tema 7 acido base. ejercicios de selectividad logse 2004/03/02/01/00
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EJERCICIOS SELECTIVIDAD. TEMA1: MEDIDA DE LA CANTIDAD DE MATERIA EN QUÍMICA. 05/06 Moles, moléculas, átomos 1. En 200 g de dicromato de potasio: a) ¿cuántos moles de dicromato de potasio hay?(0,68); b) ¿cuántos moles de átomos de cada elemento hay?(1,36 K, 1,36 Cr, 4,76 O); c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay? (2,86.10 24). 2. Ordenar razonadamente de mayor a menor peso: a) 3,33.10 24 moléculas de dihidrogeno fosfato sódico. (664 g); b) 4,26.10 23 átomos de helio.(2,8 g); c) 2,32.10 23 moléculas de nitrógeno.(10,6 g); d)3 litros de oxigeno medidos en CN (4,2g). 3. a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de sodio?b) ¿Cuántos átomos de aluminio hay en 0’5 g de este elemento?c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 0’5 g de tetracloruro de carbono? 4. En 0’5 moles de CO2 , calcule:a) El número de moléculas de CO2.b) La masa de CO2.c) El número total de átomos. 5. Un vaso contiene 100 mL de agua. Calcule:a) Cuántos moles de agua hay en el vaso.b) Cuántas moléculas de agua hay en el vaso.c) Cuántos átomos de hidrógeno y oxígeno hay en el vaso.Masas atómicas: H = 1; O = 16. Una bombona de butano (C4H10) contiene 12 Kg de este gas. Para esta cantidad, calcule: a) El número de moles de butano.b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno. Disoluciones 6. Se dispone de una disolución acuosa de ácido sulfúrico del 98% de riqueza en peso y densidad 1,84 gr/ml. a) ¿Qué volumen de esta disolución se necesita para preparar 0,5 litros de otra disolución de ácido sulfúrico 0,3 M? (8,1 ml) b) Describe el procedimiento a seguir y el material de laboratorio a utilizar para preparar la disolución del apartado a) 7. Una disolución acuosa de ácido sulfúrico con 20 % en peso tiene una densidad de 1,14 g/ml. Calcular la molaridad, la molalidad, y la fracción molar de ácido sulfúrico en la disolución. (2,33M;2,55m,X H2SO4 = 0,044) 8. Se tiene 1 litro de ácido sulfúrico de densidad 1,827 g/mL, correspondiente a una riqueza del 92,77%. Calcule: a) El volumen de agua que hay que añadir para que resulte una disolución de concentración 1 g/mL (695 ml agua) b) Normalidad y molaridad de la disolución preparada en el apartado a) (20,4N; 10,2M) 9. Se prepara una disolución disolviendo 180g de hidróxido de sodio en 400 g de agua. La densidad de la disolución resultante es de 1,340 g/cc. a) Calcular la molaridad de la disolución(10,4M) b) Calcular los gramos de hidróxido de sodio necesarios para preparar 1 litro de disolución 0,1 M (4g) 10. Se toman 200 mL de una disoluión de cloruro de magnesio 2N y se mezclan con 400 cc de otra del cloruro de magnesio 2,5 M . Si los volúmenes son aditivos y la densidad final es de 1,02 g/cc, calcula la molalidad y normalidad de la disolución resultante (3N ;1,7 m) 11. Una disolución preparada con 44 g de yoduro potásico y 250 ml de agua, tiene una densidad de 1,12 g/ml Calcular la molaridad, fracción molar, y tanto por ciento de yoduro de potasio de la disolución. (1M; 15%, 0,018) 12. Se mezcla 200 g de una disolución de KOH de d = 0,98g/l y del 20% de masa con 0,3 L de disolución de KOH 0,5 M. Calcula la molaridad de la disolución resultante si se suponen volúmenes aditivos 13. 250 mL de una disolución de concentración desconocida se diluye hasta los 2 L, resultando una concentración de 0,4 M. Calcule la concentración molar de la disolución inicial y el volumen que se añadió de agua suponiendo volúmenes aditivos. 14. a) Una disolución de cloruro amónico es del 30% en masa y de una molaridad de 9,6 M. Obtenga su densidad. b) Si la densidad de una disolución de ácido sulfúrico es 1,6 kg/L, siendo su concentración molar de 12 M. Halle su % en masa. c) Una muestra de ácido sulfúrico es 0,5 N. Calcula su molaridad y su molalidad si la d = 1,1 g/mL. 15. Se tiene una disolución de ácido fosfórico 8 M a la que se añade agua hasta un volumen final de 2 L, resultando una concentración de 0,5 M. a) Halle el volumen inicial de la disolución de ácido fosfórico M; b) Si posteriormente se toman 50 ml de la disolución de 2L y se diluyen hasta obtener una disolución 0,1 M, calcule el volumen de agua añadido suponiendo volúmenes aditivos. 16. Se mezclan 1L disolucón de HNO3 del 65% y d = 1,345 g/mL con 1 L de disolución de HNO 3 del 35% y d = 1,143 g/mL. Si la densidad final de la disolución es de 1,203 g/mL obtenga el % en masa de la disolución resultante y así como su volumen final. 17. Disponemos de propanol líquido puro (CH3CH2CH2OH) y de una disolución 1 M de yoduro de potasio (KI). Queremos preparar 500 cm3 de una disolución acuosa que contenga 0,04 mol ·dm-3 de yoduro de potasio y 0,4 mol ·dm-3 de propanol. a) Calcule los volúmenes de cada una de las disoluciones de partida que hay que utilizar para hacer esta preparación. b) Describa con detalle el procedimiento de laboratorio que debe seguirse para hacer la preparación e indique el nombre del material que debe emplearse. Datos: masas atómicas relativas: H = 1; C = 12; O=16. densidad del propanol = 0,80 g ·cm -3. 18. Se forma una disolución de cloruro de calcio disolviendo 8 gramos de la sal en 100 gramos de agua. Si la densidad es 1,05 g/mL, calcula: a) Su molaridad. b) La fracción molar de la sal. 19. Se mezcla un litro de ácido nítrico de densidad 1,380 g/cc y 62,7% de riqueza en peso con medio litro de ácido nítrico de densidad 1,130 g/cc y 22,38% de riqueza en peso. Calcule la molaridad de la disolución resultante, admitiendo que los volúmenes son aditivos. N= 14; O= 16, H = 1. 20. Determinar la concentración en moles/litro de una disolución de hidróxido de sodio sabiendo que la neutralización de 20 mL de dicha sustancia requieren la adición de 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico de19’5% y densidad 1,83 g/mL. Datos: masa molecular relativa del ácido sulfúrico = 98. Estequiometría 21. Para saber el contenido en carbonato de calcio de una caliza impura se hacen reaccionar 14 g de caliza con ácido clorhídrico del 30 % en peso y densidad 1,15 gr/ml. Sabiendo que las impurezas no reaccionan con el ácido clorhídrico y que reaccionan 25 ml del mismo, calcule: a) El porcentaje de carbonato de calcio en la caliza. (6%); b) El volumen de dióxido de carbono, medido en condiciones normales, que se obtiene en la reacción(2,7 l) Datos: masas atómicas: H = 1; O = 16; Ca = 40; C = 12; Cl = 35,5 22. Calcular la pureza de una muestra de carburo de calcio (CaC2) sabiendo que al tratar 2,056 g de éste con agua se obtiene hidróxido de calcio y 656 ml acetileno (etino) medidos sobre agua a 22ºC y 748 mmHg. (81,1 %)Datos: masas atómicas: Ca = 40; C= 12. Presión de vapor del agua a 22ºC = 19,8 mmHg 23. La combustión completa del etanol genera dióxido de carbono y agua: a) Se desea conocer el número de moléculas de agua que se producirán si quemamos 15 moléculas de dicho alcohol.(45 ); b) Cuántos moles de etanol reaccionarán con 5,3.1024 moléculas de oxígeno.(2,8); c) 24. a) ¿Qué volumen de hidrógeno , medido a 27ºC y 740 mm Hg , es posible obtener al añadir ácido clorhídrico en exceso sobre 75 gr de zinc que tienen un 7% de impurezas inertes? 27 ); b)¿Cuál será la cantidad de cinc resultante?(146 ) 25. El ácido nítrico concentrado reacciona con el cobre para formar nitrato de cobre, dióxido de nitrógeno y agua. A) Escribe la reacción ajustada; b) ¿Cuántos ml de HNO3 del 95% de puerza y densidad 1,5 g7cc se necesitan para que reaccionen totalmente con 3,4 gr de cobre? (9,5 ml); 26. A un vaso de precipitados que contiene 7,6 g de aluminio se le añaden 10 ml de un ácido clorhídrico comercial del 36% (p/p) y densidad 1,180 g/cc, obteniéndose tricloruro de aluminio e hidrógeno. A) Indique, después de hacer los cálculos necesarios, cuál es el reactivo limitante. b) Calcule qué volumen de hidrógeno se obtiene en las condiciones en las que se realiza el proceso si éstas son 25ºC y 750 mm Hg.(10,4 l) 27. Para analizar un mineral e sulfuro de cinc se tratan 0,9340 g de dicho mineral con ácido nítrico concentrado, con lo que todo el azufre pasa al estado de ácido sulfúrico. Este ácido se precipita como sulfato de bario, el cual pesa 1,678. Calcule razonadamente la riqueza en sulfuro de cinc que contenía el mineral analizado. (75%) 28. En la reacción del carbonato de calcio con ácido clorhídrico se utiliza una caliza del 92% de riqueza: a) ¿Que cantidad de caliza se necesita para obtener 250 Kg de cloruro de calcio?(1244,8 Kg); b) Si el ácido utilizado es del 70% de riqueza y densidad 1,42 g/cc, ¿Cuántos ml de este ácido serán necesarios? (165,3 ml) 29. El aluminio reacciona con el ácido clorhídrico, dando cloruro de aluminio e hidrógeno. Se hacen reaccionar 90 g de una muestra de aluminio de 80% de riqueza en peso con ácido clorhídrico. Calcule: a) El volumen de disolución de ácido 5 M necesario para la reacción.(1,6 L); b) El volumen de hidrógeno gaseoso, medido a 20ºC y 700 mmHg que se obtienen. (104,3 L) 30. El níquel reacciona con ácido sulfúrico según:Ni + H2SO4 = NiSO4 + H2; a) Una muestra de 3 g de níquel impuro reacciona con 2 mL de una disolución de ácido sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra. b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25º C y 1 atm, cuando reaccionan 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.ç 31. Por combustión de propano con suficiente cantidad de oxígeno se obtienen 300 litros de CO2 medidos a 0,96 atm y 285 K. Calcular: a) Número de moles de todas las sustancias que intervienen en la reacción. b) Volumen de aire necesario, en condiciones normales, suponiendo que la composición volumétrica del aire es 20% de oxígeno y 80% de nitrógeno. 32. El benceno (C6H6) es líquido a la temperatura ordinaria y tiene una densidad de 878 kg ·m -3. a) Escriba la reacción de combustión del benceno. b) Si quemamos 50 cm3 de benceno, calcule el volumen de aire necesario para la combustión, medido a 20 °C y 1 atm. c) Encuentre también el número de moléculas de CO2 obtenidas en la combustión. Datos: H = 1; C = 12; O= 16. R = 0,082 atm ·L ·K-1· mol-l = 8,31 J ·K-1 ·mol-l. contenido de oxígeno en el aire: 20% en volumen. N A = 6,022 .1023 mol-l 33. En la reacción para obtener bromobenceno es la siguiente: C6H6 + Br2 C6H5Br + HBr Cuando se hacen reaccionar 29 mL de benceno líquido, C6H6, común exceso de Br2 se obtienen 25 g de bromobenceno. ¿Cuál es el rendimiento de la reacción? Datos: densidad del benceno = 0,88 g/mL. 34. El carbonato de calcio ( trioxocarbonato (IV) de calcio) reacciona con el ácido clorhídrico produciéndose cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. Calcule qué cantidad de caliza, cuya riqueza en carbonato de calcio es del 83,5% en peso, se necesita para obtener, por reacción con exceso de ácido clorhídrico, 10 litros de dióxido de carbono medidos a 18 °C y 752 mmHg. 35. Disponemos de 20 mL de una disolución 0,1 M de ácido clorhídrico, que se neutralizan exactamente con 10 mL de hidróxido de sodio de concentración desconocida. Determine la concentración de la base describiendo con detalle el material, el indicador y las operaciones a realizar en el laboratorio. Fórmula empírica y molecular 36. El etilenglicol es un compuesto orgánico de carbono, hidrógeno y oxígeno. Al quemar completamente 15 g de etilenglicol se producen 21,3 g de dióxido de carbono, y 13,1 g de agua. Cuando se disuleven 50,8 g sde etilenglicol en 700 g de agua, la temperatura de ebullición del disolvente aumenta 0,6 ºC. Calcular la masa molecular (60,5) y la fórmula molecular del etilenglicol (C2H6O2). Datos: masas atómicas: H = 1; O = 16; C= 12. Kc = 0,512 37. Al quemar 0,21 g de un compuesto que sólo contiene carbono e hidrógeno se forman 0,66 g de dióxido de carbono: a) Determina la fórmula empírica del compuesto. (CH2); b) Si la densidad de este hidrocarburo es 1,87 g/l a una presión de 1,03.105 Pa a una temperatura de 273 K, deduce la fórmula molecular. (C 3H6); c)Escribe la fórmula desarrollada de un hidrocarburo que corresponda a la fórmula molecular hallada. 38. La densidad de un compuesto gaseoso formado por C, H y O a 250 mm Hg y 300ºC es de 0,617 g/l. Al quemar 10 g de un compuesto se obtienen 11,4 litros de dióxido de carbono medidos a 25ºC y 738 mm Hg y 8,18 g de agua. Obtener la fórmula molecular del compuesto.(C4H8O2). 39. a) Un hidrocarburo gaseoso contenido en un matraz de 500 mL en condiciones normales pesa 0,671 gramos. Si contiene un 80% de carbono, ¿cuál es su fórmula empírica? ¿ y su fórmula molecular? b) ¿ Qué volumen de oxígeno en condiciones normales es necesario para quemar 1 kg de butano (C4H10)? C4H10 (g) + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) Datos: masas atómicas relativas: C = 12; H = 1. 40. Un compuesto, A, presenta la siguiente composición centesimal: C = 85,7%; H = 14,3%. Por otro lado, se sabe que 1,66 gramos del compuesto A ocupan un volumen de 1 litro, a la temperatura de 27 °C, siendo la presión de trabajo de 740 mmHg. Determine: a) Su fórmula empírica. b) Su fórmula molecular. 41. Un compuesto hidratado, conocido como sal de Mohr, se encuentra formado por 14,2% de hierro; 49% de ión sulfato, 9,2% de ión amonio y 27,6% de agua. Calcule razonadamente la fórmula más sencilla de esta sal hidratada. (Fe(NH4)(SO4).2H2O) Gases 42. Razone si las siguientes afirmaciones son correctas o no:a) 17 g de NH3 ocupan, en condiciones normales, un volumen de 22’4 litros.b) En 17 g NH3 hay 6’023. 1023 moléculas.c) En 32 g de O2 hay 6’023. 1023 átomos de oxígeno. 43. En 10 litros de hidrógeno y en 10 litros oxígeno, ambos en las mismas condiciones de presión y emperatura, hay:a) El mismo número de moles.b) Idéntica masa de ambos.c) El mismo número de átomos.Indique si son correctas o no estas afirmaciones, razonando las respuestas. 44. Suponga que 2,6 litros de nitrógeno a 25ºC y 740 mmHg se introducen en un recipiente metálico de 3,6 litros que ya contenía dióxido de carbono a 27ºC y 730 mmHg. Si la temperatura de la mezcla se lleva hasta 30 ºC, calcule: a) La presión total de la mezcla.(1,6 atm); b) El porcentaje en peso y volumen de cada uno de los gases en la mezcla. (31% N 42% vol N) 45. Razonar si es verdadera o falsa la siguiente afirmación: la densidad de 16 g de oxígeno en condiciones normales es igual a la densidad de 2 g de hidrógeno en condiciones normales. 46. Se dispone de una mezcla gaseosa formada por nitrógeno, oxígeno y dióxido de carbono que se encuentra a una presión de 700 mm Hg y a 27 ºC. Un análisis sobre la composición de la misma señaló que su contenido en peso era del 49% de nitrógeno y el 40 % de oxígeno. Calcular: a)La presión parcial de cada uno de los gases.(p(N) = 378 mmHg; p(O)= 266; p(CO2)=56 ); b) El volumen ocupado por 100 g de mezcla.(86,9 l); c) La composición en volumen de la mezcla.(53,9 %N; 38,4 %O; 7,7 %CO2) 47. Un recipiente de 2,0L contiene helio a 25 ªC y 2,0 atm se conecta con otro de igual volumen que contiene oxígeno a la misma temperatura y a la presión de 4 atm. Calcule: a) La presión parcial de cada gas y la presión total de la mezcla.(p(He) = 1; p(O)=2; PT=3); b) La composición de la mezcla en fracción molar, en tanto por ciento en volumen y en tanto por ciento en peso. (XHe=0,334; XO=0,666; He=33,4%vol; O=66,6%vol; He=5,09%p; O=94,1%p) SELECTIVIDAD. TEMA 2: ESTRUCTURA DEL ATOMO. TABLA Y PROPIEDADES PERIÓDICAS. 48. Utilizando la fórmula E = -13,6 / n2 (eV) para las energías admisibles de un electrón de un átomo de hidrógeno, calcular la energía emitida cuando un electrón pasa de un estado con n = 4 a otro con n = 2. ¿Cuál será la frecuencia de la radiación? E = 2,55 eV; = 6,15 1014 s-1. 49. Si un átomo de hidrógeno que tiene un electrón en el estado n = 2, emite 10,2 eV de energía, ¿en qué estado se encontrará su electrón al final? n=1 50. Calcular la masa equivalente de un fotón asociado a una radiación de frecuencia =1015 s-1 m = 7,36.10-36 kg. 51. ¿Qué se entiende por zona de densidad electrónica? ¿Quiere decir que es la región donde con toda seguridad se encuentra el electrón? 52. Si el número cuántico principal es 4, ¿qué valores pueden tomar l, m y s?¿Cuántos eléctrones diferentes pueden existir con n = 4 y l = 3? 53. Dar los cuatro números cuánticos del último electrón que forma parte de los elementos que tienen los siguientes valores de Z: 1, 2, 24. 54. Teniendo en cuenta los valores que pueden tener los números cuánticos, deducir razonadamente: a)Los electrones que puede haber en un orbital 5. b) Los electrones que caben en un subnivel p; c) Los electrones que puede haber en el nivel n = 2. d) La configuración electrónica de los elementos Z = 18 y Z = 26. 8. Indicar si las siguientes configuraciones electrónicas corresponden a un átomo en estado fundamental, en estado excitado, o si no son válidas: a)1s1 2s2 2p3 3s1'; b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 c) 1s2 2s2 2p4 d) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 4s1'; e) 1s2 3 6 2 2s 2p 3s 55. En el espectro del hidrógeno hay una línea a 434,05 10 -6 m ¿Cuánto vale la variación de energía en Kj/mol. para la transición asociada a esa línea? h= 6,6 10-34 J s, c= 3 108 m/s. 56. ¿Qué es un espectro de líneas?. ¿Cómo se origina?. ¿Cómo suministran apoyo al modelo atómico de Bohr los espectros de líneas del átomo de hidrógeno?. 57. Comparar brevemente los modelos atómicos de Dalton, Thomson, Rutherford y Bohr. 58. En la serie de Lyman, en la medida que n se aproxima al infinito, ¿a qué valor límite se aproxima la longitud de onda de la radiación emitida?. 59. La energía total del átomo de hidrógeno, según Bohr, viene dada por E= - A/n2 . Relacionar A con la constante de Rydberg. 60. Significado de los números cuánticos. ¿Qué diferencia existe en la justificación de la existencia de los números cuánticos en el modelo pre-cuántico de Bohr y en el contexto de la Mecánica Cuántica?. 61. Bases experimentales que condujeron al establecimiento de los distintos modelos atómicos. 62. Explicar brevemente qué establece el principio de incertidumbre y comentar cómo el modelo atómico de Bohr es incompatible con dicho principio. 63. ¿Cuál es el valor del primer potencial de ionización del átomo de hidrógeno?. Calcular la longitud de onda y la frecuencia de la radiación necesaria para ionizar el átomo de hidrógeno desde su estado fundamental. h = 6,6 x 10 -24 J.s. c= 3x108 m/s. 64. Indicar los cuatro números cuánticos del electrón de mayor energía (o de uno de ellos si hay varios) para cada uno de los siguientes átomos en su estado fundamental: B, N, N e, Si, K, Ca, Pd, Cr, Cu, Ga y Xe. 65. Cada una de las siguientes es la configuración de la subcapa después de añadir el “último electrón”, según el procedimiento de construcción. En cada caso, escribir el símbolo del átomo y su configuración electrónica completa: a) 2p4, b) 3s1, c) 3p2, d) 3d2, e) 3d7, f) 3p5, g) 4s2. 66. Justificar el hecho de que la configuración de la capa 4 en el Cr (Z=24) y Cu (Z=29) es 4s1 y no 4s2. 67. Mostrar las diferencias de tamaño y forma entre cada uno de los siguientes pares de orbitales: a) 2s y 3s. b) 2s y 2p x. C) 2px y 2py. d) 2px y 3px. 68. Dibujar un diagrama de contorno para cada uno de los siguientes orbitales: a) n=1, l=0; b) n=2, l=0; c) n=3, l=1. 69. Enuncia el principio de exclusión de Pauli en términos de los números cuánticos. ¿Cuáles de los siguientes conjuntos de valores de los mismos (listados en orden n, l , ml, ms) son imposibles para un electrón de un átomo?. A) 4,2,0,-1/2; b) 3, 3, -3, -1/2; c) 2,0,1,+1/2; d) 4,3,0,+1/2; e) 3,2,-2,-1. 70. Definir con claridad y concisión: a) Número atómico. B) Isótopo. D) Peso atómico. 71. Las especies químicas H, He+ y Li2+ son isoelectrónicas. ¿Cuál de ellas posee: mayor energía de ionización?; y mayor radio? 72. Las primeras energías de ionización (en kJ/mol) de una serie de átomos consecutivos en el Sistema Periódico son: A, 1 090; B, 1 400; C, 1 310; D, 1 660; E, 2 084; F, 494. ¿Cuál de todos ellos es más probable que sea un metal alcalino y cuál un halógeno? 73. Las energías de ionización sucesivas (en eV/átomo) del berilio (Z 4) son 9,3; 18,2; 154; 218. ¿Cuál es la razón de la brusca variación al pasar de la segunda a la tercera energía de ionización? 74. En cada una de las siguientes parejas: Li y B; Na y Cs; Si y Cl; C y O; Ni y Kr; Sr y Se, indicar cuál de los dos elementos tendrá: a) mayor volumen atómico; b)mayor energía de ionización; c) mayor afinidad electrónica; d)mayor carácter metálico; e) mayor clectronegatividad. 75. ¿Qué entiendes por propiedades periódicas?. Definir o explicar los siguientes términos: periodo, grupo, subgrupo, elemento representativo, elemento de transición, elementos alcalinos y gases nobles. 76. ¿Cuál de los siguientes iones Fe+3 o Fe+2 tiene el menor radio?. ¿por qué?. 77. ¿Dónde se encuentran en la tabla periódica los elementos con las más altas primeras energías de ionización?. 78. Dadas las configuraciones electrónicas siguientes: a) 1s2 2s2 2p2; b) 1s2 2s2 2p5; c) 1s2 2s2 2p6; d) 1s2 2s2 2p6 3s1; e) 1s2 2s2 2p6 3s2.Indicar razonadamente: Qué elemento será el más electronegativo.Cuál tendrá mayor carácter metálico. Cuál tendrá mayor afinidad electrónica. Cuál mayor energía de ionización. Número atómico de cada uno de ellos. Periodo y grupo de cada uno. 79. Qué tienen de común: a) Los isótopos de un elemento. B) Los elementos de u grupo de la tabla periódica. C) Los elementos de un periodo. D) Los elementos de transición. 80. Los átomos neutros X, Y, Z tienen las siguientes configuraciones: X = 1s 2 2s2p1; Y = 1s2 2s2p5; Z = 1s2 2s2p6 3s2. a) Indique el grupo y periodo en el que se encuentran. b) ordénelos, razonadamente, de menor a mayor electronegatividad. c) ¿cuál es el de mayor energía de ionización? Razone la respuesta. 81. Para cada uno de los siguientes apartados, indique el nombre, símbolo, número atómico y configuración electrónica del elemento de peso atómico más bajo que tenga: a) un electrón d; b) dos electrones p; c) diez electrones d; d) Un orbital s completo. 82. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: a)1s22s2p5; b) 1s22s1; c) 1s22s2p63s2p5; d) 1s22s2p6; e) 2 2 6 2 6 1s 2s p 3s p 3d104s24p2; f) 1s22s2p63s1. Agrúpelas de tal manera que, en cada grupo que proponga, los elementos que representan las configuraciones tengan propiedades química similares. Para cada grupo propuesto explique alguna de estas propiedades. 83. a) Indicar razonadamente un conjunto posible de números cuánticos para los electrones p del cloro (Z = 17) es su estado fundamental; b) En el apto anterior indicar razonadamente los números cuánticos que corresponden a los electrones desapareados que haya; c) Indicar razonadamente, de acuerdo con los apartados anteriores los números cuánticos del último electrón que completa la configuración del ión cloruro es su estado fundamental. 84. Sean A, B, C y D cuatro elementos del sistema periódico de números atómicos 20, 35, 38 y 56, respectivamente. a) Definir afinidad electrónico y electronegatividad; b) ordenar razonadamente A, B, C y D de mayor a menor electronegatividad; c) Ordenar A, B, C y D de mayor a menor afinidad electrónica. 85. Escribe las configuraciones electrónicas del Ca (Z = 20), Na (Z = 11), S (Z = 16) y Br (Z = 35). a) Justificar a partir de la configuración electrónica de su última capa cuáles de estos iones es probable que se formen y cuáles no: Ca2+; Na2+; S2-; Br2-; b) Explica que especie tendrá mayor radio de los siguientes pares Ca ó Ca 2+; S ó S2-. 86. Explica brevemente una diferencia fundamental entre los conceptos de órbita, del modelo atómico de Bohr, y orbital, del modelo atómico de la nube de carga. 87. Los elementos A, B y C están situados en el tercer periodo de la tabla periódica, y tienen, respectivamente 2, 4 y 7 electrones de valencia. a) Indica la configuración electrónica de cada uno de ellos y justifica a que grupo pertenecen; b) Justifica qué compuesto será posible esperar que formen los elementos A y C, y que tipo de enlace presentaría; c) Idem para B y C. 88. Enuncie los postulados en los que se basa el modelo atómico de Bohr. ¿Qué se entiende por electrones de valencia y electrones internos? ¿Cómo afectan unos y oros al comportamiento de un átomo? 89. El primer y segundo potencial de ionización para el átomo de Litio son respectivamente 520 y 7300 kJ/mol. Razónese: a) la gran diferencia que existe entre ambos valores de energía; b) ¿qué elemento presenta la misma configuración electrónica que la primera especie iónica?; c)¿Cómo varia el potencial de ionización para los elementos del mismo grupo?. 90. Justifica si son correctas o falsas las afirmaciones siguientes: a) los orbitales 2p x, 2py y 2pz de un mismo átomo tiene la misma energía; b) El yodo molecular no es soluble en tetracloruro de carbono. 91. Escriba la combinación o combinaciones de números cuánticos correspondientes a: a) un electrón 5p; b) un electrón 3d; c) un electrón 1s; d) un electrón 4f. 92. Considere las configuraciones electrónicas en el estado fundamental: 1) 1s 22s2p7; 2) 1s22s3; 3) 1s22s2p5; 4) 1s22s2p63s1. a) Razone cuáles cumplen el principio de exclusión de Pauli; b) Deduzca el estado de oxidación más probable de los elementos cuya configuración sea correcta. 93. El número atómico del estroncio es 38. a) escribe la configuración electrónica de un átomo de estroncio en estado fundamental; b) Explica el ion que tiene tendencia a formar; c) Compara el tamaño del átomo de estroncio con el del ion. Explica cuál tiene mayor radio; d) Explica si el potencial de ionización del estroncio es mayor o menor que el del calcio (Z = 20). 94. Los elementos A, B, C y D tienen los siguientes números atómicos: 11, 15, 16 y 25. Responda razonadamente: a) Indique el ión más estable que puede formar cada uno de ellos 95. a) Escriba las configuraciones electrónicas de los iones siguientes: Na+(Z=11) y F-(Z = 9).b) Justifique que el ion Na+ tiene menor radio que el ion F-.c) Justifique que la energía de ionización del sodio es menor que la del flúor. 96. Razone si las siguientes configuraciones electrónicas son posibles en un estado fundamental o en un estado excitado: a) 1s2 2s2 2p4 3s1.b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 .c) 1s2 2s2 2p6 2d10 3s2. 97. Dados los elementos cuyos números atómicos son 7, 17 y 20.a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Razone a qué grupo y periodo de la tabla periódica pertenecen.c) ¿Cuál será el ion más estable de cada uno? Justifique la respuesta. 98. a) ¿Por qué el volumen atómico aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica?b) ¿Por qué los espectros atómicos son discontinuos?c) Defina el concepto de electronegatividad. 99. a) Defina afinidad electrónica.b) ¿ Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica?c) ¿ Justifique cómo varía la energía de ionización a lo largo de un periodo? 100. Dados los elementos A (Z=13), B (Z=9) y C (Z=19)a) Escriba sus configuraciones electrónicas.b) Ordénelos de menor a mayor electronegatividad.c) Razone cuál tiene mayor volumen. 101. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 5s1. Razone cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles son falsas para ese elemento: a) Pertenece al grupo de los alcalinos b) Pertenece al período 5 del sistema periódico c) Tiene carácter metálico 102. Sabiendo que los números atómicos del argón y del potasio son 18 y 19, respectivamente, razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) El número de electrones de los iones K + es igual al de los átomos neutros del gas argón. b) El número de protones de los iones 39K+ es igual al de los átomos 40Ar. c) Los iones K+ y los átomos de gas argón no son isótopos. d) El potasio y el argón tienen propiedades químicas distintas. 103. La configuración electrónica de un átomo de un elemento del sistema periódico, en su estado fundamental, es: ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2. a) Indicar razonadamente los números cuánticos del último electrón que completa la configuración electrónica anterior. b) Indicar razonadamente los números cuánticos del electrón más externo en la configuración electrónica anterior. c) Indicar razonadamente la situación de este elemento en el sistema periódico. d) Indicar razonadamente cuántos electrones desapareados tiene un átomo de este elemento, en su estado fundamental. 104. A es un elemento químico cuya configuración electrónica en la última capa es 3s 1, mientras que B es otro elemento cuya configuración para la capa de valencia es 4s2 4p5. a) ¿Cuál de estos elementos tiende a perder electrones y cuál a ganarlos? b) ¿Qué tipo de enlace cabe esperar para el compuesto AB? 105. Indicar, y justificar en cada caso, el elemento químico que se corresponde con la característica reseñada: a) Es el elemento del grupo del nitrógeno que presenta mayor Carácter metálico. b) Es el elemento del grupo del nitrógeno que posee mayor energía de ionización. c) Es el elemento cuyo ion dipositivo posee la configuración electrónica [Ar] 4s 2. 106. Sea el elemento de Z = 20. Explique de manera razonada: a) Su configuración electrónica, su nombre y el tipo de elemento que es. b) Su situación en el sistema periódico, y cite otro elemento de su mismo grupo. c) Las valencias más probables que puede presentar. d) Cuáles son los números cuánticos de su electrón diferenciador. 107. Considere la configuración electrónica: ls2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d8 4s2. a) ¿A qué elemento corresponde?; ¿Cuál es su situación en el sistema periódico?; Indique los valores de los números cuánticos del último electrón. d) Nombre dos elementos cuyas propiedades sean semejantes a este. Razone las respuestas. 108. En la siguiente tabla se indica el número de partículas sub atómicas de diferentes átomos. Indica y justifica: a) Cuáles de estas especies son átomos neutros. b) Cuáles son iones e indica de qué ion es se trata. c) Cuáles son isótopos y en qué se diferencian. d) Cuáles son metales y cuáles no metales. 109. El elemento A (Z = 11) se combina con el elemento B (Z = 17). Responder a las siguientes cuestiones: a) Indicar las configuraciones electrónicas de dichos elementos. b) Indicar a qué grupo y período pertenecen. c) ¿Cuál de ellos tendrá mayor afinidad electrónica? Razonar la respuesta. d) Razonar qué tipo de enlace se podrá formar entre A y B, y cuál será la fórmula del compuesto resultante. 110. Explique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Un ion Ca2+ tiene más protones que un átomo de Ca. b) Un ion Na+ pesa más que un átomo de Na. c) Un ion S2- tiene configuración electrónica de gas noble. d) El ion Li + es isoelectrónico con el ion Be2+. 111. Considere los elementos con números atómicos 4, 11, 17 y 33: a) Escriba la configuración electrónica señalando los electrones de la capa de valencia. b) Indique a qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento y si son metales o no metales. c) ¿Cuál es el elemento más electronegativo y cuál el menos electronegativo? d) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes para cada elemento? 112. Dado el elemento de Z = 22 responda a las siguientes cuestiones: a) Escriba su configuración electrónica. b) Indique a qué grupo y período pertenece. c) ¿Cuáles serán los iones más estables de este elemento? 113. Para el elemento químico que se ubica dentro del sistema periódico en el grupo 16 (o VIA) y en el tercer período, indique: a) la estructura electrónica en su estado fundamental; b) el número de electrones de valencia que poseerá; c) el tipo de enlace (iónico, covalente, etc.) que formará cuando se enlace con el oxígeno; d) formule las sustancias que se obtienen cuando ese elemento se combina con oxígeno y resalte alguna propiedad destacada de las mismas. 114. Indique la posición en el sistema periódico de los elementos calcio, cesio, fósforo, neón y cinc, y discuta sus propiedades periódicas. Datos: calcio = 20; cesio = 55; fósforo = 15; neón = 10; cinc = 30. 115. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas: A: 1s2 2s2 2p2 B: 1s2 2s2 2pl 3sl. Razona si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) Ambas configuraciones corresponden a átomos en su estado fundamental. b) La configuración A corresponde a un átomo de un gas noble. c) Las dos configuraciones corresponden a átomos del mismo elemento. d) Para separar un electrón de A se requiere más energía que para separarlo de B. 116. Ordene los siguientes elementos según el tamaño creciente de sus átomos, justificando la respuesta: F, Mg, Ne, K, Cl, P. b) Ordene las siguientes especies químicas de mayor a menor tamaño, justificando la respuesta: Na +, F-, Mg2+, O2-, N3-, Al3+. Datos: números atómicos: N: 7; O: 8; F: 9; Ne: 10; Na: 11; Mg: 12; Al: 13; P: 15; Cl: 17; K: 19. SELECTIVIDAD TEMA 3 ENLACES. 117. Suponiendo que los sólidos incluidos en cada uno de los dos grupos siguientes cristalizan en la misma red: (NaBr; LiBr; KBr) y (MgO; SrO; CaO) conteste razonadamente: a) Cuál es el compuesto de mayor energía de red de cada grupo; b) Cuál es el compuesto de menor punto de fusión de cada grupo. 118. Escriba las estructuras de Lewis para las moléculas NF3, CF4, CO2, SO2, BF3, HI, I2, H2O, BeCl2; NO2-, CO3-2. b) Dibuje la geometría de cada una según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia; c) Considerando las geometrías, razone acerca de la polaridad de las moléculas. 119. ¿Cuál es la geometría del átomo central del HNO3? 120. Ordene razonadamente el benceno y el fenol según el orden creciente de sus puntos de ebullición. 121. Razone si es cierta la siguiente afirmación: el tetracloruro de carbono es una molécula poco polar porque es simétrica. ¿qué tipo de fuerzas intermoleculares actúan en el tetracloruro de carbono? 122. Las siguientes sustancias son todas solubles en agua: carbonato potásico, acetato de sodio, ácido acético, etanoly sulfuro sódico. Indique cuáles de ellas son electrolitos fuertes razonando las respuestas. 123. A partir de las teorías que describen el enlace metálico, explique conductividad eléctrica de los metales y su ductibilidad y maleabilidad. 124. Teoría de la nube electrónica del enlace metálico. Cite las propiedades de los metales. 125. Aplique el modelo de bandas de orbitales moleculares para describir cualitativamene el enlace metálico. Explique también mediante dicho modelo, las diferencias de comportamiento entre las sustancias conductoras, semiconductoras y aislantes de la electricidad. 126. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O. A) Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos; b) ordene los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición. Justifique las respuesta (CO 2; H2O; CaF2). 127. a) Represente las estructuras de Lewis para cada una de las especies siguientes: SiH 4, BCl3, CHCl3; b) Utilice el modelo de RPECV para predecir la geometría de dichas moléculas. 128. Explique las diferencias entre las solubilidades, puntos de fusión y conductividades de las sustancias: aluminio; dióxido de azufre y cloruro de potasio, basándose en el tipo de enlace que presentan. 129. Considerando la siguiente tabla de puntos de ebullición Halogenuros de hidrógeno Masa molecular Temperatura de ebullición (Te ºC) Gases inertes Masa atómica Temperatura de ebullición (Te ºC) HF 20 19.5 Ne 20 -246 HCl 36.5 -115 Ar 39.9 -186 HBr 80.9 -67 Kr 83.8 -152 HI 128 -35 Xe 131 -108 a) Explicar la tendencia general observada en los puntos de ebullición en los halogenuros de hidrógeno y la excepción correspondiente al valor observado para el fluoruro de hidrógeno. b) Explicar por qué los halogenuros de hidrógeno tienen puntos de ebullición significativamente superiores a los gases inertes siendo sus masas moleculares o atómicas similares entre sí. 130. Indique razonadamente si son ciertas cada una de las siguientes afirmaciones: a)La geometría de la molécula de amoniaco corresponde a una pirámide trigonal; b) El enlace covalente se dice que tiene carácter direccional; c)La polaridad del HCl es mayor que la del HBr; d)El enlace iónico se forma a partir de átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña. 131. Indica el tipo de hibridación de los átomos de carbono y el tipo de enlace en las moléculas de: a) acetileno (etino); b) propanona (dimetilcetona) 132. Explique la hibridación sp3, sp2 y sp en el metano, etileno y acetileno describiendo los enlaces y las estructuras. 133. a) Deduzca la estructura de Lewis del ácido cinahídrico y del metanal. b) Indique en ambas moléculas cuál es la hibridación de orbitales atómicos que presenta el átomo de carbono 134. Describa de forma razonada las estructuras de Lewis de las siguientes sustancias: CS 2, HCN; SiO44-. 135. 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 fluor en dichas moléculas es más polar; d) ¿Cuál o cuales de estas moléculas son polares? 136. Dibujar las estructuras resonantes del ion hidrogenocarbonato, ion carbonato, trióxido de azufre, ácido nítrico. 137. Describir las diferencias entre un enlace sigma y otro pi . 138. Dadas las siguientes moléculas: NH4+ , NH3 , NH2- , N3- , NO3- , NO2 ; a) Establecer cuál es su estructura geométrica, b) Indicar los tipos de hibridación y los ángulos de enlace aproximados. 139. Empleando una tabla adecuada, escribir en orden de polaridad creciente, indicando el criterio seguido, las siguientes sustancias: HF, CaS, OF2, H2, ICl, CsF. Comprobar su ordenación. 140. Factores que intervienen en el punto de ebullición en sustancias con moléculas discretas o covalentes y variación de dicho punto en relación con ellos. Teniendo en cuenta tu respuesta, justificar los siguientes datos: P. de e. ºC -36,4 -187,0 -20,0 +19,5 Molécula Cl2 F2 H2S HF 141. Analizar en los compuestos iónicos la variación de las siguientes propiedades con el aumento de la energía reticular y completa el esquema. Al aumentar la energía reticular: a) El punto de fusión __________________ ;La dureza __________________ El coeficiente de dilatación ___________ La solubilidad _________________________. 142. Los átomos Na, Al, P, Cl son del mismo periodo y tienen uno, tres, cinco y siete electrones de valencia, respectivamente. a) ¿Qué fórmula tendrán los compuestos de Na y Cl, de Al y Cl y de P y Cl ?;b) Comprando la electronegatividad del Na con la del Cl. ¿Será iónico o covalente el compuesto que forman?; c) Escribir la estructura Lewis de los compuestos formados por P y Cl; d) ¿Cuál de los átomos anteriores puede dar lugar a una molécula diatómica?: Escribir la correspondiente fórmula electrónica de Lewis. 143. En los compuestos iónicos. ¿Cómo influye en la energía reticular: a) el radio de los iones, b) las cargas iónicas, c) la estructura cristalina?. 144. Explicar por qué conducen la electricidad: a) Una disolución acuosa de NaCl. B) NaCl fundido. C) El grafito. D) Un metal. 145. Calcular la afinidad electrónica del cloro con los siguientes datos: Energía reticular del cloruro de sodio Energía de ionización del sodio Energía de formación del cloruro de sodio -769,0 Kj/mol 469,7 Kj/mol -411,0 Kj/mol Energía de disociación del cloro 242,6 Kj/mol Energía de sublimación del sodio 107,5 Kj/mol 146. Dadas las sustancias siguientes: HCl, NaCl, K, CH3OH y CCl4; a) Indicar el tipo de enlace predominante en cada una de ellas; b) ¿Cuáles forman moléculas?; c) De entre ellas, ¿cuáles presentan polaridad en sus enlaces?; d) De entre estas últimas, señalar las que resulten polares; e) ¿Existe la posibilidad de formación de enlace por puente de hidrógeno?; f) Señalar las dos sustancias más duras presentes en la lista. 147. Dada la siguiente lista de sustancia: KCl, Cu, NaBr, SiO2, H2O, CH3CH2OH, Mg, Ne; a) Señalar razonadamente, las sustancias cuyos átomos se unen por enlace predominantemente covalente, las que se unan por enlace predominantemente iónico y las sustancias metálicas; b) ¿Qué sustancias unirán sus moléculas por fuerzas de Van der Waals?. ¿En cuáles existirán además puente de hidrógeno?; c) ¿Contiene la lista algún sólido iónico?; d) ¿Cuales de estas sustancias no conducen la electricidad en estado sólido, conduciéndola muy bien si están fundidas?. 148. Indicar la naturaleza del enlace en cada uno de los siguientes elementos o compuestos: Cl 2, C (diamante), Fe, KBr e I2. Señalar: a) ¿Cuál tendría un punto de fusión más bajo?; b) En cuáles puede hablarse de la existencia real de moléculas?; c) ¿Cuál conduciría la electricidad en estado sólido?; d) ¿En cuál de ellos cambiaría bruscamente la conductividad eléctrica al fundirlo?; e) ¿Cuál sería más soluble en agua?. 149. ¿Qué formas geométricas tienen los cationes amonio y oxonio? ¿Por qué no se forma el ion H 4O2+, que seria de estructura similar al catión amonio? 150. ¿Cuál será la geometría de los siguientes iones y moléculas: PbCI 2, SiBr4, CuCl2, SF6, BF4-, PCl5, SbF6-, SiF62-, PCI3 y Pcl6-? 151. ¿Cuál es la explicación del hecho de que mientras el cloruro de hidrógeno es soluble en agua, el cloro y el hidrógeno no lo son o lo son muy poco? ¿Qué diferencias sustanciales existen entre el cloruro de hidrógeno y el ácido clorhídrico? Razonarlo convenientemente. 152. Razonar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a los orbitales híbridos: a) Los orbitales híbridos son moleculares; b)Todos los orbitales híbridos están situados siempre en el mismo plano; c) En los compuestos orgánicos el carbono siempre utiliza orbitales híbridos sp 3; d) El número total de orbitales híbridos es siempre igual al número total de orbitales; e) atómicos puros empleados en su formación; f) ¿Qué molécula es más polar: la de metano o la de amoniaco? 153. ¿Cómo se pueden explicar los siguientes hechos?: a) Mientras que el cloruro de sodio tiene un punto de fusión de 8010 C, el cloro a temperatura ambiente es un gas; b) El cobre conduce la corriente eléctrica y el diamante no; c) Mientras que el fluoruro de cesio es un compuesto iónico, el flúor está integrado por moléculas covalentes. 154. ¿Qué consecuencia se puede deducir del hecho de que el momento dipolar del BeH 2 sea nulo y el del H2S no lo sea? 155. Teniendo en cuenta la tabla de electronegatividades que aparece en el tema anterior, indicar qué tipo de enlace predomina en los siguientes compuestos: BaF2, BH3, CS2, H2S, Li3B y KBr. 156. De las siguientes afirmaciones relativas al enlace entre dos átomos A y B señalar aquellas que sean correctas: a) El enlace será iónico si las energías de ionización de ambos elementos son pequeñas; b) Será iónico si las electronegatividades de A y B son muy diferentes; c) Será iónico si las energías de ionización de A y B son muy parecidas, bien sean pequeñas o elevadas; d) Será iónico siempre que la afinidad electrónica del átomo más electronegativo sea mayor en valor absoluto que la energía de ionización del átomo más electropositivo; e) El enlace será covalente si las electronegatividades de A y B son semejantes; f)Será covalente si las energías de ionización de A y B son relativamente elevadas. 157. En los siguientes compuestos: BCl3, SiF4 y BeCl2. a) Justifique la geometría de estas moléculas mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. b) ¿Qué orbitales híbridos presenta el átomo central? 158. Defina el concepto de energía de red y ordene los compuestos iónicos NaF, KBr y MgO según los siguientes criterios: a) Energía de red creciente. b) Punto de fusión creciente. Justifique su respuesta. 159. Las moléculas NO y BF3 son ejemplos de excepción en el cumplimiento de la regla del octeto. Se pide: 1) Explicar en qué consiste la mencionada regla. 2) Escribir las estructuras de Lewis para esas moléculas y justificar por qué no cumplen la mencionada regla. 160. Predecir la forma geométrica y la posible polaridad de la molécula de formaldehído (H 2CO). Datos: números atómicos (Z): H = 1; B = 5; C = 6;O = 8; 161. Considerar la molécula BF3. Explicar razonadamente: a) Cómo se forma la hibridación que presenta el átomo de boro. b) La polaridad de los enlaces B-F. c) La geometría de la molécula. d) La polaridad de la molécula. Datos: números atómicos: B(Z = 5); F(Z = 9). 162. Razona el tipo de enlace químico que predomina en cada una de las siguientes sustancias: a) Yoduro de cesio. b) Níquel. c) Cloruro cálcico. d) Trióxido de dicloro. 163. a) Escribir las estructuras de Lewis correspondientes alas especies químicas: monoclorometano, dióxido de carbono y amoníaco. b) Indicar, razonadamente, si alguna de ellas presenta polaridad. 164. Una molécula diatómica: a) Siempre tiene carácter polar. b) Solo es polar si los dos átomos son diferentes. c) Solo es polar si los dos átomos son iguales. d) No puede ser polar, porque no puede tener estructura angular. 165. Indique cuáles de los siguientes compuestos son gases a temperatura ambiente y 1 atm de presión: 1) HCl 2) CO2 3) I2 4) KCl 5) NH3 . a) 2 y 5; b) 2,3 y 5; c) 1,2 y 5; d) 1, 2 y 4 166. Para las siguientes especies: F2, NaCl, CsF, H2S, AsH3, SiH4, explique razonadamente:a) Cuáles tendrán enlaces covalentes puros. b) Cuáles tendrán enlaces covalentes polares.c) Cuáles tendrán enlaces iónicos.d) Cuál será el enlace con mayor carácter iónico. Datos: electronegatividades de Pauling: F = 4,0; Na = 0,9; Cl = 3,0; Cs = 0,7; H = 2,1; S= 2,5; As = 2,0; Si = 1,8. 167. Considere la molécula de acetileno, C2H2. Conteste razonadamente: a) ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo de carbono en este compuesto? ¿Cuántos enlaces de tipo σ y cuántos de tipo π presenta la molécula? b) ¿ Qué tipo de reacción química tendría lugar entre esta especie e hidrógeno molecular? Escriba las reacciones correspondientes indicando los nombres de los productos. 168. a) Justifique la polaridad de las siguientes moléculas: HCl, I2 y CH2Cl2 y comente la naturaleza de las fuerzas intermoleculares presentes. b) Indique, mediante un ejemplo, una propiedad característica que diferencie un sólido o compuesto iónico de un sólido o compuesto molecular. 169. Justifica: a) El cloruro de potasio tiene un punto de fusión de 770 °C, mientras que el cloro es un gas a temperatura ambiente. 170. Predice si serán polares o no las siguientes moléculas: ICl, H2S, CH4, PCl3, BeCl2. Justifica la respuesta. 171. El compuesto AX3 no tiene momento dipolar, mientras que el EX3 sí lo tiene, siendo en ambos casos X un halógeno. A partir de estos datos, indica justificándolo si cada una de las siguientes proposiciones es correcta o no: a) El compuesto AX3 debe tener un enlace doble. b) La molécula AX3 deber tener forma planar con ángulos de 120°. c) El átomo E del compuesto EX3 tiene electrones de valencia sin compartir. d) El átomo E es más electronegativo que el átomo A. 172. Dadas las siguientes moléculas: a) CF4; b) C2Br2 (enlace carbono-carbono) c) C2Cl4 (enlace carbono-carbono). Justificar la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) En todas las moléculas, los carbonos presentan hibridación sp3, b) El ángulo Cl- C -Cl es próximo a 120°. c) La molécula C2Br2 es lineal. 173. Dadas las moléculas HCl, KF y CH2Cl2: a) Razone el tipo de enlace presente en cada una de ellas utilizando los datos de electronegatividad. b) Escriba la estructura de Lewis y justifique la geometría de las moléculas que tienen enlaces covalentes. Datos: valores de electronegatividad: K= 0,8; H = 2,1; C = 2,5; Cl = 3,0; F = 4,0. 174. Para la molécula NF3: a) Represente la estructura de Lewis. b) Prediga la geometría de esta molécula según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia. c) Justifique si la molécula de NF 3 es polar o apolar. 175. Explica claramente: a) Polaridad de un enlace. b) Moléculas polares. c) La polaridad en el caso de la molécula de agua. d) Propiedades especiales del agua. 176. Dadas las moléculas: CF4, CO2, Cl2CO, NCl3, responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Represente su estructura de Lewis. b) Prediga su geometría molecular. c) Explique si cada una de estas moléculas tiene o no momento dipolar. EJERCICIOS SELECTIVIDAD TEMA 4: PROBLEMAS SELECTIVIDAD LOGSE 2003 177. Razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) Las reacciones endotérmicas tienen energías de activación mayores que las reacciones exotérmicas. b) En una reacción,A B, se determina que, a una cierta presión y temperatura, la reacción es espontánea y endotérmica, por lo que B tiene una estructura más ordenada que A. c) En un proceso espontáneo, la variación de entropía del sistema puede ser nula. 178. a) Para que una reacción química sea espontánea,¿es suficiente con que sea exotérmica? Razone la respuesta. b) enuncie la ley de Hess y comente alguna de sus aplicaciones. 179. De acuerdo con la ecuación que relaciona la variación de energía libre con la variación de entalpía y la variación de entropía, razonar: a) Cuándo un proceso químico es espontáneo; b) Cuándo un proceso químico en no espontáneo. c) Cuándo está en equilibrio. 180. Responder a las siguientes cuestiones: a) explicar razonadamente cómo variará con la temperatura la espontaneidad de una reacción en la que ∆Ho < 0 y ∆So > 0, suponiendo que ambas magnitudes novarían con la temperatura. b) Explica en qué consiste el efecto invernadero. 181. Discuta la espontaneidad de la reacción CaCO3 CaO + CO2 a las siguientes temperaturas: 417,4 o C, 834,8 o C y 1252,2 o C. Justifique, además, cuál de ellas sería la más adecuada para obtener óxido de calcio. Datos: ∆Ho=+177802 J, ∆So=+160,5 J/K. 182. El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación: 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g); ∆Ho=3402,8 kJ. Calcule: a) La entalpía de formación estándar de la glucosa, C 6H12O6. b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis. Datos: ∆H of [H2O(l)]= -285,5 kJ/mol, ∆Hfo [CO2 (g)]= -393,5 kJ/mol. 183. En la combustión completa en condiciones estándar de 6 litros de eteno (C 2H4), medidos a 27 ºC Y 740 mm de Hg, se desprenden 314,16 kJ, quedando el agua en estado gaseoso. Calcula: a) La entalpía de combustión estándar del eteno. b) La entalpía de formación a 298 K del eteno. c) La variación de entropía a 298 K para el proceso de combustión considerado (6 L de eteno).Datos: ∆Gº para la combustión del eteno = -1314,15 kJ/mol, ∆Hº f [CO2 (g)]= -393,5 kJ/mol, ∆Hºf [H2O (g)]=-241,8 kJ/mol. 184. Considere la reacción: H2 (g) + Cl (g) 2 HCl (g); ∆H= -184,6 kJ. Si reaccionan, en un recipiente 3 moles de H2 (g) y 5 moles de Cl2 (g), manteniendo la presión constante de 1 atm y a la temperatura de 25 ºC. a) Calcular el trabajo realizado y dar el resultado en julios. b) Calcular la variación de energía interna del sistema. 185. Determina la variación de entalpía estándar de la reacción de hidrogenación del eteno: a) A partir de las entalpías de formación estándar. b) Utilizando las entalpías de enlace estándar. c) Con las entalpías de combustión estándar del etano, del eteno y el calor de formación del agua. Datos: ∆Hºf (eteno)= 52,30 kJ/mol, ∆Hºf (etano)= -84,6 kJ/mol, ∆Hºc (etano)= -1560,95 kJ/mol; ∆Hºf (agua)= -285,5 kJ/mol, ∆Hºc (eteno)= -1411,93 kJ/mol. E(C=C) = 610 kJ/mol, E (C-C) = 347 Kj/mol, E(H-H)=436 kJ/mol,E(C-H)=415 kJ/mol. 186. Sabiendo que los calores de formación a 298 K de butano (C4H10), dióxido de carbono y agua, son -125 kJ/mol, -393 kJ/mol, -242 kJ/mol, respectivamente, calcular: a) La entalpía de combustión del butano haciendo uso de la ley de Hess. b) La variación de energía interna que acompaña al proceso. 187. El calor de la combustión del butano gaseoso a presión cte y 25 ºC es -2879 kJ. Sabiendo que los calores de formación de CO2 (g) y H2O (g) son -393 y -285,5 kJ, respectivamente. Calcular: a) El calor de formación del butano a presión cte. b) El calor de combustión a volumen cte. Datos: R= 8,31 J. mol -1. K-1. 188. La entalpía de combustión del butano es ∆Hc = -2642 kJ/mol si todo el proceso tiene lugar en fase gaseosa: a) Calcule la energía media del enlace O-H. b) Determine el número de bombonas de butano (6 Kg de butano/bombona) que hacen falta para calentar una piscina de 50 m3 de 14 a 27 ºC. Datos: Ce (calor específico del agua) = 4,18 kJ/ K . Kg. Densidad del agua = 1 Kg/l. Energías medias de enlaces: E(C-C)= 346 kJ/mol, E(C=O) = 730 kJ/mol, E(O=O) =487 kJ/mol, E(CH) =413 kJ/mol. 189. En algunos países se utiliza el etanol como alternativa a la gasolina en los motores de los automóviles. Suponiendo que la gasolina es octano puro: a) Escribe ajustadas, las reacciones de combustión de ambas sustancias. b) Determina qué combustible tiene mayor poder calorífico( calor producido por cada kilogramo quemado). Datos: Etanol octano dióxido de carbono agua ∆Hºf (kJ/mol) -278 -270 -394 386 190. El butano (C4H10) es un compuesto gaseoso que puede experimentar una reacción de combustión. a) Formule la reacción y ajústela estequiométricamente. b) Calcule el valor (en Kcal) que puede suministrar una bombona que contiene 4 Kg de butano. c) Calcule el volumen de oxígeno, medido en condiciones normales, que será necesario para la combustión de todo el butano contenido en la bombona. Datos: ∆Hº f C4H10 (g)= -1125 kJ/mol; ∆Hºf H2O (l)= -286kJ/mol; ∆Hºf CO2 (g)= -394kJ/mol; 1 Kcal= 4,18 Kj 191. Uno de los alimentos más consumidos es la sacarosa C12H22O11. Cuando reacciones con el oxígeno desprende 348,9 kJ/mol a la presión de 1 atm. El torrente sanguíneo absorbe, por término medio, 26 moles de O 2 en 24 horas. Con esta cantidad de O2: a) gramos de sacarosa que se pueden quemar al día (742,1 g); b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión? (757,1kJ) 192. Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la reacción de fotosíntesis 6 CO 2(g) + 6 H2O(l) == C6H12O6(s) + 6 O2(g) H0 = 2813 kJ/mol. Calcule: a) la entalpía de formación de la glucosa, justificando si la reacción es endo o exotérmica (1261 kJ/mol); b) Hallar la energía necesaria para obtener 5 g de glucosa (78,1 kJ) 193. Utilizando los siguientes datos: H0(sublimación C(s))=717 kJ/mol; H0f (CH4(g))=-75kJ/mol; Energía media enlace HH = 436 kJ/mol. a) Obtener el valor de la variación de entalpía de la reacción C(g) + 2H 2(g) CH4(g) y justificar si es endotérmica o exotérmica (-792 kJ); b) Estimar el valor de la energía media de enlace C-H(416kJ/mol). 194. Cuando se quema un mol de naftaleno (C10H8) sólido en oxígeno gaseosa a volumen constante y 25 ºC se obtiene que el calor desprendido es –4715 kJ. Calcular H para esta reacción. Dato: R = 8,31 J/mol.K (-4710 kJ) 195. El sulfuro de hidrógeno, presente en ciertos casos en el gas natural, puede transformarse en azufre según una serie de transformación que pueden expresarse en la siguiente reacción: H 2S(g) + ½ O2(g) S(s) + H2O (l). Las H0f del sulfuro de hidrógeno gas y del agua líquida son respectivamente –5,3 y 68,4 kcal/mol. Calcula: a) la entalpía de la reacción anterior (-63,1kcal); b) El calor desprendido por tonelada de azufre producido (1,97.10 6 kcal). Pat (S) = 32. 196. La gasolina puede ser considerada como una mezcla de octanos (C8H18). Sabiendo que las H0f del agua(g) es –242 kJ/mol; del CO2 (g) es –394 kJ/mol y del C8H18 (l) = -250 kJ/mol. a) Escriba la ecuación ajustada de la combustión de la gasolina y calcule la entalpía de la reacción (5080 kJ); b) Calcule la energía liberada en la combustión de 5 litros de gasolina (de densidad = 800 kg/m3)(1,78.105 kJ); c) ¿Qué volumen de gas carbónico medido a 30ºC y presión atmosférica se generará en la combustión?(6982 L) 197. 5,0 g de una mezcla de carbonato de calcio e hidrogenocarbonato de calcio se calienta fuertemente hasta la descomposición total de ambos compuestos, según las siguientes reacciones: Ca(HCO 3)2 === CaO + 2 CO2 + H2O y CaCO3=== CaO + CO2. Si se producen 0,44 g de agua: a) Indica cuál es la composición en % de en masa de la mezcla; b) Calcula el calor que se ha de suministrar para descomponer 10 g de carbonato de calcio (17,8 kJ). Datos: H0f (CaCO3)= -1206 kJ/mol; H0f (CaO) = -635 kJ/mol; H0f(CO2) = -393 kJ/mol. 198. En una carrera contrarreloj, un ciclista gasta 0,8 kJ de energía cada segundo por encima de sus necesidades normales. Para conseguir este rendimiento, consume azúcar (sacarosa C12H22O11). a) Escribe la reacción ajustada de la combustión de la sacarosa y calcula su entalpía de combustión (-5656kJ)Datos: entalpías entandar de formacion; b) Calcula la masa de sacarosa que deberá consumir si emplea uno hora en realizar la carrera (174g); c) calcula el volumen de oxígeno en CN necesario para quemar la sacarosa (137L). 199. Conteste razonadamente: a) ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? En caso afirmativo, ¿en qué condiciones?; b) Ordene según su entropía, de forma razonada: 1 g de hielo; 1 g de vapor de agua, 1 g de agua líquida. 200. Concepto de entropía. Variación de la entropía. El proceso de descomposición térmica del carbonato de calcio CaCO3 = CO2 + CaO es endotérmico ya que H0 = 179 kJ/mol. Si la variación de entropía S0 = 161 J/mol, explica a qué temperaturas se producirá espontáneamente la descomposición térmica del CaCO 3 (1112 K) 201. La entalpía estándar de combustión del butano, según la reacción: C4H10(g) + 13/2 O2(g) 4CO2(g) + 5H2O(l) es – 2877 kJ a) calcular el calor intercambiado al quemar una bombona de 12 kg de butano en condiciones estándar (5,95,105 kJ); b) ¿Cómo afecta a la reacción el aumento de la presión o la disminución de la temperatura? Justifique la respuesta; c)¿Puede decirse que la combustión es espontánea a cualquier temperatura?. Razónese. 202. Los calores de combustión del 1,3-butadieno (C4H6 (g)); hidrógeno (H2(g)) y butano (C4H10(g)) son –2539,4 kJ/mol, 286,1 kJ/mol y –2879 kJ/mol, respectivamente. En todos los casos, el agua formada queda en estado líquido. A) escribe las ecuaciones de esas reacciones de combustión; b) Calcula el calor de la reacción de hidrogenación del 1,3-butadieno dada por: C4H6 (g) + 2 H2(g) C4H10(g) (-232,5 kJ/mol) 203. Si en la combustión de 1 mol de gas propano a 298 K y 1,01.10 5 Pa de presión, se desprenden 2220 kJ de energía en forma de calor, calcule la masa de agua que se puede calentar desde 15ºC a 85ºC de temperatura, si se queman 55 g de propano, suponiendo que se aprovecha todo el calor desprendido. Datos: Masas atómicas: C=12; H=1; O=16; c e(agua) = 4,18kJ/kg.K (92775 kJ, 9,48 kg). 204. En la combustión en condiciones estándar de 1g de etanol (CH 3CH2OH), se desprenden 29,8 kJ. Por otra parte, en la combustión de 1 g de ácido acético (CH3COOH), se desprenden 14,5 kJ. Calcule la entalpía estándar de la reacción siguiente: CH3CH2OH + O2 ==== CH3COOH + H2O (-500,8 kJ/mol) 205. Calcule la entalpía de reacción de la hidrogenación del 1,3 butadieno + H 2 = butano a partir de los datos sabiendo que las energías de los enlaces C=C; C-C, H-H y C-H son, respectivamente, 612,9; 348,2; 436,4 y 415,3 kJ/mol. Clasifique razonadamente la reacción como una oxidación, reducción o neutralización (-259kJ) 206. Asigne razonadamente los valores de entalpía siguientes (expresados en kJ/mol, a 1atm y 25ºC): -286 y –242 kJ a las reacciones siguientes: a) H2(g) + ½ O2(g) === H2O(l); b) H2(g) + ½ O2(g) === H2O(g). (a) con –286kJ). Calcule el calor necesario para pasar de líquido a gas 1 g de agua (2,44kJ). 207. Sabiendo que las entalpías estándar de combustión del hexano líquido, carbono sólido e hidrógeno gas son de –4192,0; -393,1 y –285,8 kJ/mol, respectivamente, calcule: a) La entalpía de formación del hexano líquido a 25ºC (-167,2 kJ); b) El número de moles de hidrógeno consumidos en la formación del hexano líquido cuando se han liberado 30 kJ (1,256 moles) 208. Justifique razonadamente si en los siguientes procesos se produce un aumento o una disminución en la entropía del sistema: Ca(s) + ½ O2 == CaO (s); CaCO3 (s) == CaO (s) + CO2(g); N2(g) + O2(g) == 2 NO2 (g); H2O(s) == H2O (l). 209. ¿Puede ser espontánea una reacción endotérmica? ¿Qué condiciones deben cumplirse? 210. Explique y justifique si las siguientes proposiciones son ciertas o falsas: a) Sabiendo que las Hdisolución de CaCl2 (s) y NH4NO3 (s) son –82 y 26,2 kJ/mol, respectivamente, las disoluciones en agua de CaCl 2 se pueden utilizar para calentar y las de NH4NO3 para enfriar; b) El primer principio de la termodinámica se enuncia como U = +Q; c) El calor de reacción a volumen constante es siempre mayor que el calor de reacción a presión constante; d) Se sabe que cierta reacción A(s) = B(s) + C(g) es espontánea a cualquier temperatura. Por lo tanto, si S es positivo, podemos deducir que H deber ser negativo. 211. Para cada una de las reacciones siguientes, explicar si el calor desprendido a presión constante es menor, mayor o igual, al calor desprendido a volumen constante: H2 (g) + ½ O2 H2O (l) ;C (s) + O2 (g) CO2 (g) ; C12H22O11 (s) + 12 O2 (g) 12 CO2 (g) +11 H2O (l) 212. Explicar el significad del término: Entalpía molar estándar de formación. ¿Qué establece y para qué sirve la Ley de Hess?. 213. Indicar si el aumento o disminución de entropía de una sustancia que sufre cada uno de los siguientes cambios: a) Congelación del agua. b) Evaporación de cloroformo. C) Compresión de un gas a temperatura constante. d) Mezcla de gases diferentes. E) Mezcla de dos líquidos diferentes. 214. Calcular el incremento de energía libre estándar para las siguientes reacciones: 1) 2 NaF (s) + Cl2 F2 (g) + 2 NaCl (s) 2) PbO (s) + 2 Zn Pb (s) + 2 ZnO (s) A la vista de los resultados, comentar acerca de la posibilidad de utilizar estas raciones en la obtención de flúor y plomo respectivamente. NaF NaCl PbO ZnO Cl2 F2 Zn Pb Hº(KJ/mol) -569 -411 -276 -384 0 0 0 0 Sº(j/mol.K) 58.6 72,4 76,6 3,9 223,0 202,7 41,6 64,8 215. En una cierta reacción S= -100 l/mol.K. Si la reacción ocurre espontáneamente. ¿Cuál debe ser el signo de AH? 216. Suponiendo que para una reacción dada H es 50 Kj e S es 120 j/K. ¿Será espontanea la reacción a 25 ºC?. 217. Dada la reacción: A(g) + B(g) = C(g) + D(s); H = -85kJ/mol; [S] = 845J/K.mol. a) Indique razonadmente el signo de la variación de entropía; b)¿A partir de qué temperatura será espontánea la reacción? (100 K) 218. Una de las reacciones más importantes en la industria química es la descomposición del carbonato cálcico sólido en dióxido de carbono gas y óxido de calcio sólido. Si la variación de entropía de la reacción es +159J/K y las entalpías estandar de formación del carbonato de calcio, dióxido de carbono y óxido de calcio son, respectivamente: -1207, -393 y –635 kJ/mol:b)escribvbe la reacción ajustada ; c) Calcula el valor de la variación de entalpía de la reacción(+179 kJ 7mol); d) Suponiendo que la variación de entalpía y entropía son constantes con la temperatura, calcula la temperatura a partir de la cual la reacción será espontánea, justificando la respuesta.(1126 K ) 219. ¿ Por qué se dice que en el cero absoluto de temperatura cualquier reacción exotérmica será espontánea? 220. La entalpía estándar de combustión del butano gaseoso, para dar dióxido de carbono y agua líquida, es -2 878,6 kJ/mol. Las entalpías de formáción de estas dos últimas sustancias son, respectivamente, -393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular, para el butano: a)Su calor de formación a presión constante. b) Su calor de formación a volumen constante. a) qp = 124,4 kj/mol b)) qv = -115,7kj/mol. 221. Teniendo en cuenta las entalpías estándar de formación que aparecen al final, hallar la variación de entalpía correspondiente a la reacción: CaC03(s)--> CaO(s) + CO2(g) Hf(CaCO3) = -1206.9 kJ/mol; Hf(CaO)=-635.1 kJ/mol;Hf=93kJ/mol;¿Qué cantidad de calor se necesita para descomponer 6 toneladas de piedra caliza del 85 % de riqueza?( Hf= 178,3 y 9,09 106 kj) TEMA 5/6: CINÉTICA Y EQUILIBRIO QUÍMICO. PROBLEMAS CINÉTICA QUÍMICA SELECTIVIDAD LOGSE 2003/2/1/0 222. Explique brevemente el significado de los siguientes conceptos cinéticos: a) Velocidad de reacción. b) Ecuación de velocidad. c) Energía de activación. d) Orden de activación. 223. Teoría de las colisiones para las reacciones químicas. Choque eficaz. Energía de activación. 224. Cuando se adiciona un catalizador a un sistema reaccionante, decir razonadamente si son ciertas o falsas las siguientes propuestas, corrigiendo las falsas: a) La variación de entalpía de la reacción se hace más negativa, es decir, la reacción se hace más exotérmica y por lo tanto es más rápida. b) La variación de la energía libre de Gibgs se hace más negativa y en consecuencia aumenta la velocidad. c) Hace disminuir la energía de activación y así aumenta la velocidad del mismo. 225. Explica porqué: a) Las sustancias se queman más rápidamente en O2 puro que en aire; b) La unión entre el H2 y el O2 para formar agua es completamente inobservable a temperatura ambiente y a 700ºC se verifica con carácter explosivo; c) Un trozo de madera arde más despacio que cuando la madera se encuentra en forma de virutas. 226. Mediante un diagrama de energía-coordenada de reacción, justifica en cada caso si la velocidad de reacción depende de la diferencia de energía entre: a) Reactivos y productos, en cualquier estado de agregación; b) Reactivos y productos, en su estado estándar; c) Reactivos y productos, en cualquier estado de transición; d) Productos y estado de transición. 227. Para una reacción hipotética: A + B = C, en unas condiciones determinadas, la energía de activación de la reacción directa es 31 kJ, pero la energía de activación de la reacción inversa es 42 kJ. a) Represente en un diagrama energético, las energías de activación de las reacciones directa e inversa; b) La reacción directa, ¿es exotérmica o endotérmica? Razone la respuesta; c) Indique cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un catalizador. 228. La descomposición del N2O5 en presencia de CCl4 da lugar a NO2 y O2. Experimentalmente se ha comprobado que la cinética es de primer orden respecto al reactivo, y la constante de velocidad, a 45º C, vale 6,08.10 -4. a) Si el tiempo se mide en segundos ¿qué unidades tiene la constante de velocidad? (s-1) ¿qué entiende por velocidad de reacción?. Determine su valor para esta reacción a 45º C si la [N2O5]o = 0,100 M (6,08.10-5 mol/L.s). Sin realizar cálculos, ¿podría decir qué le ocurre a la velocidad si la [N2O5] se duplica?; b) ¿Qué efecto originará esta reacción sobre el medio ambiente y la economía? 229. La velocidad de una reacción entre A y B a 25ºC puede expresarse por v = k . [A]2 . [B]. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas: a) ¿Cuál es el orden de reacción respecto al compuesto A?¿Y respecto al compuesto B?; b) ¿Afectará un cambio de temperatura a la velocidad de reacción? Si la respuesta es afirmativa ¿en qué sentido?; c) Si se duplica la concentración de uno sólo de los reactivos A o B, ¿qué ocurrirá con la reacción? 230. La reacción de hidrogenación del cis-2-buteno para dar butano es una reacción exotérmica y espontánea, pero muy lenta si se realiza a 25ºC y presión atmosférica: a) escribe la reacción; b) ¿Qué se puede decir (magnitud y signo) acerca de los valores de H, G, S y Ec) Si la misma reacción se repite en las mismas condiciones pero en presencia de un catalizador positivo, ¿cómo se modificarán los valores del apartado b)? PROBLEMAS EQUILIBRIO QUÍMICO SELECTIVIDAD LOGSE 2004/03/02/01/00 231. En una vasija de 10 litros mantenida a 270º en donde previamente se hizo el vacío, se introducen 2,5 moles de PCl 5 y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza a elevarse debido a lo disolución de PCl 5 hasta que se estabiliza a 15,68 atm. Sabiendo que la reacción es exotérmica, calcule: a) El valor de la constante K c de dicha reacción a la temperatura señalada. b) El número de moles de todas las especies en el equilibrio. c) Señale la influencia de la temperatura y de la presión 232. A cierta temperatura la Kc del equilibrio: CO (g) + H 2O (g) CO2 (g) + H2 (g) alcanza el valor de 4,0. a) Indicar en qué sentido se desplazará el equilibrio si en un recipiente de 10,00 L se introducen 14,00 g de CO, 0,90 g de H 2O, 1,76 g de CO2 y 1,00 g de H2 y se calientan hasta la temperatura de equilibrio. B)Calcular la concentración de CO cuando se alcance el equilibrio.C) Calcular el valor de la constante Kp. Datos: masas atómicas: C =12,00; H = 1,00; O =16,00. R = 0,082 atm ·L ·mol-l ·K-1. 233. La reacción N2O4(g) 2 NO2(g) transcurre a 150°C con una Kc = 3,20.a) ¿Cuál debe ser el volumen del recipiente en el que se realiza la reacción para que estén en equilibrio 1 mol de N2O4 (g) con 2 moles de NO2 (g)?b) Responder, razonadamente, si la siguiente proposición es cierta o falsa: «Un cambio de presión en una reacción en equilibrio modifica siempre las concentraciones de los componentes». 234. La reacción de esterificación: ácido acético + etanol acetato de etilo + agua se lleva a cabo usualmente utilizando HCI como catalizador, porque, de este modo: a) El equilibrio se desplaza hacia la formación de productos. b) Se incrementa la velocidad de la reacción. c) Se puede reducir la cantidad de reactivos necesaria para obtener la misma cantidad de productos. d) El producto que se obtiene tiene un grado de pureza más elevado. 235. En un matraz de 2L se introducen 0,2 moles de PCl 5 y se eleva latemperatura hasta 250 °C. Se establece el equilibrio: PCl5 (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) Si el grado de disociación es 0,8, calcule: a) La presión en el interior del matraz. b) El valor de Kc a 250 °C. 236. Sea el equilibrio: C (s) + CO2 (g) 2 CO (g); ∆Hº = 119,8 kJ. Contestar razonadamente cómo modifica el equilibrio: a) Disminuir la cantidad de carbono. b) Aumentar la cantidad de dióxido de carbono. c) Disminuir la temperatura. d) Aumentar P. 237. Dada la reacción química en equilibrio: aA (g) + bB (g) cC (g) desarrolle una expresión que relacione la constante de equilibrio en función de las concentraciones (Kc) con la constante de equilibrio en función de las presiones parciales (Kp). Razone sobre la evolución del equilibrio al aumentar la presión, si a, b y c valen 1, 2 y 3 respectivamente. ¿Y si aumenta la concentración de B? 238. Para un determinado equilibrio químico en fase gaseosa, se sabe que un aumento en la temperatura provoca el desplazamiento de la reacción hacia la izquierda, mientras que un aumento de la presión provoca el desplazamiento de la reacción hacia la derecha. Indica justificadamente de cuál de estos tres equilibrios se trata: a) A + B C + D, exotérmica. b) A + B C, endotérmica. c) 2A B, exotérmica. 239. La siguiente reacción se encuentra en equilibrio en un recipiente cerrado: 2 Cl2 (g) + 2 H2O (g) 4 HCl (g) + O2 (g); ∆Hº = 113 kJ/mol. Indica razonadamente qué le pasara al número de moléculas de agua si: a) Se añade oxígeno. b) Disminuye el volumen del recipiente. c) Baja la temperatura. d) Se añade un catalizador. e) Se añade helio. 240. Tenemos el siguiente equilibrio: H2O (g) + CO (g) CO2 (g) + H2 (g). Y sabemos que el valor de Kc a 900 ºC vale 0,003, mientras que a 1200 ºC el valor de Kc en 0,2. Responder de forma razonada a las siguientes cuestiones: a) ¿Cuál es la temperatura más adecuada para favorecer la producción de CO 2? b) ¿Cómo afectaría a la reacción un aumento de la presión? c) Si se elimina H2 a medida que se va formando, ¿hacia donde se desplaza el equilibrio? 241. Justifique si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) Un valor negativo de una constante de equilibrio significa que la reacción inversa es espontánea. b) Para una reacción exotérmica, se produce un desplazamiento hacia la formación de productos al aumentar la temperatura. c) Para un reacción a temperatura constante con igual número de moles gaseosos de reactivos y productos, no se produce desplazamiento del equilibrio si se modifica la presión. d) Para una reacción a temperatura constante donde únicamente son gases los productos, el valor de la constante de equilibrio disminuye cuando disminuye el volumen del recipiente. 242. Una mezcla de 2,5 moles de nitrógeno y 2,5 moles de hidrógeno se coloca en un reactor de 25,0 litros y se calienta a 400 ºC. En el equilibrio ha reaccionado el 5 % del nitrógeno. Calcule: a) Los valores de las constantes de equilibrio K c y Kp, a 400 ºC, para la reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) 2 NH3 (g). b) Las presiones parciales de los gases en el equilibrio. 243. A 425 ºC la Kc del equilibrio: I2 (g) + H2 (g) 2 HI (g) vale 54,8. a) Indicar en qué sentido se desplazará el equilibrio si en un recipiente de 10 litros se introducen 12,69 g de I2, 1,01 g de H2 y 25,58 g de HI y se calienta a 425 ºC. b) Calcular las concentraciones de I2, H2 y HI cuando se alcance el equilibrio a la temperatura dada. c) Calcular el valor de K p. 244. En un recipiente cerrado y vacío de 400 mL se introducen 1,280 g de bromo y 2,032 g de yodo. Se eleva la temperatura a 150 ºC y se alcanza el equilibrio: Br2 (g) + I2 (g) 2 BrI (g) El valor de Kc para este equilibrio a 150 ºC en 280. Calcular: a) El valor de Kp para este equilibrio a 150 ºC. b) La presión total en el equilibrio. c) Los gramos de yodo en el equilibrio. 245. Para el equilibrio A (g) 2B (g) a 35 ºC, la constante Kp vale 0,32 atm, encontrándose el compuesto A disociado en un 40%. Calcula: a) Las fracciones molares de A y de B en el equilibrio. b) La presión total del sistema. c) Las presiones parciales de los compuestos A y B. d) El valor de Kp. 246. Para la reacción: N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g); Kp = 4,3 x 10-3 (300 ºC). a) ¿Cuál es el valor de Kp para la reacción inversa? b) ¿Qué les pasaría a las presiones en el equilibrio de N 2, H2 y NH3 si añadimos un catalizador? c) ¿Qué le pasaría a la Kp, si aumentamos el volumen? 247. En un matraz vacío de 1 litro de capacidad se colocan 6 g de PCl 5 gaseoso. Se calienta a 250 ºC, con lo que el PCl5 se disocia parcialmente en Cl2 y PCl3, ambos gaseosos. La presión del equilibrio es 2,078 atm. Calcule: a) El grado de disociación del Pentacloruro de fósforo. b) La constante de equilibrio K p a 250 ºC. 248. En una vasija de 10 litros mantenida a 270 ºC en donde previamente se hizo el vacío, se introducen 2,5 moles de PCl 5 y se cierra herméticamente. La presión en el interior comienza a elevarse debido a la disociación de PCl5 hasta que se estabiliza a 15,68 atm. Sabiendo que la reacción es exotérmica, calcule: a) El valor de la constante K c de dicha reacción a la temperatura señalada. b) El número de moles de todas las especies en el equilibrio. c) Señale la influencia de la temperatura y de la presión sobre el equilibrio 249. En un matraz vacio se introducen igual número de moles de H 2 y N2 que reaccionan según la ecuación:N2(g)+3H2(g) =2NH3(g); Justifica si una vez alcanzado el equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Hay doble número de moles de amoniaco que había inicialmente de N 2; b) La presión parcial del N2 será mayor que la presión parcial del H2; c) La presión total será igual a la presión de amoniaco elevada al cuadrado.(andalucía) 250. Al calentar PCl5(g) a 250ºC, en un reactor de 1 L de capacidad, se descompone según: PCl 5(g) == PCl3(g) + 2 Cl2 (g). Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de disociación es 0,8 y la presión total 1 atm, calcule: a) nº de moles de PCl5 iniciales (0,013); b) La constante Kp a esa temperatura(1,76).(andalucía) 251. En un recipiente de 0,5 L, donde se ha hecho el vacio se introducen 2,3 g de N 2O4 y a la T = 35ºC se alcanza el equilibrio: N2O4(g) =2NO2(g). Si Kc para este equilibrio es 0,01 a 35ºC, calcule: a) Kp (0,25); b) grado de disociación del N2O4(0,0056); c) PT en el equilibrio (1,82). 252. En un reactor de 5 L se introducen inicialmente 0,8 moles de CS 2 y 0,8 moles de H2, estableciéndose el siguiente equilibrio: CS2(g) + 4H2(g) == CH4(g) + 2H2S (g). Si la concentración de metano en el equilibrio a 300ºC es de 0,025 M, calcula: a) Kc a 300ºC (35,7); b) Grado de disociación del CS 2(0,844); c) Las concentraciones de todos los compuestos en el equilibrio a 300ºC (0,135; 0,06; 0,025; 0,05 por orden en la reacción). 253. Para la siguiente reacción SnO2 (s) +2 H2(g) == 2 H2O(g) + Sn (l), Kp aumenta al aumentar la temperatura. a) explique, de forma razonada, tres formas de conseguir una reducción más eficiente del dióxido de estaño sólido; b) ¿Qué relacion hay entre Kp y Kc en esta reacción?. 254. Se introduce una mezcla de 0’5 moles de H2 y 0’5 moles de I2 en un recipiente de 1 litro y se calienta a la temperatura de 430 ºC. Calcule: a) Las concentraciones de H2 , I2 y HI en el equilibrio, sabiendo que, a esa temperatura, la constante de equilibrio KC es 54'3 para la reacción: H2(g) + I2 (g) 2HI(g) ([HI] = 0,786 M; [H2] = [I2] = 0,107 M); b) El valor de la constante KP a la misma temperatura (54,3) 255. En un matraz de 2 L se introducen 2 moles de N2 y 6 moles de H2 calentándose la mezcla hasta 327ºC y estableciéndose el equilibrio: N2(g) + 3 H2(g) 2NH3(g). A) la concentración de cada especie en el equilibrio ([N2]=0,4M;[H2]=1,2M; [NH3]=1,2M); b) las constantes Kc y Kp para ese equilibrio (2,1; 8,7.10-4); ¿cómo le afecta al equilibrio un aumento de presión? Justifica la respuesta. R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 256. En un recipiente de 2 litros se introducen 0,020 moles de N 2O4. Una vez cerrado y calentado a 30ºC se descompone parcialmente en NO2 según la reacción: N2O4(g) 2NO2(g). En el equilibrio existen 0,012 moles de NO 2: a) ¿qué porcentaje de N2O4 se ha disociado (% en moles) (30%); b) calcule la constante K c a dicha temperatura (5,1.10-3) 257. A 185ºC y 1 atm de presión, el pentacloruro de antimonio gaseoso se disocia en un 30% para dar tricloruro de antimonio gaseosos y cloro gaseosos. Determine Kp, y a partir de ella Kc a 185 ºC (0,098, 2,6.10-3) 258. Dentro de un recipiente de 10L se hacen reaccionar 0,5 moles de hidrógeno y 0,5 moles de yodo gas. A 448º C Kc = 50. Calcula: a)Kp (50); b) Moles de yodo sin reaccionar que quedan en el equilibrio (0,11); c) Si se parte inicialmente de 0,25 moles de I2, 0,25 moles de H2 y 4 moles de HI (g). ¿cuántos moles de yodo habrá ahora en el equilibrio a la misma T? (0,495) 259. A 473 K y 2 atm de presión el PCl5 se disocia en un 50% según la siguiente reacción: PCl 5(g) PCl3(g) + Cl2(g). a) el valor de Kc y Kp ( 0,0172 y 0,666); b) presiones parciales de cada gas en el equilibrio (todas 0,666); c) Justifique cómo influirá en el grado de disociación un aumento de la presión. 260. A 1000º C, para la reacción CO2(g) + C(s) 2CO(g) Kp = 1,65 atm. Si en el equilibrio la presión total es de 5 atm, calcule el tanto por ciento en moles de dióxido de carbono que ha reaccionado (28%) 261. En un recipiente de 10 litros, se introdujeron 0,530 moles de nitrógeno y 0,490 moles de hidrógeno. Al calentarse la mezcla a 527º C se estableció: N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) obteniéndose 0,060 moles de ese gas. Calcular la presión total de la mezcla gaseosa y el valor de Kc(11,25) 262. En un recipiente de 20 litros se introducen 2 moles de hidrógeno y 2 moles de yodo y se calienta a 763 K. Al alcanzarse el equilibrio H2(g) + I2 (g) 2HI(g), se observa que se han formado 3 moles de yoduro de hidrógeno: a) K c (36); b) Manteniendo constantes el volumen y la temperatura, se añaden a la mezcla en equilibrio 0,5 moles de hidrógeno. Explica qué ocurrirá y calcula la nueva composición de la mezcla al restablecerse el equilibrio (0,85 moles H2, 0,35 moles I2, 3,3 mole HI). 263. La constante de equilibrio del sistema H2(g) + I2 (g) 2HI(g) vale a 426º C, K = 54,27. Se desea saber: a) La constante para el proceso de formación de un mol de yoduro de hidrógeno (7,37); b) la constante para el equilibrio de descomposición de un mol de yoduro de hidrógeno(0,136); c) Si en un matraz inicialemente hay 0,3 moles de hidrógeno, 0,27 moles de yodo y 1 mol de yoduro de hidrógeno, ¿hacia donde se desplazará el equilibrio? 264. En el proceso más moderno de gasificación de la hulla, esta se tritura, se mezcla con un catalizador y vapor de agua y se obtiene metano: 2C(s) + 2 H2O(g) CO2(g) + CH4(g); H = 15,3 kJ. a) Dibujar dos diagramas entálpicos para esta reacción, con y sin el empleo del catalizador, en los que se muestren todas las energías que intervienen; b) Justificar si aumentaría la cantidad de metano que se obtiene: 1) al elevar la temperatura; 2) al elevar la presión; 3) Al incrementar la concentración de catalizador. 265. En el proceso de descomposición de hidrogenocarbonato sódico tiene lugar segñun el equilibrio NaHCO 3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g); AH = 129 kJ. Contesta razonadamente: a) ¿Favorece la descomposición un aumento de la temperatura?; b) ¿Favorece la descomposición un aumento de la presión?; c) ¿Favorece la descomposición la adicción de más hidrógenocarbonato?; d) ¿Favorece la descomposición la retirado de dióxido de carbono y vapor de agua? 266. Dado el equilibrio: H2O(g) + C(s) CO(g) + H2(g) H>0; señale, razonadamente, cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono: a) Elevar la temperatura. b) Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio. c) Introducir H2 en la mezcla en equilibrio; d) añadir un catalizador. 267. Dado el siguiente equilibrio que posee una variación de entalpía negativa: 2H 2(g) + O2(g) 2H2O(g). Describa el efecto que se producirá al: a) enfriar, b)añadir vapor de agua; c) Comprimir; d) Aumentar la presión de hidrógeno; e) Aumentar el volumen del recipiente; f) indique si alguno de los cambios anteriores hará cambiar la constante de equilibrio 268. El etano puede obtenerse por hidrogenación del eteno a partir de la reacción CH2=CH2(g)+H2(g) CH3-CH3; H=-137kJ/mol Razone cuáles serían las condiciones de presión y temperatura más adecuadas para obtener un elevado rendimiento en la producción de etano. 269. La siguiente tabla presenta la variación de la constante de equilibrio con la temperatura para la síntesis del amoniaco según la reacción: N2(g) + 3H2(g) Temperatura(ºC) 25 200 300 400 500 KC 6·105 0’65 0’011 6’2·10‾4 7’4·10‾5 2NH3(g) Indique, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) La reacción directa es endotérmica. b) Un aumento de la presión sobre el sistema en equilibrio favorece la obtención de amoniaco. 270. La constante de equilibrio de la reacción que se indica vale 0,022 a 200º C y 34,2 a 500º C. : PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g). a) Indicar si el PCl5 es más estable, es decir, si se descompone más o menos, a temperatura alta o a temperatura baja; b) ¿La reacción anterior es exo o endotérmica?; c)¿correspondería mayor o menor energía de activación a la descomposición o a la descomposición del PCl5?; d) explica tres formas de incrementar la cantidad de producto obtenida. 271. Para la reacción H2(g) + I2 (g) 2HI(g) suponiendo que AH es negativa, ¿Cómo se esperaría que fuese K c a 600º C: mayor o menor que a 400 º C? 272. La formamida se descompone según la reacción HCONH2(g) NH3(g) + CO2(g). En un matraz de 5L se introducen inicialmente 2,5 moles de formamida. Al calentar a 130ºC se establece el equilibrio cuya constante es 4,8 mol/L. Calcula: a) El grado de disociación (0,912); b) El valor de Kp a esa temperatura (158,6); c) La presión total de la mezcla en el equilibrio (31,6) 273. A 423 K se produce el siguiente equilibrio: 4 HCl(g) + O 2(g) 2H2O(g) + 2Cl2(g). Si inicialmente se dispone de 3,6 moles de HCl y 2 moles de oxígeno en un recipiente de 2 L y cuando se alcanza el equilibrio hay 1,4 moles de oxígeno sin reaccionar calcula Kc a 423 K (1,43). 274. Una mezcla gaseosa constituida por 7 moles de hidrógeno y 5 moles de yodo, se introduce en un reactor de 25 litros y se calienta a 400ºC. En el equilibrio se han formado 9 moles de yoduro de hidrógeno. Calcula K c (64,8) 275. El N2O4 (g) se descompone parcialmente a 45º C para dar 2 moles de NO 2 (g). En un recipiente vacío de 1 L a 45º C se introducen 0,1 mol de N2O4 y se alcanza el equilibrio a una presión de 3,18 atm. Calcule: a) las constantes de equilibrio Kc y Kp (0,0248; 0,647); b) el grado de disociación del N 2O4 (0,22). 276. A 1127º C ozono y oxígeno están en un recipiente cerrado a la presión de 18,1 atm según el equilibrio: 2 O 3(g) 3O2(g). Si el grado de disociación del ozono es 0,97: a) calcula el valor de K p(4,3.10-4)b) Al calentar el recipiente se observa que el equilibrio se desplaza aumentando la concentración de ozono y disminuyendo la de oxígeno. Explica si el proceso es endo o exotérmico. 277. En un recipiente de paredes rígidas se hace el vacio y después se introduce N 2O4 hasta alcanzar una presión de 1 atm a 100 º C. El N2O4 se disocia parcialmente según: N2O4(g) 2NO2(g). Al alcanzarse el equilibrio la presión total es de 1,78 atm a 100º C. a) Calcule la concentración inicial de N 2O4(0,033) ; b) Calcule las concentraciones en el equilibrio y el grado de disociación (8.10-3, 0,05 76%; c) Calcule las constantes Kc y Kp (0,31; 9,5) 278. En el interior de un recipiente de 10 litros, conteniendo oxígeno ozonizado, existe a 2000 K una presión de 7,33 atmósferas. ¿Cuál es la presión parcial del ozono, sabiendo que el valor de la constante Kp correspondiente a la reacción: 2O3(g) 302(g) es: Kp = 4,17 1014. Solución: Po3 = 9,72' 10-7 atm. 279. La constante de equilibrio Kc para la reacción gaseosa: H 2 + I2 2HI vale 55,3 a 700 K. Se pide: a) Decir lo que ocurrirá al mezclar a dicha temperatura, en un recipiente cerrado, estas tres sustancias a las presiones parciales siguientes: PH2 = 0,02 atm; P I2, = 0,02 atm; PHI = 0,70 atm.b) ¿Cuáles serán las réspectivas presiones parciales de equilibrio? Solución: a) La reacción se verificará de derecha a izquierda hasta alcanzar-se el equilibrio; b) PH2 = PI2 = 0,0784 atm; PHI = 0,583 atm. 280. El carbonato de plata tiene tendencia a descomponerse. Si se mantiene en un recinto cerrado, acaba por alcanzar un estado de equilibrio representado por: Ag2CO3(s) + calor Ag2O(s) + CO2(g) La constante de equilibrio KP a 110ºC vale 0,0095. a)Suponiendo que se introduce en un recipiente de 100 cm3 una muestra de 0,5 gramos de Ag2CO3 y se calienta a 110ºC, ¿qué valor alcanzará la presión de C0 2 cuando se alcanza el equilibrio? b) ¿Qué sucederá si una vez alcanzado el equilibrio se eleva la temperatura a 115ºC?Solución:a) P CO2 = 0,0095 atm; b) el equilibrio se desplaza hacia la derecha. TEMA 7 ACIDO BASE. EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD LOGSE 2004/03/02/01/00 281. De las siguientes especies químicas: H3O+, HCO3-, CO32-, H2O, NH3, NH4+, explique según la teoría de BrönstedLowry: a) Cuáles pueden actuar solo como ácido b) Cuáles solo como base c) Cuáles como ácido y base 282. Se disuelven 0,86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0,1 L de disolución. Calcule: a) Las concentraciones de las especies O- y Ba2+ en la disolución.b) El pH de la disolución. 283. En una valoración ácido-base, se valora un ácido débil (HA) con una base fuerte (BOH). Al llegar al punto final razone sobre la veracidad de las siguientes afirmaciones: a) Solo se han neutralizado parte de los iones OH - de la base. b) El pH en el punto de equivalencia es 7. c) Se han gastado los mismos moles de ácido que de base. 284. Explique, con las ecuaciones químicas necesarias, por qué al mezclar 20 mL de ácido clorhídrico 0,10 M con 10 mL de amoníaco 0,20 M la disolución resultante no es neutra. Indique si su pH será mayor o menor de 7. 285. a) Según la teoría de Bronsted, indicar los pares ácido-base conjugados entre las siguientes especies químicas: HNO2, HCl, NH3, OH-, H2O, NO2-, NH4+. b) Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración con cada una de las especies químicas anteriores. Ordenarlas razonadamente de menor a mayor pH. Datos: Ka (HNO 2) = 4 ·10-4; Ka (NH4+) = 5,6 ·10-10. 286. Calcular: a) El pH cuando se añaden 50 mL de ácido clorhídrico 0,16 M a 50 mL de hidróxido potásico 0,2 M. b) El pH cuando se añaden 50 mL de ácido clorhídrico 0,24 M a 50 mL de hidróxido potásico 0,2 M. c) El volumen de ácido clorhídrico 0,5 M necesario para neutralizar 50 mL de hidróxido potásico 0,2 M diluidos con 100 mL de agua destilada. d) El volumen de ácido clorhídrico 0,5 M que se ha de añadir a 50 mL de hidróxido potásico 0,2 M para obtener un pH de 1. 287. Ordena los siguientes compuestos de mayor a menor pH de sus disoluciones acuosas: hidróxido de sodio, ácido sulfúrico, acetato de sodio, y cloruro de amonio. Justifica la respuesta con las correspondientes reacciones. 288. Calcula el pH de las siguientes disoluciones acuosas: a) Hidróxido amónico 0,01 M. b) Hidróxido de sodio 0,05 M.Datos: constante de basicidad del hidróxido amónico, Kb = 1,8 ·10-5. 289. Se dispone de las siguientes disoluciones: i) Ácido clorhídrico 10 -3 M.ii) Anilina (C6H5NH2) 0,1 M. Calcular: a) El grado de disociación de cada una.b) El pH de cada una. Dato: Kb (anilina) = 4,6 ·10 -10. 290. Indicar, razonadamente, si son ciertas o falsas las proposiciones siguientes: a) Para preparar 100 mL de una disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,1 M se deben utilizar 0,858 mL cuando se parte de una disolución acuosa de ácido clorhídrico comercial del 36% en peso y densidad de 1,18 g ·mL-1. b) Una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1,2 M posee mayor número de moles y mayor número de gramos de soluto por litro de disolución que una disolución acuosa de ácido nítrico 0,8 M. 291. ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o a una base? b) Si se añade agua a una disolución de pH = 4, ¿qué le ocurres a la concentración de H 3O+? 292. En dos vasos, A y B, se tienen dos disoluciones de la misma concentración. El vaso A contiene 25 mL de una disolución de NaOH y el vaso B 25 mL de una disolución de amoniaco. Las dos disoluciones se van a valorar con una disolución de HCl. Indique, razonadamente, si son verdaderas o falsas las siguientes cuestiones: a) Las dos disoluciones básicas tienen el mismo pH inicial. b) Las dos disoluciones necesitan el mismo volumen de HCl para su valoración. c) En el punto de equivalencia, el pH de la valoración de B es de 7. d) En las dos disoluciones se cumple que, en el punto de equivalencia [H+] = [OH-].Datos Kb (amoniaco) = 1,8 x 10-5. 293. Aplicando la teoría de Bronsted y Lowry, razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Un ácido fuerte reacciona con su base conjugada dando una disolución neutra. b) La base conjugada de una ácido débil (K a = 1,8 x 10-5) es una base fuerte. c) Un ácido y su base conjugada se diferencian en un protón. 294. Formula las siguientes sales e indica, razonadamente, el carácter ácido, básico o neutro que tienen las siguientes disoluciones acuosas: cianuro potásico, cloruro amónico, nitrato de sodio y sulfuro cálcico. 295. Decir, justificando razonadamente las respuestas, si son VERDADERAS o FALSAS las siguientes cuestiones: a) El amoniaco es una base de Arrhenius. b) Aunque una disolución acuosa de un ácido sea muy fuerte siempre habrá iones OH-. c) Si se mezclan volúmenes iguales de HCl y NaOH con concentraciones iguales, el pH resultante es ácido. d) El HSO4- es una especie que se comporta como anfótero. 296. A partir de los valores de Ka suministrados, deduzca si el pH de disoluciones acuosas de las siguientes sales es neutro, ácido o básico: a) NaF. b) NH4CN. c) NH4F. d) NH4Cl.Datos: Ka (HCN)= 6,2 x 10-10; Ka (NH4+) = 5,5 x 10-10; Ka (HF) =6,7 x 10-4. 297. Se dispone de dos disoluciones de ácidos de igual concentración. Una contiene ácido acético (K a = 1,5 x 10-5 M) y la otra ácido tricloroacético (Ka = 1,5 x 10-3 M). Indique, sin resolver pero razonando la respuesta, qué disolución tendrá mayor pH. 298. Complete las cuatro reacciones siguientes y razone qué sentido predominará en cada una de ellas: a) CH 3-COOH + H2O ....... b) HClO + OH- .......... c) F- + H2O ......... d) CN- + H3O+ .......... datos: Ka (CH3COOH) = 1,8 x 10-5; Ka (HCl) = 3,2 x 10-8; Ka (HF) = 7,1 x 10-4; Ka (HCN) = 4,9 x 10-10. 299. Indique razonadamente si las siguientes disoluciones acuosas son ácidas, básicas o neutras: a) HCl en concentración 0,01 M y NaOH en concentración 0,02 M. b) CH 3COOH en concentración 0,01 M y NaOH en concentración 0,01 M. c) CH3COONa en concentración 0,01 M. 300. El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación: 6 CO 2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g); ∆Hº = 3402,8 kJ. Calcule: a) La entalpía de formación estándar de la glucosa. b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis. Datos: ∆Hfº [H2O (l)] = -285,5 kJ/mol; ∆Hfº [CO2 (g)] = -393,5 kJ/mol. 301. Una disolución acuosa comercial de ácido sulfúrico es de un 80,70 % en peso de riqueza y tiene una densidad de 1,74 g/mL. Calcular: a) La molaridad de la disolución comercial. b) El volumen de disolución comercial necesario para preparar 2 litros de ácido sulfúrico 0,5 M. c) El pH cuando se añade 15 mL de hidróxido sódico 0,5 M a 10 mL de ácido sulfúrico 0,5 M. d) El pH cuando se añade 25 mL de hidróxido sódico 0,5 M a 10 mL de ácido sulfúrico 0,5 M. 302. El ácido acetilsalicílico (aspirina), de fórmula C9H8O4, es un ácido débil y monoprótico. Su solubilidad en agua es de 0,5 g en 150 cm3 de disolución, y una disolución saturada tiene un pH de 2,65. a) Encuentre la constante de acidez del ácido acetilsalicílico. b) Justifica si el pH de una disolución de la sal sódica del ácido acetilsalicílico es menor, igual o mayor que 7. c)la ingestión de aspirinas puede ser perjudicial en los casos en que hay tendencia de acidez gástrica excesiva. Justifique si los siguientes productos serían o no adecuados para compensar esta acidez: cloruro de sodio, vinagre, glucosa, hidrogenocarbonato de sodio. 303. Calcule cuántos mililitros de ácido clorhídrico 2x 10-2 M hay que añadir a 200 mL de agua para obtener una disolución de pH = 3,2. 304. Calcula: a) Los gramos de hidróxido sódico necesarios para obtener 250 mL de disolución de pH = 10. b) ¿Qué volumen de ácido clorhídrico, 0,10 M, hay que añadir a 200 mL de hidróxido potásico, 0,005 M, para obtener una disolución de pH=10? 305. En 500 mL de agua se disuelven 5 g de ácido acético (CH3-COOH). Sabiendo que su Ka = 1,8 x 10-5, calcular: a) El pH de la disolución. b) El grado de disociación, α. 306. Calcula el pH y la concentración inicial de amoniaco de una disolución de amoniaco en agua si el grado de disociación es de 1 %. Kb = 1,8 x 10-5. 307. Un ácido (AH) está disociado al 0,5 % en disolución 0,3 M. Calcule: a) La constante de disociación del ácido. b) El pH de la disolución. c) La concentración de iones [OH-]. 308. Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución acuosa de amoniaco 0,01 M. Datos: Amoniaco, Kb = 1,8 x 10-5. 309. Una disolución acuosa ácida, ¿qué pH puede tener? Explica el porqué. Una disolución acuosa de una sal de ácido fuerte y base débil, ¿es ácida, básica o neutra? Explica porqué. 310. Razone mediante un ejemplo si al disolver una sal en agua: a) Se puede obtener una disolución de pH básico; b) de pH ácido; c) de pH neutro. 311. Si queremos impedir la hidrólisis que sufre el acetato de socio en solución acuosa, ¿cuál de los siguientes métodos es el más eficaz?: a) añadir ácido acético; b)añadir NaCl; c) Añadir HCl; d) Ninguno, no es posible impedirla. 312. Una muestra de 25 cm3 de un vinagre fue valorada con una disolución de NaOH 0,60 M. La lectura de la bureta era de 0,6 mL en el instante inicial de la valoración y de 31,5 mL en el momento del viraje del indicador. A) Dibuja un esquema del montaje experimental; b) Calcula la concentración del ácido etanoico de la muestra de vinagre en términos de molaridad y de porcentaje en volumen (0,74 M, 4,24 %); c) Razona que indicador será adecuado para determinar el punto de equivalencia de esta valoración y cuál sería el cambio de coloración observado. Densidad del ácido etanoico puro = 1,05 g/cm3 313. Escribe una ecuación que muestre la reacción del ácido nítrico como un ácido de Brönsted-Lowry, con agua. ¿Cuál es el papel del agua en la reacción? 314. Clasifique, según la teoría de Brönsted-Lowry, las siguientes especies, justificando la respuesta: 1) NH 4+; 2) HSO4-; 3) I-. b) Justifique el carácter ácido, básico o neutro de las disoluciones acuosas, resultantes del proceso de hidrólisis, de las siguientes sales: 1) NaNO3; 2) CH3COOK. 315. Explique el significado de los siguientes términos poniendo algún ejemplo: a) Ácido y base de Brönsted-Lowry; b) Par ácido-base conjugado; c) Sustancias anfóteras. 316. a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0,5 M? (0,3); b) Si añadimos agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un volumen de 500 mL, ¿cuál será el nuevo pH?(1,30); c) Describa el procedimiento a seguir y el material necesario para preparar la disolución más diluida. 317. Se mezclan 100 mL de HCl 0,2 M y 400 mL de HCl 0,1 M y 250 mL de agua destilada. Calcula la molaridad de la disolución resultante suponiendo volúmenes aditivos (0,08M) y los gramos de hidróxido de cinc necesarios para neutralizar dicha disolución (2,98g). 318. ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución 0,1 M de NaOH?(13); b) Si se añade agua a esta disolución hasta que el volumen resultante sea diez veces mayor, ¿cuál será el pH?(12); c) ¿qué cantidad de HCl 0,5 M hace falta para neutralizar la disolución inicial? (10mL) 319. Se desea preparar una disolución 2 molar de [H+]. Señale razonadamente si es válido: a) Tomar 2 moles de ácido sulfúrico y enrasar con agua en matraz aforado de 500 mL; b)Tomar 2 moles de ácido nítrico y enrasar con agua en un matraz aforado de 1000 mL; c) Partiendo de una disolución de ácido clorhídrico de concentración 35% y d = 1,18 g/mL, calcule los centímetros cúbicos necesarios para preparar 500 mL de disolución 2 M. (88,3) 320. El agua de lluvia más ácida que se ha medido tenía un pH=2,4.a)¿Cuántas veces era mayor su [H +] que su [OH]?(1.6.109);b) Explique por qué se forma este tipo de lluvia. 321. Diariamente, una planta industrial vierte a un río 40000 L de aguas residuales de pH= 1,3. a) ¿Cuál es la concentración de iones hidronio de las aguas residuales?(0,05M); b) ¿Cuántos moles de iones hidronio se vierten al río cada día?(2000); c) Si se pretenden neutralizar dichas aguas antes de que llegue al río: ¿cuántos moles de hidróxido de sodio se precisan?(2000) ¿y de hidróxido de calcio?(1000); d) Si se utiliza NaOH sólido a un precio de 1 €/kg, calcule el coste diario de la neutralización (80). 322. Se precisa una disolución acuosa de pH=8. Para prepararla, se decide diluir con agua una disolución de ácido clorhídrico hasta obtener [HCl] = 10-8M. ¿se trata de un procedimiento correcto?. Razonar la respuesta (No). 323. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución. Calcule: a) La molaridad de la disolución y el pH (0,42M y 13,6); b) La molaridad de una disolución de HBr, de la que 30 mL de la misma son neutralizados con 25 mL de la disolución de la base (0,35M). 324. Se tienen 500 mL de una disolución de ácido clorhídrico del 5% en peso y densidad 1,05 g/cm 3. Se añaden 28 g de hidróxido sódico sólido y se agita hasta su disolución total. Suponiendo que no hay variación de volumen, calcule el pH una vez completada la reacción ácido-base entre el ácido clorhídrico y el hidróxido sódico añadido (1,4). 325. A 100 cm3 de una disolución de ácido nítrico de concentración 0,01M se le añaden 100 cm3 de otra disolución de hidróxido de bario de concentración 0,01M. a) escribe la reacción que tiene lugar entre estos dos compuestos; b) Determina si la reacción será completa o quedará algún reactivo en exceso(hay un exceso de 5.10 -4 moles de Ba(OH)2); c) Calcula el pH de las disoluciones iniciales y de la disolución final. (pH(ácido)= 2; pH(base) = 12,3; pH(final)=11,7) 326. Un ácido débil HA tiene una constante de ionización de 3.10 -4. a) Calcula la concentraciones en el equilibrio de A-, HA y H3O+, en una disolución 0,02M del ácido (0,01976 M, 2,4.10-4 M); b)¿qué pH tiene la disolución? (3,6) 327. Una disolución de ácido benzoico, C6H5COOH, ácido monoprótico, está ionizada al 1,2 %. Calcula la concentración inicial y el pH, sabiendo que Ka = 6,6.10-5. (0,45 M, 2,3). 328. a) Se tienen 50 mL de una disolución 0,5 M de etilamina. ¿Cuál es el pH de la disolución?(12,15). K b=3,98.10-4; b) Si los valores de las constantes de disociación ácido a 25ºC de los ácidos HClO y HCOOH son 3.10 -8 y 1,82.10-4, respectivamente, deduzca y justifique que base conjugada es la más débil.(HCOO-) 329. Se preparan 100 mL de una disolución de amoniaco diluyendo con agua 2 mL de amoniaco del 30% en peso y densidad 0,894 g/mL. Calcular: a) la concentración de la disolución diluida(15,8M); b) el pH de esta disolución(11,4).Datos: Kb=1,8.10-5 y Pm. 330. Se dispone de una disolución acuosa 0,001M de ácido 2-cloroetanoico cuya Ka=1,3.10-3. Calcule: a)El grado de disociación del ácido (66%); b) El pH de la disolución (3,2); c) Los gramos de ácido que se necesitarán para preparar dos litros de esta disolución (0,189g) 331. A partir de los datos siguientes: Ka(ácido 2-cloroetanoico)=1,3.10-3; Ka(ácido 2-hidroxipropanoico)=1,38.10-4 ;Ka (acido 3-hidroxipropanoico)=1,99.10-5 ;Ka(ácido propanoico)=1,38.10-5; consteste razonadamente a las siguientes cuestiones: a) Formule cada uno de los ácidos; b) ¿Cuál es el que está mas disociado? (El 1º); c) ¿Qué ácidos darían pH mayor que 7 en el punto de equivalencia de su valoración con NaOH? (todos excepto el 1º) 332. En el laboratorio se preparó una disolución de ácido yódico disolviendo 3,568 g en 150 mL de agua. Teniendo en cuenta que el pH de la disolución resultante fue 1,06 calcule: a) la constante de disociación del ácido (0,16); b) El grado de disociación del ácido (64%); c) Si tras llegar al equilibrio, se añaden 1,256 g de ácido, ¿cuál será el pH de la disolución resultante? (0,96). 333. Se añaden 7 g de amoniaco en la cantidad de agua necesaria para obtener 500 mL de disolución. Calcule: a) el pH de la disolución resultante. Kb=1,8.10-5 (11,6); b) El volumen de ácido sulfúrico 0,1 N necesario para neutralizar 250 mL de la disolución anterior (2,04 L). 334. Disponemos de dos disoluciones de la misma concentración. Una contiene hidróxido de sodio y la otra amoniaco. Indicar, razonando la respuesta, cuál de las dos tendrá un pH más alto. (la del hidróxido de sodio) 335. Explique por qué una disolución de cloruro amónico tiene un pH menor que 7 y una disolución de acetato de sodio mayor. 336. a) Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración con cada una de las sustancias siguientes: acetato sódico, cianuro sódico, nitrito sódico, hidróxido de sodio y nitrato sódico. Ordenarlas razonadamente de mayor a menor pH. (hidróxido sódico, cianuro sódico, acetato sódico, nitrito sódico, nitrato sódico) b) Una disolución acuosa de cianuro sódico, ¿es ácida, básica o neutra?. Explicar porqué escribiendo la reacción (básica). Datos: K a(ácido acético)=2.10-5; Ka(ácido cianhídrico)=6,3.10-10; Ka(ácido nitroso)=5.10-4. 337. a) Hidrólisis del cloruro amónico. Kb=1,8.10-5 (Kh= 5,6.10-10); b) pH de una disolución 0,4 M de cloruro amónico. (4,8). 338. Se dispone en el laboratorio de disoluciones acuosas 0,1 M de las siguientes sustancias: NaNO 3, H2SO4, KOH, CH3COOH y NH4Cl. Responda razonadamente: a) Ordene las disoluciones por orden creciente de pH (sulfúrico, acético, cloruro de amonio, nitrato de sodio e hidróxido de potasio); b) Si mezclamos 50 mL de la disolución 0,1 M de KOH con 50 mL de la disolución 0,1 M de CH3COOH, indique si la disolución resultará ácida, básica o neutra. (básica) 339. Complete los siguientes equilibrios ácido-base, identificando de forma razonada los pares ácido bases conjugados: a) ----+H2O CO32- + H3O+; b) NH4+ + OHH2O + -------; c) F- + H2O OH+ ------. 340. Calcule los gramos de ácido acético que se deben disolver en agua para obtener 500 mL de una disolución que tenga un pH = 2,72 (6g); b) Describa el material y procedimiento necesario a seguir para preparar la disolución anterior. 341. Se tienen dos disoluciones 0,10 M, una de hidróxido de sodio y otra de amoniaco. Calcule el pH de cada una de estas disoluciones y comente las diferencias obtenidas. Kb=1,8.10-5 (13;11,1) 342. El ácido cloroacético, ClCH2COOH, en concentración 0,01M y a 25ºC se encuentra disociado en un 31%. Calcule: a) Laconstante de disociación del ácido (1,39.10-3); b) El pH de la disolución (2,51). 343. Se dispone de un litro de disolución de HCl de pH = 2. a) volumen de agua a añadir para que la disolución resulte de pH = 3 (9L); b) resuelve el mismo problema si en lugar de HCl se trata de ácido acético Ka=1,8.10-5. (99L) 344. ¿Cuál es la concentración molar de una disolución deamoniaco cuyo pH es el mismo que el de una disolución 4,33.10 -5 M de NaOH. (1,47.10-4M) 345. Explique razonadamente si son ciertas o no cada una de las siguientes afirmaciones referidas al momento en el que se alcanza el punto de equivalencia en una valoración ácido-base: a) el pH de la disolución formada puede ser distinto de 7; b) el número de moles de ácido y de base que han reaccionad son iguales; c) los volúmenes de ácido y base consumidos son iguales. 346. En la etiqueta de una botella de H2SO4 figuran los siguientes datos: d = 1,84 g/cm3 y 96% en masa. Calcule: a) la molaridad y fracción molar de H2SO4 en la disolución (18M, 0,81); b) El volumen de NaOH 2,0M necesario para neutralizar 10 cm3 de ácido y el pH final (180 mL, 7). 347. Disponemos de un vaso que contiene una disolución 0,10 M de ácido HX y otro vaso con una disolución 0,10 M de HY. Se miden los pH de las disoluciones, que resultan se de 2,9 para el HX y de 1,0 para el HY. A) Razone qué ácido es fuerte y cuál débil a partir de estos datos; b) Calcule las constantes de disociación y los grados de disociación para las disoluciones de HX y HY (1,61.10-5 e infinito respectivamente; 1,26% y 1 respectivamente); c) Si preparamos disoluciones de sales sódicas de ambos ácidos, NaX y NaY, razone su carácter neutro, ácido o básico 348. Se mezclan 250 mL de una disolución de hidróxido de calcio 0,1 M con 125 mL de ácido clorhídrico 0,75 M: a) nombre de la reacción que se produce entre ambas especies; b) ¿qué especie queda en exceso?(0,044moles HCl); c) pH de la disolución resultante (0,93). 349. Se necesitaron 36,4 mL de una disolución de NaOH de concentración desconocida para valorar 50 mL de ácido acético 0,125 M, con fenolftaleina (vira entre 8 y 9,5) como indicador: a) pH de la disolución de NaOH (13,24); b) pH en el punto de equivalencia Ka=1,8.10-5 (8,8); c) Por qué se utilizó fenolftalenina como indicador. 350. Para determinar la concentración de ácido acético en un vinagre, se va a realizar una valoración ácido-base. Se introducen 10 mL de vinagre en un erlenmeyer o en un vaso, se añaden unas gotas de fenolftaleina y... :a) Explica como continua el procedimiento; b) si en la valoración se consumen 34 mL de NaOH 0,25 M, determinar la concentración molar y el % en peso del ácido acético en el vinagre (0,84M y 5,1%). 351. Se tienen 100 mL de agua destilada. Se añade 1 mL de ácido clorhídrico 5M. A continuación 5 mL de hidróxido sódico 5 M. Finalmente se añaden 106 mL de agua destilada. Calcule el pH inicial del agua y los sucesivos pH tras las adiciones. Considere volúmenes aditivos. (7; 1,3; 13,3; 13) 352. Explica cuál de las siguientes disoluciones acuosas tiene el pH más alto y el más bajo: benzoato sódico; NH 4Cl; NaNO3. 353. 0,50 g de un ácido HA, de peso molecular 100, que se disocia en agua según la ecuación: HA + H2O H3O+ + A- se disuelven en agua para obtener 125 ml de disolución cuyo pH = 2,00. ¿Cuál es el grado de disociación del ácido? Solución: = 0,25. 354. Calcular el pH de una disolución 10-7 M de ácido clorhídrico. Solución: pH = 6,79. 355. Determinar el grado de hidrólisis del acetato de sodio, en disolución acuosa 0,7 M (Ka(CH 3-COOH) = 1,8 10-5 ( 2,8 105 ) 356. 20 ml de una disolución 0,50 M de ácido clorhídrico se mezclan con 50 ml de otra disolución 0,20 M de amoníaco. Suponiendo que los volúmenes sean aditivos, determinar el pH de la disolución resultante. Dato: Kb para el amoníaco = 1,8 10-5, (pH = 5,13) 357. Razonar si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones referentes a una disolución acuosa de ácido acético: a) Cuanto mayor sea la concentración inicial de ácido acético, mayor será la concentración de iones acetato en la disolución. b) El grado de disociación del ácido acético es independiente de la concentración inicial del ácido. c) Si se añade una pequeña cantidad de ácido a la disolución, el grado de disociación del ácido acético aumenta. d) Si se añade acetato de sodio a la disolución, su pH aumenta.; e) El grado de disociación del ácido acético aumenta al disminuir la concentración inicial. 358. ¿Qué sucede si a una disolución acuosa de amoniaco se añade cloruro de amonio? a) El grado de disociación del amoníaco disminuye.b) El grado de disociación del amoníaco permanece constante.c) El pH de la disolución aumenta.d) El pH apenas varía si a la disolución final se agrega una pequeña cantidad de ácido clorhídrico.e) El pH experimenta gran variación si a la disolución final se agrega una pequeña cantidad de hidróxido de sodio. 359. Queremos obtener una disolución amortiguadora de pH = 8,95. Calcular, para ello, en qué proporción se han de mezclar dos disoluciones de igual concentración molar, una de cloruro de amonio y otra de amoníaco. (Kb (NH3) = 1,8 10-5) Solución: Doble volumen de la primera que de la segunda. 360. Tenemos 0,2 litros de una disolución amortiguadora 0,1 M en NaHSO4 y 0,1 M en Na2SO4.a) Calcular su pH.b) Calcular la variación de pH que se producirá al añadir a la anterior disolución 10 ml de HCl 0,05 M.c)Idem, en el caso de añadir, en vez de HCl, 10 ml de NaOH 0,05 M. La segunda constante de disociación del ácido sulfúrico, correspondiente al proceso: HSO4- + H20 SO42- + H20 vale: 1,26 10-2Solución: a) pH = 1,989; b) pH = 0,013; c) pH = 0,022. 361. ¿Qué entiendes por fuerza de un ácido?. ¿Cuál es la relación existente entre la fuerza de un ácido y su constante de disociación?. Ilustrar estas respuestas con ejemplos. 362. ¿Qué es una disolución reguladora?. ¿Cómo efectúa su acción reguladora una disolución tampón?. Razonar la respuesta. 363. Una disolución reguladora contiene amoniaco 0,3 M y cloruro de amonio 0,25 M. ¿Cuál es su pH?. Kb=1,8x10-5 a 25 ºC. 364. ¿Qué es un indicador ácido-base?. ¿Cómo actúa?. ¿Para qué se utiliza?. 365. ¿Qué significado tiene un equivalente de un ácido o de una base en una valoración?. ¿Cuántos equivalentes de ácido hay en un mol de : ácido clorhídrico, ácido fosfórico, ácido sulfúrico?. ¿Cuántos moles de hidróxido de sodio se necesitan para neutralizar un mol de ácido sulfúrico?. 366. Seleccionar un indicador adecuado para la titulación de una disolución 0,1 M de cada uno de los siguientes ácidos con hidróxido de sodio 0,1 M.a) Ácido acético (Ka=1,8x10 -5).b) Ácido hipocloroso (Ka=3x10-8 )c) Fenol (Ka=1,x10-10) 367. Calcular cómo varía el pH de 25,0 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0,1 M al ir añadiendo hidróxido de sodio 0,1 M en proporciones sucesivas hasta completar un volumen de 50 ml de hidróxido de sodio añadido. (Se supone que los volúmenes son aditivos). TEMA 8 REACCIONES REDOX: EJERCICIOS REDOX SELECTIVIDAD LOGSE 2004/03/02/01/00 368. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: MnO 4- + Cl- + H+ Mn2+ + Cl2 + H2O. Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El Cl - es el agente reductor. b) El MnO4- experimenta una oxidación. c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman también 4 moles de H2O por cada mol de MnO4-. 369. Los potenciales normales de reducción de los electrodos Cu2+ / Cu y Zn2+ / Zn son, respectivamente, 0,34 V y 76 V. Contestar razonadamente: a) ¿Qué reacción tiene lugar si a una disolución acuosa 1M de Zn 2+ se añade cobre metálico? b) ¿Cuál es el potencial normal (o estándar) que se ha de aplicar en la celda electrolítica formada con estos dos electrodos? c) ¿Cuál es el polo positivo y cuál el polo negativo en esta celda electrolítica? d) ¿Qué intensidad de corriente, en amperios, es necesaria para depositar en el electrodo 6 g de cinc metálico durante 30 minutos?Datos: 1 Faraday = 96500 C.masa atómica relativa: Zn = 65,4. 370. a) Ajustar la siguiente reacción por el método del ion-electrón: K2Cr2O7 + H2S + HCl CrCl3 + S+ KCl + H2O b) Calcular cuántos gramos de azufre se obtienen con 10 gramos de oxidante. Datos: masas atómicas relativas: H = 1; O= 16; S= 32; Cl = 35,5; K= 39; Cr = 52. T 371. Dada la siguiente reacción redox: HCI + K2Cr2O7 CrCI3 + KCI + CI2 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule la molaridad de la disolución de HCI, si cuando reaccionan 25 mL de la misma con exceso de K2Cr2O7 produce 0,3 L de CI2 medidos en condiciones normales. 372. a) Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar, indique de forma razonada si el ácido nítrico reaccionará con el cobre metal para dar iones Cu2+ y óxido de nitrógeno (II). b) Si el apartado anterior es afirmativo escriba la ecuación iónica, ajústela por el método del ion-electrón e indique el agente oxidante y el agente reductor.Datos: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(NO3-/NO) = 0,96 V. 373. En el laboratorio se han realizado1os siguientes experimentos en tubo deensayo Experimento Observación 1 Aluminio metálico + ácido clorhídrico Comienza a desprenderse un gas incoloro 2 Plata metálica + ácido clorhídrico No ocurre nada 3 Aluminio + disolución de nitrato de cobre(II) El aluminio se recubre de un depósito de cobre 4 Plata + disolución de nitrato de aluminio No ocurre nada Escribir las ecuaciones iónicas de las reacciones químicas en las que ocurre algún fenómeno observable. B)Señalar en cada caso el oxidante y el reductor.C) Justificar las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de reducción. D) Dibujar un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción del tubo 3 indicando el cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de migración de los iones en las disoluciones. Datos: Eº(Al 3+/Al) ; -1,66 V; Eº(Cu2+/Cu) ; 0,34 V; Eº(Ag+/Ag) = 0,80 V 374. Para la celda galvánica Fe2+/Fe3+//Cu2+/Cu, indica:a) El electrodo de mayor potencial normalb) La reacción completa de la pila 375. 5. Ajustar y completar, por el método del ion-electrón, las reacciones a) MnO4- + SO2 Mn2+ + HSO4- en disolución ácida. b) Bi(OH)3 + SnO2 2- SnO3 2- + Bi en disolución básica. 376. Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico se forma azufre, di óxido de nitrógeno y agua.a) Ajuste la reacción de oxidación-reducción que tiene lugar e indique cuáles son las especies oxidante y reductora. b) Calcule la masa de azufre que se obtendrá a partir de 15 cm3 de ácido nítrico concentrado (del 60% en masa y densidad 1,38 g .cm-3). 377. Considere los siguientes potenciales normales: Eº(Au3+/Au) = 1,50 V; Eº(Mn2+/Mn) = -1,18 V; Eº(Ca2+/Ca) = -2,87 V yEº(Ni2+/Ni) = -1,25 V.Conteste razonadamente:a) ¿Cuáles de estos elementos en estado metálico cabe esperar que sean oxidados en disolución ácida 1 M? Escriba las reacciones.Dato: Eº(H +/1/2H2) = 0,0 V.b) ¿ Ocurrirá alguna reacción al introducir una barra de calcio metálico en una disolución 1 M de Au 3+? Escriba la reacción en caso afirmativo. 378. Dibuje un esquema de una cuba o célula electrolítica con un ejemplo práctico. Indique sus elementos constitutivos explicando la función que desempeña cada elemento en el proceso electrolítico. 379. Dada la siguiente reacción:K2Cr2O7 + KI + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O a) Deducir, razonando la respuesta, qué sustancia se oxida y cuál se reduce. b) ¿Cuál es la sustancia oxidante y cuál la reductora?c) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación, reducción, y la reacción global. 380. a) Enunciar las leyes de Faraday. b)Definir: cuba electrolítica, función de estado, energía de enlace, base conjugada y potencial de ionización. 381. Dados los potenciales están dar de reducción (Eº) siguientes: Cl 2/2 Cl- = 1,36 V; Br2/2 Br- = 1,06 V; I2/2 I- = 0,53 V. Justifique si serán espontáneas o no las reacciones:a) Cl2 +2 KI 2 KCl + I2 b) Br2 + 2 KCl 2 KBr + Cl2 d) I2 + 2 NaBr 2 NaI + Br2 382. Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO 3 en el que se obtiene Ag metal, justifique si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:a) Para obtener 1 mol de Ag, se requiere el paso de dos moles de electrones.b) En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua.c) En el cátodo se produce oxígeno.d) Los cationes de plata se reducen en el cátodo. 383. En un vaso que contiene .100 mL de disolución de concentración 10 -3 M del ion Au3+ se introduce una placa de cobre metálico.a) Ajuste la reacción redox que se podría producir. Calcule su potencial normal e indique si es espontánea.b) Suponiendo que se reduce todo el Au3+ presente, determine la concentración resultante de iones Cu2+. Calcule los moles de electrones implicados.Datos: Eº(Au3+ / Au) = 1,52 V; Eº(Cu2+ / Cu) = 0,34 V. 384. El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación: NaBr + HNO3 Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón.b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 50 g de bromuro de sodio se tratan con 25 g de ácido nítrico. 385. a) Ajuste la siguiente reacción utilizando el método del ion-electrón: K2Cr2O, + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + I2 + K2SO4 + H2O b) Calcule además el peso equivalente del K2Cr2O,. 386. El dicromato de potasio en disolución acuosa, acidificada con ácido clorhídrico, reacciona con el cloruro de hierro (II) según la siguiente reacción (no ajustada): FeCl2 (aq) + K2Cr2O7 (aq) + HCl (aq) FeCl3 (aq) + CrCl3 (aq) + KCl (aq) + H2O (l) En un recipiente adecuado se colocan 3,172 g de cloruro de hierro (II), 80 mL de dicromato de potasio 0,06 M, y se añade ácido clorhídrico en cantidad suficiente para que tenga lugar la reacción: a) Escriba la ecuación ajustada de esta reacción. b) Calcule la masa (en gramos) de cloruro de hierro (III) que se obtendrá. 387. Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: E 0 (Cu2+ /Cu) = 0,34 V, E0 (Mg2+/Mg) = -2,37 V y E0 2+ (Ni /Ni) = - 0,25 V. Explique de forma razonada cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea: Mg2+ + Cu Mg + Cu2+; Ni + Cu2+ Ni2+ + Cu; Mg + Cu Mg2+ + Cu2+; Ni2+ + Mg Ni + Mg2+. 388. a) Ajustar la siguiente reacción por el método del ion-electrón: MnSO4 + PbO2 + H2SO4 HMnO4 + PbSO4 + H2O. b) Indicar razonadamente el proceso de oxidación y el de reducción. 389. En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos en tubo de ensayo: tubo experimento observación 1 Cinc metálico + Ácido clorhídrico Comienza a desprenderse un gas incoloro 2 Cobre metálico + Ácido clorhídrico No ocurre nada 3 Cobre + Disolución de sulfato de cinc No ocurre nada 4 Cobre + Disolución de nitrato de plata En el cobre se forma un depósito gris metálico a) Escribir las ecuaciones iónicas de las reacciones químicas observadas. b) Señalar, en cada caso, el oxidante y el reductor. c) Justificar las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de reducción. d) Dibujar un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción de tubo 1 indicando el cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de migración de los iones en la disoluciones. Datos: E 0 (Zn2+/Zn) = -0,76 V; E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; E0 (Ag+/Ag) = 0,80 V. 390. La reacción del dióxido de manganeso con bromato de sodio en presencia de hidróxido de potasio rinde como productos permanganato de potasio, bromuro de sodio y agua. a) Ajustar la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. 391. a) Ajuste por el método del ion-electrón la reacción siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar: H 2SO4 + KBr SO2 + Br2 + K2SO4 + H2O. b) Nombre todos los compuestos que aparecen en la ecuación anterior. 392. Explique cómo construiría en el laboratorio una pila con electrodos de cinc y cobre. Haga el dibujo correspondiente. ¿En qué sentido circulan los electrones? ¿Cuáles son las especies oxidantes y reductoras? Justifique las respuestas. Datos: E 0 (Zn2+/Zn) = -0,76 V; E0 (Cu2+/Cu) = + 0,34 V. 393. Se construye la pila Zn/ Zn2+// Ag+/Ag. Indica razonadamente: a) Las semirreacciones, indicando quién se oxida, quién se reduce y la reacción total que tiene lugar. b) La fem de la pila. c) La polaridad de cada electrodo. Datos: E 0 (Zn2+/Zn) = -0,76 V; E0 (Ag+/Ag) = 0,80 V. 394. Ajustar por el método del ion-electrón, la siguiente reacción, indicando: a) Quién es la especie oxidante y cuál es la reductora. Qué especie se oxida y cuál se reduce. b) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción global. Na2SO3 + Na2Cr2O7 + H2SO4 Cr2 (SO4)3 + Na2SO4 + H2O. 395. Dibuje una pila voltaica construida con electrodos de cobre y plata sumergidos, respectivamente, en disoluciones 1 M de sulfato cúprico y nitrato de plata. Indique qué electrodo será el ánodo, cuál el cátodo, la dirección del flujo de electrones, el potencial de la pila y las semirreacciones que tendrán lugar en cada electrodo. Datos: E 0Cu2+/Cu = +0,34 V; E0Ag+/Ag = +0,80 V. 396. Utilizando el método del ion-electrón sobre la reacción redox siguiente: I2 + HNO3 NO + HIO3 + H2O; a) Escribe y explica las semirreacciones de oxidación y reducción. b) Escribe la reacción global ajustada. 397. El Cl2 (g) se obtiene en el laboratorio por oxidación del HCl con MnO2, formándose además MnCl2 y agua. a) Ajuste la reacción mediante el procedimiento del ion-electrón. b) ¿Qué volumen del HCl del 30% en peso y densidad 1,15 g/mL necesita para preparar 1 mol de Cl2? 398. a) Indique si se produce alguna reacción al añadir un trozo de Zn metálico a una disolución acuosa de Pb (NO3)2 1M. b) ¿Se producirá alguna reacción si añadimos Ag metálica a una disolución de PbCl 2 1M? Datos: Potenciales normales de reducción: Pb2+/Pb = - 0,13 V; Zn2+/Zn = - 0,76 V; Ag+/Ag = 0,80 V. 399. Se hace pasar una corriente de 5 A durante dos horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl 2 (fundido). a) Escriba las reacciones de electrodo. b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o desprenden en los electrodos. 400. El sodio metálico se obtiene industrialmente por electrolisis del cloruro de sodio fundido. a) Indique en qué electrodo (ánodo o cátodo) tendrá lugar la producción de sodio metálico y escriba la reacción correspondiente. b) Si se hace circular una corriente de 80 A durante 30 minutos por un recipiente que contiene cloruro de sodio fundido, calcule la carga que ha circulado y la masa de sodio que se obtiene. c) ¿Se podría obtener sodio metálico electrolizando una disolución acuosa de cloruro de sodio? Datos: F = 96500 C/mol. 401. El KMnO4(2) en medio ácido sulfúrico (3), reacciona con H 2O2 (5) para dar MnSO4(2), O2(5), H2O (8) y K2SO4(1). a) Ajuste la reacción molecular por el método del ión electrón; b) ¿qué volumen de O 2 medido a 1520 mm Hg y 125ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4(25,8 L) Datos: Masas atómicas. 402. Ajuste por el método del ión electrón la siguiente reacción: ácido sulfúrico (2)+bromuro potásico(2)==dióxido de azufre(1)+ bromo(1)+sulfato potásico(1)+agua(1);b)¿cuántos g de bromuro de potasio reaccionan con un 1 g de ácido sulfúrico? (1,21) 403. Explique razonadamente si son ciertas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones: a) El número de oxidación del cloro en ClO3- es –1; b) Un elemento se reduce cuando su número de oxidación cambia de menos a más negativo; c) Una especie se oxida cuando gana electrones. 404. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según la reacción sin ajustar: 8 ácido nítrico + 3 sulfuro de hidrógeno = 8 monóxido de nitrógeno + 3 ácido sulfúrico + 4 agua. a)Ajustar la reacción por el método del ión electrón; b)Definir un oxidante y un reductor; c) Calcular el peso equivalente del oxidante y del reductor en esta reacción. (eq(oxidante) = 20,7g; eq(reductor)=4g) 405. Supóngase una celda electrolítica que funciona en el sentido espontáneo de la reacción de la celda (celda voltaica). Decir razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Los electrones se desplazan del cátodo al ánodo; b) Los electrones atraviesan el puente salino; c) La reducción tiene lugar en el electrodo positivo (puede realizar un dibujo de la celda) 406. Cuando el cloruro de sodio se funde y se electroliza con electrodos inertes, ¿qué producto se forma en el ánodo? (Cl 2(g)) ¿Y en el cátodo?(Na(s)). Escribir ambas reacciones. 407. Se desea construir una pila cuya notación simplificada es Zn/Zn2+//H+/H2. a)Dibuje el esquema de la pila, e indique cuáles son el ánodo, el cátodo y el sentido del flujo de los electrones por el circuito externo. Calcule la fem estándar de la pila. (E0= +0,76); b) Calcule la variación de masa del electrodo de cinc, cuando hayan pasado 0,02 moles de electrones por el circuito.(0,655 g). 408. Para los semisistemas Zn2+/Zn y Cu2+/Cu, los potenciales normales de reducción son, respectivamente –0,76 y +0,34 V. Considere que se fabrica una pila con dos electrodos de cinc y cobre sumergidos en disoluciones de iones Zn 2+ y Cu2+ 1M. a)¿qué valor indicará el voltímetro de la pila? (1,10 V); b) ¿En qué sentido se moverán los electrones? ¿qué procesos suceden en los dos electrodos?; c) ¿Cuál es la energía libre de la reacción?¿en qué sentido será espontánea?.(-212,3 kJ); d)¿Cuál es la misión del puente salino? 409. ¿Qué pasará si ponemos una disolución de tetraoxosulfato (VI) de cobre (II): a) en un recipiente de cinc; b) en un recipiente de plata? Razone las respuestas. Datos: E0(Cu2+/Cu) = +0,34V; E0(Zn2+/Zn) = -0,76V; E0(Ag+/Ag) = +0,80V. Sol (a) Se deposita Cu(s) y el recipiente se descompone; b)nada) 410. Razona los gramos de sodio que pueden obtenerse haciendo pasar una corriente de 6,5 amperios durante 45 minutos a través de cloruro de sodio fundido. ¿En qué electrodo se produce la reacción?. Datos Masa atómica Na = 23 ; (4,18 g en el cátodo) 411. ¿Qué volumen de disolución 0,1 N de ácido nítrico se necesita teóricamente para oxidar de una forma total 5 gramos de fósforo, de acuerdo con la ecuación sin ajustar: P + HN0 3 + H2O H3P04 + NO (8,07 1 disolución.) 412. El ion Sn2+ es oxidado a Sn4+ en medio ácido por las disoluciones de ion permanganato, pasando éste a ion Mn 2+.a) Calcular el peso equivalente del SnCl2 H20 en dicha reacción. (103,8); b)Hallar los gramos de dicha sal que habrá que disolver en agua para obtener 750 cm3 de disolución N/100.( 0,779 g de SnCl2 H2O) 413. Al reaccionar el estaño con ácido nítrico, el estaño se oxida a SnO 2 y se desprende NO.a)Escribir la ecuación ajustada de esta reacción. ) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1 kg de la misma se obtienen 0,382 kg de Sn0 2, hallar el porcentaje de estaño en la aleación. Soución:a) 3Sn + 4HNO 3 3Sn02 + 4N0 + 2H2O; b) 30,1% de Sn. 414. Una muestra de hierro de 0,3445 g se disuelve en ácido, se reduce a sal de hierro (II) y después se valora con permanganato de potasio 0,1036 N, consumiéndose 41,22 cm3 dé este último. Calcular la riqueza en hierro de la muestra original.(69,2 %) 415. Ilustrar la oxidación progresiva del carbono mediante el cálculo de los números de oxidación de dicho elemento en los compuestos CH4, CH3OH, HCHO, HCOOH, CO2. 416. En medio ácido a la temperatura estándar, ocurre la oxidación de I- a I2 por medio de H3AsO4, el cual se reduce a HAsO2..a) Demostrar que dicha reacción se halla favorecida termodinámicamente;b) Calcular la constante de equilibrio;c) Indicar la influencia en un aumento del pH.Potenciales normales de reducción: I 2/I- (0,54 V); H3AsO4/HAsO2 (0,56 V). 417. Los siguientes datos son potenciales de distintos pares en disolución acuosa a 298 K tomando como electrodo de referencia el del hidrógeno. ¿Cuál es el agente oxidante más fuerte de las especies listadas anteriormente?, ¿y el más reductor?. B) Escribir y ajustar el equilibrio químico entre los siguientes sistemas: 1) Cuº + Ag +, 2) Znº + Cu+2. Resaltar con una flecha el sentido en que se hallará desplazado el sistema. Par rédox Cu+2/Cu+ Cu+/Cu Ag+/Ag Zn+2/Zn Li+/Li Eº (voltios) +0,15 +0,34 +0,8 -0,76 -2,92 418. El potencial normal de la plata es 0,8 V. Calcular el potencial de la plata en una disolución 0,001 M de nitrato de plata. 419. Calcular la fuerza electromotriz de la pila: Mg/Mg(NO3)2 0,01M // AgNO3 0,1 M/Ag si los potenciales respectivos de la plata y del magnesio son 0,80 V y -2,32 V. 420. Dada la siguiente reacción: HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO2 .Responder las siguientes cuestiones:a) El ajuste de la ecuación redox correspondiente;b) Las cantidades de metal y de ácido nítrico concentrado, de 1,407 g/ml y al 68,4 % de riqueza, necesarios para obtener 150 g de nitrato de cobre (II),c) El volumen de NO2 desprendido a 25 ºC y 730 mmHg. 421. Determinar la intensidad de la corriente que, en media hora, deposita electrolíticamente 280 mg de plata. ¿Cuántos gramos de cobre, de una disolución de sulfato de cobre (II), se depositan con la misma carga?. Ag:107,88; Cu:63,5. 422. Se hace pasar por una disolución de sal de oro (III) la misma cantidad de electricidad que libera 2,158 g de plata, depositándose 1,313 g de oro. Sabiendo que el peso atómico de la plata es 108, calcular el peso atómico del oro. Determinar además, el número de átomos de plata y de oro depositados, así como el de átomos-gramo y equivalentes -gramo. 423. ¿Qué cantidad de aluminio se podrá obtener a partir de 0,1 Kg de una bauxita que contiene 60 % de riqueza en alúmina, Al2O3?. ¿Qué intensidad de corriente se habrá requerido para la electrólisis, si ha durado 10 horas?. Al:27; O:16; H:1. 424. Se desea depositar en el cátodo el cobre contenido en 1,00 litro de disolución o,2 M de Cu (II). Calcular la carga necesaria. Cu: 63,5. TEMA 9:QUÍMICA DEL CARBONO EJERCICIOS SELECTIVIDAD LOGSE 2004/03/02/01/00 425. Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos: a) Serie homóloga. b) Isomería de cadena. c) Isomería geométrica. Formula y nombra 2 posibles isómeros de fórmula C4H8O, indicando el tipo de isomería. 426. Contestar a las siguientes cuestiones: a) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos orgánicos: I) 3, 4 –dimetil- 1 -pentino; II) p –clorobenceno; III) dietilamina; IV) ácido 2 –metilpropanoico. b) Justificar las siguientes propiedades de sustancias orgánicas: I) La molécula CHCl3 es polar. II) El etano es menos soluble en agua que el etanol. c) Si se añade Br 2 a una muestra de C2H4, el color rojo del bromo desaparece. Explicar el tipo de reacción que ha tenido lugar. Identificar y nombrar el compuesto orgánico producido. 427. a) Indicar la reacción que tiene lugar cuando a un mol de propino se la adiciona un mol de los siguientes compuestos: Br2, HBr, H2O. b) Nombrar los productos obtenidos. 428. La fórmula molecular C4H8O2 ¿a qué sustancia o sustancias de las propuestas a continuación corresponde? Justifique la respuesta escribiendo en cada caso so fórmula molecular y desarrollada. a) Ácido butanoico; b) Butanodial; c) 1,4 –butanodiol; d) Ácido 2-metilpropanoico. 429. Complete las reacciones: a) 3-metil-1-buteno + HBr .... b) 2-fenil-2-propanol + H2SO4 (calor).... c) Ácido acético + NaOH .... d) Propanal + KMnO4 .... 430. Nombrando reactivos y productos, escribe reacciones en las que se obtenga un compuesto de cuatro átomos de carbono que sean: a) una cetona; b) un éster; c) un derivado halogenado; d) un alqueno. 431. Complete y ajuste las siguientes reac org: a)CH3CH2COOH + CH3-CH2OH = b)CH3-CH=CH2 + H2 = c)C4H10 + O2 = 432. Para la fórmula C3H8O, escribe y nombra dos isómeros de posición y dos isómeros de función.. 433. Justifique de forma razonada la veracidad o falsedad de cada una de las siguientes aseveraciones:a)En el compuesto CH3-CH2-CH(CH3)-CH3, existen carbonos que se llaman primarios, secundarios, terciarios y cuaternarios.; b)El propanol y el 2-propanol son isómeros de función, mientras que el propanal y la propanona son isómeros de posición. c) A un aldehido se puede llegar por oxidación de un alcohol secundario pero nunca por oxidación de un alcohol primario. 434. Completar las siguientes reacciones e indicar cuál es de eliminación: CH 3-CH=CH2+ H2 = b) CH3-CH2-CH2OH + (H2SO4) Escriba un ejemplo de reacción de sustitución sobre el 2-bromopropano, indicando el nombre del compuesto 435. final.¿Alguno de ellos presenta isomería óptica? 436. Ordene razonadamente el benceno y el fenol según el orden creciente de su punto de ebullición. Indica las reacciones química que permiten la obtención del etanol a partir de: eteno , cloroetano. Clasifique las 437. reacciones según seán de adición, de eliminación o de sustitución. 438. Conteste a cada uno de los siguientes apartados, referidos a compuesto de cadena abierta:¿Qué grupos funcionales pueden tener los compuestos de fórmula molecular C nH2n+2º?¿Qué compuestos tienen por fórmula molecular CnH2n.-2?Escriba las fórmulas semidesarrolladas y nombre de todos los compuestos de fórmula molecular C 3H8O.Escriba las fórmulas semidesarrolladas de los compuestos etilamina y etanamida (acetamida) 439. b) (CH3)2-CHOH + HBr === c) CH3-NH2 + Complete las siguientes reacciones: a) CH2=CH-CH3 + HI = H2O == d)Benceno + HNO3 (exceso) ==== 440. Pon un ejemplo concreto de los siguientes tipos de reacciones:sustitución,condensación,adición,eliminación y combustión. 441. Escribe nombrando reactivos y productos, las siguientes reacciones: a) Combustión de un hidrocarburo saturado b) Reducción de un ácido monocarboxílico.c)Hidrogenación de un alqueno; d) Polimerización por condensación. 442. 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. Idem para los compuestos C 4H8O; C4H8O2. 443. Indica el tipo de hibridación de los átomos del carbono y el tipo de enlace en las moléculas de: a) acetileno y b) propanona. 444. a) Escriba la fórmula estructural (mostrando todos los enlaces) y el nombre de un compuesto representativo de cada uno de las siguientes familias de compuestos orgánicos: alqueno y hidrocarburo aromático. b)Decir cuál de ellos de reacciones de adición y justificar la respuesta. c) La molécula de 1,2-dicloroeteno puede existir como dos isómeros geométricos que tienen diferente punto de ebullición más alto. Escribir las fórmulas estructurales de cada isómero y justificar cuál posee el punto de ebullición más alto. 445. Explique los tipos de estereoisomería que pueden encontrarse en el 2,3-dicloro-2-buteno y en el 2-butanol, formulando los posibles estereoisómeros existentes para cada compuesto. 446. Pon un ejemplo de las siguientes reacciones:a)Adición de un alqueno;b)Sustitución en un alcano; c) Deshidratación de un alcohol. 447. ¿Qué producto se obtendría en la eliminación de una molécula de agua a partir del 2- propanol?. Escriba la reacción. 448. Escriba los productos esperados en las siguientes reacciones: a) CH3-CH2 –CH2 OH + HBr =b) CH3 CH=CH2 + Br2 ===c) CH3-COOH + NH2 CH3 ==d) (CH3)2-CH2I + 2 Na ==== 449. Escribir las fórmulas semidesarrolladas de todos los isómeros de cadena del hexano. 450. ¿Cuántos dipropilbencenos isómeros existen? ¿De qué tipo de isomeria se trata? 451. Razonar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a)Las estructuras correspondientes a dos isómeros ópticos no son superponibles.b)Para que exista isomería óptica es necesario que el compuesto posea un átomo de carbono asimétrico.c)Todos los isómeros ópticos de un determinado compuesto poseen propiedades químicas idénticas.d)El compuesto 3-metilpentano no puede presentar isomería óptica, ya que no posee ningún átomo de carbono asimétrico. 452. Razonar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a) Todos los compuestos que contienen carbono e hidrógeno son orgánicos.b)Los enlaces en los compuestos orgánicos son siempre covalentes.c) Dos compuestos orgánicos que posean el mismo grupo funcional son isómeros.d) La isomeria cis-trans es característica de aquellos compuestos en los que un átomo de carbono presenta una hibridación e) Los hidrocarburos insaturados son mucho más reactivos que los saturados.f) Recibe el nombre de grupo funcional un grupo de átomos distribuidos de tal forma que la molécula adquiere unas propiedades químicas características. 453. ¿Qué tipo de isomería presenta el ácido oleico, cuya fórmula es la siguiente: CH3-(CH2)7-CH=CH-(CH2)7-COOH? 454. ¿Cuáles de los siguientes compuestos presentan isomería geométrica?:a)CH3-CH2-CH2-CH2-CH=CH2. b)CH3-CH2CH2-CH=CH-CH3.e)C H3-CH=CH-COOH.d)C Cl2=CH2.e)CClBr=CH2.f)CHBr=CHCl.g)Cl2=CHBr.h)CHCI2-C-C-CH3. 455. Razonar si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:a) Las estructuras correspondientes a dos isómeros ópticos no son superponibles.b)Para que exista isomería óptica es necesario que el compuesto posea un átomo de carbono asimétrico.c) Todos los isómeros ópticos de un determinado compuesto poseen propiedades químicas idénticas.d)El compuesto 3-metilpentano no puede presentar isomería óptica, ya que no posee ningún átomo de carbono asimétrico. 456. Defina los siguientes conceptos y ponga un ejemplo de cada uno de ellos:a) Isomería de función.b) Isomería de posición.c) Isomería óptica 457. Justificar las siguientes propiedades de sustancias orgánicas:i) El punto de ebullición de la trimetilamina, a pesar de tener mayor masa molecular, es menor que el de la propilamina. ii) En la molécula del acetileno o etino el ángulo de enlace HCC es de unos 180°, aproximadamente. 458. Cuando al etanol se le añade una disolución acidulada de dicromato de potasio, se calienta y se somete a destilación, se forma un compuesto orgánico que no tiene carácter ácido. Escribir la fórmula estructural y el nombre de dicho compuesto. 459. a) ¿Qué tipo de reacción (adición, sustitución, eliminación) es la siguiente? O O // // CH3- CH2 -C + NH2- CH3 CH3-CH2-C +H-OH \ \ OH NH- CH3 b) Nombrar cada uno de los reactivos y productos. 460. Indique si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa y justifique las respuestas formulando la reacción a que se alude:a) El doble enlace de un alqueno puede incorporar hidrógeno y convertirse en un alcano. b) La reducción de un grupo funcional aldehído conduce aun grupo ácido.c) Las aminas son compuestos básicos. d) La deshidratación del etanol, por el ácido sulfúrico, produce etino. 6. Formule y nombre al menos 4 de los isómeros de fórmula C3H6O. 461. Indique la estructura del policloruro de vinilo (PVC), algún método de preparación, y resalte sus propiedades y aplicaciones más significativas. 462. a) ¿Cómo se puede distinguir, mediante una reacción química, un alcohol primario de otro secundario?b) Pon un ejemplo del caso anterior, nombrando reactivos y productos.c) ¿Qué ocurre si se hace reaccionar un halógeno con un alqueno?d) Pon un ejemplo del caso anterior, nombrando reactivos y productos. 463. Complete y ajuste las siguientes reacciones nombrando todos loscompuestos que intervienen en cada una de ellas: a) CH3= COOH + NaOH b) CH3 CH2I + NH3 c) CH2= CH2 + H2O d) CH3CH = CH2 + Br2
