sol. set.2015 quimica Archivo

Doctor Fleming 8 | 982 81 56 22 | 609 28 43 42 | http://www.jmrivas.es
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SOLUCIONES:
OPCIÓN 1
1.E0(Fe2+/Fe)=-0,44V
E0(Cd2+/Cd)=-0,40V
E0(Cu2+/Cu)=+0,34V
1.1.
Fe 2  aq   2e   Fe s 
E 0  0, 44V
Cu s   2e  Cu 2  aq 
E 0  0,34V
Fe 2  aq   Cu s   Fe s   Cu 2  aq 
E 0  0, 78 V No espontánea
Para que la reacción sea espontánea ΔG<0 y ΔG=-nFE0 donde n es el número de electrones
transferidos,F es la constante de Faraday=96500 C/mol y E0el potencial .Para que sea
espontánea el valor de E0 ha de ser positivo.
1.2.
Cu 2  aq   2e  Cu s 
Cd s  -2e
E 0  0,34 V
 Cd 2  aq  E 0  0, 40 V
Cu 2  aq   Cd s   Cu s   Cd 2  aq  E 0  0, 74 V
Por ser E0>0
Espontánea
ΔG<0
2.
2 BaO2 s   2BaO s  + O 2 g 
H 0  0
2.1.
En Kc no se incluyen las concentraciones de sólidos o líquidos.
Kc  O2 
Kp  PO2
Kp  Kc( RT ) n
donde Δn es la variación de moles de sustancias gaseosas.En esta reacción
es igual a 1.
Kp  KcRT
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2.2.Según el Principio de Le Chatelier cuando en un sistema en equilibrio se modifica algún
factor externo(presión ,temperatura,concentración) es sistema se desplaza en el sentido que
contrarreste dicha modificación.
Un aumento de presión hace que el sistema se desplace hacia donde haya menor número de
moles de gases,en este caso,hacia la izquierda.
3.
3.1
CH 4 g  + 2 O2 g 
 CO2 g 
+ 2 H 2Ol 
H 0 r   n H 0 enlaces rotos - n H 0 enlaces formados=
4 HC  H + 2 HO O  2H C O  4H O  H  4(413)  2(498)  2(715)  4(482)  710 KJ
3.2
CH 4 g  + 2 O2 g 
100 g CH 4 .
 CO2 g 
1 mol CH 4
16 g
PV
.  nRT  V=
.
+ 2 H 2Ol 
1 mol CO2
 6, 25 moles CO2
1 mol CH 4
nRT
6, 25.0, 082.298
V 
 152, 73 L CO2
P
1
4.
4.1
CH 3COOH + H 2O
Co
Cf

CH 3COO  + H 3O 
0,1M
0,1-x
x
x
CH3COO    H3O  
x2
Ka 

CH 3COOH
0,1  x
Por ser un ácido débil 0,1-x  0,1
1,8.105 
x2
 x  1,8.105 .0,1  x  1,34.103 M
0,1
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CH3COO     H3O    1,34.103 M
CH 3COOH   0,1  1,34.103  0, 099M
4.2.
pH   log  H 3O  
pH   log (1,34.103 )  2,87
 = grado de ionización
=
x
1,34.103
 
 0, 0134    1,34%
Co
0,1
5.
5.1
100 mL HNO3 10,0M
Disolución HNO3 65% d=1,39 g.mL-1
Tomamos como base para el cálculo 100 g de disolución.De ellos 65 g serán del ácido y 35 g de
agua.
V=m/d=100g/1,39g/ml=71,94 ml de disolución= 0,072 L
65 g
M
moles soluto 63 g / mol

 14,33 M La disolución del laboratorio.
L disolución
0, 072 L
Para preparar una disolución diluída a partir de otra concentrada :
C1V1=C2V2
14,33.V1=10,0 .0,1
V1=0,069 L de la disolución más concentrada.
5.2.
C1V1=C2V2
10,0.V1=2,0.0,25
V1=0,05 L de la disolución 10 M hay que tomar.
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Material:
Probeta
Matraz aforado de 250 mL
Embudo
Frasco lavador
Cuentagotas
Procedimiento:
Con un frasco lavador llenamos de agua destilada la mitad del matraz aforado. Utilizando una
probeta se toma la cantidad necesaria del ácido concentrado comercial, que se vierte en el
matraz aforado. A continuación, se agita para que el líquido se mezcle bien y se vuelve a añadir
agua hasta que el nivel suba casi al cuello del matraz, pero no dentro del mismo. Se agita
nuevamente para mezclar bien. Se sigue añadiendo agua hasta que falte como un centímetro,
para la marca de enrase. Por último, con un gotero y gota a gota, el matraz se llena de agua
destilada hasta el enrase. El enrase se considera bien realizado cuando el menisco que forma el
líquido queda tangente, por encima, a la marca de enrase.
Se guarda en un frasco etiquetado.
OPCIÓN 2
1..1
CS2
C: 1s22s22p2
4 electrones de valencia
S: : 1s22s22p63s23p4 6 electrones de valencia
El átomo central no tiene pares no enlazantes.La geometría es lineal.
SiCl4
Si: 1s22s22p63s23p2
Cl: 1s22s22p63s23p5
4 electrones de valencia
7 electrones de valencia
El Si utiliza los electrones de valencia en los 4 enlaces con el cloro.La geometría es tetraédrica.
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NCl3
N: 1s22s22p3
5 electrones de valencia
Cl: 1s22s22p63s23p5
7 electrones de valencia
El N utiliza 3 electrones para los enlaces con Cl y le quedan 2 electrones libres.Según la teoría
de repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia,los electrones de los pares no
enlazantes han de situarse lo más alejado posible de los del enlace para minimizar dichas
repulsiones.
La geometría es piramidal trigonal.
1.2.
CS2
Hay dos momentos dipolares de enlace de igual módulo y sentido contrario,ya que los enlaces
son iguales,por ser geometría lineal estos momentos dipolares se anulan y la molécula es
apolar.
NCl3
Los enlaces N-Cl son polares,estando el vector momento dipolar dirigido de Cl a N.El par de
electrones libre del N hace que exista un vector momento dipolar no nulo.
La molécula es polar.
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2.
2.1.
Hidruro de litio
LiH
Dietilamina CH3-CH2-NH-CH2-CH3
Metilbutanona CH3-CO-CH(CH3)-CH3
Permanganato de potasio KMnO4
2.2
CH3-CH2-CH2-CHO Butanal
CH2=CH-CH(CH3)-CH3 3-Metil-1-buteno
C6H5OH Fenol
K2CO3 Carbonato de potasio
3.
3.1.
MgF2 s   Mg 2  aq  + 2 F  aq 
s
2s
2
Ks=  Mg 2   F    s.(2 s) 2  4 s 3
s
3
Ks 3 8, 0.108

 2, 7.103 M
4
4
MgF2 : 24,3  19.2  62,3g/ mol
2, 7.103
moles
62,3g
.0, 25 L .
 0, 042 g de MgF2
L
mol
3.2
Mg(NO3)2 0,1 M
Mg ( NO3 )2  Mg 2 aq  + 2 NO3 aq 
0,1
2.0,1
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Por estar totalmente disociada habrá una concentración de Mg2+ 0,1 M.Por el efecto de este
ión común la solubilidad del MgF2 disminuirá ya que por el Principio de Le Chatelier,si una vez
establecido el equilibrio aumenta la concentración de una de las especies,el equilibrio se
desplazará hacia la izquierda.
MgF2 s   Mg 2  aq  + 2 F  aq 
0,1+s
2s
2
Ks=  Mg 2   F    (0,1  s)(2 s) 2  4 s 2 .0,1  0, 4 s 2
0,1  s  0,1 por ser s muy pequeña.
8,0.108  0, 4 s 2  s=
4, 47.104
8,0.108
 4, 47.10 4 M
0, 4
mol
62,3g
.0, 25 L .
 6,96.103 g MgF2
L
mol
4.
4.1
HCl + HNO3  Cl2 + NO2 +H 2O
2Cl  - 2 e

2(NO3 + 2 H  +1e  )
Cl 2
semirreacción de oxidación
 NO 2 + H 2O) semirreacción de reducción
2 Cl   2 NO3 + 4 H   Cl2 + 2 NO 2 + 2 H 2O Ecuación iónica global
2 HCl + 2 HNO3  Cl 2 + 2 NO 2 + 2 H 2O
Ecuación molecular global
4.2.
2 moles HCl 1 mol Cl2
.
 0,5 moles Cl 2
L
2 moles HCl
nRT 0,5.0, 082.298
P.V  nRT  V=

 12, 2 L Cl2
P
1
80
12, 2.
 9,8 L Cl2 El rendimiento es del 80%
100
0,5 L HCl.
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5.1.Hallar la entalpía de disolución de NaOH en el laboratorio.
Material:
Calorímetro
Probeta
Espátula
Vidrio de reloj
Varilla de vidrio
Balanza
Termómetro
Procedimiento:
Se introducen 500 ml de agua en el calorímetro.Se mide su temperatura.
Pesamos 4,0 g de NaOH .Lo introducimos en el calorímetro ,se agita para facilitar su
disolución.Se anota la máxima temperatura alcanzada .
Se espera a que enfríe.Se lava el calorímetro y el resto del material.
Qcedido=-Qabsorbido=-(md .ce.ΔT+ mequiv.ce.ΔT)
5.2.Cálculos
Q=-(500+15)g.4,18 J/gºC.2ºC = - 4305,4 J
NaOH  40 g/mol
4, 0 g
n=
 0,1 mol
40 g/mol
Q 4305, 4 J
J
KJ
H= 
 43054
 43, 054
n
0,1mol
mol
mol
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