• No se han encontrado resultados

PRUEBAS PAU DE QUÍMICA VALENCIA - 2000-2014

N/A
N/A
Protected

Academic year: 2019

Share "PRUEBAS PAU DE QUÍMICA VALENCIA - 2000-2014"

Copied!
282
0
0

Texto completo

(1)

JUNIO 00-PROBLEMAS.

1.-a) Escriba la reacción ajustada de hidrogenación del etino (acetileno) para obtener eteno y la

reacción de hidrogenación del eteno para obtener etano, ambas a 25ºC. b) La entalpía de

hidrogenación del etino a eteno es de –174,5 kJ/mol, y la entalpía de hidrogenación del eteno es de

–137,3 kJ/mol. Calcule la entalpía de deshidrogenación del etano para obtener etino a 25ºC. c)

Calcule la entalpía correspondiente a la reacción de deshidrogenación de 1,0 gramos de etano para

obtener eteno a 25ºC. Datos: Ar (H) = 1; Ar (C) = 12.

a) HC ≡ CH (g) + H2 (g) ⇒ H2C = CH2 (g) + H2 (g) ⇒ H3C − CH3 (g).

etino eteno etano

acetileno etileno

b) HC ≡ CH (g) + H2 (g) ⇒ H2C = CH2 (g) ∆Hº = − 174,5 kJ/mol (1)

H2C = CH2 (g) + H2 (g) ⇒ H3C − CH3 (g) ∆Hº = − 137,3 kJ/mol (2)

H3C − CH3 (g) ⇒ HC ≡ CH (g) + 2 H2 (g) ∆Hº = ¿?

-No puedo utilizar la ecuación ∆HºR = Σ n·∆Hºf −PRODUCTOS −Σ m·∆Hºf −REACTIVOS porque no tengo

entalpías de formación en condiciones estándar de los compuestos que salen en la ecuación química

problema.

-Aplicando la ley de Hess:

H3C − CH3 (g) ⇒ HC ≡ CH (g) + 2 H2 (g) ∆Hº = ¿?

(2) al revés (1) al revés

H3C − CH3 (g) ⇒ H2C = CH2 (g) + H2 (g) ∆Hº = + 137,3 kJ/mol

H2C = CH2 (g) ⇒HC ≡ CH (g) + H2 (g) ∆Hº = + 174,5 kJ/mol

---

H3C − CH3 (g) ⇒ HC ≡ CH (g) + 2 H2 (g) ∆Hº = + 311,8 kJ/mol

c) Me hace falta ∆Hº del etano a eteno, (2) al revés:

H3C − CH3 (g) ⇒ H2C = C2H (g) + H2 (g) ∆Hº = + 137,3 kJ/mol

m (g) 1,0

M (g/mol) 30 [M = 2 · 12 + 1 · 6 = 30]

n (mol) 3,3·10−2 [n = m/M]

(2)

2.-El SO2 presente en el aire es el principal responsable de la lluvia ácida. Se puede determinar la

concentración de SO2 del aire haciendo que dicho compuesto se disuelva y realizando una

volumetría redox con una disolución de ion permanganato. La reacción es:

5 SO2 + 2 MnO4− + 2 H2 O → 5 SO42 − + 2 Mn2+ + 4 H+.

a) Indique qué especie química se oxida y cuál se reduce especificando los cambios de estado de

oxidación. b) Al analizar una disolución que contiene SO2 disuelto se comprueba que se necesitan

7,4 mL de disolución 0,0080 M de MnO4−. Calcule el número de moles y el número de gramos de

dióxido de azufre que contiene dicha disolución. c) El SO2 de la disolución del apartado anterior

proviene de una muestra de 500 litros de aire. Calcule la presión del SO2 en dicha muestra de aire a

25ºC. Datos: Ar (O) = 16; Ar (S) = 32. R = 0,082 atm· L/K·mol.

a) Para saber qué especie química (compuesto químico) se oxida y qué especie química se reduce

calculo los números de oxidación (ver criterios):

números de oxidación: +4 −2 +7 −2 +1 −2 +6 −2 +2 +1

5 SO2 + 2 MnO4− + 2 H2 O → 5 SO42 − + 2 Mn2+ + 4 H+.

-Se oxida: la especie química que suba el número de oxidación. SO2 ⇒ SO42 – (S pasa de +4 a +6)

-Se reduce: la especie química que baje el número de oxidación. MnO4− ⇒ Mn2+ (Mn de +7 a +2)

[Para contestar el apartado a) no es necesario el ajuste].

b) Necesito la ecuación ajustada. Si no estuviese ajustada la ajustaríamos siguiendo las normas

vistas para el ajuste de reacciones redox. Primero calculo los moles de anión permanganato.

[MnO4−] = n / V; n = [ ] · V; n = 0,0080 (mol/L) · 7,4· 10−3 (L); n = 5,9·10−5 mol

5 SO2 + 2 MnO4− + 2 H2 O → 5 SO42 − + 2 Mn2+ + 4 H+

n (mol) ¿? 5,9·10−5

n = 5,9·10−5 (mol MnO4− ) · 5 (mol SO2) / 2 (mol MnO4−); n = 1,5·10−4 mol SO2

-Con la masa molar del SO2 lo paso a gramos:

n = m / M; M-SO2 = 32·1 + 16·2 = 64 g/mol; m = 1,5·10−4 (mol SO2)·64 (g/mol); m = 9,4·10−3 g.

d) Como el SO2 es un gas: P·V = n·R·T; P = n·R·T/V.

Datos: n = 1,5·10−4 mol SO2; V = 500 L; R = 0,082 (atm· L/mol·K)

t = 25 ºC; T = 273 + t; T = 25 +273; T = 298 K.

(3)

1.-En un recipiente de paredes rígidas se hace el vacío y después se introduce N2O4 (g) hasta que se

alcanza una presión de 1,00 atm a 100 ºC. El N2O4 se disocia parcialmente según:

N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g). Cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 1,78 atm a 100 ºC.

a) Calcule la concentración inicial de N2O4 expresada en mol/litro. b) Calcule las concentraciones

en el equilibrio de ambos compuestos expresadas en mol/litro. Calcule también el grado de

disociación del N2O4 a 100 ºC. c) Calcule Kc y Kp de la reacción de disociación a 100 ºC.

Dato: R = 0,082 atm· L/mol·K.

a) Como es un gas utilizo: P·V = n·R·T; P/R·T = n/V; [ ] = P/R·T.

Datos: P =1,00 atm; t = 100 ºC; T = t + 273; T = 100 + 273; T = 373 K.

R = 0,082 atm· L/mol·K.

[ ] = 1,00 (atm)/ 0,082 (atm· L/mol·K)·373 (K); [ ] = 3,3·10−2 mol/L.

b) Con la presión inicial y la de equilibrio total calculo las presiones parciales. Luego las paso a

concentraciones molares.

N2O4 (g) ↔ 2 NO2 (g)

P0 (atm) 1,00

Pe (atm) 1,00 − x 2x (exactamente igual que si fuesen concentraciones molares)

–Según el enunciado: PT = 1,78 atm

-Según la tabla anterior: PT = P- N2O4 + P-NO2 = (1,00 − x) + 2x = 1,00 + x.

-Si igualamos: x = 0,78 atm. Por tanto las presiones en el equilibrio:

Pe (atm) 1,00 − 0,78 2·0,78

Pe (atm) 0,22 1,56

-Con el mismo criterio del apartado a) las paso a [ ]:

[N2O4]e = 0,22 (atm)/0,082 (atm· L/mol· K)·373 (K); [N2O4] = 7,2·10−3 mol/L.

[NO2]e = 1,56 (atm)/0,082 (atm· L/mol· K)·373 (K); [NO2] = 5,1·10−2 mol/L.

-Para calcular el grado de disociación puedo utilizar concentraciones molares (si paso previamente

x a mol/L) o presiones parciales. Lo resuelvo en presiones parciales:

α = (disociado/inicial)·100; [en la misma unidad].

α = (x/1,00)·100; α = (0,78/1,00)·100; α = 78 %.

c) Como he calculado las presiones parciales en el equilibrio y las concentraciones molares:

Kp = P2-NO2/P-N2O4; Kp = (1,56 atm)2/0,22 (atm); Kp = 11,1 atm

Kc = [NO2]2/[ N2O4]; Kc = (5,1·10−2 mol/L)2/(7,2·10−3 mol/L); Kc = 0,36 mol/L.

(4)

2.-Disponemos de un vaso que contiene una disolución 0,10 M del ácido HX y otro vaso con una

disolución 0,10 M del ácido HY. Se miden los pH de las disoluciones que resultan ser de 2,9 para

HX y 1,0 para HY a 25 ºC. a) Razone que ácido es fuerte y cuál es débil partiendo de los datos

disponibles. B) Calcule las constantes de disociación Ka y el grado de disociación para las

disoluciones HX y HY a 25 ºC. c) Si preparamos disoluciones de las sales sódicas de ambos ácidos:

NaX (ac) y NaY (ac), razone el carácter neutro, ácido o básico de estas últimas disoluciones.

a) Escribimos las dos reacciones de ionización:

HX (ac) ⇒ H3O+ (aq) + X (ac) || HY (ac) H3O+ (ac) + Y (ac)

[ ]0 (M) 0,1 0,1

[ ]e (M) 0,1 − x x x 0,1 − x x x

-Como: pH = 2,9 (pH = − log [H3O+]) pH = 1,0

[H3O+] = 10−2,9 [H3O+] = 10−1,0

[H3O+] = 1,259·10−3 M [H3O+] = 10−1M

x = 1,259·10−3 M x = 10−1 = 0,1 M

-Es decir, el primero no se ha ionizado completamente y el segundo sí. El primero (HX) es un ácido

débil y el segundo (HY) un ácido fuerte.

b) Para calcular la constante:

Ka = [H3O+]·[X−] / [HX]; Ka = x2 / (0,1−x); Ka = (1,259·10−3)2 / (0,1−1,259·10−3); Ka = 1,6·10−5.

Ka = [H3O+]·[Y−] / [HY]; Ka = x2 / (0,1−x); Ka = (0,1)2 / (0,1−0,1); Ka = ∞ (muy grande).

HX es un ácido débil y HY es un ácido fuerte.

c) NaX (ac) ⇒ Na+ (ac) + X (ac)

Na+ (ac) + H2O (l) ⇒ no se hidroliza. Los metales alcalinos no se hidrolizan.

X− (ac) + H2O (l) ↔ ΗX (ac) + OH− (ac); X− (ac) se hidroliza ya que viene de un

ácido débil, ΗX (ac).

Disolución básica.

NaY (ac) ⇒ Na+ (ac) + Y (ac)

Na+ (ac) + H2O (l) ⇒ no se hidroliza. Los metales alcalinos no se hidrolizan.

Y− (ac) + H2O (l) ⇒ no se hidroliza. Y− (ac) no se hidroliza ya que viene de un

ácido fuerte, ΗY (ac).

(5)

JUNIO 00-CUESTIONES

1.-Calcule la entalpía de formación estándar del monóxido de nitrógeno a presión constante,

expresándola en kJ/mol, a partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:

N2 (g) + 2 O2 (g) → 2 NO2 (g) ∆H1 = 67,78 kJ

2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) ∆H2 = − 112,92 kJ

-La 1ª es una entalpía de formación (aunque se hayan formado 2 moles) y la 2ª es una entalpía de

reacción. Piden ∆Hºf del NO (g).

½ N2 (g) + ½ O2 (g) → NO (g) ∆Hºf −NO = ¿? kJ

-Lo más cómodo es utilizar: ∆HºR = Σ n·∆Hºf −PRODUCTOS−Σ m·∆Hºf −REACTIVOS

∆H2 = [2·∆Hºf −NO2]− [2·∆Hºf −NO + 1·∆Hºf −O2]

∆Hºf −O2 = 0 kJ (convenio)

− 112,92 (kJ) = [2·(+67,78/2)] − [2·∆Hºf −NO]; ∆Hºf −NO = + 90,35 kJ.

2.-Dados los siguientes conjuntos de números cuánticos, para el electrón en el átomo de hidrógeno,

indique las combinaciones que no sean posibles, explicando en cada caso el motivo.

a) 2, 2, 1, +1/2 ; b) 4, 0, 2, -1/2 ; c) 1, 0, 0, +1/2 ; d) 3, -1, 0, -1/2.

-El átomo de H: 1s1 ↑ (n , ℓ , mℓ , ms)

(1 , 0 , 0 , +1/2) -n: número cuántico principal; valores: 1, 2, 3, …, ∞

-l: número cuántico secundario; valores: 0, 1, 2, 3, …, (n- ℓ) -ml: número cuántico magnético; valores: −ℓ, …, 0, …, +ℓ

-n. número cuántico de espín; valores: + 1/2, −1/2

-Por tanto:

a) (2, 2, 1, +1/2): si n=2, ℓ no puede tomar el valor 2.

b) (4, 0, 2, -1/2): n = 4 no es estado fundamental en el H; además, si ℓ = 0, mℓ no puede ser 2

c) (1, 0, 0, +1/2): es el estado fundamental para el único e− en el átomo de H.

(6)

3.-Aplique el modelo de bandas de orbitales moleculares para describir cualitativamente el enlace

metálico. Explique también mediante dicho modelo las diferencias de comportamiento entre las

sustancias conductoras, semiconductoras y aislantes de la electricidad.

Se basa en la teoría de los orbitales moleculares (enlace covalente) pero aplicada a los átomos del

metal (pocos e de valencia). Según esta teoría al enlazarse los átomos se forman tantos orbitales

moleculares como orbitales atómicos había.

Cuando muchos átomos de un metal se aproximan (1mol, NA), los orbitales de igual energía

interaccionan entre sí y forman una banda continua de energía donde están deslocalizados los

electrones, en lugar de niveles discontinuos de energía. Si nos centramos en la última capa, la banda

energética recibe el nombre de banda de valencia.

Banda de conducción

Banda de valencia

E

(7)

4.-a) Escriba la fórmula desarrollada y el nombre sistemático de dos isómeros de función cuya

fórmula molecular sea C4H10O. Indique la función orgánica a la que pertenece cada uno de ellos. b)

La misma pregunta del apartado a) para la fórmula molecular C4H8O. c) La misma pregunta del

apartado a) para la fórmula molecular C4H8O2.

a) C4H10O: piden 2 isómeros de función (la misma fórmula molecular pero distinto grupo

funcional); como tiene 1 O pueden ser ⇒ éter, alcohol, aldehído o cetona (función orgánica).

éter CH3 − CH2 − O − CH2 − CH3 dietil éter

alcohol CH3 − CH − CH2− CH3 2-butanol

| OH

[Aldehídos o cetonas no se ajustan a la fórmula molecular anterior. Sí que cumplen la fórmula

C4H10O los siguientes compuestos:

éter CH3 − CH2 − CH2− O − CH3 etil metil éter

alcohol CH3 − CH2 − CH2− CH2−OH 1-butanol

alcohol … 2-metil-2-propanol

alcohol … 2-metil-1-propanol ].

b) C4H8O: piden 2 isómeros de función; como tiene 1 O pueden ser ⇒ éter, alcohol, aldehído o

cetona.

aldehído CH3 − CH2 − CH2 − CHO butanal

cetona CH3 − CH2 − CO − CH3 butanona; etil metal cetona

[También:

éter CH2 = CH − O − CH2 − CH3 etil vinil éter

éter CH3 − CH= CH − O − CH3 metil 1-propenil éter

éter CH2 = CH − CH2− O − CH3 metil 2-propenil éter

alcohol CH3 − CH2 − CH = CH−OH 1-buten-1-ol

alcohol … 2-buten-1-ol, … ].

c) C4H8O2: piden 2 isómeros de función; como tiene 2 O pueden ser ⇒ ácido, éster, polialcohol, 1

grupo aldehído y un grupo alcohol, …

ácido CH3 − CH2 − CH2 − COOH ácido propanoico

éster CH3 − CH2 − COO− CH3 propanoato de metilo

[También:

éster CH3 − COO− CH2− CH3 acetato de etilo

(8)

5.-Supongamos que la legislación medioambiental establece los siguientes límites para las

concentraciones de iones de metales pesados en los vertidos de aguas residuales industriales: Hg <

0,05 mg/L y Pb < 7,5 mg/L. Una industria obtiene como subproducto una disolución que es

1,0·10−5 M en nitrato de plomo (II) y 1,0·10−5 M en nitrato de mercurio (II). a) Calcular los

contenidos de Hg y Pb de dicha disolución expresándolos en mg/L. b) ¿Cuánta agua no

contaminada debería mezclarse con cada litro de esta disolución para que el vertido fuera aceptable?

Datos: Ar (Hg) = 201; Ar (Pb) = 207. [Nota: aunque el enunciado dice Hg y Pb es Hg2+ y Pb2+].

a) Los nitratos son sales solubles en agua. Por tanto:

Hg(NO3)2 (aq) ⇒ Ηg2+ (aq) + 2 NO3− (aq)

[ ]0 1,0·10−5

[ ]f 0 1,0·10−5 2,0·10−5

Pb(NO3)2 (aq) ⇒ Pb2+ (aq) + 2 NO3− (aq)

[ ]0 1,0·10−5

[ ]f 0 1,0·10−5 2,0·10−5

-Piden la concentración en mg/L: [Ηg2+] = 1,0·10−5 mol/L = 1,0·10−5 (mol) · 201 (g/mol) / 1 L =

2,01·10−3 g/L = 2,01 mg/L (no está dentro de los límites permitidos, es > 0,05 mg/L).

[Pb2+] = 1,0·10−5 mol/L = 1,0·10−5 (mol) · 207 (g/mol) / 1 L = 2,07·10−3 g/L = 2,07 mg/L (está

dentro de los límites permitidos, es < 7,5 mg/L).

b) Se añade agua, a 1 L de la disolución, para que la concentración Ηg2+ sea 0,05 mg/L.

2,01 (mg) / V (L) = 0,05 (mg/L); V = 40,2 L. Como teníamos 1 L, añadimos 39,2 L de agua.

6.-El poliestireno es un polímero muy utilizado para fabricar recipientes, embalajes, aislamientos

térmicos, etc. Se obtiene por adición de moléculas del monómero estireno, cuyo nombre

sistemático es fenil-eteno o etenil-benceno. a) Escriba la fórmula desarrollada del estireno. b)

Explique cómo se produce la polimerización del estireno y dibuje una porción de cadena del

poliestireno. c) Calcule la composición porcentual en masa de carbono e hidrógeno en el estireno.

Datos: Ar (H) = 1; Ar (C) = 12.

a-b) Polímero que se obtiene por adición utilizando como monómero el estireno. Termoplástico.

c) Para la composición porcentual (%) necesitamos la masa molar: MC8H8 = 12·8 + 1·8 = 104 g/mol.

% C = (mC / mC8H8)·100; % C = (12·8 / 104)·100; % C = 92,31 %.

(9)

SEPTIEMBRE 00-PROBLEMAS.

1.-Sabiendo que el calor de combustión del propano, C3 H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2 O (l),

a presión constante y temperatura de 25ºC es – 2218,8 kJ/mol, calcule: a) La variación de energía

interna, en kJ/mol. b) La entalpía de formación estándar del agua líquida.

Datos: ∆Hº f (CO2 g) = − 393,5 kJ/mol; ∆Hº f (C3H8 g) = − 103,8 kJ/mol; R = 8,31 J/mol·K

a) Nos piden ∆U:

QP = ∆U + P·∆V (primer principio de la termodinámica)

∆H = ∆U + P·∆V (∆H = Qp)

∆Hº = − 2.218,8 kJ/mol

P·∆V = ∆n·R·T = (3 − 6) (mol)·8,31·10−3 (kJ/mol·K)·298 (K) = − 7,4 kJ = − 7,4 kJ/mol C3 H8 (g)

∆n: sólo gases.

T = t + 273; T = 25 ºC + 273 = 298 K

− 2.218,8 (kJ/mol) = ∆U − 7,4 (kJ/mol); ∆U = −2.211,4 kJ/mol C3 H8 (g) quemado.

b) C3 H8 (g) + 5 O2 (g) → 3 CO2 (g) + 4 H2 O (l) ∆HºR = − 2.218,8 kJ/mol

∆HºR = Σ n·∆Hºf −PRODUCTOS−Σ m · ∆Hºf −REACTIVOS

∆HºR = [3 mol·∆Hºf -CO2 (g) + 4 mol·∆Hºf -H2O (g)] − [1 mol·∆Hºf -C3 H8 (g) + 5 mol·∆Hºf -O2 (g)] − 2.218,8 kJ/mol = [3 mol · (− 393,5 kJ/mol) + 4 mol · ∆Hºf -H2O (g)] − [1 mol · (− 103,8 kJ/mol) +

5 mol·(0 kJ/mol)]

(10)

2.-Disponemos de un vaso que contiene 100 mL de disolución 0,15 M de KOH (base fuerte) y otro

vaso que contiene 100 mL de disolución 0,15 M de NH3 (Kb = 1,8·10−5). a) Calcule el pH y la

concentración de todas las especies presentes en el equilibrio en ambas disoluciones. b) Escriba las

reacciones de neutralización de ambas bases con ácido clorhídrico (HCl). Calcule el volumen de

disolución 0,45 M de HCl necesario para neutralizar cada una de las disoluciones KOH y NH3 .

a) KOH (aq) ⇒ K+ (aq) + OH (aq)

[ ]0 (mol/L) 0,15

[ ]f (mol/L) 0,00 0,15 0,15

Aunque pide el pH empiezo por el pOH: pOH = − log [OH−]; pOH = − log (0,15); pOH = 0,8.

pH + pOH = 14; pH = 14 − pOH; pH = 14 − 0,8; pH = 13,2 (muy básico ya que el hidróxido de

potasio es una base fuerte). (Para el pH no necesito el volumen).

El amoníaco es una base débil (conozco la contante de basicidad, Kb) y se establece un equilibrio:

NH3 (aq) + H2O (l) ↔ NH4+ (aq) + OH− (aq)

[ ]0 0,15

[ ]e 0,15 − x x x

[ ]e 0,15 − 0,0016 0,0016 0,0016

[ ]e 0,1484 0,0016 0,0016

Kb = [NH4+]·[OH−]/[NH3]; 1,8·10−5 = x2/(0,15 − x). Dos opciones para resolver la ecuación:

-saco la ecuación de 2º grado y la resuelvo;

-suposición: x << 0,15 ⇒ 1,8·10−5 = x2/0,15; x = 1,6·10−3 que acepto [(1,6·10−3/0,15)·100 =

1 %]. x = 0,0016 M. (Acepto la solución + ya que la − no tiene sentido).

Ahora ya puedo calcular el pOH y luego el pH: pOH = − log (0,0016); pOH = 2,8.

pH + pOH = 14; pH = 14 − pOH; pH = 14 − 2,8; pH = 11,2 (básico pero no tan básico como con el

KOH ya que el NH3 es una base débil). (Para el pH no necesito el volumen).

b) Escribo las reacciones de neutralización y las ajusto. Calculo los moles de base que tengo y los

moles de ácido que consumen. Los moles de ácido, con la concentración, los paso a volumen:

Datos KOH (aq) y NH3 (aq): [ ] = 0,15 M; Vdi = 100 mL; n = 0,15 (mol/L)· 0,1 (L); n = 1,5·10−2 mol

KOH (aq) + HCl (aq) ⇒ KCl (aq) + H2O (l)

NH3 (aq) + HCl (aq) ⇒ ΝΗ4+(aq) + Cl- (aq)

n (mol) 1,5·10−2

n-HCl = 1,5·10−2 mol KOH · 1 (mol HCl) / 1 (mol KOH); n-HCl = 1,5·10−2 mol HCl

n- NH3 = 1,5·10−2 mol NH3 · 1 (mol HCl) / 1 (mol NH3); n-HCl = 1,5·10−2 mol HCl

Datos del HCl (aq): [ ] = 0,45 M; Vdi = ¿? mL; n = 1,5·10−2 mol HCl. Como [ ] = n/V:

(11)

1.-Para el equilibrio H2 ( g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g), Kc es 4,40 a 2.000 K. a) Calcule la

concentración de cada especie en el equilibrio si inicialmente se ha introducido 1,00 mol de CO2 y

1,00 mol de H2 en un recipiente vacío de 4,68 L, a 2.000 K. b) Razone que pasará, después de haber

alcanzado el equilibrio, si manteniendo la temperatura constante se reduce el volumen a la mitad.

¿Cuáles serán ahora las concentraciones de las especies existentes? ¿Y la presión total? Dato: R =

0,082 atm· L/mol·K.

a) Pide las concentraciones en el equilibrio de todas las especies químicas:

H2 ( g) + CO2 (g) ↔ H2O (g) + CO (g)

n0 (mol) 1,00 1,00

[ ]0 (mol/L) 1,00/4,68 1,00/4,68

[ ]0 (mol/L) 0,21 0,21

[ ]e (mol/L) 0,21 − x 0,21 − x x x

[ ]e (mol/L) 0,21 − 0,14 0,21 − 0,14 0,14 0,14

[ ]e (mol/L) 0,07 0,07 0,14 0,14

[ ] = n / V. Kc = [H2O] · [CO] / [H2] · [CO2]; 4,40 = x2 / (0,21 − x)2

Como Kc es relativamente grande no puedo introducir una suposición y tengo que obtener y

resolver la ecuación de 2º grado: 0,773 x2 − 0,42 x + 0,044 =0 ⇒ x1 = 0,40 ; x2 = 0,14. Acepto la

solución <, 0,21. Por tanto, x = 0,14 mol/L.

b) Pide que se razone cualitativamente hacia dónde se desplazará fundamentalmente el equilibrio,

hasta alcanzar de nuevo el equilibrio, al reducir el volumen (no es importante que sea a la mitad).

Por tanto, es una alteración del equilibrio que se explica con el principio de Le Chatelier: “el

sistema químico anula la perturbación y restablece el equilibrio” desplazándose hacia el lado de

menor volumen ⇒ menor número de moles de gases como hay el mismo número de moles de

gases (reactivos: 1 + 1 = 2, productos: 1 + 1 = 2) ⇒ no se desplaza hacia ningún lado el cambio

en el volumen no afecta a las concentraciones molares en el equilibrio. Es decir:

[ ]e (mol/L) 0,07 0,07 0,14 0,14

{También: Kc = [H2O] · [CO] / [H2] · [CO2]; Kc = (n-H2O/V) · (n-CO/V) / (n-H2/V) · (n-CO2/V);

simplifico V}

Para la presión total calculo los moles totales en el equilibrio:

ne (mol) 0,07·4,68 0,07·4,68 0,14·4,68 0,14·4,68

ne (mol) 0,328 0,328 0,655 0,655

nT = 2 · 0,328 + 2 · 0,655 = 1,966 mol. P · V = n · R · T; PT = nT · R · T / V;

(12)

2.-El aluminio se obtiene por el proceso Hay-Heroult a partir de la bauxita, un mineral que contiene

Al2O3. Una vez separado el Al2O3 , se funde y se somete a electrólisis. Las reacciones son:

4 Al3+ (l) + 12 e 4 Al (l)

6 O2− (l) 3 O2 (g) + 12 e

Global: 4 Al3+ (l) + 6 O2− (l) 4 Al (l) + 3 O2 (g)

a) Calcule la cantidad de carga eléctrica consumida para obtener 1000 kg de aluminio. b) Calcule la

masa de oxígeno producida para obtener 1000 kg de aluminio, y también el volumen que ocuparía

este gas a 20 ºC y 1 atm de presión. c) Indique qué semirreacción corresponde al cátodo y cuál al

ánodo, qué especie se oxida y qué especie se reduce. Datos: Ar (Al) = 27 ; Ar (O) = 16 . R = 0,082

atm· L/mol·K. Constante de Faraday: F = 96500 C/mol e-.

a) El Al2O3 (s) es un óxido y los iones correspondientes, Al3+ y O2−, son los que sufren la

oxidación y reducción según las ecuaciones indicadas en el enunciado. Para obtener 1000 kg de

aluminio (se supone líquido) se consumen un número de moles de e−, que me lo piden como carga

eléctrica, que guarda la siguiente relación: 4 mol Al (l) han consumido 12 mol e−.

Calculo los moles de aluminio: n = m / M. n = 1·106 (g) / 27 (g/mol); n = 3,7·104 mol Al (l)

n-e− = 3,7·104 mol Al (l) · 12 (mol e) / 4 (mol Al (l)); n-e− = 1,1·105 mol

Q = (n-e−) · F; Q = 1,1·105 (mol) · 96500 C/mol e−; Q = 1,1·1010 C.

También puedo utilizar la ecuación de la ley de Faraday: m = Q · M / Z · F.

Q = m · Z · F / M; Q = 1·106 (g) · 3 · 96500 (C/mol e−) / 27 (g/mol); Q = 1,1·1010 C.

{Z = 3 ya que el aluminio baja su número de oxidación de +3 a 0}.

b) Junto a los 1000 kg de aluminio obtenemos oxígeno molecular. Piden que calculemos su

masa y volumen. Primero lo tengo que calcular en moles.

n-O2 = n-Al (mol) · 3 (mol O2) / 4 (mol Al); n-O2 = 3,7·104 mol Al (l) · 3 (mol O2) / 4 (mol Al);

n-O2 = 2,8·104 mol. Los paso a gramos y a volumen en las condiciones del enunciado:

n = m / M; m = n · M; m-O2 = 2,8·104 (mol) · 32 (g/mol); m = 9,0·105 g.

{M-O2 = 16·2 =32 g/mol)}{T = t + 273; T = 20 + 273 = 293 K}. P · V = n · R · T; V = n·R·T / P;

V = 2,8·104 (mol)·0,082 (atm· L/mol· K)·293 (K)/1 (atm). V = 6,7·105 L = 670 m3.

c) En el ánodo tiene lugar la oxidación y en el cátodo la reducción. Si miramos las

semirreacciones del enunciado: el Al3+ (l) se ha reducido a Al (l), ha ganado e− y bajado su número

de oxidación, y el O2− (l) se ha oxidado a O2 (g), ha perdido e− y subido su número de oxidación.

Cátodo 4 Al3+ (l) + 12 e 4 Al (l)

Ánodo 6 O2− (l) 3 O2 (g) + 12 e.

Por tanto, el catión aluminio (Al3+), que sufre la reducción, es reducido por el anión óxido (O2−) que

queda oxidado a oxígeno (O2). El anión óxido (O2−), que sufre la oxidación, es oxidado por el catión

(13)

SEPTIEMBRE 00-CUESTIONES

1.-Determine la Kp a 1120 K del equilibrio químico representado por

C(s) + CO2(g) + 2 Cl2(g) ↔ 2 COCl2(g) a partir de las constantes de equilibrio siguientes a 1120 K:

C (s) + CO2 (g) ↔ 2 CO (g) Kp1 = 1,3·1014; COCl2 (g) ↔ CO (g) + Cl2 (g) Kp2 = 1,667·102.

-La ecuación problema es la suma de las siguientes ecuaciones: (1) + [−2 · (2)]:

2 · [COCl2 (g) ↔ CO (g) + Cl2 (g)] Kp3 = (Kp2)2 = (1,667·102)2 = 2,779·104

2 COCl2 (g) ↔ 2 CO (g) + 2 Cl2 (g) Kp3 = 2,779·104

Como queremos la inversa:

2 CO (g) + 2 Cl2 (g) ↔ 2 COCl2 (g) Kp4 = 1/Kp3 = 3,599·10−5

C (s) + CO2 (g) ↔ 2 CO (g) Kp1 = 1,3·1014

---

C (s) + CO2 (g) + 2 Cl2 (g) ↔ 2 COCl2 (g) Kp5 = Kp4 · Kp1

C (s) + CO2 (g) + 2 Cl2 (g) ↔ 2 COCl2 (g) Kp5 = 4,678·109

-Se ha tenido en cuenta:

-Si multiplicamos una ecuación por un coeficiente, la nueva constante es la inicial elevada a

dicho coeficiente.

-Si en una ecuación cambiamos reactivos por productos la nueva constante es la inversa de

la inicial.

2.-Razone cuáles de las siguientes frases son verdaderas y cuáles son falsas, referidas a una

disolución diluida de un ácido fuerte (HX). En el caso de que sean falsas vuélvelas a escribir

correctamente. a) Hay especies X−, H+ y HX en concentraciones apreciables. b) Hay HX en mayor

proporción que X− y H +. c) La concentración de protones es mucho mayor que la de aniones.

a) Según el enunciado es una disolución (acuosa) diluida de un ácido fuerte:

HX (aq) ⇒ H3O+ (aq) + X (aq)

HX (aq) ⇒ H+ (aq) + X (aq)

[H3O+ (aq) es equivalente a H+ (aq). Ahora se utiliza H3O+ (aq) ya que se acerca más a la realidad].

-La reacción está completamente desplazada hacia la derecha, productos. Por tanto, es cierto que

hay cantidades apreciables de H+ (aq) y X− (aq) pero no de HX (aq).

-El apartado a) es falsa. La correcta sería: “Hay especies X− y H + en concentraciones apreciables”.

b) Como la reacción está completamente desplazada hacia la derecha, productos, HX (reactivo) ya

no existe. Es decir, HX no está en mayor proporción que H + y X−.

-El apartado b) es falsa. La correcta sería: “No existe HX, HX está completamente ionizado”.

c) Mirando la estequiometría de la ecuación química (ajuste) la concentración de protones, H+, es la

(14)

3.-Dadas las siguientes sustancias sólidas: H2S, Fe, C (diamante), NaCl y H2O. Conteste

razonadamente las siguientes preguntas: a) ¿En qué sustancia serán más débiles las fuerzas entre las

unidades que constituyen la red cristalina? ¿Por qué? b) ¿Qué sustancias serán conductoras en

estado sólido y cuáles lo serán en estado fundido? ¿Por qué?

a) Para contestar la pregunta tenemos que estudiar el tipo de enlace en cada uno de los

compuestos anteriores:

H2S: H y S son no metales y forman enlaces covalentes (intramolecular) parcialmente

iónicos ya que son elementos de electronegatividad diferente. El resultado son moléculas polares

(parecidas a las del agua, H2O, pero menos polares). Si estudiamos la geometría de la molécula:

xx

H : S : H Tiene 4 pares de e− alrededor del átomo central, S, que permiten una distribución xx

espacial tetraédrica. Como de los 4 pares 2 son libres, obtenemos que la molécula es angular. Los

enlaces están polarizados y el momento dipolar total es ≠ 0. Estas moléculas polares establecen S(−) enlaces entre moléculas dipolo-dipolo de carácter débil.

/ \

(+)

H H(+)

Fe: Fe es un metal de transición y entre sus átomos se establece enlace metálico. El enlace

metálico es un enlace fuerte y prueba de ello es la elevada temperatura de fusión del hierro.

C (diamante): C es un no metal y sus átomos forman una red cristalina con enlaces

covalentes fuertes. Prueba de ello es la elevada temperatura de fusión.

NaCl: Na es metal alcalino y el Cl es un no metal de los halógenos. Forman una red

cristalina con enlace iónico. Son enlaces fuertes y la fuerza del enlace depende de la carga de los

iones (Na+, Cl−) y de su tamaño.

H2O: Como H2S pero las moléculas forman enlaces entre moléculas por puente de

hidrógeno, más fuertes que dipolo-dipolo pero más débiles que el resto de enlaces comentados.

Por tanto, el enlace más débil corresponde al H2S: dipolo-dipolo.

b) En estado sólido sólo conduce la electricidad el Fe (único metal) debido a la nube

electrónica que forman sus electrones de valencia.

En estado fundido el único que conduce es el NaCl, enlace iónico, ya que se separan los

iones que permiten el paso de la corriente eléctrica.

(15)

4.-Para los elementos plata y selenio, cuyos números atómicos respectivos son 47 y 34, indique:

a) Su situación en la tabla periódica (grupo y periodo). b) Los números cuánticos de los electrones

desapareados. c) El estado de oxidación más probable en sus iones monoatómicos.

a) Para conocer el grupo y período tenemos que conocer la estructura electrónica y con ella

la externa: (regla de Moeller y tachamos hasta llegar a 47 y 34 e−, respectivamente)

plata, Ag selenio, Se

1 s2 1 s2

2 s2 2 p6 2 s2 2 p6 3 s2 3 p6 3 d10 3 s2 3 p6 3 d10 4 s2 4 p6 4 d9 4 s2 4 p4

5 s2 En realidad, la plata, promociona 1 e− del 5 s al 4 d: 5 s1 4 d10 (completa el d).

Mirando la estructura electrónica externa: El número cuántico principal, n, nos indica el

período y la suma de los exponentes el grupo.

Período Grupo

Ag 5 2 + 9 = 11 (metal de transición)

Se 4 2 + (10) + 4 = 16 (grupo del oxígeno, anfígenos, calcógenos).

b) Para conocer los números cuánticos de los electrones desapareados tenemos que conocer

la estructura electrónica externa con más detalle: celdillas

Ag ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

5 s1 4 d10

↑ es el único e− desapareado, que tiene por números cuánticos: n = 5; l = 0 (s); como

ml toma valores entre −l, …, 0, …, + l, aquí, ml = 0; como el espín es hacia arriba, ms = + 1/2. Con

el formato (n , l , ml , ms): (5 , 0 , 0 , +1/2).

Se ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ px py pz

5 s2 4 p4

↑ e− desapareado, que tiene por números cuánticos: n = 4; l = 1 (p); ml = −1 , 0 , +1;

aquí, ml = 0 (py); como el espín es hacia arriba, ms = + 1/2. Con el formato (n , l , ml , ms):

(4 , 1 , 0 , +1/2).

↑ e− desapareado, que tiene por números cuánticos: n = 4; l = 1 (p); ml = −1 , 0 , +1;

aquí, ml = + 1 (pz); como el espín es hacia arriba, ms = + 1/2. Con el formato (n , l , ml , ms):

(4 , 1 , +1 , +1/2).

c) Para conocer el estado de oxidación más probable tenemos que mirar la estructura

electrónica externa:

(16)

5.-A y B son dos hidrocarburos de fórmula molecular C6H12. Con objeto de determinar su

estructura, los oxidamos y comprobamos que el A origina butanona y ácido acético, mientras que el

B da lugar a ácido 3-metilbutanoico y a un desprendimiento gaseoso de dióxido de carbono.

Establezca la fórmula y nombre IUPAC de A y B.

oxidante

A: C6H12 ⇒ butanona CH3 – C = O + ácido acético CH3 – COOH

|

CH2 – CH3

oxidante

B: C6H12 ⇒ ácido 3-metilbutanoico CH3 – CH – CH2 – COOH + CO2 (g)

| CH3

Con la fórmula C6H12 (CnH2n) ambos compuestos tendrán un doble enlace.

En la oxidación se rompe por el doble enlace.

En el caso A una parte se oxida a cetona y la otra a ácido. El grupo cetona no puede estar en

un extremo, entonces, el doble enlace tampoco.

En el caso B una parte se oxida a ácido y la otra a dióxido de carbono. El grupo ácido está

en un extremo, entonces, el doble enlace también.

El compuesto A tendrá la fórmula: CH3 – C = CH – CH3 3-metil-2-penteno

|

CH2 – CH3

El compuesto B tendrá la fórmula: CH3 – CH – CH2 – CH = CH2 4-metil-1-penteno

(17)

6.-a) Explique brevemente qué papel juega el ozono en las capas altas de la atmósfera y qué riesgos

entraña el fenómeno denominado “agujero de ozono”. ¿Existe alguna relación entre en el “efecto

invernadero” y el “agujero de la capa de ozono”? b) Uno de los contaminantes atmosféricos que

pueden contribuir a la destrucción del ozono es el monóxido de nitrógeno: NO (g) + O3 (g) →

NO2 (g) + O2 (g) ¿Puede esta reacción clasificarse como redox? Si es así indique qué especie es el

oxidante y cuál es el reductor e indique los cambios de los estados de oxidación de los átomos.

c) Indique qué otro tipo de compuestos pueden también contribuir a la destrucción de la capa de

ozono. Explique brevemente y de forma simplificada el mecanismo químico por el cuál actúan (la

reacción con el ozono). Sugiera alguna acción que se pueda emprender o haya sido ya emprendida

para evitar el efecto destructivo de estos compuestos.

a) La mayor parte del ozono (95 %) (O3, trioxígeno) se encuentra en las capas altas de la atmósfera,

la estratosfera (15 – 50 km), donde forma la llamada “capa de ozono” que nos protege de las

radiaciones ultravioletas del sol. Es un compuesto inestable de tres átomos de oxígeno que actúa

como un potente filtro solar permitiendo el paso de una pequeña parte de la radiación ultravioleta

(UV) llamada B que se extiende desde los 280 hasta los 320 nanómetros (nm).

Si todo el ozono de la atmósfera estuviera repartido uniformemente sobre la superficie del mar, tan

sólo formaría una capa de tres milímetros. A pesar de esta pequeña cantidad, es suficiente para

interceptar la radiación solar transformándola posteriormente en calor, dando origen a la llamada

“capa cálida”, escudo natural que protege al hombre, animales y plantas, de un exceso de radiación

de onda corta o ultravioleta.

Su presencia natural en el aire que respiramos se debe a que una parte de ese ozono estratosférico es

transportado hacia las capas bajas de la atmósfera, la troposfera, además de que también se puede

formar a partir de procesos naturales en zonas próximas al suelo, por ejemplo en atmósferas

contaminadas (el tráfico, las industrias químicas o las instalaciones de combustión, emiten

contaminantes a la atmósfera, los cuales, en presencia de luz solar, dan lugar mediante reacciones a

la formación de ozono en las capas bajas de la atmósfera, a nivel del suelo).

Se denomina agujero de ozono a la zona de la atmósfera terrestre donde se producen reducciones

anormales de la capa de ozono, fenómeno anual observado durante la primavera en las regiones

polares y que es seguido de una recuperación durante el verano. Sobre la Antártida la pérdida de

ozono llega al 70%, mientras que sobre el Ártico llega al 30%. El hueco no es en realidad un

agujero. Se trata más bien de un adelgazamiento de la capa de ozono que envuelve todo nuestro

planeta. Es decir, ese adelgazamiento se produce con mayor insistencia sobre el extremo sur de la

(18)

*un aumento en la temperatura de la atmósfera y de la superficie terrestre, alteraciones en el balance

energético de la atmósfera, cambios en la circulación global de las masas de aire; es decir, potencia

el “efecto invernadero” con repercusiones importantes en el clima mundial

*facilita reacciones de los gases de la atmósfera

*quemaduras de piel, cáncer de piel, lesiones oculares

*destrucción del fitoplancton.

Por lo tanto, sí que existe una relación entre la capa de ozono y el efecto invernadero.

b) Sí ya que hay dos elementos que cambian de número de oxidación: N de +2 a +4 (sube su

número de oxidación; se oxida) y e1 O del O3 de 0 a -2 (baja su número de oxidación; se reduce). El

NO es oxidado a NO2 por el O3 (oxidante potente). El O3 es reducido a O2 por el NO (reductor).

+2-2 0 +4-2 0 NO (g) + O3 (g) → NO2 (g) + O2 (g).

c) Veamos primero la formación del ozono y luego la destrucción:

El mecanismo de formación del ozono estratosférico lo podemos describir en dos etapas:

1.-Descomposición de moléculas de oxígeno (O2) en los correspondientes átomos (O) por la acción

de la luz solar ultravioleta de longitud de onda (λ) inferior a 242 nm: O2 --- hν1 ---> O + O.

2.-Reacción de átomos de oxígeno (O) con moléculas de oxígeno (O2) para formar moléculas de

ozono: O + O2 → O3.

Una vez formado el ozono se descompone fotoquímicamente, actuando de filtro de radiaciones

ultravioletas para nuestro planeta: O3 --- hν2 ---> O2 + O (λ = 240 – 310 nm).

Las reacciones anteriores se complementan con un nuevo proceso: O3 + O → 2 O2. La reacción

anterior es muy lenta, pero puede verse acelerada por un catalizador X (átomo Cl, Br, molécula

NO). Una sola molécula de X puede destruir muchas de ozono.

X + O3 → XO + O2

XO + O → X + O2

--- Proceso global: O3 + O → 2 O2

Si lo aplicamos al catalizador NO (apartado b) y Cl:

NO + O3 → NO2 + O2 ; Cl + O3 → ClO + O2

NO2 + O → NO + O2 ; ClO + O → Cl + O2

--- --- Proceso global: O3 + O → 2 O2 ; O3 + O → 2 O2

La actividad humana ha contribuido al envío a la estratosfera de sustancias capaces de destruir el

ozono estratosférico. Fundamentalmente dos sustancias: los freones (CFC, clorofluorocarbonos) y

los óxidos de nitrógeno. Se ha demostrado que el responsable número uno de la destrucción de la

capa de ozono son los CFC, un producto químico fabricado por el ser humano para llenar sprays y

(19)

JUNIO 01-PROBLEMAS.

1.-Una disolución acuosa de ácido clorhídrico (HCl), al 20% en masa, posee una densidad de

1,056 g· cm−3. Calcular: a) La molaridad. b) La fracción molar de soluto.

Datos: Masa atómica: H = 1; O = 16; Cl = 35,5.

Lo paso a masa y luego calculo la parte de soluto. d = m / V; mdi = 1,056 g· cm−3· 103 cm3 = 1056 g.

C = (ms/mdi)·100 ; ms = C · mdi/ 100 ; ms = 20 · 1056 / 100 ; ms = 211,2 g.

moles de soluto: MHCl = 1·1+35,5·1 = 36,5 g/mol; n = m/M; ns = 211,2 g/36,5 g/mol; ns = 5,8 mol.

M = ns/Vdi ; M = 5,8 mol/1 L ; M = 5,8 mol/L.

Para calcular Xs necesito los moles del disolvente: mdi = ms + md ; md = 1056 – 211,2 = 844,8 g.

M = 1·2 + 16·1 = 18 g/mol; nd = md/Md; nd = 848,8 g/18 g/mol; nd = 46,9 mol.

nT = ns + nd ; nT = 5,8 + 46,9 ; nT = 52,7 mol

Xs = ns/nT; Xs = 5,8 mol/52,7 mol; Xs = 0,11.

2.-En medio ácido, la reacción entre los iones permanganato, MnO4− y los iones sulfito, SO32−,

produce iones Mn2+ e iones sulfato, SO42− . a) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida.

b) Identifique la especie oxidante y la especie reductora. c) Ajuste la reacción iónica global. d) En el

laboratorio, se dispone de 150 mL de una disolución de SO32− de concentración desconocida.

Calcule la concentración de SO32− en dicha disolución si para conseguir la transformación completa

de los iones SO32− en SO42− fue necesario añadir 24,5 mL de una disolución 0,152 M de MnO4−.

a) +7 -2 +4 -2 +2 +6 -2 MnO4− + SO32− ⇒ Mn2+ + SO42−

MnO4− se reduce a Mn2+ (Mn baja su número de oxidación de +7 a +2; pierde oxígenos)

SO32− se oxide a SO42− (S sube su número de oxidación de +4 a +6; gana oxígenos)

b) MnO4− es el oxidante del SO32− a SO42− y queda reducido a Mn2+; SO32- es el reductor del

MnO4− a Mn2+ y queda oxidado a SO42−.

c) 2·(MnO4− + 8 H+ + 5 e- ⇒ Mn2+ + 4 H2O)

5·(SO32− + H2O – 2 e- ⇒ SO42- + 2 H+)

--- 2 MnO4− + 5 SO32− + 6 H+ ⇒ 2 Mn2+ + 5 SO42− + 3 H2O

d) Disolución de permanganato: V = 24,5 mL ; [ ] = 0,152 M = 0,152 mol/L. Calculo los moles:

[ ] = ns/Vdi ; ns = 0,152 mol/L·24,5·10-3 L ; ns = 3,7·10-3 mol (de anión permanganato).

(20)

1.-En el laboratorio se preparó una disolución ácido yódico, HIO3 disolviendo 3,568 g de este ácido

en 150 mL de agua. Teniendo en cuenta que el pH de la disolución resultante fue 1,06 calcule: a) la

constante de disociación, Ka, del ácido. b) El grado de disociación del ácido. c) Si, tras llegar al

equilibrio, se añaden 1,256 g de HIO3 , ¿cuál será el pH de la disolución resultante? Datos.- Masas

atómicas: H = 1, 0=16; I = 127.

a) HIO3 (aq) ⇔ H3O+ (aq) + IO3- (aq)

m0 (g) 3,568

M (g/mol) 176

n0 (mol) 2,03·10-2

[ ]0 (mol/L) 1,35·10-1 (el volumen de la disolución se mantiene constante en 150 mL)

[ ]e (mol/L) 1,35·10-1 – x x x

Según el enunciado: pH = 1,06; pH = - log [H3O+]; 1,06 = - log [H3O+]; [H3O+] = 10-1,06;

[H3O+] = 8,71·10-2 M ⇒ [H3O+] = x = 8,71·10-2 M ; Ka = [H3O+]·[IO3-]/[ HIO3];

Ka = x2/(1,35·10-1 – x); Ka = (8,71·10-2)2/(1,35·10-1 – 8,71·10-2); Ka = 0,16

b) α = (x/[ ]0)·100; α = (8,71·10-2/1,35·10-1)·100; α = 64,5 %.

c) Plantea una alteración del equilibrio por adición de reactivo. Como añado reactivo el sistema lo

elimina formando más producto (principio de Le Chatelier: la reacción anula la perturbación). Es

decir, se desplaza fundamentalmente hacia la derecha hasta restablecer el equilibrio.

Para calcular las nuevas concentraciones en el equilibrio paso las [ ]e anteriores a moles. A los

moles de ácido yódico le añado los que vienen de 1,256 g. El volumen sigue siendo el inicial.

Luego calculo las nuevas [ ]0 y las [ ]e.

[ ]e (mol/L) 1,35·10-1 – 8,71·10-2 8,71·10-2 8,71·10-2

[ ]e (mol/L) 4,79·10-2 8,71·10-2 8,71·10-2

ne (mol/L) 7,19·10-3 1,31·10-2 1,31·10-2

n0 (mol/L) 7,19·10-3 1,31·10-2 1,31·10-2

moles añadidos: n = m/M ; n = 1,256 g / 176 g/mol = 7,14·10-3 mol; los sumo a los anteriores

n0 (mol/L) 1,4·10-2 1,31·10-2 1,31·10-2

[ ]0 (mol/L) 9,3·10-2 8,71·10-2 8,71·10-2

[ ]e (mol/L) 9,3·10-2 - x 8,71·10-2 + x 8,71·10-2 + x

Ka = [H3O+]·[IO3-]/[ HIO3]; 0,16 = (8,71·10-2 + x)2/(9,3·10-2 - x);

Para resolver la ecuación no puedo introducir una suposición ya que el ácido yódico es

relativamente fuerte y se ioniza lo suficiente como para no poder despreciar x. Obtengo la

ecuación: 1,5·10-2 – 0,16 x = 7,6·10-3 + 0,17 x + x2 ; x2 + 0,33 x – 7,4·10-3 = 0 ; x1 = 2,11·10-2 ;

x2 = - 3,5·10-1 que descarto; [H3O+] = 8,71·10-2 + 2,11·10-2 ; [H3O+] = 0,108 M ;

(21)

2.-El etano puede obtenerse por hidrogenación del eteno a partir de la reacción:

CH2 = CH2 (g) + H2 (g) ↔ CH3 – CH3 (g) ∆Hº = −137 kJ/mol. a) Calcule la energía del enlace

C = C teniendo en cuenta que las energías de los enlaces C − C , H − H y C − H son

respectivamente 346, 391 Y 413 kJ/mol . b) Razone cuales serían las condiciones de presión y

temperatura más adecuadas para obtener un elevado rendimiento en la producción de etano.

a) ∆Hº = ∑ m · ∆Hº ENLACES ROTOS REACTIVOS - ∑ n · ∆Hº ENLACES FORMADOS PRODUCTOS

H H H H | | | |

H – C = C – H + H – H ↔ H – C – C – H | | H H

∆Hº = (4 · ∆HºC-H + 1 · ∆HºC=C + 1 · ∆HºH-H) – (6 · ∆HºC-H + 1 · ∆HºC-C)

–137 = [4 mol · 413 kJ/mol + 1 mol · ∆HºC=C + 1 · 391 kJ/mol) – (6 · 413 kJ/mol + 1 · 346 kJ/mol)

∆Hº C=C = 644 kJ/mol

b) Las condiciones de presión y temperatura adecuadas se puede plantear como cambios en la presión o en la temperatura (alta o baja), que se explican con el principio de Le Chatelier: “si se

provoca una alteración del equilibrio el sistema se desplaza, fundamentalmente y hasta restablecer

el equilibrio, en el sentido de anular dicha perturbación”.

Presión: Suposición: aumenta la presión (presiones altas) ⇒ disminuye el volumen la reacción se

desplaza hacia el lado de menor volumen, menor número moles de gases (2 moles reactivos, 1 mol

productos) ⇒ producto, etano. Como quiero obtener producto la suposición es correcta.

Es decir, me interesa presión alta.

Temperatura: Suposición: aumenta la temperatura (temperaturas altas) ⇒ la reacción se desplaza

hacia la reacción endotérmica ⇒ como Hº = − la reacción endotérmica es hacia la izquierda

(22)

JUNIO 01-CUESTIONES

1.-a) Escriba las estructuras de Lewis para el BF3 , NF3 y F2CO. b) ¿Cuál será la geometría de estas

moléculas? c) ¿Qué enlace de los que forma el flúor en las moléculas anteriores es más polar?

d) ¿Cuál o cuáles de estas moléculas son polares?

Datos: Números atómicos: B = 5; C = 6 ; N = 7 ; O = 8 ; F = 9.

a) Razono la notación de Lewis:

BF3 ) n = 1·6 + 3·8 = 30 e (B tiene un octeto de 6); v = 1·3 + 3·7 = 24 e; c = n – v = 6 e ⇒ 3 pares e

compartidos; s = v – c; s = 18 e ⇒ 9 pares e sin compartir. B átomo central, octeto incompleto.

NF3 ) n = 4·8 = 32 e; v = 1·5 + 3·7 = 26 e; c = n – v = 6 e ⇒ 3 pares e compartidos; s = v – c; s =

20 e ⇒ 10 pares e sin compartir. N átomo central.

F2CO ) n = 4·8 = 32 e; v = 2·7 + 1·4 + 1·6 = 24 e; c = n –v; c = 8 e ⇒ 4 pares e compartidos;

s = v – c = 16 e ⇒ 8 pares e sin compartir. C átomo central.

. . . . . .

: F : : F : : F :

· · · · · · · · · · · · · · · · · ·

: F : B : F : : F : N : F : : F : C : : O :

. . . . . . . . . . . .

b) BF3 ) 3 pares de e alrededor del átomo central que se reparten con una geometría plana triangular

para conseguir la mínima repulsión. Por tanto, la molécula es plana triangular.

NF3 ) 4 pares de e alrededor del átomo central que se reparten con una geometría tetraédrica para

conseguir la mínima repulsión. Como 1 par de e es libre la molécula tiene geometría pirámide

trigonal.

F2CO ) 3 pares de e alrededor del átomo central que se reparten con una geometría plana triangular

para conseguir la mínima repulsión (el doble actúa como 1). Por tanto, la molécula es plana

(23)

c) El enlace más polarizado corresponde al caso de mayor diferencia de electronegatividad entre el

F (elemento de mayor electronegatividad, 4) y el otro elemento (ENO > ENN > ENC > ENB). Es

decir, el enlace F – B es el más polarizado.

d) En el trifluoruro de boro, BF3, los enlaces están polarizados pero el momento dipolar total, µT, es

0 por la geometría de la molécula. Molécula apolar.

En el trifluoruro de nitrógeno, NF3, los enlaces están polarizados y el momento dipolar total, µT, es

≠ 0 por la geometría de la molécula. Molécula polar.

En el fluoruro de carbonilo, F2CO, los enlaces están polarizados. Si la resultante de los momentos

dipolares de los enlace C – F compensa el momento dipolar del enlace C = O, la molécula será

(24)

2.-Los elementos A , B, C y D tienen los siguientes números atómicos: 11, 15, 16 y 25. Responda

razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Indique el ion más estable que puede formar cada uno

de los elementos anteriores. b) Escriba la estequiometría que presentarán los compuestos más

estables que formen A con C, B con D y B con C.

a) Para saber el ión más estable tengo que calcular la estructura electrónica externa:

A, Z = 11 B, Z = 15 C , Z = 16 D, Z = 25

1 s2 1 s2 1 s2 1 s2

2 s2 2 p6 2 s2 2 p6 2 s2 2 p6 2 s2 2 p6

3 s1 3 s2 3 p3 3 s2 3 p4 3 s2 3 p6 3 d5

4 s2

(Na) (P) (S) (Mn)

A pierde 1 e y consigue el octeto. A+.

B gana 3 e y consigue el octeto. B3-.

C gana 2 e y consigue el octeto. C2-.

D pierde 2 e y consigue 3 d5 semilleno que representa una cierta estabilidad relativa. D2+.

b) Estequiometría (fórmula) con los iones anteriores:

A con C: A+ C2- ; para obtener el compuesto neutro (proporción mínima de iones)

intercambio las cargas: (A)2(C)1 ; A2C ; (Na2S).

B con D: D2+ B3- (he cambiado el orden de acuerdo con la IUPAC); para obtener el

compuesto neutro (proporción mínima de iones) intercambio las cargas: (D)3(B)2 ; D3B2 ; (Mn3P2) .

B con C: B3- C2- ; ambos quieren ganar e y la solución es compartir e. Como el C

(S) es más electronegativo hace el papel de no metal y B (P) el de “como metal”. C mantiene la

(25)

3.-La constante de equilibrio del sistema H2 ( g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) vale, a 425 ºC, K = 54,27. Se

desea saber: a) Cuánto vale la constante para el proceso de formación de un mol de yoduro de

hidrógeno. b) Cuánto vale la constante del equilibrio de descomposición de un mol de yoduro de

hidrógeno. c) Si en un matraz se introducen, en las condiciones de trabajo inicial, 0,3 moles de

hidrógeno, 0,27 moles de yodo y un mol de yoduro de hidrógeno, ¿hacia dónde se desplazará el

equilibrio?

a) H2 ( g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g) K = 54,27. Como quiero 1 mol HI, multiplico por ½ y la constante

queda elevada al mismo factor: K1 = K1/2; K1 = (54,27)1/2; K1 = 7,4.

1/2 H2 ( g) + 1/2 I2 (g) ↔ HI (g) K1 = 7,4.

b) Como piden la descomposición de 1 mol de IH: como la reacción es la inversa de la anterior la

constante también es la inversa de K1.

K2 = 1/K1 ; K2 = 1/7,4; K2 = 0,14

HI (g) ↔ 1/2 H2 ( g) + 1/2 I2 (g) K2 = 0,14

c) H2 ( g) + I2 (g) ↔ 2 HI (g). Calculamos Qc:

n (mol) 0,3 0,27 1

[ ] (mol/L) 0,3/V 0,27/V 1/V

[HI]2 (1/V)2

Qc = --- ; Qc = --- ; Qc = 12,4 . [H2]·[I2] (0,3/V)·(0,27/V)

Qc ≠ Kc. Por lo tanto, no está en equilibrio. Para alcanzar el equilibrio Qc tiene que aumentar hasta el valor de 54,27. Para conseguirlo tiene que aumentar [HI] y disminuir la [H2] y la [I2]. Es decir la

(26)

4.-Se dispone en el laboratorio de disoluciones acuosas O 1 M de las siguientes sustancias NaNO3,

H2SO3, KOH, CH3COOH y NH4Cl. Responda razonadamente: a) Ordene las disoluciones por

orden creciente de pH. b) Si mezclamos 50 mL de la disolución 0,1 M de CH3COOH con 50 mL de

la disolución 0,1 M de KOH, indique si la disolución resultante será ácida, básica o neutra.

a) Clasifico las sustancias en ácidos, sales y bases:

H2SO4: es un ácido fuerte; CH3COOH: es un ácido débil. Es decir, H2SO4 proporciona un pH < que

el pH del CH3COOH. Ambos pH < 7 ya que pH = 7 es el agua. {Deberían dar la constante del ácido

acético}.

NaNO3: sal que en agua está ionizada en Na+ (que no se hidroliza ya que viene de una base fuerte,

NaOH; los cationes de los metales alcalinos no se hidrolizan) y NO3- (que no se hidroliza ya que

viene de un ácido fuerte, HNO3). Por lo tanto, el pH corresponde al agua pura, pH = 7.

NH4Cl: sal que en agua está ionizada en NH4+ (que se hidroliza ya que viene de una base débil,

NH4+ + H2O ⇔ NH3 + H3O+ ; H3O+ proporciona a la disolución un cierto carácter ácido) y Cl- (que

no se hidroliza ya que viene de un ácido fuerte, HCl). pH < 7.

KOH : base fuerte, pH >> 7.

pH H2SO4 < pH CH3COOH < pH NH4Cl < pH NaNO3 < pH KOH

b) Es una neutralización: ácido + base → sal + agua -ajusto la ecuación: todo 1; [ ] = n/V.

CH3COOH + KOH → CH3COOK + H2O

[ ] (mol/L) 0,1 0,1

V (L) 50·10-3 50·10-3

n (mol) tengo 5·10-3 5·10-3

n (mol) reaccionan 5·10-3 5·10-3

n (mol) exceso 0 0

Como no sobra de ninguno de los dos el pH corresponde al pH que proporciona el agua pura,

pH = 7, disolución neutra, excepto si se hidroliza la sal:

CH3COOK : CH3COOK (aq) → CH3COO- (aq) + K- (aq)

CH3COO- (aq) + H2O (l) → CH3COOH (aq) + OH- (aq), proporciona un carácter básico;

K- (aq) + H2O (l) → no se hidroliza, los metales alcalinos no se hidrolizan.

(27)

5.-Las formulas empíricas orgánicas siguientes: C2H6O, C3H6 O y C4H10 corresponden en cada caso

a dos compuestos orgánicos diferentes. Se desea saber: a) la fórmula desarrollada de cada uno de

los compuestos; b) a qué grupo funcional pertenece cada uno de ellos; c) nombre cada uno de estos

compuestos.

Utilizo fórmulas semidesarrolladas: (junto los tres apartados)

C2H6O: con 1 O puede ser alcohol, aldehído, éter, cetona:

fórmula grupo funcional nombre

CH3 – CH2 – OH ; alcohol ; 1-etanol, etanol, alcohol etílico

CH3 – O – CH3 ; éter ; dimetil éter

C3H6 O: con 1 O puede ser alcohol, aldehído, éter, cetona:

CH3 – CH2 – CHO ; aldehído; propanal

CH3 – CO – CH3 ; cetona; 2-propanona; propanona; dimetil cetona.

C4 H10: hidrocarburos saturados

CH3 – CH2 – CH2 – CH3 ; no tiene grupo funcional, alcano lineal; butano

(28)

6.-Uno de los problemas ambientales de los países industrializados es el de la lluvia ácida. a)

Explique a qué se debe este fenómeno; b) escriba al menos dos de las reacciones químicas que

tienen lugar en la atmósfera para que se produzca este fenómeno.

a) La lluvia ácida se forma cuando la humedad en el aire se combina con los óxidos de nitrógeno

(NOx) y el dióxido de azufre (SO2) emitidos por fábricas, centrales eléctricas y vehículos que

queman carbón o productos derivados del petróleo. En interacción con el vapor de agua, estos gases

forman ácido sulfúrico (H2SO4)y ácido nítrico (HNO3). Finalmente, estas sustancias químicas caen

a la tierra acompañando a las precipitaciones, constituyendo la lluvia ácida.

Los contaminantes atmosféricos primarios que dan origen a la lluvia ácida pueden recorrer grandes

distancias, debido a los vientos, antes de precipitar en forma de rocío, lluvia, llovizna, granizo,

nieve o niebla. Esta lluvia puede provocar importantes deterioros en el medio ambiente: en el agua

(muerte de crustáceos y moluscos, desaparición del fitoplancton), en el suelo (es absorbida por las

raíces de las plantas provocando su envenenamiento y, por tanto, su muerte), en las construcciones

(las de hormigón han de ser constantemente restauradas), en la salud de los animales y del ser

humano (debilitación en general del organismo), en los pastos de las praderas (perjudicando al

ganado), en los lagos (aumentando el pH y matando peces), ...

La lluvia normalmente presenta un pH de aproximadamente 5,6 (ligeramente ácido) debido a la

presencia del CO2 atmosférico, que forma ácido carbónico, H2CO3. Se considera lluvia ácida si

presenta un pH de menos de 5 y puede alcanzar el pH del vinagre, pH 3. Estos valores de pH se

alcanzan por la presencia de ácidos como el ácido sulfúrico y el ácido nítrico.

b) La combustión del S produce el dióxido: S + O2 → SO2 que sigue la oxidación a SO3

Este último óxido reacciona con el agua de la lluvia, generándose ácido sulfúrico, el cual forma

parte de la lluvia ácida: SO3 + H2O → H2SO4

Este ácido ataca las construcciones realizadas en piedra caliza y mármol, siendo la reacción:

H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + CO2 + H2O

El nitrógeno proveniente de los combustibles fósiles y del aire utilizado en las combustiones genera

óxido nitroso (NO): ½ N2 + ½ O2 → NO que sigue oxidándose a NO2.

El dióxido de nitrógeno (NO2) es un gas que reacciona con la humedad atmosférica y con el agua de

lluvia formándose ácido nítrico, compuesto que es otro componente importante de la lluvia ácida.

NO2 + H2O → HNO3

En la actualidad se puede disminuir la formación de SO2 eliminando el azufre de los combustibles

fósiles o transformando el SO2 formado antes que pase a la atmósfera.

Para disminuir la formación de NO y NO2 se puede utilizar convertidores catalíticos que reducen a

(29)

SEPTIEMBRE 01-PROBLEMAS

1.-La pirita es un mineral cuyo componente mayoritario es el sulfuro de hierro (II). La tostación de

la pirita (calentamiento a alta temperatura) da lugar a óxido de hierro (III) y dióxido de azufre, de

acuerdo con la reacción (no ajustada): FeS (s) + O2 (g) → Fe2O3 (s) + SO2 (g). Calcule: a) La

pureza de una cierta muestra de pirita si la tostación de 5,765 g produce 4,357 g de Fe2O3.

b) Finalmente, el dióxido de azufre obtenido se utiliza en la síntesis del ácido sulfúrico de acuerdo a

la reacción (no ajustada): SO2 (g) + O2 (g) + H2O (1) → H2SO4 (1). Calcule el volumen de aire

(20% O2 y 80 % N2) medido a 10 °C y 810 mm Hg necesario para producir una tonelada (1 Tm) de

H2SO4. Datos: masas atómicas: H = 1; C =12; O =16; S =32; Fe = 55,8. R = 0,082 atm· L/moI· K

a) Es una reacción redox (S – 2 pasa a S + 4; Fe +2 pasa a Fe + 3) pero no piden que se ajuste como

reacción redox. La ajusto por tanteo y dejo para el final el O.

(La pirita es el monosulfuro de hierro impuro).

2 FeS (s) + 7/2 O2 (g) → Fe2O3 (s) + 2 SO2 (g)

m (g) 4,357

M (g/mol) 87,8 159,6

n (mol) 2,7·10-2

Calculo los moles de FeS: n = 2,7·10-2 (mol Fe2O3) · 2 (mol FeS) / 1 (mol Fe2O3) = 5,4·10-2 mol

Los paso a gramos: n = m/M ; m = n·M ; m = 5,4·10-2 (mol)·87,8 (g/mol); m = 4,741 g.

La pureza es la concentración en %: % = (mFeS / mPirita)·100 ; % = (4,741 / 5,765)·100 = 82,2 %

b) El apartado b) es de reacciones consecutivas pero no utilizo los números del apartado a). Ajusto

la ecuación. Paso la masa de sulfúrico a moles y calculo los moles que necesito de oxígeno, que

luego pasaré a volumen en las condiciones del enunciado. Por último, el volumen de oxígeno lo

paso a volumen de aire. Utilizo las ecuaciones: n = m/M ; P·V = n·R·T ; % = (V/Vaire)·100 .

SO2 (g) + 1/2 O2 (g) + H2O (1) → H2SO4 (1)

m (g) 1·106

M (g/mol) 98 (hay que calcularlo)

n (mol) 1,02·104

n = 1,02·104 (mol H2SO4) · ½ mol O2 / 1 (mol H2SO4); n = 5,1·103 mol O2

P·V = n·R·T; V = n·R· T/P = 5,1·103 (mol O2)· 0,082 (atm· L/moI· K)· 283 K / 1,07 (atm).

V = 1,1·105 L.

{T = t + 273; T = 10 + 273 ; T = 283 K ; P = 810 mmHg / 760 (mmHg/atm) ; P = 1,07 atm}

% = (VO2 / Vaire)·100; Vaire = (VO2 / %)·100 ; Vaire = (1,1·105 / 20)·100 ;

(30)

2.-El pentacloruro de fósforo se disocia según el equilibrio homogéneo en fase gas siguiente:

PCl5 ↔ PCl3 + Cl2. A una temperatura determinada, se introducen en un matraz de un litro de

capacidad un mol de pentacloruro de fósforo y se alcanza el equilibrio cuando se disocia el 35% de

la cantidad del pentacloruro inicial. Si la presión de trabajo resulta ser de 1,5 atmósferas, se desea

saber: a) la constante del equilibrio en función de las concentraciones molares; b) las presiones

parciales de los gases en el momento del equilibrio; c) la constante de equilibrio en función de las

presiones parciales.

a) PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g) V = 1 L

n0 (mol) 1

[ ]0 (mol/L) 1

[ ]e (mol/L) 1 – x x x En el equilibrio: α = 35 %

α = (x/1)·100; x = 0,35 mol/L que introduzco en la tabla anterior [ ]e (mol/L) 1 – 0,35 0,35 0,35

[ ]e (mol/L) 0,65 0,35 0,35

Kc = [PCl3]·[ Cl2]/[ PCl5] ; Kc = (0,35)2/ (0,65) ; Kc = 0,189

b) Para calcular las presiones parciales en el equilibrio necesito los moles en el equilibrio y los

totales. La presión total la dan: PT = 1,5 atm. Parto del final de la tabla anterior: n = [ ]·V

[ ] (mol/L) 0,65 0,35 0,35 V = 1 L

n(mol) 0,65 0,35 0,35 nT = 1,35 mol

PPCl5 = (n PCl5/nT)·PT = (0,65/1,35)·1,5 = 0,722 atm

PPCl3 = (n PCl3/nT)·PT = (0,35/1,35)·1,5 = 0,389 atm

PCl2 = (n Cl2/nT)·PT = (0,35/1,35)·1,5 = 0,389 atm

{También: P·V = n·R·T ; P = (n/V)·R·T ; P = [ ]·R·T }

c) Kp = PPCl3 · PCl2 / PPCl5 ; Kp = (0,389)2/ (0,722) ; Kp = 0,21

(31)

1.-El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e hidrógeno de acuerdo

con la reacción: CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (g). Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones

termoquímicas:

(1) CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ∆Hº1 = − 283,0 kJ

(2) CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (1) ∆Hº2 = − 764,4 kJ

(3) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2 O (g) ∆Hº3 = − 285,8 kJ

Calcule: a) El cambio de entalpía para la reacción de obtención de metanol a partir de CO (g) y H2

(g), indicando si la reacción absorbe o cede calor. b) ¿Qué cantidad de energía en forma de calor

absorberá o cederá la síntesis de 1 kg de metanol? Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12 ; O=16 .

a) CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (g) ∆Hº = ¿?

CO (g) con la 1; H2 (g) con la 3 x 2 ; CH3OH (g) con 2 al revés.

CO (g) + 1/2 O2 (g) → CO2 (g) ∆Hº1 = − 283,0 kJ

2 x (H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2 O (g) ∆Hº3 = − 285,8 kJ)

CO2 (g) + 2 H2O (1) → CH3OH (g) + 3/2 O2 (g) ∆Hº2 = + 764,4 kJ

--- CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (g) ∆Hº = - 90,2 kJ

El signo – indica que es una reacción exotérmica, que cede energía en forma de calor.

b) Pasamos la masa de metanol a moles: M = 32 g/mol. n = m/M ; n = 1·103 (g) / 32 (g/mol) ;

(32)

2.-Al tratar el dióxido de manganeso (MnO2) con ácido clorhídrico, se obtiene cloruro de

manganeso (II), cloro gas y agua. a) Escriba e iguale la reacción molecular del proceso, indicando el

agente oxidante y el reductor. b) Determine el volumen de ácido clorhídrico comercial, de densidad

1,18 g/mL y riqueza del 36 %, necesario para obtener 500 mL de cloro gas a 5 atm de presión y

25 ºC. Datos: Masa atómicas: H = 1; Cl = 35,5. R = 0,082 atm· L/mol·K.

a) Es una reacción redox ya que hay dos elementos que cambian su número de oxidación:

+ 4 –2 +1 –1 +2 –1 0 +1 –2 MnO2 (s) + HCl (aq) ⇒ MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + H2O (l)

MnO2 + H+ Cl- ⇒ Mn2+ Cl- + Cl2 (g) + H2O (l)

MnO2 + 4 H+ + 2 e ⇒ Mn2+ + 2 H2O (l) semirreacción de reducción

2 Cl- - 2 e ⇒ Cl2 (g) semirreacción de oxidación

--- MnO2 + 4 H+ + 2 Cl- ⇒ Mn2+ + Cl2 (g) + 2 H2O (l)

MnO2 (s) + 4 HCl (aq) ⇒ MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O (l)

{Para el balance de cargas: Se mira el número total de cargas positivas a ambos lados de la

semirreacción; en el lado que tengamos más cargas positivas se añaden tantos electrones

como sea necesario para igualar ambos miembros en cargas}.

Cl- es el agente reductor del MnO2 ;MnO2 es el agente oxidante del Cl- .

b) Como quiero obtener 500 mL de Cl2 (g): los paso a moles y luego a moles de HCl; estos a masa

y después a masa de disolución; por último, a volumen de la disolución.

T = t + 273 ; T = 25 + 273 ; T = 298 K . V = 0,5 L . P·V = n·R·T ; n = P·V/R·T ;

n = 5 (atm) · 0,5 (L) / (0,082 atm· L/mol·K) · 298 (K) ; n = 0,10 mol.

n = 0,10 (mol Cl2) · 4 (mol HCl) / 1 (mol Cl2) ; n = 0,4 mol HCl (puro).

M = 36,5 g/mol ; n = m/M ; m = n·M ; m = 0,4 (mol) · 36,5 (g/mol) ; m = 14,6 g.

% = (mHCl/mdi) · 100 ; mdi = 14,6 · 100 / 36 ; mdi = 40,56 g (disolución).

(33)

SEPTIEMBRE 01-CUESTIONES

1.-De las siguientes moléculas: H2O, CO2 y NH3. Responda razonadamente las siguientes

cuestiones: a) Dibuje su estructura de Lewis. b) Describa su forma geométrica. c) ¿Serán moléculas

polares?

Razono las estructuras de Lewis:

a) H2O: n = 2·2 + 8 = 12 e ; v = 1·2 + 6 = 8 e ; c = n – v ; c = 4 e , 2 pares e compartidos ; s = v – c ;

s = 4 , 2 pares e libres.

CO2: n = 3·8 = 24 e ; v = 4 + 2·6 = 16 e ; c = n – v = 8 e , 4 pares e compartidos ; s = v – c ;

s = 8 e , 4 pares e libres.

NH3: n = 8 + 3·2 = 14 e ; v = 5 + 1·3 = 8 e ; c = n – v ; c = 6 e , 3 pares e compartidos ; s = v – c ;

s = 2 e , 1 par de e libre. H . . . . . . . .

H : O : H O : : C : : O H : N : H

. . . . . . . .

b) Según el método de repulsión de pares de electrones del nivel de valencia, RPENV, los pares de

electrones enlazantes y no enlazantes que rodean al átomo central se distribuyen espacialmente

buscando el mínimo de repulsión (máxima separación posible):

H2O: 4 pares de e alrededor del átomo central (2 compartidos y 2 libres) se distribuyen de forma

tetraédrica; como hay 2 pares libres, la molécula es angular.

CO2: 4 pares (actúan como 2) de e alrededor del átomo central se distribuyen linealmente; la

molécula es lineal.

NH3: 4 pares de e alrededor del átomo central (3 compartidos y 1 libre) se distribuyen de forma

(34)

2.-Considere los elementos A, B y C cuyos números atómicos son 11, 15 y 17 respectivamente.

Discuta razonadamente la fórmula molecular más probable, así como el tipo de enlace (covalente o

iónico) que se formará entre las siguientes parejas de elementos: A y C ; B y C.

Para calcular la fórmula molecular tengo que calcular la estructura electrónica externa:

A, Z = 11 B, Z = 15 C , Z = 17

1 s2 1 s2 1 s2

2 s2 2 p6 2 s2 2 p6 2 s2 2 p6

3 s1 3 s2 3 p3 3 s2 3 p5

(Na) (P) (Cl)

Grupo (suma exponentes) 1 2 + (10) + 3 = 15 2 + (10) + 5 = 17

Período (n) 3 3 3

A (metal) pierde 1 e y consigue el octeto. A+.

B (no metal) gana 3 e o comparte 3 e y consigue el octeto (dependerá del otro elemento).

C (no metal) gana 1e (C-) o comparte 1 e y consigue el octeto.

A y C) A pierde 1 e y consigue el octeto (metal). A+. C gana 1e y consigue el octeto (no metal). C-.

Intercambio las cargas de ambos iones. Fórmula: AC (NaCl). Enlace iónico.

B y C) Al ser no metales comparten e- para conseguir el octeto. B se rodea de 3 átomos de C. B

Referencias

Documento similar

a) La adición de un catalizador modifica el estado de equilibrio de un sistema. b) Al añadir un catalizador a una reacción, la energía de activación disminuye y por tanto, aumenta

Por lo tanto para prevenir la contaminación del producto Skin of Nature por los microorganismos anteriormente nombrados, se debe implementar y cumplir en la

En este sentido, Aquaval se expuso como ejemplo tanto de emprendedurismo por parte de administraciones locales y empresas de ingeniería para la obtención de

De ahí, debe quedar claro que tanto el sometimiento al régimen de prohibición como la indemnización que por dicha limitación corresponda, tienen como

Al analizar todos estos datos, se podrá realizar dicha guía para game testers , donde se verán reflejados tanto la clasificación de los juegos (por edad y género), el gameplay

a) En agua destilada. b) En una disolución 0.2 M de sulfato de sodio. Por tanto, cualquier modificación hará que el equilibrio se desplace para compensar dicha

Por tanto, sin necesidad de entrar en una tipología ni en una terminología muy detalladas, y teniendo en cuenta que las características, funciones y elementos de

Por tanto, sin necesidad de entrar en una tipología ni en una terminología muy detalladas, y teniendo en cuenta que las características, funciones y elementos de