Exámenes de Selectividad desde 2001 por temas

FORMULACIÓN
(Actualizado a Septiembre de 2015).
Formula o nombra los compuestos:
1. a) Sulfuro de hidrógeno; b) Nitrito de plata; c) Clorobenceno; d) Mn(OH) 2; e)
H2SeO3; f) CH3CHO.
2. a) Hidrogenosulfato de potasio; b) Óxido de vanadio (V); c) Ácido 2metilpentanoico; d) RbClO4; e) BaCl2; f) CH3CH2NHCH3.
3. a) Cromato de estaño (IV); b) Fluoruro de vanadio (III); c) p-Nitrofenol; d)
NaH2PO4; e) Tl2O3; f) CH3CH = CHCH2CH3.
4. a) Nitrato de cobre (II); b) Hidróxido de cesio; c) Ácido benzoico; d) Bi 2O3; e)
(NH4)2S; f) CH3NH2.
5. a) Hidróxido de hierro (III); b) Sulfato de potasio; c) Ciclohexano; d) BaCO 3; e)
H2O2; f) CH3CH2CHCl2.
6. a) Permanganato de bario; b) Dióxido de azufre; c) Ácido 3-metilbutanoico; d)
NaNO2; e) AgF; f) CH3COCH3.
7. a) Hidróxido de platino (IV); b) Dióxido de azufre; c) Propeno; d) KMnO 4; e)
CsHSO3; f) CH3CH2OH.
8. a) Hidrogenocarbonato de sodio; b) sulfuro de plomo (II); c) Benceno; d) Al2O3;
e) H2CrO4; f) CH ≡ CCH3.
9. a) Peróxido de bario; b) Ácido clórico; c) etano-1,2-diol; d) MnI 2; e) FeSO4; f)
CH ≡ CH.
10. a) Hidróxido de plata; b) Fluoruro de hidrógeno; c) Etanoamida; d) (NH 4)2SO4;
e) H2O2; f) CH3CH2COOH.
11. a) Óxido de cromo (III); b) Nitrato de magnesio; c) Ácido benzoico; d) HgS; e)
H3BO3; f) CHCl3.
12. a) Dihidrogenofosfato de aluminio; b) Cloruro de estaño (IV); c) propan-2-ol; d)
Cu(BrO2)2; e) SbH3; f) CH3OCH3.
13. a) Sulfuro de potasio; b) Ácido brómico; c) Metilciclohexano; d) Bi(OH) 3; e)
NaH2PO4; f) CH2 = CHCH = CHCH3.
14. a) Cromato de plata; b) Seleniuro de hidrógeno; c) Ácido benzoico; d) CaH 2; e)
NO2; f) CH3CH2OH.
15. a) Fluoruro de hidrógeno; b) Hidróxido de litio; c) Nitrobenceno; d) Na2O2; e)
Ni(ClO3)2; f) CH2 = CH – CH = CH2.
16. a) Nitrito de sodio; b) Hidrogenocarbonato de potasio; c) Ácido 2hidroxibutanoico; d) NH4Cl; e) SO2; f) (CH3)3N.
17. a) Nitrito de hierro (II); b) Hidruro de berilio; c) Trimetilamina; d) TiO 2; e)
KOH; f) HOCH2COOH.
18. Yoduro de oro (III); b) Peróxido de hidrógeno; c) but-2-eno; d) KMnO 4; e)
HBrO3; f) CH3COCH3.
19. a) Óxido de cobalto (II); b) Dicromato de potasio; c) Propino; d) Sn(OH)4; e)
HBrO2; f) CH3CONH2.
20. a) Hidrogenocarbonato de sodio; b) Peróxido de estroncio c) Nitrobenceno; d)
PH3; e) Ag2CrO4; f) CH3CH2CHClCH2CH3.
21. a) Nitrato de hierro (II); b) Sulfuro de hidrógeno; c) but-3-en-1-ol; d) As 2O3; e)
Cr(OH)3; f) HCOOH.
22. a) Ácido nitroso; b) Yoduro de níquel (II); c) etano-1,2-diol; d) HMnO4; e) ZrO2;
f) HOCH2CHO.
23. a) Sulfito de aluminio; b) Hidróxido de berilio; c) but-1-ino; d) WO3; e) NH4F; f)
CH2 = CHCH(CH3)CH3.
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24. a) Ácido hipocloroso; b) Fosfato de plata; c) pentan-2-ol; d) PbO2; e) NaI; f)
HOOCCH2COOH.
25. a) Bromuro de cadmio; b) Sulfato de calcio; c) 1,3-dinitrobenceno; d) NaOH; e)
CF4; f) CH ≡ CCH2CH2OH.
26. a) Hidróxido de antimonio (V); b) Perclorato de berilio; c) Dimetil éter; d) V2O5;
e) H2S; f) CH3CONH2.
27. a) Ácido sulfúrico; b) Hipoclorito de sodio; c) Metilbutano; d) Bi2O3; e) PH3; f)
CH3NH2.
28. a) Dicromato de hierro (III); b) Sulfato de manganeso (II); c) Etanal; d) CaH 2; e)
HClO3; f) ClCH2COOH.
29. a) Permanganato de cobalto (II); b) Ácido bórico; c) 2-metilpentano; d) Sr(OH) 2;
e) KH2PO4; f) (CH3)3N.
30. a) Ácido perclórico; b) Seleniuro de hidrógeno; c) Pent-4-en-2-ol; d) LiH; e)
OsO4; f) CH3 – CHO.
31. a) Óxido de paladio (IV); b) Nitrato de cobalto (III); c) Propanoato de metilo; d)
Na2O2; e) SiF4; f) CH3 – CH2 – CH3.
32. a) Bromuro de cadmio; b) Ácido selénico; c) Pent-1,3-dieno; d) Bi 2O5; e)
NH4Cl; f) CH ≡ CH.
33. a) Hidróxido de calcio b) Ácido fosfórico c) 1,2-dimetilbenceno d) Br 2O3 e)
Fe2(SO4)3 f) CH3 – CO – CH2 – CH3.
34. a) Monóxido de carbono b) Nitrito de cobre (II) c) Etil metil éter d) LiOH e)
MnS f) CH3 – CH2 – COOH.
35. a) Fluoruro de calcio; b) Trióxido de wolframio; c) Metilpropano; d) H 2S; e)
NaHSO4; f) CH3 – CHOH – CH3.
36. a) Ácido crómico; b) Hidróxido de cobre (II); c) Pentan-2-ol; d) SrO 2; e) AlH3;
f) CH2 = CH – CH2 – CH = CH2.
37. a) Nitrito de plata; b) Hidróxido de magnesio; c) 1,1-dicloroetano; d) MoO3; e)
Ca3(PO4)2; f) CH2OH – CH2OH.
38. a) Peróxido de rubidio; b) Hidrogenocarbonato de calcio; c) Butanona; d) BeH 2;
e) HClO4; f) CH3 – CO – NH2.
39. a) Peróxido de hidrógeno; b) Hidrogenosulfito de cobre (II); c) 2,2,4trimetilpentano; d) KClO4; e) Fe(OH)2; f) CH3COOH.
40. a) Cromato de plata; b) Óxido de estaño (IV); c) But-1-eno; d) CaBr 2; Zn(OH)2;
f) CH3CHOHCH3.
41. a) Óxido de níquel (III); b) Hidróxido de estroncio; c) Nitrobenceno; d) PbBr 2;
e) Zn(NO2)2 ; f) CH2=CH–CH2–CH2–CH3
42. a) Ácido hipobromoso; b) hidróxido de cobre (II); c) ácido 2-aminopropanoico;
d) CaO2; e) NaHCO3; f) CH2=CH–CH2–CHO.
43. a) Óxido de calcio; b) Ácido bórico; c) Hepta-2,4-dieno; d) Na 2SO4; e) SnS2; f)
CH3CH=CHOH.
44. a) Sulfuro de manganeso; b) Hidrogenocarbonato de cadmio; c) Ácido benzoico;
d) K2Cr2O7; e) Rb2O2; f) CH≡CCOOH.
45. a) Hidróxido de estaño (IV); b) Perclorato de sodio; c) Propino; d) K2O2; e)
(NH4)2S; f) CH3COOCH3.
46. a) Hidruro de magnesio; b) Ácido nítrico; c) 1,2-Dimetilbenceno; d) Na2CrO4; e)
CsCl; f) HOCH2CHO.
47. a) Bromato de aluminio; b) Tetrahidruro de silicio; c) Penta-1,3-dieno; d)
KH2PO4; e) CaO; f) CH3CHO.
48. a) Ácido selenioso; b) Óxido de titanio (IV); c) Etanamina; d) SF 6; e) KNO3; f)
CH3CH2COCH2CH3.
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49. a) Hidróxido de paladio (II); b) Ácido sulfúrico; c) Ácido 2-aminopropanoico; d)
BeH2; e) Ag3AsO4; f) CH3CH2CH2OH.
50. a) Peróxido de bario; b) Hidróxido de magnesio; c) Etanamida; d) Sn(IO 3)2;
V2O5; f) CH3COCH2CH2CH3.
51. a) Óxido de cromo(III); b) Ácido perclórico; c) 2,2-Dimetilbutano; d) H2SO3; e)
NaH; f) CH3COOCH3
52. a) Ácido nitroso; b) Hidróxido de plomo (IV); c) Nitrobenceno; d) HIO 3; e)
Ba3(PO4)2; f) (CH3)3N
53. a) Fluoruro de amonio; b) Hidróxido de cadmio; c) 1-Bromo-2-cloropropano; d)
PbO; e) Hg(ClO3)2; f) CH3COOCH3.
54. a) Ácido selénico; b) Fosfato de cobalto(II); c) Ciclopenteno; d) Mg(OH)2; e)
Na2O2; f) CH3CHOHCHO
55. a) Hidróxido de cobre (I); b) Ácido nitroso; c) 3-Hidroxibutanal; d) MgH 2; e)
Li3AsO4; f) (CH3CH2)3N.
56. a) Óxido de cobalto (III); b) Hidrogenosulfato de hierro (II); c) Propanamida; d)
Hg(BrO3)2; e) HIO3; f) (CH3)2CHCOCH3.
57. a) Hidróxido de hierro (III); b) Dicromato de potasio; c) 1,2-Diclorobenceno; d)
K2O2; e) H3AsO4; f) CH3CHNH2COOH.
58. a) Óxido de manganeso (VII); b) Ácido clórico; c) Butan-2-amina; d) CaH 2; e)
NaHSO4; f) HCHO.
59. a) Peróxido de bario; b) Sulfuro de galio (III); c) Butan-2-ol; d) WO3; e) H2SeO3;
f) CH3CHICH3.
60. a) Arseniato de cobalto (II); b) Hidróxido de magnesio; c) Tetracloruro de
carbono; d) NaH; e) Hg(ClO2)2; f) CH3CONH2.
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MOLES Y ÁTOMOS
1. En 0,5 moles de CO2, calcula:
a) Número de moléculas.
b) La masa de CO2.
c) Número total de átomos.
DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) 3,011 ·1023 moléculas; b) 22 g; c) 9,033 ·1023 átomos.
2.
a)
b)
c)
Calcula:
La masa en gramos, de una molécula de agua.
El número de átomos de hidrógeno que hay en 2 g de agua.
El número de moléculas que hay en 11,2 L de H 2, que están en condiciones
normales.
DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) 2,99·10-23 g; b) 1,34 ·1023 átomos; c) 3,011 ·1023 moléculas.
3. Una bombona de butano, C4H10, contiene 12 kg de este gas. Para esta cantidad,
calcula:
a) El número de moles de butano.
b) El número de átomos de carbono y de hidrógeno.
DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(H) = 1 u.
Resultado: 206,9 moles; b) 4,98·1026 átomos C; 1,25·1027 átomos H.
4. En 10 g de Fe2(SO4)3:
a) ¿Cuántos moles hay de dicha sal?
b) ¿Cuántos moles hay de iones sulfato?
c) ¿Cuántos átomos hay de oxígeno?
DATOS: Ar (Fe) = 56 u; Ar (S) = 32 u; Ar (O) = 16 u.
Resultado: a) 0,025 moles Fe2(SO4)3; b) 0,075 moles SO42-; c) 1,81·1023 átomos O.
5. Calcula el número de átomos contenidos en:
a) 10 g de agua.
b) 0,2 moles de C4H10.
c) 10 L de oxígeno en condiciones normales.
DATOS: Ar(O) = 16 u; Ar(H) = 1 u.
Resultado: a) 1024; b) 1,69·1024; c) 5,38·1023.
6. a) ¿Cuál es la masa de un átomo de calcio, Ca?
b) ¿Cuántos átomos de boro, B, hay en 0,5 g de este elemento?
c) ¿Cuántas moléculas hay en 0,5 g de BCl3?
DATOS: Ar(Ca) = 40 u; Ar(B) = 11 u; Ar(Cl) = 35,5 u; NA = 6,023·1023.
Resultado: a) 6,64·10-23 g; b) 2,74·1022 átomos B; c) 2,56·1021 moléculas BCl3.
7. Para un mol de agua, justifica la veracidad o falsedad de las siguientes
afirmaciones:
a) En condiciones normales de presión y temperatura, ocupa un volumen de 22,4 L.
b) Contiene 6,02·1023 moléculas de agua.
c) El número de átomos de oxígeno es doble que el de hidrógeno.
Resultado: a) falso; b) verdadero; c) falso.
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8. Un recipiente cerrado contiene oxígeno, después de vaciarlo se llena con
amoniaco a la misma presión y temperatura. Razona cada una de las siguientes
afirmaciones:
a) El recipiente contenía el mismo número de moléculas de O2 que de NH3.
b) La masa del recipiente lleno es la misma en ambos casos.
c) En ambos casos el recipiente contiene el mismo número de átomos.
Resultado: a) verdadero; b) falso; c) falso.
9. Un recipiente de 1 L de capacidad se encuentra lleno de gas amoníaco a 27 ºC y
0,1 atm. Calcula:
a) La masa de amoníaco presente.
b) El número de moléculas de amoníaco en el recipiente.
c) El número de átomos de hidrógeno y nitrógeno que contiene.
DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1.
Resultado: a) 0,0691 g NH3; b) 2,45·1021 moléculas NH3; c) 7,34·1021 átomos H;
2,45·1021 átomos N.
10. Se tiene 8,5 g de amoníaco y se eliminan 1,5·1023 moléculas.
a) ¿Cuántas moléculas de amoníaco quedan?
b) ¿Cuántos gramos de amoníaco quedan?
c) ¿Cuántos moles de átomos de hidrógeno quedan?
DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) 1,511·1023 moléculas NH3; b) 4,23 g NH3; c) 0,75 moles H.
11. a) ¿Cuántos moles de átomos de carbono hay en 1,5 moles de sacarosa,
C12H22O11?.
b) Determina la masa en kilogramos de 2,6·1020 moléculas de NO2.
c) Indica el número de átomos de nitrógeno que hay en 0,76 g de NH4NO3.
DATOS: Ar (O) = 16 u; Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u; NA = 6,023·1023 moléculas.
Resultado: a) 18 moles átomos C; b) 1,99 ·10–5 kg NO2; c) 1,14 ·1022 átomos N.
12. Un cilindro contiene 0,13 g de etano, calcula:
a) El número de moles de etano.
b) El número de moléculas de etano.
c) El número de átomos de carbono.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) 0,0043 moles; b) 2,59·1021 moléculas; c) 5,18·1021 átomos C.
13. Un tubo de ensayo contiene 25 mL de agua. Calcula:
a) El número de moles de agua.
b) El número total de átomos de hidrógeno.
c) La masa en gramos de una molécula de agua.
DATOS: d(agua) = 1 g·mL–1; Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) 1,39 moles; b) 1,67·1024 átomos H; c) 2,99·10–23 g.
14. Exprese en moles las siguientes cantidades de dióxido de carbono:
a) 11’2 L, medidos en condiciones normales.
b) 6,023·1022 moléculas.
c) 25 L medidos a 27ºC y 2 atmósferas.
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Dato: R=0’082 atm·L·mol-1·K-1.
Resultado: a) 0,5 moles; b) 0,1 mol; c) 2,03 moles.
15. a) ¿Cuál es la masa, expresada en gramos, de un átomo de calcio?
b) ¿Cuántos átomos de cobre hay en 2,5 gramos de ese elemento?
c) ¿Cuántas moléculas hay en una muestra que contiene 20 g de tetracloruro de
carbono?
DATOS: Ar (Ca) = 40 u; Ar (C) = 12 u; Ar (Cu) = 63,5 u; Ar (Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) 6,64·10–23 g; b) 2,37·1022 átomos Cu; c) 7,82·1022 moléculas CCl4 .
16. Un litro de CO2 se encuentra en condiciones normales. Calcule:
a) El número de moles que contiene.
b) El número de moléculas de CO2 presentes.
c) La masa en gramos de una molécula de CO2.
Masas atómicas: C=12; O=16.
Resultado: a) 0,0446 moles; b) 2,69·1022 moléculas; c) 7,31·10-23 g.
17. Se disponen de tres recipientes que contienen en estado gaseoso 1 litro de
metano, 2 litros de nitrógeno y 1,5 litros de ozono (O 3), respectivamente, en las
mismas condiciones de presión y temperatura. Justifique:
a) ¿Cuál contiene mayor número de moléculas?.
b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?.
c) ¿Cuál tiene mayor densidad?.
Masas atómicas: H=1; C=12; N=14; O=16.
Resultado: a) el que contiene N2; b) El que contiene CH4; c) El O3.
18. La fórmula molecular del azúcar común o azúcar de mesa (sacarosa) es
C12H22O11. Indique razonadamente si un mol de sacarosa contiene:
a) 144 g de carbono.
b) 18 mol de átomos de carbono.
c) 5·105 átomos de carbono.
Datos: Masas atómicas C=12; H=1; O=16.
Resultado: a) Verdadero; b) Falso; c) Falso.
19. a) Determine la fórmula empírica de un hidrocarburo sabiendo que cuando se
quema cierta cantidad de compuesto se forman 3,035 g de CO2 y 0,621 g de
agua.
b) Establezca su fórmula molecular si 0,649 g del compuesto en estado gaseoso
ocupan 254,3 mL a 100°C y 760 mm Hg.
Datos: R=0,082 atm L mol-1 K-1; masas atómicas: C=12;H=1
Resultado: a) CH; b) C6H6.
Datos: Masas atómicas H=1 ; N=14 ; O=16 ; K=39
Resultado: a) 10,68 mL; b) 2,8 g KOH.
20. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C4H8S. Si su masa molecular
es 88, determine:
a) Su fórmula molecular.
b) El número de átomos de hidrógeno que hay en 25 g de dicho compuesto.
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c) La presión que ejercerán 2 gdel compuesto en estado gaseoso a 120ºC, en un
recipiente de 1’5 L.
Masas atómicas: C=12;H=1;S=32. R=0,082 atm L mol−1 K−1.
Resultado: a) C4H8S; b) 1,368·1024 KOH; c) 0,488 atm.
22. Tenemos tres depósitos cerrados A, B y C de igual volumen y que se encuentran
a la misma temperatura. En ellos se introducen, respectivamente, 10 g de H2(g),
7 mol de O2 y 1023 moléculas de N2(g). Indique de forma razonada:
a) ¿En qué depósito hay mayor masa de gas?.
b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?.
c) ¿En qué depósito hay mayor presión?.
Masas atómicas N=14; H=1; O=16.
Resultado: a) en el B; b) el B; c) en el B.
23. Una cantidad de dioxígeno ocupa un volumen de 825 mL a 27ºC y una presión
de 0,8 atm. Calcule:
a) ¿Cuántos gramos hay en la muestra?.
b) ¿Qué volumen ocupará la muestra en condiciones normales?.
c) ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en la muestra?.
Datos: Masa atómica O=16; R=0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) en el B; b) el B; c) en el B.
24. Se dispone de trs recipientes que contienen en estado gaseoso: A=1 L de
metano, B=2 L de nitrógeno molecular y C=3 L de ozono (O3) en las mismas
condiciones de presión y temperatura. Justifique:
a) ¿Qué recipiente contiene mayor número de moléculas?.
b) ¿Cuál contiene mayor número de átomos?.
c) ¿Cuál tiene mayor densidad?.
Datos: Masas atómicas: H=1; C=12; N=14; O=16.
Resultado: a) el C; b) el C; c) el C.
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ESTEQUIOMETRÍA Y DISOLUCIONES
1. Dada la siguiente reacción química: 2 AgNO3 + Cl2 → N2O5 + 2 AgCl +1/2 O2,
calcula:
a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3.
b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20 ºC y 620 mm Hg.
DATOS: Ar(N) = 14 u; Ar(O) = 16 u; Ar(Ag) = 108 u; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) 0,059 moles N2O5; b) 0,87 L O2.
2. El níquel, Ni, reacciona con ácido sulfúrico, H2SO4, según la reacción:
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. ¿Cuál es el porcentaje de níquel en la muestra?
b) Calcula el volumen de hidrógeno desprendido, a 25 º C y 1 atm de presión, al
reaccionar 20 g de níquel puro con exceso de ácido sulfúrico.
DATOS: Ar(S) = 32 u; Ar(O) = 16 u; Ar(H) = 1 u; Ar(Ni) = 58,7 u; R = 0,082
atm·L·mol−1 K−1.
Resultado: a) 70,44 % de Ni; b) 8,3 L de H2.
3. a) Calcula la molaridad de una disolución de HNO3 del 36 % de riqueza en peso y
densidad 1,22 g·mL−1.
b) ¿Qué volumen de ese ácido se debe tomar para preparar 0,5 L de disolución 0,25 M?
DATOS: Ar(N) = 14 u; Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) [HNO3] = 6,97 M; b) V = 17,9 mL.
4. Una disolución de ácido nítrico 15 M tiene una densidad de 1,40 g·mL−1. Calcula:
a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO3.
b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución
de HNO3 0,05 M.
DATOS: Ar(N) = 14 u; Ar(O)= 16 u; Ar(H) = 1 u.
Resultado: a) [HNO3] = 67,5 % en masa; b) V = 33,3 mL.
5. El carbonato de sodio se puede obtener por descomposición térmica del bicarbonato
de sodio, según la reacción: 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O. Si se descomponen 50
g de bicarbonato de sodio de un 98 % de riqueza en peso, calcula:
a) El volumen de CO2 desprendido a 25 º C y 1,2 atm.
b) La masa, en gramos, de carbonato de sodio que se obtiene.
DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar(H) = 1 u; Ar(Na) = 23 u; R = 0,082
atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) 5,9 L CO2; b) 30,92 g Na2CO3.
6. La fórmula empírica de un compuesto orgánico es C 2H4O. Si su masa molecular es
88:
a) Determina su fórmula molecular.
b) Calcula el número de átomos de hidrógeno que hay en 5 g de dicho
compuesto.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) C4H8O2; b) 2,74·1023 átomos H.
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7. Se hacen reaccionar 200 g de piedra caliza que contiene un 60 % de carbonato de
calcio con exceso de ácido clorhídrico, según: CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O.
Calcula:
a) Los gramos de cloruro de calcio que se obtienen.
b) El volumen de CO2 que se obtiene medido a 17 ºC y 740 mm Hg.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; Ar (Ca) = 40 u; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) 133,2 g CaCl2; b) V = 29,31 L.
8. El cinc reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción ajustada:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2.
Calcula:
a) La cantidad de ZnSO4 obtenido a partir de 10 g de Zn y 100 mL de H 2SO4 2
M.
b) El volumen de H2 desprendido, medido a 25 º C y 1 atm, cuando reaccionan
20 g de cinc con ácido sulfúrico en exceso.
DATOS: Ar(Zn) = 65,4 u; Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u; Ar(S) = 32 u; R = 0,082
atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) 24,68 g de ZnSO4; b) 7,47 L de H2.
9. El ácido sulfúrico, H2SO4, reacciona con cloruro de bario, BaCl2, según la reacción:
H2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) + 2 HCl (aq)
Calcula:
a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico, de densidad 1,84 g·mL −1 y
96 % en peso de riqueza, necesario para que reaccionen totalmente 21,6 g de
cloruro de bario.
b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.
DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(S) = 32 u; Ar(O) = 16 u; Ar(Ba) = 137,4 u; Ar(Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) V = 5,75 mL; b) 24,19 g.
10. Una disolución de ácido acético, CH3COOH, tiene un 10 % en peso de riqueza y una
densidad de 1,05 g·mL−1. Calcula:
a) La molaridad de la disolución.
b) La molaridad de la disolución preparada llevando 25 mL de la disolución
anterior a un volumen final de 250 mL mediante la adición de agua destilada.
DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) [CH3COOH] = 1,75 M; b) [CH3COOH] = 0,175 M.
11. A temperatura ambiente, la densidad de una disolución de H 2SO4 de riqueza 24 %,
es d = 1,17 g·mL−1. Calcula:
a) Su molaridad.
b) El volumen de disolución necesario para neutralizar 100 mL 2,5 M de KOH.
DATOS: Ar(S) = 32 u; Ar(H) = 1 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) [H2SO4] = 2,87 M; b) V = 43,6 mL.
12. Si se consideran los compuestos C6H6 y C2H2, razona de las siguientes afirmaciones
cuáles son ciertas y cuáles falsas:
a) Los dos tienen la misma fórmula empírica.
b) Los dos tienen la misma fórmula molecular.
9/56
c) Los dos tienen la misma composición centesimal.
Resultado: a) verdadero; b) falso; c) verdadero.
13. Una disolución acuosa de alcohol etílico (C2H5OH) tiene una riqueza del 95 % y una
densidad del 0,90 g·mL−1. Calcula:
a) La molaridad de la misma.
b) Las fracciones molares de cada componente.
DATOS: Ar (H) = 1 u; Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u.
Resultado: a) [C2H5OH] = 18,59 M; b) χ(C2H5OH)=0,88; χ(H2O) =0,12.
14. El cloruro de sodio reacciona con nitrato de plata precipitando totalmente cloruro de
plata y obteniéndose además nitrato de sodio. Calcule:
a) La masa de cloruro de plata que se obtiene a partir de 100 mL de disolución
de nitrato de plata 0’5 M y 100 mL de disolución de cloruro de sodio 0’4 M.
b) Los gramos del reactivo en exceso.
Masas atómicas: O=16; Na=23; N=14; Cl=35’5; Ag=108.
Resultado: a) 5,74 g AgCl; b) 1,74 g AgNO3.
15. En disolución acuosa el ácido sulfúrico reacciona con cloruro de bario precipitando
totalmente sulfato de bario y obteniéndose además ácido clorhídrico. Calcula:
a) El volumen de una disolución de ácido sulfúrico de 1,84 g·mL –1 de densidad y
96 % de riqueza en masa, necesario para que reaccionen totalmente con 21,6 g
de cloruro de bario.
b) La masa de sulfato de bario que se obtendrá.
DATOS: Ar (H)=1 u; Ar (O) = 16 u; Ar (S) = 32 u; Ar (Ba) = 137,4 u; Ar (Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) V = 5,75 mL; b) 24,19 g de BaSO4.
16. En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36 %
en masa, densidad 1,18 g·mL–1. Calcula:
a) La molaridad de la disolución y la fracción molar del ácido.
b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar 1 L de
disolución 2 M.
DATOS: Ar (Cl) = 35,5 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) [HCl] = 11,64 M; χ(HCl) 0,22; b) V = 171,8 mL.
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MODELOS ATÓMICOS
1. Los átomos neutros X, Y, Z, tienen las siguientes configuraciones electrónicas:
X = 1s2 2s2 2p1; Y = 1s2 2s2 2p5; Z = 1s2 2s2 2p6 3s2.
a) Indica el grupo y período en el que se encuentran.
b) Ordénalos, razonadamente, de mayor a menor electronegatividad.
c) ¿Cuál es el de mayor potencial de ionización?
Respuesta: a) X grupo 13 período 2; Y grupo 17 período 2; Z grupo 2 período 3; b)
Z<X<Y; c) Y.
2. Define:
a) Energía de ionización.
b) Afinidad electrónica.
c) Electronegatividad.
3.
a) Define afinidad electrónica.
b) ¿Qué criterio se sigue para ordenar los elementos en la tabla periódica?
c) Justifica cómo varía la energía de ionización a lo largo de un período.
4. Razona 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.
Respuesta: a) Excitado; b) fundamental; c) imposible.
5. Dado el elemento de Z = 19:
a) Escribe su configuración electrónica.
b) Indica a qué grupo y período pertenece.
c) ¿Cuáles son los valores posibles que pueden tomar los números cuánticos de
su electrón más externo?
Respuesta: a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1; b) Grupo 1, período 4; c) (4,0,0,1/2) ó (4,0,0,1/2).
6. Cuatro elementos A, B, C y D tienen, respectivamente, los números atómicos: 2, 11,
17 y 25. Indica:
a) El grupo y período al que pertenecen.
b) Cuáles son metales.
c) El elemento que tiene mayor afinidad electrónica.
Respuesta: a) A los grupos 18, 1, 17 y 7 y a los períodos 1º, 3º, 3º y 4º,
respectivamente; b) El B y el D; c) El C.
7. La configuración electrónica de un átomo excitado de un elemento es: 1s2 2s2 2p6 3s2
3p6 5s1. Razona cuáles de las afirmaciones siguientes son correctas y cuáles falsas para
ese elemento:
a) Pertenece al grupo de los alcalinos.
b) Pertenece al período 5 del sistema periódico.
c) Tiene carácter metálico.
Respuesta: a) verdadero; b) falso; c) verdadero.
8. Considera la serie de elementos: Li, Na, K, Rb y Cs.
11/56
a) Define energía de ionización.
b) Indica cómo varía la energía de ionización en la serie de los elementos
citados.
c) Explica cuál es el factor determinante de esta variación.
9. Dadas las configuraciones electrónicas externas: n s1; ns2 np1; ns2 np6:
a) Identifica el grupo del S. P. Al que pertenece cada una de ellas.
b) Para el caso de n=4, escribe la configuración electrónica completa del
elemento de cada uno de esos grupos y nómbralo.
Respuesta: a) Grupo 1; Grupo 13 y Grupo 18; b) Potasio (K) = 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s1; Galio (Ga) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1; Cripton (Kr) = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
3d10 4s2 4p6.
10.
a) Escribe la configuración electrónica de los elementos A, B y C, cuyos
números atómicos son 33, 35 y 37, respectivamente.
b) Indica el grupo y período al que pertenecen.
c) Razona qué elemento tendrá mayor carácter metálico.
Respuesta: a) A= 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p3; Grupo 15 y Periodo 4; B = 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5; Grupo 17 y Periodo 4; C = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1;
Grupo 1 y Periodo 5; b) El más metálico es el C,
11. Dadas las configuraciones electrónicas: A: 1s2 3s1; B: 1s2 2s3; C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5;
D: 1s2 2s2 2px2 2py0 2pz0, indica, razonadamente:
a) La que no cumple el principio de exclusión de Pauli.
b) La que no cumple el principio de máxima multiplicidad de Hund.
c) La que, siendo permitida, contiene electrones desapareados.
Respuesta: a) la B; b) la D; c) la A y la C.
12. Los números atómicos de los elementos A, B, C y D son 2, 11, 17 y 25,
respectivamente.
a) Escribe, para cada uno de ellos, la configuración electrónica e indica el
número de electrones desapareados.
b) Justifica qué elemento tiene mayor radio.
c) Entre los elementos B y C, razona cuál tiene mayor energía de ionización.
Respuesta: a) A :1s2 (He), B :1s2 2s2 2p6 3s1 (Na). 1 e− desapareado, C : 1s2 2s2 2p6
3s2 3p5 (Cl). 1 e− desapareado, D :1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 (Mn). 5e− desapareados;
b) el D; c) el C.
13. La configuración electrónica de la capa de valencia de un elemento A es 3s2 3p5.
a) Justifica si se trata de un metal o un no metal.
b) Indica, razonadamente, un elemento que posea mayor potencial de ionización
que A
c) Indica, razonadamente, un elemento que posea menor potencial de ionización
que A
Respuesta: a) No metal; b) el flúor (2s2 2p5); c) el sodio (3s1).
14. El número de electrones de los elementos A, B, C, D y E es 2, 9, 11, 12 y 13,
respectivamente. Indica, razonando la respuesta, cuál de ellos:
a) Corresponde a un gas noble.
12/56
b) Es un metal alcalino.
c) Es el más electronegativo.
Respuesta: a) el A; b) el C; c) el B.
a) Escribe la configuración electrónica de las especies siguientes: N3− (Z = 7),
Mg2+ (Z =12), Cl− (Z = 17), K (Z = 19) y Ar (Z = 18).
b) Indica los que son isoelectrónicos.
c) Indica los que presentan electrones desapareados y el número de los mismos.
Respuesta: a) N3−: 1s2 2s2 2p6; Mg2+: 1s2 2s2 2p6; Cl−:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; K:1s2 2s2 2p6
3s2 3p6 4s1; Ar:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; b) N3− y Mg2+, Cl− y Ar; c) el K tiene 1 e −
desapareado.
15.
16. El número de protones en los núcleos de cinco átomos es el siguiente: A = 9; B =16;
C = 17; D = 19; E = 20. Razona:
a) ¿Cuál es el más electronegativo?
b) ¿Cuál posee menor energía de ionización?
c) ¿Cuál puede convertirse en anión divalente estable?.
Respuesta: a) El A; b) el D; c) el B.
17. La siguiente tabla proporciona los valores de las energías de ionización de tres
elementos:
1ª
2ª
3ª
4ª
Li 5,4 eV 75,6 eV 122,5 eV
········
Na 5,1 eV 47,3 eV 71,9 eV 99,1 eV
K
4,3 eV 31,8 eV 46,1 eV 61,1 eV
a) ¿Por qué la primera energía de ionización disminuye del litio al potasio?
b) ¿Por qué la segunda energía de ionización de cada elemento es mucho mayor
que la primera?
c) ¿Por qué no se da el valor de la cuarta energía de ionización del litio?
a) Escribe la configuración electrónica de los iones S2– y Fe2+.
b) Indica un catión y un anión que sean isoelectrónico con S2–.
c) Justifica por qué la segunda energía de ionización del magnesio es superior a
la primera.
Respuesta: a) S2–: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6; Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1; b) Cl– y K+.
18.
19. El ión positivo de un elemento M tiene de configuración electrónica M 2+: 1s2 2s2 p6
3s2p6 d4.
a) ¿Cuál es el número atómico de M?
b) ¿Cuál es la configuración de su ión M 3+ expresada en función del gas noble
que le antecede?
c) ¿Qué números cuánticos corresponden a un electrón 3d de éste elemento?.
Respuesta: a) Z = 24; b) M3+: [Ar] 3d3; c) n = 3; l = 2; ml = −2, −1, 0,1, 2 ; ms = ±
1/2.
20.
a) Dos átomos tienen las siguientes configuraciones electrónicas 1s2 2s2 2p6 y 1s2
2s2 2p6 3s1. La primera energía de ionización de uno es 2080 kJ/mol y la del otro
496 kJ/mol. Asigne cada uno de estos valores a cada una de las configuraciones
electrónicas y justifique la elección.
13/56
b) La segunda energía de ionización del átomo de helio, ¿será mayor, menor o
igual que la energía de ionización del átomo de hidrógeno?. Razone la respuesta.
Respuesta: a) 2080 kJ/mol el 1º y 496 kJ/mol el 2º; b) mayor.
21.
a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos Na y Mg.
b) Justifica por qué el valor de la primera energía de ionización es mayor para el
magnesio que para el sodio.
c) Justifica por qué el valor de la segunda energía de ionización es mayor para el
átomo de sodio que para el de magnesio.
Respuesta: a) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1; Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2.
22.
Considera los elementos Be, O, Zn y Ar.
a) Escribe las configuraciones electrónicas de los átomos anteriores.
b) ¿Cuántos electrones desapareados presentan cada uno de esos átomos?
c) Escribe las configuraciones electrónicas de los iones más estables que puedan
formar.
DATOS: Be (Z = 4); O (Z = 8); Zn (Z = 30); Ar (Z = 18).
Respuesta: a) Be = 1s2 2s2, O = 1s2 2s2 2p4,Zn = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 , Ar = 1s2
2s2 2p6 3s2 3p6 ; b) el O tiene 2; c) Be 2+: 1s2, Zn2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 , O2− : 1s2 2s2
2p6.
23.
Indique razonadamente:
a) La posición en el sistema periódico y el estado de oxidación más probable de
un elemento cuyos electrones de mayor energía poseen la configuración 3s2.
b) Si un elemento de configuración electrónica de su capa de valencia 4s 2p5 es un
metal o no metal.
c) Por qué en los halógenos la energía de ionización disminuye a medida que
aumenta el número atómico del elemento.
Respuesta: a) Período 3 y grupo 2, +2; b) no metal.
24.
Indique razonadamente la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Un electrón situado en un orbital 2p podría representarse por los siguientes
números cuánticos (2, 1, 0, ½).
b) Un elemento químico que presenta propiedades químicas semejantes al
carbono tiene de configuración electrónica de su capa de valencia ns2 np2.
c) Si un elemento químico pertenece al grupo 2 pierde dos electrones adquiere
una configuración electrónica en su capa de valencia correspondiente al grupo
18.
Respuesta: a) verdadero; b) verdadero; c) verdadero.
25. Para los siguientes elementos Na, P, S y Cl, diga razonadamente cuál es:
a) El de menor energía de ionización.
b) El de mayor afinidad electrónica.
c) El de mayor radio atómico.
Respuesta: a) Na; b) Cl; c) Na.
26. La configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 corresponde a un ión A2+. Justifique:
a) El número atómico y el periodo al que pertenece el átomo A.
b) El número de electrones de valencia que posee A.
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c) ¿Qué tipo de enlace formará el elemento A con un elemento X cuya
configuración electrónica es 1s2 2s2 2p5? Razone cuál será la fórmula del
compuesto formado por X y A.
Respuesta: a) Z=20, período 4; b) 20; c) iónico.
27. Conteste de forma razonada a las cuestiones acerca de los elementos que poseen las
siguientes configuraciones electrónicas:
A=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2.
B=1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5.
a) ¿A qué grupo y a qué período pertenecen?
b) ¿Qué elemento se espera que tenga una mayor energía de ionización?.
c) ¿Qué elemento tiene un radio atómico mayor?.
Respuesta: a) A: grupo 2, período 4; B: A: grupo 17, período 4; b) B; c) A.
28. a) Escriba la configuración electrónica del rubidio.
b) Indique el conjunto de números cuánticos que caracteriza al electrón externo del
átomo de cesio en su estado fundamental.
c) Justifique cuántos electrones desapareados hay en el ión Fe3+.
Respuesta: a) Rb(Z=37): 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1; b) (6,0,0,+1/2) o bien (6, 0, 0,
-1/2); c) 5.
29.
a) Razone si para un electrón son posibles las siguientes combinaciones de
números cuánticos: (0, 0, 0, +1/2), (1, 1, 0, +1/2), (2, 1, -1, +1/2), (3, 2, 1, -1/2).
b) Indique en qué orbital se encuentra el electrón en cada una de las combinaciones
posibles.
c) Razone en cuál de ellas la energía será mayor.
Respuesta: a) No, n no puede ser 0; no, l debería ser 0; sí; sí; b) 2p y 3d; c) El 3d
(regla n+l).
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ENLACE QUÍMICO
1. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.
a) Indica el tipo de enlace predominante en dada uno de ellos.
b) Ordena los compuestos anteriores de menor a mayor punto de ebullición.
Justifica las respuestas.
Respuesta: a) iónico, covalente molecular apolar, covalente molecular polar; b)
CO2<H2O<CaF2.
2. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El punto de ebullición del butano es menor que el del 1-butanol.
b) La molécula CHCl3 posee una geometría tetraédrica con el átomo de carbono
ocupando la posición central.
c) El etano es más soluble en agua que el etanol.
Respuesta: a) verdadero; b) verdadero; c) falso.
3. Dadas las siguientes moléculas: SiH4, NH3 y BeH2.
a) Representa sus estructuras de Lewis.
b) Predí la geometría de cada una de ellas según la teoría de Repulsión de Pares
de Electrones de la Capa de Valencia.
c) Indica la hibridación del átomo central.
Respuesta: b) tetraédrica, piramidal trigonal y lineal; c) sp3, sp3 y sp.
4.
a) ¿Por qué el H2 y el I2 no son solubles en agua y el HI sí lo es?.
b) ¿Por qué la molécula de BF3 es apolar, aunque sus enlaces estén polarizados?.
Respuesta: a) porque el HI es polar; b) por su geometría.
5. Justifica las siguientes afirmaciones:
a) A 25 º C y 1 atm, el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas.
b) El etanol es soluble en agua y el etano no lo es.
c) En condiciones normales el flúor y el cloro son gases, el bromo es líquido y el
yodo sólido
6. En los siguientes compuestos: BCl3, SiF4 y BeCl2.
a) Justifica 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?
Respuesta: a) plana triangular, tetraédrica y lineal; b) sp 2, sp3 y sp,
respectivamente.
8. Dadas las especies químicas Cl2, HCl y CCl4:
a) Indica el tipo de enlace que existirá en cada una.
b) Justifica si los enlaces están polarizados.
c) Razona si dichas moléculas serán polares o apolares.
Respuesta: a) covalente en los tres casos; b) no, sí, sí; c) apolar, polar y apolar.
9. Dadas las moléculas BCl3 y H2O:
a) Deduce la geometría de cada una mediante la teoría de Repulsión de Pares de
Electrones de la Capa de Valencia.
b) Justifica la polaridad de las mismas.
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Respuesta: a) Plana triangular, angular; b) apolar, polar.
10. Dadas las moléculas BF3 y PF3:
a) ¿Son polares los enlaces boro-flúor y fósforo-flúor? Razona la respuesta.
b) Predí su geometría a partir de la teoría de Repulsión de pares de electrones de
la Capa de Valencia.
c) ¿Son polares esas moléculas? Justifica la respuesta.
Respuesta: a) sí; b) plana triangular y pirámide trigonal; c) no, sí.
11. Para las moléculas CCl4, NH3 y BeCl2:
a) Determina su geometría mediante la teoría Repulsión de los Pares de
Electrones de la Capa de Valencia.
b) ¿Qué tipo de hibridación presenta el átomo central?
c) Razona si estas moléculas son polares.
Respuesta: a) tetraédrica, pirámide trigonal y lineal; b) sp3, sp3 y sp; c) no, sí, no.
12. Para los siguientes compuestos: CH3CH3; CH2 = CH2 y CH3CH2OH:
a) Indica cuál o cuáles son hidrocarburos.
b) Razona cuál será más soluble en agua.
c) Explica cuál sería el compuesto con mayor punto de ebullición.
Respuesta: a) el etano y el eteno; b) el etanol; c) el etanol.
13.
a) Representa la estructura de la molécula de agua mediante el diagrama de Lewis.
b) Determina la geometría de la molécula de agua mediante la Teoría de Repulsión
de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.
c) ¿Por qué a temperatura ambiente el agua es líquida mientras que el sulfuro de
hidrógeno, de mayor masa molecular, es gaseoso?
Respuesta: b) angular; c) porque el agua forma puentes de hidrógeno.
14. Indica razonadamente cuántos enlaces σ y cuántos π tienen las siguientes moléculas:
a) Hidrógeno.
b) Nitrógeno.
c) Oxígeno.
Respuesta; a) 1 y 0; b) 1 y 2; c) 1 y 1.
15. Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Algunas moléculas covalentes son polares.
b) Los compuestos iónicos, fundidos o en disolución, son buenos conductores de
la electricidad
c) El agua tiene el punto de ebullición más elevado que el resto de hidruros del
grupo 16.
Respuesta: a) verdadero; b) verdadero; c) verdadero.
16. Dada la molécula CCl4:
a) Represéntala mediante estructura de Lewis.
b) ¿Por qué la molécula es apolar si los enlaces están polarizados?
c) ¿Por qué a temperatura ambiente el CCl4 es líquido y el CI4 es sólido?
Respuesta: b) pr su geometría; c) porque el yoduro tiene mayor masa molar.
17. Razona sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
17/56
a) La molécula de BF3 es apolar aunque sus enlaces están polarizados.
b) El cloruro de sodio tiene menor punto de fusión que el cloruro de cesio.
c) El cloruro de sodio sólido no conduce la corriente eléctrica y el cobre sí.
Respuesta: a) verdadero; b) falso; c) verdadero.
18. Se supone que los sólidos cristalinos NaF, KF y LiF cristalizan en el mismo tipo de
red.
a) Escribe el ciclo de Born-Haber para el NaF.
b) Razona cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas.
c) Razona cómo varían las temperaturas de fusión de las citadas sales.
Respuesta: b) LiF>NaF>KF; c) de la misma forma que en el apartado anterior.
19. Responda razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) Por qué a 25ºC y 1 atm el agua es un líquido y el sulfuro de hidrógeno es un gas.
b) Qué compuesto será más soluble en agua, el yoduro de sodio o el yoduro de
cesio.
c) Discuta la polaridad de las moléculas de NH3 y de yodo molecular,
respectivamente
Respuesta: a) por la fuerzas intermoleculares; b) CsI; c) el amoníaco es polar y el
diyodo, no.
20. Dadas las moléculas BF3, BeCl2 y H2O:
a) Escribe las estructuras de LEWIS de las mismas.
b) Explica su geometría mediante la teoría de Repulsión de pares de electrones
de la capa de valencia.
c) Indica la hibridación del átomo central.
Respuesta: b) Plana triangular, lineal, angular; c) sp2, sp y sp3.
21. Dadas las siguientes moléculas: F2; CS2; C2H4; C2H2; N2; NH3, justifique mediante la
estructura de Lewis en qué moléculas:
a) Todos los enlaces son simples.
b) Existe algún enlace doble.
c) Existe algún enlace triple.
Respuesta: a) diflúor y amoníaco; b) disulfuro de carbono y eteno; c) dinitrógeno y
etino.
22. Dados los siguientes compuestos NaF, CH4, CH3OH:
a) Indique el tipo de enlace.
b) Ordene de mayor a menor según su punto de ebullición. Razone la respuesta.
c) Justifique la solubilidad o no en agua.
Respuesta: a) iónico, covalente y covalente; b) NaF>CH 3OH>CH4; c) soluble,
insoluble y soluble.
22. Dadas las siguientes sustancias: Cu, CaO, I2, indique razonadamente:
a) Cuál conduce la electricidad en estado líquido pero es aislante en estado sólido.
b) Cuál es un sólido que sublima fácilmente.
c) Cuál es un sólido que no es frágil y que se puede estirar en hilos o láminas.
Respuesta: a) el CaO; b) el I2; c) Cu.
23. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:
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a) ¿Por qué el momento dipolar del hidruro de berilio es nulo y el del sulfuro de
hidrógeno no lo es?
b) ¿Es lo mismo “enlace covalente polar” que “enlace covalente dativo o
coordinado”?
c) ¿Por qué es más soluble en agua el etanol que el etano?
Respuesta: a) porque tienen distinta geometría; b) no; c) porque el etanol es polar
y el etano no lo es.
24. a) Deduzca la geometría de las moléculas BCl 3 y H2S aplicando la teoría de
Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia.
b) Explique si las moléculas anteriores son polares.
c) Indique la hibridación que posee el átomo central.
Respuesta: a) Triangular la primera y angular, la segunda; b) la primera es apolar
y la segunda polar; c) sp2 el B y sp3 el S.
25. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El etano tiene un punto de ebullición mayor que el etanol.
b) El tetracloruro de carbono es una molécula apolar.
c) El MgO es más soluble en agua que el BaO.
Respuesta: a) falso; b) verdadero; c) falso.
26. a) Razone si una molécula de fórmula AB2 debe ser siempre lineal.
b) Justifique quién debe tener un punto de fusión mayor, el CsI o el CaO.
c) Ponga un ejemplo de una molécula con un átomo de nitrógeno con hibridación
sp3 y justifíquelo.
Respuesta: a) verdadero siempre que no contenga pares solitarios; b) el CaO
puesto que el producto de sus cargas es mayor; c) NH3.
27. Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o
falsa.
a) Según el modelo RPECV, la molécula de amoniaco se ajusta a una geometría
tetraédrica.
b) En las moléculas de SiH4 y H2S, en los dos casos el átomo central presenta
hibridación sp3.
c) La geometría de la molécula de BCl3 es plana triangular.
Respuesta: a) falso, es piramidal triangular; b) verdadero; c) verdadero.
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TERMOQUÍMICA
1. Uno de los alimentos más consumido es la sacarosa C 12H22O11. Cuando reacciona con
el oxígeno se transforma en dióxido de carbono y agua desprendiendo 348,9 kJ·mol−1, a
la presión de 1 atm. El torrente sanguíneo absorbe, por término medio 26 moles de O2
en 24 horas. Con esta cantidad de oxígeno:
a) ¿Cuántos gramos de sacarosa se pueden quemar al día?
b) ¿Cuántos kJ se producirán en la combustión?
DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar(H) = 1 u.
Resultado: a) 741 g C12H22O11; b) 755,95 kJ.
2. El sulfuro de cinc al tratarlo con oxígeno reacciona según:
2 ZnS (s) + 3 O2 (g) → 2 ZnO (s) + 2 SO2 (g)
Si las entalpías de formación de las diferentes especies son: ∆Hf0 (ZnS) = −184,1
kJ·mol−1; ∆Hf0 (ZnO) = −349,3 kJ·mol−1; ∆Hf0 (SO2) = −70,9 kJ·mol−1.
a) ¿Cuál será el calor, a presión constante de 1 atm, que se desprenderá cuando
reaccionen 17 g de sulfuro de cinc con exceso de oxígeno?
b) ¿Cuántos litros de SO2, medidos a 25 º C y 1 atm, se obtendrán?
DATOS: Ar(S) = 32 u; Ar(O) = 16 u; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) − 41,73 kJ; b) 4,28 L.
3.
a) Calcula la variación de entalpía estándar de la reacción:
CaC2 (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (s) + C2H2 (g).
b) Qué calor se desprende en la combustión de 100 dm 3 de acetileno, medidos a 25
ºC y 1 atm.
DATOS: ∆Hf0 (CaC2) = −59 kJ·mol−1; ∆Hf0 (C2H2) = 227 kJ·mol−1; ∆Hf0 (H2O) = −285,8
kJ·mol−1; ∆Hf0 [Ca(OH)2] = −986 kJ·mol−1; ∆Hf0 (CO2) = −393,5 kJ·mol−1.
Resultado: a) ∆HR0 = −128,4 kJ·mol−1; b) Q = −5316,18 kJ.
4. Razona la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones, en relación con un
proceso exotérmico:
a) La entalpía de los reactivos es siempre menor que la de los productos.
b) El proceso siempre será espontáneo.
Respuesta: a) falso; b) falso.
5. El proceso de fotosíntesis se puede representar por la ecuación:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ∆HR0 = 3402,8 kJ·mol−1.
Calcula:
a) La entalpía de formación estándar de la glucosa,C6H12O6
b) La energía necesaria para la formación de 500 g de glucosa mediante fotosíntesis.
Resultado: a) ∆Hf0 (C6H12O6)=−673,8 kJ/mol; b) Q = 9.452,2 kJ.
6. Calcula:
a) La variación de entalpía estándar para la descomposición de 1 mol de carbonato de
calcio, CaCO3 (s), en dióxido de carbono, CO2 (g), y óxido de calcio, CaO (s).
b) La energía necesaria para preparar 3 kg de óxido de calcio.
DATOS: ∆Hf0 [CO2 (g)] = −393,5 kJ·mol−1; ∆Hf0 [CaCO3 (s)] =−1.206,2 kJ·mol−1; ∆Ho
[CaO (g)] =−635,6 kJ·mol−1; Ar (Ca) = 40 u; Ar (O) = 16 u.
Resultado: a) ∆HR = 177,1 kJ·mol−1; b) 9.487,5 kJ.
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7. La nitroglicerina, C3H5(NO3)3, se descompone según la ecuación termoquímica:
4 C3H5(NO3)3 (l) → 12 CO2(g) +10 H2O (g) +O2(g) +6 N2(g) ∆Ho = −5700 kJ (25 ºC)
a) Calcula la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina.
b) Calcula el calor desprendido cuando se descomponen 100 g de nitroglicerina.
DATOS: ∆Hfo (CO2)(g) =−393,5 kJ·mol−1; ∆Hfo (H2O)(g) =−241,8 kJ·mol−1; Ar(C) = 12
u; Ar(H) =1 u; Ar(N) = 14 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) ∆Hf0= −360 kJ/mol; b) Q = −627,75 kJ.
8. a) Calcula la entalpía de formación estándar del naftaleno, C10H8.
b) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar?
DATOS: ∆Hfo(CO2) = −393,5 kJ·mol−1; ∆Hfo [H2O (l)] = − 285,8 kJ·mol−1; ∆Hco (C10H8)
= − 4928,6 kJ·mol−1; Ar(C) = 12 u; Ar(H) = 1 u.
Resultado: a) − 149,6 kJ·mol−1; b) − 3850,47 kJ.
9. Las entalpías de formación estándar del agua líquida, ácido clorhídrico en disolución
acuosa y óxido de plata sólido son, respectivamente: − 285,8, − 165,6 y − 30,4 kJ·mol−1.
A partir de estos datos y de la siguiente ecuación:
Ag2O (s) + 2 HCl (aq) → 2 AgCl (s) + H2O (l) ∆H = − 176,6 kJ, calcula:
a) La entalpía de formación estándar de AgCl (s).
b) Los moles de agua que se forman cuando se consumen 4 L de HCl 0,5 M.
Resultado: a) −126,2 kJ·mol1; b) 1 mol H2O.
10. Justifica la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:
a) Toda reacción exotérmica es espontánea.
b) En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.
c) En el cambio de estado H2O (l) → H2O (g) se produce un aumento de entropía.
Respuesta: a) falso; b) falso; c) cierto.
11. El pentaborano nueve se quema según la reacción:
2 B5H9 (l) + 12 O2 (g) → 5 B2O3 (s) + 9 H2O (l)
Calcula:
a) La entalpía estándar de la reacción a 25 º C.
b) El calor que se desprende, a presión constante, en la combustión de 1 g de B5H9.
DATOS: ∆Hfo [B5H9 (l)] = 73,2 kJ/mol; ∆Hfo [B2O3 (s)] = − 1263 kJ/mol; ∆Hfo [H2O (l)]
= − 285,8 kJ/mol; Ar (H) = 1 u; Ar (B) = 11 u.
Resultado: a) ∆Hro = − 9033,6 kJ·mol−1; b) Q = − 70,6 kJ.
12. A partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas:
1ª.- C (grafito) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Ho = −393,5 kJ·mol−1,
2ª.- H2 (g) + O2 (g) → H2O (l) ∆Ho = −285,8 kJ·mol−1,
3ª.- 2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (l) ∆Ho = − 3119,6 kJ·mol−1,
Calcula:
a) La entalpía de formación estándar del etano.
b) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100
g de etano.
DATOS: Ar(C) = 12 u; Ar(H) = 1 u.
Resultado: a) ∆Hfo = − 84,6 kJ·mol−1; b) Q = − 5.199.3 kJ.
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13. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C 2H5OH (l), CO2 (g) y H2O (l)
son: −228, −394 y −286 kJ·mol−1, respectivamente, calcula:
a) La entalpía de combustión estándar del etanol.
b) El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se
queman 100 g de etanol.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) ∆Hco = − 1418 kJ·mol−1; b) Q = −3.082,61 kJ.
14. La tostación de la pirita se produce según:
4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g).
Calcula:
a) La entalpía de reacción estándar.
b) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g
de pirita del 90 % de riqueza en peso.
DATOS: Ar (Fe) = 55,8 u; Ar (S) = 32 u; ∆Hfo [FeS2 (s)] = −177,5 kJ·mol−1; ∆Hfo [Fe2O3
(s)] = −822,2 kJ·mol−1; ∆Hfo [SO2 (g)] = −296,8 kJ·mol−1.
Resultado: a) ∆Hro = − 3.308,8 kJ; b) −155,36 kJ.
15. Para la siguiente reacción: CH4 (g) + 4 Cl2 (g) → CCl4 (g) + 4 HCl (g). Calcula
la entalpía de reacción estándar utilizando:
a) Las entalpías de enlace.
b) Las entalpías de formación estándar.
DATOS: ∆H (C − Cl) = 330 kJ·mol−1; ∆H (Cl – Cl) = 244 kJ·mol−1; ∆H (H – Cl) = 430
kJ·mol−1; ∆H (C – H) = 415 kJ·mol −1; ∆Hfo [CH4 (g)] = −74,9 kJ·mol−1; ∆Hfo [CCl4 (g)] =
−106,6 kJ·mol−1; ∆Hfo [HCl (g)] = −92,3 kJ·mol−1.
Resultado: a) ∆Hro = − 404 kJ·mol−1; b) ∆Hro = − 400,9 kJ·mol−1.
16.
a) Calcula la entalpía de enlace H – Cl sabiendo que la energía de formación del
HCl (g) es − 92,4 kJ·mol−1 y las de disociación del H2 y Cl2 son 436 y 244
kJ·mol−1, respectivamente.
b) ¿Qué energía habrá que comunicar para disociar 20 g de HCl?
DATOS: Ar (H) = 1 u; Ar (Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) 432 kJ·mol−1 b) 236,9 kJ.
17. Calcula:
a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman
CO2 (g) y H2O (g)
b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de
octano por cada 100 km.
DATOS: ∆Hfo (H2O g) = – 241,8 kJ·mol−1; ∆Hfo (CO2 g) = – 393,5 kJ·mol−1; ∆Hfo
(C8H18l) = – 250,0 kJ·mol−1; densidad octano líquido = 0,8 kg·L–1; Ar (C) = 12 u; Ar (H)
= 1 u.
Resultado: a) ∆Hco = – 5.074,2 kJ·mol–1; b) 1.780,42 kJ·km–1.
18. En condiciones estándar, en la combustión de 1 gramo de etanol se desprenden 29,8
kJ y en la combustión de 1 gramo de ácido acético se desprenden 14,5 kJ. Calcula:
a) La entalpía de combustión estándar del etanol y la del ácido acético.
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b) La variación de entalpía estándar de la siguiente reacción:
CH3 – CH2OH + O2 → CH3 – COOH + H2O.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) ∆Hco = – 1.370,8 kJ·mol–1; ∆Hco = – 870 kJ·mol–1; b) ∆Hco = – 500,8
kJ·mol–1.
19. Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La entalpía de formación estándar del mercurio líquido, a 25ºC, es cero.
b) Todas las reacciones químicas en que ΔG < 0 son muy rápidas.
c) A -273 ºC la entropía de una sustancia cristalina pura es cero.
Respuesta: a) verdadero; b) falso; c) verdadero.
20. Para la reacción CH4 (g) + Cl2 (g) → CH3Cl (l) + HCl (g).
a) Calcula la entalpía de reacción estándar a 25 ºC, a partir de las entalpías de
enlace y de las entalpías de formación en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
b) Sabiendo que el valor de ∆So de la reacción es 11,1 J·K–1·mol–1 y utilizando el
valor de ∆Hode la reacción obtenido a partir de los valores de las entalpías de
formación, calcula el valor de ∆Go, a 25 ºC.
DATOS: ∆Hfo [CH4 (g)] = - 74,8 kJ·mol–1; ∆Hfo [CH3Cl (l)] = - 82,0 kJ·mol –1; ∆Hfo
(CH4) = - 74,8 kJ·mol –1; ∆Hfo [HCl (g)] = - 92,3 kJ·mol–1; ∆H(C – H) = 414 kJ·mol –1;
∆H(Cl – Cl) = 243 kJ·mol–1; ∆H(C – Cl) = 339 kJ·mol–1; ∆H(H – Cl) = 432 kJ·mol–1.
Resultado: a) ∆Hro= –114 kJ·mol–1; ∆Hro= –99,5 kJ·mol–1; b) ∆Go= –102,8 kJ·mol–1.
21. Considere la reacción de hidrogenación del propino: CH3C≡CH + 2 H2 →
CH3CH2CH3.
a) Calcule la entalpía de reacción a partir de las entalpías medias de enlace.
b) Determine la cantidad de energía que habrá que proporcionar a 100 g de
hidrógeno molecular para disociarlo completamente en sus átomos.
Datos: Entalpía de enlace en kJ/mol: (C-C)=347; (C≡C)=830; (C-H)=415; (H-H)=436.
Masa atómica: H=1
Resultado: a) −305 kJ/mol; b) 21800 kJ.
22. La reacción utilizada para la soldadura aluminotérmica es:
Fe2O3 (s) + 2 Al (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (s).
a) Calcula el calor a presión constante y el calor a volumen constante
intercambiados en condiciones estándar y a la temperatura de la reacción.
b) ¿Cuántos gramos de Al2O3 se habrán obtenido cuando se desprendan 10.000 kJ
en la reacción?
DATOS: ΔHof [Al2O3 (s)] = – 1.675,7 kJ·mol–1; ΔHof [Fe2O3 (s)] = – 824,2 kJ·mol–1; Ar
(Al) = 27 u; Ar (O) = 16 u.
Resultado: a) Qp = - 851.5 kJ; b) 1.197,88 g Al2O3 .
23. La reacción de hidrogenación del buta-1,3-dieno para dar butano es:
CH2=CHCH = CH2 + 2 H2 → CH3CH2CH2CH3.
Calcula la entalpía de la reacción a 25 ºC y en condiciones estándar:
a) A partir de la entalpía de formación del agua y de las entalpías de combustión
del buta-1,3-dieno y del butano.
b) A partir de las entalpías de enlace.
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DATOS: ΔHoc [C4H6 (g)] = – 2.540,2 kJ·mol–1; ΔHoc [C4H10 (g)] = – 2.877,6 kJ·mol–1;
ΔHof [H2O (l)]= – 285,6 kJ·mol–1; ΔHo(C–C) = 348,2 kJ·mol–1; ΔHo(C=C) = 612,9
kJ·mol–1; ΔHo(C – H) = 415,3 kJ·mol–1;ΔHo(H – H) = 436,4 kJ·mol–1.
Resultado: a) ΔHor = – 233,8 kJ·mol–1; b) ΔHor = – 259 kJ·mol–1.
24. a) Calcule la variación de entalpía de formación del amoniaco, a partir de los
siguientes datos de energías de enlace: E (H-H) = 436 kJ/mol; E (N-H) = 389 kJ/mol; E
(N-N) = 945 kJ/mol.
b) Calcule la variación de energía interna en la formación del amoniaco a la
temperatura de 25 ºC.
Dato: R=8’31 J·K-1·mol-1.
Resultado: a) −40,5 kJ/mol; b) −38,02 kJ/mol.
25. Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas:
2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) ∆H=-196 kJ
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆H=-92,4 kJ
Justifique:
a) El signo que probablemente tendrá la variación de entropía en cada caso.
b) El proceso que será siempre espontáneo.
c) El proceso que dependerá de la temperatura para que sea espontáneo.
Respuesta: a) positiva en el 1º, negativo en el 2º; b) el 1º; c) el 2º.
26. Dada la ecuación termoquímica, a 25ºC:
N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g) ∆H=-92,3 kJ
Calcule:
a) El calor de la reacción a volumen constante.
b) b) La energía libre de Gibbs a la temperatura de 25ºC.
Datos: S0[(NH3)g]=192,3 J/mol·K; S0[(N2)g]=191 J/mol·K; S0[(H2)g]=130,8 J/mol·K;
R=8,31 J/mol·K.
Resultado: a) −87,34 kJ; b) −33,06 kJ.
27. Razone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La entalpía no es una función de estado.
b) Si un sistema realiza un trabajo se produce un aumento de su energía interna.
c) Si ΔH < 0 y ΔS > 0 , la reacción es espontánea a cualquier temperatura.
Respuesta: a) falso; b) falso; c) verdadero.
28. Sabiendo que las entalpías de formación estándar del C 2H5OH (l) , CO2 (g) y H2O (l)
son, respectivamente, −228, −394 y −286 kJ/mol, calcule:
a) La entalpía de combustión estándar del etanol.
b) El calor que se desprende, a presión constante, si en condiciones estándar se queman
100 g de etanol.
Masas atómicas: C = 12; O = 16; H = 1
Resultado: a) −1418 kJ/mol; b) −3082,6 kJ.
29. En la reacción del oxígeno molecular gaseoso con el cobre para formar óxido de
cobre (II) se desprenden 2,30 kJ por cada gramo de cobre que reacciona, a 298 K y 760
mm Hg. Calcule:
a) La entalpía de formación del óxido de cobre (II).
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b) El calor desprendido a presión constante cuando reaccionan 100 L de oxígeno,
medidos a 1,5 atm y 27ºC.
Datos: R=0,082 atm·L·mol−1·K−1; Masa atómica Cu = 63,5.
Resultado: a) 146,05 kJ/mol; b) 1780,93 kJ.
30. Para la reacción siguiente:
2 C2H6 (g) + 7 O2 (g) → 4 CO2 (g) + 6 H2O (g)
ΔH<0
Razone:
a) Si a una misma temperatura, el calor desprendido a volumen constante es mayor,
menor o igual que el desprendido si la reacción tuviera lugar a presión constante.
b) Si la entropía en la reacción anterior aumenta o disminuye.
c) Si la reacción será espontánea a cualquier temperatura.
Resultado: a) Es falso, Qp>Qv; b) aumenta; c) verdadero.
31. Para la obtención del tetracloruro de carbono según:
CS2 (l) + 2 Cl2 (g) → CCl4 (l) + S2Cl2 (l)
a) Calcule el calor de reacción, a presión constante, a 25ºC y en condiciones estándar.
b) ¿Cuál es la energía intercambiada en la reacción anterior, en las mismas condiciones,
cuando se forma un litro de tetracloruro de carbono cuya densidad es 1’4 g/mL.
DATOS: ΔHof [CS2 (l)] = – 89,70 kJ/mol; ΔHof [CCl4 (l)] = – 135,40 kJ/mol; ΔHof [S2Cl2
(l)]= – 59,80 kJ/mol. Masas atómicas: C=12; Cl=35'5.
Resultado: a) ΔHoR = – 284,90 kJ; b) Qp=–2590 kJ.
32. Determine:
a) La entalpía de la reacción en la que se forma 1 mol de N 2O5 (g) a partir de los
elementos que lo integran. Utilice los siguientes datos:
N2 (g) + 3 O2 (g) + H2 (g) → 2 HNO3 (aq) ∆Hº=–414,7 kJ.
N2O5 (g) + H2O(l) → 2 HNO3 (aq)
∆Hº=–140,2 kJ.
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
∆Hº=–571,7 kJ.
b) La energía necesaria para la formación de 50 L de N2O5 (g) a 25ºC y 1 atm de presión
a partir de los elementos que lo integran. Dato: R=0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) ΔHoR = 11,35 kJ; Qp=23,22 kJ.
33. Las plantas verdes sintetizan glucosa mediante la fotosíntesis según la reacción:
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) ∆HR0 = 3402,8 kJ·mol−1.
Calcula:
a) Calcule la entalpía de reacción estándar, a 25ºC, indicando si es exotérmica o
endotérmica.
b) ¿Qué energía se desprende cuando se forman 500 g de glucosa a partir de sus
elementos?.
Datos: ∆Hf0 [C6H12O6 (s)]=−673,3 kJ/mol; ∆Hf0 [CO2 (s)]=−393,5 kJ/mol;∆Hf0 [H2O
(l)]=−285,8 kJ/mol. Masas atómicas: C=12; H=1; O=16.
Resultado: a) ∆HR0=3402,5 kJ, es endotérmica; b) Q= −1870,27 kJ.
34. Teniendo en cuenta que las entalpías estándar de formación a 25ºC del butano
(C4H10), dióxido de carbono y agua líquida son, respectivamente, -125,7, -393,5 y
-285,8 kJ/mol, calcule el calor de combustión estándar del butano a esa temperatura:
a) A presión constante.
b) A volumen constante.
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Dato: R=8,31 J·mol−1·K−1.
Resultado: a) ∆HR0=-2877,3 kJ/mol; b) ∆UR0=-2868,63 kJ/mol.
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CINÉTICA QUÍMICA
1. Para una reacción hipotética A + B → C, en unas condiciones determinadas, la
energía de activación de la reacción directa es 31 kJ, mientras que la energía de
activación de la reacción inversa es 42 kJ.
a) Representa, en un diagrama energético, las energías de activación de la
reacción directa e inversa.
b) ¿La reacción directa, es exotérmica o endotérmica? Razona la respuesta.
c) Indica cómo influirá en la velocidad de reacción la utilización de un
catalizador.
Respuestas: b) exotérmica; c) si es positivo aumentará la velocidad de reacción y si
es un inhibidor, la disminuirá.
2. Se ha comprobado experimentalmente que la reacción 2 A + B → C es de primer
orden respecto al reactivo A y de primer orden respecto al reactivo B.
a) Escribe su ecuación de velocidad.
b) ¿Cuáles el orden total de la reacción?
c) ¿Qué factores pueden modificar la velocidad de reacción?
Respuestas: a) v=k·[A]·[B]; b) 2.
3. La ecuación de velocidad: v = k·[A]2·[B], corresponde a la ecuación química:
A + B → C.
a) Indica si la constante k es independiente de la temperatura.
b) Razona si la reacción es de primer orden con respecto de A y de primer orden
con respecto de B, pero de segundo orden para el conjunto de la reacción.
Respuestas: a) no; b) es de 2º orden respecto a A, de 1 er orden respecto a B y el
orden total es 3.
4. Para el proceso: 2 NO (g) + 2 H 2 (g) → N2 (g) + 2 H2O (g) la ecuación de velocidad
es v = k·[NO]2·[H2].
a) Indica el orden de la reacción con respecto a cada uno de los reactivos.
b) ¿Cuál es el orden total de la reacción?
c) Deduce las unidades de la constante de velocidad.
Respuestas: a) es de 2º orden respecto al NO, de 1 er orden respecto al H2; b) 3; c)
L2·mol−2·s−1.
5. Indica, razonadamente, si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Para una reacción exotérmica, la energía de activación de la reacción directa
es menor que la energía de activación de la reacción inversa.
b) La velocidad de la reacción no depende de la temperatura.
c) La acción de un catalizador no influye en la velocidad de reacción.
Respuestas: a) verdadero; b) falso; c) falso.
6. A una hipotética reacción química, A + B → C, le corresponde la siguiente ecuación
de velocidad: v = k·[A]·[B]. Indica:
a) El orden de la reacción respecto de A.
b) El orden total de la reacción.
c) Las unidades de la constante de velocidad.
Respuestas: a) 1; b) 2; c) L·mol−1·s−1.
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7. En una reacción endotérmica:
a) Dibuja el diagrama entálpico de la reacción.
b) ¿Cuál es mayor, la energía de activación directa o la inversa?
c) ¿Cómo afectará al diagrama anterior la adición de un catalizador?
Respuestas: b) la directa; c) Ea disminuirá si se añade un catalizador positivo y
aumentará si se añade un inhibidor.
8. Para la reacción A (g) → B (g) + C (g)el valor de la constante de velocidad a una
cierta temperatura es 1,5·10−3 L·mol−1·s−1.
a) ¿Cuál es el orden de la reacción?.
b) ¿Cuál es la ecuación de velocidad?.
c) A esa misma temperatura, ¿cuál será la velocidad de la reacción cuando la
concentración de A se 0,242 M?.
Respuestas: a) 2; b) v=k·[A]2; c) 8,79·10−6 mol·L−1·s−1.
9. La reacción: A + 2 B → 2 C + D es de primer orden con respecto de cada uno de los
reactivos.
a) Escribe la ecuación de velocidad.
b) Indica el orden total de reacción.
c) Indica las unidades de la constante de velocidad.
Respuestas: a) v=k·[A]·[B]; b) 2; c) L·mol−1·s−1.
10. La ecuación de velocidad de cierta reacción es v=k·[A]2·[B]. Razone si las siguientes
proposiciones son verdaderas o falsas:
a) La unidad de la constante de velocidad es mol−1·L.s.
b) Si se duplican las concentraciones de A y B, en igualdad de condiciones, la
velocidad de reacción será ocho veces mayor.
c) Si se disminuye el volumen a la mitad, la velocidad de reacción será ocho
veces mayor.
Respuestas: a) falsa; b) verdadera; c) verdadera.
11. Cuando a una reacción se le añade un catalizador, justifique si las siguientes
afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La entalpía de la reacción disminuye.
b) La energía de activación no varía.
c) La velocidad de reacción aumenta.
Respuestas: a) falsa; b) falsa; c) verdadera, si es un catalizador positivo.
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EQUILIBRIO QUÍMICO
1. Dado el equilibrio:
H2O (g) + C (s) ⇆ CO (g) + H2 (g) ∆H > 0
Señala, 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.
Respuesta: a) sí; b) no; c) no.
2. Se introduce una mezcla de 0,5 moles de H2 y 0,5 moles de I2 en un recipiente de 1 L
y se calienta a temperatura de 430 ºC. Calcula:
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) ⇆ 2 HI (g).
b) El valor de la constante Kp a la misma temperatura.
c) La presión total en el recipiente.
Resultado: a) [H2]=[I2]=0,107 M; [HI] = 0,786 M; b) Kp = 54,3; c) P = 57,65 atm.
3. Para la reacción 2 NO (g) ⇆ N2 (g) + O2 (g) ∆H = −182 kJ. Indica razonadamente si
las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) La constante de equilibrio aumenta al adicionar NO.
b) Una disminución de temperatura favorece la obtención de N2 y O2.
Respuesta: a) falso; b) verdadero.
4. En un recipiente de 1 L, a 2000 K, se introducen 6,1·10 −3 moles de CO2 y una
cantidad de H2, produciéndose la reacción: H2 (g) + CO2 (g) ⇆ H2O (g) + CO (g). Si
cuando se alcanza el equilibrio, la presión total es de 6 atm y Kc = 4,4, calcula:
a) Los moles iniciales de H2.
b) Los moles en el equilibrio de todas las especies químicas presentes.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1; Kc = 4,4.
Resultado: a) 0,03 moles H2; b) 0,024 moles H2; 2,2·10−4 moles CO2; 5,88·10−3 moles
H2O y CO.
5. En un matraz vacío se introducen igual número de moles de H 2 y N2 que reaccionan
según la ecuación: N2 (g) + 3 H2 (g) ⇆ 2 NH3 (g). Justifica si, una vez alcanzado el
equilibrio, las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) Hay doble número de moles de amoníaco que los que había inicialmente de
N2.
b) La presión parcial de nitrógeno será mayor que la presión parcial de H2.
c) La presión total será igual a la presión de amoníaco elevada al cuadrado.
Respuesta: a) falso; b) verdadero; c) falso.
6. Al calentar PCl5 (g) a 250º C, en un reactor de 1 L de capacidad, se descompone
según: PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g). Si una vez alcanzado el equilibrio, el grado de
disociación es 0,8 y la presión total es 1 atm, calcula:
a) El número de moles iniciales de PCl5.
b) La constante Kp a esa temperatura.
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DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) n = 0,01294 moles PCl5; b) Kp = 1,776 atm.
7. Para la reacción: CO2 (g) + C (s) ⇆ 2 CO (g), Kp = 10, a la temperatura de 815 ºC.
Calcula, en el equilibrio:
a) Las presiones parciales de CO2 y CO a esa temperatura, cuando la presión
total en el reactor es de 2 atm.
b) El número de moles de CO2 y CO, si el volumen del reactor es de 3 L.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) Pp (CO2) = 0,29 atm; Pp (CO) = 1,71 atm; b) 9,75·10−3 moles CO2 y
0,058 moles CO.
8. Para la reacción en equilibrio SO2Cl2 (g) ⇆ SO2 (g) + Cl2 (g), la constante Kp = 2,4, a
375 K. A esta temperatura, se introducen 0,05 moles de SO 2Cl2 en un recipiente cerrado
de 1 L de capacidad. En el equilibrio, calcula:
a) Las presiones parciales de cada uno de los gases presentes.
b) El grado de disociación del SO2Cl2 a esa temperatura.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) P (SO2Cl2) = 0,48 atm; P (SO2) = P (Cl2) = 1,06 atm; b) α= 69 %.
9. Dados los equilibrios:
3 F2 (g) + Cl2 (g) ⇆ 2 ClF3 (g);
H2 (g) + Cl2 (g) ⇆ 2 HCl (g);
2 NOCl (g) ⇆ 2 NO (g) + Cl2 (g)
a) Indica cuál de ellos no se afectará por un cambio de volumen, a temperatura
constante.
b) ¿Cómo afectará a cada equilibrio un incremento en el número de moles de
Cl2?
c) ¿Cómo influirá en los equilibrios un aumento de presión en los mismos?
Respuesta: a) Al 2º; b) los dos primeros se desplazan a la derecha y el 3º a la
izquierda; c) Se desplazarían: el 1º a la derecha; al 2º no le afecta; al 3º a la
izquierda.
10. El cloruro de amonio se descompone según la reacción:
NH4Cl (s) ⇆ NH3 (g) + HCl (g).
En un recipiente de 5 L, en el que previamente se ha hecho el vacío, se introducen 2,5 g
de cloruro de amonio y se calienta a 300 ºC hasta que se alcanza el equilibrio. El valor
de Kp a dicha temperatura es 1,2·10−3. Calcula:
a) La presión total de la mezcla en el equilibrio.
b) La masa de cloruro de amonio sólido que queda en el recipiente.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1; Ar(H) = 1 u; Ar(N) = 14 u; Ar(Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) Peq = 6,92·10-2 atm; b) 2,32 g NH4Cl.
11. En un recipiente de 10 L a 800 K, se introducen 1 mol de CO y 1 mol de H 2O.
Cuando se alcanza el equilibrio representado por la ecuación:
CO (g) + H2O (g) ⇆ CO2 (g) + H2 (g)
el recipiente contiene 0,655 moles de CO2 y 0,655 moles de H2. Calcula:
a) Las concentraciones de los cuatro gases en el equilibrio.
b) El valor de las constantes Kc y Kp para dicha reacción a 800 K.
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DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) [CO] = [H2O] = 0,0345 M; [CO2] = [H2] = 0,0655 M; b) Kc = Kp = 3,6.
12. Para el siguiente sistema en equilibrio: SnO 2 (s) + 2 H2 (g) ⇆ 2 H2O (g) + Sn (s), el
valor de la constante de equilibrio Kp a 900 K es 1,5 y a 1000 K es 10. Razona si para
conseguir una mayor producción de estaño se deberá:
a) Aumentar la temperatura.
b) Aumentar la presión.
c) Adicionar un catalizador.
Respuesta: a) verdadero; b) falso; c) falso.
13. En un matraz de 2 L se introducen 12 g de PCl 5 y se calienta hasta 300 ºC. Al
establecerse el siguiente equilibrio de disociación: PCl5 (g) ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g), la
presión total de la mezcla es de 2,12 atm, a esa temperatura. Calcula:
a) El grado de disociación del PCl5 en las condiciones señaladas.
b) El valor de Kp a 300 ºC.
DATOS: Ar (P) = 31 u; Ar (Cl) = 35,5 u; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) α= 55,17 %; b) Kp = 0,94.
14. El NO2 y el SO2 reaccionan según la ecuación: NO2 (g) + SO2 (g) ⇆ NO (g) + SO3
(g). Una vez alcanzado el equilibrio, la composición de la mezcla contenida en un
recipiente de 1 L de capacidad es 0,6 moles de SO3, 0,4 moles de NO, 0,1 moles de NO 2
y 0,8 moles de SO2. Calcula:
a) El valor de Kp en esas condiciones de equilibrio.
b) La cantidad de moles de NO que habría que añadir al recipiente, en las
mismas condiciones, para que la cantidad de NO2 fuera 0,3 moles.
Resultado: a) Kp = 3; b) n (NO) = 2,05 moles.
15. Dado el siguiente sistema en equilibrio:
SO2 (g) + ½ O2 (g) ⇆ SO3 (g) ∆H = − 197,6 kJ:
a) Explica tres formas de favorecer la formación de SO3 (g).
b) Deduce la relación entre las constantes Kc y Kp, para esta reacción.
Respuesta: a) disminuir la temperatura, aumentar la presión, aumentar la presión
parcial de oxígeno; b) Kc=Kp·(RT)−1/2.
16. A 1000 K se establece el siguiente equilibrio: I2 (g) ⇆ 2 I (g). Sabiendo que cuando
la concentración inicial de I2 es 0,02 M, su grado de disociación es 2,14 %, calcula:
a) El valor de Kc a esa temperatura.
b) El grado de disociación del I2, cuando su concentración inicial es 5·10−4 M.
Resultado: a) Kc = 3,74·10− 5; b) α = 12,7 %.
17. A 670 K, un recipiente de un litro contiene una mezcla gaseosa en equilibrio de
0,003 moles de hidrógeno, 0,003 moles de yodo y 0,024 moles de yoduro de hidrógeno,
según el equilibrio H2(g) + I2 (g) ⇆ 2 HI (g). En estas condiciones, calcula:
a) El valor de Kc y Kp.
b) La presión total en el recipiente y las presiones parciales de los gases de la mezcla.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) Kc = Kp = 64; b) Pt =1,65 atm; P(H2)= P(I2)= 0,165 atm; P(HI) = 1,32
atm.
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18. En un recipiente de 10 L de capacidad se introducen 2 moles del compuesto A y 1
mol del compuesto B. Se calienta a 300 º C y se establece el siguiente equilibrio:
A (g) + 3 B (g) ⇆ 2 C (g).
Cuando se alcanza el equilibrio, el número de moles de B es igual al de C. Calcula:
a) El número de moles de cada componente de la mezcla en equilibrio.
b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) 1,8 moles A; 0,4 moles B; 0,4 moles C; b) Kc = 139; Kp = 6,2·10-2.
19. En un recipiente de 1 L de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se
introducen 6 g de PCl5. Se calienta a 250 º C y se establece el equilibrio:
PCl5 (g) ↔ PCl3 (g) + Cl2 (g)
Si la presión total en el equilibrio es de 2 atm, calcula:
a) El grado de disociación del PCl5.
b) El valor de la constante de equilibrio Kp.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1; Ar(P) = 31 u; Ar(Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) α= 62 %; Kp = 1,24.
20. Considera el siguiente sistema en equilibrio: CO2 (g) + C (s) ⇆ 2 CO (g).
a) Escribe las expresiones de las constantes Kc y Kp.
b) Establece la relación entre ambas constantes de equilibrio.
Respuesta: b) Kc=Kp(RT)−1.
21. En un matraz, en el que se ha hecho el vacío, se introduce cierta cantidad de
NaHCO3 y se calienta a 100 º C. Sabiendo que la presión en el equilibrio es 0,962 atm,
calcula:
a) La constante Kp para la descomposición del NaHCO3, a esa temperatura,
según:
2 NaHCO3 (s) ⇆ Na2CO3 (s) + H2O (g) + CO2 (g).
b) La cantidad de NaHCO3 descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 2
L.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1; Ar (Na) = 23 u; Ar (C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar
(H) = 1 u.
Resultado: a) Kp = 0,231; b) 5,208 g NaHCO3.
23. En un recipiente de 200 mL de capacidad, en el que previamente se ha hecho el
vacío, se introducen 0,40 g de N2O4. Se cierra el recipiente, se calienta a 45 ºC y se
establece el siguiente equilibrio: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g). Sabiendo que a esa temperatura
el N2O4 se ha disociado en un 41,6%, calcula:
a) El valor de la constante Kc.
b) El valor de la constante Kp.
DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (O) = 16 u; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) Kc = 2,58·10−2 ; b) Kp = 0,65.
24. A 30 ºC y 1 atm el N 2O4 se encuentra disociado un 20 % según el equilibrio
siguiente: N2O4 (g) ⇆ 2 NO2 (g). Calcula:
a) El valor de las constantes Kp y Kc a esa temperatura.
b) El porcentaje de disociación a 30 ºC y 0,1 atm de presión total.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.
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Resultado: a) Kp = 0,17; Kc = 6,7·10–3; b) α = 54,15 %.
25. Considera el siguiente sistema en equilibrio:
I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇆ 5 CO(g) + I2O5 (s) ΔH = 1175 kJ.
Justifica el efecto que tendrá sobre los parámetros que se indican el cambio que se
propone:
Cambio
Efecto sobre
a) Aumento de la Temperatura
Kc
b)Adición de I2O5 (s)
Cantidad de I2
c) Aumento de la presión
Cantidad de CO
Respuesta: a) aumenta; b) no afecta; c) aumenta.
26. El CO2 reacciona con el H2S a altas temperaturas según la ecuación:
CO2 (g) + H2S (g) ⇆ COS (g) + H2O (g).
Se introducen 4,4 g de CO2 en un recipiente de 2,5 L a 337 ºC y una cantidad suficiente
de H2S para que, una vez alcanzado el equilibrio, la presión total sea de 10 atm. En la
mezcla en equilibrio hay 0,01 moles de H2O. Calcula:
a) El número de moles de cada una de las especies en equilibrio.
b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
DATOS: Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.
Resultado: a) 0,09 moles de CO2 y 0,39 moles de H2S y 0,01 moles de COS y H 2O;
b) Kc = Kp = 2,85·10–3.
27. En un recipiente de un litro de capacidad, en el que previamente se ha hecho el
vacío, se introducen 0,1 moles de NO, 0,05 moles de H 2 y 0,1 moles de agua. Se
calienta el matraz y se establece el equilibrio: 2 NO (g) + 2 H2 (g) ⇆ N2 (g) + 2 H2O (g).
Sabiendo que cuando se establece el equilibrio la concentración de NO es 0,062 M,
calcula:
a) La concentración de todas las especies en el equilibrio.
b) El valor de la constante Kc a esa temperatura.
Resultado: a) [NO] = 0,062 M; [H2] = 0,012 M; [N2] = 0,019 M; [H2O] = 0,138 M; b)
Kc = 653,134.
28. En un recipiente cerrado se establece el siguiente equilibrio:
2 HgO (s) ⇆ Hg(l) + O2 (g) ∆H>0
a) Escriba las expresiones de las constantes Kc y Kp.
b) ¿Cómo afectará al equilibrio un aumento de la presión parcial de oxígeno?.
c) ¿Qué ocurrirá al equilibrio cuando se aumente la temperatura?.
Respuesta: a) Kc=[O2]eq; Kp=Peq[O2]; b) se desplaza a la izquierda; c) se desplaza a
la derecha.
29. En un matraz de 20 L, a 25ºC, se encuentran en equilibrio 2’14 moles de N 2O4 y
0’50 moles de NO2 según: N2O4 (g) ⇆ 2NO2 (g).
a) Calcule el valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
b) ¿Cuál es la concentración de NO2 cuando se restablece el equilibrio después
de introducir dos moles adicionales de N2O4 a la misma temperatura?.
Dato: R=0’082 atm·l·mol-1·K-1
Resultado: a) Kc=5,84·10−3; Kp=0,142; b) 0,034 M.
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30. Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se produce monóxido de
carbono y pentóxido de diyodo:
I2 (g) + 5 CO2 (g) ⇆ 5 CO (g) + I2O5 (s) ΔH = 1.175 kJ.
Justifica el efecto que tendrán los cambios que se proponen:
a) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc.
b) Adición de I2 sobre la cantidad de CO.
c) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de CO2.
Respuesta: a) no afecta; b) aumenta la cantidad de CO; aumenta la cantidad de
CO2.
31. En un recipiente de 2 L se introducen 2,1 moles de CO 2 y 1,6 moles de H2 y se
calienta a 1.800 ºC. Una vez alcanzado el equilibrio:
CO2 (g) + H2 (g) ⇆ CO (g) + H2O (g).
Se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0,9 moles de CO2. Calcula:
a) La concentración de cada especie en el equilibrio.
b) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
Resultado: a) [CO2]=0,45 M; [H2]=0,2 M; [CO] = [H2O] = 0,6 M; b) Kc = Kp = 4.
32. En un recipiente que tiene una capacidad de 4L, se introducen 5 moles de COBr 2 (g)
y se calienta hasta una temperatura de 350 K. Si la constante de disociación del COBr 2
(g) para dar CO (g) y Br2 (g) es Kc = 0’190. Determine:
a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio.
b) A continuación, a la misma temperatura, se añaden 4 moles de CO al sistema.
Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el
equilibrio.
Resultado: a) α=32,12%;[CO]=[Br2]=0,402 M; [COBr2 ] = 0,849 M; b) [CO]=1,17
M; [Br2]=0,17 M; [COBr2 ] = 1,07 M.
33. En una vasija de 10 L mantenida a 270ºC y previamente evacuada se introducen 2,5
moles de pentacloruro de fósforo y se cierra herméticamente. La presión en el interior
comienza entonces a elevarse debido a la disociación térmica del pentacloruro:
PCl5 ⇆ PCl3 (g) + Cl2 (g).
Cuando se alcanza el equilibrio la presión es de 15,6 atm.
a) Calcule el número de moles de cada especie en equilibrio.
b) Obtenga los valores Kc y Kp.
Datos: R=0,082 atm·L·K-1·mol-1.
Resultado: a) n(PCl5)=1,5; n(PCl3)= n(Cl2)=1; b) KC=0,066; Kp=2,97.
34. En un recipiente que tiene una capacidad de 4L, se introducen 5 moles de COBr2 (g)
y se calienta hasta una temperatura de 350 K. Si la constante de disociación del COBr2
(g) para dar CO(g) y Br2 (g) es KC= 0,190 . Determine:
a) El grado de disociación y la concentración de las especies en equilibrio.
b) A continuación, a la misma temperatura, se añaden 4 moles de CO al sistema.
c) Determine la nueva concentración de todas las especies una vez alcanzado el
equilibrio.
Resultado: a) [CO]=[Br2]=0,401 M; [COBr2]=0,86 M; b) 32,1%; c) [CO]=1,17 M;
[Br2]=0,17 M; [COBr2]=1,17 M.
35. A 350 K la constante de equilibrio KC de la reacción de descomposición del
bromuro de carbonilo vale 0,205:
34/56
COBr2 (g) ↔ CO (g) + Br2 (g)
Si en un recipiente de 3 L se introducen 3,75 mol de bromuro de carbonilo y se calienta
hasta alcanzar esa temperatura:
a) ¿Cuáles son las concentraciones de todas las especies en equilibrio?.
b) ¿Cuál es el grado de disociación del bromuro de carbonilo en esas condiciones?.
Resultado: a) [CO]=[Br2]=0,413 M; [COBr2]=0,838 M; b) 33%.
36. A 473º K y 2 atm de presión total, el PCl 5 se disocia en un 50% en PCl3 y Cl2 .
Calcule:
a) Las presiones parciales de cada gas en el equilibrio.
b) Las constantes Kc y Kp.
Dato: R= 0, 082 atm L mol−1 K−1.
Resultado: a) Peq[PCl3]=Peq[PCl5]=0,66 atm; b) Kp=0,66; Kc =0,017.
37. En el equilibrio:
C(s) + 2H2 (g) ⇆ CH4 (g)
ΔHº = −75 kJ
Prediga, razonadamente, cómo se modificará el equilibrio cuando se realicen los
siguientes cambios:
a) Una disminución de la temperatura.
b) La adición de C(s).
c) Una disminución de la presión de H2, manteniendo la temperatura constante.
Respuesta: a) se desplaza a la derecha; b) no afecta; c) se desplaza a la izquierda.
38. El cianuro de amonio a 11ºC, se descompone según la reacción:
NH4CN(s) ⇆ NH3(g) + HCN (g)
En un recipiente de 2 litros de capacidad, en el que previamente se ha hecho el vacío, se
introduce una cierta cantidad de cianuro de amonio y se calienta a 11ºC. Cuando se
alcanza el equilibrio, La presión total es 0,3 atm. Calcule:
a) Kc y Kp.
b) La masa de cianuro de amonio que se descompondrá en las condiciones
anteriores.
Datos: masas atómicas N=14; C=12; H=1. R=0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Respuesta: a) KC=4,15·10−5; KP=0,0225; b) 0,567 g.
39. Para la reacción en equilibrio a 25ºC:
2ICl (s) ⇌ I2 (s) + Cl2 (g)
KP=0'24
En un recipiente de 2 litros en el que se ha hecho el vacío se introducen 2 moles de
ICl(s).
a) ¿Cuál será la concentración de Cl2 (g) cuando se alcance el equilibrio?.
b) ¿Cuántos gramos de ICl(s) quedarán en el equilibrio?.
Dato: R=0,082 atm·L·mol−1K−1. Masas atómicas: I=127 ; Cl=35' 5
Respuesta: a) [Cl2]=9,82·10−3 M; b) 318,5 g.
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SOLUBILIDAD
1. Se dispone de una disolución saturada de Fe(OH)3, compuesto poco soluble.
a) Escribe la expresión del producto de solubilidad para este compuesto.
b) Deduce la expresión que permite conocer la solubilidad del hidróxido a partir
del producto de solubilidad.
c) Razona cómo varía la solubilidad del hidróxido al aumentar el pH de la
disolución.
4 KS
Respuesta: a) Ks=[Fe3+][OH− ]3; b) s=
; c) disminuye su solubilidad.
27
2. A cierta temperatura el producto de solubilidad en agua del AgI es 8,3·10–17. Para esa
temperatura calcula la solubilidad molar del compuesto en:
a) Una disolución 0,1 M en AgNO3.
b) Una disolución de ácido yodhídrico de pH = 2.
Resultado: a) S = 8,3·10–16; S = 8,3·10–15 M.
√
3. A 25ºC la constante del equilibrio de solubilidad del Mg(OH)2 sólido es Ks=3,4·10-11.
a) Establezca la relación que existe entre la constante Ks y la solubilidad (s) del
Mg(OH)2.
b) Explique, razonadamente, cómo se podría disolver, a 25ºC y mediante
procedimientos químicos un precipitado de Mg(OH)2.
c) ¿Qué efecto tendría sobre la solubilidad del Mg(OH)2 a 25ºC la adición de
cloruro de magnesio? Razone la respuesta.
Respuesta: a) KS=4·s3; b) añadiendo un ácido fuerte o una sal de amonio; c)
disminuiría.
4. En un vaso de agua se pone una cierta cantidad de una sal poco soluble, de fórmula
general AB3, y no se disuelve completamente. El producto de solubilidad de la sal es Ks:
a) Deduzca la expresión que relaciona la concentración molar de A 3+ con el
producto de solubilidad de la sal.
b) Si se añade una cantidad de sal muy soluble CB 2. Indique razonadamente, la
variación que se produce en la solubilidad de la sal AB3.
c) Si B es el ion OH- ¿Cómo influye la disminución del pH en la solubilidad del
compuesto?.
Respuesta: a) KS=27·s4; b) disminuye la solubilidad; c) aumentaría su solubilidad.
5. Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Como el producto de solubilidad del cloruro de plata es 2,8·10 −10, la solubilidad
en agua de esta sal es 3·10−3 M.
b) En toda disolución saturada de hidróxido de magnesio se cumple: [OH −]
[Mg2+]2=Ks.
c) Todos los hidróxidos poco solubles se hacen aún más insolubles en medio
básico.
Respuesta: a) falsa; b) falsa; c) verdadera.
6. Se disuelve hidróxido de cobalto(II) en agua hasta obtener una disolución saturada a
una temperatura dada. Se conoce que la concentración de iones OH − es 3·10−5 M.
Calcule:
a) La concentración de iones Co2+ de esta disolución.
36/56
b) El valor de la constante del producto de solubilidad del compuesto poco soluble a
esta temperatura.
Resultado: a) [Co2+]=1,5·10-5 M; b) Ks=1,35·10-14.
7. Razone si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) El producto de solubilidad del FeCO3 disminuye si se le añade Na2CO3 a una
disolución acuosa de la sal.
b) La solubilidad del FeCO3 en agua pura (KS=3,2·10-11) es aproximadamente la
misma que la del CaF2(KS=5,3·10−9).
c) La solubilidad del FeCO3 aumenta si se añade Na2CO3 a una disolución acuosa de
la sal.
Resultado: a) falsa; b) falsa; c) falsa.
8. Dada una disolución saturada de Mg(OH)2, cuyo KS=1'2·10−11.
a) Exprese el valor de KS en función de la solubilidad.
b) Razone cómo afectará a la solubilidad la adición de NaOH.
c) Razone cómo afectará a la solubilidad una disminución del pH.
Resultado: a) KS=4s3; b) disminuirá; c) aumentará.
9.
a) Sabiendo que el producto de solubilidad del Pb(OH)2, a una temperatura dada es
KS=4·10−15, calcule la concentración del catión Pb2+ disuelto.
b) Justifique, mediante el cálculo apropiado, si se formará un precipitado de PbI 2,
cuando a 100 mL de una disolución 0,01 M de Pb(NO 3)2 se le anaden 100 mL de
una disolución de KI, 0,02 M.
Dato: KS(PbI2)=7,1·10−9.
Resultado: a) [Pb2+]=10−5 M; b) QS=5·10−7 y KS=7,1· 10−9 por lo que QS>KS y se
formará precipitado.
37/56
ÁCIDO-BASE
1.
a) ¿Cuál es el pH de 50 mL de una disolución de HCl 0,5 M?
b) Si se añade agua a los 50 mL de la disolución anterior hasta alcanzar un
volumen de 500 mL, ¿cuál será el nuevo pH?
Resultado: a) pH = 0,3; b) pH = 1,3.
2. Se disuelven 5 g de NaOH en agua suficiente para preparar 300 mL de disolución.
Calcula:
a) La molaridad de la disolución y el valor del pH.
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.
DATOS: Ar(H) = 1 u; Ar(Na) = 23 u; Ar(O) = 16 u.
Resultado: a) M = 0,42 M, pH=13,62; b) M = 0,35 M.
3. La constante Kb del NH3, es igual a 1,8·10−5 a 25 º C. Determina:
a) La concentración de las especies iónicas en una disolución 0,2 M de
amoníaco.
b) El pH de la disolución y el grado de disociación del amoníaco.
Resultado: a) [NH3] = 0,198 M; [NH4+] = [OH−] = 1,9·10−3M; b) pH = 11,279; α =
0,95 %.
4. Razona la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) A igual molaridad, cuanto más débil es un ácido menor es el pH de sus
disoluciones.
b) A un ácido fuerte le corresponde una base conjugada débil.
c) No existen disoluciones diluidas de un ácido fuerte.
Respuesta: a) falsa; b) verdadera; c) falsa.
5. Sabiendo que la constante de ionización del ácido acético, CH3COOH, tiene un valor
de 1,8·10−5, calcula:
a) El grado de disociación.
b) El pH de una disolución 0,01 M de ácido acético.
Resultado: a) α = 0,424 %; b) pH = 3,37.
6. Razona, mediante un ejemplo, si al disolver una sal en agua:
a) Se puede obtener una disolución de pH básico.
b) Se puede obtener una disolución de pH ácido.
c) Se puede obtener una disolución de pH neutro.
Respuesta: a) Sí, KCN; b) sí, NH4Cl; c) sí, NaCl.
7.
a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico (HA) de concentración
5·10−3 M es 2,3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razona la respuesta.
b) Explica si el pH de una disolución acuosa de NH 4Cl es mayor, menor o igual
a siete.
Respuesta; a) fuerte; b) ácido (<7).
8.Una disolución de HNO3 15 M tiene una densidad de 1’40 g/mL. Calcule:
a) La concentración de dicha disolución en tanto por ciento en masa de HNO 3 .
b) El volumen de la misma que debe tomarse para preparar 10 L de disolución
de HNO 3 0’05 M.
38/56
Masas atómicas: N = 14; O = 16; H = 1.
Resultado: a) 67,5%; b) 33 mL.
9. a) ¿Qué significado tienen los términos fuerte y débil referidos a un ácido o una base?
b) Si se añade agua a una disolución de pH = 4, ¿qué le ocurre a la concentración
de H3O+?
Respuesta: b) disminuye, por lo que el pH aumenta.
9. En 50 mL de una disolución acuosa de HCl 0,05 M se disuelven 1,5 g de NaCl.
Suponiendo que no se altera el volumen de la disolución, determina:
a) La concentración de cada uno de los iones.
b) El pH de la disolución.
DATOS: Ar(Na) = 23 u; Ar(Cl) = 35,5 u.
Resultado: a) [H3O+] = 0,05 M; [Na+] = 0,52 M; [Cl−] = 0,57 M; b) pH = 1,3.
10. De los ácidos débiles HNO2 y HCN, el primero es más fuerte que el segundo.
a) Escribe sus reacciones de disociación en agua, indicando cuáles son sus bases
conjugadas.
b) Indica, razonadamente, cuál de las dos bases conjugadas es la más fuerte.
Respuesta: b) el anión cianuro (CN− ) porque procede de un ácido más débil.
11. De las siguientes especies químicas: H3O+; HCO3−; CO32−; H2O; NH3; NH4+, explica
según la teoría de Brönsted-Lowry:
a) Cuáles pueden actuar sólo como ácido.
b) Cuáles sólo como base.
c) Cuáles como ácido y como base.
Respuesta: a) H3O+; NH4+; b) NH3; CO32− ; c) HCO3− ; H2O.
12. Se disuelven 0,86 g de Ba(OH)2 en la cantidad de agua necesaria para obtener 0,1 L
de disolución. Calcula:
a) Las concentraciones de las especies OH− y Ba2+ en la disolución.
b) El pH de la disolución.
DATOS: Ar (Ba) = 137 u; Ar(O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) [Ba2+] = 0,05 M; [OH−] = 0,1 M; b) pH = 13.
13. El pH de una disolución de ácido acético, CH3 – COOH, es 2,9. Calcula:
a) La molaridad de la disolución.
b) El grado de disociación del ácido acético en dicha disolución.
DATO: Ka (CH3COOH) = 1,8·10−5.
Resultado: a) [CH3COOH] = 8,95·10−2 M; b) α= 1,4 %.
14.
a) El pH de una disolución de un ácido monoprótico, HA, de concentración
5·10−3 M es 2,3. ¿Se trata de un ácido fuerte o débil? Razona la respuesta.
b) Razona si el pH de una disolución acuosa de CH 3 – COONa es mayor, menor
o igual a 7.
Respuesta: a) fuerte; b) mayor que 7 (básico).
15. Calcula el pH de las siguientes disoluciones acuosas:
a) 100 mL de HCl 0,2 M.
39/56
b) 100 mL de Ca(OH)2 0,25 M.
Resultado: a) pH = 0,7; b) pH = 13,7.
16. Una disolución acuosa de amoniaco 0,1 M tiene un pH de 11,11. Calcula:
a) La constante de disociación del amoniaco.
b) El grado de disociación del amoniaco.
Resultado: a) Kb = 1,7·10−5; b) α= 1,3 %.
17. Una disolución acuosa 0,1 M de un ácido HA, posee una concentración de protones
de 0,03 moles·L−1. Calcula:
a) El valor de la constante Ka del ácido y el pH de esa disolución.
b) La concentración del ácido en la disolución para que el pH sea 2,0.
Resultado: a) Ka = 1,29·10−2; pH = 1,52; b) [HA] = 1,7810−2 M.
18. Razona y, en su caso, pon un ejemplo si al disolver una sal en agua se puede
obtener:
a) Una disolución de pH básico.
b) Una disolución de pH ácido.
Respuesta: a) sí, carbonato de sodio; c) sí, cloruro de amonio.
19. Utilizando la teoría de Brönsted y Lowry, justifica el carácter ácido, básico o neutro
de las disoluciones acuosas de las siguientes especies: a) CO32−; b) Cl−; c) NH4+.
20.
a) ¿Cuál es el pH de 100 mL de una disolución acuosa de NaOH 0,01 M?
b) Si se añade agua a la disolución anterior hasta un volumen de un litro, ¿cuál
será su pH?
Resultado: a) pH = 12; b) pH = 11.
21. Se tiene una disolución acuosa de CH3COOH 0,05 M. Calcula:
a) El grado de disociación del ácido acético.
b) El pH de la disolución.
DATOS: Ka = 1,8·10−5.
Resultado: α = 1,89 %; b) pH = 3,02.
22. Considera cuatro disoluciones A, B, C y D caracterizadas por: A: [OH −] = 10−13 M;
B: pH = 3; C: pH = 10; D: [H3O+] = 10−7 M.
a) Ordénalas de mayor a menor acidez.
b) Indica razonadamente cuál o cuáles son ácidas, básicas o neutras.
Respuesta: a) C<D<B<A; b) ácidas: A y B; básicas: C; neutra: D.
23.
a) Calcula la masa de NaOH sólido del 80 % de riqueza en peso, necesaria para
preparar 250 mL de disolución 0,025 M y determina su pH.
b) ¿Qué volumen de la disolución anterior se necesita para neutralizar 20 mL de
una disolución de ácido sulfúrico 0,005 M?
DATOS: Ar Na) = 23 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) 0,3125 g; pH = 12,4; b) V = 8 mL.
40/56
24.
a) Justifica, mediante la teoría de Brönsted-Lowry, el carácter ácido, básico o
neutro que presentarán las disoluciones acuosas de las siguientes especies: NH 3,
CO32− y HNO2.
b) Describe el procedimiento y el material necesario para llevar a cabo la
valoración de una disolución acuosa de HCl con otra de NaOH.
Respuesta: a) NH3 y CO32− , básico y HNO2, neutro.
25. Se preparan 10 L de disolución de un ácido monoptótico HA, de masa molecular 74,
disolviendo en agua 37 g de éste. La concentración de H3O+ es 0,001 M. Calcula:
a) El grado de disociación del ácido en disolución.
b) El valor de la constante Ka
Resultado: a) α = 2 %; b) Ka = 2,04·10−5.
26.
a) ¿Qué volumen de disolución de NaOH 0,1 M se necesita para neutralizar 10
mL de disolución acuosa de HCl 0,2 M?
b) ¿Cuál es el pH en el punto de equivalencia?
c) Describe el procedimiento experimental y nombra el material necesario para
llevar a cabo la valoración.
Resultado: a) V = 20 mL; pH = 7.
27. Completa los siguientes equilibrios e identifica los pares ácido-base conjugados:
a) -------- + H2O ⇆ CO32− + H3O+,
b) NH4+ + OH− ⇆ H2O + -----c) F− + H2O ⇆ OH− + -------Respuesta: a) HCO3− ; b) NH3; c) HF.
28. Se prepara una disolución tomando 10 mL de una disolución de ácido sulfúrico del
24 % de riqueza en peso y densidad 1,17 g·mL −1, y añadiendo agua destilada hasta un
volumen de 100 mL. Calcula:
a) El pH de la disolución diluida.
b) El volumen de la disolución preparada que se necesita para neutralizar 10 mL
de disolución de KOH de densidad 1,05 g·mL−1 y 15 % de riqueza en peso.
DATOS: Ar (k) = 39 u; Ar (s) = 32 u; Ar (O) = 16 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) pH = 0,24; b) V (H2SO4) = 49 mL.
29. Para las siguientes sales: NaCl, NH4NO3 y K2CO3
a) Escribe las ecuaciones químicas correspondientes a su disolución en agua.
b) Clasifica las disoluciones en ácidas, básicas o neutras.
Respuesta: b) NaCl, neutra; NH4NO3, ácida y K2CO3, básica.
30. La codeína es un compuesto monobásico de carácter débil cuya constante K b es
9·10–7. Calcula:
a) El pH de una disolución acuosa 0,02 M de codeína.
b) El valor de la constante de acidez del ácido conjugado de la codeína.
Resultado: a) pH = 10,11; b) Ka = 1,1·10–8.
31. En el laboratorio se tienen dos recipientes: uno contiene 15 mL de una disolución
acuosa de HCl de concentración 0,05 M y otro 15 mL de una disolución acuosa 0,05 M
de CH3 – COOH. Calcula:
41/56
a) El pH de cada una de las disoluciones.
b) La cantidad de agua que se deberá añadir a la disolución más ácida para que el
pH de ambas sea el mismo. Se supone que los volúmenes son aditivos.
DATOS: Ka (ácido acético) = 1,8·10–5.
Resultado: a) pH (HCl) = 1,30; pH (CH3COOH) = 3,03; b) V = 771 mL.
32. En medio acuoso, según la teoría de Brönsted-Lowry:
a) Justifica el carácter básico del amoniaco.
b) Explica si el CH3 – COONa genera pH básico.
c) Razona si la especie HNO2 puede dar lugar a una disolución de pH > 7.
Respuesta: b) sí; c) no, porque es un ácido.
33. Se dispone de dos matraces: uno contiene 50,0 mL de una disolución acuosa de HCl
0,1 M, y el otro, 50,0 mL de una disolución acuosa de HCOOH diez veces más
concentrado que el primero. Calcula:
a) El pH de cada una de las disoluciones.
b) El volumen de agua que se debe añadir a la disolución más ácida para que el
pH de las dos sea el mismo.
DATOS: Ka(HCOOH) = 1,8·10–4.
Resultado: a) pH (HCl) = 1; pH(HCOOH) = 1,88; b) V (H2O) = 334 mL.
34.
a) Ordena de menor a mayor acidez las disoluciones acuosas de igual
concentración HNO3, NaOH y KNO3. Razona la respuesta.
b) Se tiene un ácido fuerte HA en disolución acuosa. Justifica qué le sucederá al
pH de la disolución al añadir agua.
Respuesta: a) pH(HNO3)<pH(KNO3)<pH(NaOH); b) aumenta.
35. Justifique, mediante las reacciones correspondientes:
a) Qué le ocurre al equilibrio de hidrólisis que experimenta el NH 4Cl en
disolución acuosa, cuando se le añade NH3.
b) El comportamiento anfótero del HCO3− en disolución acuosa.
c) El carácter ácido o básico del NH3 o el SO32− en disolución acuosa.
36. Se dispone de una disolución acuosa de hidróxido de bario de pH=12. Calcule:
a) Los gramos de hidróxido de bario disueltos en 650 mL de esa disolución.
b) El volumen del ácido clorhídrico 0’2 M que es necesario para neutralizar los
650 mL de la disolución anterior.
Masas atómicas: O=16; H=1; Ba=137.
Resultado: a) 5,6·10−3 g; b) 32,5 mL de ácido.
37. A 25 ºC una disolución acuosa de amoniaco contiene 0,17 g de este compuesto por
litro y se encuentra disociado en un 4,3 %. Calcula:
a) La concentración de iones hidroxilo y amonio.
b) La constante de disociación.
DATOS: Ar (N) = 14 u; Ar (H) = 1 u.
Resultado: a) [NH4+] = [OH–] = 4,3·10–4 M; b) Kb = 1,93·10–5.
38. Al disolver en agua las siguientes sales: KCl, NH4NO3 y Na2CO3, justifica mediante
las reacciones correspondientes qué disolución es: a) Ácida; b) Básica; c) Neutra.
Respuesta: a) NH4NO3; b) Na2CO3; c) KCl.
42/56
39. Razona si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Dos disoluciones acuosas de pH = 2 de distintos ácidos siempre tienen la misma
concentración de ácido.
b) Una base débil es aquella cuyas disoluciones acuosas siempre son diluidas.
c) La disociación de un ácido fuerte en agua es prácticamente total.
Respuesta: a) falsa; b) falsa; c) verdadera.
40. Se dispone de una disolución acuosa de ácido acético (CH3COOH) de pH = 3.
a) Calcule la concentración del ácido acético en la citada disolución.
b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico 0’1M habría que tomar para preparar
100 mL de una disolución con el mismo pH que la disolución anterior de ácido
acético?
Datos: Ka del ácido acético =1’8·10-5.
Resultado: a) 5,7·10−2 M; b) 1 mL.
41. En una disolución acuosa de HNO2 0,2 M, calcule:
a) El grado de disociación del ácido.
b) El pH de la disolución.
Dato: Ka=4,5·10-4.
Resultado: a) 4,6%; b) 2,03.
42. Indique, razonadamente, si el pH de las disoluciones acuosas de las disoluciones
acuosas de las especies químicas siguientes es mayor, menor o igual a 7:
a) NH3.
b) NH4Cl.
c) CaCl2.
Respuesta: a) mayor (básico); b) menor (ácido); c) 7 (neutro).
43. Se disuelven 10 g de hidróxido de sodio en agua hasta obtener 0,5 L de disolución.
Calcule:
a) La molaridad de la disolución y su pH.
b) El volumen de la disolución acuosa de ácido sulfúrico 0,2 M que se necesita
para neutralizar 20 mL de la disolución anterior.
Datos: Masas atómicas Na = 23; O = 16;H = 1.
Resultado: a) 0,5 M, pH=13,7; b) 25 mL.
44. Se dispone de ácido nítrico concentrado de densidad 1,505 g/mL y riqueza 98% en
masa.
a) ¿Cuál será el volumen necesario de este ácido para preparar 250 mL de una
disolución 1 M?
b) Se toman 50 mL de la disolución anterior, se trasvasan a un matraz aforado de 1 L
y se enrasa posteriormente con agua destilada. Calcule los gramos de hidróxido de
potasio que son necesarios para neutralizar la disolución ácida preparada.
Resultado: a) 10,67 mL; b) 2,8 g.
45. Calcule:
a) El pH de la disolución que resulta de mezclar 250 mL de HCl 0’1 M con 150 mL
de NaOH 0’2 M. Suponga que los volúmenes son aditivos.
43/56
b) La riqueza de un hidróxido de sodio comercial, si 30 g del mismo necesitan 50
mL de H2SO4 3 M para su neutralización.
Masas atómicas: O=16;Na=23;H=1
Resultado: a) pH=12,1; b) 40%.
46. Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes proposiciones es verdadera o
falsa:
a) De acuerdo con la teoría de Brönsted-Lowry el carácter básico del amoníaco, en
disoluciones acuosas, se debe a que acepta un grupo OH− de la molécula de agua.
b) Si el pH de una disolución de un ácido monoprótico fuerte es 2’17 la
concentración molar de la disolución respecto a dicho ácido estará comprendida
entre 0’001 y 0’01.
c) En disoluciones acuosas el ión HCO3− se comporta como un electrolito anfótero.
Respuesta: a) Falsa; b) verdadera; c) verdadera.
47. Una disolución acuosa 0,03 M de un ácido monoprótico, HA, tiene un pH de 3,98.
Calcule:
a) La concentración molar de A− en disolución y el grado de disociación del ácido.
b) El valor de la constante K a del ácido y el valor de la constante K b de su base
conjugada.
Resultado: a) [A− ]=1,047·10−4 M; α= 0,35%; b) Ka =3,68·10−7 ; Kb =2,72·10−8 .
48. a) A 25ºC la constante de basicidad del NH 3 es 1,8·10-5. Si se tiene una disolución
0’1 M de NH3, calcule el grado de disociación.
b) Calcule la concentración de iones Ba 2+ de una disolución de Ba(OH) 2 que tenga
un pH=10.
Resultado: a) α= 1,3%; b) [Ba2+]=·5·10−5 M.
49. Escriba las reacciones de hidrólisis de las siguientes sales y justifique a partir de las
mismas si el pH resultante será ácido, básico o neutro.
a) CH3COONa.
b) NaNO3.
c) NH4Cl.
Resultado: a) básico; b) neutro; c) ácido.
50. a) La lejía es una disolución acuosa de hipoclorito de sodio. Explique, mediante la
correspondiente reacción, el carácter ácido, básico o neutro de la lejía.
b) Calcule las concentraciones de H3O+ y OH−, sabiendo que el pH de la sangre es
7,4.
c) Razone, mediante la correspondiente reacción, cuál es el ácido conjugado del ion
HPO2− en disolución acuosa.
Resultado: a) El anión hipoclorito produce hidrólisis básica: ClO− + H2O → HClO
+ OH− ; b) [H3O+]=3,98·10−8 M; [OH− ]=2,51·10−7 M; c) H2PO4− .
51. a) ¿Qué volumen de HCl del 36% en peso y densidad 1,17 g/mL se necesita para
preparar 50 mL de una disolución de HCl del 12% de riqueza en peso y de densidad
1,05 g/mL?.
44/56
b) ¿Qué volumen de una disolución de Mg(OH)2 0,5 M sería necesario para
neutralizar 25 mL de disolución de HCl del 12% de riqueza en peso y de densidad
1,05 g/mL?.
Resultado: a) 14,9 mL; b) 86 mL de base.
45/56
REDOX
1. El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2,
H2O y K2SO4.
a) Ajusta la reacción molecular por el método del ión-electrón.
b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm Hg y 125 ºC se obtiene a partir de
100 g de KMnO4?
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1; Ar(C) = 12 u; Ar(O) = 16 u; Ar(K) = 39 u;
Ar(Mn) = 55 u.
Resultado: a) 2 KMnO4 + 3H2SO4 + 5 H2O2 → 2 MnSO4 + 8 H2O + 5O2 + K2SO4 ;
b) 25,78 L.
2. Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la
electrólisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215
C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1,74 g de metal. Calcula:
a) La carga del ión metálico.
b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales.
DATOS: 1 F = 96500 C; Ar(metal) = 157,2 u.
Resultado: a) 3 moles de electrones, 3+; b) 0,374 L.
3. Sabiendo que:
Zn (s) Zn2+ (1M) H+ (1M) H2 (1 atm) Pt(s) Eopila = 0,76 V.
Zn (s) Zn2+ (1M) Cu2+ (1M) Cu (s) Eopila = 1,10 V.
Calcula los siguientes potenciales estándar de reducción:
a) Eo (Zn2+/Zn) y b) Eo (Cu2+/Cu).
Resultado: a) Eo (Zn2 +/Zn) = −0,76 V; b) Eo (Cu2+/Cu) = 0,34 V.
4. a) Indica los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas:
N2; NO; N2O y N2O4.
b) Escribe la semirreacción de reducción del HNO3 a NO.
Respuesta: a) 0; +2; +1; +4; b) NO3− + 4 H+ + 3 e− → NO + 2 H2O .
5. Dadas las siguientes reacciones:
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O;
Cu + Cl2 → CuCl2
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O
a) Justifica si todas son de oxidación-reducción.
b) Identifica el agente oxidante y el reductor donde proceda.
Respuesta: a) Son redox, la 2ª y la 3ª; b) oxidante: Cl 2, reductor: Cu; oxidante: O2,
reductor: CH4.
6. Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0,1 A
durante 20 horas. Calcula:
a) La masa de níquel depositada en el cátodo.
b) El volumen de cloro, medido en C. N., que se desprende en el ánodo.
DATOS: 1 F = 96500 C; Ar(Cl) = 35,5 u; Ar(Ni) = 58,7 u.
Resultado: a) 2,19 g Ni; b) 0,836 L.
7. La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:
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MnO4− + Cl− + H+ → Mn2+ + Cl2 + H2O
Indica, 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 agua por
cada mol de MnO4−.
Respuesta: a) verdadero; b) falso; c) verdadero.
8. El bromuro sódico reacciona con ácido nítrico, en caliente, según la reacción:
NaBr + HNO3 → Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O
a) Ajusta esta reacción por el método del ión-electrón.
b) Calcula la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio
se tratan con ácido nítrico en exceso.
DATOS: Ar(Br) = 80 u; Ar(Na) = 23 u.
Resultado: a) 2 NaBr + 4 HNO3 → Br2 + 2 NO2 + 2 NaNO3 + 2 H2O ;b) 77,67 g Br2.
9. Razona la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) Todas las reacciones de combustión son procesos redox.
b) El agente oxidante es la especie que dona electrones en un proceso redox.
c) El ánodo, en una pila, es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación.
Respuesta: a) verdadero; b) falso; c) verdadero.
10. Dada la siguiente reacción redox: HCl + K2Cr2O7 → CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O
a) Ajusta la reacción por el método del ión-electrón.
b) Calcula la molaridad de la disolución de HCl si cuando reaccionan 25 mL de
la misma con exceso de K2Cr2O7 producen 0,3 L de Cl2 en C.N.
Resultado: a) K2Cr2O7+4 HCl→2 CrCl3+7 H2O+3 Cl2+2 KCl ; b) [HCl] = 2,52 M.
11. La notación de una pila electroquímica es: MgMg2+ (1 M)Ag+ (1 M)  Ag.
a) Calcula el potencial estándar de la pila.
b) Escribe y ajusta la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila.
c) Indica la polaridad de los electrodos.
DATOS: Eo (Ag+/Ag) = 0,80 V; Eo (Mg2+/Mg) = −2,36 V.
Resultado: a) 3,16 V; b) Mg + 2 Ag+ → Mg2+ + 2 Ag ; c) polo negativo (ánodo): Mg;
polo positivo (cátodo): Ag.
12. El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y
molecular.
b) Calcula la masa de cobre que se necesita para obtener 5 L de NO medidos a
750 mm de Hg y 40 º C.
DATOS: Ar(Cu) = 63,5 u; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado:a) 8 HNO3 + 3Cu → 2 NO + 4 H2O + 3 Cu(NO3)2 ; b) 18,3 g Cu.
13. Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una
disolución 1 M de sus respectivos iones, Cu 2+ y Ag+. Contesta sobre la veracidad
o falsedad de las afirmaciones siguientes:
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a) El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo.
b) El potencial de la pila es 0,46 V.
c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante.
DATOS: Eo (Ag+/Ag) = 0,80 V; Eo (Cu2+/Cu) = 0,34 V.
Respuesta: a) verdadero; b) verdadero; c) falso.
14. Para la reacción HNO3 + C → CO2 + NO + H2O, justifica la veracidad o
falsedad de las afirmaciones siguientes:
a) El número de oxidación del oxígeno pasa de – 2 a 0.
b) El carbono se oxida a CO2.
c) El HNO3 se reduce a NO.
Respuesta: a) falso; b) verdadero; c) verdadero.
15. Se realiza la electrolisis completa de 2 L de una disolución de AgNO 3 durante 12
minutos, obteniéndose 1,5 g de plata en el cátodo.
a) ¿Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica?
b) Calcula la molaridad de la disolución inicial de AgNO3.
DATOS: Ar(Ag) = 108 u; Ar(N) = 14 u; Ar(O) = 16 u; F = 96500 C.
Resultado: a) I = 1,86 A; b) [AgNO3] = 6,94·10−3 M.
16. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido:
Cr2O72− + C2O42− → Cr3+ + CO2.
a) Ajústala por el método del ión-electrón.
b) Calcula el volumen de CO2, medido a 700 mm Hg y 30 º C, que se obtendrá
cuando reaccionan 25,8 mL de una disolución de K 2Cr2O7 0,02 M con exceso de
ión C2O42− .
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) Cr2O72− +14 H+ +C2O42− → 2 Cr3++7 H2O+6 CO2 ; b) 83,61 L.
17. La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: BrO4− + Zn → Br− + Zn2+.
a) Ajusta la reacción iónica por el método del ión-electrón.
b) Calcula la riqueza de una muestra de Zn si 1 g de la misma reacciona con 25
mL de una disolución 0,1 M de iones BrO4−.
DATOS: Ar(Zn) = 65,4 u.
Resultado: a) BrO4− +8 H+ +4 Zn → Br− +4 H2O+4 Zn2+ ; b) 65,4 %.
18. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según:
HNO3 (aq) + H2S (g) → NO (g) + SO2 (g) + H2O (l).
a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y
molecular.
b) Calcula el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 700 mm Hg y 60 º C,
necesario para reaccionar con 500 mL de una disolución 0,5 M de ácido nítrico.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Resultado: a) 2 HNO3+ H2S → 2NO + 2 H2O + SO2 ; b) V (H2S) = 3,706 L.
19. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares:
Eo (Ag+/Ag) = 0,80 V, y Eo (Ni2+/Ni) = − 0,25 V.
a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se
puede construir?
48/56
b) Escribe la notación de la pila y las reacciones que tienen lugar.
Resultado: a) 1,05 V; b) Ni│Ni2+ (1M)║Ag+ (1M)│Ag; oxidación: Ni→Ni2+ +2e−;
reducción: Ag ++e−→Ag ; global: Ni+2Ag +→Ni2+ +2Ag.
20. Dada la reacción:
K2Cr2O7(aq)+Na2SO3(aq)+H2SO4→ Cr2(SO4)3(aq)+K2SO4(aq)+Na2SO4(aq)+H2O.
a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y
molecular.
b) Calcula la molaridad de una disolución de Na2SO3, si 15 mL de ésta
reaccionan totalmente en medio ácido, con 25,3 mL de disolución K 2Cr2O7 0,06
M.
Resultado: a) K2Cr2O7+3Na2SO3+4H2SO4→Cr2(SO4)3+K2SO4+3Na2SO4+4H2O ; b)
[Na2SO3] = 0,3 M.
21. Dada la reacción: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 +
H2O.
a) Ajusta por el método del ión-electrón esta reacción, en forma iónica y
molecular.
b) ¿Qué volumen de disolución 0,02 M de permanganato de potasio se necesitan
para oxidar 30 mL de disolución de sulfato de hierro (II) 0,05 M, en presencia de
ácido sulfúrico?
Resultado: a) 2KMnO4+8H2SO4+10FeSO4→2MnSO4+8H2O+5Fe2(SO4)3+K2SO4 ; b)
V = 15 mL.
22. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la
reacción:
H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O.
a) Ajústala por el método del ión-electrón y escribe las dos semiecuaciones
redox.
b) Calcula el volumen de bromo líquido (densidad 2,92 g·ml–1) que se obtendrá
al tratar 90,1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.
DATOS: Ar (Br) = 80 u; Ar (K) = 39 u.
Resultado: a) 2H2SO4+2KBr→SO2+2H2O+Br2+K2SO4 ; b) V = 20,74 mL.
23. Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata.
a) Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una
corriente de 2 amperios ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado?
b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello?
DATOS: Ar (Ag) = 108 u; F = 96.500 C·mol–1.
Resultado: a) 4,96 h; b) 0,37 moles de electrones.
24. El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico,
produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.
a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ión electrón.
b) Calcula el volumen de cloro obtenido, a 17 ºC y 720 mm de Hg, cuando
reaccionan 100 ml de disolución de ácido clorhídrico 0,5 M, con ácido nítrico en
exceso.
DATOS: R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.
Resultado: a) Forma iónica: 2NO3−+4H++2Cl− → 2NO2+2H2O+Cl2 ; Forma
molecular: 2HNO3+2HCl → 2NO2+2H2O+Cl2 ; b) V = 0,628 L.
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25. a) Justifique si los siguientes procesos son redox:
HCO3−+H+ → CO2 + H2O
I2+ HNO3→ HIO3 + NO + H2O
b) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción en el que corresponda.
Respuesta: a) El 1º, no; el 2º, sí; b) oxidación: I 2+6H2O → 2IO3−+12H++10e−;
reducción: NO3−+4H++ 3e−→ NO+2H2O .
26. En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico el sulfato de hierro (II)
reacciona con permanganato de potasio para dar sulfato de manganeso (II),
sulfato de hierro (III) y sulfato de potasio.
a) Escribe y ajusta las correspondientes reacciones iónicas y la molecular del
proceso por el método del ión-electrón.
b) Calcula la concentración molar de una disolución de sulfato de hierro (II) si
100 mL de esta disolución han consumido 22,3 mL de una disolución acuosa
de permanganato de potasio 0,02 M.
Resultado: a) Forma iónica: 2MnO4−+16H++10Fe2+→2Mn2++8H2O+10Fe3+ ; forma
molecular: 2 KMnO4+8H2SO4+10FeSO4→2MnSO4+8H2O+5Fe2(SO4)3+K2SO4; b)
[FeSO4] = 0,223 M
27. En la siguiente tabla se indican los potenciales estándar de distintos pares en
disolución acuosa.
Especie
Fe2+/Fe Cu2+/Cu
Ag+/Ag Pb2+/Pb Mg2+/Mg
F.E.M. pila (V) 0,44
0,34
0,80
0,14
– 2,34
a) De estas especies, razona: ¿Cuál es la más oxidante? ¿Cuál es la más
reductora?
b) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de
las siguientes sales: AgNO3, CuSO4, FeSO4 y MgCl2, ¿en qué caso se depositará
una capa de otro metal sobre la barra de plomo? Justifica la respuesta.
Respuesta: a) el catión Ag+; el Mg; b) se depositarán Ag y Cu.
28. Dados los valores de potencial de reducción estándar de los sistemas Cl 2/Cl– =
1,36 V, Br2/Br– = 1,07 V y I2/I– = 0,54 V. Indica razonadamente:
a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre las mencionadas
anteriormente?
b) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro?
c) ¿Es espontánea la reacción entre el yodo molecular y el ión bromuro?.
Respuesta: a) el Cl; b) sí; c) no.
29. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar
bromo, dióxido de azufre, sulfato de potasio y agua.
a) Escriba y ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón.
b) Calcule los gramos de bromo que se producirán cuando se traten 50 g de
bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico.
Masas atómicas: K=39; Br=80.
Resultado: a) 2H2SO4+2KBr→Br2+2H2O+SO2+K2SO4; b) 33,61 g.
30. El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con
clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua.
a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ion electrón.
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b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la
misma reacciona exactamente con 0,35 g de clorato de potasio.
Masas atómicas: O=16; Cl=35,5; K=39; Mn=55.
Resultado: a) 2MnO2+KClO3+2KOH→2KMnO4+H2O+KCl ; b) 49,7%.
31. Una muestra de un mineral que contiene cobre, además de impurezas inertes, se
disuelve con ácido nítrico concentrado según la siguiente reacción sin ajustar:
Cu + HNO3 → CU(NO3)2 + NO + H2O
a) Ajuste por elmétodo del ion-electrón la ecuación molecular.
b) Calcule el contenido de cobre de la muestra si 1 g de la misma reacciona
totalmente con 25 mL de ácido nítrico 1 M.
Dato: Masa atómica Cu = 63,5.
Resultado: a) 8 HNO3 + 3Cu → 2 NO + 4 H2 O + 3 Cu(NO3 )2 ; b) 59,53%.
32. Dada la reacción de oxidación-reducción:
I2 + HNO3 → HIO3+ NO + H2O
a) Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del
ión-electrón.
b) Escriba la reacción molecular ajustada.
c) Identifique, justificando la respuesta, el agente oxidante y el reductor.
Resultado: a) 10 HNO3 + 3 I210 NO + 2 H2O + 6 HIO3; b) HNO3 oxidante y I2
reductor.
33. Una corriente de 5 A circula durante 30 min por una disolución de una sal de
cinc, depositando 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcule:
a) La masa atómica del cinc.
b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1
hora.
Dato: F 96500 C
Resultado: a) 65,36u; b) 12,19 g.
34. a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo
todo el oro contenido en un litro de disolución 0’1 M de cloruro de oro(III)?
b) Qué volumen de dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC, se
desprenderá del ánodo?.
Datos: F = 96500 C. R 0'082 atm L K-1 mol-1
Masas atómicas: Au= 197; Cl =35'5
Resultado: a) 28950 C; b) 3,76 L.
35. Se hace reaccionar una muestra de 10g de cobre con ácido sulfúrico
obteniéndose 23,86 g de sulfato de cobre (II), además de dióxido de azufre y
agua.
a) Ajuste la reacción molecular que tiene lugar por el método del ion-electrón.
b) Calcule la riqueza de la muestra inicial de cobre.
Datos: Masas atómicas H=1; O=16; S=32; Cu=63,5.
Respuesta: a) Cu + 2 H2SO4 → SO2 + 2 H2O + CuSO4; b) 95%.
36. 100 g de bromuro de sodio, NaBr, se tratan con ácido nítrico concentrado, HNO 3
de densidad 1’39 g/mL y riqueza del 70% en masa, hasta reacción completa. En
51/56
esta reacción se obtienen Br2, NO2, NaNO3 y agua como productos de la
reacción.
a)Ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del ión
electrón y ajuste tanto la reacción iónica como la molecular.
b) Calcule el volumen de ácido nítrico necesario para completar la reacción.
Datos: Masas atómicas: Br=80, Na=23, O=16, N=14, H=1.
Respuesta: a) 2 NaBr + 4 HNO3 → Br2 + 2 NO2 + 2 NaNO3 + 2 H2O; b) 125,64 mL.
37. Sabiendo que el valor de los potenciales de los siguientes pares redox, indique
razonadamente, si son espontáneas las siguientes reacciones:
a) Reducción del Fe3+ a Fe por el Cu.
b) Reducción del Fe3+ a Fe por el Ni.
c) Reducción del Fe3+ a Fe2+ por el Zn.
Datos: E0 (Cu2+/Cu)=0,34 V; E0 (Fe2+/Fe)= −0,41 V; E0 (Fe3+/Fe)= −0,04 V; E0
(Fe3+/Fe2+)=0,77 V; E0 (Ni2+/Ni)= −0,23 V; E0 (Zn2+/Zn)= −0,76 V.
Respuesta: a) ER0 =−0,38 V, no espontánea; b) E R0 =−0,18 V, no espontánea; c) E R0
=1,53 V, espontánea.
38. Dada la siguiente semirreacción:
KMnO4+KOH +KI → K2MnO4+KIO3+H2O
a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción por el método de ionelectrón y ajuste tanto la reacción iónica como molecular.
b) Calcule los gramos de yoduro de potasio necesarios para que reaccionen con
120 mL de disolución de permanganato de potasio 0,67 M.
Datos: Masas atómicas I=127; K=39.
Respuesta: a) 6KMnO4+6KOH +KI → 6K2MnO4+KIO3+3H2O; b) 2,22 g KI
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ORGÁNICA
1. Pon un ejemplo de cada una de las siguientes reacciones: a) Adición a un
alqueno. b) Sustitución en un alcano. c) Deshidratación de un alcohol.
Respuesta: a) CH3CH=CH2+H2O→CH3CHOHCH3; b) CH3CH2CH3+Cl2→HCl+
CH3CH2CH2Cl (en presencia de luz); c) CH3CH2OH → CH2= CH2 + H2O (en
presencia de sulfúrico y calor).
2. Completa las siguientes reacciones y ajusta la que corresponda a una
combustión:
a) CH3CH=CHCH3 + H2 →
b) CH3CH3 + O2 →
c) CH4 + Cl2 + h·ν→
Respuesta: a) butano; b) 2CO2+3H2O ; c) CH3Cl+HCl .
3. Pon un ejemplo de los siguientes tipos de reacciones:
a) Reacción de adición a un alqueno.
b) Reacción de sustitución de un alcano.
c) Reacción de eliminación de HCl en un cloruro de alquilo.
Respuesta: a) CH3CH=CHCH3+H2 → CH3CH2CH2CH3; b) CH4+ Cl2→
CH3Cl+HCl; c) CH3CH2CH2CH2Cl + KOH → CH3CH2CH=CH2+KCl+H2O .
4. Define los siguientes conceptos y pon un ejemplo de cada uno de ellos:
a) Serie homóloga.
b) Isomería de cadena.
c) Isomería geométrica.
5. Dados los siguientes compuestos: CH3COOCH2CH3, CH3CONH2,
CH3CHOHCH3, y CH3CHOHCOOH.
a) Identifica los grupos funcionales presentes en cada uno de ellos.
b) ¿Alguno posee átomos de carbono asimétrico? Razona la respuesta.
Respuesta: a) Éster; amida; alcohol; ácido y alcohol; c) sí, el carbono 2 del ácido.
6. Define los siguientes conceptos y pon un ejemplo de cada uno de ellos:
a) Isomería de función.
b) Isomería de posición.
c) Isomería óptica.
7. Dados los compuestos orgánicos: CH3 – CH3; CH3OH y CH2 = CH – CH3.
a) Explica la solubilidad en agua de cada uno de ellos.
b) Indica cuáles son hidrocarburos.
c) ¿Puede experimentar alguno de ellos reacciones de adición? En tal caso,
escribe una.
Respuesta: a) sólo el metanol es soluble en agua; b) etano y propeno; c) el propeno;
CH2=CHCH3+HCl → CH3CHClCH3.
8. a)Escribe las estructuras de los isómeros de posición del n-pentanol, C5H11OH.
b) Representa tres isómeros de fórmula molecular C8H18.
Respuesta: a) pentan-1-ol; pentan-2-ol; pentan-3-ol; b) octano; 2-metilheptano; 3metilheptano.
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9. a) Define carbono asimétrico.
b) Señala el carbono asimétrico, si lo hay, en los siguientes compuestos:
CH3CHOHCOOH; CH3CH2NH2; CH2=CClCH2CH3; CH3CHBrCH2CH3.
Respuesta: b) serían: CH3C*HOHCOOH y el CH3C*HBrCH2CH3.
10. Utilizando un alqueno como reactivo, escribe:
a) La reacción de adición de HBr.
b) La reacción de combustión ajustada.
c) La reacción que produce el correspondiente alcano.
Respuesta: a) CH3CH=CH2+HBr → CH3CHBrCH3; b) 2CH3CH=CH2+9O2 →
6CO2+6H2O; c) CH3CH=CH2+H2 → CH3CH2CH3.
11. Señala el tipo de isomería existente entre los compuestos de cada uno de los
apartados siguientes:
a) CH3CH2CH2OH y CH3CHOHCH3.
b) CH3CH2OH y CH3 OCH3.
c) CH3CH2CH2CHO y CH3CH(CH3)CHO.
Respuesta: a) posición; b) función; c) cadena.
12. Indica el compuesto orgánico que se obtiene en las siguientes reacciones:
a) CH2 = CH2 + Br2 →
b) C6H6 (benceno) + Cl2 + catalizador →
c) CH3–CHCl–CH3 + KOH + etanol →
Respuesta: a) CH2BrCH2Br; b) C6H5Cl + HCl ; c) CH3–CH = CH2+HCl.
13. Indica el producto que se obtiene en cada una de las siguientes reacciones:
a) CH3 – CH = CH2 + Cl2 →
b) CH3 – CH = CH2 + HCl →
c) C6H6 (benceno) + HNO3 (H2SO4) →
Respuesta: a) CH3CHClCH2Cl; b) CH3CHClCH3; c) C6H5−NO2 + H2O.
14. Dados los compuestos CH3OH, CH3 – CH = CH2 y CH2 – CH = CH – CH3,
indica razonadamente:
a) Los que puedan presentar enlaces de hidrógeno.
b) Los que puedan experimentar reacciones de adición.
c) Los que puedan presentar isomería geométrica.
Respuesta: a) el metanol; b) el propeno y el but-2-eno; c) el but-2-eno.
15. Dado 1 mol de CH ≡ C – CH2 – CH3 escribe el producto principal que se obtiene
en la reacción con:
a) Un mol de H2.
b) Dos moles de Br2.
c) Un mol de HCl.
Respuesta: a) but-1-eno; b) 1,1,2,2-tetrabromobutano; c) 2-clorobut-1-eno.
16. Dada la siguiente transformación química CH≡C–CH 2–CH3 + x A → B.
Justifica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a) Cuando x = 2 y A = Cl2, el compuesto B presenta isomería geométrica.
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b) Cuando x = 1 y A = H2, el compuesto B presenta isomería geométrica.
c) Cuando x = 1 y A = Br2, el compuesto B presenta isomería geométrica.
Respuesta: a) falsa; b) falsa; c) verdadera.
17. Escribe la fórmula desarrollada de los siguientes compuestos y nombra el grupo
funcional que presentan.
a) CH3CH2CHO.
b) CH3CH2CONH2.
c) CH3CH2COOCH2CH3.
Respuesta: a) aldehído; b) amida; c) éster.
18. Dados los siguientes compuestos: CH3−CH=CH2 y CH3−CH=CH−CH3, elija el
más adecuado para cada caso (justifique la respuesta):
a) El compuesto reacciona con H2O/H2SO4 para dar otro compuesto que presenta
isomería óptica.
b) La combustión de 2 moles de compuesto producen 6 moles de CO2.
c) El compuesto reacciona con HBr para dar un compuesto que no presenta
isomería óptica.
Respuesta: a) but-2-eno; b) propeno; c) propeno.
20. Sea la transformación química A + Br2 → C. Si reacciona 1 mol de Br 2, indique
justificando la respuesta si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas.
a) Cuando A es 1 mol de HC≡C−CH3, el producto C no presenta isomería
geométrica.
b) Cuando A es 1 mol de CH2=C−CH3, el producto C presenta isomería geométrica
c) Cuando A es 0,5 mol de HC≡C−CH3, el producto C no presenta isomería
geométrica.
Respuesta: a) falsa; b) falsa; c) verdadera.
21. Dado el siguiente compuesto CH3CH2CHOHCH3, diga justificando la respuesta
si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El compuesto reacciona con H2SO4 concentrado para dar dos compuestos
isómeros geométricos.
b) El compuesto no presenta isomería óptica.
c) El compuesto adiciona H2 para dar CH3 CH2 CH2 CH3
Respuesta: a) Verdadero; b) falso; c) falso.
22. Dado el siguiente compuesto CH3CH=CHCH3, diga, justificando la respuesta, si
las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) El compuesto reacciona con Br2 para dar dos compuestos isómeros geométricos.
b) El compuesto reacciona con HCl para dar un compuesto que no presenta isomería
óptica.
c) El compuesto reacciona con H2 para dar CH3C≡CCH3.
Respuesta: a) falso; b) falso; c) falso.
23. Escribe para cada compuesto el isómero que corresponda:
a) Isómero de cadena de CH3CHBrCH2CH3.
b) Isómero de función de CH3COCH3.
c) Isómero de posición de CH2=CHCH2CH3.
Respuesta: a) CH3C(CH3)BrCH3; b) CH3CH2CHO; c) CH3CH=CHCH3 .
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24. Dados los compuestos CH3CH2CH2Br y CH3CH2CH=CH2, indique, escribiendo
la reacción correspondiente:
a) El que reacciona con H2O/H2SO4 para dar un alcohol.
b) El que reacciona con NaOH/H2O para dar un alcohol.
c) El que reacciona con HCl para dar 2-clorobutano.
Respuesta: a) CH3CH2CH=CH2+H2O → CH3CH2CHOHCH3; b) CH3CH2CH2Br +
NaOH → CH3CH2CH2OH + NaBr; c) CH3CH2CH=CH2 + HCl →
CH3CH2CHClCH3.
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