Guia Ejercicios Qui 180 2014-2

8/15/2019 Guia Ejercicios Qui 180 2014-2

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Universidad Andrés Bello Facultad de Ciencias Exactas

Departamento de Ciencias Químicas

GUIA DE EJERCICIOS

QUIMICA GENERAL

QUI 180

Compilada por : Prof. Dina Lecaros

Revisada po r: Dra. Nancy Pizarro U.

Depar tamento d e Ciencias Químicas

Versión Segundo Semestre 2014


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Guía de Ejercicios, Curso de “Química General”,Segund o Semestre 2014

Facultad de Ciencias ExactasDepartamen to de Ciencias Químic as

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INDICE

GUIA Nº 1 UNIDAD Nº 1: Estructura Electrónica de los Átomos 4

Objetivos específicos de la Unidad 1 4

Ejercicios Desarrollados 5Ejercicios Propuestos 8

Respuestas 17

GUIA Nº 2 UNIDAD Nº 2: Enlace, Geometría Molecular e Interacciones

Intermoleculares 22


Ejercicios Desarrollados 23

Ejercicios Propuestos 26

Respuestas 36

GUIA Nº 3 UNIDAD Nº 3: Estequiometría y soluciones. 46




Respuestas 65

GUIA Nº 4 UNIDAD Nº 4: Termoquímica 67




Respuestas 79

GUIA Nº 5 UNIDAD Nº 5: Equilibrio Químico 81




Respuestas 94

GUIA Nº 6 UNIDAD Nº 5: Equilibrio Químico 95




Respuestas 113


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3

GUIA Nº 7 UNIDAD Nº 6: Equilibrios de Solubilidad y de Complejación 115




Respuestas 127

GUIA Nº 8 UNIDAD Nº 7: Redox 129




Respuestas 146

GUIA Nº 9 UNIDAD Nº 8: Cinética Química 148



Ejercicios Propuestos 154Respuestas 163

APÉNDICE 1: TABLA PERIÓDICA 167

APENDICE 2: EJEMPLOS DE SOLEMNES Y EXAMEN 168


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GUIA Nº 1

UNIDAD Nº 1

ESTRUCTURA ELECTRÓNICA DE LOS ÁTOMOS

Unidad 1

Objetivos específicos de la Unidad 1

1. Espectro de radiación electromagnética. Naturaleza ondulatoria

2. Energía cuantizada. Efecto fotoeléctrico y fotones. Naturaleza dual de la luz

3. Espectro de emisión del átomo de H. Modelo de Bohr

4. Comportamiento ondulatorio de la materia. Principio de incerteza

5. Mecánica cuántica, orbitales atómicos. Números cuánticos

6. Representación de orbitales. Espin electrónico. Principio de exclusión de Pauli.

7. Configuraciones electrónicas.

8. Sistema periódico. Grupos y periodos. Propiedades periódicas.

LAS RESPUESTAS DEBEN ESTAR CORRECTAMENTE JUSTIFICADAS EN LOSCASOS EN QUE SE SOLICITA. (RESPUESTAS SIN JUSTIFICACIÓN NO TIENEN

VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 2. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.

2. Capítulo 1. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.


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EJERCICIOS DESARROLLADOS

1. Calcule la longitud de onda (λ) y la energía ( E) que corresponde a la transición delelectrón desde el estado n = 3 hasta el estado fundamental en el átomo de

hidrógeno. ¿Se trata de luz absorbida o emitida?

Desarrol lo:

El cambio de energía, y por tanto, la energía del fotón emitido se obtiene con laecuación:

2f

2

i

Hn

1

n

1 RE

Recordemos que en el estado fundamental n = 1.

ni = 3, nf = 1

22

18-

1

1

3

1 J2,18x10E

9

8 - J2,18x10E 18-

E = 1,94 x 10-18 J

El signo negativo indica que esta energía se asocia a un proceso d e emisión .

Para calcular la longitud de onda se omite el signo menos de ΔE porque la longitudde onda del fotón debe ser positiva.

Como: ΔE = h x Ecuación 1

Despejando la frecuencia de la ecuación 1 tendríamos:

h

E Ecuación 2

Además sabemos que la frecuencia es también:

λ

c Ecuación 3

Por lo tanto, reemplazando la frecuencia en la ecuación 2 con la ecuación 3tendríamos:

λ

c

h

E Ecuación 4


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Por último despejando la longitud de onda en la ecuación 4, ésta se calcula con laecuación 5:

E

hc xλ Ecuación 5

J10 x1,94

Js)(6,63x10 x)s

m (3,00x10

λ 18-

34-8

λ = 1,03 x 10-7 m

2. a) Escriba la configuración electrónica para el flúor, Z = 9b) Escriba los cuatro números cuánticos para cada uno de estos electrones en su

estado fundamental.

Desarrollo:

a)

i) El flúor tiene Z = 9.

ii) Como el flúor no está ionizado tiene 9 electrones.

iii) Con dos electrones se completa el primer nivel (1s2)

iv) Quedan 7 electrones para llenar el orbital 2s y llenar parcialmente los orbitales

2p.Por lo tanto la configuración electrónica de F es:

1s2 2s2 2p5

b)

i) Se comienza por n = 1, así que l = 0, un subnivel que corresponde a un orbital1s. Este orbital puede acomodar un total de dos electrones.

ii) En seguida, n = 2, y l puede ser 0 o bien 1.iii) El subnivel l = 0 tiene un orbital 2s, capaz de acomodar dos electrones.

iv) Los cinco electrones restantes se acomodan en el subnivel l = 1, que tiene tresorbitales 2p.

v) El Diagrama orbital es:

1s2 2s2 2p5


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Los resultados de los números cuánticos se resumen en la tabla siguiente:

Electrón n l m l m s

1 1 0 0 +½2 1 0 0 -½3 2 0 0 +½4 2 0 0 -½5 2 1 -1 +½6 2 1 0 +½7 2 1 +1 +½8 2 1 -1 -½9 2 1 0 -½

1s

2s

2px, 2py, 2pz


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EJERCICIOS PROPUESTOS

1. Calcular la longitud de onda, la frecuencia y el número de ondas de una radiacióncuyos cuantos tienen una energía de 3·10-10 J. ¿A qué zona del espectroelectromagnético pertenece esta radiación?

2. Calcular la frecuencia de las siguientes radiaciones y la energía de los fotonesasociados con ambas radiaciones:

a) La luz azul de = 500 nm.

b) Una transmisión de radio FM de = 3,28 m

3. Calcule la longitud de onda de un electrón que tiene una velocidad de 5,97x106 m/s.Masa del electrón = 9,1x10-28 gramos

4. Si la longitud de onda de un electrón es 5,0 Å (5,0x10-10 m), ¿Cuál es la velocidaddel electrón? Masa del electrón = 9,1x10-28 gramos

Indique cálculo de justificación:





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5. Un láser que emite energía luminosa en pulsaciones de corta duración tiene unafrecuencia de 4,69 x 1014 s-1 y suministra 1,3 x 10 -2 J de energía durante cadapulsación. ¿Qué cantidad de cuántos de energía suministra cada pulsación?

6. Para ionizar el átomo de sodio se necesitan 118 kcal/mol. Si esta energía es deprocedencia luminosa, ¿cuál será la frecuencia más baja del haz luminoso capaz deefectuar la ionización? y ¿la longitud de onda?

7. En el espectro de emisión del hidrógeno, la serie espectral con n f = 2 se llama laserie de Balmer y se observa en la región visible del espectro. Calcular la longitud deonda y la energía de la línea espectral en esta serie para un valor de n i = 5

8. Considerar un átomo de hidrógeno excitado con un electrón en el nivel de energían=4. ¿Qué transiciones son posibles en este átomo para que alcance el estadofundamental (n=1)?






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9. La función trabajo (W) para el Niquel metálico es 8,05x10-19J ¿Cuál es el valor de lalongitud de onda umbral para este elemento?

10. Calcular la función trabajo para el Rb si su longitud de onda umbral es de 574 nm.Si el Rubidio se irradia con luz de 420 nm. ¿Cuál es la energía cinética de loselectrones emitidos?

11. El potasio, la plata y el tungsteno tienen funciones de trabajo (W) de 2,23 eV, 4,74eV y 4,58 eV respectivamente. Si luz de 410 nm incide sobre cada uno de estosmetales, determine cuál(es) metal(es) experimentan efecto fotoeléctrico y cuál seríala energía cinética máxima que alcanzarían los electrones liberados en cada caso.

12. Un metal tiene una longitud de onda umbral 8000 Å ¿Cuál será la velocidad de loselectrones emitidos si se ilumina con luz 5000 Å?






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13. ¿Para un átomo de hidrógeno, cuál de las siguientes transiciones electrónicasrequiere absorber una energía más alta para producirse? Justifique su elección.a) n = 4 a n = 7; b) n = 6 a n = 7; c) n = 4 a n = 6; d) n = 3 a n = 6 y e) n = 2 a n = 3.

14. La luz UV que broncea la piel cae en la región de 320 a 400 nm. Calcule la energíatotal (en joules) que absorbe una persona expuesta a esta radiación durante 2,0

horas, dado que en un intervalo de 80 nm (320 a 400 nm) chocan un total de 2,0 x1016 fotones en la superficie de la Tierra por centímetro cuadrado por segundo y elárea corporal expuesta es 0.45 m2. Suponga que el cuerpo absorbe sólo la mitad dela radiación y refleja el resto. (Sugerencia: utilice una longitud de onda promedio de360 nm para calcular la energía de un fotón).

15. Calcular en joule, J, la diferencia de energías entre las órbitas 1s y 2p del átomo decobre, sabiendo que la longitud de onda de la radiación emitida cuándo el electrónsalta entre estos niveles es = 1,54 A.





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16. Dados los elementos siguientes: A (Z=4), B (Z=13 y C (Z=30).Razone la validez de las afirmaciones siguientes:

a) Pertenecen al mismo período.b) Pertenecen al mismo grupo

17. Explicar la notación de las siguientes configuraciones electrónicas:

a) 3p2 b) 4d5

18. ¿Cuál de las posibles combinaciones de los números cuánticos son incorrectas?Justifique su elección.

a) El orbital 3s tiene los números cuánticos n = 3, l = 0, ml = 1.b) El orbital 2s tiene los números cuánticos n = 2, l = 0 y ml = 0.c) La combinación de números cuánticos n = 4, l = 3 y ml = −3.d) La combinación de números cuánticos n = 7, l = 7 y ml = 7.e) La combinación de números cuánticos n = 3, l = −1 y ml = 0.

Indique justificación:




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19. ¿Cuáles de las siguientes combinaciones de números cuánticos son correctas? Deel nombre de los orbitales que representan.

a) (4, 4, -1, ½)b) (3, 2, 1, ½)c) (3, -2, 1,- ½)

d) (2, 1, -1,- ½)

20. ¿Qué tipos de iones forman los elementos metálicos y no metálicos? ¿Los metalesganan o pierden electrones al formarlos? ¿Los elementos no metálicos ganan opierden electrones al formarlos?

21. Escriba el diagrama de orbitales completo y determine el número de electrones noapareado que hay en cada uno de los átomos siguientes:

a) Geb) Inc) Nid) Kre) Br





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22. Escribe la estructura electrónica de los elementos con número atómico 11, 35 y 54.Responda a las siguientes preguntas.

a) ¿A qué grupo del sistema periódico pertenece cada elemento?b) ¿Qué estados de oxidación serán los más frecuentes?c) ¿Cuáles son metales y cuáles no metales?

23. Ordena razonadamente los siguientes elementos: Fe, Cs, F, N y Si de menor amayor de acuerdo a: a) radio atómico; b) electronegatividad; c) energía deionización.

24. Dadas las siguientes configuraciones electrónicas pertenecientes a elementosneutros:

A (1s2 2s2 2p2); B (1s2 2s2 2p5); C (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1); D (1s2 2s2 2p4).

Indique razonadamente:

a) El grupo y periodo al que pertenece cada elemento.b) El elemento de mayor y de menor energía de ionización.c) El elemento de mayor y de menor radio atómico.





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25. Use el símbolo del gas noble precedente para indicar a los electrones internos yescriba la configuración de los electrones de la capa de valencia para cada uno delos elementos siguientes:

a) Zirconio Z= 40b) Cesio Z=55

c) Germanio Z=32

26. Determine si los siguientes elementos en su estado fundamental son diamagnéticoso paramagnéticos:

a) Be (Z=4)b) B (Z=5)

27. Escribir la configuración electrónica total de los iones Cl- y Ca2+. ¿Qué tienen en

común los dos iones?

28. Escriba la configuración electrónica del estado fundamental de los átomos e ionessiguientes: N3-, Mg2+, Cl , K+ y Fe. ¿Cuáles de ellos son isoelectrónicos? ¿Hay algún

caso en el que existan electrones desapareados?






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29. Ordenar los siguientes iones por orden creciente de tamaño Rb+, Na+, Cs+, K+, Li+.

30. Ordenar de mayor a menor electronegatividad, los elementos: Ba, Cs, As, Br, Li y K

31 ¿Qué elementos de un periodo dado (fila horizontal) de la tabla periódica pierdenelectrones con mayor facilidad? ¿Por qué?.

32. Aunque todos los elementos de un periodo dado de la tabla periódica tienen susátomos de valencia en los mismos tipos de orbitales, el tamaño de los átomosdisminuye de izquierda a derecha dentro de un periodo. Explique por qué.






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RESPUESTAS

1. Respuesta: = 6,62 x 10-16 m; = 4,53 x 1023 s-1; 1/ = 1,51 x 1015 cm-1.

La radiación es infrarroja.

2. Respuesta: a) 6,0x1014 s-1 E=3,98x10-19 J

b) 9,15x107 s-1 E= 6,06x10-26 J

3. Respuesta: 1,22x10-10m

4. Respuesta: 1,4x106 m/s

5. Respuesta: n= 4,2x1016

6. Respuesta: = 1,24 x 1018 s-1; = 2,42 x 10-10 m

7. Respuesta: = 4,34 x 10-7 m

8. Respuesta: 4 1 3 1 2 1

4 2 3 2

4 3

9. Respuesta: = 2,47x10-7m

10. Respuesta: W = 3,47x10-19J Ec = 1,27 x10-19J

11. Respuesta: Sólo el potasio Ec=1,28x10-19 J

12. Respuesta: v = 5,719x105 m/s

13. Respuesta: n = 2 a n = 3, ya que la energía es la mayor, 3,0 x 10-19 J.

14. Respuesta: 1,8 x 105 J

15. Respuesta: 1,29 x 10 21 J

16. Respuesta: dadas las configuraciones electrónicas:

A (Z=4) 1s22s2

B (Z=13) 1s22s22p63s23p1

C (Z=30) 1s22s22p63s23p64s23d10

a) Falso, ya que por las configuraciones electrónicas:

A corresponde al segundo período

B corresponde al tercer período

C corresponde al cuarto período

b) Sólo pertenecen al mismo A y C (grupo IIA)


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17. Respuesta: a) La notación significa 2 electrones (representados por el

exponente) que se encuentran em el tercer nível de energia,

n=3, y en el subnivel p que corresponde a l=1

b) La notación signifiva 5 electrones que se encuentran en el

cuarto nivel de energía, n=4, y en el subnivel d quecorresponde a l=2

18. Respuesta:: a) Incorrecta, porque l = 0 ml sólo puede ser 0, orbital s.

d) Incorrecta. No existe el número cuántico l = 7 ni ml = 7

19. Respuesta: Correcta la b) representa el orbital 3d

Correcta la d) representa el orbital 2p

20. Respuesta: Los elementos metálicos pierden eléctrones y forman ionespositivos (cátiones); los elementos no metálicos ganan eléctrones y forman iones

negativos (aniones)

21. Respuesta:

22. Respuesta: Respuesta: Z = 11: 1s22s22p63s1;

Z = 35: 1s22s22p63s23p63d104s24p5;


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Z = 54: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6

a) Z = 11: Grupo IA (Metales alcalinos); Z = 35: Grupo VIIA

(Halógenos); Z = 54: Grupo VIIIA (Gases nobles)

b) Z = 11: + 1; Z = 35: - 1; Z = 54: 0

c) Z = 11: Metal; Z = 35: No metal; Z = 54: Gas noble

23. Respuesta: a) F < N < Si < Fe < Cs; los átomos de menor tamaño son los del

periodo 2 (F y N) siendo el F menor por tener una mayor carga

nuclear efectiva sobre los electrones de valencia, por un

menor apantallamiento, al tener más e – en la última capa. El

Si es del periodo 3 y es por tanto mayor al tener más capas

electrónicas. Lo mismo le sucede al Fe del periodo 4 y en

mucha mayor medida al Cs del periodo 6.b) Cs < Fe < Si < N < F; la electronegatividad crece según se

sube en la tabla y según se desplaza hacia la derecha dentro

de un mismo periodo. Así mientras el Cs es uno de los

elementos menos electronegativos, el F es el elemento más

electronegativo.

c) Cs < Fe < Si < N < F; sigue el mismo orden que la

electronegatividad, puesto que en los metales es más sencillo

extraer un electrón y más cuanto más alejado se encuentre delnúcleo, mientras que los no metales tienen altas energía de

ionización y mayores cuanto más a la derecha y más hacia

arriba se encuentren en la Tabla Periódica.

24. Respuesta: a) A: 2º período y grupo IVA (Carbono); B: 2º período, grupo VIIA

(Flúor); C: 4º período, grupo IA (Potasio); D: 2º período, grupo

VIA (Oxígeno).

b) Como la energía de ionización decrece con el tamaño, el demenor energía de ionización será el C (K) y el de mayor será

el B (F).

c) Dado que el tamaño del átomo viene dado fundamentalmente

por el número cuántico principal, el mayor será el D (K). Los

otros tres pertenecen a un mismo período en el que debido al


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aumento de carga nuclear efectiva y, por tanto, mayor

atracción entre los electrones y el núcleo, a medida que se

avanza hacia la derecha en el período disminuirá el radio

atómico por lo que el más pequeño será el B (F).

25. Respuesta: a) [Kr]5s24d2

b) [Xe]6s1

c) [Ar]4s23d104p2

26. Respuesta: El berílio es diamagnético porque todos sus eléctrones están

apareados; el boro es paramagnético por tener um eléctron desapareado

en el orbital 2p.

27. Respuesta: Cl-: 1s22s22p63s23p6

Ca2+: 1s22s22p63s23p6

Los dos iones son isoelectrónicos, es decir, tienen el mismo número de

electrones.

28. Respuesta: N3 : 1s2 2s2 2p6 es isoelectrónico con Mg2+;

Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 es isoelectrónico con K+.

Fe: 1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

8

4s

2

tiene electrones desapareados en losorbitales 3d.

29. Respuesta: Cuando nos movemos verticalmente de arriba hacia abajo, en una

columna de la tabla periódica, los tamaños iónicos aumentan debido al aumento em

el número cuántico principal de los eléctrones más externos los cuales ocupan

orbitales cuyas nubes electrónicas están sucesivamente más apartadas de los

núcleos. Li+


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casi iguales, ya que si el K está por encima del Ba, éste se encuentra más a la

derecha.

Br > As>Li>Ba>K>Cs

31. Respuesta: Los elementos a la izquierda de un período pierden eléctrones con más

facilidad; a la izquierda de un período la carga nuclear es menor y los eléctrones

están unidos con menos fuerzas.

32. Respuesta: La carga nuclear aumenta de izquierda a derecha dentro de un período

Manteniendo unidos a los electrones de valencia con mayor fuerza.


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GUIA Nº 2

UNIDAD Nº 2

ENLACE, GEOMETRÍA MOLECULAR E INTERACCIONES INTERMOLECULARES


1. Enlaces químicos. Símbolos de Lewis y Regla de octeto.

2. Enlaces iónicos. Iones y compuestos iónicos. Predicción de cargas iónicas.

3. Enlaces covalentes. Estructuras de Lewis. Enlaces múltiples.

4. Polaridad de los enlaces y electronegatividad.

5. Geometría molecular

6. Polaridad Molecular

7. Interacciones Intermoleculares: interacciones iónicas, dipolo-dipolo, dipolo inducido –

dipolo inducido, uniones por puente de hidrógeno.

8. Relación entre tipo de enlace y propiedades físicas.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 8 y 9. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.

2. Capítulo 7 y 8. Química. La Ciencia Central. Brown, Le May, Bursten Pearson.Prentice Hall. 9ª Edición, 2004.


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1. a) Escriba la estructura de Lewis del ión perclorato, ClO4 b) Calcule las cargas formalesc) ¿Cuál es la estructura más razonable de acuerdo a las cargas formales que

presenta?

Desarrollo:

a) Como sabemos:

El O tiene Z = 8, por lo cual su configuración electrónica es: 1s22s22p4 y los

electrones del último nivel o los de valencia serán 6; El Cl tiene Z = 17, por lo

cual su configuración electrónica es: 1s22s22p63s23p5 y los electrones del último

nivel o los de valencia serán 7, además la estructura tiene un electrón más.

Por lo tanto, los electrones de valencia totales de la estructura del perclorato,

ClO4-, será: (O) 6 x 4 + (Cl) 7 x 1 + 1 electrón más = 32 electrones, lo que esta

de acuerdo a la siguiente estructura de Lewis:

b)

enlacede enlazadosno libreátomoelen Lewisdeestructura

electronede 2

1 electrones de valenciadeelectrones unaenátomoun

totaNúmero Número de total número de Formal aargC

CF (Cl) = 7 - 0 - 8/2 = +3

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (4)

Desde un punto de vista electrostático, los sistemas que presentan una gran

separación de cargas eléctricas son poco estables. En general, por tanto, se

prefieren estructuras de Lewis en las que los átomos tengan cargas formales 0 o

a lo sumo ± 1. Por tanto esta estructura será poco probable.


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c) Al adecuarla para llegar a distribuciones electrónicas más razonables de la

estructura se debe considerar:

i) El Cl pertenece al 3er periodo y por tanto puede ampliar el octeto, por lo

tanto, puede alojar más de 8 electrones. Uno de los átomos de O

periféricos puede ceder un par de electrones, que contribuyen a un dobleenlace:

Podemos recalcular las cargas formales:CF (Cl) = 7 – 0 - 10/2 = +2

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (3)

CF (O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0

ii) Esta distribución electrónica todavía presenta una elevada separación de

cargas y por tanto cabe esperar que sea poco estable.

El proceso de ceder electrones desde los O periféricos hacia el Cl para

formar nuevos enlaces puede continuar:

Carga Formal de estructura III:

CF(Cl) = 7 – 0 - 12/2 = +1

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2)

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (2)

Carga Formal de estructura IV:

CF(Cl) = 7 – 0 -14/2 = 0

CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1

CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (3)

Carga Formal de estructura V:

CF(Cl) = 7 – 0 - 16/2 = -1


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CF(O’) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (4)

iii) Las estructuras (III), (IV) y (V) son correctas desde el punto de vista de una

distribución electrónica adecuada. La decisión sobre cual es la más

representativa no es fácil. Podemos recurrir al siguiente argumento

electrostático: en una esfera conductora, las cargas eléctricas se sitúan enla superficie. Según este argumento aquella distribución que coloque las

cargas formales negativa sobre los átomos periféricos (la número IV)

podemos pensar que será la más estable.

iv) No se puede olvidar que cada una de las estructuras anteriormente

descritas (II), (III), (IV) y (V) presentan estructuras resonantes. Por ejemplo,

para la (IV) tenemos las estructuras siguientes:

2. Indicar la polarización de los enlaces en la molécula de metano, CH4, mediante el

uso de flechas que indique el desplazamiento de la densidad electrónica.

El enlace carbono – hidrógeno está polarizado, con una densidad de carga negativa

sobre el átomo de carbono y una densidad de carga positiva sobre el átomo dehidrógeno, debido a la diferencia entre la electronegatividad del carbono e

hidrógeno. La electronegatividad del C es 2,5 y la del H es 2,1; la diferencia es 0,4.


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1. a) Escriba la estructura electrónica de los átomos de los elementos cuyos númerosatómicos son 11, 13 y 16.

b) Indique, justificando la respuesta, el elemento de mayor carácter metálico.

c) ¿En qué grupo y período del sistema periódico está situado cada elemento?

2. Dados los elementos A, B, y C de números atómicos 9, 19 y 35, respectivamente:

a) Escriba la estructura electrónica de esos elementos.b) Determine el grupo y período a los que pertenecen.c) Indique cual es el más electronegativo.

3. Dados los siguientes compuestos: CaF2, CO2, H2O.

Indique el tipo de enlace predominante en cada uno de ellos.

4. Explique, en función del tipo de enlace que presentan, las afirmaciones siguientes:

a) El cloruro de sodio es soluble en agua.

b) El hierro es conductor de la electricidad.






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5. Comente, razonadamente, la conductividad eléctrica de los siguientes sistemas:

a) Un hilo de cobre.b) Un cristal de Cu(NO3)2 .c) Una disolución de Cu(NO3)2 .

6. Defina los conceptos, de los valores y estructura para los elementos siguientes: Mg(Z = 12), Cl (Z = 17), Al (Z = 13) y O (Z = 8).

a) Capa de Valenciab) Electrones de Valencia

c) Valenciad) Estructura de Lewis

7. A partir de las configuraciones electrónicas de los átomos correspondientes, de lasestructuras de Lewis de las especies químicas: NF3, NO2

- y NO3-.

8. Escribir las fórmulas de Lewis para las moléculas: Cloruro de sodio, NaCl; catiónamonio, NH4

+ y Amoníaco, NH3.






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9. a) Escriba las estructuras contribuyentes del ion SCN-.b) ¿Cuál de ellas es más estable y porqué?

10. a) Escriba la estructura de Lewis del ión nitrato, NO3-

b) Calcule las cargas formalesc) ¿Presenta estructuras resonantes, si es afirmativo, escriba los híbridos

resonantes del ión?

11. a) Escriba la estructura de Lewis y,b) Calcule la carga formal de las moléculas siguientes:

i) PCl3; ii) ICl4-; iii) ClF3; iv) OSF4

12. Indicar la polarización de los enlaces en H2O, SO y IBr mediante el uso de flechasque señalen el desplazamiento de la densidad electrónica.






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13. Indique si las siguientes propiedades del amoníaco son ciertas o falsas, razonandola respuesta en cada caso:

a) Es mal disolvente de compuestos iónicos.b) La molécula de amoníaco es polar.

14. Responda de modo razonado a las siguientes preguntas:

a) ¿Qué compuesto será más soluble en agua: óxido de calcio o yoduro de cesio?b) ¿Quién tendrá un punto de fusión más elevado: Bromuro de potasio o fluoruro de

sodio?c) Justifique por qué, en condiciones estándar, el agua es un líquido y el sulfuro de

hidrógeno es un gas.

15. Para la molécula de BF3 indique:

a) Geometría molecularb) Polaridad de la molécula





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16. ¿Qué clases de fuerzas intermoleculares existen entre las moléculas de los paressiguientes?

a) Amoníaco y agua.b) Dióxido de carbono y cloruro de telurio (IV).c) Nitrógeno gaseoso y bromuro de fósforo (V).

d) Ion carbonato y ozono.

17. Con base en la geometría molecular y los tipos de enlace, determine cuáles de lasmoléculas siguientes son polares:

NH3, CH4, H2O, CH2Cl2, CCl4, CaCl2

18. Explicar en términos de fuerzas intermoleculares por qué:

a) El HF tiene mayor temperatura de ebullición que el HBr.b) Las moléculas simétricas suelen hervir a temperaturas más bajas que las no

simétricas de masa molar similar.c) Un cubito de hielo flota en un vaso de H2O.





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19. Para las siguientes moléculas PbO32 –; XeCl5

+ y XeCl2, determine:

a) La estructura de Lewisb) La geometría molecular del átomo central.

20. Con base en la molécula hipotética siguiente:

Determine la geometría molecular con respecto a los átomos de C, Si, Te, Cl y N.




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21. Señale seis propiedades que son afectadas por las interacciones intermoleculares ycinco factores que influyen en las fuerzas intermoleculares

22. Clasifique las siguientes fuerzas intermoleculares atractivas en términos de fuerzas

ión-dipolo o fuerzas entre moléculas covalentes:a) dipolo-dipolob) ión-dipolo permanentec) dipolo-dipolo inducidod) ión-dipolo permanentee) dispersión o fuerzas de Londonf ) puente de hidrógeno

23. Señale el tipo de interacciones intermoleculares que presentan cada uno de lospares de moléculas que se indican a continuación

a) NaCl en H20b) K+ en SF6

c) ¿Cómo se ve influenciada la solubilidad en cada par de moléculas?





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24. En la siguiente tabla se listan moléculas orgánicas que presentan masas molaressimilares con sus respectivos valores de momento dipolar

Molécula orgánica Masa Molar (g/mol) Momento dipolar µ (Debye)Propano 44 0,1Dietil éter 46 1,3

Acetaldehído 44 2,7 Acetonitrilo 41 3,9

a) Dibuje las estructuras de Lewis para cada molécula y señale que tipo deinteracciones intermoleculares presenta cada una de ellas

b) ¿Cuál molécula presenta la mayor fuerza de atracción?c) Ordene las moléculas desde mayor a menor punto de ebullición?

25. Explique qué tipo de interacciones moleculares permiten que sea posible licuar el

N2 y el O2.




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26. En la siguiente tabla se listan los puntos de fusión y de ebullición de los gasesnobles, en términos de interacciones intermoleculares explique las diferencias enestas propiedades

Gas noble Punto de fusión °C Punto de Ebullición °CHe -270 -269

Ne -249 -246 Ar -189 -186Kr -159 -153Xe -112 -108

27. En la siguiente tabla se listan los puntos de fusión y de ebullición de los halogenos,en términos de interacciones intermoleculares explique las diferencias encontradasen estas dos propiedadesHalógeno Punto de Fusión °C Punto de Ebullición °C

F2 -220 -188Cl2 -101 -34Br 2 -7 59I2 114 184




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28. En el siguiente gráfico de temperatura de ebullición versus período, para diferenteshidruros moleculares

Variación de los puntos de ebullición de hidruros moleculares

Al respecto:a) ¿Qué especie se encuentra en estado gaseoso a temperatura ambiente?b) ¿Qué tipo de interacciones están presentes en estas moléculas?c) ¿Por qué los compuestos formados por los elementos del grupo VI presentan mayor

punto de ebullición que los compuestos formados por los elementos del grupo VII?d) En el caso de hidruros formados por los átomos de N, O y F presentan anomalías

con respecto a los puntos de ebullición. ¿Qué tipos de interacciones producen estaanomalía?.



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RESPUESTAS

1. Respuesta: a) Na: 1s2 2s2 2p6 3s1

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 b) El elemento de mayor carácter metálico es el Na, porque tiene

una gran tendencia a perder el electrón que tiene en su último

nivel, para alcanzar la configuración estable del gas noble del

período anterior.

c) Na: grupo I A, período 3; Al: grupo III A, período 3; S: grupo VI

A, período 3.

2. Respuesta: a) A: 1s2 2s2 2p5

B: 1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s1

C: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

b) A: grupo VII A, período 2; B: grupo I A, período 4; C: grupo VII A,

período 4.

c) La tendencia es mayor en A que en C, porque es más pequeño

y el núcleo atrae con mayor fuerza al electrón que necesita

captar.

3. Respuesta: CaF2: Iónico, Diferencia de Electronegatividad ( EN ) = 3;

CO2: covalente, EN = 1 y H2O covalente, EN = 1,4.4. Respuesta: a) Los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares

como el agua.

b) Las sustancias metálicas conducen la corriente eléctrica

gracias a la movilidad de la nube de electrones.

5. Respuesta: a) Conduce la corriente eléctrica en estado sólido y fundido

gracias a la movilidad de la nube electrónica.

b) No conduce la corriente eléctrica porque los iones están

ocupando posiciones fijas y no tienen libertad demovimiento.

c) Al disolverse el cristal, los iones tienen libertad de

movimiento y pueden conducir la corriente eléctrica.

6. Respuesta: a) Representación del último nivel de energía de la

configuración electrónica de un elemento.


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b) Electrones que se encuentran en la Capa de Valencia.

c) Número de electrones encontrados en el nivel más externo

de un átomo (último nivel de energía). (Tabla Nº 1).

Este valor representa por lo tanto, la capacidad de un

átomo individual para combinarse con otros átomos. Elvalor expresa el número de electrones que un átomo puede

dar a o aceptar de otro átomo. (Tabla Nº 1).

d) Estructura de Lewis es la representación gráfica del símbolo

del elemento con los electrones de valencia alrededor del

símbolo, empleando puntos o asteriscos. (Tabla Nº 2).

Tabla Nº1Elemento Capa de

ValenciaElectronesde Valencia

Valencia

Mg 3s2 2 +2

Cl 3s2 3p5 7 -1

Al 3s2 3p1 3 +3

O 2s2 2p4 6 -2

Tabla Nº2


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7. Respuestas: N: 1s2 2s2 2p3

O: 1s2 2s2 2p4 F: 1s2 2s2 2p5

8. Respuesta:


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9. Respuesta: a)

b) La estructura (III) es la más inestable puesto que representa

la molécula con una gran separación de cargas formales.

Las estructuras de más peso en el híbrido de resonancia

serán la (I) y (II). De entre ellas podemos decir que la que

contribuirá de forma más eficaz es la (II) puesto que sitúa la

carga formal -1 sobre el átomo más electronegativo mientras

que la (I) lo sitúa sobre el S. Por tanto el peso relativo de

cada una de estas estructuras en el híbrido de resonanciasería el siguiente: (II) > (I) >>> (III).

10. Respuesta: a)

b) las cargas formales:

CF(N) = 5 – 0 - 8/2 = 1; CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0 (1)

CF (O’) = 6 – 6 - 2/2 = -1 (2)

c) Si presenta resonancia. En este caso podemos imaginar 3

estructuras resonantes:


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11. Respuesta: i) a)

b) CF (P) = 5 - 2 - 6/2 = 0

CF (F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

ii) a)

b) CF (I) = 7 – 4 - 8/2 = -1

CF (Cl) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (3)

iii)

a)

b) CF(Cl) = 7 - 4 - 6/2 = 0

CF(F) = 7 - 6 - 2/2 = 0 (3)

iv) a)

b) Como átomo central colocamos al S.


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CF(O) = 6 – 6 - 2/2 = -1

CF(S) = 6 – 0 -10/2 = 1

CF (F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4)

Aunque en este caso hay otra distribución posible que

no sitúa cargas formales sobre ningún átomo y que porlo anteriormente expuesto será la más probable:

y las cargas formales son:

CF(O) = 6 – 4 - 4/2 = 0CF(S) = 6 – 0 - 12/2 = 0

CF(F) = 7 – 6 - 2/2 = 0 (4)

12. Respuesta: H2O: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. H = 2,1); diferencia 1,4.

SO: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

oxígeno (E.N. O = 3,5); (E.N. S = 2,5); la diferencia es 1.

IBr: La densidad electrónica está desplazada hacia el átomo de

bromo, (E.N. Br = 2,8); (E.N. I = 2,5); la diferencia es 0,3.

13. Respuesta: a) y b) Para que un disolvente sea adecuado para los compuestosiónicos, debe tener sus moléculas polarizadas. Si tenemos en

cuenta las electronegatividades del N (3,0) y del H (2,1) sus enlaces

estarán polarizados con un exceso de carga más cerca del N que

del H; de esa forma, y dado que, además el N tiene un par de

electrones desapareados, la molécula en su conjunto presentará


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una cierta carga negativa en el vértice del tetraedro, y un exceso de

carga positiva en la cara tetraédrica en la que se sitúan los H, por

ello, sí disolverá a los compuestos iónicos, aunque menos que el

agua.

14. Respuesta: a) La proporción de carácter iónico en un enlace entre dos átomoses tanto mayor cuanto mayor sea la diferencia de

electronegatividades entre los átomos enlazados, y sabemos

que esta propiedad aumenta en la Tabla periódica de abajo a

arriba en los grupos, y de izquierda a derecha en las periodos.

La solubilidad en agua es una propiedad que es mucho más

notable cuanto mayor sea el carácter iónico del enlace. En este

caso el yoduro de Cesio tiene una proporción de carácter iónico

mayor que el óxido de calcio, por lo que será más soluble enagua.

b) El punto o temperatura de fusión de un determinado compuesto

es tanto mayor cuanto mayor sea el carácter iónico del enlace

que los une. En el caso de los dos compuestos que nos dan, la

mayor diferencia de electronegatividades se da en el caso del

Fluoruro de sodio, por lo que será éste el que tiene un punto de

fusión más elevado.

c) En los dos compuestos que nos dan, el enlace intermolecular,de tipo puente de hidrógeno, estará más polarizado en el caso

del enlace O H que en el S H, ya que la diferencia de

electronegatividades entre O e H es mayor que en el caso del S

y el H.


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Debido a ello, aparecen enlaces intermoleculares por puente de

hidrógeno entre un átomo de O de una molécula de agua y un H

de una molécula vecina, mientras que este enlace por puente de

hidrógeno no aparece en el caso del H2S.

Como consecuencia de ello, las “agrupaciones moleculares” en

el caso del agua son mayores que en el sulfuro de hidrógeno

debido a la existencia de enlaces por puente de Hidrógeno, lo

que hacen que el estado físico del agua sea líquido, mientras

que el sulfuro de hidrógeno es un gas en condiciones estándar.

15. Respuesta: a) En este caso estamos ante una excepción a la regla del octeto.

El boro tiene 3 pares de electrones compartidos. La forma de

disponer esos tres pares de electrones lo mas lejos posible es

hacia los vértices de un triangulo equilátero. Las tres unionesquedan en un plano. Esa geometría se denomina PLANA

TRIGONAL y los ángulos entre los enlaces son de 120º.

b) Los tres momentos dipolares de las uniones boro – flúor son

iguales en módulo, pero al estar dispuestos en el espacio en

forma simétrica (existe un centro de simetría), su suma es igual

a cero. Es una molécula NO POLAR.

16. Respuesta: a) Dipolo-dipolo y puentes de hidrógeno

b) Dipolo-dipolo inducido

c) Dipolo-dipolo inducido

d) Ion-dipolo inducido

17. Respuesta: NH3, H2O, CH2Cl2

18. Respuesta: a) El F forma puentes de hidrógeno (pequeño tamaño y altaelectronegatividad).

b) Las moléculas no simétricas que son polares tienen la

capacidad de establecer interacciones intermoleculares de tipo

dipolo-dipolo que son más fuertes que las de dispersión que

presentan las moléculas simétricas, ya que son apolares.


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c) La densidad del agua en estado sólido es menor que en

estado líquido, debido a que al estar sus moléculas más

ordenadas producto de su cercanía, esto facilita que se

intensifiquen las interacciones intermoleculares.

19. Respuesta: a)

b) Plana trigonal; Piramidal cuadrada y Lineal.

20. Respuesta C: Plana trigonalSi: TetraédricaTe: AngularCl: Piramidal trigonalN: Piramidal trigonal

21. Respuesta Punto de fusión, punto de ebullición, presión de vapor, solubilidad,densidad, viscosidad. Distribución de la densidad electrónica,electronegatividad de los átomos, forma de las moléculas, tamañode las moléculas

22. Respuesta a) fuerza entre moléculas covalentes

b) fuerza entre iones y dipolos (covalentes)c) fuerza entre moléculas covalentesd) fuerza entre iones y dipolos (covalentes)e) fuerza entre moléculas covalentesf) fuerza entre moléculas covalentes

23. Respuesta a) íon – dipolo permanenteb) íon – dipolo inducidoc) la solubilidad de NaCl em H2O ES mayor debido a que lamolécula de água presenta momento dipolar distinto de cero adiferencia del SF6 que presenta momento dipolar resultante 0

d) Depende exclusivamente del tipo de solvente, em solvente polarel isómero Cis mayor solubilidad, en solvente apokar isómeroTrans mayor solubilidad.

24. Respuesta a) el compuesto que presenta mayor fuerza de atracción es el quepresenta mayor polaridad, por lo tanto el acetonitrilo presentamayor fuerza de atracción


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c) mayor polaridad, mayor fuerza de atracción, mayor punto deebullición, esto implica que el orden de mayor a menor punto deebullición es el siguiente:

Acetonitrilo, acetaldehído, dietil éter, propano

25. Respuesta Debido a interacciones de tipo London

26. Respuesta Interacciones de tipo London, a mayor Masa Molar, mayor es lafuerza de atracción y mayor será el punto de fusión y de ebulliciónen moléculas similares

27. Respuesta Se deben a interacciones de tipo London. Son atracciones que sedan entre cualquier tipo de moléculas debido a los dipolosinstantáneos que se forman producidos por las fluctuaciones en ladensidad electrónica que rodea a los átomos. Las fuerzas deLondon dependen de la forma de la molécula. Para moléculas deforma semejante, crecen con la masa molecular y con lapolarizabilidad ya que esos dos factores facilitan la fluctuación de

los electrones

28. Respuesta a) aguab) en La mayoría de estos compuestos existen interacciones deltipo dipolo-dipolo, pero en el caso de las moléculas formadas porelementos del período 2 (N, O y F) además presentaninteracciones por puente de hidrogenoc) se deben a que estas moléculas presentan interacciones depuente de hidrógeno


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GUIA Nº 3

UNIDAD Nº 3

ESTEQUIOMETRÍA Y SOLUCIONES


1. Estequiometría; reactivo limitante y rendimiento de una reacción.

2. Soluciones. Unidades de concentración. Diluciones.

3. Electrólitos fuertes y débiles: Bases, ácidos y sales.

4. Tipo de reacciones en solución. (precipitación, metátesis, ácido-base, redox).

5. Estequiometría para reacciones en solución.

6. Propiedades Coligativas: Descenso del punto de Congelación, Descenso de la presión

de vapor y Ley de Raoult, Aumento del punto de ebullición, Presión

Osmótica: Soluciones isotónicas e hipotónicas. Factor de Van’t Hoff.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:

1. Capítulo 3. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002.



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1. En la reacción de obtención de fosfina, a partir de fosfuro de calcio, en presenciade agua, según la siguiente ecuación no balanceada:

Se hacen reaccionar 461 g de fosfuro de calcio, Ca 3P2, en presencia de 360 gde agua. Según estos datos, calcule:

a) La masa de fosfina, PH3, obtenida.b) La cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida.c) Si el rendimiento de la reacción es de 72%, calcule la masa de fosfina, PH3,

realmente obtenida.

a) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, obtenida:

.Lo primero que debemos hacer siempre cuando hay una ecuación químicaes balancear la ecuación.

La ecuación correctamente balanceada es:

Una vez balanceada correctamente nuestra ecuación, calculamos la masasmolares de reactantes y productos involucrados en la reacción.

Las masas molares de los reactantes y productos involucrados siempre sondatos, en caso contrario, deben ser determinadas previamente antes decualquier cálculo estequiométrico.

Masa molar fosfuro de calcio, Ca3P2 = 182 g/mol

Masa molar agua, H2O = 18 g/mol

Masa molar fosfina, PH3 = 34 g/mol

Masa molar hidróxido de calcio, Ca(OH) 2 = 74 g/mol

Ahora determinaremos el reactivo limitante de la reacción.Para este efecto, vamos a calcular la cantidad de materia, moles, de cadareactante involucrado en la reacción.

g 182

mol 1 x g 461PCan 23


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48

n Ca3P2 = 2,53 mol

Análogamente para el agua:

Según, los coeficientes estequiométricos de la reacción, nos indican que:

23

2232

PCa mol 1

OH mol 6 x PCa mol 53,2 OnH

n H2O= 15,2 moles

Inicialmente se tienen 20 moles de agua y solamente reaccionan 15,2 molespara consumir los 2,53 moles de fosfuro de calcio disponible.

Luego, el limitante de la reacción es el fosfuro de calcio. Por lo tanto, elfosfuro de calcio será nuestra base de cálculo.

Ahora hay que calcular la masa de fosfina, PH3, obtenida:

Basándose en los coeficientes estequiométricos de la reacción, podemosdecir que:

23

3233

PCamol 1

PH mol 2 x PCa mol 53,2 PH n

n PH3 = 5,06 mol

La masa teórica de la fosfina:

mol 1

g 34 x PCa mol 06,5 PH m 233

m PH3 = 172 g

La cantidad de fosfina obtenida es 172 g, si la reacción tuviese un 100% derendimiento. Por esta razón, se llama rendimiento teórico..

b) Cálculo de la cantidad de materia de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida.

El primer paso a seguir es calcular la cantidad de materia teórica dehidróxido de calcio.

Para lograr este objetivo debemos considerar los coeficientesestequiométricos de la reacción:

23

2232

PCa mol 1

)H(O aColm 3 x PCa mol 53,2 )Ha(OC n


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49

n Ca(OH)2 = 7,59 mol

La cantidad de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, obtenida si hubiese un 100 %de reacción es 7,59 mol.

c) Cálculo de la masa de fosfina, PH3, realmente obtenida, si el rendimiento de

la reacción es de 72 %.

Rendimiento en porcentaje, se puede expresar de la siguiente manera:

Para nuestro caso,

Recordemos que la cantidad de fosfina obtenida es 172 g.

Entonces:

001

72 x g 172 PHm

3

m PH3 = 124 g

La masa de fosfina obtenida, PH3, para un rendimiento del 72 % es 124 g.

2. a) ¿Qué volumen de disolución concentrada de ácido clorhídrico (HCl) de 40,0% enmasa y densidad 1,20 g/mL hace falta para preparar dos litros de disolución0,10 M de dicho ácido?

b) Una vez preparada dicha disolución, se toman 100 mL y se valoran con una

disolución de NaOH 0,40 M gastándose, hasta llegar al viraje del indicador, 25,5mL de esta última disolución. ¿Cuál será la concentración real del ácidoclorhídrico (HCl)?

a)

Paso 1: Ordenar los datos:

Masa molar del HCl = Masa molar del H + Masa molar del Cl


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50

Masa molar del HCl = 1,01 g/mol + 35,5 g/mol

Masa molar del HCl = 36,51 g/mol

Concentración de la disolución concentrada de HCl = 40,0% m/m

d = 1,20 g/mL

Paso 2 :

Se determinará primero la molaridad del HCl concentrado:

Como sabemos:

solución de g100

HCl de g0,40 m/m %0,40

Para obtener la molaridad, primero obtendremos los moles de HCl:

Molar asaM

HCl de masanHCl

g/mol 51,36

HCl g0,40nHCl

n HCl = 1,10 mol

Luego se obtendrá el volumen que corresponden los 100 g de disolución usando

la densidad:

V

m d

Por lo tanto el volumen es:

soluciónladedensidad

HCldesoluciónlademasa V

3g/cm1,20

g100 V

V = 83,3 mL

mL

L x

1000

1 = 0,0833 L

Con estos datos y sabiendo que la molaridad es:

ó Molaridad litros)(ensoluciónVolumen

HCldesoluto de moles

V

n M


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Por lo tanto, la molaridad será:

soluciónde L

moles M

0833,0

HCl de ,10113,2 M

Luego debemos obtener el volumen necesario para diluir la solución de 13,2 M a0.10 M.

Sabemos que:

Moles antes de diluir = Moles después de diluir

n = M x V (Litros)

Por lo tanto:

M antes de diluir x V antes de diluir = M después de diluir x V después de diluir

Así, el volumen necesario de la disolución 13,2 M, para preparar 2 L de la

solución 0,10 M es:

diluir deantes

diluir dedespuésdiluir dedespués

diluir deantesV

M xV V

M 13,2

M 0,10 xL2 V diluir deantes

V antes de diluir = 0,015 L L

mL x

1

1000 = 15 mL

b)

Para obtener la verdadera concentración de HCl se realiza una titulación ácidobase que involucra la siguiente reacción:

HCl(ac) + NaOH(ac) → NaC(ac) + H2O(l)

Paso 1: Ordenar los datos.

VHCl a titular = 100 mL = 0,100 L

[NaOH] = 0,40 M

VNaOH gastado = 25,5 mL = 0,0255 L

Paso 2:


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52

Obtener los moles de NaOH que serán neutralizados y luego por laestequiometría de la reacción los moles de HCl requeridos.

Recordemos:

n = M x V (Litros)

nNaOH = 0,40L

mol x 0.0255 L

n NaOH = 0,0102 mol

Por lo tanto los moles de HCl requeridos serán:

NaOH 1

demol 1x NaOHdemol 0102,0

demol

HCl = 0,0102 mol de HCl

Paso3:

La concentración real de HCl se determina sabiendo el concepto de molaridad

antes dado:

M L

mol

soluciónde L M 102,0102,0

100,0

HCldemol 0102,0

[HCl] = 0,102 M

3. Se disuelven 0,572 g de resorcina en 19,31 g de agua y la solución hierve a 100,14°C.Calcular la masa molar de la resorcina, Keb del agua es 0,52 °C/m.

Paso 1: Ordenar los datos.

Soluto resorcina : masa = 0,572 g

Solvente agua : masa = 19,31 g

Keb = 0,52 °C/m

Tºeb = 100,00 °C

Solución: Teb = 100,14 °C

Paso 2 : Pregunta concreta determinar la masa molar de la resorcina

Paso 3: Aplicamos las ecuaciones

Teb = Teb - Tºeb Ecuación 1

Teb = Keb m Ecuación 2


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Para poder calcular la masa molar del soluto necesitamos saber cual es la masa deun mol de moléculas de resorcina.Luego necesitamos saber que molalidad tiene la solución, para lo cual utilizamosentonces la ecuación 1, para determinar el aumento del punto de ebullición y laecuación 2 para calcular la molalidad.

Paso 4: Cálculo de la molalidad

Teb = Teb - Tºeb

Teb = 100,14 °C - 100,00 °C

Teb = 0,14 °C

Teb = Keb m

0,14 °C = (0,52 °C/molal) m

m = 0,269 molal

Esto significa que 0,269 moles de soluto (resorcina) se disolvieron en 1 kg desolvente (H2O).

Paso 5 : Cálculo de moles de resorcina presentes en 19,31 g de H2O (0,01931kg).

)(kg disolventemasa

solutomolesmolalidad )(kg disolventemasa xmolalidad solutomoles

OdeH kg xmolal solutomoles 201931,0 269,0 = 5,194 x 10-3 moles de resorcina

Paso 6 : Cálculo de la masa molar.

Molar asaM

resorcina de masanresorcina

Molar asaM

g 0,572moles10x5,194 3-

moles10x5,194

g 0,572Molar asaM

3-

Masa molar = 110 g/mol


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1. Hay dos minerales de cobre: CuFeS2 y CuSiOx2H2O de los cuales se puedeobtener cobre según las siguientes reacciones:

2 CuFeS2 + 5 O2 2Cu + 2 FeO + 4SO2

2(CuSiO3x2H2O) 2Cu + 2SiO + O2 + 4 H2Oa) ¿Cuál de los dos minerales produce más cobre por Kg de mineral?b) Si el O2 generado en la segunda reacción se usa como reactante en la primera

reacción ¿Cuánto cobre total se obtendrá a partir de 1 Kg de CuSiO3x2H2O consuficienteCuFeS2?

2. La ecuación para la reacción de obtención de fósforo en un horno eléctrico es:

Ca3(PO4)2 + SiO2 + C CaSiO3 + CO + P4Determinar:

a) Los coeficientes estequiométricos de la ecuación planteada.

b) Los gramos de fósforo (P4) obtenidos por cada gramo de Ca3(PO4)2 utilizados.c) Los gramos de SiO2 y C que se necesitan por cada mol de Ca3(PO4)2

utilizados.




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3. El fluoruro de hidrógeno se fabrica para la producción de freones, según lasiguiente reacción (no balanceada):

CaF2 (s) + H2SO4 (ac) → CaSO4 (s) + HF (g)

Si reaccionan 1 kg de fluorita de 70% de pureza en fluoruro de calcio, con 2 litros de

solución de ácido sulfúrico al 50% en masa de densidad 1,5 g/mL, calcular:a) el reactivo limitanteb) el reactivo en exceso y qué cantidad queda sin reaccionarc) la masa de fluoruro de hidrógeno formadod) el número de moles de la sal que se obtiene como producto.

4. El superfosfato Ca(H2PO4)2, es un fertilizante producido por la acción de unconcentrado de ácido sulfúrico en polvo de roca fosfática, puede obtenerseindustrialmente en base a la siguiente reacción:

Ca3(PO4)2 + H2SO4 Ca(H2PO4)2 + CaSO4 a) Calcular las toneladas de superfosfato obtenidos por cada tonelada de fosfato decalcio si el rendimiento es de 85%.

b) ¿Cuántos Kilos de ácido sulfúrico reaccionan con 1 Kg de fosfato de calcio.c) ¿Cuál es el % de fósforo en el superfosfato?




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5. ¿Qué cantidad de pirita (FeS2, MM=120g/mol) de 75% de pureza se necesita paraobtener 1,00 Kg de ácido sulfúrico, por el método siguiente:

a) 4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + 8 SO2 b) SO2 +NO2 + H2O NO + H2SO4

2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)

6. Una de las reacciones que ocurre en un alto horno, para la obtención de Fe, es:

Fe2O3 + CO Fe + CO2

a) ¿Cuál es la masa de CO necesaria para hacer reaccionar 45 Kg de Fe 2O3?b) ¿Cuál es la masa de Fe que se obtiene a partir de 1,0 Kg de Fe2O3 con una pureza de76 %?c) ¿Cuál es la masa de hierro que se obtiene al hacer reaccionar 10 Kg de óxido férrico y10 Kg de CO?d) ¿Cuál sería el rendimiento de la reacción si a partir de 10 kg de óxido férrico y 10 Kg de

CO, se obtienen 2,5 kg de Fe?




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7. El vidrio común se obtiene fundiendo en hornos una mezcla molida de arena decuarzo (SiO2), carbonato de sodio (Na2CO3) y carbonato de calcio (CaCO3) a 1500 -1600°C:

Na2CO3

CaCO3

Na2O + CO2 (g)

CaO + CO2 (g)calor

El Na2O y el CaO reaccionan con el SiO2

obteniéndose:

Na2O + CaO + 6SiO2calor Na2O

. CaO . 6SiO2

vidrio

Calcular cuántos gramos de SiO2, Na2CO3 y CaCO3 se necesitan para obtener 1 kgde vidrio.

8. Una muestra de 10,50 g de una mezcla de carbonato de calcio (CaCO3) y sulfato decalcio se calentó para descomponer el carbonato, de acuerdo a la ecuación

siguiente: CO2+CaOCaCO3

El CO2 gaseoso escapó y el CaSO4 no se descompone por el calentamiento. Lamasa final de la muestra es 7,64 g ¿Qué porcentaje de la mezcla original esCaCO3?




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9. Algunas aguas de ríos presentan altos contenidos de carbonatos, bicarbonatos ysulfatos de Calcio y Magnesio lo que provoca que no se forme espumas al utilizardetergentes. Este tipo de aguas se denominan aguas duras. Para eliminar la durezadel agua, ésta es tratada antes de ser utilizadas en calderas o generadores devapor. Un tratamiento eficaz consiste en adicionar hidróxido de sodio (NaOH) y decalcio (Ca(OH)2) para eliminar la dureza temporal provenientes de los bicarbonatos

mediante la siguiente reacción

Ca(HCO3)2 + NaOH → CaCO3 + Na2CO3 + H2O

Además, el hidróxido de Calcio elimina la dureza permanente proveniente delsulfato de magnesio (MgSO4) según la siguiente reacción

MgSO4 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + CaSO4

A su vez el CaSO4 formado se elimina al reaccionar con el Na 2CO3 de acuerdo a lasiguiente reacción

CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4

¿Cuánto NaOH y Ca(OH)2 se tiene que agregar para eliminar por completo la durezadel agua?

10. Un importante proceso de la tostación es la oxidación de menas de sulfuro, en la queel metal se transforma en el óxido. Si se tienen 150 moles de sulfuro de zinc con 4,5Kg de oxígeno. ¿Qué masa de oxido de zinc se pueden obtener?

ZnS(S) + O2(g) ZnO(S) + SO2(g)




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11. En 35 g de agua se disuelven 5 g de HCl. La densidad de la disolución

resultante a 20°C es de 1,06 g/mL. Calcule:

a) % m/mb) molaridad

12. La solubilidad del perclorato de potasio, KClO4, en agua a 0 ºC es 7,5 (g/L).Calcule la molaridad del mismo en una disolución saturada a esa temperatura.

13. Se disuelven 7,46 g de cloruro potásico, 1,4625 g de cloruro sódico y 3,4840 g desulfato potásico en agua hasta obtener un volumen total de disolución de 500 mL.Suponiendo que todas las sales se disocian totalmente, ¿cuál será la concentraciónde cada uno de los iones en la disolución final?





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14. Un ácido clorhídrico comercial contiene un 37% en peso de ácido, con una densidadde 1,19 g/mL. ¿Qué cantidad de agua debe añadirse a 20 mL de este ácido paraque la disolución resultante sea 1,0 M?

15. Un ácido nítrico técnico, HNO3, tiene una concentración de un 19% y una densidadde 1,11 g/mL. Según estos datos, calcule:

a) El volumen de ácido técnico que puede ser preparado por dilución con agua de50 mL de un ácido concentrado al 69,8% y densidad 1,42 g/mL.

b) Las concentraciones molares de las disoluciones diluida y concentradarespectivamente.

16. Una muestra de 25,00 mL de ácido sulfúrico, H 2SO4, requiere 42,13 mL de NaOH0,1533 M para la titulación en el punto de equivalencia. ¿Cuál es la concentracióndel ácido sulfúrico?

H2SO4(ac) + 2 NaOH → Na2SO4(ac) + 2 H2O (l)





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17. ¿Cuántos mL de solución de H2SO4 al 80% m/m y d = 1,74 g/mL se necesitan paraque reaccionen completamente 50 g de zinc?

Zn(s) + H2SO4(ac) → ZnSO4(ac) + H2(g)

18. Se requiere determinar la pureza en carbonato cálcico de un mineral de caliza, paralo cual 5 g de mineral se disuelven en 325 mL de una disolución de HCl 0,2 M,quedando exceso de ácido. El ácido sobrante se valora con NaOH 0,05 M, del quese gastan 75 mL. Señale cuál es la riqueza en carbonato cálcico del mineral.

19. La presión de vapor de agua pura a 45°C es 71,9 mm Hg. ¿Cuál es la presión devapor de una mezcla de 21,0 g de sacarosa (C12H22O11, masa molar 342,3 g/mol) y79,0 g de agua?





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20. ¿Cuál es el punto de congelación de una solución que contiene 4,78 gramos denaftalina (masa molar = 128,2 g/mol) disuelta en 32,0 gramos de p-dicloro-benceno?El punto de congelación del p-dicloro-benceno puro es 53,0°C y la constante dedisminución del punto de congelación, K f , es -7,10 °C/m.

21. A 25°C la presión de vapor del agua pura es 23,8 mmHg. Disolviendo 10g de unsoluto no volátil en 180 g de agua se obtiene una solución con una presión de vaporde 23,5 mmHg. Determinar el peso molecular aproximado del soluto.

22. ¿Cuál es el punto de ebullición de una solución que contiene 20,0 g de glucosa,C6H12O6 , disuelta en 500 g de agua? La constante ebulloscópica del agua pura K eb,es 0,51 °C/m.





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23. El oxígeno gaseoso se disuelve en agua según la ley de Henry, con una constantede 2,90x107 a 20°C. ¿Cuántos moles de O2 gaseoso se disuelven en 1000g de aguasi a presión normal la presión parcial del oxígeno, pO2, es aproximadamente 0,21atmósferas?

24. A 25 °C, ¿cuál es la presión osmótica de 8,65 g de urea (CON2H4) diluída con aguaa 1,50 L? (R = 0.08206 L·atm/mol·K)

25. Calcular el punto de congelación de una solución de CaCl2 0,20 m. en agua .(Kc = -1,86 °C/m)

CaCl2 Ca2+ + 2Cl-





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26. Si se prepara una solución de 9,99 g de CaCl2 en 162 g de H2O, ¿Cuál será elaumento en el punto de ebullición? (Keb = 0,51 °C/m)

27. Calcule el punto de congelación de una disolución acuosa de 0,100m de K2SO4 (Kf = -1,86 °C/m)a) sin tener en cuenta las atracciones interiónicas.b) considerando las atracciones interiónicas (es decir, usando el factor de Van´t Hoff)

28. ¿Por qué una disolución acuosa 0,10 m de NaCl tiene un punto de ebullición másalto que una disolución acuosa 0,10 m de C6H12O6?. Calcule el punto de bullición decada disolución.

29. La presión osmótica medida de una disolución acuosa 0,010 M de CaCl2 es de 0,674atm a 25°C.a) Calcule el factor de van´t Hoff, i, de la disolución.b) ¿Cómo cabe esperar que cambie el valor de i al aumentar la concentración de la

disolución? Explique.






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RESPUESTAS

1. Respuesta: a) CuSiO3x2H2O

b) 434,2 g

2. Respuesta: a) 2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 + 10C 6CaSiO3 + 10CO + P4 b) 0,2 g de P4

c) 180,26 SiO2 y 60 g de C

3. Respuesta: a) CaF2

b) H2SO4, sobran 621 g

c) 359 g

d) 9 moles

4. Respuesta: a) 0,641 Toneladas

b) 0,632 Kg de H2SO4

c) 26,47%

5. Respuesta: 816,27 g

6. Respuesta: R: a) 23,67 kg de COb) 531,57 g de Fec) 6,99 kg de Fed) 35,7 %.

7. Respuesta: 753 g SiO2

209,2 g CaCO3

221,7 g Na2CO3

8. Respuesta: 61,9%

9. Respuesta: 88,83 g de NaOH y 12,31 g de Ca(OH)2

10. Respuesta: 7,6 Kg de ZnO

11. Respuesta: a) 12,5%

b) 3,6 mol/L

12. Respuesta: a) 0,054 mol/L

13. Respuesta: [K+] = 0,280 M; [Cl-] = 0,250 M; [Na+] = 0,0500 M; [SO2-] = 0,0400 M

14. Respuesta: 221,6 mL

15. Respuesta: a) 235 mL

b) 15,73 mol/L y 3,35 mol/L

16. Respuesta: 0,1292 M


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17. Respuesta: 53,5 mL

18. Respuesta: 61,25%

19. Respuesta: 70,9 mm Hg

20. Respuesta: 44,7 °C

21. Respuesta: 78,36 g/mol22. Respuesta: 100,113 °C

23. Respuesta: 3,05x10-4 mol

24. Respuesta: 2,35 atm

25. Respuesta: Tc= -1,1°C26. Respuesta: Te= 0,854°C27. Respuesta: a)Tf = -0,186°C; b)Tf = -0,558°C28. Respuesta: Debido a que el NaCl es un electrólito fuerte, un mol de NaCl

Produce dos veces más partículas disueltas que un mol de solutomolecular C6H12O6. La elevación del punto de ebullición está direc-

tamente relacionada con los moles totales de partículas disueltas;por tanto, el NaCl 0,10 m tiene el punto de ebullición más alto.29. Respuesta: a) i= 2,76

b) Cuanto más concentrada está la disolución, tanto mayor es laformación de pares iones y menor el valor medido de i.


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GUIA Nº 4

UNIDAD Nº 4

TERMOQUÍMICA


1. Formas de energía. Sistemas. Variables de Estado, Ecuaciones de Estado.

2. Leyes de la termodinámica. Energía Interna. Calor y Trabajo. Entalpía.

3. Entalpía de reacción, de formación y de combustión. Ley de Hess.

4. Concepto de Entropía, Energía Libre y Espontaneidad de una reacción química.


VALIDEZ)

BIBLIOGRAFIA:


2. Capítulo 6 y 18. Química. R. Chang McGraw Hill. 7ª Edición, 2002


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1. Una muestra de 1,435 g de naftaleno (C10H8), una sustancia de olor penetrante quese utiliza en los repelentes contra polillas, se quema en una bomba calorimétrica avolumen constante. Como consecuencia, la temperatura del agua se eleva de 20,17

a 25,84ºC. Si la masa de agua que rodea al calorímetro es exactamente 2000 g y lacapacidad calórico de la bomba calorimétrica es 1,80 kJ/ºC, calcule el calor decombustión del naftaleno sobre una base molar; es decir, encuentre el calor decombustión molar.

Desarrollo:

Como se trata de un sistema aislado, el calor generado por la combustión debe serigual al calor ganado por el agua y el calorímetro. Primero se calculan los cambiosde calor del agua y para el calorímetro, utilizando la siguiente ecuación:

q agua = m cp t

q agua = (2000 g) (4,184 J/g ºC) (25,84ºC – 20,17ºC)

q agua = 4,74 x 104 J

q bomba = C t

q bomba = (1,80 x 103 J/ºC) (25,84ºC – 20,17ºC)

q bomba = 1,02 x 104 J

Entonces utilizando la siguiente ecuación para calcular q reacción:

q reacción = - (q agua + q bomba)

q reacción = - (4,74 x 104 J + 1,02 x 104 J)

q reacción = - 5,76 x 104 J

La masa molar del naftaleno es 128,2 g/mol, por lo que el calor de combustión de 1mol de naftaleno es:

mol

g2,128

combustión de molar calor

HC g 1,435

J10x5,76-

810

4

Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 6 J

Calor de molar de combustión = - 5,15 x 10 3 kJ


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2. Dada la siguiente reacción:

C2H5OH(l) + O2(g)→ CH3COOH(l) + H2O(l)

a) Calcular el Hº, Sº de la reacción e indicar si es exotérmica o endotérmica, y siproduce aumento o disminución de entropía.

b) Calcular la variación de energía libre de Gibbs en condiciones estándar (0ºC) eindicar si la reacción será espontánea y si la temperatura puede influir en laespontaneidad.

Datos:

C2H5OH(l) CH3COOH(l) H2O(l) O2(g)

Hºf (kJ / mol) - 227,6 - 487 - 285,8 -

Sº (J / mol K) 160,7 159,8 70 205

y las reacciones de formación de los tres compuestos que nos dan son:

2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g)→ C2H5OH (l) Hº f = - 227,6 kJ/mol

2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g)→ CH3COOH (l) Hº f = - 487 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g)→ H2O (g) Hº f = - 285,8 kJ/mol

La reacción que se debe obtener, se consigue asociando estas tres reacciones

de la forma siguiente:C2H5OH (l)→ 2 C (s) + 3 H2 (g) + ½ O2 (g) Hº = 227,6 kJ/mol

2 C (s) + 2 H2 (g) + O2 (g)→ CH3COOH (l) Hº = - 487 kJ/mol

H2 (g) + ½ O2 (g)→ H2O (g) Hº = - 285,8 kJ/mol

______________________________________________________________

C2H5OH(l) + O2(g)→ CH3COOH(l) + H2O(l) Hº R = - 545,2 kJ

o puede también calcularse directamente con la ecuación siguiente:

r ,f r p,f pR ºHnºHnºH

donde: HºR es la entalpía de la reacción, np coeficientes estequiométricos delos productos, Hºf,p entalpía de formación de los productos, nr coeficientesestequiométricos de los reactantes y Hºf,r entalpía de formación de losreactantes.


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Hº R = [1 mol x - 487 kJ/mol + 1 mol x - 285,8 kJ/mol ] – [1 mol x - 227,6 kJ/mol ]

Hº R = - 545,2 kJ

La reacción es exotérmica ya que el Hº obtenido es negativo.

Para el cálculo de la variación de entropía se utiliza la ecuación siguiente:

r r ppR ºSnºSnºS

Sº R = [1 mol x 159,8 J / mol K + 1 mol x 70 J / mol K] – [1 mol x 160,7 J / mol K+ 1 mol x 205 J / mol K]

Sº R = - 135,9 J / K = - 0,1359 kJ / K

Lo que indica que hay una disminución de entropía ya que Sº R es negativo.

b) Para calcular el cambio de energía libre a temperatura estándar, es decir, 0ºC o273 K, se utilizará la ecuación siguiente:

Gº = Hº R - T Sº R

Gº = - 545,2 kJ – 273 K x - 0,1359 kJ / K

Gº = - 508 kJ

Reacción espontánea en estas condiciones, ya que Gº es negativo. Estecarácter espontáneo depende de la temperatura.


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1. El calor específico del hierro es 0,107cal/g°C. ¿Qué cantidad de calor se necesitapara calentar 100g de hierro desde 20°C hasta 70°C?

2. ¿Cuánta energía se libera cuando se enfrían 50 g de plomo desde 150°C hasta50°C si su capacidad calorífica molar promedio en este intervalo de temperatura es6,42 cal/mol°C?

3. Cierto gas se expande de un volumen de 2,0 a 6,0 L a una temperatura constante.Calcule el trabajo hecho por el gas si la expansión ocurre a) contra el vacío y b)contra una presión constante de 1,2 atm.

4. El trabajo realizado cuando se comprime un gas en un cilindro es de 462 J. Duranteeste proceso hay una transferencia de calor de 128J del gas hacia los alrededores.Calcule el cambio de energía para este proceso.





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Guia Ejercicios Qui 180 2014-2