polaridad del mismo, así como la polaridad de las
moléculas con la de los enlaces de la misma.
9. Comprender la hibridación de orbitales atómicos, su relación
con la geometría molecular, la formación de enlaces σ y π y la
diferencia entre ellos.
10. Describir la formación de dobles y triples enlaces.
11. Comprender el origen de las fuerzas intermoleculares de Van
der Waals y su relación con la polaridad de las moléculas, así
como los enlaces de hidrógeno.
12. Explicar las condiciones para que se produzca un enlace
metálico y las propiedades de estos compuestos.
Actividades de autoevaluación
1. Ordene de mayor a menor la energía reticular, sin tener en
cuenta la constante de Madelung ni el factor de
compresibilidad, de los siguientes compuestos: CaO; KI; KF y
CaS.
2. Diseñe el ciclo de Born-Haber para el KF.
3. Supongamos que los sólidos cristalinos de cada uno de los
grupos siguientes cristalizan en la misma red: (1) NaF, KF; (2)
NaF, NaCl; (3) MgS, CaS. ¿Cuál es el compuesto de mayor
dureza de cada grupo? ¿Y cuál el de menor temperatura de
fusión?
4. Dados los elementos A, B y C de números atómicos 19, 17 y
12 respectivamente, indique razonando la respuesta el tipo de
enlace formado cuando se unen A y B y cuando se unen entre sí
átomos de C.
5. Ordene los siguientes enlaces en orden creciente de su
polaridad: Cl-Cl; H-Cl; H-O; Na-O; H-F.
6. Indique los tipos de hibridación, los enlaces entre los átomos y
la geometría molecular en los siguientes compuestos: CCl4,
CH2=CH2 y CH≡CH.
7. Razonar qué tipo de enlace o fuerza de atracción se rompe al:
a) Fundir LiBr, b) Fundir CaO, c) Disolver bromo molecular en
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tetracloruro de carbono, d) Evaporar agua.
8. Ordene de mayor a menor el punto de ebullición de las
siguientes sustancias: a) F2; b) H2S; c) CH3-CH3; d) CH3CHOH; e) H2O.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Actividades para enviar al tutor
Dados los elementos A, B y C de números atómicos 9, 19 y
29, respectivamente, indique el tipo de enlace que formarían:
A-A, B-B, C-A y B-A.
Explique si son ciertas las siguientes afirmaciones: a) los
orbitales híbridos son orbitales moleculares, b) el número total
de orbitales híbridos es igual al número total de orbitales
atómicos utilizados para su formación, c) cuando dos átomos
se unen mediante un enlace σ y otro π diremos que existe un
doble enlace.
Dibuje las estructuras de Lewis de las siguientes especies
químicas: H2SO4; O3 y NO2-. Indique si en alguna de ellas hay
formas resonantes.
¿Por qué el agua es líquida a temperatura ambiente mientras el
H2S es gas.
Dadas las siguientes sustancias F2, HCl; H2S, KF, indique
cuales presentan: a) enlaces covalentes puros, b) enlaces
covalentes polares, c) enlace iónico.
¿Cómo explica que el BH3 sea una molécula apolar mientras el
NH3 es fuertemente polar? ¿Cuál de estas sustancias tendrá
mayor temperatura de ebullición.
TEMA 4. TERMOQUÍMICA
Orientaciones
La energía química es una energía que se encuentra almacenada en la
propia estructura de las moléculas. Cuando tiene lugar una reacción química
se produce un intercambio de energía con el entorno. Al formarse los
enlaces de los productos de la reacción, se libera energía y, si ésta es mayor
que la necesaria para romper los enlaces de los reactivos, se libera energía
neta y el proceso es exotérmico; en caso contrario el proceso se denomina
endotérmico.
La Termoquímica es la rama de la Química que estudia la transferencia de
calor en las reacciones químicas. El estudio de sus características y de las
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condiciones para que una reacción sea o no espontánea es el objeto de esta
unidad.
Criterios de evaluación
El alumno al finalizar el estudio de esta unidad debe ser capaz de:
1. Identificar los distintos tipos de sistemas materiales.
2. Identificar los distintos tipos de variables termodinámicas como
intensivas, extensivas, variables de estado, etc.
3. Manejar con soltura los conceptos de energía interna (U), entalpía
(H), entropía (S), energía libre de Gibbs (G).
4. Relacionar el calor a presión constante con la variación de entalpía y
el calor a volumen constante con la variación de energía interna, así
como la relación entre ellos.
5. Relacionar la variación de entropía con el desorden y la variación de
energía libre con la espontaneidad.
6. Distinguir entre reacciones endotérmicas y exotérmicas.
7. Construir diagramas entálpicos.
8. Saber aplicar las leyes de la termoquímica con el fin de calcular
calores de reacción de forma indirecta, bien a partir de los calores de
formación de reactivos y productos o bien a partir de calores de
reacción de otras reacciones relacionadas con la del problema.
9. Calcular calores de reacción a partir de energías de enlace.
Actividades de autoevaluación
1. Utilizando los siguientes datos a 298K : Calor de formación: a) del
propano CH3-CH2-CH3 (g) = - 104,0 kJ/mol; b) del agua líquida =
-284,8 kJ/mol ; c) del CO2(g) = - 391,9 kJ/mol. Determinar el calor
de combustión del propano a presión constante y a volumen
constante. Dibujar el diagrama entálpico de la reacción de
combustión.
2. Conocidas las variaciones de entalpía de las siguientes reacciones:
S(s) + O2(g) → SO2(g) -296,4 kJ
2SO2(g) + O2 → 2SO3(g) -789,6 kJ
Calcular a 298K el calor de reacción a presión y a volumen constante
para la reacción : 2S(s) + 3O2(g) → 2SO3(g). Indicar si sería el calor
de formación del SO3(g). En caso negativo calcularlo. Dibujar el
diagrama entálpico para la formación del SO3(g).
3. Determinar el calor normal de la reacción:
4NH3(g) + 3O2(g) → 2N2(g) + 6H2O(g)
a partir de las energías de enlace siguientes : N-H = 390,4 kJ/mol;
O=O = 494,5 kJ/mol; N≡N = 944,7 kJ/mol; O-H = 462,3 kJ/mol.
4. Calcular la variación de energía libre a 25ºC para la reacción:
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N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3(g)
Sabiendo que el calor de formación del amoniaco es – 46,0 kJ/mol y
las entropías absolutas a 25ºC del amoniaco, nitrógeno e hidrógeno
son respectivamente 192,28; 191,02 y 180,83 J/mol.K . Indicar si la
formación del amoniaco es espontánea. ¿A qué temperatura estaría
en equilibrio?
5. Para una reacción química entre gases, a)¿qué relación existe entre
el calor de reacción a volumen constante y la variación de entalpía
dela reacción? b) ¿pueden ser iguales? Razónelo. c) ¿Podría decirse
que una reacción cuya variación de entalpía es negativa es
espontánea? Justifíquelo.
Actividades para enviar al tutor
1. Indique de forma razonada bajo qué condiciones podrían ser
espontáneos los procesos cuyas variaciones correspondientes a sus
términos entálpicos y entrópicos son los siguientes:
a)∆H>0; ∆S>0; b)∆H<0; ∆S<0; c) ∆H>0; ∆S<0; d) ∆H<0; ∆S>0.
2. Calcular el calor de formación del propano, conociendo el calor de
combustión del mismo = - 2.220kJ/mol y los calores de formación
del H2O(l) y CO2(g) que son respectivamente -284,8 y -391,9kJ/mol.
3. Conociendo los datos siguientes: calores de combustión del etano y
del eteno, –1.559 y –1.410 kJ/mol respectivamente, y los calores de
formación del agua y del dióxido de carbono (problema anterior),
calcular: a) la entalpía de formación del etano y del eteno gases; b) la
variación de entalpía de la reacción C2H4(g) + H2(g) → C2H6(g) en
condiciones estándar. c)Si la variación de entropía en este proceso es
de –110,6 kJ/K ¿será espontaneo en estas condiciones? Razónelo.
TEMA 5. CINÉTICA QUÍMICA
Orientaciones
En el tema anterior estudiamos las condiciones en las cuales una reacción
tenía lugar de forma espontánea pero la termoquímica no nos dice nada sobre
la velocidad a que tiene lugar una reacción. La cinética química nos va a
permitir determinar la velocidad con que transcurre una reacción y el
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mecanismo con el que se lleva a cabo, lo que va a permitir fijar las
condiciones idóneas en las que debe transcurrir la misma.
A veces nos interesa que la reacción sea rápida, como ocurre en los
procesos industriales y otras, lenta, como pasa en la descomposición de
alimentos, pérdida de actividad de un medicamento, etc. con el fin de
aumentar el tiempo de caducidad.
El estudio de esta unidad nos dará una perspectiva suficientemente amplia
para poder entender estos procesos.
Criterios de evaluación
Al finalizar el estudio de esta Unidad el alumno debe:
- Conocer los conceptos de velocidad de reacción, ecuación de
velocidad, constante de velocidad, orden global de una reacción,
mecanismo y molecularidad.
- Poder explicar cómo varía la velocidad de la reacción con las
concentraciones de los reactivos y con la temperatura.
- Saber relacionar las distintas teorías sobre la velocidad de las
reacciones químicas con los choques eficaces y la energía de
activación, así como la constante de velocidad con la energía de
activación y la temperatura.
- Interpretar el mecanismo de acción de los catalizadores e inhibidores.
1.
2.
3.
4.
Actividades de autoevaluación
¿Cuál cree que es la explicación de que los alimentos y medicinas se
deban guardar en “sitio fresco”? Razone la respuesta.
Explique la diferencia que existe entre la reacción estequiométrica y la
ecuación cinética en una reacción elemental y en otra compleja.
En la reacción : N2 + 3H2 ⇔ 2NH3, el nitrógeno está reaccionando con
una velocidad de 0,4 moles/min. a) ¿A qué velocidad está
reaccionando el hidrógeno? b) ¿Con qué velocidad se está formando el
amoniaco? c) ¿Con estos valores se podrá establecer la ecuación de
velocidad?.
La velocidad de una reacción entre sustancias gaseosas: A + B → C se
expresa como: v = k [A].[B]2. En función de esa ecuación, conteste a
las siguientes cuestiones: a) ¿Es una reacción elemental o una reacción
compleja? b) ¿Cuál es el orden de reacción respecto a cada uno de los
reactivos y el orden global? c) ¿Es una reacción bimolecular? d) ¿Un
cambio de temperatura afectaría a la velocidad de esta reacción? e) Si
se duplica la concentración de A ¿cómo se modificará la velocidad? ¿Y
si duplica el B?
Actividades para enviar al tutor
1. En presencia de tetracloruro de carbono el N2O5 se descompone de la
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siguiente forma: 2N2O5 → 4 NO2 + O2, siguiendo una cinética de
primer orden respecto al reactivo. La constante de velocidad a 45ºC
vale 6,08.10-4. Calcular: a) Las unidades de la constante de velocidad;
b) el valor de la velocidad de reacción a esa temperatura si la
concentración de reactivo es 0,25M.
2. Elija la/s respuestas correctas de entre las siguientes cuestiones.
Cuando a una reacción se le añade un catalizador: a) disminuye el
calor de reacción; b) la variación de energía libre de Gibbs se hace más
negativa y la reacción es más espontánea; c) aumenta únicamente la
velocidad de la reacción directa; c) aumentan en la misma proporción
la velocidad de la reacción directa e inversa.
3. En la siguiente reacción: 2NOCl → 2NO + Cl2 la constante de
velocidad vale 9,3.10-5 mol-1.l.s-1 a 373K y 10-3 mol-1.l.s-1 a 403K.
Calcular la energía de activación de esta reacción. R = 8,314 J/K.mol
TEMA 6. EQUILIBRIO QUÍMICO
Orientaciones
Muchas reacciones evolucionan de tal forma que los reactivos se
transforman íntegramente en productos a una velocidad que va disminuyendo
a medida que se consumen los reactivos. Estas reacciones se llaman
irreversibles. Sin embargo, hay otras reacciones que pueden transcurrir en los
dos sentidos y, a medida que se van formando los productos, se produce la
reacción inversa y los productos se transforman en reactivos. Inicialmente la
velocidad de transformación de reactivos en productos es mucho mayor que la
inversa pero, mientras la velocidad de la reacción directa va disminuyendo
(disminuye la concentración de reactivos), la de la inversa va aumentando
(aumenta la concentración de productos) hasta que se llega a un estado
dinámico en el que ambas velocidades se igualan y las concentraciones de
todas las especies químicas permanece constante. Ese estado se conoce con el
nombre de equilibrio químico y a estas reacciones se les llama reversibles.
El objeto de esta unidad es el estudio de ese estado de equilibrio y las
variables que influyen en la composición del sistema al alcanzarse el mismo.
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de esta unidad el alumno debe:
- Comprender que el equilibrio químico es un estado dinámico en el cual
se están produciendo simultáneamente las reacciones directa e inversa
a la misma velocidad.
- Relacionar la constante de equilibrio con las concentraciones de las
distintas especies químicas (reactivos y productos) presentes en el
mismo.
15
-
Calcular las concentraciones de reactivos y productos en el equilibrio
conociendo la constante de equilibrio y viceversa.
Conocer que la constante de equilibrio no depende de las
concentraciones iniciales de reactivos y/o productos y que sólo
depende de la temperatura.
Saber relacionar las constantes Kp y Kc y cada una de ellas con el
grado de transformación de reactivos en productos.
Saber cómo se modifica el equilibrio al variar las condiciones externas
aplicando el principio de Le Chatelier.
Tener conocimiento de los equilibrios heterogéneos, en especial los
equilibrios de solubilidad.
Calcular productos de solubilidad de diferentes sales poco solubles y
relacionarlos con la solubilidad de las mismas.
Conocer los distintos factores que afectan a la solubilidad de los
precipitados.
1.
2.
3.
4.
5.
Actividades de autoevaluación
En un balón de reacción de 5 l. de capacidad, se introducen 5.10-3
moles de H2(g) y 10-2 moles de I2(s). Se lleva la mezcla a 450ºC (a
la cual el yodo se encuentra en estado gaseoso) y se permite que se
alcance el equilibrio entre estas especies y el HI(g) que se forma.
Una vez alcanzado el equilibrio, se observa que la concentración de
HI es 1,8.10-3M. a) Escriba la ecuación química para el equilibrio
que tiene lugar e indique la expresión de la constante de equilibrio
referida a concentraciones molares; b) Determine la concentración
de las distintas especies en el equilibrio; c) Determine el valor de
Kc para el mismo.
Se desea determinar los valores de Kc y Kp a 25ºC para la reacción
2AB(g) → 2A(g) + B2(g); para ello se introducen 2 moles de AB
en un recipiente de 2l encontrándose que una vez alcanzado el
equilibrio, el número de moles existentes de A es 0,06: a)
determinar la composición de la mezcla una vez alcanzado el
equilibrio; b) determinar las presiones parciales de cada gas y la
presión total; c) determinar Kc y Kp.
Comente las siguientes afirmaciones, indicando razonadamente si
le parecen correctas o corrigiéndolas si lo considera necesario: a)
En un sistema químico en equilibrio ∆Gº vale cero; b) En un
sistema químico en equilibrio ∆G vale cero; c) En un sistema
químico constituido por especies químicas gaseosas, una variación
de la presión total modifica la composición de la misma.
Tenemos dos disoluciones de sulfato de calcio y de sulfato de
plata. Si las solubilidades de ambas son respectivamente 2,0 g/l y
8,0 g/l., calcule las concentraciones de cada uno de los iones
presentes en cada disolución así como los respectivos productos de
solubilidad.
El producto de solubilidad del hidróxido de cromo (III) es 6,7.10-31
16
Calcule la solubilidad del compuesto en mol/l y g/l. ¿Con qué
disolverías un precipitado de este compuesto?
6. La solubilidad del fluoruro de calcio es 2,73.10-2g/l a 25ºC .
Calcule el valor de Kps y escriba la ecuación representativa del
equilibrio entre el precipitado y sus iones en disolución.¿Cuál será
la concentración de iones calcio que quedará en disolución si se
añade fluoruro sódico de modo que la concentración de iones sodio
sea 0,1M?
Actividades para enviar al tutor
1. Para un sistema gaseoso en equilibrio: N2O3(g) ⇔ NO(g) + NO2(g)
en el que la reacción directa es endotérmica, prediga cómo
afectaría al equilibrio: a) una disminución del volumen del
recipiente manteniendo constante la temperatura; b) una
disminución de la temperatura manteniendo constante la presión; c)
la adición de NO(g) al sistema en equilibrio.
2. Para la reacción N2(g) + O2(g) ⇔ 2NO(g) el valor de Kc a 2000ºC
es 0,1. Si se introducen 1 mol de N2(g) y 1 mol de O2(g) en un
recipiente de 1litro de capacidad. a) ¿Qué número de moles de NO
se formarán? b) ¿Qué número de moles de N2(g) y O2(g)
permanecen una vez alcanzado el equilibrio? c) Si la mezcla
gaseosa en equilibrio experimenta una expansión, de forma que se
duplica el volumen en el que está contenida, ¿cómo varía el
número de moles de NO en el nuevo equilibrio?
3. Se dispone de volúmenes iguales de dos disoluciones, ambas 0,1M
de AgNO3 y NaCl. Sabiendo que el producto de solubilidad del
AgCl vale 1,6.10-10, justifique de forma razonada la aparición de un
precipitado cuando se mezclan ambas disoluciones. ¿Cómo
disolvería ese precipitado? Razónelo.
TEMA 7. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE PROTONES.
ÁCIDOS Y BASES
Orientaciones
En esta unidad se desarrolla un modelo teórico para explicar el
comportamiento común que tienen los ácidos y las bases, basado en el
intercambio de protones (H+) y que, en resumen, consiste en lo siguiente: un
ácido es una sustancia capaz de ceder protones y una base es una sustancia
17
capaz de captarlos. Una reacción ácido-base es un intercambio de protones
entre ambos.
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de esta unidad el alumno debe ser capaz de:
1. Describir el comportamiento de los ácidos y las bases según las
teorías de Arrhenius y de Brönsted y Lowry.
2. Reconocer distintas reacciones ácido-base, así como saber asociar los
pares conjugados.
3. Relacionar la fuerza de los ácidos y las bases con el grado de
ionización y con las constantes de acidez y basicidad.
4. Interpretar el producto iónico del agua y su relación con la acidez y
basicidad en disoluciones acuosas.
5. Definir e interpretar el pH y pOH de una disolución acuosa de un
ácido y/o una base.
6. Predecir la acidez y/o basicidad de sales neutras en disolución acuosa
por su reacción de hidrólisis, así como el cálculo de la
correspondiente constante.
7. Comprender la estequiometría de la neutralización y la utilidad de los
indicadores ácido-base.
Actividades de autoevaluación
1. Completar las siguientes reacciones entre pares ácido-base
+
conjugados: a) NH4+ + H2O ⇔
b) H2O + CO32- ⇔
+
⇔
+
c) NH4+ + OH+
+
.
d) H3O + CH3-COO ⇔
2. a) Calcular las concentraciones de iones H3O+ y OH- en una
disolución acuosa 0,1M de NaOH ¿Cuánto valdrá el pH? b) Calcular
el pH de las siguientes disoluciones acuosas de HCl: 10M; 0,1M y
10-8M.
3. Calcular el pH de una disolución acuosa de ácido acético 0,1M.
¿Cuál es el grado de disociación del ácido en dicha disolución? Dato:
Ka = 1,8.10-5.
4. Una disolución acuosa de metilamina (CH3NH2) 0,1M tiene un pH =
11,85. calcular la constante y el grado de disociación de la
metilamina como base.
5. Explique, ayudándose de las correspondientes ecuaciones químicas,
si las disoluciones de las siguientes sales: NH4I; KNO3; NaCH3COO,
son neutras, ácidas o básicas.
6. A partir de los datos: Ka= 4,9.10-10 y Kb= 1,8.10-5 predecir si una
disolución acuosa de NH4CN es ácida, neutra o básica.
7. Para neutralizar 25 ml de una disolución acuosa de ácido sulfúrico se
han gastado 37,5 ml de una disolución de NaOH 0,5M. Calcular la
molaridad de la disolución de ácido sulfúrico.
18
Actividades para enviar al tutor
1. De las siguientes especies químicas, indicar cuáles pueden actuar
sólo como ácido o como base, y cuales de ambas formas según
Brönsted y Lowry: H2O; H3O+; HCO3-; H2S; H2CO3; O22-.
2. El pH de una disolución acuosa de ácido acético (etanoico) es 2,9.
Calcular la molaridad y el grado de disociación del ácido acético en
esa disolución? Dato: Ka= 1,8.10-5.
3. Dos especies químicas HA y HB se comportan como ácidos débiles
frente al agua. Si sus constantes de acidez son 10-4 y 10-6
respectivamente, indique de forma razonada: a) ¿Cuál de los dos es
mas débil frente al agua? b) Si preparamos dos disoluciones de
ambos de idéntica concentración, ¿cuál tendrá el valor del pH más
bajo? C) ¿Cuál de las dos bases conjugadas de dichos ácidos se
comportará como base mas fuerte frente al agua?
TEMA 8. REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES,
OXIDACIÓN-REDUCCION.
Orientaciones
La transferencia de electrones es la base de las reacciones de oxidaciónreducción y por ende de la electroquímica. Los procesos de oxidaciónreducción se encuentran presentes en todos los ámbitos de la vida: la
respiración celular, la combustión, la obtención industrial (electrolítica) de
muchos elementos químicos tanto metálicos como no metálicos,
blanqueadores, funcionamiento de las pilas y las baterías, etc.
A lo largo de esta unidad estudiaremos la forma de caracterizar, interpretar
e incluso predecir los procesos de oxidación-reducción.
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de esta unidad el alumno deberá ser capaz de:
.
-
Ajustar reacciones redox por el método del ión electrón.
Identificar entre una serie de reacciones las que son de oxidación
reducción.
- Explicar el funcionamiento de una pila galvánica, reconociendo el
ánodo, el cátodo, el polo positivo y el negativo y las semirreaccio-
19
-
nes de oxidación y reducción así como la reacción global.
Interpretar un diagrama de una celda electrolítica.
Conocer el significado de los potenciales normales (estándar) de
reducción.
Calcular la fuerza electromotriz de una celda y predecir los procesos
que tienen lugar de forma espontánea.
Conocer los procesos electrolíticos y realizar cálculos sobre los
mismos.
Actividades de autoevaluación
1. Ajuste por el método del ión-electrón la reacción siguiente:
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O.
2. Una pila está constituida por un electrodo de Cu sumergido en una
disolución de sulfato de cobre(II) 1M y un electrodo de plata
sumergido en una disolución 1M de nitrato de plata. Indicar: a) el
ánodo y el cátodo; b) el polo positivo y el negativo; c) las
semirreacciones en cada electrodo y la reacción global; d) el sentido
del flujo de los electrones en el circuito externo; e) quién se oxida y
quién se reduce, así como el agente oxidante y el reductor; f) el
esquema de la celda. Datos: Eº(Cu+2/Cu) = 0,34v; Eº(Ag+/Ag) = 0,80v.
3. Sabiendo que el Eº de los sistemas Na+/Na; Zn+2/Zn; Ag+/Ag y Cl2/Clvale, respectivamente, -2,71; -0,76; 0,80 y 1,36 voltios y partiendo en
todos los casos de reactivos y productos en condiciones estándar,
indique razonadamente cuáles de las siguientes reacciones se darán en
sentido directo, cuáles en sentido inverso y cuáles no se darán: a) Na+
+ 1/2H2 ⇔ Na + H+; b) 2Ag+ + Zn ⇔ Zn2+ + 2Ag; c) Zn + 2H+ ⇔
Zn2+ + H2; d) Cl- + Na+ ⇔ 1/2Cl2 + Na; e) Ag+ + H+ ⇔ Ag + 1/2H2.
4. Predecir si se producirá una reacción espontánea en los siguientes
casos: a) Cuando se introduce un alambre de Ag en una disolución de
sulfato de cinc; b) Cuando se utiliza una cuchara de aluminio para
agitar una disolución de nitrato de hierro(II). Datos: Potenciales
normales de reducción de Ag+/Ag = 0,80; Zn+2/Zn = - 0,76; Al+3/Al = 1,67; Fe+2/Fe = - 0,44 V. Justifique las respuestas.
5. Se hace pasar a través de una disolución de sulfato de cobre(II) una
corriente de 0,2A durante 10 minutos, Calcule: a) el número de gramos
de Cu depositados; b) el número de iones de Cu+2 que se descargan en
el cátodo; c) la cantidad de electrones que circularon.
Actividades para enviar al tutor
1. Ajustar por el método del ión-electrón las reacciones:
a) K2MnO4 + Fe + H2O ⇔ MnO2 + Fe(OH)2 + KOH
b) KClO3 + HCl + Al ⇔ AlCl3 + Cl2 + KCl + H2
2. ¿Qué pasará si ponemos una disolución de sulfato de cobre(II): a) en
un recipiente de cinc; b) en un recipiente de plata. Razone las
20
respuestas. Datos: Potenciales normales de Cu+2/Cu = 0,34v; Zn+2/Zn =
-0,76v y Ag+/Ag = 0,80 v.
3. Se desea depositar plata metal sobre un objeto metálico electrolizando
una disolución de nitrato de plata. a) Indique el proceso químico que
tendrá lugar; b) Si en 2125 segundos, el objeto metálico ha ganado
0,1741 g de masa, ¿cuántos moles de electrones han circulado por la
celda? ¿Cuál es la intensidad de corriente a través de la celda?
TEMA 9. QUÍMICA DESCRIPTIVA INORGÁNICA
Orientaciones
En esta unidad examinaremos de forma general los denominados grupos
representativos de los elementos: alcalinos; alcalinotérreos, térreos o boroideos,
carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos y halógenos. Haremos hincapié en su
estructura electrónica de valencia, estados de oxidación más frecuentes,
características de los enlaces que pueden formar, estado natural, propiedades mas
importantes y sus aplicaciones industriales. Asimismo, comentaremos y
analizaremos las principales combinaciones de los elementos que consideramos
básicos: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y azufre. Finalmente, veremos
someramente la influencia de la industria química en el medio ambiente.
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de esta unidad el alumno debe ser capaz de:
-
Conocer las principales características de los elementos de los grupos
más importantes del sistema periódico, sus diferentes compuestos y sus
aplicaciones industriales.
Saber cómo se obtienen los productos químicos mas fabricados y
utilizados a nivel mundial así como las materias primas de las que se
obtienen.
Relacionar la investigación científica con los avances en la industria
química.
Valorar el impacto de los residuos contaminantes en el medio
ambiente, así como las posibles consecuencias sobre la vida en nuestro
planeta.
Actividades de autoevaluación
1. Se pretende obtener hidrógeno gas por reacción de aluminio con ácido
sulfúrico. Calcule la cantidad de disolución de ácido 0,5M necesaria para
obtener 4,0 l. de hidrógeno medido en c.n.
2. ¿Qué cantidad de pirita (FeS2) del 80% de riqueza se necesita para
21
obtener 100 kg de ácido sulfúrico por el método de las cámaras de
plomo?
3. Calcule la cantidad necesaria de sulfato de cobre(II) pentahidratado, del
80% de pureza, necesario para reaccionar con 20 g de cinc.
4. Al quemar 10 g de un carbón se obtienen 16 l de CO2 medidos a 18ºC y
una atm de presión. Calcule la riqueza de carbono en este carbón.
Actividades para enviar al tutor
1. Se hace reaccionar amoniaco con oxígeno según el siguiente proceso:
4NH3(g) + 5O2(g) → 4NO(g) + 6H2O(g)
Calcule las moléculas de agua que se formarán si se parte de 15 l de
amoniaco y 15 l de oxigeno en c.n.
2. Sabiendo que las emisiones de sulfuro de hidrógeno a la atmósfera son de
aproximadamente 10,35.1010 kg al año. ¿Qué cantidad anual de SO2 se
formará por oxidación en la atmósfera del H2S liberado?
3. Se quema benceno en presencia de oxígeno: a) ¿Cuántas moléculas de
dióxido de carbono se obtienen a partir de 100 moléculas de benceno? b)
¿Cuántos moles de oxígeno se necesitarán para la combustión de 1024
moléculas de benceno?
TEMA 10. QUÍMICA DEL CARBONO. NOMENCLATURA
FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS.
Y
Orientaciones
La química del carbono, llamada mas comúnmente química orgánica,
incluye prácticamente todos los compuestos del carbono excepto el monóxido y
dióxido de carbono, carbonatos, bicarbonatos y cianuros, que siguen
considerándose inorgánicos. En la actualidad se conocen mas de siete millones de
compuestos orgánicos, sintéticos y naturales, frente a los aproximadamente cien
mil inorgánicos. Estos compuestos forman parte de los organismos vivos y son de
importancia capital en el campo de la industria pues dentro del estudio de la
química orgánica se incluyen productos como medicamentos, plásticos,
carburantes, detergentes, pinturas, insecticidas, fibras textiles, etc. El objeto de
esta unidad es conocer las características de algunos de estos compuestos y
algunas de las reacciones más importantes.
22
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de este tema el alumno debe:
1. Reconocer el carbono como unidad estructural básica así como su
tetravalencia y la capacidad de formar orbitales híbridos sp, sp2 y sp3.
2. Nombrar y formular los diferentes tipos de hidrocarburos.
3. Nombrar y formular los diferentes grupos funcionales.
4. Conocer las isomerías plana y estereoisomería, así como identificar
compuestos donde se produzcan.
5. Conocer las reacciones mas importantes de los compuestos orgánicos.
Actividades de autoevaluación
1. Formular los siguientes compuestos: 3-metil-1-hexeno; 3 etil-1,5hexadieno; 3-hepten-1,6-diino; 2,3-dibromo butano; 2-butanol; 3,5hexadien-1-ol; dietil eter; propanodial; ácido etanoico; ácido propanodioico;
propanoato de metilo; N,N-dimetiletilamina.
2. Nombrar: CH2=CH-CH(CH3)-CH2-CH3; CH3-CHOH-CHOH-CH3; CH3CH3-CO-CO-CH3;
COOH-CH(CH2-CH3)-CH2-COOH;
CH2-COH;
CH3-CH2-NH2; CH3-CH2-CH2-CO(OCH3).
3. Formule o nombre, según corresponda, los siguientes compuestos
orgánicos: 3-propil-1,5-heptadieno; 2-metil propanal; CH3-NH-CH2-CH3;
CH3-CHOH-CH2OH. ¿Alguno de ellos presenta isomería óptica? Indíquelo
razonando la respuesta.
4. Nombre los siguientes compuestos e indique cuáles de ellos presentan
isomería cis-trans. CH3-CH=CH-CH3; CH3-CH2-CH2-CH3; CH2=CH-CH3;
CH3-CCl=CH-CH3; CH3-CH=CH-COOH.
Actividades para enviar al tutor
1. Nombrar y formular , según corresponda, las siguientes especies químicas:
CH3-CH2-CH2-O-CH3;
CHCl=CH-CH3;
CH2=CH-CH=CH-CH3;
Propanoato de etilo; Propanona; ciclohexeno; metil benceno;
1,4bencenodiol;1-penten-3-ino. Indique si alguno/s de los compuestos
presenta isomeria cis-trans.
2. Indique, en general, qué compuestos presentan isomería óptica. Formule
los siguientes compuestos e indique en cuál/es se da este tipo de isomería.
a) Benceno; b) 3-metilhexano; c) 2-butanol.
23
TEMA 11. POLÍMEROS Y MACROMOLÉCULAS
Orientaciones
Existen compuestos orgánicos de elevada masa molecular, denominados
macromoléculas, cuya importancia en los procesos biológicos y en el campo de la
industria química es cada vez mas evidente. Además, existen una serie de sustancias
fabricadas por el hombre, como los plásticos, fibras textiles, cauchos, siliconas, etc.,
que constituyen grandes macromoléculas, denominadas polímeros, y que se
obtienen a partir de moléculas sencillas, llamadas monómeros, repetidas miles de
veces.
En esta unidad estudiaremos los mecanismos básicos de la síntesis de estos
polímeros, así como algunas de sus propiedades más significativas. Tambíen
repasaremos brevemente las macromoléculas de origen natural, los llamados
biopolímeros, como son las proteínas, los polisacáridos o los ácidos nucleicos.
Criterios de evaluación
Al concluir el estudio de esta unidad el alumno debe ser capaz de:
1. Definir lo que es un polímero, su clasificación y propiedades.
2. Conocer los principales tipos de reacciones de polimerización.
3. Destacar la importancia de los polímeros, tanto de los naturales,
especialmente los péptidos, las proteínas y los polisacáridos, como de los
sintéticos.
4. Establacer un nexo entre la química y los procesos biológicos.
Actividades de autoevaluación
1. Sabiendo que en el polibutadieno la unidad repetitiva es el butadieno y tiene
una masa molecular media de 10.000 u ¿cuántas unidades de monómero
habrá en la muestra?
2. Halle la masa molecular de una muestra de polipropileno si está formado por
3.600 unidades de propeno.
Actividades para enviar al tutor
1. Explique el significado de los siguientes términos: copolímero;
homopolímero; termoestable; termoplástico; polímero lineal y polímero
ramificado.
2. La masa molecular media de una molécula de polietileno es de 16.800
g/mol. ¿Cuántas unidades de monómero hay en la muestra?
24
SOLUCIONARIO DE LAS ACTIVIDADES DE AUTOEVALUACIÓN
TEMA 1.
1.-CuSO4.5H2O; Sulfato de cobre(II) pentahidratado. Mm = 63,5 + 32 + 4.16 + 5(2
+ 16) = 239,5 u (g/mol).
K2Cr2O7; Dicromato potásico. Mm= 2.39 + 2.52 + 7.16 = 294 u (g/mol).
H2SO4; Acido sulfúrico. Mm = 2.1 + 32 + 4.16 = 98 u (g/mol).
Nº de moles (n) = m(g)/Mm(g/mol) = 100/98 = 1,02; nº de moléculas = n . NA =
1,02.6,022.1023 = 6,145.1023; nº átomos de S = nº moléculas = 6,145.1023; nº de
átomos de O = 4.6,145.1023 = 2,46.1024; nº de átomos de H = 2. 6,145.1023 =
1,23.1024.
2.-Fe2(CO3)3 ; Mm = 2.55,85 + 3.12 + 9.16 = 111,7 + 36 + 144 = 291,7 u(g/mol);
%Fe Si en 291,7 --------- 111,7
100
--------- %Fe ; %Fe = 100.111,7/291,7 = 38,3%
%C = 100.36/291,7 = 12,3%; %O = 100.144/291,7 = 49,4%.
3.- M(SiO2) = 60 g/mol ; 60.6 = 360 g/mol de SiO2; M(Al2O3) = 102 g/mol;
M(CaO) = 56 g/mol ; M(H2O) = 18; 6.18 = 108 g/mol de agua. M(silicato) =
626 g/mol. %SiO2 = 100.360/626 = 57,5%; %Al2O3 = 100.102/626 = 16,3%;
%CaO = 100.56/626 = 8.9%; %H2O = 100.108/626 = 17,3%.
4.-Al calentar la muestra se elimina el agua, por lo tanto tendremos 0,541 g de agua
y 1,5 - 0,541 = 0,959 g de CuSO4. M(CuSO4) = 159,5 g/mol; 0,959/159,5 =
6.10-3 = nº de moles de CuSO4; M(H2O) = 18 g/mol; 0,541/18 = 3.10-2 = nº de
moles de agua. 3.10-2/6.10-3 = 5 moles de H2O por cada mol de sulfato, lo que
indica que la formula será : CuSO4.5H2O.
5.- M(NaCl) = 58,5 g/mol de los cuales 35,5g son de Cl y 23g de Na. Cantidad de
NaCl puro = 50.0,95Kg = 47,5 Kg = 47,5.103 g. Mediante una regla de tres se
obtiene la cantidad de Cl = 28,82.103 g que corresponde a un nº de moles de
Cl2 = 28,82.103/71 = 4,06.102 moles. En c.n. (1 atm y 273K), 1 mol ocupa 22,4 l,
por lo tanto V = 22,4.4,06.102 = 909 l.
6.- m = V.d = 32 ml.1,42 g/ml = 45,44 g de riqueza del 69,5%, por lo tanto la cantidad pura será = 45,44. 69,5/100 = 31,58 g de HNO3 puro. M(HNO3) = 63 g/mol
n = 31,58/63 = 0,5 moles; M = n (moles)/V(l) = 0,5/0,5 = 1 mol/l.
TEMA 2.
1.- Longitud de onda λ = 1.000 A = 1.000.10-10 m = 10-7 m . La longitud de onda se
relaciona con la frecuencia por la formula: ν = c/λ = 2,998.108/10-7 = 2,998.1015
Hz. Número de onda = 1/λ = 1/10-7 = 107 m-1. Energía = h.ν = 6,6262.10-34J.s.
2,998.1015 s-1 = 19,87.10-19 J.
25
2.- Formula de Ryberg:
ν = R(1/n22 – 1/n12) ; R = Constante de Ryberg = 109.677,6 cm-1 =
109.677,6.102 m-1. La serie Balmer corresponde a n2 = 2 y n1= 3, 4, 5,......
Primera línea:
ν = 109.677,6.102(1/22 – 1/32) = 1,52.106 m
Segunda línea:
ν =109.677,6.102(1/22 – 1/42) = 2,06.106 m
Ambas líneas pertenecen al visible.
3.- Los números cuánticos son : n, que representa el tamaño del orbital y los
niveles
de energía ; l, forma del orbital y subniveles de energía; m, orientación espacial
del orbital; s, giro del electrón sobre sí mismo.
La distribución electrónica del C es : 1s22s22px12py12pzo que corresponden a los
números cuánticos: n = 2; l = 1; m = 0; s = 1/2 y n = 2; l = 1; m = 1; s = 1/2. Se
pueden hacer otras combinaciones poniendo m = -1 y s = - 1/2.
4.- Para n = 3 el número de electrones viene dado por 2.n2 = 2.32 = 18 electrones.
Corresponden a 2 en cada uno de los orbitales 3s (1orbital); 3p(3 orbitales
y 3d(5 orbitales), en total 9 orbitales y 18 electrones.
5.- El ión Na+ tiene 11 – 1 = 10 electrones distribuidos: 1s22s22p6
El ión Al+3 tiene 13 – 3 = 10 electrones distribuidos: 1s22s22p6
Los electrones más externos corresponden a los mismos orbitales y como el Al
tiene 13 protones y el Na 11, la mayor carga nuclear en el Al+3 atrae más a los
electrones y tendrá menor radio que el Na+.
6.- a) Elemento 19, distribución electrónica: 1s22s22p63s23p64s1
Elemento 35, distribución electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d104p5
Elemento 54, distribución electrónica: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p6
b) El 35; c) el 19.
7.- a) K(g) → K+(g) + 1e- ; Eionización = 374,6 kJ/mol = 374,6.103 J/mol; 1eV =
1,6.10-19 J; Eionización = 374,6.10-19J/mol / 1,6.10-19 J/ev = 2,34.1024 eV/mol
b) Eionización por átomo = Eionización por mol/ NA = 374,6.103/6,022.1023 =
= 6,22.10-19 J/átomo ; E = h.ν = 6,22.10-19; 6,22.10-19 = 6,6262.10-34.ν;
ν = 9,39.1014 Hz.
TEMA 3.
1.-La energía reticular desprendida es directamente proporcional al producto de las
cargas de los iones Z1.Z2 e inversamente proporcional a la distancia internuclear
do = r+ + r- (suma del radio de los dos iones), (ver la fórmula en el libro).
En el CaO y CaS: Z1.Z2 = 4; en KI y KF: Z1.Z2=1 la energía será mayor en los
primeros y, dentro de éstos, el radio de S2- es mayor que el del O2- por lo que la
energía será mayor en el CaO. De los segundos, el radio del I- es mayor que el
del F- y la energía será mayor en el KF por lo tanto el orden de menor a mayor
será el siguiente: U(KI)<U(KF)<U(CaS)<U(CaO).
26
2.- Compuesto KF(s):
Reacción química: K(s) + ½ F2(g) → KF(s) ;
Procesos parciales: K(s) → K(g)
K(g) → K+(g)
1/2 F2(g) → F(g)
F(g) + 1 e- → F-(g)
K+(g) + F-(g) → KF(s)
Sumando todas:
K(s) + 1/2F2(g) → KF(s)
Qreacción
Esublimación
Eionización
Edisociación
Eelectroafinidad
U
Qreacción
Haciendo un balance energético, según las leyes de la termoquímica:
Qr = Es + Ei + 1/2Ed + Ee + U;
U = Qr – Es – 1/2Ed – Ei - Ee
Esquema del ciclo de Born-Haber:
1/2 Ed
1/2 F2(g)
+
K(s)
Es
+
Ei
Qr
U
KF(s)
K(g)
K+(g)
F(g)
Ee
+
F-(g)
3.- Del mismo modo que en la actividad 1:
NaF y KF: Z1.Z2 = 1 y el radio del K+ es mayor que el del Na, por lo tanto:
U(NaF) > U(KF).
NaF y NaCl: Z1.Z2 = 1 y el radio del Cl- es mayor que el del F- , por lo tanto:
U(NaF) > U(NaCl).
MgS y CaS: Z1.Z2 = 4 y el radio del Ca+2 es mayor que el del Mg+2 , por lo tanto:
U(MgS) > U(CaS).
Tiene mayor dureza el de mayor energía de red. Por lo tanto, en cada grupo, el
más duro será: en el 1º, el NaF; en el segundo, el NaF; y en el tercero, el MgS. En
cuanto a la tempera de fusión, sigue la misma pauta y fundirán a mayor temperatura
el NaF en el primer grupo, el NaF en el segundo y el MgS en el tercero.
4.- El elemento A tiene número atómico 19, es decir que tiene 19 electrones y su
distribución electrónica para el estado fundamental es: 1s22s22p63s23p64s1
Del mismo modo, el elemento B tendrá la estructura: 1s22s22p63s23p5 y la
del C será: 1s22s22p63s2 .
A y B forman un enlace iónico ya que elemento A pierde el electrón 4s1
27
convirtiéndose en el catión A+ y cogiendo estructura de gas noble. Del mismo
modo, el elemento B gana un electrón formando el ión B-. Ambos iones se unen
por fuerzas electrostáticas formando un enlace iónico.
El C es un elemento metálico y se unirá con otros C formando enlace metálicos
dando lugar a una red cristalina.
5.- La polaridad de un enlace depende de la diferencia de electronegatividad entre
los átomos que lo forman, a mayor diferencia mayor polaridad. Las distintas
electronegatividades sacadas de la tabla de Pauling son: F = 4,0; O =3,5; Cl =
3,0; H = 2,1; Na = 0,9. Por lo tanto, la polaridad del enlace de menor a mayor
será: Cl-Cl<H-Cl<H-O<H-F<Na-O.
6.- a) En el CCl4 el carbono tiene hibridación sp3; 4 orbitales con una estructura
tetraédrica. La geometría molecular será la de un tetraedro con el carbono en el
centro y los cloros en los vértices unidos por enlaces σ(sp3 + p), entre los orbitales sp3 del carbono y el 3p1 del cloro.
b) En el H2C=CH2 el carbono tiene hibridación sp2 con geometría triangular
plana y un enlace doble entre los carbonos que serán uno σ(sp2 + sp2) y otro
π(p + p) entre los orbitales 2p del C que no se hibridaron. Con los hidrógenos se
forman enlaces C-H σ(sp2 + s) entre los sp2 del C y el 1s del H.
c) El HC≡CH el C tiene hibridación sp formando moléculas lineales con un triple
enlace entre los átomos de C, uno σ(sp + sp) y dos enlaces π(p + p) entre los
dos orbitales 2p del C que no participaron en la hibridación. Los enlaces C-H
serán enlaces σ(sp + s).
7.- a) Enlaces iónicos; b) enlaces iónicos; c) fuerzas de van der Waals (fuerzas de
dispersión por ser moléculas apolares); d) fuerzas de van der Waals y enlaces
de hidrógeno.
8.- H2O (muy polar y enlaces de hidrógeno) > CH3-CH2OH (menos polar y enlaces
de hidrógeno) > H2S(polar) >F2(apolar).
TEMA 4.
1.- Combustión: CH3-CH2-CH3(g) + 5 O2(g) → 3 CO2(g) + 4H2O(l) ; ∆Hc ?
La variación de entalpía de esta reacción en función de los calores de formación
de reactivos y productos es: ∆Hco = 4∆Hfo(H2O) + 3 ∆Hfo(CO2) – ∆Hfo(propano),
el calor de formación de los elementos vale cero ∆Hfo(O2) = 0.
∆Hco = 4(-284,8) + 3(-391,9) – (-104,0) = 2.314,9 +104,0 = -2.210,9 kJ/mol = Qp
Qp = Qv + ∆ng.R.T; ∆ng = nº de moles de productos gaseosos - nº de moles de
reactivos gaseosos = 3 –5 –1 = -3; Qv = Qp - ∆ng.R.T = - 2.210,9 – (-3).8,314.10-3
.298 = - 2.203,5 kJ/mol; R = 8,314 J/Kmol = 8,314.10-3kJ/Kmol.
28
Diagrama entálpico:
∑ ∆Hf(productos) = -2.319,4 kJ;
∑ ∆Hf(reactivos) = -104,0 kJ
H(kJ)
Reactivos
0 -104,0 ∆H
-2.314,9 Productos
Coordenada de reacción
2.- Multiplicando la primera reacción por 2 y sumando la segunda:
2 S(s) + 2 O2(g) → 2 SO2(g)
2 SO2(g) + O2(g) → 2 SO3(g)
2 S(s) + 3 O2(g) → 2 SO3(g)
∆Ho ?
∆Ho = 2(-296,4) + (-789,6) = - 1.382,4 kJ = Qp ; Qv =∆U ; ∆H = ∆U + ∆ng.R.T
Qp = Qv + ∆ng.R.T; Qv = Qp - ∆ng.R.T; ∆ng = 2 – 3 = - 1; T = 298 K
Qv = - 1.382,4 – (-1).8,314.10-3.298 = - 1.379,9 kJ
No es el calor de formación del SO3(g), porque se forman dos moles y el calor
de formación es para un mol: ∆Hf(SO3) = ∆Ho/2 = -1.382,4/2 = - 696,2 kJ/mol
Reacción de formación: S(s) +3/2 O2(g) → SO3(g);
Diagrama entálpico:
∑∆Hf(productos) = -696,2 kJ
∑∆Hf(reactivos) = 0 kJ (recodar que en los elementos el calor de formación es 0).
H(kJ) Reactivos
0
∆H
Productos
- 696,2 Coordenada de reacción
29
3.-
∆Ho ?
4NH3(g) + 3 O2(g) → 2 N2(g) + 6 H2O(g)
En la reacción anterior se rompen en los reactivos los enlaces:
Tres enlaces N-H por cada NH3, en total 12 enlaces N-H: 12.390,4 = 4.684,8 kJ
Un enlace O=O por cada O2, en total 3 enlaces : 3. 494,5 = 1.483,5 kJ
∆H(enlaces rotos) = 4.684,8 + 1483,5 = 6.168,3 kJ (energía consumida)
Enlaces formados: dos enlaces N≡N uno en cada N2 : 2.944,7 = 1.889,4 kJ y 12
enlaces O-H, dos en cada H-O-H : 12.462,3 = 5.547,6 kJ.
∆H(enlaces formados) = 1.889,4 + 5.547,6 = 7.437.0 kJ (energía liberada)
∆Ho=∆H (enlaces rotos) - ∆H (enlaces formados) = 6.168,3 –7.437,0
= - 1.268,7kJ
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
∆G?
∆G = ∆H – T ∆S; ∆H = 2 ∆Hf(NH3) – 3 ∆Hf(H2) – ∆Hf(N2)
∆H = 2(-46,0) – 0 – 0 = - 92,0 kJ; ∆S = 2∆S(NH3) – 3 ∆S(H2) – ∆S(N2) =
2.192,28 – 3.180,3 – 191,02 = - 348,95 J/K = - 348,95.10-3 kJ/K;
∆G = -92,0 – 298(-348,95.10-3) = 11,99 KJ. Como ∆G>0 (positivo) nos indica
que en estas condiciones la reacción no será espontánea.
Estará en equilibrio cuando ∆G = 0 y será: 0 = - 92,0 + T.348,5.10-3; T = 263,6K
5.- a)En una reacción química ∆U = Qv y ∆H = Qp como ∆H = ∆U + ∆ng.R.T
entonces tendremos: ∆H = Qv + ∆ng.R.T
b) Sí, cuando ∆ng =0, es decir, cuando hay el mismo número de moles de
productos y reactivos gaseosos.
c) No, ya que siendo ∆H < 0 (negativo) si ∆S<0(negativo) ocurre que ∆G = ∆H –
T∆S>0 (positivo) cuando T∆S>∆H en valor absoluto. Esto ocurre a altas
temperaturas.
4.-
TEMA 5.
1.- Tanto los alimentos (frescos o conservados) como los medicamentos se degradan
por reacciones de descomposición cuya velocidad es tanto más alta cuanto
mayor es la temperatura. Por ello deben mantenerse a bajas temperaturas para
disminuir la velocidad de descomposición y aumentar el periodo de validez.
2.- Sea una reacción de la forma : aA + bB → cC + dD . Si es elemental entonces la
ecuación de velocidad será de la forma: v = K.[A]a[B]b y el orden global n = a +b
Si es una rección compleja: v = K[A]α[B]β y el orden global n = α+β, siendo
α≠a yβ≠b.
3.- Para la reacción N2 + 3 H2 → 2 NH3 la velocidad de reacción se define como:
v = - d[N2]/dt = - 1/3.d[H2]/dt = 1/2.d[NH3]/dt
a) Si -d[N2]/dt = 0,4 entonces: 0,4 = -1/3.d[H2]/dt; -d[H2]/dt =0,4.3 =1,2 mol/min
b) Del mismo modo d[NH3]/dt = 0,8 mol/min
c) No, la ecuación de velocidad será de la forma v = K.[N2]α [H2]β y no tenemos
30
datos para el cálculo del orden y la constante de velocidad.
4.- a) Es una reacción compleja ya que aunque coincide el exponente α = a = 1,
no coincide β = 2 con b = 1.
b) Es de orden α = 1 respecto a A y β = 2 respecto de B, el orden global es n =3.
c) Sí, la reacción se produce por choque entre dos moléculas. El orden no coincide con la molecularidad y es por lo tanto una reacción compleja.
d) Sí, toda velocidad de reacción aumenta al aumentar la temperatura ya que la
constante de velocidad aumenta exponencialmente con la temperatura.
e) De la ecuación de velocidad se deduce que si la concentración de A se hace
el doble la velocidad se hace dos veces mayor. Si la concentración de B se
duplica, al estar elevada al cuadrado, la velocidad se hace cuatro veces mayor.
TEMA 6.
1.- a) H2(g) + I2(g) ⇔ 2 HI(g) ; Kc = [HI]2/[H2].[I2]
b) Concentraciones iniciales: [H2] = 5.10-3/5 = 0,001M; [I2] = 10-2/5 = 0,002M
I2(g) ⇔ 2 HI(g)
H2(g) +
Inicialmente: 0,001
0,002
0
Reaccionan: - x
-x
2x
Equilibrio: 0,001 – x
0,002 – x
2x ; 2x = 0,0018; x = 0,0009
[HI] = 2x = 0,0018M; [H2] = 0,001 – x = 0,0001M; [I2] = 0,002 – x = 0,0011M
c) Kc = 0,00182/0,0001.0,0011 = 29,5
2.- Concentración inicial: [AB] = 2/2 = 1M
2 AB(g) ⇔ 2 A(g)
+ B2(g)
Inicialmente:
1
0
0
Reaccionan:
- 2x
2x
x
Equilibrio:
1 – 2x
2x
x;
[A] = 0,06/2 = 0,03 = 2x; 2x = 0,03; x = 0,015. Concentraciones en el equilibrio:
[A] = 0,03M; [B2] = x = 0,015M; [AB] = 1-2x = 1 – 0,03 = 0,97M
b)
nº de moles: M = n/V(l) ; nAB = 0,97.2 = 1,94; nA = 0,006; nB2 = 0,03.
Presiones parciales: P.V = n.R.T; PAB.2 = 1,94.0,082.298 ; PAB = 23,7 atm
Del mismo modo:
PA = 0,73 atm; PB2 = 0,37 atm
Presión total: Pt = 23,7 + 0,73 + 0,37 = 24,8 atm
c) Kc = [B2][A]2/[AB]2 = 0,015.0,032/0,972 = 1,43.10-5;
Kp = PB2.PA2/P2AB = 0,37.0,732/23,72 = 3,5.10-4,
Kp se puede también calcular a partir de la relación: Kp = Kc(RT)∆n
3.- a) No, sólo sería cierta si en el equilibrio los reactivos y productos estuviesen en
31
sus estados normales (estándar) ; b) Sí , es la condición de equilibrio; c) Sí, a
partir del principio de Le Chatelier se deduce que se modifica el equilibrio al
no ser iguales el número de moles de reactivos y productos.
CaSO4(s) + aq ⇔ Ca+2(aq) + SO42-(aq)
s
s
2+2
M(CaSO4) = 136 g/mol; s = [Ca ] = [SO4 ] = 2 g/l / 136 g/mol = 1,47.10-2 mol/l
Kps = [Ca+2] [SO42-] = 1,47.10-2.1,47.10-2 = 2,16.10-4
Ag2SO4(s) + aq ⇔ 2 Ag+(aq) + SO42-(aq)
2s
s
M(Ag2SO4) = 311,6 g/mol; s = 8g/l / 311,6 g/mol = 2,57.10-2 mol/l;
[Ag+] = 2s = 2.2,57.10-2 = 5,14.10-2 mol/l; [SO42-] = s = 2,57.10-2 mol/l;
Kps = [Ag+]2[SO42-] = (5,14.10-2]2.2,57.10-2 = 6.79.10-5
4.-
Cr(OH)3(s) + aq ⇔ Cr+2(aq) + 3 OH-(aq)
s
3s
+3
- 3
3
4
4
-31
Kps = [Cr ] [OH ] = s.(3s) = 27.s ; 27.s = 6,7.10 ; s= (6,7.10-31/27)1/4 =1,25.10-8
s = 1,25.10-8 mol/l; s(g/l) = s(mol/l).M(g/mol) = 1,25.10-8.103 = 1,28.10-6 g/l
Añadiendo un ácido se consumen iones OH- mediante la reacción neutralización
H+ + OH- → H2O y se desplaza el equilibrio hacia la derecha disolviéndose el
precipitado de Cr(OH)3.
6.CaF2(s) + aq ⇔ Ca+2(aq) + 2 F-(aq)
s
2s
5.-
M(CaF2) = 78 g/mol; s = 2,73.10-2g/l / 78 g/mol = 3,5.10-4 mol/l
Kps = [Ca+2] [F-]2 = s.(2s)2 = 4.s3; Kps = 4.(3,5.10-4)3 = 4,29.10-11
Si añadimos NaF, sal totalmente soluble: NaF(s) + aq → Na+(aq) + F-(aq) las concentraciones de Na+ y F- serán 0,1 molar. La adición de iones F- modifica el
equilibrio de solubilidad del CaF2 por efecto del ión común:
[Ca+2]= s´; [F-] = 2s´+ 0,1; Kps = s´(2s´+ 0,1)2 , despreciando 2s´frente a 0,1
tendremos: 4,29.10-11 = s´.0,12; s´= 4,29.10-9mol/l = [Ca+2].
TEMA 7.
1.- a) NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+;
c) NH4+ + OH- ⇔ NH3 + H2O;
b) H2O + CO32-⇔ OH- + HCO3-;
d) H3O+ + CH3-COO- ⇔ H2O + CH3-COOH
2.- a) El NaOH es una base fuerte y se disocia totalmente : NaOH→ OH- + Na+:
por lo que [OH-] = 0,1M; [OH-][H3O+] = 10-14; [H3O+] = 10-13; pH =-log (H3O+)
pH = - log 10-13 = 13.
b) El HCl es un ácido fuerte y se disocia totalmente por lo que:
10M ⇒[H3O+] = 10 ; pH = -1 (el pH puede ser negativo).
0,1M⇒[H3O+] = 0,1; pH = 1.
32
Cuando la concentración de iones H+ procedente de la disociación del ácido ( en
forma hidratada H3O+) es menor de 10-5 , para el cálculo del pH no puede
despreciarse la concentración de los iones procedentes de la disociación de
H2O que en agua pura es de [H3O+] = 10-7 . Por lo tanto, en nuestro caso
tendremos: [H3O+] = 10-7 + 10-8 = 11.10-8; pH = - log 11.10-8 = 6,96 <7 por lo
tanto pH ácido como era de esperar.
3.- El ácido acético o ácido etanoico es un ácido débil que sólo se disocia parcialmente, según el equilibrio:
CH3-COOH + H2O ⇔
Inicialmente:
C
Disocia:
-x
Equilibrio:
C–x
CH3-COO0
x
x
+
H 3O +
0
x
x
Si el grado de disociación es α, tendremos: α = x/C ; x = C.α y la constante de
equilibrio será: Ka = x.x/(C-x) = Cα .C α / (C –C α) = C.α2 /(1-α); sustituyendo
el valor de Ka, tendremos: 1,8.10-5 = 0,1α2 / (1-α) ; α<<1 y 1 - α ≠ 1 por lo que
1,8.10-5 = 0,1.α2; α = 0,0134 =1,34%; [H3O+] = x =C.α =0,1.0,0134 = 0,00134M
pH = - log 0,00134 = 2,87
4.-
CH3NH2
Inicialmente: C
Ioniza:
- C.α
Equilibrio: C(1 - α)
+
H 2O
⇔
CH3NH3+ +
0
C.α
C.α
OH0
C.α
C.α
[OH-] = C.α ; pH = - log[H3O+] ; 11.85 = - log[H3O+]; [H3O+] = 1,41.10-12;
Del producto iónico del agua se deduce que: [OH-] = 7,08.10-3; [OH-] = C.α
y α = 7.8.10-2 y Kb = C.α2 / (1-α) = 0,1.(7,08.10-2)2 / 1- 7,08.10-2 = 5,4.10-4
5.- a) NH4I → NH4+ + I- sal de la base débil NH4OH y del ácido fuerte HI por lo
tanto el anión I- del ácido fuerte no se hidroliza pero sí el catión NH4+ de la base
débil, según la reacción de hidrólisis: NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+, se
liberan iones H3O+ , por lo tanto resulta una disolución ácida.
b) KNO3 → K+ + NO3- sal de ácido fuerte HNO3 y base fuerte KOH, ni el anión
ni el catión se hidrolizan y la disolución resultará neutra.
c) NaCH3COO → Na+ + CH3COO- sal del ácido débil CH3COO (etanoico) y
de la base fuerte NaOH, por lo tanto se hidroliza el anión del ácido según la
reacción: CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-, se liberan iones OH- resultando una reacción básica.
6.- NH4CN ⇔ NH4+ + CN- sal del ácido débil HCN y de la base débil NH4OH por
lo tanto ambos iones se hidrolizan :
NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ y CN- + H2O ⇔ HCN + OHComo Kb > Ka la base es más fuerte que el ácido y por lo tanto la disolución
final resultará básica.
33
7.- Reacción de neutralización: H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O el ácido y la
base reaccionan equivalente a equivalente y:V.N = V´.N´, en el NaOH el equivay el mol son lo mismo N = M en el H2SO4 el equivalente es la mitad del mol y
N =2 M, en nuestro caso: 25.N = 37,5 . 0,5; N(H2SO4) = 0,75 eq./l = 0,375 mol/l.
TEMA 8.
KMnO4 + H2SO4 + FeSO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
El Mn en el KMnO4 tiene nº de oxidación 7 y en MnSO4 tiene 2 por lo tanto
ganó 5 e y se redujo. El Fe en el FeSO4 tiene nº de oxidación 2 y en el Fe2(SO4)3
tiene 3 por lo que se oxidó y perdió un electrón.
Las semirreacciones son:
Oxidación :
Fe+2 → Fe+3 + 1 eReducción: MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn+2 + 4 H2O
Multiplicamos por 5 la semirreacción de oxidación, para igualar los electrones y
las sumamos dando la reacción redox ajustada en forma iónica:
MnO4- + 8 H+ + 5 FeSO4 + 5 e- → Mn+2 + 5 Fe+3 + H2O + 5 eEliminamos los electrones y sustituimos los iones por las especies iónicas
correspondientes:
KMnO4 + 4 H2SO4 + 5 FeSO4 → MnSO4 + 5/2 Fe2(SO4)3 + 4 H2O
Multiplicamos por 2 y añadimos el K2SO4 que no aparece porque no
experimenta proceso redox alguno ninguno de sus elementos y nos queda:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 10 FeSO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + 8 H2O + K2SO4
Comprobamos que en el primer miembro hay 2 K y en el segundo también, por
lo tanto, solo había que añadir un K2SO4 y la reacción está ajustada.
1.-
2.- Pares electródicos: Cu+2/Cu ⇒Eº = 0,34 V; Ag+/Ag ⇒ Eº = 0,80 V
a) En una pila la ε(f.e.m.) es positiva y por otra parte ε = Eº(cátodo) – Eº(ánodo)
lo que nos indica que tiene que ser el cátodo el de mayor Eº y en nuestro caso
será el Ag+/Ag y el ánodo el Cu+2/Cu.
b) El polo positivo es el cátodo y el negativo el ánodo.
c) En el ánodo tiene lugar la oxidación y el cátodo la reducción:
Semirreacciones:
Oxidación: Cu ⇔ Cu+2 + 2 eReducción: Ag+ + 1 e- ⇔ Ag
multiplicando la 2ª por 2 y sumando nos queda la reacción global:
Cu + 2 Ag+⇔ Cu+2 + 2 Ag
d) En el circuito externo los electrones van del ánodo al cátodo.
e) Se oxida el Cu, es el agente reductor; se reduce el Ag+, es el agente oxidante.
f) El esquema de celda es: Cu/Cu+2//Ag+/Ag.
3.- a) Na+ + 1/2 H2 ⇔ Na + H+ ; en esta reacción tendremos las semirreacciones:
Oxidación → Anodo : ½ H2 ⇔ H+ + 1 e- Eº = 0 V
Reducción → Cátodo: Na+ + 1 e- → Na
Eº = - 2,71 V
εº = - 2,71 – 0 = - 2,71 V No ocurre la reacción directa, ocurre la inversa.
34
b) Se reduce el Ag+ y se oxida el Zn así que: εº = 0,80 – (-0,76) = 1,56 V, ocurre
espontáneamente la reacción directa.
c) Se reduce el H+ y se oxida el Zn: εº = 0 – (-0,76) = 0,76 V ocurre la reacción
directa.
d) Se reduce el Na+ y se oxida el Cl-: εº = -2,71 – 1,36 = - 4,07 V ocurre
espontáneamente la reacción inversa.
e) Se reducen el Ag+ y el H+ lo que no es posible, luego esta reacción no ocurre
en ninguno de los sentidos.
4.- Reacciones que podrían ocurrir:
a) Oxidación: Ag ⇔ Ag+ + 1 e- ; reducción: Zn+2 + 2 e- ⇔ Zn ; la reacción
global sería: 2 Ag + Zn+2 ⇔ 2 Ag+ + Zn; εº = - 0,76 – 0,80 = -1,56 V, no
ocurre la reacción directa, por lo tanto no se produce reacción.
b) Oxidación : Al ⇔ Al+3 + 3 e- ; reducción: Fe+2 + 2 e- ⇔ Fe ; la reacción
global sería: 2 Al + 3 Fe+2 ⇔ 3 Fe + Al; εº = - 0,44 – (-1,67) = 1,23, se produce
reacción.
5.- Aplicando las leyes de Faraday:
Reacción en el cátodo: Cu+2 2 e- → Cu ; Eq. del Cu = 63,5/2 = 31,75 g/eq
96.500 C ---------- 1 eq. gramo
96.500 C -------- 31,75 g
q = I.t
---------- m gramos
0,2.600 -------- m
m = 0,0395 g
-------- NA=6,022.1023 iones
Nº de iones de Cu+2 : 63,5 g
0,0395 g -------x
x = 3,74.1020 iones Cu+2
Nº de electrones = 2x = 7,48.1020 dos por cada ion Cu+2
TEMA 9.
3 H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3 H2(g)
3 moles
3 moles
Un mol de gas en c.n.ocupa 22,4 l, por tanto 4 l deH2 seran 4/22,4 = 0,18 moles.
Como el H2SO4 y el H2 están en proporción 3:3 ≡ 1:1 se necesitan 0,18 moles de
H2SO4. M = n/V(l) ; 0,5 = 0.18/V ; V = 0,36 l = 360 ml.
2.- Reacciones: 4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2
4 moles
8 moles
A partir del SO2 se obtiene el H2SO4 mediante la reacción:
2 SO2 + O2 + 2 H2O → 2 H2SO4
2 moles
2 moles
100 Kg = 100.000 g = 100.000/98 = 1.020,4 moles de H2SO4 que equivalen al
mismo número de moles de SO2 y a la mitad de moles de FeS2. Por lo tanto se
necesitan 1.020,4/2 = 510,2 moles de FeS2. M(FeS2) = 120 g/mol; masa de FeS2
510,2 mol.120 g/mol = 61.214,8 g = 61,2 Kg de pirita pura. Como es de una
riqueza del 80% tendremos: m(pirita) = 61,2.100/80 = 76,5 Kg.
3.CuSO4.5H2O + Zn → ZnSO4 + Cu + 5 H2O
Moles de Zn = 20/65,4 = 0,31equivalen a 0,31 moles de CuSO4.5H2O;
Mm=239,5 g/mol ; masa en gramos = 0,31 mol.239,4 g/mol = 73,24 g de
CuSO4.5H2O puro
1.-
2 Al
+
35
Como es del 80% corresponde a m = 73,24.100/80 = 91,55 g de impuro.
4.- Reacción: C + O2(g) → CO2(g); P.V = n.R.T ; 1.16 = n.=0,082.291; n = 0.67
moles de CO2(g); el número de moles de CO2 coincide con los de C, por lo tanto
la masa de carbono será: m = 12g/ mol . 0,67 mol = 8,04 g de C puro que
corresponderá a una riqueza de: 100.8,04/10 = 80,04%.
TEMA 10.
1.- CH2=CH-CH(CH3)-CH2-CH2-CH3; CH2=CH-CH(CH2-CH3)-CH 2 -CH=
CH 2 ;
CH≡C-CH-CH=CH-CH2-C≡CH; CH 3 -CHBr-CHBr-CH 3 ; CH3-CHOHCH2-CH3
CH2OH-CH2-CH=CH-CH=CH2; CH3-CH2-O-CH2-CH3; COH-CH2 -COH
CH3-COOH; COOH-CH2-COOH; CH3-CH2-CO(OCH3); (CH3)2N-CH2-CH3
2.- 3-metil-1-penteno; 2,3-butanodiol; propanal; butanodiona; ácido 2-etil-butano
dioico; etilamina; butanoato de metilo.
3.- CH2=CH-CH(CH2-CH2-CH3)-CH2-CH=CH-CH3; CH3-CH(CH3)-COH;
etilmetilamina; 1,3-butanodiol. Tienen isomería óptica el 2-metil propanal y el
1,3-butanodiol, ambos tienen asimétrico el C nº 2.
4.2-buteno; butano; propeno; 2-cloro-2-buteno; ácido 2-butenoico. Tienen
isimería
cis-trans el 2-cloro-2-buteno y el ácido 2-butenoico.
TEMA 11.
1.- Monómero el butadieno CH2=CH-CH=CH2; homopolímero -CH2-CH=CH-CH2Mm = 54 u ; nº de unidades = 10.000/54 = 185.
2.- Monómero CH2=CH-CH3; Mm = 42 u ; Mm(polímero) =3.600 . 52 = 151.200 u
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