Departamento de Física y Química
1.
Formula o nombra los siguientes compuestos: (2 puntos) (CE 5.1 – 5.2)a) b) c) d) CH3 – CH2 – O – CH2 – CH2 – CH3
a) 3,4-dimetilhexano b) metilbenceno c) propan-1-ol d) etilpropileter (etoxipropano)
e) CH3 – CH2 – CH2 – COOCH2 – CH2 – CH3 f) CH3 – CH2 – NH2 g) CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 – COOH
e) butanoato de propilo f) etanamina (etilamina) g) ácido hexanoico
h) hex-2-eno i) yodociclobutano j) pentan-2-ona
h) H3C − CH = CH − CH2− CH2− CH3 i) j) H3C − CO − CH2− CH2− CH3
k) butanamida l) heptanal
k) H3C − CH2− CH2− CONH2 l) H3C − CH2− CH2− CH2− CH2− CH2− CHO
m) 3-metilpentanonitrilo n) 1,2-dinitrobenceno
H3C − CH2− CH − CH2− CN
2.
Se ponen a reaccionar 50 g de dióxido de nitrógeno (gas) con 60 g de dióxido de azufre (gas) para obtener monóxido de nitrógeno (gas) y trióxido de azufre (gas).a) Determina cuál es el reactivo limitante y la cantidad de reactivo que sobra (1,25 puntos). (CE 3.1 – 3.2) Estrategia de resolución.
Para determinar cuál es el reactivo limitante y la cantidad de reactivo que sobra primero escribiremnos la ecuación química:
NO2(g)+ SO2(g)→ NO(g)+ SO3(g)
Después la ajustamos: está ajustada.
A continuación consideramos la información que podemos extraer de ella:
1 molécula de NO2(g) reacciona con 1 molécula de SO2(g)y se obtiene 1 molécula de NO(g) y 1 molécula de SO3(g)
O también:
1 mol de NO2(g) reacciona con 1 mol de SO2(g)y se obtiene 1 mol de NO(g) y 1 mol de SO3(g)
También se puede expresar la relación en función de las masas. Para ello debemos hallar primero las masas molares correspondientes:
M(NO2) = 46 g · mol−1 M(SO2) = 64 g · mol−1 M(NO) = 30 g · mol−1 M(SO3) = 80 g · mol−1
De este modo podemos afirmar que:
46 g de NO2(g) reaccionan con 64 g de SO2(g)y se obtienen 30 g de NO(g) y 80 g de SO3(g)
Ahora expresaremos las cantidades de dióxiedo de nitrógeno, 50 g, y de dióxido de azufre, 60 g, en moles, a partir primero de sus masas molares, para posteriormente utilizar la relación que nos indica la ecuación química (también podemos utilizar la relación en masa, gramos).
De este modo:
50 g NO2·1 mol NO2
46 g NO2 = 1,1 mol NO2
60 g SO2·1 mol SO2 64 g SO2
= 0,94 mol SO2
Esas son las cantidades de partida y ahora hallaremos, con las relaciones de la ecuación química, los moles que con estas cantidades necesitaríamos de cada uno de los reactivos:
1,1 mol NO2·1 mol SO2
1 mol NO2= 1,1 mol SO2> 0,94 mol SO2
I
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0,94 mol SO2·1 mol NO2 1 mol SO2
= 0,94 mol NO2< 1,1 mol NO2
A la vista de estos resultados, podemos comprobar que no contamos con 1,1 mol de dióxido de azufre y sí con 0,94 mol de dióxido de nitrógeno. Por tanto, el reactivo limitante es el dióxido de azufre (0,94 mol), y el reactivo que sobra el dióxido de nitrógeno, concretamente 1,1 mol – 0,94 mol = 0,16 mol.
La masa de reactivo, dióxido de nitrógeno, que sobra es:
0,16 mol NO2· 46 g NO2
1 mol NO2
= 7,4 g NO2
Luego sobran 7,4 g de dióxido de nitrógeno (0,16 mol).
b) Calcula el volumen de monóxido de nitrógeno que se obtiene a 450 mm de Hg y 22 ºC (0,75 puntos). (CE 3.1 – 3.2)
Estrategia de resolución. A partir del reactivo limitante, 0,94 mol de SO2, obtendremos los moles que se obtienen de monóxido de
nitrógeno, aplicando las relaciones que nos da la ecuación química.
Finalmente utilizaremos la ecuación de estado de los gases, p · V = n · R · T, para determinar el volumen correspondiente de dicho gas medido en las condiciones indicadas.
Así:
0,94 mol SO2·1 mol NO
1 mol SO2= 1 mol NO
Antes de proceder a hacer uso de la ecuación de estado de los gases ideales, debemos cerciorarnos de las unidades en las que se expresan la temperatura y la presión del gas:
La temperatura debe estar en kelvin: 22ºC + 273 = 295 K. La presión debe expresarse en atmósferas: 450 mm Hg · 1 atm
760 mm Hg= 0,592 atm
Así:
p · V = n · R · T ⇒ V =n · R · T
p =
0,94 mol · 0,082 atm · L · mol−1· K−1· 295 K
0,592 atm = 38 L
Por tanto, se producirán 38 L de monóxido de nitrógeno a partir de los 50 g de dióxido de nitrógeno y los 60 g de dióxido de azufre.
3.
La troilita es un mineral que contiene un 65 % de sulfuro de hierro(II) sólido. Este sulfuro reacciona con el ácido clorhídrico (aq) y se obtiene dicloruro de hierro (aq) y sulfuro de dihidrogeno (g).a) Calcula el volumen de disolución de ácido clorhídrico (35% en masa y 1,20 g·mL-1 de densidad) necesaria para que reaccionen 750
g de troilita. (1,25 puntos) (CE 3.1 – 3.2) Estrategia de resolución.
Para calcular el volumen de disolución de ácido clorhídrico (35% en masa y 1,20 g·mL-1 de densidad) necesaria para que reaccionen
750 g de troilita en primer lugar escribiremos la ecuación química:
FeS(s)+ HCl(aq)→ FeCl2(aq)+ H2S(g)
Después la ajustamos:
FeS(s)+ 2 HCl(aq)→ FeCl2(aq)+ H2S(g)
A continuación consideramos la información que podemos extraer de ella:
1 molécula de FeS(s) reacciona con 2 moléculas de HCl(aq) y se obtiene 1 molécula de FeCl2(aq) y 1 molécula de H2S(g)
O también:
1 mol de FeS(s) reacciona con 2 mol de HCl(aq) y se obtiene 1 mol de FeCl2(aq) y 1 mol de H2S(g)
También se puede expresar la relación en función de las masas. Para ello debemos hallar primero las masas molares correspondientes:
M(FeS) = 88 g · mol−1 M(HCl) = 36,5 g · mol−1 M(FeCl
2) = 127 g · mol−1 M(H2S) = 34 g · mol−1
De este modo podemos afirmar que:
88 g de FeS(s) reacciona con 73 g de HCl(aq) y se obtienen 127 g de FeCl2(aq) y 34 g de H2S(g)
Departamento de Física y Química De este modo:
750 g troilita · 65 g FeS
100 g troilita·
1 mol FeS
88 g FeS ·
2 mol HCl
1 mol FeS·
36,5 g HCl
1 mol HCl·
100 g disolución
35 g HCl ·
1 mL disolución
1,20 g disolución= 962 mL disolución
Por tanto, se necesitan 962 mL de disolución al 35% en masa de ácido clorhídrico y 1,20 g · mL-1 de densidad para reaccionar
con los 750 g de troilita al 65% de riqueza de sulfuro de hierro(II).
b) Determina la masa de troilita que se necesita para producir 50 L de sulfuro de dihidrógeno medidos en condiciones estándar. (0,75 puntos) (CE 3.1 – 3.2)
Estrategia de resolución. Para determinar la masa de troilita que se necesita para producir 50 L de sulfuro de dihidrógeno medidos en condiciones estándar, expresaremos ese volumen en moles mediante la ecuación de estado, p · V = n · R · T, de los gases ideales o perfectos, para, a continuación, utilizar la relación en moles que nos indica la ecuación química y hallar los moles de sulfuro de hierro(II) que se necesitan. Finalmente, a partir de la masa molar del mismo obtendremos la masa que corresponden a esos moles y usando la riqueza del sulfuro en al troilita calcular la masa solicitada.
Antes de proceder a hacer uso de la ecuación de estado de los gases ideales, debemos cerciorarnos de las unidades en las que se expresan la temperatura y la presión del gas:
La temperatura debe estar en kelvin: 25ºC + 273 = 298 K. La presión debe expresarse en atmósferas: 1 atm
Así:
p · V = n · R · T ⇒ n =p · V R · T=
1 atm · 50 L
0,082 atm · L · mol−1· K−1· 298 K= 2,0 mol
De este modo:
2,0 mol H2S ·
1 mol FeS 1 mol H2S
· 88 g FeS
1 mol FeS·
100 g troilita
65 g FeS = 271 g troilita
Por tanto, son necesarios 271 g de troilita al 65% de riqueza de sulfuro de hierro(II) para obtener los 50 L de sulfuro de dihidrógeno.
4.
A partir del eteno (eteeeeno, el hidrocarburo que dura mucho, ja, ja, …) en estado gaseoso, reaccionando con agua líquida, se obtiene etanol líquido.a) Calcula el volumen de etanol líquido (d = 0,789 g·mL-1) que se obtendrá a partir de 10 L de etileno (eteno) medidos en condiciones
estándar considerando un rendimiento del proceso del 75%. (1 punto) (CE 3.1 – 3.2)
Estrategia de resolución. Para calcular el volumen de etanol líquido de densidad 0,789 g·mL-1 que se obtendrá a partir de 10 L de etileno
(eteno) medidos en condiciones estándar considerando un rendimiento del proceso del 75% en primer lugar escribiremos la ecuación química:
H2C = CH2(g)+ H2O(l)→ H3C − CH2OH(l)
Después la ajustamos: está ajustada.
C2H4(g)+ H2O(l)→ C2OH6(l)
A continuación consideramos la información que podemos extraer de ella:
1 molécula de C2H4(g) reacciona con 1 molécula de H2O(l) y se obtiene 1 molécula de C2OH6(l)
O también, teniendo en cuenta el rendimiento indicado:
Teórico (100%): 1 mol de C2H4(g) reacciona con 1 mol de H2O(l) y se obtiene 1 mol de C2OH6(l)
Real (75%): 1 mol de C2H4(g) reacciona con 1 mol de H2O(l) y se obtiene 0,75 mol de C2OH6(l)
También se puede expresar la relación en función de las masas. Para ello debemos hallar primero las masas molares correspondientes:
M(C2H4) = 28 g · mol−1 M(C
2H6O) = 46 g · mol−1 M(H2O) = 18 g · mol−1
De este modo podemos afirmar que:
Teórico (100%): 28 g de C2H4(g) reaccionan con 18 g de H2O(l) y se obtienen 46 g de C2OH6(l)
Real (75%): 28 g de C2H4(g) reaccionan con 18 g de H2O(l) y se obtienen 34,5 g de C2OH6(l)
Departamento de Física y Química Antes de proceder a hacer uso de la ecuación de estado de los gases ideales, debemos cerciorarnos de las unidades en las que se expresan la temperatura y la presión del gas:
La temperatura debe estar en kelvin: 25ºC + 273 = 298 K. La presión debe expresarse en atmósferas: 1 atm
Así:
p · V = n · R · T ⇒ n =p · V R · T=
1 atm · 10 L
0,082 atm · L · mol−1· K−1· 298 K= 0,41 mol
De este modo:
0,41 mol C2H4·
0,75 mol C2H6O 1 mol C2H4 ·
46 g C2H6O 1 mol C2H6O·
1 mL C2H6O
0,789 g C2H6O= 18 mL C2H6O
Por tanto, se obtienen 18 mL de etanol líquido a partir de los 10 L de eteno gaseoso en condiciones estándar.
b) Explica si la reacción es exotérmica o endotérmica y si será espontánea en condiciones estándar (1 punto). (CE 4.3 – 4.4)
Estrategia de resolución. Estrategia de resolución. Para saber si la reacción es exotérmica o endotérmica en condiciones estándar debemos conocer la variación de entalpía de la reacción en dichas condiciones, ΔHRo.
ΔHRo= ∑ ΔH
fo(productos) − ∑ ΔHfo(reactivos)
ΔHRo = n
C2H6O· ΔHfo(C2H6O) − [nC2H4· ΔHfo(C2H4) + nH2O· ΔHfo(H2O)]
ΔHRo = 1 mol · (−277 kJ · mol−1) − [1 mol · (52 kJ · mol−1) + 1 mol · (−286 kJ · mol−1)]
ΔHRo = −43 kJ
Ese resultado negativo nos indica que se desprende o libera calor, energía, y, por tanto, es una reacción exotérmica.
Para saber si es espontánea en condiciones estándar necesitamos averiguar la variación de la energía libre de Gibbs, ΔGRo. Para hallar
dicha variación utilizaremos su relación con la variación de entalpía y con la variación de la entropía, ΔSRo del proceso que se desarrolla
en la reacción química, ∆G = ∆H − T · ∆S.
Puesto que ya hemos determinado la variación de entalpía, ΔHRo= −43 kJ, solamente nos falta hallar la variación de entropía a la
temperatura de las condiciones indicadas, 298 K.
La variación de entropía de la reacción la calcularemos a partir de las entropías de los productos y de los reactivos:
ΔSRo = ∑ S f
o(productos) − ∑ S
f
o(reactivos)
ΔSRo= nC2H6O· Sfo(C2H6O) − [nC2H4· Sfo(C2H4) + nH2O· Sfo(H2O)]
ΔSRo= 1 mol · 160 J · K−1· mol−1− [1 mol · 219 J · K−1· mol−1+ 1 mol · 70 J · K−1· mol−1]
ΔSRo= −129 J · K−1= −0,129 kJ · K−1
De este modo ya podemos averiguar la variación de energía libre de Gibbs, teniendo cuidado con las unidades de la entalpía y la entropía,
ΔSRo= −129 J · K−1= −0,129 kJ · K−1:
∆G = ∆H − T · ∆S → ∆Go= ∆Ho− T · ∆So= −43 kJ − 298 · (−0,129 kJ · K−1) = −4,6 kJ < 0
Llegamos a la conclusión que la reacción es espontánea a la temperatura indicada, ya que la variación de energía libre de Gibbs del proceso, ∆𝐆𝐨= −𝟒, 𝟔 𝐤𝐉, es negativa.
5.
El etanoato de metilo (l) se obtiene al reaccionar el ácido etanoico (l) con el metanol (l), obteniéndose además agua (l). a) Halla las moléculas de etanoato de metilo que se obtendrán a partir de 25 g de metanol. (1 punto) (CE 3.1 – 3.2)Estrategia de resolución. Para hallar las moléculas de etanoato de metilo que se obtendrán a partir de 25 g de metanol en primer lugar escribiremos la ecuación química:
H3C − COOH(l)+ H3COH(l)→ H3C − COOCH3(l)+H2O(l)
Después la ajustamos: está ajustada.
C2H4O2(l)+ COH4(l)→ C3O2H6(l)+H2O(l)
A continuación consideramos la información que podemos extraer de ella:
Departamento de Física y Química O también:
1 mol de C2H4O2(l) reacciona con 1 mol de COH4(l) para dar 1 mol de C3O2H6(l) y 1 mol de H2O(l)
También se puede expresar la relación en función de las masas. Para ello debemos hallar primero las masas molares correspondientes:
M(C2H4O2) = 60 g · mol−1 M(CH4O) = 32 g · mol−1 M(C3H6O2) = 74 g · mol−1 M(H2O) = 18 g · mol−1
De este modo podemos afirmar que:
60 g de C2H4O2(l) reaccionan con 32 g de COH4(l) para dar 74 g de C3O2H6(l) y 18 g de H2O(l)
Ahora partimos de los 25 g de metanol para obtener los moles correspondientes con su masa molar y, con la relación de la ecuación química hallar los moles de etanoato de metilo. Finalmente calcularemos las moléculas a partir del número de Avogadro.
De este modo:
25 g CH4O ·1 mol CH4O 32 g CH4O ·
1 mol C3H6O2 1 mol CH4O ·
6,022 · 1023 moléculas C 3H6O2
1 mol C3H6O2 = 4,7 · 10
23 moléculas C 3H6O2
Por tanto, se obtienen 𝟒, 𝟕 · 𝟏𝟎𝟐𝟑 𝐦𝐨𝐥é𝐜𝐮𝐥𝐚𝐬 𝐂
𝟑𝐇𝟔𝐎𝟐 a partir de los 25 g de metanol.
c) Determina la energía que intervendrá en la obtención de esos 25 g de metanol y si el proceso será espontáneo o no en condiciones estándar. (1 punto) (CE 4.3 – 4.4)
Estrategia de resolución. Para determinar la energía que intervendrá en la obtención de esos 25 g de metanol en condiciones estándar debemos primero conocer la variación de entalpía de la reacción en dichas condiciones, ΔHRo, para después obtener los moles de metanol
que son esos 25 g y con ellos y la variación de entalpía hallar la energía solicitada.
ΔHRo= ∑ ΔH
fo(productos) − ∑ ΔHfo(reactivos)
ΔHRo = n
C3H6O2· ΔHf o(C
3H6O2) + nH2O· ΔHf o(H
2O) − [nC2H4O2· ΔHf o(C
2H4O2) + nCH4O· ΔHf o(CH
4O)]
ΔHRo= 1 mol · (−481 kJ · mol−1) + 1 mol · (−286 kJ · mol−1) − [1 mol · (−484 kJ · mol−1) + 1 mol · (−239 kJ · mol−1)]
ΔHRo = −44 kJ
25 g CH4O ·1 mol CH4O 32 g CH4O ·
−44 kJ
1 mol CH4O= −34 kJ
De este modo, a partir de los 25 g de metanol se libera una energía en forma de calor de 34 kJ.
Para saber si es espontánea en condiciones estándar necesitamos averiguar la variación de la energía libre de Gibbs, ΔGRo. Para hallar
dicha variación utilizaremos su relación con la variación de entalpía y con la variación de la entropía, ΔSRo del proceso que se desarrolla
en la reacción química, ∆G = ∆H − T · ∆S.
Puesto que ya hemos determinado la variación de entalpía, ΔHRo= −44 kJ, solamente nos falta hallar la variación de entropía a la
temperatura de las condiciones indicadas, 298 K.
La variación de entropía de la reacción la calcularemos a partir de las entropías de los productos y de los reactivos:
ΔSRo = ∑ S f
o(productos) − ∑ S
f
o(reactivos)
ΔSRo = n
C3H6O2· Sfo(C3H6O2) + nH2O· Sfo(H2O) − [nC2H4O2· Sfo(C2H4O2) + nCH4O· Sfo(CH4O)]
ΔSRo= 1 mol · 259 J · K−1· mol−1+ 1 mol · 70 J · K−1· mol−1− [1 mol · 158 J · K−1· mol−1+ 1 mol · 127 J · K−1· mol−1]
ΔSRo= 44 J · K−1= 0,044 kJ · K−1
De este modo ya podemos averiguar la variación de energía libre de Gibbs, teniendo cuidado con las unidades de la entalpía y la entropía,
ΔSRo= 44 J · K−1= 0,044 kJ · K−1:
Departamento de Física y Química
Llegamos a la conclusión que la reacción es espontánea a la temperatura indicada, ya que la variación de energía libre de Gibbs del proceso, ∆𝐆𝐨= −𝟓𝟕 𝐤𝐉, es negativa.
DATOS: MASAS ATÓMICAS RELATIVAS: Fe – 56; Cl – 35,5; S – 32; O – 16; C – 12; H – 1;N – 14. CONSTANTE MOLAR DE LOS GASES: R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1 = 8,31 J· mol-1·K-1
UNIDADES DE PRESIÓN: 1 atm = 760 mm Hg NÚMERO DE AVOGADRO = 6,022 · 1023 mol-1
TABLA DE FUNCIONES DE ESTADO
Función de estado Eteno(g) Agua(l) Etanol(l) Metanol(l) Ácido etanoico(l) Etanoato de metilo(l)
∆Hf0(kJ · mol−1) 52 −286 −277 −239 −484 −481
