Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Química Inorgánica Series de ejercitación teórica y problemas Profesores: Mg. Liliana María Bertini Dra. Gabriela Naranjo Universidad de Belgrano Facultad de Ciencias Exactas y Naturales Química Inorgánica Series de ejercitación teórica y problemas Profesores: Mg. Liliana María Bertini Dra. Gabriela Naranjo Segundo Cuatrimestre, Año 2011 UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA Temas teóricos /prácticos a estudiar Nota: Todos los temas teóricos se deben leer antes de la clase correspondiente A continuación de informan los capítulos e ítems con respecto cada tema según el libro sugerido por la cátedra: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Se hace notar que además se sugieren problemas a resolver del libro para completar los ya indicados en esta guía de problemas. Tema: Equilibrio Acido Base Cap 10 Reacciones en disoluciones acuosas I: ácidos, bases y sales Item: 10.1 Propiedades de disoluciones acuosas de ácidos y bases 10.2 Teoría de Arrhenius 10.3 El ión hidrógeno hidratado 10.4 Teoría de Bronsted- Lowry 10.5 Autoionización del agua 10.6 Anfoterismo 10.7 Fuerza de ácidos, 10.8 Reacciones ácido-base en disoluciones acuosas, 10.9 Sales ácidas y sales básicas 10.10 La teoría de Lewis 10.11 Preparación de ácidos Cap 11 Reacciones ácido base en medio acuoso 11.1 Cálculos donde interviene la molaridad 11. 2 Titulaciones 11.3 Cálculos en titulaciones ácido base Cap 18 Equilibrio iónicos I : ácidos y bases 18.1 Repaso de electrolitos fuertes 18.2 Autoionización del agua 18.3 Las escalas pH y pOH 18.4 Constantes de ionización de ácidos y bases monopróticos débiles 18.5 Ácidos polipróticos 18.6 Solvólisis 18.7 Sales de bases fuertes y ácidos fuertes 18.8 Sales de bases fuertes y ácidos débiles 18.9 Sales de bases débiles y ácido fuertes 18.10 Sales de bases débiles y ácidos débiles 18 .11 sales que contiene cationes pequeños con carga grande Cap 19 Equilibrios iónicos II: hidrólisis y valoraciones 19.1 Efecto de ión común y soluciones amorgiguadoras 19.2 Acción amortiguadora 19.3 Preparación de soluciones amortiguadoras 19.4 Indicadores ácido base 19.5 Curvas de valoración ácido fuerte- base fuerte 19.6 Curvas de valoración ácido débil- base fuerte 19.7 Curvas de valoración ácido débil –base débil 19.8 Resumen de cálculos ácido base Tema 2: Equilibrio de precipitación o producto de solubilidad Cap 20: Equilibrio iónicos III : el principio del producto de solubilidad 20.1 Constantes de solubilidad 20.1 Determinación de las constantes del producto de solubilidad 20.3 Usos de la constante del producto de solubilidad 20.4 Precipitación fraccionada 20.5 Eequilibrios simultáneos implicando compuestos ligeramente solubles 20.6 Disolución de precipitados Tema 3 : Complejos : se da en clase la teoría correspondiente y se completa con el libro Capítulo 25 : Compuestos de coordinación 25.1 compuestos de coordinación 25.2 complejos animados 25.3 Términos importantes 25.4 Nomenclatura 25.5 Estructura Tema 4 : Diagramas de fasesCap 13 líquidos y sólidos 13.1 Descripción cinético molecular de líquidos y sólidos 13.2 Atracciones intermoleculares y cambios de fase El estado líquido 13.3 Viscocidad 13.4 Tensión superficial 13.5 Capilaridad 13.6 Evaporación 13.7 Presión de vapor 13.8 Puntos de ebullición y destilación 13.9 Transferencia de calor implicando líquidos (ecuación de Clausius Clayperon) El estado sólido 13.10 Punto de fusión 13.11 Transferencia de calor en sólidos 13.12 Sublimación y la presión de vapor 13.13 Diagramas de fase (P frente a T) 13.14 Sólidos amorfos y sólidos cristalinos 13.15 Estructura de cristales 13.16 Enlaces en sólidos 13.17 Teoría de las bandas en metales Tema 5 : Soluciones Diluídas- Ley de Raoult y Ley de Henry- Propiedades coligativas- Coloides Cap 14 Disoluciones El proceso de disolución 14.1 Espontaneidad del proceso de disolución 14.2 Disolución de sólidos en líquidos 14.3 Disolución de líquidos en líquidos 14.4 Disolución de gases en líquidos 14.5 Rapidez de disolución y saturación 14.6 Efecto de la temperatura sobre la solubilidad 14.7 Efecto de la presión sobre la solubilidad (Ley de Henry) 14-8 Molalidad y fracción molar Propiedades coligativas de las soluciones 14.9 Descenso de la presión de vapor y Ley de Raoult 14.10 Destilación fraccionada 14.11 Elevación del punto de ebullición 14.12 Descenso del punto de congelación 14.13 Determinación del peso molecular mediante el descenso del punto de congelación o elevación del punto de ebullición 14.14 Propiedades coligativas y disociación de electrolitos (factor de Van´t Hoff) 14.15 Presión osmótica Coloides 14.16 efecto Tyndall 14.17 Fenómeno de adsorción 14.18 Coloides hidrófilos e hidrófobos Tema 6 : Electroquímica- Corrosión Cap 11 11.4 Balanceo de ecuaciones redox 11.5 Adición de H+; OH- o H2O para balancear oxógeno e hidrógeno 11.6 Cálculo en titulaciones redox Cap 21 Electroquímica 21.1 Conducción eléctrica 21.2 Electrodos Celdas electrolíticas 21.3 La electrólisis del cloruro sódico fundido 21.4 La electrólisis del cloruro de sodio acuoso 21.5 La electrólisis del sulfato de sodio acuoso 21.6 Conteo d electrones: coulombimetría y ley de faraday de la electrólisis 21.7 Aplicaciones comerciales de las celdas electrolóticas Celdas voltaicas o galvánicas 21.8Construcción de celdas voltaicas sencillas 21.9 Celda cinc-cobre 21.10 Celda cobre –plata Potenciales normales de electrodo 21.11 El electrodo normal de hidrógeno 21.12La celda cinc-enh 21.13 La celda cobre-enh 21.14 Potenciales normales de electrodo 21.15 Usos de los potenciales normales de electrodo 21.16 Potenciales normales de electrodos para otras semi-reacciones 21.17 Corrosión 21.18 Protección contra la corrosión Efecto de las concentraciones o presiones parciales sobre los potenciales de electrodo 21.19 La ecuación de Nernst 21.20 Uso de celdas electroquímicas para determinar concentracions 21.21 La relación entre Eº de celda con ΔGº y K Tema 7 Cinética química Cap 16 Cinética química 16.1 Velocidad de una reacción Factores que afectan la velocidad de una reacción 16.2 Naturaleza de los reactivos 16.3 Concentraciones de los reactivos: la expresión de la ley de velocidad 16.4 Concentración frente al tiempo: la ecuación integrada de velocidad 16.5 Teoría de las colisiones de las velocidades de reacción 16.6 Teoría del estado de transición 16.7 Mecanismos de reacción y la expresión de la ley de velocidad 16.8 Temperatura: la ecuación de Arrhenius 16.9 Catalizadores Tema 8 Orbitales moleculares Cap 9 Orbitales moleculares y el enlace químico 9.1 Orbitales moleculares 9.2 Diagramas de niveles de energía de orbitales moleculares 9.3 Orden de enlace y estabilidad de enlace 9.4 Moléculas biatómicas homonucleares 9.5 Moléculas biatómicas heteronucleares 9.6 Deslocalización y formas de los orbitales moleculares Tema 9 Química Nuclear Capitulo 26 26.1 El núcleo 26.2 Relación neutrones- protones 26.3 Estabilidad nuclear y energía de enlace 26.4 Decaimiento Radiactivo 26.5 Ecuaciones de las reacciones nucleares 26,6 Núcleos con exceso de neutrones 26.7 Núcleos deficientes de neutrones 26.8 núcleos con número atómico mayor que 83 26.9 Detección de la radiación 26.10 Velocidad de decaimiento y vida media 26.11 Series de decaimiento 26.12 Usos de los radionucleídos UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 1 EQUILIBRIO ACIDO-BASE I 1.- Escribir la ecuación correspondiente a la reacción con agua, de cada una de las siguientes e) CH3NH2 (metilamina) especies: a) HCl b) CH3COOH (ácido acético) c) NH4+ d) NH3 f) CH3COO (ion acetato) ; Indicar en cada caso los pares ácido-base conjugados. 2.- Calcular el pH de las soluciones que poseen las siguientes concentraciones iónicas: a) [H3O+] = 0,012 M b) [H3O+] = 2,5 .10-8 M -5 c) [OH ] = 7,42 10 M d) [OH -] = 3 .10-10 M 3.- La orina es un sistema acuoso en el cual se encuentran diversas sustancias disueltas, como proteínas, aminoácidos, glucosa, urea, ácido úrico, etc. Calcular la concentración de iones OH- presentes en la orina sabiendo que su pH es 5,80. Kw = 1,0.10-14 4.- Completar el siguiente cuadro: Solución Jugo gástrico Jugo de limón Soda de mesa Bicarbonato de sodio Jabón de tocador Limpiador de metales Destapador de cañerías Dato: Kw = 1,0.10-14 [H3O+] 0,032 M [OH-] pH pOH 5 .10-12M 4,20 4,80 1,58.10-10 M 12,1 0,160 M 5.- a) Ordenar las siguientes soluciones según su acidez creciente: A: pH = 2 B: [H3O+] = 10-10 M C: pOH = 1 b) Ordenar las siguientes soluciones según su basicidad creciente: C: [H3O+] = 5. 10-6 M A: pH = 3 B: [OH-] = 0,5 M 6.- a) Calcular las concentraciones de H3O+ y de OH- en agua pura a 60 ºC (Kw = 9,61.10-14). b) Calcular el pH del agua pura a 60º C. ¿ Es ácida el agua a esa temperatura? Explicar. 7.- La [H3O+] de una solución de NaOH es 3,5.10-12 M. Calcular a) el pOH de la solución a 25ºC. 3 b) la masa de NaOH que hay disuelta en 12,5 dm de solución. 8.- Se tienen dos soluciones: 3 A: 250 cm de HNO3 0,1 M B: 500 cm3 de HCl 0,05 M Indicar la afirmación correcta: a) pHA = pHB b) pOHA < pOHB c) pOHB < pOHA d) pHA > pHB 9.- Se diluyen 50,0 cm3 de una solución de NaOH hasta 450 cm3 por agregado de agua. El pH de la solución resultante es 9,4. Calcular a) el pH de la solución original. b) los moles de soluto disueltos en la solución. 10.- Escribir la expresión de la constante de equilibrio correspondiente a la reacción ácido-base de cada una de las siguientes especies: a) CH3COOH b) HF c) NH4+ d) NH3 e) CH3NH2 f) CN11.- Dadas las siguientes soluciones de igual concentración molar: A: HNO2 B: HCl C: HCN Ordenarlas de acuerdo a a) acidez creciente. b) pH creciente. Datos: Ka (HNO2) = 5,1.10-4 Ka (HCN) = 4,8.10-10. 12.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas y justificar: a) En el proceso de ionización del amoníaco en agua, ésta se comporta como un ácido. b) Una solución de HF es menos ácida que una solución de HClO de igual molaridad. Datos: Ka (HF) = 6,7.10 –4 Ka (HClO) = 3.10-8 c) A 25 ºC, el pH de una solución de una base débil es siempre mayor que 7. -8 d) El pH de una solución de HCl 1.10 M es 8,0. e) El pOH de una solución de una base débil nunca puede ser igual al de una solución de una base fuerte. 13.- Se tiene una solución de amoníaco 0,005 M. Calcular a) el pH de la solución. b) la concentración de NH3 en el equilibrio (Kb = 1,8 .10-5) 14.- El vinagre es una solución 5 % m/V de ácido acético (CH3COOH) en agua. a) Calcular el pH del vinagre (Ka = 1,8 .10-5) b) Si en la fabricación de 1000 dm3 de vinagre se midió un pH igual a 2,30, hasta qué volumen habrá que diluir dicha solución para obtener la concentración correcta? 15.- Calcúlese el pH de una solución de ácido nitroso 0.050 M. (Ka = 4,5.10 -4) 16.- El pH de una solución 0.100 M de un ácido monoprótico débil es de 2.85. ¿Cuál es la Ka de dicho ácido? 17.- a) Calcúlese el porcentaje de ionización de una solución de ácido fluorhídrico ( HF) 0.60 M Ka = 7.1.10 -4 . b) Compárese el porcentaje de ionización del HF a las concentraciones iniciales de 0.60 M y 0.0060 M. 18.- Calcúlese el pH de cada una de las siguientes soluciones: a) amoníaco 0,10 M (Kb = 1,8. 10 –5) b) piridina 0.050 M (Kb = 1,7. 10 –9 ) c) metilamina 0.260 M (Kb = 4,4 .10 –4 ) 19.- ¿Cuál es la molaridad inicial de una solución de amoníaco cuyo pH es 11.22? 20- Se preparan 100 ml de una disolución de amoniaco diluyendo con agua 2 ml de amoniaco del 30,0 % en peso y de densidad 0,894 g/ml. Calcular: a) la concentración de la disolución diluida y b) el pH de esta disolución. Datos: Masas atómicas: Nitrógeno = 14; Hidrógeno = 1. Kb(amoniaco) = 1,8x10-5 21- Se desean preparar 500 mi de una disolución de amoniaco 1,20 M a partir de una disolución de amoniaco del 27,3 % en peso y de 0,900 g/ml de densidad. Calcule: a) El volumen que hay que tomar de la disolución del 27,3 %. b) El pH de la disolución preparada de amoniaco. Kb (amoniaco) = 1,8x10-5. Masas atómicas: nitrógeno = 14; hidrógeno = 1. 22- En una botella de ácido clorhídrico concentrado figuran los siguientes datos: 36,23 % en masa de HCl, densidad 1,180 g/cm3. Calcule: a) la molaridad y la fracción molar del ácido. b) El volumen de este ácido concentrado que se necesita para preparar un litro de disolución 2 molar Masas atómicas: H = 1,0; Cl = 35,5 23- Se dispone de una botella de ácido acético que tiene los siguientes datos: densidad 1,05 g/ml, riqueza en masa 99,2 %. a) Calcule el volumen que hay que tomar de esta disolución para preparar 500 mi de disolución de ácido acético 1,0 M. b) Calcule el pH de la disolución preparada. Masas atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; hidrógeno = 1. Ka (ácido acético) = 1,8.10-5. (2,5 puntos) 24- Para preparar 0,50 litros de disolución de ácido acético 1,2 M se dispone de un ácido acético comercial del 96 % de riqueza en peso y densidad 1,06 g/ml. Calcule: a. El volumen de disolución de ácido acético comercial necesario para preparar la disolución deseada. b. el pH de la disolución obtenida. c. El grado de disociación α del ácido acético en la disolución preparada Ka (ácido acético) = 1,8 x 10 -5 Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16 25- Se dispone de un ácido clorhídrico comercial del 40% en masa y una densidad de 1,198 g/ml. a) Calcule la molaridad de este ácido clorhídrico concentrado b) Calcule la molaridad de la disolución que resulta de mezclar 250 ml de este ácido con 500 ml de ácido clorhídrico 3 M. Masas atómicas; Cloro: 35,5; Hidrógeno: 1 RESPUESTAS 2.- a) 1,92 b) 7,60 c) 9,87 d) 4,48 ; 3.- 6,31.10 –9 M + 5.- a) C<B<A b) A<C<B ; 6.- [H3O ] = [ OH-] = 3,1.10-7 M b) pH = 6,51 7.- a) 2,54 b) 1,43 g ; 8.- “c” ; 9.- a) 10,4 b) 1,13.10 –5 moles 11.- a) HCN < HNO2 < HCl b) HCl < HNO2 < HCN 12.- a) V b) F c) V d) F e) F ; 13.- a) 10,5 b) 4,71.10-3 M 3 14.- a) 2,41 b) 1681 dm 15.- 2,34 16.- 2,0.10 -5 17.- a) 3.5 % b) 65 % 18.- a) 11,11 b) 8,96 c) 12,03 19.- 0.15 M Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capítulo 10 2,4,5,10,11,14,16,18,20,26,34,36, 37, 46, 68, 70, 72, 88, 90, 95 Capítulo 18 2,4,6,8,10, 12, 14, 16, 18, 20, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 34, 36, 38, 40, 44,46,48,50, 52,56 UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 2 EQUILIBRIO ACIDO-BASE II 1.- Dadas las siguientes sales, predecir cuáles se hidrolizarán y cuáles no. En aquellas que se hidrolicen, predecir si el pH de la solución será alcalino o ácido. a) CH3COONa b) NaNO3 c) KBr d) NH4Cl e) BaCl2 g) CH3COONH4 h) NaCN f) NH4NO3 Datos: Ka (CH3COOH) = 1,8.10-5 Kb (NH3) = 1,8.10-5 Ka (HCN) = 4,8.10-10 2.- Calcular el pH de una solución de acetato de sodio 0,2 M a 25ºC. Datos: Ka = 1,8.10-5 Kw = 1,0.10-14 3.- Calcular el pH de una solución de NH4Cl 0,15 M a 25ºC. Kw = 1,0.10-14 Datos: Kb = 1,8.10-5 4.- Calcular la [H3O+] y el pH de una solución 0,010 M de KCN. Datos: Ka = 4,8.10-10 Kw = 1,0.10-14 5.- Calcular el pH a 25ºC de una solución acuosa 0,20 M de: a) C5H5NHCl (cloruro de piridonio) Kb = 1,50.10-9 Kb = 4,17.10-4 b) CH3NH3Cl (cloruro de metilamonio) c) (CH3)2NH2Cl (cloruro de dimetilamonio) Kb = 7,40.10-4 6.- a) Calcular el pH de una solución que contiene NH3 0,6 M y NH4Cl 0,8 M. b) Calcular el pH de la misma solución si no estuviera presente la sal. c) Calcular el pH de la solución original si se le agrega 0,1 moles de NaOH por litro. d) Calcular el pH resultante de agregar 0,1 moles de NaOH a un litro de agua pura. Comparar con el resultado obtenido en c). 7.- Se prepara una solución reguladora mezclando 200 cm3 de una solución 1,20 M de ácido acético con 300 cm3 de una solución 0,60 M de acetato de sodio. Suponer que los volúmenes son aditivos. a) Calcular el pH de la solución resultante. (Ka = 1,8.10-5) b) Calcular el pH de la solución cuando se agrega 0,08 moles de HCl. Suponer que el volumen total no cambia. 8.- Una solución reguladora de ácido acético y acetato de sodio tiene un pH = 5. La concentración de ácido es 0,20 M. ¿Cuál será la concentración de la sal? 9.- Se quiere preparar una solución reguladora para mantener un pH de 9,4 aproximadamente, utilizando trimetilamina y cloruro de trimetilamonio. ¿Cuál debe ser la concentración de la sal, si la de la base es 0,05M. Dato: Kb = 7,4.10-5 (a 25ºC) 10.- a) Calcular el pH en la titulación de 25,0 ml de HCl 0,10 M con NaOH 0,10 M, después del agregado de: i) 0 ml ii) 10 ml iii) 24 ml iv) 24,9 ml v) 25,0 ml vi) 25,1 ml vii) 26 ml y viii) 35 ml de NaOH b) Dibujar la curva de titulación. c) Dados los siguientes indicadores: A (pKa= 2,0) B (pKa= 3,9) C (pKa= 8,1) D (pKa = 9,0) ¿cuál o cuáles podría usar para determinar el punto final de la titulación? Justifique. 11.- a) Calcular el pH en la titulación de 20,0 ml de ácido acético 0,2 M con NaOH 0,2 M después del agregado de: i) 0 ml ii) 10 ml iii) 20 ml y iv) 30 ml de NaOH b) Dibujar la curva de titulación. c) Dados los mismos indicadores mencionados en el problema anterior, indicar cuál o cuáles se podrían utilizar para determinar el punto final. 12.- Durante una titulación se neutralizan 30 ml de una solución de H2SO4 con 21 ml de NaOH, calcular: a) Normalidad de la solución ácida. b) Molaridad de la solución ácida. 13.- Si 10 ml de solución 2 N de HCl neutralizan exactamente a 12,5 ml de solución de NaOH, calcular: a) Normalidad de la solución básica. b) Gramos de NaOH contenidos en dicho volumen de solución. 14.- a). Calcular la constante de disociación del fenol (un ácido débil monoprótico) si una solución acuosa de éste 1,00 10 –2 M tiene un pH de 5,95 b). Calcular el pH de una solución preparada con un litro de la solución anterior a la que se la agregó 0,02 moles de fenóxido de sodio (sal de sodio de fenol) 15.- Una solución reguladora de pH 5,30 se prepara a partir de ácido propiónico y propionato de sodio. La concentración de de propionato de sodio debe ser de 0,50 M ¿Cuál es la concentración del ácido? Ka 1,3 10 -5 16.- a) Calcular el pH de una disolución que se prepara disolviendo 1,00 mol de ácido HA (Ka =1,40.10-4) y 1,50 moles de de la sal de sodio NaA en agua y completando el volumen de disolución hasta 500 mL. b) Si posteriormente agregamos a la solución descripta en (a) 0,25 moles de HCl, calcular el nuevo pH (Suponer que no hay cambio de volumen). + 17.- Calcular la concentración de iones H3O y el pH de las siguientes soluciones a) 10 ml de HCl 20 %m/m (densidad 1,1 g/ml) diluidos con agua hasta un volumen total de 500 ml ( Ar Cl : 35,5 Ar: H : 1 -5 b) 100 ml de una solución de ácido acético 0,2 M Ka : 1,8 10 c) una solución formada por 100 ml de una solución de ácido acético 0,2 M con 100ml de una solución de acetato de sodio 0,1 M (considere volúmenes aditivos) d) la solución de c a la que se agregan 0,01 mol de hidróxido de sodio ( NaOH) sin cambio de volumen RESPUESTAS 2.- 9,02 ; 3.- 5,04 ; 4.- [H3O+] = 2,2.10-11 M pH = 10,65 5.- a) 2,94 b) 5,66 c) 5,78 ; 6.- a) 9,13 b) 11,5 c) 9,26 d) 13 7.- a) 4,62 b) 4,24 ; 8.- 0,36 M ; 9.- 0,147 M 10.- a) i) 1 ii) 1,37 iii) 2,69 iv) 3,70 v) 7,0 vi) 10,3 vii) 11,3 viii) 12,2 c) C 11.- a) i) 2,72 ii) 4,74 iii) 8,87 iv) 12,6 c) D Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Capítulo 10 : 50, 53, 58, 62, 93, 94, Capítulo 11 : 2, 6, 14, 16, 24, 26, 30, 34, 36, 38, 40, 44, 46, Capítulo 18: 64,66, 68, 70, 72, 76, 78, 80, 82, 84, 86, 87, 88, 90, 94, 96, 100, 102, 108, 110, 112, Capitulo 19: 2, 4, 6, 8, 10, 12,14, 16, 18, 20, 22, 24, 26, 32, 34, 36, 38, 40, 42, 44, 46, 48, 50, 52, 54, 56, 58, 60, 62, 66, 74, 77 UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 3 EQUILIBRIO DE PRECIPITACIÓN 1- Defina el concepto de solubilidad. Exprese la relación existente entre la solubilidad y el producto de solubilidad para una sal AmBn. 2.- Se disuelven 2,5.10-5 moles de AgCl en 2,5 dm3 de agua a 25ºC. Indicar si la solución obtenida está saturada o no. Dato: Kps (AgCl) = 1,69.10-10 (a 25ºC). 3.- La solubilidad del CaF2 a 25ºC es 0,0168 g por litro de solución, y la del CaC2O4, a la misma temperatura, 0,0055 g por litro. Calcular los Kps de ambas sales. 4.- Determinar cuál de las siguientes sales es más soluble a 25ºC: i) CaF2 (Kps = 4,0.10-11) ii) AgCl (Kps = 1,69.10-10) 5.- Calcular la solubilidad molar del PbSO4 en a) agua. b) una solución de Pb(NO3)2 0,10 M (sal soluble). c) una solución de Na2SO4 0,01 M (sal soluble). Dato: Kps (PbSO4) = 1,7.10-8 (a 25ºC). 6- Se agregan 10,0 cm3 de Na2SO4 0,020 M a 10 cm3 de AgNO3 0,10 M. a) Indicar si precipita o no Ag2SO4. b) ¿Qué sucede si a la solución anterior se le agregan 20 cm3 de agua pura? Dato: Kps (Ag2SO4) = 2,6.10-5 7- La expresión de la constante del producto de solubilidad del hidróxido de alumnio es Kps = 2,0 x 10-33. ¿Cuál es la solubilidad del hidróxido en agua? 8- Una solución saturada de cloruro de plomo (II) contiene, a 25 °C, una concentración de iones plomo(II) de 1,6 l0-2 mol /l. a) Calcule la concentración de iones cloruro de esta disolución. b) Calcule la constante del producto de solubilidad del cloruro de plomo a esta temperatura. 9- Los productos de solubilidad del cloruro de plata y del fosfato de plata son receptivamente: 1,6.10-11 y 1,8.10-18. Indíquese razonadamente: a) ¿Qué sal será más soluble en agua? b) ¿Cómo se modificará la solubilidad, si se las disuelve en una disolución de nitrato de plata?. 10.-Una disolución contiene iones calcio en concentración 0,010 M. Calcule: La concentración de fluoruro mínima que hay que añadir para que comience la precipitación del fluoruro cálcico. b) La concentración de fluoruro que hay que añadir para que la precipitación sea total. DATOS: Kps = 3.9.10-11 . 11- Calcule la solubilidad del hidróxido de plata y la solubilidad del hidróxido de cobalto (II). Conocidas dichas solubilidades, calcule el pH de una disolución saturada de hidróxido de plata y el pH de una disolución saturada de hidróxido de cobalto (II). DATOS: Kps de hidróxido de plata = 2 .10 -8. KpS de hidróxido de cobalto (II) = 10-15 . 12- Se tiene una disolución saturada de carbonato cálcico en equilibrio con su sólido. ¿Cómo se verá modificada la solubilidad del precipitado, al añadirle otra de carbonato sódico? Razónese la respuesta. 13- A una cierta temperatura el Kps para el AgCl es 2,8 x 10-10 . Se desea saber la solubilidad del AgCl en una disolución 0,010 molar de HCl a esa temperatura. 14- A 25 °C la solubilidad del yoduro de plomo (II), en agua pura, es 0,70 g/l. Calcule a) El producto de solubilidad. b) La solubilidad del yoduro de plomo (II), en moles/l en una disolución acuosa de yoduro de potasio 0,50 M. DATOS Mol de PbI2 = 461 g; 15- Calcule la solubilidad del Pb(IO3)2 en una solución de un litro que contiene 0,020 moles de KIO3, sabiendo que el producto de solubilidad del primero es 3,2 .10-l3 Respuestas 3.- Kps(CaF2) = 4,0.10-11 Kps(CaC2O4) = 1,85.10-9 -4 -7 c) 1,7.10-6 M 5.- a) 1,3.10 M b) 1,7.10 M Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Capitulo 20: 2, 3, 4,5, 6, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 20, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 36, 48, 50, 60, 64, 66, 70, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 4 EQUILIBRIO DE COMPLEJOS 1- Calcular las concentraciones de Cu 2+, Cu (NH3)4 2+ y de NH3 formadas al agregar 0,2 moles de CuSO4 a una solución 2 M de amoníaco, siendo el volumen final de un litro. Kf (Cu (NH3)4) = 1.10 12 2 .- Calcular las concentraciones de Ni 2+, Ni (NH3)6 2+ y de NH3 formadas al agregar 0,1 moles de NiSO4 a una solución 2 M de amoníaco siendo el volumen final de un litro. Kf (Ni (NH3)6 2+) = 6 .10 8 3 .- Calcular las concentraciones de Ag+ , Ag(NH3)2+ y de NH3 en solución que resultan cuando se agregan 0.40 moles de NH3 a una solución que contiene 0.050 moles de AgNO3, siendo el volumen final de solución de 1 litro. Ki (Ag(NH3)2+) = 6,0 .10 -8 4- Se dispone de soluciones de Ag+, Cu2+ y Ni2+ todas de concentración 0,1 M. Calcular la concentración libre de estos iones si se agrega NH3 tal que la concentración inicial sea 1 M. Ki (Ag(NH3)2+) = 6,0. 10 -8 Kf (Ni (NH3)6 +2) = 6. 10 8 Kf (Cu (NH3)4 +2) = 1 .10 12 5- Calcular la concentración libre de iones Ni2+ en una solución inicialmente 1M en etilendiamina (end) y 0,1 M en Ni2+. Kf [Ni (end)3 2+] = 4. 10 18 6- Los líquidos de desecho de un proceso industrial de limpieza de superficies de cobre contiene 200 mg /L de EDTA libre, expresado como sal disódica N2H2C10H12O8N2.2H2O (peso fórmula 372) y 5,0 mg /l de Cu (II) total siendo el pH = 11.Calcule las concentraciones de Cu (II) libre. A pH 11 el EDTA se encuentra como EDTA 4-. Kf (Cu EDTA 2-) = 6,3. 10 18. 7- ¿Qué [Cu 2+] permanece en solución cuando se combinan 200 mL de solución de CuSO4 10 -3 M y 10 ml de amoníaco 0,5 M? Kf [Cu (NH3)4] 2+ = 1,1.1013 8-La concentración en el equilibrio del ión Hg+2 en una solución 10-2 M de Na2(HgCl4) es 1,27.10-4 M. Calcule la constante de inestabilidad del complejo [HgCl4]=. 9-La Ki del [Ag(CN)2]- es 1,8 . 10-19 . Calcule: a) La concentración de Ag+ en una solución 0,01 M de [Ag(CN)2]b) La concentración de Ag+ en una solución 0,01M de [Ag(CN)2]- y 10-3 M de CN10- Una solución contiene [Ag(S2O3)2]-3 0,01 M y S2O32- 0,02 M. Calcular la concentración molar de Ag+. Datos: Ki [Ag(S2O3)2]-3 = 1.10-13 RESPUESTAS 1.- [Cu 2+] = 9,6 .10 –14 M ; [Cu (NH3)4 2+] = 0,2 M ; [NH3] = 1,2 M 2.- [Ni 2+] = 2,2 .10 –11 M ; [Ni (NH3)6 2+] = 0,1 M ; [NH3] = 1,4 M 3.-[Ag+ ] = 3,3 .10 –8 M; [Ag(NH3)2+] = 0.050 M; [NH3] = 0,3 M 4.- [Ag+] = 9,4 .10 –9 M ; [Cu2+] = 7,7 .10 –13 M ; [Ni2+] = 4 .10 –8 M , 5.- [Ni2+] = 7,3 .10 –20 M 6.- [Cu2+] = 2,34 10 –20 M 7- : 5,41.10–10 M 8- : 8.57.10-16 9. a. 7.66.10-8M b. 1.8.10-15M 10: 2.5 10-12M Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Capitulo 25: 1, 3, 4, 5, 6, 14 , 16, 18, 20, 22, 54, 55, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 5 EQUILIBRIOS COMPUESTOS 1- En dos litros de agua se disuelven 3,38 g de AgNO3 y 0,2 moles de amoníaco. Se establece el siguiente equilibrio: Ag+ + 2NH3 Ag(NH3)2 Kf = 1,7.107 a) Calcular la [Ag+] en el equilibrio. b) ¿Precipitará Ag2S si a la solución anterior se le agrega [S2-] = 10-2 M? Kps Ag2S = 1,6.10-49 Rta: a) 9,12.10-8M; b) Q = 8,32.10-17 ppta. Ag2S 2- a) Calcular cuántos moles de NH4Cl sólido se deben agregar a 100 ml de solución 0,2 M de NH3 para que el pH disminuya en tres unidades. b) Calcular si en esta última solución precipita Mg(OH)2 cuando se disuelven 0,01 mol de MgCl2 por litro de solución. Kps Mg(OH)2 = 1,1.10-11. 3- Calcular si precipitará Co(OH)2 en 100 ml de solución 0,25 M de [Co(NH3)6]SO4 a la que se agregan 10-7 moles de KOH sin cambio de volumen. Ki = 1,8.10-5 Kps = 1,3.10-15 4. Calcular si precipitará CdS en solución 0,01 M en K2[Cd(CN)4] si se satura con H2S(g) manteniendo el pH en 8. Ki = 1,41.10-19 PiH2S = 1,12.10-22 KpsCdS = 10-28 5. Qué concentración de H3O+ será necesaria para que no precipite ZnS en solución 10-3 M de ZnSO4 que se satura con H2S(g). Datos KpsZnS = 1,6.10-23 PiH2S = 1,12.10-22 6. Calcular si precipitará Fe(OH)3 en solución 10-3 M en FeCl3 y 0,1 M en NH4Cl. Datos KbNH3 = 1,8.10-5 KpsFe(OH)3 = 6.10-38 7.Se tiene una solución 10-3 M de K4[Fe(CN)6], se satura con H2S(g), siendo el pH final de la solución 6. Habrá algún precipitado? Datos : Ki Fe(CN)6-4= 1,3.10-37 KPS FeS = 4,9.10-18 KPS Fe(OH)2 = 7,9.10-15 PiH2S = 1,12.10-22 Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Capitulo 20: 42, 44, 46, 52, 56, 58, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 6 EQUILIBRIO DE FASES- SOLUCIONES DILUIDAS- LEY DE RAOULT- LEY DE HENRY- 1.- Prediga, en términos de desorden y de energías de interacción intermoleculares, los signos para H y S en los siguientes procesos de cambio de fase, a P y T constantes: a) A (s) A (l) b) A (l) A (g) c) A (s) A (g) ¿Cómo se llaman estos procesos? La congelación del agua líquida para dar hielo, ¿ocurre espontáneamente a -10ºC y 1 atm? ¿Qué signo tendrá S del sistema?¿Contradice este resultado el segundo principio? 2.- Para el proceso de vaporización del bromo líquido: Br2 (l) Br2 (g) a 1 atm y 65ºC, la entalpía de vaporización es 30,7 kJ/mol y la entropía de vaporización es 92,4 J/K.mol. a) Indique si la vaporización del bromo es un proceso endo o exotérmico. b) Calcule Gº de vaporización a 65ºC.¿Es espontánea la vaporización a 65ºC y 1 atm? c) Suponiendo que Hvap y Svap varían poco con la temperatura, calcule la temperatura de ebullición normal del bromo. 3.- Indique cuál de las siguientes variables influyen sobre la presión de vapor de una sustancia: a) volumen de muestra. b) temperatura. c) presión de aire sobre el líquido (no se disuelve). 4.- Sabiendo que el calor de vaporización del CCl4 (l) es 31,0 kJ/mol y que su punto de ebullición normal es 77ºC, calcular su presión de vapor a 25ºC. 5.- Las presiones de vapor del n-propanol en función de la temperatura son las siguientes: ---------------------------------------------------------------------t (ºC) 40 60 80 100 pv (Torr) 50,2 147,0 376,0 842,5 ---------------------------------------------------------------------a) Grafique pv vs. T. b) Grafique ln pv vs. 1/T. c) Calcule el Hvap y la temperatura de ebullición normal del alcohol y el Hvap. d) Calcule la presión de vapor a 0ºC. 6.- En el siguiente diagrama de fases del CO2: Presión A x C D X B Temperatura a) Describa qué le sucede a una muestra de CO2 si: i) inicialmente en el punto A, se disminuye la presión hasta el punto B, a T constante. ii) inicialmente en el punto C, se aumenta la temperatura hasta el punto D, a P constante. b) Con los siguientes datos de presión de vapor y temperatura correspondientes al CO2 (s): -----------------------------------------------------------------t (ºC) -85,7 -69,1 -61,0 -56,7 pv (atm) 0,53 2 1,3 5,0 -----------------------------------------------------------------determine gráficamente: i) Hvolat. ii) la temperatura de volatilización normal. 7.- Se hace vacío en un recipiente de 2 dm3 de capacidad que se encuentra termostatizado y conectado a un manómetro de mercurio. La temperatura, 34,6ºC, coincide con la de ebullición normal del éter etílico (C4H10O). a) Se introducen 2,0 g de éter en el recipiente.¿Cuál será la presión indicada por el manómetro? Suponga comportamiento ideal del vapor. b) Si se introducen 8,0 g más de éter, ¿qué pasará?¿Qué presión se leerá en el manómetro? c) Al sistema del punto (b) se le agregan 200 cm3 de N2, medidos en CNTP. Calcule las presiones parciales de N2, de éter y la presión total que indicará el manómetro. Suponga que el N2 no es soluble en éter. 8.- Se han preparado distintas mezclas de bromobenceno (1) y clorobenceno (2), y se ha determinado la presión total pt de equilibrio de las mismas a 155ºC, obteniéndose: x1 pt (Torr) p1 p2 y1 0,24 1197,2 0,41 1094,0 0,62 966,3 0,83 839,0 a) Sabiendo que la presión de vapor del clorobenceno es 1343 Torr y la del bromobenceno 735,5 Torr (ambas a 155ºC), ¿cumplen estos dos líquidos la ley de Raoult? ¿Hubiera esperado este comportamiento considerando los componentes de la mezcla? Teniendo en cuenta su respuesta complete el cuadro anterior. b) Represente en un mismo gráfico: i) p1, p2 y pt vs. x1. ii) idem vs. y1. 10.- El 1,2-dibromoetileno (1) (C2H4Br2, masa molecular 188) y el 1,2-dibromopropano (2) (C3H6Br2, masa molecular 202) forman soluciones ideales. Las presiones de vapor de estos líquidos a 85ºC son 173 Torr y 127 Torr respectivamente. a) Calcule la presión parcial de cada componente y la presión total de una solución de 10 g de C2H4Br2 y 80 g de C3H6Br2 a 85ºC. b) Calcule la composición del vapor en equilibrio para la solución anterior, expresada como fracción molar del componente 1 (y1). c) Calcule la fracción molar del componente 1 en el líquido (x1) a 85ºC, que está en equilibrio con un vapor que contiene un 50 % molar de cada componente. 11.- Representar gráficamente p vs x de una mezcla no ideal (no cumple la ley de Raoult), para desviaciones positivas y negativas. Explicar cómo sería el gráfico para una mezcla azeotrópica e indicar la posición del azeótropo. 12.- En una solución ideal de dos líquidos A y B a 25ºC, xA = 0,70. Si las presiones de vapor a 25ºC son pºA = 100 mmHg y pºB = 50 mmHg: a) calcular la presión total de la mezcla. b) establecer cuál es el componente más abundante en el vapor y, considerando que se cumple la ley de Dalton, calcular la fracción molar en el mismo. 13.- El sistema A-B presenta un diagrama de fases T vs. x con un azeótropo de temperatura de ebullición máxima.¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas?: a) A y B son estructuralmente muy semejantes. b) Es imposible separar los componentes por destilación. c) Las desviaciones a la ley de Raoult son negativas. d) Las interacciones de A con B son repulsivas. 14.- Calcule la concentración de CO2 en la soda de mesa si a temperatura ambiente la presión parcial del CO2 en el sifón es de 4 atm. Dato: kH (CO2) = 0,023 M/atm 15.- La concentración mínima de O2 disuelto en agua para que un pez pueda vivir es de 4 mg/l. Determinar la mínima presión de O2 (g) y la mínima presión atmosférica necesaria para que el pez no muera si la temperatura es de 20ºC. 0,21 atm Datos: kH (O2) = 1,3.10-3 M/atm presión parcial del O2 en aire = 16.- El siguiente diagrama de fases sólido-líquido corresponde al sistema binario del metal A y el metal B Explique detalladamente qué sucede cuando se enfría un líquido representado por el punto h a lo largo de la linea a-b-c-d. Aplique, además, la regla de las fases en los puntos A y B. (Se le indicarán los puntos correspondientes en la clase de problemas) 17- Estime la composición de las fases sólida y líquidas de una mezcla de plomo y antimonio ((60% de antimonio) que es enfriada desde 700C hasta 500C, 400C, 300C y 200C. Estime las temperaturas de líquidos y de sólidos para una mezcla 70% de plomo-30% de antimonio. ¿Cuál es la composición del eutéctico? Respuestas 2.- b) -0,53 kJ/mol c) 332 K 4.- 118 mmHg d) 3,87 Torr 5.- c) Hvap. = 45,9 kJ/mol Tºeb. = 370 K 6.- b) i) 26,0 kJ/mol ii) -78,2ºC 8.- a) 0,341 atm b) 1 atm c) Péter = 1 atm PN 2 = 0,113 atm PT = 1,113 atm 9.- a) 0,24 0,41 0,62 0,83 x1 pt (Torr) 1197,2 1094,0 966,3 839,0 p1 176,5 301,6 456,0 610,5 p2 1020,7 792,4 510,3 228,3 y1 0,147 0,276 0,472 0,728 10.- a) P1 = 20,4 Torr P2 = 112,0 Torr PT = 132,4 Torr b) y1 = 0,154 c) 0,423 Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capítulo 13: 2,4,6, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 34, 36, 38, 40, 42, 44, 60, 62, 65, 66, 68, 72, 73,74, 76, 78, 80, 86, 106, 108, 112, 116, 118, 120, Capítulo 14: 2, 4, 8, 14, 16, 17, 18, 24, 26, 36, 38, 40, 42, 43,44, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 7 PROPIEDADES COLIGATIVAS- COLOIDES 1.- Se preparan soluciones a 20ºC usando 180 g de agua como solvente y 10 g de soluto no volátil. Cuál será el descenso relativo de la presión de vapor si el soluto es: a) sacarosa (masa molar: 342 g/mol) b) glicerina (masa molar: 90 g/ mol) c) dextrina (masa molar: 1091 g/mol) 2.- Si se disuelven 10,0 g de glucosa (masa molar: 180 g/mol) en 400 g de etanol, se eleva el punto de ebullición en 0,1428ºC. Al disolver 2,0 g de una sustancia desconocida en 100 g del mismo solvente, el punto de ebullición aumenta en 0,1250 ºC. Calcular la masa molar de la sustancia desconocida. 3.- El punto de congelación del benceno puro es de 5,51ºC y su constante crioscópica (kc) es 4,9 K.kg/mol. Si se disuelven 3,73 g de fósforo amarillo en 7,50 g de benceno la solución congela a 3,45ºC. Calcular la masa molar y la fórmula molecular del fósforo amarillo disuelto en benceno. 4.- El análisis de la vitamina C revela que está formada por 40,9 % de carbono, 4,58 % de hidrógeno y el resto de oxígeno. Una solución de 6,70 g de este compuesto en 50,0 g de agua solidifica a -1,42ºC. Determine la fórmula molecular de la vitamina C. Dato: kc (agua) = 1,86 K.kg/mol 5.- Sin hacer cuentas ordene los solutos NaCl, glucosa, metanol, AlCl3, CaCl2 y CH3COOH por orden decreciente del punto de congelación de sus soluciones acuosas de concentración 0,1 m, todas a igual temperatura. (CH3COOH es un electrolito débil). 6- Si la ósmosis fuera la única responsable del ascenso de la sabia en un árbol, calcular la altura a la que podría llegar la sabia suponiendo que es equivalente a una solución 0,13 M de azúcar y que el agua del suelo contuviera sustancias disueltas equivalentes a una solución 0,02 M. Datos: t = 20ºC agua/Hg = 0,0735 (Suponer t = 20ºC) 7.- Explique porqué: a) para inyectar endovenosamente las sustancias, se diluyen en soluciones isotónicas y no en agua. b) en lugares donde se producen fuertes nevadas se arroja sal común sobre las carreteras. c) se agrega etilenglicol a los radiadores de los autos. 8.- La siguiente es la composición típica del agua de mar: Cl-: 0,55 M SO22-: 0,03 M Na+: 0,46 M + 2+ K : 0,01 M Ca : 0,01 M Mg2+: 0,06 M Se desea obtener agua pura a partir de agua de mar a través del método denominado “ósmosis inversa”. El dispositivo es el siguiente: M Agua Pura Presión Agua de mar La membrana (M) posee en su estructura química cargas eléctricas fijas que retienen a los iones pero permiten el flujo del agua. Calcule la presión mínima que debe ejercerse sobre la cámara conteniendo el agua de mar para obtener agua pura a 25ºC. 9.- La sangre tiene una presión osmótica de 7,7 atm. Si tuviera que ver un preparado de glóbulos rojos en un microscopio, a 25ºC: a) ¿Cuál sería la concentración analítica de la solución utilizada para hacer el preparado si se emplea como soluto glucosa?¿Y si se usara NaCl? b) ¿Qué fenómeno observaría en el microscopio si la concentración de la solución fuera mayor o menor que la calculada? 10.- ¿Cuánto etilenglicol (C2H6O2) debe ser agregado a 1 kg de agua para que la solución no congele por encima de -15ºC? kc(agua) = 1,86 K.kg/mol 11.- Una solución acuosa conteniendo 1,10 g de pepsina (enzima del tubo digestivo del hombre) en 100 cm3 de solución, tiene una presión osmótica de 7,55.10-3atm a 20ºC. a) ¿Cuál es la masa molar de dicha sustancia? b) Calcule el descenso crioscópico que se hubiese obtenido usando la misma solución. Suponga que la densidad de la solución es de 1 g/cm3. Compare el resultado obtenido con la presión osmótica de la solución. Saque conclusiones. Respuestas 1.- a) 2,92.10-3 b) 0,0110 c) 9,16.10-4 2.- 164,5 g/mol ; 3.- 1183 g/mol (P38) 4- C6H8O6 6..- 27 m 8.- 27,4 atm 9.- a) gluc.: 0,315 M NaCl: 0,158 M 10.- 500 g 11.- a) 35000 g/mol b) 0,00059ºC Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capítulo 14: 46, 48, 50, 52, 56, 62, 65, 66, 68, 72, 76, 78, 81, 84, 85,86, 91, 92, 94, 95, 96, 97, 102, 104, 120, 123, 125 UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 8 ELECTROQUIMICA A) CELDAS GALVANICAS 1.- Dar el número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes compuestos o iones: Na2SO4, CaCO3, CO2, Cr2O3, K2CrO4, OF2, CoCl3, NO3-, SO32-y MnO42-. 2.- Determinar cuáles de las siguientes ecuaciones (no balanceadas) corresponden a reacciones redox. Indicar en c/u de ellas el agente oxidante y el reductor. a) Mg + HCl MgCl2 + H2 b) H2SO4 + KOH K2SO4 + H2O c) NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 d) KClO3 + I2 + H2O KCl + HIO3 e) Cl2 + H2O HClO + HCl f) K2CrO4 + HCl KCl + H2O + K2Cr2O7 3.- En las siguientes ecuaciones, identificar los elementos que cambian su número de oxidación e individualizar los agentes oxidantes y los reductores. a) MnO2 + 4 HCl MnCl2 + 2 H2O + Cl2 b) Al2O3 + 3 H2 2 Al + 3 H2O c) 5 KI + KIO3 + 6 HCl 3 I2 + 3 H2O + 6 KCl 4.- Balancear, por el método del ion-electrón, las siguientes ecuaciones: a) KMnO4 + KI + H2SO4 MnSO4 + I2 + H2O + K2SO4 b) CuS + HNO3 Cu(NO3)2 + S + NO + H2O c) CoCl2 + KOH + H2O + KMnO4 Co(OH)3 + MnO2 + KCl d) MnO4- + AsO2- + OH- MnO2 + AsO43- + H2O e) P4 + HNO3 H3PO4 + NO2 + H2O 5.- Ordenar las siguientes especies en orden creciente de fuerza como agentes oxidantes: Sn2+, Ag+, Cu2+, Na+, Zn2+ y Co3+. Suponer que todas las especies están en su estado estándar. 6.- Predecir qué sucederá si se añade Br2 a una solución conteniendo KI y KCl a 25ºC. Suponer que todas las especies están en su estado estándar. 7.- Se arma una celda galvánica que consta de un electrodo de Zn sumergido en una solución 1,0 M de Zn(NO3)2 y un electrodo de Ag en una solución 1,0 M de AgNO3. ¿Cuál es la f.e.m. de esta pila a 25ºC? 8.- a) Predecir si la reacción representada por la siguiente ecuación procederá espontáneamente a 25ºC en la forma que está escrita Ni (s) + Fe2+(ac) Ni2+(ac) + Fe (s) cuando la [Fe2+] = 0,70 M y la [Ni2+] = 0,20 M. b)¿Cuál es la relación [Ni2+]/[Fe2+] para la cual la reacción se invierte o deja de ser espontánea? 9.- Se arma una pila de concentración con electrodos de Ag, inmersos en soluciones 1 M y 0,05 M de AgNO3 respectivamente. ¿Cuál es el potencial de esta pila? ¿En cuál electrodo se produce la oxidación?. ¿Cuál es el cátodo?. ¿En qué sentido circulan los electrones? 10.- Los valores de potenciales normales de reducción de las hemirreacciones de reducción de Cu+ y Ag+ son 0,52 V y 0,80 V respectivamente. Si se arma una pila con estos electrodos, ¿en cuál se producirá la oxidación?. ¿Cuál es la reacción espontánea de la pila? ¿Cuál es el cátodo? ¿En qué sentido circulan los electrones? 11.- Calcular la diferencia de potencial de la pila en la que la reacción está representada por Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu cuando la [Zn2+] = 0,3 M y la [Cu2+] = 0,03 M. 12.- Dada la siguiente pila: Cu / CuSO4 (0,06 M) // Pb(ClO4)2 (0,05 M) / Pb indique si está escrita correctamente, calcule su diferencia de potencial y especifique la polaridad de cada electrodo. 13.- ¿Cuáles de los siguientes metales liberan H2 (g) directamente del agua a 25ºC? metal Pb Na Mn Eº (V) -0,126 -2,71 -1,18 14.- Se construye una celda utilizando el electrodo de hidrógeno, en el que la concentración de H+ es desconocida, y un electrodo normal de Ni. Se mide una diferencia de potencial de 0,10 V a 25ºC. La presión de H2 (g) es de 1 atm. Calcular la concentración molar de H+ y el pH de la solución del electrodo de hidrógeno. 15.- Calcule la f.e.m. de la celda Pb (s) / Pb2+ (0,1 M) // H+ (0,01 M) / H2 (g) / Pt si la presión de H2 (g) es 10-6 atm. 16.- Calcular la constante de equilibrio para las reacciones representadas por las siguientes ecuaciones: a) Sn (s) + Pb2+ Sn2+ + Pb (s) b) 2 Fe3+ + 2 I- 2 Fe2+ + I2 17.- Para las siguientes hemiecuaciones: a) CrO42- + 2 H2O + 3 e- CrO2- + 4 OHb) Sn4+ + 2 e- Sn2+ c) MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O ¿En qué casos el potencial del electrodo depende del pH de la solución? ¿Cómo variará el potencial del electrodo a medida que aumente el pH? Justificar. 18.- Se conectan dos electrodos de hidrógeno para formar una celda galvánica. En uno de los compartimientos de la pila el pH de la solución es 10, pero el pH del otro (cátodo) es des conocido. La diferencia de potencial medida es de 0,16 V. Calcular la [H+] desconocida. 19.- Una celda galvánica consta de un alambre de cobalto (ánodo) sumergido en una solución 1 M de Co2+ y un alambre de platino en una solución 1 M de Cl- con burbujeo de Cl2 a 1 atm. La f.e.m. de la pila es 1,63 V. a) Escribir la reacción espontánea de la pila. b) Calcular el Eº de reducción de Co2+/ Co. c) ¿Cómo cambiará el voltaje de la celda si hay una fuga de Cl2 (g)? d) ¿Cuál será el valor de E de la pila si la concentración de Co2+ baja a 0,01 M. Unico dato: Eº (Cl2/Cl-) = 1,36 V 20.- Dada la pila: Pt / Mn2+(0,01 M), MnO4-(0,06 M), H+(0,20 M) // Sn4+(0,02 M), Sn2+(0,05 M) / Pt calcular la f.e.m. e indicar el sentido de la reacción espontánea. B) CELDAS ELECTROLITICAS 21.- Al electrolizar una solución de HCl se obtuvo H2 (g) en el cátodo. ¿Qué masa del mismo se generó con 289000 coul.? ¿Qué volumen de gas se puede obtener, en CNTP, durante una hora con una i = 96,5 A? 22.- Se dispone de tres celdas electrolíticas conectadas en serie, que contienen soluciones de AgNO3, CuSO4 y AuCl3 respectivamente. Calcular la masa depositada en cada celda para 90 minutos de electrólisis a 0,75 A, sabiendo que en el cátodo la única reacción es la reducción del ion metálico. 23.- Una solución contiene Cu2+, Pb2+ y Ca2+. Al efectuar la electrólisis, ¿cuál es el catión que se descarga primero? 24.- Durante la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de niquel (II), en el ánodo tiene lugar el proceso representado por 2 H2O 2 O2 (g) + 4 H+ + 4 e¿De cuál de los siguientes metales puede estar hecho el ánodo? a) níquel b) cobre c) oro 25.- Durante la electrólisis de una solución acuosa de una sal, el valor del pH en el espacio próximo a uno de los electrodos aumentó. ¿De qué sal era la solución que se sometió a electrólisis: KCl, CuCl2 o Cu(NO3)2? RESPUESTAS 7.8.9.10.11.12.13.14.15.16.18.19.20.21.22.23.24.25.- 1,56 V a) no (E = -0,174 V) b) 4,64.10-7 0,0781 V 0,28 V 1,07 V está al revés; E = 0,468 V a pH = 7: Na y Mn [H+] = 3,16.10-3 M; pH =2,5 0,216 V a) 2,15 b) 7,4.107 0,0464 M b) -0,27 V d) 1,69 V está al revés; E = 1,31 V 3g; 40,32 dm3 4,53 g de Ag; 1,33 g de Cu; 2,76 g de Au Cu2+ oro KCl Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 11: 48, 50, 51, 52, 53, 54, 55, 56, 57, 58, 60, 62, 64, 66, 68, 70, Capítulo 21: 1, 2, 3, 4, 5, 7, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 20, 23, 26, 28, 30, 34, 36, 38, 40, 44, 48, 50, 56, 58, 60, 64, 78, 82, 84, 90, 98, 100, 102, 104,112, 122 UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 9 CINÉTICA QUÍMICA 1.-Para la reacción representada por 4 NH3 (g) + 3 O2 (g) 2 N2 (g) + 6 H2O (g) se encontró que, en un momento determinado, la velocidad de formación del N2 era 0,72 mol.dm-3.s-1. a) ¿Cuál es la velocidad de formación del agua? b) ¿Cuál es la velocidad de desaparición del NH3? c) ¿A qué velocidad se consume el O2? 2.- Indicar el orden de reacción para cada reactivo y el orden global de reacción para los siguientes casos: a) v = k.[A] b) v = k.[A].[B] c) v = k.[A]2.[B] Indicar para cada caso las unidades de la constante de velocidad. 3.- Para la reacción representada por A + 2 B + C productos se obtuvieron los siguientes resultados experimentales: [A]o (mM) [B]o (mM) [C]o (mM) vo (mM.s-1) 2,06 3,05 4,00 3,70 0,87 3,05 4,00 0,660 0,50 0,50 0,50 0,0126 1,00 0,50 1,00 0,0715 Hallar los órdenes con respecto a cada reactivo y la constante de velocidad. 4.- La velocidad inicial de la reacción representada por H2O2 + 2 I - + 2 H+ I2 + 2 H2O puede ser calculada midiendo el tiempo que tarda en aparecer I2 en la solución (se observa un cambio de color). La concentración de I2 en la solución en ese instante es 10-5 mol/dm3. a) Cuando [H2O2] = 0,010 M, [I -] = 0,010 M y [H+] = 0,10 M, el I2 aparece luego de 5,7 s. Calcular la velocidad inicial de la reacción. b) En otro experimento, en el cual [H2O2] = 0,005 M, [I -] = 0,010 M y [H+] = 0,10 M, el I2 aparece luego de 11,5 s. Calcular la velocidad inicial de la reacción en estas condiciones. c) A partir de esos cálculos, hallar el orden de reacción respecto del H2O2. d) Sabiendo que los órdenes de reacción con respecto al I - y al H+ valen 1, calcular la constante de velocidad para la reacción. 5.- Cuando se descompuso NH3 (g) por calentamiento a 865ºC por pasaje de electricidad a través de un alambre de wolframio, se encontró que después de 100 segundos la presión parcial del NH3 había decrecido 13,5 mmHg cuando la presión inicial era de 100 mmHg, y 14 mmHg cuando la presión inicial era de 200 mmHg. ¿Cuál es el orden de la reacción? 6.- Cuando una persona respira, el oxígeno del aire atraviesa la membrana de los alvéolos pulmonares y se disuelve en la sangre, donde reacciona con la proteína hemoglobina (Hb). La concentración de Hb en sangre es 8,0.10-6 M y la de O2 en los alvéolos es 1,6.10- 6 M. La reacción que se produce puede representarse por la ecuación Hb + O2 HbO2 (La oxihemoglobina (HbO2) transporta el oxígeno a todas las células del organismo). La velocidad de dicha reacción es v = k.[Hb].[O2]. Sabiendo que la velocidad de consumo de oxígeno (a nivel de los alvéolos) es 2,7.10-5 M.s-1, calcular a) el valor de k. b) el número de moles de O2 consumidos por segundo y por hora en 200 cm3 de sangre. 7.- Para la reacción representada por A productos se midió la concentración de A en función del tiempo obteniéndose los siguientes resultados: t (min.) [A] (mol/dm3) 0 2,34 3,08 2,10 5,32 1,90 8,76 1,66 14,4 1,36 Determinar el orden de reacción y calcular la constante de velocidad. 8.- El ácido p-aminosalicílico (PAS) se hidroliza en presencia de humedad ambiente. En ciertas condiciones se encontraron los siguientes resultados: t (horas) % PAS descompuesto 0 0 2 6 4 12 8 25 12 37 16 48 20 60 Hallar el orden de reacción y calcular la constante de velocidad. 9.- La vida media de la desintegración de 14C es de 5730 años. ¿Cuál es la constante de velocidad del proceso de desintegración del isótopo? Se encontró una muestra arqueológica que contenía madera con un 72 % del 14C encontrado en los árboles vivos. ¿Cuál es su edad? 10.- Si se inyectan a una persona 0,1 ml de 99Tc de concentración 5 g/ml y el tiempo de vida media del 99Tc es 6 horas, ¿cuánto tiempo tendrá que transcurrir para que decaiga al 70 % de la concentración inicial, suponiendo que la fracción eliminada fisiológicamente es despreciable? 11.- Calcular la energía de activación de una reacción para la cual la velocidad se duplica cuando la temperatura aumenta de 30ºC a 40ºC. 12.- La reacción representada por H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) es de primer orden con respecto a cada reactivo y su constante de velocidad varía con la temperatura de la manera siguiente: k (M-1.s-1) 1,31.10-3 6,68.10-3 4,69.10-2 1,39.10-1 T (ºC) 360 394 437 465 a) Calcular la energía de activación de la reacción. b) Si el Hºf del HI es 12,54 kJ/mol, representar en un diagrama de niveles de energía la entalpía de los reactivos, del producto y la energía de activación. Calcular la energía de activación de la reacción inversa. 13.- Cuando se estudió la velocidad de la reacción representada por 2 NO (g) + O2 (g) 2 NO2 (g) se encontró que la velocidad se duplicaba cuando la concentración de O2 (g) aumentaba al doble, pero al duplicar la concentración de NO (g), la velocidad se cuadruplicaba. ¿Cuál de los siguientes mecanismos es consistente con esos resultados?: mecanismo A: paso 1: NO (g) + O2 (g) NO3 (g) (ambas rápidas) paso 2: NO (g) + NO3 (g) 2 NO2 (g) (lenta) mecanismo B: paso 1: 2 NO (g) N2O2 (g) (lenta) paso 2: N2O2 (g) + O2 (g) N2O4 (g) (rápida) paso 3: N2O4 (g) 2 NO2 (g) (rápida) 14.- Se determinó experimentalmente la velocidad inicial de la reacción representada por: 2 A + B D obteniéndose los siguientes resultados: concentración inicial de A (mol/dm3) 0,3 3 concentración inicial de B (mol/dm ) 0,1 velocidad inicial vo (MB.s-1) 2,5.10-3 0,3 0,05 2,5.10-3 0,6 0,05 5.10-3 a) Determinar el orden respecto de cada reactivo y la constante de velocidad. b) El siguiente mecanismo fue propuesto como una descripción de la reacción: 2 A C (lento) C + B D ¿es consistente con los resultados obtenidos en la parte a)? 15.- Indicar si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas. Justificar. a) Las reacciones con energía de activación grande son siempre endotérmicas. b) Una estequiometría sencilla asegura un mecanismo sencillo. c) En una reacción que ocurre por pasos, la velocidad total está determinada por el paso más rápido. d) La constante de velocidad de una reacción depende sólo de la temperatura. e) Una ley de velocidad sencilla indica que la reacción ocurre en un solo paso. f) La velocidad de una reacción depende de la temperatura y de las concentraciones instantáneas de los reactivos. 16.- Elija la o las respuestas correctas que explican como la presencia de un catalizador altera el mecanismo de una reacción. a) Un catalizador introduce por lo menos un paso elemental al mecanismo por el cual ocurre la reacción, cuyo efecto neto, a una dada temperatura, es producir una disminución de la energía de activación de la reacción. b) Actúa desplazando la posición de equilibrio de la reacción hacia productos. c) Disminuye la entalpía de reacción. d) Aumenta la constante de velocidad de la reacción directa. e) Hace a la reacción más espontánea (desde el punto de vista termodinámico). 17.- Explique cualitativamente, utilizando la curva de distribución de MaxwellBoltzmann y el concepto de energía de activación, por qué un aumento no muy significativo en la temperatura (por ejemplo 10º) produce un aumento significativo de la velocidad de reacción. 18.- ¿Es posible deducir la expresión de la constante de equilibrio de una reacción química a partir de las expresiones de velocidad de reacción directa e inversa? RESPUESTAS 3.- v = k.[A]2.[B].[C]1/2 k = 0,143 M-5/2.s-1 4.- a) 1,75.10-6 M/s b) 8,7.10-7 M/s c) orden 1 d) 0,175 M-3.s-1 5.- orden 0 6.- a) 2,1.106 M-1.s-1 b) 5,4.10-6 mol/s , 1,94.10-2 mol/h 7.- orden 1; k = 0,0377 min-1 8.- orden 0; k = 3 %/h 9.- k = 1,21.10-4 años-1; 2715 años 10.- 3,09 horas 11.- 54,6 kJ/mol 12.- a) 173,2 kJ/mol b) 160,7 kJ/mol 13.- v = k.[NO]2.[O2]; mecanismo “A” 14.- a) v = k.[A]; k = 8,33.10-3 s-1 b) no 15.- a) F b) F c) F d ) V e) F f) V 16.- “a” y “d” 18.- No, ver bien teoría. Sólo en pasos elementales Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 16: 1, 2, 4, 6, 8, 10, 12, 14, 17, 18, 20, 22, 24, 26, 28, 30, 32, 34, 36, 40, 42, 44, 46, 48, 50, 54, 58, 64, 66, 72, 76, 82, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 10 QUÍMICA NUCLEAR 1- En qué se diferencian las reacciones nucleares de las reacciones químicas ordinarias? 2- ¿Cuál es la ecuación que relaciona la equivalencia de materia y energía? ¿Qué representa cada término de esta ecuación? 3- Comparar los comportamientos de la radiación , y a) en un campo eléctrico. b) en un campo magnético. c) con respecto a la capacidad para penetrar diferentes materiales de protección tales como una pieza de papel y cemento. 4- ¿Por qué son particularmente peligrosas las partículas que se absorben internamente por el cuerpo? 5- Nombrar algunos radionucleidos que tengan usos médicos e indicar estos. 6- Describir como pueden usarse los radionucleidos en a) investigación. b) agricultura. c) industria. 7- Nombrar y describir un método para detectar la radiación. 8- Describir e ilustrar los aspectos esenciales de un reactor de fisión con agua ligera. 9- Considerar un nucleido radioactivo con una relación neutrón / protón mayor que la de los isótopos estables de ese elemento. ¿Qué modo(s) de desintegración podría (n) esperarse pera este nucleido y por qué? 10- Repetir el ejercicio 9 para un nucleido con una relación neutrón / protón menor que la de los isótopos estables Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 26:2, 4, 6, 8, 10, 14, 20, 22, 24, 50, 54, 58, 62, 63, 64, 68, 72, 84, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 11 ORBITALES MOLECULARES 1. Esquematice el orden de los orbitales moleculares correspondientes al segundo nivel de energía para el caso de moléculas homonucleares biatómicas de acuerdo al grupo atómico al que pertenece cada átomo que compone la molécula 2. Dar la configuración electrónica de las siguientes moléculas e indicar si tienen electrones a) b) c) d) desapareados y cual es el orden de enlace. Li2 N2 B2 Ne2+ 3-Analice las siete moléculas homonucleares diatómicas Li2, Be2, B2, C2, N2, O2 y F2, y decir cuales de estas configuraciones cumplen con alguna de las siguientes características: a) Un enlace triple e) Un enlace doble b) No hay enlazamiento neto f)Todos los electrones están apareados c) Dos electrones desapareados 4- En la molécula de N2, el orbital molecular de mayor energía ocupado es : a) X y Z b) X* y Z* c) P d) s 5- En la molécula de O2, el orbital molecular de mayor energía ocupado es : a) X y Z e) X* y Z* f) P g) s 6-Utilice la teoría de orbitales moleculares para describir los enlaces en los siguientes casos. Para cada uno, encontrar el orden de enlace e indicar si la especie es estable. a) C2+ b) C2 c) Ne2 d) C2 2- Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 9: 14, 15, 16, 17, 18, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28, 29, 30, 34, 44, UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 12 Hidrógeno 1. Indique los isotopos que existen del átomo de hidrógeno y sus propiedades 2. Indique cual es la primera energía de ionización de hidrógeno..¿ es factible encontrar iones H+ en la naturaleza? Discuta 3. Indique el valor de la afinidad electrónica del atomo de hidrógeno. Discuta su valor 4. ¿Qué es el agua deuterada? 5. Elabore un resumen de las propiedades físicas del hidrógeno molecular 6. ¿Cómo se sintetiza hidrogeno molecular en el laboratorio? 7. ¿Cuáles son los usos de hidrógeno? 8. Escriba ecauciones balanceadas de unidades formulares de (a) reacción del hierro con vapor de agua (b) reacción de calcio con ácido clorhídrico (c) electrólisis del agua (d) la reacción del “gas de agua” 9. Escriba la ecuación balanceada para preparar (a) un hidruro iónico (b) un hidruro molecular o covalente 10. Indique el esquema de orbitales moleculares de H2, H2 + , He2 y de He2 +. Indique los ordenes de enlace de cada uno . ¿a que conclusiones puede llegar? 11. ¿En qué consiste el enlace de hidrógeno y donde se presenta?. ¿Que características tiene? 12. ¿Qué es una celda de combustible de hidrógeno? Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 6: 52,53,54,55,56,57,58,59 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 13 Oxígeno 1. 2. 3. 4. 5. 6. Indique las propiedades del oxigeno molecular En que formas alotrópicas se encuentra al oxígeno en la naturaleza Cuáles son las propiedades del oxigeno molecular o dioxígeno Cuáles son las propiedades del ozono? Como se puede obtener oxígeno molecular en el laboratorio? Como se clasifican a los óxidos y que propiedades físicas y químicas tiene cada uno? 7. Indique la reacción en agua de un oxido iónico y de uno covalente 8. Indique el esquema de orbitales moleculares de O2, Indique el orden de enlace y si la molécula es diamagnética o paramagnética. 9. Indique las propiedades de oxido reducción del agua oxigenada 10. Indique la ecuación correspondiente a la descomposición de agua oxigenada. ¿Como se puede acelerar dicha descomposición? Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 6: 60, 61, 62, 63 ,64 ,65 ,66, 67 ,68, 69, 70, 71 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 14 Gases nobles 1. Nombre los elementos que constituyen el grupo de gases nobles 2. Que características y/o propiedades tiene cada uno de los elementos que constituyen los gases nobles 3. Son todos lo gases nobles “inertes” Justifique 4. Cuales son los usos de cada uno de los gases nobles 5. Donde se encuentran en la naturaleza cada uno de los gases nobles y como se los obtiene? 6. Nombre compuestos del Xenón con flúor y con cloro. Indique fórmula y características de cada uno 7. Que compuestos de criptón y radón existen? Indique fórmula y características de cada uno Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 24: 1,2,3,4,5,6,7,8 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 15 Carbono- Silicio 1. Indique las propiedades físicas y químicas del carbono 2. Cuáles son los isotopos del átomo de carbono y cuáles son sus características y usos 3. Cómo se puede hallar carbono en la naturaleza 4. Indique las formas alotrópicas cristalinas del carbono y menciones las propiedades físicas y químicas de cada uno. Mencione los usos de cada una 5. Cuáles son las formas amorfas del carbono y para qué se las utiliza y por qué 6. Que son los fullerenos? Cuáles son sus utilidades? 7. Qué son los nanotubos de carbono y cuáles son sus utilidades 8. Indique cual es el ión carburo. Realice un esquema de orbitales moleculares para el ión carburo e indique orden de enlace y propiedades dieléctricas 9. Cuáles son los óxidos más comunes del carbono. Nómbrelos e indique propiedades fiscas y químicas de cada uno 10. Cuál es el oxoácido del carbono indique formula, propiedades, obtención y usos 11. Indique dos oxosales del carbono, sus fórmulas, propiedades, usos y obtención 12. Indique la formula de un cianuro de un metal de grupo I. mencione sus características físicas y quimicas 13. ¿Qué es el ciclo del carbono? Esquematícelo 14. Indique características físicas y químicas del silicio 15. Indique un modo de obtención del silicio molecular 16. Indique usos del silicio molecular 17. Que son las siliconas 18. Indique la estructura del dióxido de silicio. Donde se lo puede encontrar en la naturaleza 19. Que son los silicatos? Nombre dos de ellos Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 16 Nitrógeno- Fósforo 1. ¿Cuáles son los elementos del grupo 15 Nómbrelos e indique la configuración electrónica externa del grupo 2. Que estados de oxidación presentan los elementos del grupo 15 . Ejemplifique para cada uno de ellos 3. Cual es la abundancia relativa de los elementos del grupo 15 en la corteza terrestre? Ejemplifique con valores numéricos 4. Nitrógeno. Indique las propiedades físicas y químicas del nitrógeno molecular 5. ¿Cómo se puede obtener nitrógeno molecular? 6. Mencione los compuestos principales del nitrógeno con hidrogeno, Mencione las propiedades físicas y químicas de cada uno 7. Menciones los compuestos binarios del nitrógeno y el oxigeno y sus características físicas y químicas 8. Mencione los oxoácidos y oxosales del nitrógeno. ¿Cuáles son las características físicas y químicas de cada uno. Mencione las propiedades ácido base y las de óxido reducción de cada uno 9. Indique la síntesis industrial y en laboratorio del amoníaco con las correspondientes ecuaciones químicas. Mencione características de cada obtención 10. ¿Cuáles son los usos del amoníaco? 11. Como se encuentra el fósforo en la naturaleza? Mencione compuestos más comunes 12. ¿Cuáles son las formas alotrópicas del fósforo?. Indique características de cada una y los modos de obtención de cada una 13. Mencione un hidruro, un halogenuro , un óxido y un oxoácido del fósforo . Indique características físicas y químicas de cada uno. Indique usos de cada uno de los mencionados Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 24: 45, 46,47,48,49, 50, 51,52, 53, 54, 55,56,57,58,59,60,61,62,63,64,65,66,67,68 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 17 Azufre- Selenio 1. Mencione los elementos que constituyen el grupo 16. Indique características físico químicas de cada uno 2. ¿En qué forma se encuentra el azufre en la naturaleza.? 3. Como se realiza la obtención de azufre en forma industrial. ¿En qué consiste el método de Frash?. Esquematícelo y explíquelo 4. ¿Cuáles son las formas alotrópicas en que se encuentra el azufre elemental?. Indique características de cada uno 5. Indique las características físico químicas de los óxidos de azufre 6. Indique las características físico químicas de los oxoácidos del azufre 7. Indique como se realiza la obtención industrial del ácido sulfúrico Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 24: 29,30,31,32,33,34,35,36,37,38,39,40,41,42,43,44 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 18 Halógenos 1. Mencione los elementos que componen el grupo 17 de la Tabla periodica indicando características fisicoquímicas de cada uno 2. ¿Que configuración electrónica externa tiene los elementos del grupo 17? 3. ¿Como se obtiene cloro en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con la reacción correspondiente? 4. ¿Como se obtiene bromo en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con la reacción correspondiente? 5. ¿Como se obtiene iodo en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con la reacción correspondiente? 6. ¿Cuales son los usos del flúor, cloro, bromo y iodo? 7. Indique las propiedades fisicoquímicas de los haluro de hidrógeno. Compare las fuerzas ácidas de los hidrácidos de los halógenos. Justifique su respuesta 8. Indique las propiedades fisicoquímicas de los oxoácidos de los halógenos. Compare las fuerzas ácidas entre si (misma carga o mismo halógeno con distintas cargas). Justifique su respuesta Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 24: 9,10,11,12,13,14,15,16,17,18,19,20,21,22,23,24,25,26,27,28 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall UNIVERSIDAD DE BELGRANO Asignatura: QUIMICA INORGANICA SERIE DE PROBLEMAS 19 Metales Alcalinos y Acalinotérreos- Obtención de Metales 1. Mencione los elementos que componen el grupo 1 de la Tabla periódica indicando características fisicoquímicas de cada uno 2. ¿Qué configuración electrónica externa tiene los elementos del grupo 1? 3. ¿Cómo se obtienen los metales alcalinos en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con la reacción correspondiente. 4. Indique cinco compuestos de cada metal alcalinos y mencione sus características físico químicas y usos de cada uno 5. Mencione los elementos que componen el grupo 2 de la Tabla periodica indicando características fisicoquímicas de cada uno 6. ¿Qué configuración electrónica externa tiene los elementos del grupo 2? 7. ¿Cómo se obtienen los metales alcalino-térreos en el laboratorio y en la industria. Ejemplifique con la reacción correspondiente. 8. Indique cinco compuestos de cada metal alcalinoterreos y mencione sus características físico químicas y usos de cada uno 9. Indique la reacción que ocurre entre un metal alcalino y el agua. Ejemplifique con la ecuación correspondiente. Realice lo mismo con un metal alcalinotérreo y el agua 10. Indique cuales son los pasos industriales en la obtención de un metal. Ejemplifique cada uno 11. Indique la metalurgia para la obtención del magnesio 12. Indique la metalurgia para la obtención del aluminio 13. Indique la metalurgia para la obtención del hierro 14. ¿Que es el acero? 15. Indique la metalurgia para la obtención del cobre 16. Indique la metalurgia para la obtención del oro Problemas a resolver libro: “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning Capitulo 22: 1 al 48 Capítulo 23: 1 a 54 Temas teóricos consultar además los siguientes libros “Química” Whitten; Davis; Peck; Stanley , 8°edición, Edit Centage Learning “Química Inorgánica avanzada” Cotton, F. A. ; Wilkinson, G. ; Editorial Limusa, Mexico,, 1995 “Química. Moléculas,.Materia, Cambio” Atkins, P., Jones L., 3a. Ed. Ediciones Omega, S.A. Barcelona, 1997 “Química Inorgánica” C. E. Housecroft; Alan G. Sharpe 2| edición Person . Prentice Hall