OPCIÓN A
1.- Formule o nombre los compuestos siguientes: a) Pentasulfuro de diarsénico b) Hidrogenocarbonato de potasio c) Ácido 2-hidroxibutanoico d) Ca (CIO)2 e) N2O5 f) CH3COCH3
2.- La tabla que sigue corresponde a los puntos de fusión de distintos sólidos iónicos: Compuesto Na F Na Cl Na Br Na I
Punto de fusión (Cº) 980 801 755 651
Considerando los valores anteriores: a) Indique cómo variará la energía reticular en este grupo de compuestos. b) Razone cuál es la causa de esa variación.
3.- Dados los potenciales normales de reducción Eº ( Pb2+/ Pb) = - 0'13 V y
Eº (Cu 2+ /Cu ) = 0'34 V: a) Escriba la reacción ajustada de la pila formada. b) Calcule su
fuerza electromotriz e indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo.
4.- a) Aplicando la teoría de Brónsted y Lowry, en disolución acuosa, razone si son ácidos o bases las especies HCO3- y NH3. b) Indique cuáles son las bases conjugadas de los ácidos H3O+ y HNO2. c) Indique cuáles son los ácidos conjugados de las bases Cl- y HSO4-.
5.- El sulfato de amonio, (NH4)2 SO4, se utiliza como fertilizante en agricultura. Calcule: a) El tanto por ciento en peso de nitrógeno en el compuesto. b) La cantidad de sulfato de amonio necesaria para aportar a la tierra 10 kg de nitrógeno. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O= 16; S = 32.
6.- Para el equilibrio I2 (g) + H2(g) ⇔⇔ 2HI(g), la constante de equilibrio Kc es 54,8 a la temperatura de 425 'C. Calcule: a) Las concentraciones de todas las especies en el equilibrio si se calientan, a la citada temperatura, 0,60 moles de HI y 0,10 moles de H2 en un recipiente de un litro de capacidad. b) El porcentaje de disociación del HI.
SOLUCIÓN: OPCIÓN A Ejercicio 1. a) As2S5 b) HKCO3 OH c) CH3CH2CHCOOH d) Hipoclorito de calcio e) Pentaóxido de dinitrógeno f) Propanona (acetona) Ejercicio 2.
a) La energía reticular (U) variará en este grupo de compuestos, de la siguiente forma: Variación de U: NaF > NaCl > NaBr > NaI
Variación de los p.f.: NaF > NaCl > NaBr > NaI
Ya que al disminuir la energía reticular disminuye el punto de fusión del compuesto y viceversa.
La energía reticular es la energía necesaria para separar los iones negativos de los iones positivos de un mol de sustancia cristalina, hasta una distancia infinita entre ellos.
Cuanto mayor sea la energía reticular de una sustancia, más favorecida está, energéticamente, la formación de su cristal iónico.
b) La energía reticular puede calcularse a partir de la ecuación de Madelung: NA · M · Z1 · Z2 · e2
U = · ( 1 – 1/n) Ro
Donde:
NA (número de Avogadro)
Z1 y Z2 (cargas de los respectivos iones positivo y negativo)
e (carga del electrón)
n (exponente de Born, que mide la compresibilidad del cristal y cuyos valores van de 9 a 12) La energía reticular es, por tanto, proporcional a la carga de los iones e inversamente
proporcional a la distancia entre ellos.
Las variaciones de cargas y radios iónicos son las siguientes: Variación Z1 y Z2: NaF = NaCl = NaBr = NaI
En todos los casos del enunciado los iones son monovalentes (Z1=1 y Z2=1).
Variación de Ro : NaF < NaCl < NaBr < NaI
Ya que va aumentando el tamaño atómico del halógeno.
En definitiva, al aumentar Ro va disminuyendo el valor de U, y viceversa.
Ejercicio 3.
a ) La tendencia de la reacción la marcan los potenciales normales de reducción. En este caso el par con tendencia a reducirse será el del cobre:
Pb ⇔ Pb2+ + 2e -Cu2+ + 2e- ⇔ Cu Cu2++ Pb ⇔ Cu + Pb2+
b) El ánodo es el electrodo Pb donde se produce la oxidación, y el cátodo es el de Cu donde se produce la reducción.
Cálculo de la fuerza electromotriz (f.e.m.) o potencial de la pila: Eo pila = Eo cátodo – Eo ánodo = 0,34 – (-0,13) = 0,47 V
Ejercicio 4.
a) Según la teoría de Brönsted y Lowry:
Base es toda especie química capaz de aceptar protones.
El ion bicarbonato, por lo tanto sería ácido, ya que puede ceder un protón. Pero, a también se puede comportar como base aceptando un protón. Este posibilidad de doble comportamiento le convierte en anfótero.
HCO3- + H2O D CO32- + H3O+ (actuación como ácido)
HCO3- + H2O D H2CO3 + OH- (actuación como base)
El amoniaco sería básico, ya que es capaz de aceptar un protón. NH3 + H2O D NH4+ + OH
-b) Las bases conjugadas de los citados ácidos son las siguientes:
En el primer caso es el H2O, ya que: H3O+ + H2O D H2O + H3O+
En el segundo caso es el NO2- , ya que: HNO2 + H2O D NO2- + H3O+
c) Los ácidos conjugados de las especies citadas son los siguientes: En el primer caso es el HCl, ya que: HCl + H2O D Cl- + H3O+
En el primer caso es el H2SO4, ya que: H2SO4 + H2O D HSO4- + H3O+
Ejercicio 5.
a) En primer lugar calculamos el peso molecular del compuesto. Mm (NH4)2SO4 = 2· (14 + 4) + 32 + (4·16) = 132 g/mol
Como en cada molécula de sulfato amónico hay 2 átomos de nitrógeno, se deduce que por cada 132 gramos de compuesto hay 28 gramos de Nitrógeno.
De manera que se puede obtener el % en peso de N:
Composición centesimal de N = (28 / 132) · 100 = 21,21 % (en peso) b) Se calcula el abono necesario para nitrogenar la tierra con 10 Kg: 100 Kg (NH4)2SO4 --- 21,21 Kg N
x --- 10 Kg N x = 10· (100 / 21,21)
Ejercicio 6.
a) Es un equilibrio homogéneo en fase gas: Co = n0 / V
Como el volumen del sistema es 1 litro, las concentraciones coinciden con las cantidades molares.
2HI ⇔ I2 + H2
c.inicial 0,6 - 0,1 c.reaccionante 2x
c.equilibrio 0,6-2x x 0,1+x La expresión de Kc según la L.A.M. es:
Kc = [I2]·[ H2] / [HI]2
Kc= x · (0,1+x) / (0,6-2x)2 = 54,8
Resolviendo la ecuación, se obtiene: x1 = 0,28 y x2= 0,31
El segundo valor se desprecia ya que resultaría una concentración de HI negativa en el equilibrio.
Por lo tanto, las concentraciones en equilibrio serán: [HI] = 0,6 – 2·0,28 = 0,04 mol/L
[I2 ] = 0,28 mol/L
[H2] = 0,1 + 0,28 = 0,38 mol/L
b) El grado de disociación (α) del HI, se calcula como el cociente entre el número de moles disociados y el número de moles totales del mismo compuesto:
α = (0,6-2x) / 0,6 = 0,56 / 0,6 = 0,9333
Luego el grado de disociación del HI es de un 93,3%. Como se puede observar se trata de un porcentaje muy alto.
